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• Susanita Castro Cerpa

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Química

1

º

Ciencias Naturales

Medio

Dirección editorial Prof. Rodolfo Hidalgo Caprile Magíster en Diseño Instruccional Pontificia Universidad Católica de Chile Doctor (c) en Educación Universidad Academia de Humanismo Cristiano

Edición Bárbara Burgos Rodríguez Licenciada en Ingeniería en Biotecnología Molecular Universidad de Chile

Autoría Óscar Cifuentes Sanhueza Profesor de Química y Ciencias Naturales Pontificia Universidad Católica de Chile Posgrado en Didáctica de las Ciencias Universidad Autónoma de Barcelona, España

Isabel Chadwick Weinstein Profesora de Química Facultad de Filosofía y Educación Universidad de Chile

María Angélica Santa Ana Profesora de Química Facultad de Filosofía y Educación Universidad de Chile

Daniel Pascual Mora Cubillos Profesor de Química y Ciencias Naturales Pontificia Universidad Católica de Chile Posgrado en Didáctica de la Química Universidad Autónoma de Barcelona, España

El Texto Química 1 – Proyecto Nuevo Explor@ndo para Primer Año de Educación Media es una creación del Departamento de Estudios Pedagógicos de Ediciones SM – Chile. Dirección eDitorial Prof. Rodolfo Hidalgo Caprile coorDinación eDitorial Arlette Sandoval Espinoza eDición Bárbara Burgos Rodríguez ayuDantía De eDición Claudia Andrea Londoño Restrepo autoría Óscar Cifuentes Sanhueza Isabel Margarita Chadwick Weinstein María Angélica Santa Ana Daniel Pascual Mora Cubillos asesoría peDagógica Mario Ávila Garrido consultoría Javier Andrés Guzmán Porras Óscar Reinoso Tapia Desarrollo De solucionario Alejandro Bisquertt Zavala Daniela Galaz Lorca corrección De estilo Alejandro Cisternas Ulloa Pablo Concha Ferreccio Dirección De arte Carmen Gloria Robles Sepúlveda coorDinación De Diseño Gabriela de la Fuente Garfias Diseño y Diagramación Roberto Peñailillo Farías Diseño portaDa José Luis Jorquera Dölz proDucción fotográfica Carlos Johnson Muñoz Archivos fotográficos SM Jefa De operaciones eDitoriales Andrea Carrasco Zavala www.ediciones-sm.cl

Este libro corresponde a 1º Medio y ha sido elaborado conforme al Marco Curricular vigente del Ministerio de Educación de Chile. © 2010 – Ediciones SM Chile S.A. Coyancura 2283. Oficina 203. Providencia, Santiago. Impreso en Chile / Printed in Chile ISBN 978-956-264-805-9 Depósito legal Nº 194.050 E-mail: [email protected] Servicio de Atención al Cliente: 600 381 13 12 Quedan rigurosamente prohibidas, sin la autorización escrita de los titulares del Copyright, bajo las sanciones establecidas en las leyes, la reproducción total o parcial de esta obra por cualquier medio o procedimiento, comprendidos la reprografía y el tratamiento informático, y la distribución en ejemplares de ella mediante alquiler o préstamo público.

Química ¡Llegaste a 1º año de Enseñanza Media! Este es un gran logro, porque inicias una nueva etapa escolar, la Educación Media, que estará llena de nuevos aprendizajes e interesantes desafíos. Este año te encontrarás con el mundo de la Química, y para acompañarte en este maravilloso descubrimiento tienes en tus manos este texto, Química 1° Medio Proyecto Nuevo Explor@ndo, con el que esperamos aprendas en qué consisten y cómo ocurren los procesos químicos que se desarrollan diaria y constantemente a tu alrededor. Recorrerás un largo e interesante camino para aprender química, y para ello requerirás utilizar todas tus habilidades, además podrás explorar, experimentar, observar y analizar las distintas manifestaciones de la naturaleza de la materia: cómo están constituidos los átomos, cómo se enlazan y forman compuestos que pueden reaccionar entre ellos para producir una gran variedad de sustancias que encontramos tanto en el entorno como en nuestro propio organismo. Aprenderás también a valorar el trabajo en equipo, pues tanto tus observaciones como las de tus compañeros serán fundamentales en la aplicación del método científico, el que te ayudará a realizar pequeñas investigaciones y a comprender el funcionamiento del interior de la materia desde el punto de vista químico. Prepárate, porque desde ahora observarás tu entorno con otros ojos…

ÍNDICE UNIDAD 0 10 12 16 20 22 24

Inicio de unidad. Estructura del átomo. Historia de los modelos atómicos. Bohr y los espectros de emisión y absorción de energía. Comprendiendo la mecánica cuántica. Verificando disco: evaluación Final.

UNIDAD 1 26 28 30 32 34 36 37 38 40 48 52 56 58

Modelos atómicos

Modelo mecanocuántico

Inicio de unidad. lnicializando: evaluación inicial – pensamiento científico. Electrones en el átomo. Modelo mecanocuántico. Dualidad onda-partícula. Principio de incertidumbre. Ecuación de onda de Schrödinger. Analizando disco: evaluación de proceso. Los números cuánticos. Configuración electrónica de los átomos. Ciencia paso a paso: pensamiento científico. Configuración electrónica simplificada (C.E.S.). Historial: síntesis.

UNIDAD 2 64 66 68 70 71 72 78 80 82 90 94 96 97 98 101

La Tabla periódica de los elementos

Inicio de unidad. Inicializando: evaluación inicial. Orígenes de la Tabla periódica. Las predicciones de Mendeleev. Base de la periodicidad quimica: el número atómico. Descripción de la Tabla periódica. Ciencia paso a paso: pensamiento científico. Analizando disco: evaluación de proceso. Propiedades periódicas de los elementos. Propiedades de los grupos y configuración electrónica. Los recursos minerales en Chile. Historial: síntesis. Cargando disco: modelamiento de pregunta PSU. Verificando disco: evaluación final. Cerrar sesión: evaluando lo evaluado.

UNIDAD 3

Enlaces químicos

102 104 106 108 110 112 114 116 118 124 126 128 130 132 134 135 136 139

Inicio de unidad Inicializando: evaluación inicial – pensamiento científico. Enlace químico. ¿Cómo se produce el enlace químico? Los símbolos de Lewis de los átomos. Mecanismo de enlace químico. Enlace iónico. Analizando disco: evaluación de proceso. Enlace covalente. Ciencia paso a paso: pensamiento científico. Geometría molecular. Enlace metálico. Fuerzas intermoleculares. Nomenclatura inorgánica. Historial: síntesis. Cargando disco: modelamiento de pregunta PSU. Verificando disco: evaluación final. Cerrar sesión: evaluando lo evaluado.

140

Recopilando disco: evaluación integradora.

Nuevo Explor@ndo Química

UNIDAD 4 142 144 146 148 152 154 156 158 164 166 168 169 170 172 174 175 176 179

Reacciones químicas y leyes ponderales

Inicio de unidad. Inicializando: evaluación inicial – pensamiento científico. Las reacciones químicas. La energía y las reacciones químicas. Clasificación de las reacciones químicas. La velocidad de las reacciones químicas. Analizando disco: evaluación de proceso. Las leyes fundamentales del cambio químico. Resumen de las leyes ponderales. El mol: unidad de cantidad de materia de los químicos. El mol y el número de Avogadro. La masa molar(M). Cantidad de sustancia y otros cálculos. Ciencia paso a paso: pensamiento científico. Historial: síntesis. Cargando disco: modelamiento de pregunta PSU. Verificando disco: evaluación final. Cerrar sesión: evaluando lo evaluado.

UNIDAD 5

Estequiometría de las reacciones químicas

180 182 184 186 190 194 196 197 198 200 202 204 208 210 212 214 215 216 219

Inicio de unidad. Inicializando: evaluación inicial – pensamiento científico. Magnitudes de partículas. Cantidad de sustancia, n. Balanceo de ecuaciones químicas. Analizando disco: evaluación de proceso. Condiciones de una reacción química. Ecuaciones iónicas. Estequiometría de una reacción química. Cálculos estequiométricos. Reactivo limitante y reactivo en exceso. Rendimiento de una reacción química. Ciencia paso a paso: pensamiento científico. Aplicaciones industriales de la estequiometría. Aplicaciones tecnológicas de las reacciones quimicas. Historial: síntesis. Cargando disco: modelamiento de pregunta PSU. Verificando disco: evaluación final. Cerrar sesión: evaluando lo evaluado.

220

Recopilando disco: evaluación integradora.

222

Trabajo en el laboratorio

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Explorando mi Texto Antes de comenzar a trabajar, te invitamos a que manipules tu texto, lo revises, veas el índice, sus secciones y reconozcas algunos de los temas que en él se tratan. Este libro será tu compañero durante todo el año. Esperamos que lo disfrutes y te sea de gran apoyo durante esta etapa de tu aprendizaje.

Señales para aprender Busca en tu Texto los siguientes íconos y asócialos con su función. uac eval ión

e

La evaluación se desarrolla como evaluación inicial en Inicializando, como evaluación de proceso en Analizando disco y como evaluación final de la unidad en Verificando disco; y además, como evaluación integradora, después de trabajar más de una unidad, en Recopilando disco.

Esta sección te enseñará, paso a paso, una estrategia para resolver un ejercicio de mayor dificultad tratado en el contenido.

Estrategia

Actividad modelada Actividad propuesta

en co n t i do

c habilidad

h

El desarrollo de contenido se indica por esta señal. Se trabajan contenidos conceptuales, procedimentales y los relacionados con la tecnología y la sociedad.

El desarrollo de las habilidades de pensamiento científico se trabaja asociado a los contenidos o la evaluación.

Con esta cápsula podrás profundizar o complementar el contenido o encontrar alguna información relevante relacionada con él.

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Explorando mi texto

Actividad experimental

Para apoyar el desarrollo de contenidos se trabajan actividades modeladas, propuestas o experimentales.

Encontrarás apoyo para comprender mejor el contenido o algún procedimiento en alguna actividad.

Mi estado

Puedes revisar los avances obtenidos en el trabajo de la unidad a través de los indicadores de logro de tus aprendizajes. Aquí encontrarás un vínculo a una página web para complementar tu aprendizaje.

Nuevo Explor@ndo Química

¿Para qué fueron pensadas las secciones de tu Texto?

Páginas de Inicio Abrir sesión Menu de inicio

Para comenzar el estudio de los contenidos, vinculando los temas con situaciones cotidianas y algunos ejemplos de aplicación.

Para conocer los contenidos que vas a estudiar en la unidad y las metas de aprendizajes asociadas a ellos.

Inicializando (Evaluación inicial) Para diagnosticar, en una actividad procedimental, el dominio de los conocimientos previos a través de un trabajo exploratorio o descriptivo, utilizando las habilidades de pensamiento científico y considerando algunos indicadores de evaluación presentados en Mi estado.

Contenido Para desarrollar los contenidos en profundidad. Para ello se emplean secciones como Actividades modeladas, Actividades propuestas y Actividades experimentales. Además, se entregan orientaciones a modo de pequeños laterales como: ayudas, ampliando memoria, en línea y para grabar.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Explorando mi Texto

Analizando disco (Evaluación de proceso) Para evaluar los contenidos y habilidades trabajados hasta ese momento en la unidad.

Pensamiento científico Para abordar contenidos del tema en estudio de modo procedimental. Esto se realiza a través de la descripción y la ejercitación de las habilidades de pensamiento científico, resaltando frases que enfatizan su desarrollo teórico.

Ciencia paso a paso Para aprender a trabajar las habilidades científicas mediante una actividad experimental o descriptiva relacionadas con el eje de habilidades de pensamiento científico siguiendo las etapas del método y enfatizando en una de ellas.

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Explorando mi texto

Nuevo Explor@ndo Química

Historial

Cargando disco

Para recopilar, en cápsulas de síntesis, los conceptos principales de la unidad asociados a una imagen representativa.

Para modelar una pregunta tipo PSU con sus alternativas y sus respectivas orientaciones que establecen su corrección.

Verificando disco (Evaluación final) Para evaluar los contenidos y habilidades trabajados en toda la unidad mediante preguntas tipo PSU y el análisis de una situación experimental.

Cerrar sesión Para conocer el nivel de logro alcanzado en los distintos contenidos estudiados.

Además, tu texto te entrega cada cierto número de unidades una Evaluación integradora que retoma los contenidos que has trabajado hasta el momento. Ya conociste la estructura de tu Texto y estás listo(a) para empezar a trabajar.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Unidad

Modelos ATÓMICOS

0

La imagen central de estas páginas corresponde a una gigantesca representación de un cristal de hierro, donde cada esfera simboliza los átomos del elemento. Esta gran escultura, llamada “atomium”, se encuentra ubicada en Bruselas, capital de Bélgica. Fue construida como símbolo de una época de grandes descubrimientos en ciencia después de la Segunda Guerra Mundial.

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¿Qué aprenderás?

¿Para qué?

La estructura y composición del átomo.

Reconocer la estructura e identificar los componentes del átomo.

Páginas 12 a 15

La historia de los modelos atómicos.

Explicar la evolución de los modelos atómicos.

Páginas 16 a 21

Algunas nociones de la mecánica cuántica.

Comprender en qué principios se sustenta el modelo atómico actual.

Páginas 22 y 23

Unidad 0 • Modelos atómicos

¿Dónde?

2

0

3

4

5

Abrir sesión La estructura actual del átomo es el resultado de las investigaciones de muchos científicos que han aportado sus observaciones para llegar al modelo atómico aceptado hoy en día, conocido como modelo mecanocuántico. Existían varias ideas sobre la forma y composición del átomo. Con respecto a esto: 1. ¿Desde cuándo crees que los seres humanos se preguntan por la composición de la materia? 2. ¿Cómo se imaginaron en la Antigüedad la estructura de la materia? 3. ¿De qué manera los científicos investigaban en la Antigüedad? 4. Observa los modelos atómicos propuestos por diferentes científicos que se encuentran en esta sección. ¿Qué diferencias y similitudes encuentras entre ellos?

A B

D –

– –

–

–

13p+

–

14nº

–

– –

–

–

–

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

–

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uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h r

Estructura del átomo Piensa en una ampolleta rodeada de polillas. ¿Qué ves? ¿Acaso todas las polillas vuelan en la misma dirección y con la misma velocidad? ¿Qué similitud pueden tener la ampolleta y las polillas con un átomo? Al igual como las polillas giran en torno a una ampolleta, existen partículas que giran alrededor del átomo. Sin embargo, en esta comparación existen diferencias; por ejemplo, el modo en que se desplazan las polillas no es igual a como lo hacen los electrones. Revisaremos la relación que existe entre el átomo y sus partículas analizando cada uno de ellos. Estudiemos entonces qué es el átomo. El átomo está formado por dos regiones: núcleo y corteza. El núcleo es muy pequeño y concentra casi toda la masa del átomo. Consta de dos partículas subatómicas: los protones, con carga eléctrica positiva, y los neutrones, con carga eléctrica neutra. La corteza atómica ocupa casi todo el volumen del átomo, aunque tiene una masa muy pequeña. En la corteza se encuentran partículas con carga eléctrica negativa llamadas electrones, que ocupan zonas u orbitales alrededor del núcleo. Las partículas subatómicas, que corresponden a protones, neutrones y electrones, presentan diferencias en sus propiedades físicas, como la masa y la carga, entre otras, las que puedes observar en la siguiente tabla: Partícula subatómica

Representación de la probabilidad de encontrar electrones Zona de alta probabilidad de encontrar al electrón

Símbolo

Carga Carga relativa fundamental (Q)

Masa (kg)

Ubicación en el átomo

Electrón

e–

–1,6 • 10–19

–1

9,11 • 10–31

Corteza

Protón

p+

+1,6 • 10–19

+1

1,67 • 10–27

Núcleo

Neutrón

n

0

0

1,67 • 10–27

Núcleo

Hemos visto que los protones y los neutrones se encuentran en el núcleo del átomo, y que los electrones están a su alrededor, en regiones denominadas orbitales. Allí, los electrones se distribuyen y se mueven de diversas formas, en diferentes direcciones y con distintas velocidades. Pero no tienen una posición fija, sino que existen zonas donde hay mayor probabilidad de encontrarlos. ¿Qué significa esto? La imagen que está al costado izquierdo es una representación de la probabilidad de encontrar un electrón. En ella podemos observar el núcleo del átomo rodeado por una nube de puntos que forman la zona donde existe la probabilidad de encontrar al electrón. A mayor intensidad del color, mayor es la posibilidad de localizarlo. Para facilitar la comprensión de la estructura del átomo y la distribución de sus partículas, se ha simplificado su representación. Esto permite observar el núcleo, con sus protones y neutrones, y los electrones girando a su alrededor, tal como puedes ver en la imagen simplificada del átomo. Imagen simplificada del átomo

Electrón

Núcleo

Protones y neutrones

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Unidad 0 • Modelos atómicos

2 2

1 1

01

3 3

4 4

5 5

Composición de los átomos Cada átomo posee características particulares que lo distinguen de otros. Entre ellas, están el número atómico y el número másico.

Neutrones + Protones

El número atómico representa la cantidad de protones o cargas positivas que tiene el átomo en su núcleo y se simboliza con la letra Z. Determina, además, la identidad del átomo, porque es diferente para todos los elementos. En un átomo neutro, existe el mismo número de protones que de electrones y, por ello, en este tipo de átomos el número atómico se puede encontrar a partir de Z = p+ = e–.

Número másico

Número atómico

El número másico corresponde a la suma de protones y neutrones que se encuentran en el núcleo atómico y se simboliza con la letra A. Se puede hallar el número másico a partir de A = p+ + n, también n = A – p+. Existe una forma de representar la estructura del átomo que permite observar la cantidad de partículas subatómicas que posee. A esta representación se le conoce como diagrama atómico. La imagen del costado es un ejemplo de diagrama atómico para el carbono. En él, se pueden observar: seis protones y seis neutrones en el núcleo, y 6 electrones en la corteza.

Protones Símbolo de la composición del átomo. La letra X representa el símbolo del elemento, A es el número másico y Z el número atómico.

Diagrama atómico del carbono e–

e– –

e

6p+ 6nº

Número másico e– e–

e–

12 6

C

Número atómico

De esta información, se puede deducir que el carbono tiene: Z = 6; A = 6 + 6; entonces, A = 12.

Actividad propuesta

Estrategia Si un elemento tiene 7 neutrones y un número atómico Z = 7, ¿cuál es el número másico y cómo se puede representar este elemento resumiendo la información brindada? Para responder a esta pregunta, realizamos la siguiente operación: Paso 1

Reconoce la información que se tiene. Se sabe que el número de neutrones es 7 y que el número atómico es 7.

Paso 2

Identifica la fórmula para encontrar el número másico: A = p+ + n Sabemos que Z = p+ = e–, en un átomo neutro; por lo tanto, si reemplazamos Z en la ecuación anterior, queda: A = Z + n

Paso 3

Reemplaza los valores en la fórmula A = 7 + 7

Paso 4

Representa el elemento. Se puede hacer teniendo en cuenta que en la parte superior izquierda del símbolo se ubica el número másico y en la parte inferior izquierda, el número atómico. El resultado es: 147 X.

Ejercicio resuelto Un elemento tiene el siguiente diagrama atómico.

Luego de revisar los contenidos de estas páginas, aplica tus conocimientos para responder las siguientes preguntas: 1. Si un elemento tiene 14 neutrones y un número másico de 27, ¿cuántos protones posee el átomo? 2. ¿Cuántos neutrones tiene el átomo de un elemento con 17 protones y número másico 35? 3. Completa la tabla de acuerdo con la siguiente información: a. Si un elemento tiene este diagrama.

– –

–

–

15p+ 16nº

– – –

– –

–

– – –

–

–

b. Si un elemento tiene la siguiente información: 1327Al. Tabla: Símbolo de composición del átomo

A

Z

p+

e–

n

¿Cuál es el valor de Z y de A? Pregunta a. Respuesta. En el núcleo observamos 13 protones y 14 neutrones. Entonces, Z = 13; A = 13 + 14; A = 27

Pregunta b.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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habilidad

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h r

Ampliando memoria

En radiología se introducen isótopos radiactivos en el organismo para tomar imágenes u observar el funcionamiento de algunos órganos, como el cerebro o el corazón, y de esta manera detectar enfermedades. Cuando la energía de estos isótopos se libera en el cuerpo, se puede localizar y seguir su movimiento. Ello permite obtener tener un registro de lo que en él ocurre.

Isótopos e isóbaros ¿Has escuchado hablar de la energía nuclear? Esta energía proviene del núcleo de los átomos de algunos elementos químicos que presentan un desbalance en la cantidad de neutrones. Esta diferencia en el número de neutrones genera energía que puede ser utilizada para la obtención de otros tipos de energía, como la eléctrica, la térmica o la mecánica. ¿Qué tipo de átomos presentan esta característica? Son los llamados isótopos. Los isótopos son átomos de un elemento que tienen el mismo número de protones, pero no necesariamente el mismo número másico (A), debido a diferencias en la cantidad de neutrones en el núcleo. Es decir, estos átomos tienen el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Un ejemplo de un elemento que posee átomos de este tipo es el hidrógeno, que presenta tres isótopos: protio, deuterio y tritio. Observa las figuras a continuación:

Protio

Deuterio

Sales de calcio

–

–

+ Protón

Los isótopos son átomos que tienen el mismo número atómico, pero distinto número másico. Los isóbaros son átomos que tienen el mismo número másico, pero diferente número atómico.

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Unidad 0 • Modelos atómicos

–

Protón

Neutrón

+

Neutrones

+

Protón

Como se observa en las figuras, los isótopos del hidrógeno muestran un electrón en la corteza y un protón en el núcleo, pero se diferencian por el número de neutrones. El protio no presenta neutrones, el deuterio presenta un neutrón y el tritio, dos neutrones. Este desbalance en la cantidad de neutrones en el núcleo hace que estos isótopos liberen energía. Un ejemplo de ello son las reacciones que producen la energía en el Sol, que se deben a la presencia de deuterio y tritio. Esta radiactividad es una propiedad que poseen solo algunos isótopos, pues no todos son radiactivos, y es utilizada en medicina nuclear para observar el funcionamiento de ciertos órganos y detectar enfermedades.

Argón

Tanto el argón como el calcio poseen el mismo número másico; sin embargo, presentan características muy distintas.

Para grabar

Electrón

Electrón

Algunos ejemplos y usos de los isótopos en medicina son: Co – 60 se usa para destruir células cancerígenas. I – 131 se usa en el tratamiento del cáncer de tiroides. I – 123 se usa para obtener imágenes de la tiroides. Tc – 99 se usa en radiodiagnóstico de los huesos.

Tritio Electrón

Los isótopos del mismo elemento tienen igual comportamiento químico: forman un tipo de compuestos y presentan reactividad similar, a pesar de tener distinto número de neutrones. Esto debido a que los neutrones no participan de los cambios químicos. Existe otra situación que se da en los átomos. Estos pueden tener el mismo número másico, pero diferente número atómico en algunos elementos. Es decir, la suma de protones y neutrones es la misma, pero tienen distinto número de electrones. Los átomos de elementos que presentan el mismo número másico y diferente número atómico se llaman isóbaros. Ejemplos de ellos son el argón y el calcio, cuyo número másico es 40 y sus números atómicos son 18 y 20, respectivamente. Estos 40 40 elementos se pueden representar como 18 Ar y 20 Ca , lo que hace más evidente su condición de isóbaros.

Los isóbaros tienen características muy distintas. El argón, por ejemplo, es un elemento que se encuentra en estado gaseoso en la naturaleza y es utilizado en lámparas fluorescentes, mientras que el calcio corresponde a un metal que se halla en la naturaleza en estado sólido, formando sales de calcio.

2 2

1 1

01

3 3

4 4

5 5

Masa atómica y masa atómica promedio Cuando miras el lápiz con el que escribes, ¿ves los átomos que lo componen? No, y eso se debe a que son demasiado pequeños. Aunque no los puedes ver, los átomos poseen una masa y un volumen, al igual que tú. Cuando quieres conocer la masa de algún objeto, puedes utilizar la balanza. ¿Podrás emplearla para conocer la masa de un átomo? La masa atómica de un elemento puede ser considerada como la masa total de los protones y neutrones en un átomo que se encuentra en reposo. Es una cantidad muy pequeña, imposible de medir con una balanza y expresarla en unidades internacionales como gramos o kilogramos. ¿Cómo se mide entonces? Las masas atómicas de los diferentes elementos se establecen por comparación con la masa de un átomo patrón, que corresponde al átomo de carbono. Estas masas de los átomos reciben el nombre de masas atómicas relativas y se expresan en unidades de masa atómica conocidas como uma, que también se denotan como u. El valor de las uma. se fija a partir de un isótopo del carbono, el C – 12; con él se determina arbitrariamente el valor de las uma, que corresponde a la doceava parte de la masa atómica de este isótopo. ¿Qué significa esto? Sabemos que la masa atómica del carbono es 12 uma. Si un elemento presenta la mitad de la masa atómica del carbono, entonces la masa atómica de dicho elemento será 6, y si la masa atómica del elemento es el doble de la masa atómica del carbono, entonces la masa atómica del elemento será 24 uma. Si para conocer las masas atómicas relativas se necesita la masa atómica de los isótopos, ¿cómo se mide esta masa? Para calcular la masa atómica de los isótopos se debe considerar la abundancia relativa (en porcentaje) de cada uno de ellos en la naturaleza. A este valor se le llama masa atómica promedio (M.A.P).

La balanza es un instrumento que mide la masa de un cuerpo y ha sido muy utilizada desde la Antigüedad. Su funcionamiento se basa en la comparación de la masa del objeto con un patrón establecido con anterioridad.

Ampliando memoria Los elementos químicos se encuentran representados en una tabla que contiene sus nombres, símbolos y características; entre ellas, la masa atómica, que se observa en rojo en este fragmento de la Tabla periódica de los elementos. Número atómico Masa atómica

1

H

Símbolo

1,01 Hidrógeno

Nombre

La masa atómica promedio se calcula con la siguiente fórmula: Grupo Período

% de abundancia % de abundancia M.A.P = A isótopo1 • + A isótopo2 • 100 100

1

Isótopo

Masa (uma)

Abundancia (%)

K – 39

38,96

93,22

K – 40

39,96

0,012

K – 41

40,96

6,77

2

H Li

4

6,94 Litio

11

3

Na 22,99 Litio

19

4

3 Número atómico Masa atómica

1,01 Hidrógeno

3

En la siguiente tabla se muestran los isótopos y la abundancia relativa para el potasio (K):

2

1 1

K 39,10 Potasio

Be 9,01 Berilio

12

Mg

24,31 Magnesio

20

Ca 40,08 Calcio

21

Sc

44,96 Escandio

Observa detenidamente la tabla. De acuerdo a la información que entrega, la masa atómica promedio para el potasio (K) se puede hallar de la siguiente manera: M.A.P = 38,96 uma •

93,22 0,012 6,77 + 39,96 uma • + 40,96 uma • 100 100 100

Actividad propuesta

M.A.P = 36,32 uma + 0,0048 uma + 2,77 uma

1. ¿Cuál es la masa atómica promedio para el carbono si presenta dos isótopos: C – 12 con 98,93 % de abundancia y C – 13 con un 1,07 % de abundancia?

M.A.P = 39,1 uma

2. Determina la masa atómica de los siguientes elementos: 35 14 127 32 31 40 17Cl, 7 N, 53I, 16S; 15P, 20Ca. 3. Clasifica el siguiente grupo de elementos en isótopos e isóbaros: 126 C, 178O, 146 C, 177 N, 94 Be, 104 Be, 2211Na, 179F, 23 11Na. 4. ¿Cuál es la importancia de los isótopos para la vida de los seres humanos? Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

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Historia de los modelos atómicos Desde Demócrito, en el 300 a.C. hasta finales de 1910, la idea que existía del átomo experimentó cambios muy importantes. Pasó de ser indivisible a estar formado por electrones con carga eléctrica negativa, y un núcleo con protones de carga positiva y neutrones sin carga. Observa estos cambios en la siguiente línea de tiempo.

Leucipo y Demócrito 300 a. C.

John Dalton (1808) Dalton imaginaba que la materia estaba formada por átomos: pequeños, indivisibles e indestructibles, como bolitas de acero.

1766 – 1844

Antecedentes Cerca del 300 a.C., los filósofos griegos Leucipo y Demócrito propusieron que la materia estaba formada por partículas primarias, indivisibles e invariables, de movimiento constante, que se unen entre sí para formar combinaciones estables.

Desarrollo de la teoría atómica de Dalton En las siguientes imágenes se observa una representación de los átomos según Dalton. Oxígeno:

Hidrógeno:

Carbono:

Nitrógeno:

De acuerdo a la teoría atómica de Dalton, los átomos se representan con símbolos circulares, pero diferentes para cada elemento. También planteó que las propiedades químicas de los átomos de un mismo elemento son iguales, y que las propiedades químicas de los átomos de elementos diferentes son distintas. En sus investigaciones notó que en la formación de sustancias complejas se combinan átomos de diferentes elementos en una proporción de números enteros pequeños que mantienen su identidad. Esto quiere decir que 1 átomo de A se asocia a 1 átomo de B para formar AB, o que 1 átomo de A se asocia con 2 átomos de B para formar AB2. Si representamos este ejemplo, quedaría como sigue: A+B AB A + 2B

Observa la fórmula del agua propuesta por Dalton, que se representa por la unión del hidrógeno y el oxígeno.

• L os átomos se combinan en una razón de números enteros. • En una reacción química no existe pérdida de masa. • Un compuesto debe tener una composición constante en masa, por cuanto tiene una composición constante a nivel atómico.

Problemas de la teoría de Dalton • Postula que los átomos de un mismo elemento son iguales. • Presenta inconvenientes para representar las sustancias en forma diatómica, es decir, con dos átomos, como el hidrógeno, H2.

Agua

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El modelo atómico propuesto por John Dalton produjo avances importantes en el desarrollo de la química del siglo XX. Esta teoría es la base para dar explicación a algunas leyes fundamentales de la combinación química, como las siguientes:

• Propone que el átomo es indivisible.

AB2

Hidrógeno

Aportes de la teoría de Dalton

Oxígeno

Unidad 0 • Modelos atómicos

01

1 1

2 2

300 a.C.

3 3

4 4

5 5

1766 – 1844

Joseph Thomson (1904) Thomson planteó que el átomo está compuesto por cargas negativas, llamadas electrones, dispersas en una esfera positiva. Este modelo es considerado el primer modelo atómico que describe la constitución del átomo.

1856 – 1909

Antecedentes Joseph Thomson utilizó información aportada por las investigaciones de William Crookes, quien realizaba experimentos con electricidad en los que enviaba corrientes eléctricas dentro de un tubo de vidrio, cerrado en ambos extremos, que contenía distintos tipos de gases. Este dispositivo poseía además un pequeño tubo lateral que permitía variar la presión del gas que se encontraba en su interior. Cuando se hacía pasar corriente a través del tubo y se disminuía la presión del gas, aparecía una luz verde en el extremo donde se encontraba el cátodo y un punto verde en el extremo opuesto. Era evidente que “algo” pasaba desde el cátodo al otro extremo, y a ese algo lo llamó rayo catódico. ¿Cómo se explica esto? Al disminuir la presión del gas dentro del tubo, este gas se transforma en conductor, es decir, permite el paso de corriente, por lo que emite luz. Como la emisión de radiación era desde el cátodo al ánodo, el rayo recibió el nombre de rayo catódico.

Desarrollo de la teoría atómica de Thomson Thomson elaboró su modelo a partir de la investigación sobre la naturaleza de los rayos catódicos: los expuso a un campo eléctrico y un campo magnético, como se describe en la siguiente imagen.

Cátodo

15.000 V

Ánodo

Placas cargadas

Posición de los rayos sin desviar Vacío

Pantalla fluorescente

Rayos desviados por las placas

En esta imagen se puede observar un circuito cerrado en el que existe el paso de corriente eléctrica y el traspaso de rayos desde el cátodo al ánodo. Luego se observa que el rayo viaja en línea recta y es desviado por una placa con carga positiva. Thomson dedujo que esta desviación se debía a que los rayos poseían partículas con cargas eléctricas opuestas a la placa, es decir, cargas eléctricas negativas, a las que llamó electrones. El científico comprobó que las partículas de gas a las que se habían quitado los electrones adquirían carga positiva. De esta manera, determinó que el átomo es eléctricamente neutro y que posee una equivalencia entre una zona positiva y los electrones presentes en el mismo.

Tubo de rayos catódicos.

Aportes del modelo atómico de Thomson La teoría de Thomson estableció la existencia de partículas con carga negativa, los electrones. Además, determinó que el átomo posee una zona positiva y que es eléctricamente neutro.

Problemas de la teoría de Thomson Este modelo fue satisfactorio durante algún tiempo. Sin embargo, fue incapaz de explicar e interpretar algunas propiedades de los átomos, como el origen de los espectros atómicos o la emisión de partículas gamma (δ).

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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300 a.C.

1766 – 1844

1856 – 1909

Ernest Rutherford (1910) Rutherford determinó que los átomos constan de un núcleo central que concentra toda la masa del átomo, y una corteza formada por electrones que giran a una distancia del núcleo.

1871 – 1937

Antecedentes

Ánodo Cátodo

En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, utilizando un tubo de rayos catódicos perforados, descubrió unos rayos positivos que se desplazaban en sentido contrario a los rayos catódicos y los llamó rayos anódicos o canales. De esta manera se descubrió el protón sin tener certeza de su ubicación. En 1899, Rutherford determinó que una sustancia radiactiva emite tres tipos de radiación: alfa, beta y gamma. La alfa tiene carga positiva; la beta, carga negativa y la gamma no tiene carga.

Tubo de rayos anódicos o canales (positivos), desarrollado por Goldstein.

Desarrollo de la teoría atómica de Rutherford Rutherford, Hans Geiger y Ernest Marsden realizaron un experimento que consistía en bombardear una lámina de oro con partículas alfa, es decir, con carga positiva, para observar si atravesarían el átomo sin desviarse o si rebotarían. Fuente de partículas α Lámina muy fina de oro

Partícula α rebotada Partículas α desviadas

Resultados en el átomo

Aportes del modelo atómico de Rutherford Establece que los átomos poseen un núcleo con carga positiva y que a su alrededor giran electrones cargados negativamente, formando una nube.

Problemas del modelo atómico de Rutherford Pantalla fluorescente

Partícula α no desviada (mayoría)

En este experimento, Rutherford observó que el átomo tenía espacio vacío debido a la gran cantidad de partículas que traspasaban la lámina sin sufrir desviaciones. Además, la pequeña fracción de ellas dispersada o desviada podía atribuirse a la repulsión de partículas cargadas positivamente, presentes en los átomos de la lámina metálica de oro, tal como se observa en el zoom de los resultados en el átomo. A partir de estos resultados, planteó que la mayor parte de la masa y toda la carga positiva se concentran en una zona a la que llamó núcleo, y que el átomo posee diminutos electrones cargados negativamente que giran a su alrededor a gran velocidad y con alta emisión de energía, formando una nube.

18

Unidad 0 • Modelos atómicos

Este modelo considera el núcleo con carga positiva y sin presencia de neutrones, partículas que hasta ese momento no habían sido descubiertas. El problema central de esta teoría es la idea de que los electrones emiten energía al girar en torno al núcleo; la emisión de energía se debe a que se mueven a gran velocidad, proceso que da como resultado el colapso de los electrones sobre el núcleo debido a la pérdida de energía.

1 1

01

300 a.C.

–

Niels Bohr (1913)

1766 – 1844

–

1856 – 1909

4 4

5 5

1871 – 1937

–

13p+

–

14nº

–

3 3

–

–

Bohr determinó que los electrones describen órbitas circulares de forma estable alrededor del núcleo. Las órbitas son niveles discretos de energía.

2 2

– –

–

–

– –

1885 – 1962

Antecedentes Niels Bohr tenía todos los antecedentes de las investigaciones realizadas hasta Rutherford: el descubrimiento del núcleo atómico, el electrón y el protón. Quiso solucionar un problema del modelo atómico de Rutherford: la idea de que los electrones emiten energía al girar en torno al núcleo. Para ello recopiló información de la teoría cuántica de Max Planck. Esta teoría menciona que cuando una sustancia absorbe o emite energía, lo hace en unidades mínimas llamadas cuantos. Además, consideró la hipótesis de Einstein, según la cual el transporte de energía a través de campos eléctricos y magnéticos o radiación electromagnética puede considerarse como una onda o como un flujo de partículas denominadas fotones, cuya energía es proporcional a la frecuencia de la radiación.

Desarrollo del modelo atómico de Bohr Basándose en los descubrimientos acerca de la naturaleza de la materia, este investigador elaboró la siguiente hipótesis: “Los electrones giran en torno al núcleo en órbitas circulares de energía fija, en las cuales se mueven, y al hacerlo, no emiten energía”. A partir de sus observaciones, planteó un modelo atómico como el de la imagen, en el que considera que:

Niveles de energía

n=3 n=2

Electrón

n=1

• Los electrones describen órbitas circulares de forma estable. • Cada órbita posee una determinada cantidad de energía y representa un nivel de energía designado por la letra n. Bohr también estimó la cantidad de electrones para cada nivel de energía (n), determinada por la expresión 2n2, donde n = nivel de energía, como se observa en la siguiente tabla:

Nivel energético 1 2 3 4

2n2 2n2 2n2 2n2 2n2

Núcleo

e– 2(1)2 = 2 2(2)2 = 8 2(3)2 = 18 2(4)2 = 32

Átomo con núcleo central y electrones ubicados en niveles de energía.

El electrón absorbe energía al pasar de un nivel inferior a uno superior y, a la inversa, emite energía al saltar de un nivel superior a uno inferior. La energía intercambiada por un electrón en el salto puede adoptar la forma de luz. Este científico no solo planteó su modelo atómico, sino que realizó investigaciones sobre el átomo de hidrógeno, las que le permitieron hacer importantes aportes al modelo atómico actual. Estas investigaciones las veremos a continuación.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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habilidad

Espectro de emisión en el modelo atómico de Bohr n=3

e_

Núcleo n=1 n=2 n=3

El modelo atómico formulado por Bohr le permitió explicar el resultado de sus investigaciones sobre la emisión de energía del átomo. Su experimento se basaba en el principio de la descomposición de la luz blanca a través de un prisma. ¿En qué consiste?

n=2

Energía

e_

Bohr y los espectros de emisión y absorción de energía

n=1

En la imagen se observa el salto del electrón del nivel de energía 2 al nivel energético 1. La flecha ondulada indica la pérdida de energía en forma de luz.

La luz blanca está compuesta por varios colores que solo se pueden observar al descomponerla, como ocurre, por ejemplo, al observar el arco iris. Cuando la luz atraviesa las gotas de agua en la lluvia, cada uno de los colores que componen la luz blanca se desvía en un ángulo distinto y esto nos permite ver el patrón de colores del arco iris. Bohr, en sus experimentos, excitaba los electrones del hidrógeno en estado gaseoso por medio del calentamiento. Al hacerlo, el gas emitía una luz que, de manera similar a la luz blanca, después de cruzar el prisma se descomponía en ángulos distintos, que al incidir en un detector, cada ángulo representaba una franja de luz de color diferente. A las diferentes franjas de luz emitidas por este elemento, Bohr las llamó espectros de emisión. La siguiente ilustración muestra el experimento realizado por Bohr: Tubo con hidrógeno

Espectro de absorción en el modelo atómico de Bohr n=3 e_

n=1 n=2 n=3

Energía

Núcleo

n=2

e_

Prisma

n=1

En la imagen se observa el salto del electrón del nivel de energía 1 al nivel energético 2. La flecha ondulada indica la absorción de energía.

Actividad experimental 1. Para realizar esta actividad necesitas: dos hisopos o cotonitos, alcohol, fósforos y sal común.

Los espectros de emisión se deben a las radiaciones emitidas por un electrón. La radiación es una emisión continua de energía que se propaga como ondas. Cuando un electrón excitado en un nivel alto de energía desciende a un nivel de energía inferior, el electrón pierde energía y lo hace en forma de luz. Bohr realizó otro experimento en el que hizo pasar un rayo de luz blanca a través de un recipiente con hidrógeno en estado gaseoso, y el rayo resultante se hizo pasar por un prisma. El hidrógeno absorbe o captura porciones de luz blanca cuando esta luz lo cruza. Este fenómeno se puede observar en las líneas oscuras que aparecen en el detector. El espectro que se define a partir de estas absorciones se llama espectro de absorción. Tubo con hidrógeno

a. Remoja solo la punta del hisopo con un poco de alcohol. Atención: con mucha precaución lo enciendes ¿Qué observas? b. Remoja otro hisopo, pero ahora adiciónale un poco de sal. Atención: con mucha precaución enciéndelo ¿Qué ocurre? Elabora una explicación considerando el modelo atómico de Bohr.

20

Espectro de emisión

Unidad 0 • Modelos atómicos

Espectro de absorción Película o detector

Prisma

Recipiente con hidrógeno

Bohr concluyó que los espectros de absorción se originan cuando los electrones absorben energía de la radiación y ascienden desde un nivel de energía hasta otro de mayor energía, tal como se observa en la imagen del Espectro de absorción en el modelo atómico de Bohr.

2 2

1 1

01

3 3

4 4

5 5

Conclusiones del trabajo de Bohr ¿Cuál es el aporte del trabajo de Bohr? Sus investigaciones se hicieron importantes porque: Describieron el átomo de hidrógeno. Permitieron la formulación de un modelo atómico que describe los electrones con valores específicos de energía.

–

Permitieron desarrollar el concepto de niveles electrónicos de energía y la cantidad de electrones por órbita. Permitieron el descubrimiento de los espectros de absorción y emisión de energía determinados por el salto del electrón de un nivel de energía a otro, manifestados como líneas del espectro del hidrógeno. Luego de que Bohr planteara su modelo atómico, James Chadwick descubrió la tercera partícula subatómica, el neutrón, en el año 1932. Esta partícula de carga eléctrica neutra posee una masa levemente mayor que la del protón. Gracias a este descubrimiento, se puede construir un modelo atómico con un núcleo formado por protones y neutrones, cuya cantidad y presencia en el átomo dependen del elemento químico al que pertenezcan. Aunque el modelo atómico de Bohr y sus descubrimientos sobre el átomo de hidrógeno son fundamentales para entender los saltos energéticos del electrón, no pudo explicar los espectros de átomos con más de un electrón o de átomos más complejos. Debido a esto, se hizo necesario elaborar un modelo atómico que permitiera entender los espectros de absorción y emisión de energía de elementos con más de un electrón. Con este fin se formuló la teoría atómica mecanocuántica, que corresponde al modelo atómico actual.

– –

–

–

13p+

–

14nº

–

– –

–

–

– –

La cantidad de protones, electrones y neutrones de un átomo depende del elemento químico.

La formulación de la teoría mecanocuántica recoge los aportes de diversos investigadores; entre ellos, Max Planck y Albert Einstein. Veamos la contribución de cada uno a este nuevo modelo.

Cuantos

Max Planck fue un físico alemán que en el año 1900 postuló que cuando una sustancia emite o absorbe energía, lo hace en unidades mínimas o pequeños paquetes, a los que llamó cuantos. Esto significaba que la energía podía transferirse, pero en estos pequeños paquetes o cuantos.

Fotones

Albert Einstein, en 1905, utilizó la teoría de Max Planck para explicar que la luz no es continua y que está formada por pequeñas partículas llamadas fotones. A partir de este planteamiento explicó un fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.

Actividad propuesta 1. Elabora un cuadro que resuma los aportes más relevantes de cada científico que has estudiado en esta unidad. El objetivo es que puedan servir de apoyo para llegar al modelo atómico actual. 2. ¿Qué pasaría si los resultados de las investigaciones no fueran retomados por otros científicos, o si los errores cometidos no fueran corroborados? Explica tu respuesta.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Comprendiendo la mecánica cuántica

uac eval ión

Comprendiendo la mecánica cuántica ticiones de la onda. Estas ondas son de tipo mecánico, porque se producen por la interacción de las partículas del medio; por lo tanto, solo se propagan por medios materiales.

Todas las investigaciones acerca del átomo que has visto hasta ahora llevaron al planteamiento de un nuevo modelo atómico. Esto ocurrió debido a la necesidad de encontrar respuestas a las interrogantes que fueron surgiendo o a aquellas que no era posible aclarar con las teorías que se habían postulado hasta ese momento. Así, el nuevo modelo se basó en la mecánica cuántica, ciencia que estudia el comportamiento de la materia y de la energía, pero a escalas muy reducidas.

Un cuerpo que emite energía radiante o luz también lo hace en forma de ondas, las que pueden viajar en el espacio, incluso en el vacío. Estas ondas son de tipo electromagnético, es decir, se propagan por medio de variaciones de campos eléctricos y magnéticos que deforman la onda. Como la luz es radiada, se habla de radiación electromagnética.

Para comprender este modelo es necesario tener claros algunos conceptos básicos del comportamiento de las partículas y la manifestación de la energía en ellas. Con ese fin, revisaremos algunas nociones sobre el electromagnetismo y el efecto fotoeléctrico.

En el agua podemos ver la propagación de energía en forma de ondas. Al igual que en el caso del agua, la energía radiante se propaga en forma de ondas, pero de tipo electromagnético.

El ordenamiento y clasificación de las ondas electromagnéticas es lo que conocemos como espectro electromagnético. Para entender cómo viaja la luz emitida por un cuerpo, debemos saber cómo son las ondas electromagnéticas. Estas se asemejan a una cadena montañosa, en la que se pueden diferenciar puntos altos y hundimientos.

¿Has visto ondas? Se pueden observar ondas cuando lanzas una piedra, o al introducir la mano en el agua. Si movieras muchas veces el agua con tu mano, provocarías más repe-

Longitud de onda corta, alta frecuencia, alta energía.

Espectro Electromagnético

Metros

(λ)

Rayos cósmicos Rayos gama

Ultravioleta

Rayos X

Visible

Infrarrojo

10–13

10–12

10–11

10–10

10–9

10–8

10–7

10–6

10–5

10–4

10–3

1021

1020

1019

1018

1017

1016

1015

1014

1013

1012

1011

Onda Hertzios

(Hz)

Efecto fotoeléctrico Cuando la materia es impactada con luz o radiaciones como los rayos X, libera partículas. La cantidad de partículas liberadas por el material irradiado depende, además de la naturaleza del material, de la intensidad y de la frecuencia de la radiación. Einstein, planteó que la luz está formada por fotones y estableció que cuando estos chocan contra los electrones de un metal, hacen que dichos electrones absorban energía y sean liberados. Cuando son liberados, los electrones reciben el nombre de fotoelectrones.

Radiación

–

– –

22

Unidad 0 • Modelos atómicos

Fotoelectrones

– –

– –

–

–

–

–

– –

01

Así como aumenta la cantidad de ondas al mover constantemente el agua, también varía la cantidad de ondas electromagnéticas que pasan por cierto punto en un segundo. A esto se llama frecuencia, y se representa con la letra griega nu (ν). La frecuencia se relaciona con la longitud de onda λ y la velocidad de propagación de la onda en el espacio. Puedes observar la frecuencia y la longitud de onda en el gráfico que está al costado.

4 4

5 5

Los rayos UV ocasionan quemaduras en la piel y modifican la información de nuestras células. Las pieles más claras son las más sensibles a estos rayos, y las pieles oscuras presentan una mayor tolerancia porque no los absorben.

Longitud de onda

Sin embargo, la exposición moderada a la luz solar es necesaria para la fijación del calcio en los huesos y para estimular el sistema inmunológico.

Amplitud

En este espectro se distinguen dos tipos de radiaciones: las de alta energía y las de baja energía. Las radiaciones de alta energía son aquellas que poseen frecuencias altas y

3 3

La luz ultravioleta excita a los electrones y genera daños en nuestro cuerpo, si este es expuesto por largos períodos a la luz solar sin la protección adecuada.

Representación de ondas electromagnéticas

Los valores de frecuencia de las ondas se han clasificado y ordenado en un espectro electromagnético, que se encuentra representado en la franja que cruza estas páginas.

2 2

Ampliando memoria

longitudes de onda cortas, como los rayos X, gama e infrarrojo. Las radiaciones de baja energía, en cambio, se caracterizan por poseer frecuencias bajas y longitudes de onda largas, como es el caso de las ondas de radio.

Fuerza eléctrica

La distancia entre dos puntos altos se llama longitud de onda y se representa con la letra griega lambda (λ).

1 1

Tiempo o distancia

Longitud de onda larga, baja frecuencia, baja energía.

TV FM

Microondas

Radio

Corriente alterna

Radiofrecuencia 10–2

10–1

100

101

102

103

104

105

106

107

108

1010

109

108

107

106

105

104

103

102

10 1

Corriente Continua

109

0

Las diversas formas de radiación se ordenan según la longitud de onda y dan origen al espectro electromagnético.

Celdas fotovoltaicas

El desprendimiento de electrones puede generar corriente eléctrica. Este efecto permite aprovechar la energía solar para generar energía eléctrica. Al chocar contra dispositivos conductores, la radiación proveniente de la luz solar excita a los electrones y los desprende como fotoelectrones, lo que son conducidos para obtener corriente eléctrica.

Espejo Rayo de luz

Agua

Para que entiendas el comportamiento de los fotoelectrones, observa la imagen del vaso con agua de esta página. Puedes ver que al chocar contra el espejo de agua, la luz rebota como si fuera una pelota que golpea contra el piso. Debido a esto se dice que las radiaciones tienen un comportamiento dual, porque llegan como onda, pero además se comportan como partículas al rebotar.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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I.

Evaluación final

Verificando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

Estructura y composición del átomo

1 Al considerar los átomos de oxígeno, correspondientes a 168 O, 178O y 188 O, podría concluirse que tienen igual número de: I. protones. II. electrones. III. neutrones. A. B. C. D. E.

Sólo I. Sólo II. Sólo III. I y II. I, II y III.

2 El aluminio (Al) tiene un número másico igual a 27 y posee 13 electrones. Con estos datos, se puede deducir que el número atómico y él número de neutrones son, respectivamente: A. B. C. D. E.

13 y 27. 13 y 14. 14 y 13. 14 y 27. 27 y 13.

Modelos atómicos

3 ¿Cuál de los siguientes científicos planteó el modelo atómico compuesto por cargas negativas llamadas electrones, dispersas en una esfera positiva? A. B. C. D. E.

6 ¿Qué científico desarrolló el concepto de niveles de energía en el átomo? A. B. C. D. E.

Bohr. Dalton. Rutherford. Thomson. Einstein.

n=5 n= 4 n= 3 n= 2 n= 1

De acuerdo a la siguiente imagen, responde las preguntas 7 y 8.

A. B. C. D. E.

Observa la imagen y responde las preguntas 4 y 5.

C. Rutherford. D. Thomson.

Unidad 0 • Modelos atómicos

n=1 n=2 n=3 n=4 n=5

8 ¿Qué le pasa a un electrón si salta de n = 1 a n = 2?

4 ¿Cuál de los siguientes científicos planteó el modelo atómico de la imagen?

24

A. Núcleo central con protones y neutrones, más una corteza con electrones. B. Núcleo central con protones y una corteza con electrones. C. Núcleo central con electrones y una corteza con protones. D. Núcleo central con neutrones y electrones, más una corteza con protones. E. Núcleo central con neutrones y una periferia formada por electrones y protones.

7 ¿Qué nivel presenta mayor energía en este átomo?

Bohr. Dalton. Rutherford. Thomson. Leucipo.

A. Bohr. B. Dalton.

5 ¿Cuál de las siguientes descripciones corresponde al modelo atómico de la imagen?

E. Demócrito.

A. B. C. D. E.

Absorbe energía. Libera energía. Nada. Colapsa. Se debilita.

1 1

01

2 2

3 3

4 4

5 5

II. Responde las siguientes preguntas: Comprendiendo la mecánica cuántica

1 Analiza las imágenes A y B. Escribe si la frecuencia y la energía son altas o bajas y si la longitud de onda es corta o larga. Ubica, en el espacio correspondiente, cada componente de la onda en la imagen C.

A

B

II

C III I

Frecuencia Longitud de onda Energía

Frecuencia Longitud de onda Energía

IV

Espectros atómicos

2 Observa los siguientes espectros de emisión y de absorción de energía del átomo de hidrógeno. Identifica a cuál corresponde cada uno de ellos y define sus características.

A

B Espectro de: Características:

Cerrar sesión Pregunta 1 2

Espectro de: Características:

• Evalúa tus respuestas a las preguntas de alternativas a partir de la siguiente tabla:

Contenido evaluado Estructura y composición del átomo

Habilidad

Logro alcanzado

Remediales Páginas 12 a 15

2

Aplicar Recordar

4

Recordar Modelos atómicos

Mi revisión

Comprender

3 5

Clave

Comprender

6

Comprender

7

Comprender

8

Recordar

Páginas 16 a 21

6

• Evalúa tus respuestas a las preguntas de desarrollo a partir de los siguientes criterios: Pregunta

Incorrecta

Parcialmente correcta

Correcta

1

No reconocí la longitud de onda, la frecuencia ni la energía asociada a cada onda.

Reconocí solo uno de los componentes.

Reconocí longitud de onda, frecuencia y energía, y las identifiqué en el gráfico.

2

A es espectro de emisión y B espectro de absorción.

Reconocí solo uno de los espectros.

Reconocí los espectros y describí sus características. Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

25

Unidad

1

Modelo CANOCUÁNTICO

¿Para qué?

26

¿Dónde?

Las etapas del método científico.

Plantear un problema de investigación a partir de observaciones, para así desarrollar habilidades de pensamiento científico.

Páginas 28, 29, 52, 53 y 62

El electrón y el modelo mecanocuántico.

Comprender el comportamiento de los electrones en el átomo basado en principios del modelo mecanocuántico, teniendo en cuenta los aportes de investigaciones científicas clásicas o contemporáneas.

Páginas 30 a 37

Los números cuánticos.

Explicar el significado de los cuatro números cuánticos y comprender que ellos posibilitan la caracterización de diversos átomos.

Páginas 40 a 47

Los principios que rigen la configuración electrónica.

Comprender la organización y distribución de los electrones en cada uno de los niveles de energía de diversos átomos.

Páginas 48 a 57

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

1

2

3

4

5

Abrir sesión ¿Has ido alguna vez al estadio? ¿Te has fijado en la distribución de los asientos y en la cantidad de gente que puede asistir? Al igual que una persona en un estadio, los electrones tienen una ubicación particular en un átomo. En los átomos, los electrones se distribuyen en diferentes niveles, lo que determina una configuración específica para ellos, así como ocurre con la ubicación de una persona cuando va al estadio. Analiza esta información y responde: 1. Cuando vas al estadio, ¿te sitúas en cualquier lugar? ¿De qué depende tu ubicación? 2. Si pensamos ahora en un átomo, ¿de qué dependerá la ubicación de sus electrones?, ¿será al azar o de manera ordenada? 3. ¿Qué importancia tendrán los modelos atómicos en la posición de un electrón dentro del átomo? 4. Los fuegos artificiales están formados por diversas sustancias, entre ellas una sal que les otorga el color, el que depende del elemento metálico que compone a dicha sal. Observa los fuegos artificiales de esta página y relaciónalos con la emisión y absorción de energía. ¿Qué papel crees que juegan los electrones en este fenómeno?

¿Cómo podemos localizar a una persona en un estadio?

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

27

uac eval ión

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Evaluación inicial - Pensamiento científico

Inicializando

Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es un problema de investigación? Un problema de investigación es una pregunta que se plantea el investigador o la investigadora luego de observar e identificar las variables involucradas en el estudio.

Pasos para plantear un problema de investigación Paso 1: observar el fenómeno que se desea estudiar. Paso 2: identificar las variables involucradas. Paso 3: relacionar las variables en una pregunta.

Materiales – Mechero Bunsen. – Alambre de nicromo. – Vidrios de reloj. – Cloruro de cobre (II) (CuCl2). – Cloruro de litio (LiCl). – Cloruro de sodio (NaCl). – Cloruro de estroncio (SrCl2). – Cloruro de bario (BaCl2). – Solución de ácido clorhídrico 1 M. – Alcohol de quemar. – Dos pinzas metálicas.

Te invitamos a realizar la siguiente experiencia, en la que deberás reconocer el problema de investigación. Para ello, te entregamos la información necesaria en una breve introducción, a partir de la cual trabajarás, además, las distintas etapas del método científico.

Planteamiento del problema Los espectros de emisión de los elementos son el resultado del paso de sus electrones desde niveles de mayor energía a otros niveles de menor energía. Este traspaso de electrones se puede observar experimentalmente a través de un sencillo experimento, conocido como ensayo a la llama. En él se calientan ciertas sales y se observa directamente su espectro de emisión (color que aparece en la llama), siempre que se encuentren dentro del rango visible. Se sabe que el espectro de emisión depende del tipo de elemento. En esta experiencia se utilizarán sustancias químicas que contienen iones metálicos y no metálicos en su estructura. Así, se pueden comparar los espectros para ambos casos. De acuerdo a esta información, ¿cuál será el problema de investigación? De las siguientes opciones, escoge la que consideres correcta. PROBLEMA Nº 1:

El espectro de emisión de las sustancias químicas, ¿depende de los iones que la conforman?

PROBLEMA Nº 2:

Las sustancias químicas, ¿emiten espectros fuera del rango visible?

Formulación de hipótesis Los espectros de emisión de las sustancias químicas serán distintos dependiendo de la naturaleza de los iones que forman dichas sustancias.

Procedimiento experimental Una vez reunido el material de laboratorio, revísalo en tu mesón de trabajo y observa cada una de las sales que se encuentran en sendos vidrios de reloj antes del ensayo a la llama. Atención: no olvides lo importante que es Sigue las indicaciones de tu profesor(a). respetar las normas de seguridad por el riesgo que reviste el uso del mechero. A continuación, desarrolla los siguientes pasos: 1. Instala el mechero y tómalo con una pinza, del tal forma que quede con un grado de inclinación respecto al mesón para que la sal, al caer, no obstruya la salida de la llama. Solicita a tu profesor(a) que revise la instalación y pídele que te encienda el mechero, para lograr la llama azul. 2. Sujeta con una pinza metálica un alambre de nicromo y moja Atención: el extremo en una solución de ácido clorhídrico. evita el contacto con este ácido. Luego, unta el alambre en la sal, de tal forma que queden cristales atrapados. Si no dispones de alambre de nicromo, puedes reemplazarlo por una pequeña mota de algodón impregnada en alcohol de quemar, o bien, por el alambre de tungsteno de una ampolleta quemada. 3. Realiza el ensayo a la llama colocando la muestra de sal en el contorno de la llama. Observa lo que ocurre y repite el procedimiento con cada una de las sales que tienes en el mesón.

28

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Obtención de resultados Anota los resultados de la experiencia en una tabla como la que sigue: Ensayo

Sales

1

Cloruro de cobre (II) (CuCl2)

2

Cloruro de litio (LiCl)

3

Cloruro de sodio (NaCl)

4

Cloruro de estroncio (SrCl2)

5

Cloruro de bario (BaCl2)

6

Un trozo pequeño de hoja de diario con escritura o imágenes

Observación inicial

Color del ensayo a la llama

Sal en forma de cristales de color blanco.

Produce una llama amarilla

Sal de color azul, en forma de cristales.

Produce una llama verde amarillenta

Interpretación de resultados

Ayuda

Analiza la información obtenida a partir de los resultados y responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué función cumple el mechero en el ensayo? b. ¿A qué se debe que en todas las sales se mantenga constante el cloruro? c. ¿Cuál es el elemento que emite el color en el ensayo? Relaciona tu repuesta con la pregunta anterior. d. ¿A qué longitud de onda y energía aproximada cada una de las sales emite su color en el rango del espectro visible? Utiliza el recuadro Ayuda de esta página. e. De acuerdo a los resultados, ¿qué sales se podrían usar en la tinta de diario? Indica al menos dos. f. Si tuvieras que preparar fuegos artificiales de un color rojo intenso, ¿qué sales usarías?

- Los iones metálicos provienen del cobre (Cu2+), litio (Li+), sodio (Na+), estroncio (Sr2+) y bario (Ba2+). - Los iones no metálicos provienen del cloro (Cl–). Longitudes de onda del espectro visible Energía

Elaboración de conclusiones Una vez que has realizado la experiencia y analizado los datos obtenidos, debes elaborar las conclusiones que se desprenden del trabajo.

400

a. ¿Se cumplió la hipótesis propuesta? ¿Qué resultados la apoyan o la rechazan? Explica. b. Explica brevemente lo que sucede con los electrones del átomo que compone una sal al ser calentada a la llama de un mechero. c. A partir de la experiencia realizada, ¿qué color es más energético?, ¿cual es menos energético? d. En los fuegos artificiales se usa clorato de potasio, pues al ser calentado se descompone y libera una sal y oxígeno gaseoso. ¿Cuál crees que es el rol del oxígeno en dichos fuegos? e. Las auroras boreales que suelen verse en latitudes polares, emiten un hermoso y variado colorido. Se producen por el viento solar, que es un flujo de electrones y protones provenientes desde el Sol, los cuales, al llegar a la capa de la Tierra llamada ionosfera, captan energía. ¿Qué crees que sucede con los electrones de esos átomos al captar dicha energía?

450

Ultravioleta

500 550 600 650 700 750 Los valores están expresados en nanómetros

Infrarrojo

Mi estado En esta actividad: ¿Identifiqué las variables involucradas en el problema? ¿Reconocí el problema de investigación apropiado para esta experiencia?

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Electrones en el átomo El átomo no se puede ver a simple vista, por eso los avances relacionados con sus características se han hecho a través de la observación de la manera como interactúan con la luz o con otros átomos. De esta forma se ha obtenido información acerca de su estructura y de su comportamiento. Un ejemplo lo constituyen los experimentos realizados por Rutherford. En ellos, este científico bombardeó una placa de oro con partículas alfa y descubrió que los átomos del metal dejaban pasar algunas partículas, mientras que otras rebotaban. A partir de esta investigación llegó a elaborar su modelo atómico.

Ampliando memoria “No puedes darle la mano a un extraterrestre porque puede estar hecho de antimateria”. Según Stephen Hawking, el extraterrestre podría estar hecho de antimateria y al darle la mano los dos se desintegrarían, pues se convertirían en energía. La antimateria no es una idea imaginaria inventada por los escritores de ciencia ficción, ya que se ha comprobado su existencia e incluso se fabrica en algunos laboratorios de física. Cada partícula del átomo, como el electrón, tiene su antipartícula, que es idéntica en todo, excepto en la carga eléctrica, que es la contraria. Un átomo hecho de antiprotones y antielectrones es un átomo hecho de antimateria; pueden existir galaxias enteras constituidas de ella.

De igual manera, Thomson descubrió el electrón al realizar experimentos mediante los que analizaba la interacción de los rayos catódicos con placas cargadas positiva y negativamente. Luego del trabajo conjunto de diversos científicos, se pudo definir al electrón como una partícula que se encuentra en la periferia del átomo, cuya posición lo hace responsable de las interacciones con el exterior. Estas interacciones se pueden producir con otros electrones, con la luz u otros átomos. Veamos algunos ejemplos. Interacción con otros electrones Dos átomos diferentes se pueden unir a través de algunos electrones. En la figura se muestra un átomo de hidrógeno y otro de cloro que se encuentran unidos a través de uno de sus electrones.

H (hidrógeno) Cl (cloro)

Interacción con la luz Los espectros de emisión y los de absorción se producen por la liberación o absorción de energía de los electrones al saltar de un nivel energético a otro en el átomo. Estos espectros funcionan como una huella digital de los elementos, es decir, son exclusivos de cada elemento.

Espectro de emisión del hidrógeno.

Espectro de absorción del hidrógeno.

700 nm

400 nm

Interacción con otros átomos Los metales como el cobre tienen baja capacidad para atraer a los electrones; por eso, estos se mueven con facilidad a través de ellos. La corriente eléctrica es el producto del movimiento de los electrones al interior de un material metálico.

También es importante que recuerdes que si la materia es impactada por algún tipo de radiación, libera fotoelectrones. Este descubrimiento ha permitido que en la actualidad se pueda obtener energía eléctrica a partir de ellos, como es el caso de los paneles solares. Hasta este momento conoces las interacciones de los átomos a través del electrón; ahora vamos a revisar las propiedades del electrón.

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Propiedades del electrón Actualmente, gracias a las investigaciones de muchos científicos, se ha podido determinar la ubicación de los electrones en el átomo y sus propiedades, como: la carga, la masa y el espín. Ubicación del electrón en el átomo

Carga del electrón

El modelo mecanocuántico determinó que el electrón se comporta como partícula y como onda a la vez. De esta manera, no se puede especificar con exactitud su posición en un momento preciso, pero sí se puede determinar la probabilidad de encontrar el electrón en una región del espacio.

Electrón

Núcleo

El científico estadounidense Robert A. Millikan estableció la carga del electrón a través de un experimento que llamó “la gota de aceite”. Este tenía como principio observar las consecuencias de aplicar campos eléctricos en gotas de agua y aceite. Finalmente, el científico determinó un valor para la carga del electrón, representada como e – , que corresponde a:

e – = –1,60 • 10–19 C Recuerda que la unidad de la carga es el coulomb (C).

Masa del electrón

Espín del electrón

Thomson señaló que existía una relación entre la carga y la masa del electrón dada por: carga = –1,76 • 108 C masa g Como se conocía el valor de la carga, determinada por Robert A. Millikan, la masa se obtuvo despejándola de la ecuación. Así, la masa del electrón es:

El electrón puede girar y mostrarse en distintas direcciones, con lo que genera un campo magnético. Este movimiento se llama espín del electrón. Cuando se tiene pares de electrones, cada uno presenta un espín opuesto al del otro. Así se crea un equilibrio entre la repulsión y la atracción entre ellos, lo que los mantiene a una determinada distancia.

–19 masa= – 1,60 • 10 C – 1,76 • 108 C g

+1/2

masa= 9,1 • 10–28g La masa del electrón es muy pequeña, aproximadamente 1.840 veces menor que la del protón. Esto hace que sea poco significativa en cuanto al aporte de la masa total del átomo.

–1/2 El espín puede tomar los valores de +1/2 si se da en el sentido de las manecillas del reloj y de –1/2 si se da en sentido contrario.

Ampliando memoria Si fueras un estudiante de química de la época de 1960 o anterior, te hubieran enseñado que nadie puede ver un átomo. Ahora, con la ayuda de computadores y revolucionarios microscopios, es posible generar imágenes de los átomos en dos y tres dimensiones. Incluso es posible hacerlos girar y observar sus nubes electrónicas. ¿Qué clase de instrumento puede realizar hazañas en las que no se pensaba hace una o dos décadas? Esto es posible gracias a los microscopios. Uno de los más novedosos es el microscopio de efecto túnel, que permite observar átomos de manera individual. Su funcionamiento se basa en que los electrones pueden atravesar barreras de potencial sin superarlas. Este efecto de los electrones es comparable a que una persona lograra ubicarse al otro lado de un muro sin romperlo ni pasarlo por encima. La imagen muestra la superficie de una aleación de hierro y cobre vista a través de un microscopio de efecto túnel. ¿Cuál es el hierro y cuál el cobre?

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Pensamiento científico

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Modelo mecanocuántico La importancia de las hipótesis y las teorías La observación y la interpretación de distintos fenómenos en estudio es la base para plantear diferentes hipótesis y establecer diversas teorías. Una hipótesis es una idea que surge a partir de una observación o de la experimentación misma. Esta hipótesis puede resultar falsa y generar una nueva idea o suposición, o bien, si resulta verdadera, puede evolucionar y convertirse en una teoría. Veamos a continuación el papel que juegan las hipótesis y las teorías en la formulación del modelo mecanocuántico.

Caja negra

El modelo atómico de Bohr no pudo explicar las propiedades de los átomos con más de un electrón en sus orbitales. La hipótesis fundamental de Bohr se basaba principalmente en que los átomos poseían estados de energía cuantizados, pero, aun siendo correcta, como no existía información suficiente ni apoyo teórico, no pudo comprobarse. Así, cuando se descubrieron los espectros de emisión y absorción de energía, se realizaron muchos experimentos, entre los que destacó el del “cuerpo negro”. Se tenía la idea de que este cuerpo debía absorber toda la radiación que recibiera y, por lo tanto, no reflejar la luz , y que la radiación que emitiría sería solo la proveniente de su temperatura. Sin embargo, se descubrió que, al calentar los cuerpos negros, estos emitían radiación no solo como calor, sino también como luz, tal como observas en una estufa que al encenderla emite calor y luego, cuando aumenta su temperatura, el alambre que posee emite luz visible roja o anaranjada.

Haz de luz

En teoría, un cuerpo negro es un absorbente perfecto que no refleja ni la energía ni la luz que pueda incidir en él. En la naturaleza no existen; lo que más se acerca es el negro de carbono, que puede absorber el 97 % de la energía que recibe.

Max Planck, intrigado con este fenómeno, lo estudió calentando un cuerpo negro a distintas temperaturas, de manera que las radiaciones que emitiera se debieran solo a la temperatura del mismo cuerpo negro. Concluyó que a mayor temperatura del cuerpo emisor, mayor es la frecuencia de la intensidad máxima de la radiación emitida. Fue así como Planck pensó que la luz era probablemente radiada en porciones discretas a las que llamó quanta, cuyo singular es quantum, que significa ”cantidad”. Hasta esa fecha (año 1900), se pensaba que la luz se propagaba por medio de ondas y que existía en cantidades tan pequeñas como se quisiera. La idea de Planck fue revolucionaria, pues planteaba lo contrario, es decir, que la energía, al igual que la materia, existía en porciones o paquetes que correspondían a un mínimo de energía posible y que esta no se podía emitir o absorber en cantidades menores; sin embargo, mantenía la afirmación de que la radiación se propagaba por medio de ondas. En 1905, Albert Einstein retomó la teoría planteada por Max Planck de los cuantos de energía para explicar el efecto fotoeléctrico, el que consistía en la capacidad de los electrones de comportarse como partículas. ¿Cómo lo hizo? Einstein, considerando que la radiación se distribuía en paquetes discretos de energía a los que llamó fotones, afirmó que estos paquetes representaban partículas de luz. De esta forma, suponía que la luz no se comportaba solo como onda, sino también como una partícula que poseía una cantidad discreta de energía.

Actividad propuesta 1. Luego de leer esta página, responde: a. ¿Qué es una hipótesis? ¿Qué importancia tiene para la ciencia? b. ¿Qué relación tienen las palabras destacadas con lo leído en el texto? Explica. c. ¿Qué hipótesis planteó Bohr sobre las propiedades de los átomos de más de un electrón? ¿Se comprobó esta hipótesis? ¿Significó un avance o un retroceso para la ciencia? Explica y fundamenta tu respuesta.

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¿Qué utilidad tuvieron estas investigaciones? Transcurridos algunos años, el joven físico francés Louis de Broglie sugirió por primera vez, en 1924, que el electrón tenía propiedades de tipo ondulatorio. Con esta idea en mente, De Broglie inició un trabajo de recopilación de información científica, durante el cual consideró muy interesantes los aportes realizados por los científicos Albert Einstein y Max Planck. De Broglie encontró que la energía de una partícula estaba relacionada con su masa y con la velocidad de la luz en la siguiente ecuación, desarrollada por Albert Einstein:

E= mc2 ,

donde E = energía (Joule, J) m = masa (kg) c = velocidad de la luz (3 • 105 km ) s

Esta ecuación le indicó a De Broglie que la energía y la masa de una partícula tienen una relación directa, es decir, si existe una de ellas, también está presente la otra magnitud. Sin embargo, esta información no era suficiente para probar su idea sobre la propiedad ondulatoria del electrón. Recurrió entonces a las investigaciones de Max Planck sobre el comportamiento ondulatorio de las ondas, y en estas encontró que la energía de una onda estaba relacionada con la velocidad de la luz y la longitud de onda en la siguiente ecuación:

E= hc , λ

donde E = energía (Joule, J) h = constante de Planck (6,63 • 10–34 J • s) c = velocidad de la luz (3 • 105 km ) s λ = longitud de onda (m)

Las investigaciones realizadas por Max Planck (a la izquierda) y Albert Einstein (a la derecha) permitieron sentar las bases que dieron origen a la teoría cuántica, de la que se desprende el modelo mecanocuántico.

La ecuación de Planck le permitió a De Broglie conocer el comportamiento ondulatorio de una onda y su relación con la energía. Con esta información, De Broglie relacionó las ecuaciones de Einstein y Planck y extendió el comportamiento onda-partícula, atribuido hasta ese momento solo a la luz, a todas las partículas, es decir, electrones, protones neutrones, átomos y moléculas. Posteriormente, W. Heisenberg consideró la nueva concepción del electrón como onda y partícula para determinar su posición en el átomo. Así surgió la teoría cuántica, alrededor de 1925, como resultado de los trabajos realizados por diversos investigadores. Esta teoría ha servido de base para postular el modelo atómico actual, conocido como modelo mecanocuántico, pues permite explicar la composición del átomo y algunos fenómenos físicoquímicos relacionados con las partículas que lo constituyen. Se basa en la teoría de Planck, en la hipótesis de la dualidad ondapartícula de De Broglie y en el principio de incertidumbre de Heisenberg. ¿Te has dado cuenta cómo se llegó a esta teoría? ¿Te fijaste en las observaciones y trabajos implicados para lograr formularla? Una teoría corresponde al planteamiento de un sistema lógico formado por un conjunto de observaciones o experimentos basados en hipótesis o supuestos que ya han sido verificados por científicos. En las teorías, se afirma bajo qué condiciones se manifestarán los hechos postulados u otros, mediante reglas y explicaciones.

Actividad propuesta 1. De acuerdo a la lectura de estas dos páginas, responde: a. ¿Cómo se formula una teoría? Explica con tus palabras lo que significa y qué factores se deben considerar para ello. b. Destaca en esta página los hechos o conceptos que permitieron llegar al planteamiento del modelo atómico actual. Guíate con los que ya están destacados.

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Dualidad onda-partícula Los antecedentes científicos aportados por Max Planck y Albert Einstein permitieron que Louis de Broglie planteara su propia hipótesis, según la cual los electrones presentarían un comportamiento de onda y de partícula. Esta afirmación surge de la igualación de las ecuaciones de energía formuladas por Einstein y Planck, tal como sigue: Ecuación de Einstein

Ecuación de Planck

E = mc2

E = hc λ

Núcleo

r

Al igualar las ecuaciones, queda:

mc 2 = hc λ

Imagen del recorrido ondulatorio del electrón, según De Broglie.

En la ecuación, c corresponde a la velocidad de la luz. De Broglie reemplazó este valor por una velocidad cualquiera a la que denotó como v. Así, simplificando c y sustituyéndola por v, nos queda:

λ= h mv Esta ecuación nos indica que “cualquier partícula de masa m y velocidad v se considera asociada a una onda cuya longitud de onda es λ”. ¿Qué quiere decir que el electrón tenga un comportamiento dual de onda y partícula? Imagina que estás en una habitación en la que hay una abeja. Observarás a la abeja dar vueltas, subir, bajar, posarse en algún lugar, acercarse a una ventana; en fin, en diversos movimientos. Este es un comportamiento como partícula, pues conoces la ubicación precisa de la abeja. Ahora, si sales de la habitación y escuchas tras la puerta, oirás el zumbido de la abeja dentro de la habitación, pero no sabrás con precisión el lugar donde se encuentra; solo podrás estimar si está más cerca o más lejos de la puerta por la intensidad del sonido. Este es un comportamiento como onda, pues no sabes el lugar específico donde se encuentra, pero sabes que está ahí. Así tienes, en este caso, un comportamiento doble del mismo cuerpo.

Mientras veas la abeja y su movimiento, estarás observando el comportamiento de ella como partícula. Si solo percibes el sonido que emite, te encuentras frente a su comportamiento como onda.

Si analizamos el ejemplo, nos daremos cuenta de que si queremos precisar la posición de la abeja, perdemos exactitud en relación a la velocidad a la que se desplaza y viceversa. Esto se acentúa particularmente cuando se trata de partículas cuya masa es muy pequeña, como en el caso de las partículas subatómicas. Por ejemplo, si lanzamos un balón dentro de un estadio, es probable que podamos determinar su posición y su velocidad en un tiempo específico, pero si lanzamos una lenteja, será mucho más difícil. Esta es la base del principio de incertidumbre, que veremos luego en detalle.

Actividad propuesta 1. Analiza el trabajo de De Broglie y responde las siguientes preguntas: a. Explica en qué trabajos científicos basó De Broglie su hipótesis sobre el comportamiento de los electrones. b. Reflexiona acerca de la siguiente información: “Los electrones de un átomo presentan una dualidad ondapartícula”. ¿Qué te dice dicha afirmación?

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Aplicando la ecuación de De Broglie Debido a que la hipótesis de De Broglie es aplicable a toda la materia, cualquier objeto de masa m y velocidad v daría origen a una onda característica. Sin embargo, la ecuación de De Broglie indica que la longitud de onda asociada a un objeto de tamaño común, como una pelota de golf, es tan pequeña que estaría completamente fuera del alcance de cualquier observación. Ahora, si la longitud de onda de un objeto del tamaño de una pelota de golf ya es muy pequeña, ¿cómo será la de un electrón, si se considera su masa? Pues será aún más pequeña, tal como veremos en la siguiente sección llamada Estrategia.

Estrategia ¿Cuál es la longitud de onda de un electrón que se mueve a una velocidad de 5,97 • 106 m/s? La masa del electrón es 9,11 • 10–31 kg. Para resolver este ejercicio, te sugerimos que sigas los siguientes pasos: Paso 1

Analiza la información que te entrega el enunciado. En este caso, cuentas con la masa m y la velocidad v del electrón, y debes calcular su longitud de onda, λ, según De Broglie.

Paso 2

Identifica y elabora el camino de resolución. En este caso, la longitud de onda de una partícula en movimiento está dada por la ecuación: λ= h , mv

Si la velocidad de desplazamiento de un cohete llega a 11.000 km/h y su masa es de 750 toneladas, ¿cómo será su longitud de onda en comparación con la del electrón de la Estrategia?

por lo que se calcula sustituyendo las cantidades conocidas, h, m y v. Sin embargo, al hacerlo, debes tener cuidado con las unidades de medida. Paso 3

Resuelve el ejercicio: Si utilizamos el valor de la constante de Planck, h: h = constante de Planck (6,63 • 10–34 J • s) y teniendo en cuenta tenemos que al reemplazar

nos queda:

2

1J = 1 kg • m2 s

λ= h ; mv

m2 6,63 • 10–34 kg • s2 •s λ= 9,11 • 10–31 kg • 5,97 • 106 m s λ = 1,22 • 10–10m

Actividad propuesta 1. Ejercita lo que has aprendido resolviendo los siguientes ejercicios: a. Calcula la velocidad de un neutrón cuya longitud de onda de De Broglie es de 0,5 nanómetros (nm). Considera la masa del neutrón como 1,6750 • 10–24 g. b. Calcula la longitud de onda asociada a una piedra de 750 g de masa que se mueve en una gran pendiente a la velocidad de 2 m .

s

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Principio de incertidumbre Hemos visto una concepción dual sobre el comportamiento del electrón, lo que significa que se puede comportar como partícula y como onda. Esto abrió el debate sobre algo que hasta entonces había sido indiscutible: la posición del electrón. ¿Cómo se definiría ahora? Analicemos la información que poseemos. ¿Podemos hablar de la posición de una onda? En realidad, no, pues una onda es una perturbación que se extiende en el espacio. Del mismo modo, es igualmente incorrecto referirse a la posición del electrón, ya que está asociado a una onda. Para que puedas entenderlo mejor, analicemos el recorrido de un esquiador cuando desciende por una montaña. Al hacerlo, se desliza en distintas direcciones, salta obstáculos, zigzaguea, y si la pendiente de la montaña es muy inclinada, su rapidez va aumentando considerablemente a cada instante. Este comportamiento corresponde al de una partícula, pues estás observando en cada momento el desplazamiento del esquiador y conoces su ubicación. Ahora, si no pudieras ver al esquiador, pero sí oírlo, el sonido de su deslizamiento sobre la nieve te estaría indicando que el esquiador está presente y en movimiento; sin embargo, no podrías ubicarlo en un lugar específico, porque no lo puedes ver. En este caso, estaríamos hablando de un comportamiento de onda. Del mismo modo ocurre con los electrones: si hacemos una analogía entre el comportamiento de los electrones y el de este esquiador, ambos poseen comportamiento de onda y de partícula. Estos antecedentes permitieron que, en el año 1927, el físico alemán Werner Heisenberg formulara su célebre principio, conocido como principio de incertidumbre, en el cual postula que es imposible determinar con la misma exactitud la posición y la velocidad de un electrón. ¿Cómo es esto? Observa las imágenes del esquiador que te mostramos a continuación:

En esta imagen el esquiador ha sido capturado en un punto fijo, es decir, hay una precisión en su posición; sin embargo, no se distingue si la velocidad a la que se desplaza es alta o no.

z

La zona sombreada de esta imagen muestra la probabilidad de encontrar al electrón en el sector que rodea al núcleo de un átomo de hidrógeno en su estado fundamental o de alta estabilidad.

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Zona que representa la probabilidad de encontrar un electrón

En esta imagen, en cambio, es difícil observar al esquiador, pues su posición es imprecisa; sin embargo, podemos notar que la velocidad a la que se desplaza es alta. Basándonos en el principio de incertidumbre, en el que se plantea que no se puede definir una trayectoria precisa del electrón alrededor del núcleo del átomo, debemos admitir que existe una inexactitud en la determinación de su posición. De esta forma, surge el concepto de orbital en sustitución del concepto de órbita planteado por Bohr para definir la trayectoria del electrón. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en la que existe una gran probabilidad de encontrar un electrón con una energía determinada.

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Ecuación de onda de Schrödinger A medida que la ciencia ha ido avanzando, no existe duda acerca del carácter ondulatorio del electrón. En el átomo, este comportamiento ondulatorio queda definido por la llamada función de onda, representada por la letra griega Ψ (psi), que es una manera de describir el estado físico de un sistema de partículas que genera ondas estacionarias, como las que se formarían alrededor del núcleo del átomo y que corresponderían a las órbitas definidas por el electrón. Para entender lo que es una onda estacionaria, basta imaginar la cuerda de un instrumento musical. Si se pulsa, vibrará pero no cambiará de posición, por lo que se dice que es estacionaria. La onda que se originará, por tanto, también será estacionaria. La función de onda Ψ se obtiene, luego de complejos cálculos, a partir de la llamada ecuación de onda, propuesta en 1926 por el físico austriaco E. Schrödinger, la que incorpora las condiciones que debe cumplir cada electrón para que el átomo sea un sistema estable, o sea, se mantenga en el tiempo. La función de onda Ψ no tiene un significado físico directo, pero su cuadrado, Ψ2, sí lo tiene: representa la probabilidad de encontrar al electrón en una región del espacio alrededor del núcleo con un estado energético determinado. En definitiva, Ψ2 suministra la información necesaria para conocer el orbital que ocupa un electrón en el átomo.

Las cruces indican la probabilidad de encontrar la pelota. ¿Dónde es mayor esta probabilidad?

¿En qué consiste la probabilidad de encontrar al electrón? Imagina que un jugador de fútbol debe efectuar lanzamientos penales. La probabilidad de encontrar la pelota dentro del arco es muy elevada, supongamos que de 90 %; la probabilidad de encontrarla en otro lugar, en cambio, es de 10 %, si se considera la posibilidad de que el jugador no acierte al arco. Sin embargo, podemos hacer un análisis más preciso de la posición de la pelota dentro del arco. Como el arquero se ubica al centro, la probabilidad de encontrar la pelota en ese lugar es menor, debido a que el jugador intentará que el arquero no ataje fácilmente el tiro. Por lo tanto, la probabilidad de encontrar la pelota en los bordes del arco será mayor que en el centro. Es con esta lógica que se definen los orbitales del electrón. ¿Cómo se refleja esto en los orbitales? Tal como lo visualizamos al hacer un ovillo de lana: a medida que vamos enrollando la lana, el ovillo ocupa un volumen mayor, que sería equivalente a la zona donde se mueve el electrón en un determinado momento. Si los electrones van ocupando otros orbitales, va aumentando la probabilidad de encontrarlos porque abarcan un volumen más grande, al igual que cuando se enrolla la lana y hacemos crecer el ovillo, donde la lana correspondería al recorrido del electrón en el átomo, y el ovillo, al volumen que ocupan. Análogo a este ejemplo es el recorrido de los electrones en un átomo y su distribución en orbitales atómicos.

Actividad propuesta 1. Analiza y responde las siguientes preguntas: a. Explica con tus propias palabras la idea de que los electrones presentan una dualidad onda-partícula. b. Según lo que has aprendido, ¿qué es un orbital atómico?

2 px

2S Ψ2 La función de onda Ψ2 determina la trayectoria del electrón y da una referencia del volumen en el que se puede encontrar este electrón en el átomo, tal como ocurre al formar un ovillo de lana, pues a medida que aumento el recorrido de la lana (trayectoria del electrón), incremento el volumen del ovillo (zona con probabilidad de encontrar el electrón).

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I.

Evaluación de proceso

Analizando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

Electrones en el átomo

1 ¿Cuáles de las siguientes alternativas son características del electrón? I. II. III. IV. V.

Permite la interacción del átomo con el exterior. Representa la masa del átomo. Se ubica en el núcleo atómico. Su movilidad produce corriente eléctrica. Se ubica en la periferia del átomo.

A. l y II. B. l, ll y V.

C. l, lV, V. D. I, lll y V.

E. ll, lV y V

2 Si se plantea que un átomo neutro al perder un electrón obtiene carga positiva, entonces la carga del electrón: A. B. C. D. E.

es negativa. es neutra. es positiva. es variable. no se puede determinar.

Modelo mecanocuántico

3 Max Planck calentó un cuerpo negro y observó que emitía radiación y que a mayor temperatura del cuerpo, mayor era la frecuencia de la radiación que podía emitir. ¿A qué conclusión llegó el científico a partir de esta investigación? A. B. C. D.

Los cuerpos calientes no emiten energía. La luz es radiada en forma de fotones. Un cuerpo negro no absorbe energía. A menor temperatura del cuerpo, mayor radiación emitida. E. La luz es radiada en porciones llamadas quanta.

4 ¿A qué conclusiones sobre el electrón llegó De Broglie al analizar los aportes de Einstein y Planck sobre el comportamiento de la luz? A. Que el electrón puede comportarse solo como partícula. B. Que el electrón se comporta siempre como onda. C. Que el electrón no presenta relación con las ondas. D. Que el electrón se comporta como onda y como partícula. E. No se puede determinar su comportamiento.

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Dualidad onda-partícula

Analiza la ecuación construida por De Broglie y responde las preguntas 5 y 6.

λ= h mv

5 La longitud de onda (λ) en la ecuación propuesta por De Broglie establece que: A. un cuerpo no genera ondas cuando está en movimiento. B. un cuerpo es una partícula y no genera ondas. C. un objeto que presenta cierta velocidad genera una onda. D. solo la luz presenta comportamiento de onda y de partícula. E. los electrones son partículas, por lo que no generan ondas. 6 ¿A qué velocidad se mueve un electrón si su masa es 9,11 • 10–31 kg y genera una onda cuya λ = 1,22 • 10–10m? Recuerda que h = 6,63 • 10–34 J • s es la constante de Planck. A. 5,97 • 106 s C. 5,97 • 106 E. 6,63 • 10–34 J • s B. 5,97 • 106 m/s D. 9,11 • 10–31 kg Principio de incertidumbre y ecuación de Schrödinger

7 El principio de incertidumbre de Heisenberg está relacionado principalmente con la: A. B. C. D. E.

naturaleza ondulatoria de la luz. frecuencia de una radiación. naturaleza corpuscular de la luz. teoría cuántica de la luz. naturaleza dual de la materia (onda-partícula).

8 La ecuación de onda Ψ2 fue propuesta por E. Schrödinger para representar la probabilidad de encontrar un electrón en una región del espacio alrededor del núcleo. Esa región del espacio se puede llamar también: A. B. C. D. E.

órbita. nivel de energía. núcleo. orbital. átomo. Correctas:

Incorrectas:

Omitidas:

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II. Responde las siguientes preguntas. Dualidad onda partícula

1 Utilizando la ecuación de De Broglie, encuentra λ para las ondas generadas por dos cuerpos, A y B, que presentan la misma velocidad: 2 m/s. Cuerpo A, masa de 10 kg; cuerpo B, masa de 1 kg. Compara las longitudes de onda y explica la relación que existe entre masa y longitud de onda. Principio de incertidumbre

2 Explica el principio de incertidumbre a partir de las imágenes A y B . Elabora tu respuesta analizando cada una por separado y luego señala cómo se relacionan.

A

B

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3 Explica brevemente en qué teorías se basa el modelo mecanocuántico y a qué conclusiones llegó sobre el electrón. 4 Max Planck y Albert Einstein realizaron investigaciones sobre las características de la luz que sirvieron de base para el desarrollo de la teoría mecanocuántica. Observa las imágenes y contesta: ¿qué diferencia existe entre los planteamientos de Planck y Einstein? Fotón

Quantum

Max Planck

Albert Einstein

Mi estado Anota el nivel de logro de tus aprendizajes hasta ahora y evalúa tu desempeño. Comprendo el comportamiento del electrón en el átomo. Describo investigaciones científicas clásicas relacionadas con el modelo mecanocuántico. Comprendo el conocimiento del origen y desarrollo histórico de conceptos y teorías relacionados con el modelo mecanocuántico. 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

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Los números cuánticos Desde la resolución matemática de la ecuación de Schrödinger se logra obtener mucha información acerca de cómo se distribuyen los electrones en el átomo. A partir de las soluciones de esta ecuación, aparecen los denominados números cuánticos. Los números cuánticos son un modo de representar la energía asociada a la zona donde existe una alta probabilidad de encontrar electrones en un átomo, y también la forma como se mueven los electrones en dicha zona. Mientras más cerca del núcleo se encuentren, menor será la energía de la zona. Se conocen cuatro números cuánticos. Cada uno de ellos está asociado a zonas del átomo: los niveles de energía, los subniveles de energía, los orbitales y los electrones en un orbital. En la siguiente tabla se muestra a los cuatro números cuánticos, su simbología y su asociación con el átomo: Número cuántico

Simbología

Asociación

Principal

n

Nivel

Secundario o azimutal

ℓ

Subnivel

Magnético

mℓ

Orbital

Espín

ms

Electrón

Para entender mejor en qué consisten los números cuánticos, utilizaremos el ejemplo de la ubicación de una persona en un estadio de fútbol que planteamos al inicio de esta unidad. Supongamos que el estadio se encuentra repleto y la persona dispone de una entrada numerada. Lo más probable es que siga los siguientes pasos: Paso 1: Observaría la entrada y se dirigiría al sector de la gradería que le corresponde: primer nivel, segundo nivel, tercer nivel. Este sector en el átomo es equivalente al nivel y correspondería al número cuántico principal (n). Paso 2: Una vez que ha encontrado el nivel deseado, ahora debe localizar su fila dentro de ese nivel. Esto, en el átomo, representaría a los subniveles, correspondientes al número cuántico secundario (ℓ). Paso 3: Luego de haber localizado la fila, debe buscar su asiento. Si nos vamos al átomo, el asiento estaría indicando el orbital atómico, que corresponde al número cuántico magnético (mℓ).

Niveles

Paso 4: Una vez en el asiento, la persona puede ver el partido sentada o de pie. En el caso del átomo, la persona y su posición en el asiento representarían al electrón y su orientación en su orbital atómico, correspondiente al número cuántico espín (ms).

Electrón

Subniveles

Tal como mencionáramos en nuestro ejemplo, a los electrones de un átomo les corresponde un determinado nivel energético, dentro del cual tendrán un subnivel. Este subnivel dispondrá de orbitales con diversas formas, en los que existe una alta probabilidad de encontrar a los electrones. Puedes observar esta descripción en la imagen de esta página. Electrón

n= 1

n= 2

40

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

Orbitales

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Número cuántico principal n Constituye el nivel principal de energía del átomo que cuantiza su energía total, es decir, restringe la energía de los electrones en el átomo a valores característicos y, además, determina el tamaño del orbital. Este número corresponde a cada uno de los niveles o capas de energía del átomo. Los términos “nivel” y “capa” se refieren a lo mismo, solo se diferencian en que los niveles se representan con números enteros, desde el 1 al 7 (hasta ahora conocidos) y las capas con letras mayúsculas. Por ejemplo, si nos referimos al nivel de energía 2, es lo mismo que hablar de la capa L. Observa la tabla, que muestra estas equivalencias: Niveles (n)

1

2

3

4

5

6

7

Capas

K

L

M

N

O

P

Q

Número de electrones en cada nivel

Capas Q P O N

M

L

K

Nivel (n)

Capa

Nº de electrones

1

K

2(1)2 = 2

2

L

2(2)2 = 8

3

M

2(3)2 = 18

4

N

2(4)2 = 32

5

O

32

6

P

18

7

Q

8

8

n= 21 n=2 n=3 n=4 n=5 n=6 n=7

La energía de los niveles depende de cuán cerca estén del núcleo: mientras más cerca, menor es la energía. Por tanto, cuanto mayor sea n, mayor es la energía del nivel y la distancia promedio del electrón al núcleo. El número máximo de electrones posibles de encontrar por cada nivel energético está dado por 2n2, donde n es el nivel de energía. Por ejemplo, en el segundo nivel de energía o capa L, el valor de n es 2, por ende, es posible ubicar 8 electrones. Esta regla solo se cumple hasta el nivel 4, pues de ahí en adelante el número de electrones en cada nivel varía de manera distinta. La tabla nos amplía esta información.

+ 2

18 32 32 18 8

Niveles de energía

Representación de los niveles y capas de energía, y la cantidad de electrones permitidos. Observa la distancia del electrón al núcleo en las distintas capas. ¿Poseen la misma energía?

Para grabar

En la hipótesis planteada por De Broglie, los niveles energéticos “n” describen la localización de los electrones. Si consideramos el planteamiento del modelo atómico de Bohr, un átomo con un solo electrón puede ocupar determinados niveles de energía. Pero cuando se trata de átomos con más de un electrón, cada nivel de energía principal, n, se separa en diferentes subniveles. ¿Cómo es esto? Lo veremos a continuación.

El número cuántico principal n cuantiza la energía total del electrón y puede tomar valores enteros 1, 2, 3, etc., que coinciden con el nivel de energía del modelo de Bohr.

Actividad propuesta

a. Menciona dos diferencias entre el modelo atómico de Bohr y el de De Broglie. b. Compara las órbitas que describen los electrones en el átomo de Bohr y en el de De Broglie. ¿Cómo son los radios en cada caso? Explica y fundamenta tu respuesta.

De Broglie

Bohr

1. Observa las imágenes del modelo atómico planteado por Bohr y de la hipótesis postulada por De Broglie sobre el movimiento de los electrones en los orbitales.

R1 Núcleo

R2 Núcleo

Electrones

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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habilidad

e e

c c

h r

Número cuántico secundario ℓ

Ayuda Cada subcapa o subnivel se designa con un número y una letra. El número corresponde al valor de n y la letra (s, p, d, f) al valor de ℓ. Por ejemplo, los orbitales n = 3 y ℓ = 2 se denominan 3d y están en la subcapa 3d. Todos los orbitales de una subcapa tienen la misma energía.

El avance en la tecnología de los instrumentos que miden espectros, conocidos como espectroscopios, permitió observar desdoblamientos en algunas líneas de los espectros. Si cada línea correspondía a un intercambio energético distinto, debían existir más niveles de energía que los planteados en el modelo de Bohr. Como estos nuevos niveles se agrupaban en torno a los niveles principales, se les denominó subniveles de energía. ¿Qué relación tienen estos subniveles con el número cuántico secundario? El número cuántico secundario o azimutal representa a cada uno de los subniveles o subcapas en el átomo. Se designa con la letra ℓ y determina la región donde se mueve el electrón, la forma geométrica del orbital y la energía de la subcapa dentro de cada nivel energético. Los términos “subniveles” y “subcapas” hacen referencia a lo mismo; solo se diferencian en que los subniveles se representan con números enteros que van desde el 0 hasta el n –1 y las subcapas con letras minúsculas. La relación entre el subnivel y la subcapa se muestra en la siguiente tabla. Subniveles (ℓ)

0

1

23

*4

*5

Subcapas

s

p

d

g

h

f

* Los subniveles 4 y 5, relacionados con las subcapas g y h son teóricos y su existencia no está demostrada todavía.

El número de subniveles en el átomo está dado por el valor de "n", es decir, si n = 2, significa que ℓ tomará los valores de 0 y 1, o sea, presenta 2 subcapas: la s y la p, que se denominan 2s y 2p. En la imagen, se muestran los diferentes niveles con los correspondientes subniveles. Nivel de energía principal

Subnivel 5d

n=6 n=5

5p 4d 5s 4p 3d 4s

n=4

E n e r g í a

Orden creciente de energía para los subniveles

4f 6s

n=3

3p 3s 2p

n=2

2s

n=1

Actividad propuesta 1. Observa el gráfico de los subniveles de energía y responde las siguientes preguntas. a. ¿Cuántos subniveles se encuentran en el nivel 2? b. ¿Qué subcapas se encuentran en la capa M? c. Observa los subniveles 3d y 4s. ¿Es coherente su ubicación, según la cantidad de energía que poseen? Explica y fundamenta.

42

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

1s

De la imagen se desprende que el nivel 3 contiene 3 subniveles o subcapas, designadas como s, p y d. La tabla siguiente nos permitirá ampliar la relación entre niveles y subniveles. Nivel (n)

Subnivel (ℓ)

Subcapa

1

0

s

2

0 1

p

3

0 1 2

p d

4

0 1 2 3

p d f

s s

s

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Orbitales atómicos Los subniveles o subcapas están formados por orbitales atómicos, los que tendrán diferente forma según la cantidad de energía de los electrones que se encuentran en ellos. Estos orbitales se nombran con el mismo símbolo utilizado para el subnivel al que pertenecen, acompañado en algunas ocasiones por un subíndice que indica la orientación espacial. Las siguientes imágenes muestran las distintas formas de los orbitales atómicos en las subcapas. z

Orbitales tipo s z

Presentan una simetría esférica centrada en el núcleo del átomo. Los límites de la esfera definen la región del espacio donde existe alta probabilidad de encontrar electrones. Un orbital 3s es más grande que el 2s, y este, a su vez, que el 1s, lo que significa que la distancia media al núcleo de un electrón situado en orbitales s sigue el orden 3s > 2s > 1s.

x

y

x

3s z

z

y

x

y

x

x

px

y

py

z

pz

z

Orbitales tipo d y f

z z

z

x

y

y

y

x

dyz

y

2s

z

Presentan una forma de esferas achatadas. Los límites de dichas esferas definen la región del espacio denominada orbital p. La orientación en el espacio de los orbitales p está dada en las coordenadas del sistema cartesiano para los ejes x, y y z. Los tres orbitales tienen igual forma y tamaño.

x

y

1s

Orbitales tipo p

Estos orbitales se presentan como elipsoides de revolución, pero con tamaños y direcciones distintos x a los p. Los orbitales d tienen 5 orbitales, mientras que los f tienen 7. En la figura se representan los orbitales d. Observa que el orbital dz2 tiene una forma especial.

z

dx2 – y2 y

x

dxz

dxy

x

y

dz2

Actividad modelada 1. Analiza la siguiente pregunta y su respuesta para reforzar lo que has aprendido. a. ¿Cuántos orbitales hay en el tercer nivel de energía principal? Respuesta. El nivel de energía principal corresponde al valor de n; en este caso es 3. En este nivel existen tres subniveles de energía ℓ, cuyos valores serán 0, 1 y 2. Según el código de letras, estos subniveles se denominan 3s, 3p y 3d, respectivamente. Los subniveles de tipo s constan de 1 orbital; los de tipo p, de 3 orbitales, y los de tipo d, de 5 orbitales. Por tanto, en el tercer nivel de energía hay 1 + 3 + 5 = 9 orbitales.

Actividad propuesta 1. Analiza y responde las siguientes preguntas: a. ¿A qué se debe la diversidad de formas de los orbitales atómicos dentro de un subnivel? b. ¿Cuál tipo de orbital dispondrá de mayor probabilidad de encontrar electrones? ¿Por qué? c. Enumera los niveles y subniveles de energía y el número total de orbitales para el nivel n = 4.

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Número cuántico magnético mℓ Para determinar un orbital atómico, o bien, la zona donde existe la probabilidad de encontrar electrones, se necesita, además de los valores de los números n y ℓ, un tercer parámetro, que tenga un valor distinto para cada uno de los orbitales pertenecientes a un subnivel. Este parámetro se denomina número cuántico magnético y se designa por mℓ. Este número cuántico está asociado a cada uno de los orbitales atómicos que se encuentran dentro de un subnivel y define la orientación que tendrá el orbital en el espacio al encontrarse dentro de un campo magnético originado por el movimiento de los electrones en el orbital atómico. El mℓ toma valores enteros que van de –ℓ a +ℓ, pasando por cero. Estos valores representan a cada uno de los orbitales atómicos dentro de cada subnivel. El número de orbitales dentro de cada subnivel responde a la ecuación mℓ= 2ℓ + 1. Veamos un ejemplo. Si tenemos ℓ = 1, se trata del subnivel np, cuyos posibles valores de mℓ serán –1, 0 y +1. Esto indica que el subnivel o subcapa p dispondrá de tres orbitales atómicos con formas tipo p, es decir, elípticas o como esferas achatadas. En la siguiente imagen se muestran los diferentes subniveles con los correspondientes orbitales atómicos.

Número cuántico magnético ℓ= 0

ℓ= 1 m = +1 ℓ =0

m=O

m =0

ℓ =1

m = –1

m = +2 m = +1 m =0 m = –1 m = –2

ℓ= 2 ℓ =2

De la imagen, se desprende que el subnivel 2 contiene cinco orbitales d. La tabla siguiente nos permitirá ampliar la relación entre niveles, subniveles y orbitales.

Actividad propuesta 1. Responde las siguientes preguntas: a. ¿Cuántos orbitales se pueden encontrar en la subcapa d? b. ¿Cuál es el número posible de orbitales en el nivel 4? ¿Cuáles son? c. ¿Cuántos orbitales p se pueden encontrar desde el nivel 1 al nivel 4? d. Analiza la siguiente frase: “A todos los subniveles de energía les corresponden varios orbitales”. ¿Es verdadera o falsa esta afirmación? Fundamenta.

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Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

Nivel (n)

Subnivel (ℓ)

Subcapa

1

0

s

2

0 1

s p

3

0 1 2

s p d

1 orbital s 0 –1, 0, +1 3 orbitales p –2, –1, 0, +1, +2 5 orbitales d

4

0 1 2 3

s p d f

1 orbital s 0 3 orbitales p –1, 0, +1 –2, –1, 0, +1, +2 5 orbitales d –3, –2, –1, 0, +1, +2, +3 7 orbitales f

Orbitales (mℓ) 0 0 –1, 0, +1

1 orbital s 1 orbital s 3 orbitales p

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Número cuántico de espín ms En 1920 se descubrió que era necesario un cuarto número cuántico para describir al electrón en el átomo: el espín del electrón. El espín es una propiedad de las partículas, así como lo es la masa y la carga, que se designa con ms. Esta propiedad corresponde al giro que el electrón hace alrededor de sí mismo. Si se tiene en cuenta que, según la mecánica cuántica, las partículas no tienen ningún eje bien determinado, ¿cómo definir entonces el espín? Según Hawking, el espín expresa cómo se muestra una partícula desde distintas direcciones. El espín ms del electrón puede tomar los valores de +1/2 y de –1/2, que corresponden a las dos posibles orientaciones que puede adoptar: si el giro es en la dirección en que se mueven las manecillas del reloj, su valor es de +1/2, y si el giro es en la dirección contraria al de las manecillas del reloj, su valor es de –1/2. Este número cuántico limita a dos la cantidad de electrones por cada orbital atómico, los que deben tener espines opuestos, ya que de esta forma existe algo de repulsión y algo de atracción. ¿Qué quiere decir esto? Significa que los electrones coexisten juntos y permanecen a una cierta distancia en la que se da un equilibrio entre la atracción y la repulsión, tal como se observa en la representación del número cuántico ms. Por acuerdo entre científicos, se considera que el primer electrón que ingresa a un orbital lo hará con su espín positivo, es decir, ms = +1/2 , mientras que el segundo electrón lo hará con su espín ms = –1/2. Esto se puede representar en un diagrama de espín. Veamos un ejemplo, que considera un átomo de 6 electrones.

Representación del número cuántico ms

S = + 1/2

Sentido horario

Sentido antihorario

S = – 1/2

En la imagen se ilustra la interacción entre electrones con espines opuestos: mientras uno gira en sentido horario, el otro lo hace en sentido antihorario. Así, los electrones coexisten en equilibrio.

Diagrama de espín

+1/2 –1/2

+1/2 –1/2 +1/2 –1/2 +1/2 –1/2

Orbital s

Orbitales p

Cada caja representa a un orbital: la franja amarilla indica los electrones que ingresan primero a cada orbital, y la azul a los que completan el orbital. El llenado comienza ubicando dos electrones en el orbital s: el primero que ingresa tiene espín positivo (+1/2), y el segundo, negativo (–1/2). Los otros cuatro electrones ingresan de uno en uno en los orbitales p hasta completar el semillenado: los primeros tres ingresan al orbital con espín positivo y el último electrón debe formar pareja con el electrón desapareado del primer orbital p.

Actividad propuesta 1. Responde las siguientes preguntas: a. ¿Cuántos electrones son necesarios para completar la subcapa p? b. ¿Qué valor de espín presentará el sexto electrón de un átomo? c. ¿Cuántos electrones se pueden ubicar en el nivel 3 de un átomo? d. Si un átomo distribuye 20 electrones, ¿cuántos orbitales debió ocupar? e. Diseña un diagrama de orbitales para un átomo con 12 electrones.

Para grabar El número cuántico secundario determina la región donde se mueve el electrón, la forma del orbital y la energía de la subcapa de cada nivel energético. El número cuántico magnético determina la orientación del orbital en el espacio. El número cuántico de espín determina la orientación que posee el electrón en el orbital.

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Notación cuántica de un electrón Notación cuántica

nℓ

Nivel

Número de electrones

x

Subnivel

La relación de los cuatro números cuánticos nos permite lograr una notación específica para el electrón de un átomo, la que llamamos notación cuántica, porque de ella se pueden obtener todos los números cuánticos del electrón. Puedes observar esta representación en la imagen que se encuentra al costado. Analicemos el siguiente ejemplo. Supongamos que la notación de un electrón es de 3s2. Esto nos indica que ese electrón se encuentra en el nivel 3 y en una subcapa s; como se trata del segundo electrón en ese orbital, presenta un espín de –1/2. En el cuadro siguiente se resume la relación que existe entre cada uno de los cuatro números cuánticos y su respectiva notación cuántica.

Nivel (n)

Subnivel (ℓ)

1

0= s

0 s

1 orbital s

0= s

0 s

1 orbital s

2 1=p

Orbital (mℓ)

–1, 0 , +1 px py pz

0= s 1=p

3 orbitales p

1 orbital s

0 –1, 0 , +1 px py pz

3 orbitales p

3 2=d

–2, –1, 0, dxy dxz dyz

+1, dx2– y2

+2 dz2

5 orbitales d

Espín (ms)

Notación nℓx

+1/2 y –1/2

1s2

+1/2 y –1/2

2s2

+1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2

2p6

+1/2 y –1/2

3s2

+1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2

3p6

+1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2 +1/2 y –1/2

3d10

Ampliando memoria Cada vez que das vuelta una página de este libro, tus manos “tocan” la hoja de papel. ¿Es esto cierto? Analicemos la siguiente información: más del 99 % de la masa de los átomos se concentra en el núcleo, el que es 10.000 veces más pequeño que el átomo entero. Esta relación es similar a pensar que si el núcleo es del tamaño de un balón de fútbol, el átomo entero tendría un kilómetro de diámetro. Entonces, ¿qué hay entre el núcleo y los electrones? No hay nada, solo vacío. De acuerdo a esto, no es la materia la que entra en contacto, sino las nubes de electrones, y si estas desaparecieran, nuestra mano pasaría a través de la página de un libro al darla vuelta, sin poder agarrarla; solo sentiríamos el pequeño roce de unos pocos núcleos atómicos de la mano que chocarían con algunos núcleos de la página del libro. Este sorprendente hecho se evidenció en los experimentos de Rutherford, Geiger y Marsden realizados en1911, en los que lanzaban partículas alfa contra una lámina de oro y veían que la mayoría de las partículas atravesaban la lámina metálica sin problemas y solo una pequeña parte rebotaba. De esto, Rutherford dedujo la existencia de los núcleos atómicos y abrió paso al concepto actual de la estructura del átomo. Por ello, podemos decir que las cosas no se tocan entre sí. El contacto se establece entre las nubes de electrones de los átomos de cada uno de los elementos, como la mano y la página del libro en nuestro ejemplo; son las cargas eléctricas las que se ponen en contacto y permiten que la mano empuje la página.

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Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

Todo lo que nos rodea está casi vacío. Nosotros mismos estamos hechos de vacío, y si no fuera por la fuerza electromagnética de los electrones, podríamos atravesar paredes sin esfuerzo.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Estrategia ¿Cuántos y cuáles subniveles presenta el nivel 3? Para resolver esta pregunta, te sugerimos que sigas los siguientes pasos: Paso 1

Analiza la información que te entrega el enunciado. En este caso, cuentas con el valor del nivel energético que es igual a 3, es decir,

n=3 Paso 2

Identifica y elabora el camino de resolución. Nos piden el número de subniveles (ℓ). Como n = 3, los valores que pueden tomar los subniveles van de 0 hasta n – 1.

Paso 3

Resuelve la situación. Debido a que n = 3, los valores que toma ℓ son 0, 1 y 2. Esto nos indica que el nivel 3 posee tres subniveles, identificados con las letras s, p y d.

Ejercicio resuelto Para una mejor comprensión de la estrategia que acabas de aprender, te entregamos los siguientes ejercicios con su solución. a. ¿Cuántos subniveles presenta el nivel 2? Respuesta. El nivel 2 o capa L presenta los subniveles s y p. Entonces el nivel 2 muestra 2 subniveles. b. ¿Cuántos orbitales presenta la subcapa p? Respuesta. La subcapa p o subnivel 1 presenta tres orbitales atómicos, nominados como px , py y pz. c. ¿Cuántos electrones pueden ser aceptados en la subcapa d? Respuesta. La subcapa d o subnivel 2 presenta cinco orbitales atómicos y, como cada orbital acepta un máximo de dos electrones, la subcapa d puede aceptar 10 electrones.

Actividad propuesta 1. Te invitamos a revisar las siguientes actividades para que vayas monitoreando tu avance y puedas consultar tus dudas en forma oportuna. Sigue paso a paso los ejercicios resueltos y luego resuelve las situaciones que te proponemos. Y ahora…¡manos a la obra! a. ¿Cuál es el número de electrones posibles de ubicar en la subcapa p del nivel 3? b. ¿Cuál es el número máximo de electrones posibles de ubicar en los orbitales tipo d? c. ¿Cuál es el número máximo de electrones en el nivel 3? d. ¿Cuál es el valor de n y ℓ del electrón representado por 3p5? e. ¿Cuál será la notación cuántica para el sexto electrón con n = 3 y ℓ = 2? f. ¿Cuántos electrones puede aceptar un orbital p de cualquier nivel? g. ¿Cuántos electrones pueden ser aceptados en la subcapa p? h. ¿Cuáles son los valores permitidos para un subnivel con valor 2? i. ¿Cuáles son los valores del nivel y subnivel en la notación 3p5? j. ¿Cuántos electrones son permitidos para la capa L?

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Configuración electrónica de los átomos Los electrones de un átomo se distribuyen en orbitales alrededor del núcleo de la manera más estable posible. La forma de representar este ordenamiento se conoce como configuración electrónica. Si la representación considera la distribución de los electrones cuando se encuentran en su estado fundamental, es decir, de mínima energía, se denomina configuración electrónica fundamental o basal. ¿Qué utilidad tiene la configuración electrónica? Es muy importante porque permite estudiar y entender las características químicas de los elementos, el tipo de reacciones que se producen entre ellos y los enlaces que forman. En la configuración electrónica, los electrones de un átomo se organizan en orden creciente de energía y esto se obtiene, en la práctica, a partir de tres reglas o principios que describen la forma en que los electrones llenan los orbitales atómicos: la regla de construcción, el principio de exclusión de Pauli y la regla de máxima multiplicidad de Hund. Veamos en qué consisten.

Ampliando memoria Aufbau es una palabra alemana que significa “construcción progresiva”. De ahí el nombre del procedimiento que permite escribir las configuraciones electrónicas según el nivel de energía, de menor a mayor, o bien, según el número atómico creciente.

Regla de construcción Los electrones de un átomo en estado fundamental ocupan los orbitales de energía más bajos, de tal modo que la energía global del átomo sea mínima. A partir de esta información, existe un procedimiento que permite deducir la configuración electrónica de un átomo, conocido como principio de mínima energía o principio de Aufbau. Este principio se basa en seguir un orden para llenar los diferentes orbitales según los valores de energía de cada uno de ellos. ¿Cómo es esto? Los electrones ocupan primero los orbitales de menor energía y luego, cuando se completan, llenan los de mayor energía. Se suele usar un recuadro para representar un orbital atómico. Todos los orbitales de un mismo subnivel tienen la misma energía. La siguiente gráfica nos muestra los diferentes subniveles asociados con su correspondiente energía u orbitales que contiene. n =6 5d

n =5

n =4

n =3

4f 6s 5p 4d 5s 4p 3d 4s 3p 3s

n =2

2p 2s

n =1

1s

Actividad propuesta 1. Responde las siguientes preguntas: a. ¿Cuándo se considera que un átomo se encuentra en su estado fundamental? b. ¿Qué es la configuración electrónica? c. ¿Qué se necesita tener presente al elaborar una configuración electrónica?

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Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

E n e r g í a

Podemos observar que a medida que se aumenta el nivel (n), la energía se incrementa, es decir, existe cierta proporcionalidad directa entre niveles y energía. Sin embargo, en el nivel 3 podemos notar que el subnivel 3d presenta mayor energía que el subnivel 4s; esto se debe a que en la subcapa d es posible ubicar como máximo 10 electrones y en la subcapa s, solo dos.

3

4

5

¿Cómo se llenan los orbitales? Con mucha frecuencia se usa en química un recurso que permite deducir las configuraciones electrónicas del estado fundamental siguiendo una secuencia de llenado de orbitales, de tal forma que se ocupen inicialmente aquellos de menor energía y, a continuación, los de mayor energía. Este recurso se conoce como regla de las diagonales y ayuda a realizar correctamente el llenado de los orbitales, siguiendo el principio de Aufbau. Veamos en qué consiste.

Número de electrones

nℓx 1s2

Regla de las diagonales Se escriben columnas para los subniveles: s en la primera línea, p en la segunda, d en la tercera y f en la cuarta.

Recuerda la notación cuántica de un electrón:

1s2

Nivel

2s2

Subnivel

2p6 Se dibujan líneas diagonales para dar el orden de incorporación. Observa el sentido de las flechas: el punto de inicio es siempre un nivel de menor energía. Se anota el orden de los electrones considerando el número máximo para cada subnivel: dos para s, seis para p, 10 para d y 14 para f.

3s2 3p6 4s

2

5s

2

3d10 4p6 4d10 5p

6

6p

6

6s2

4f14 5d10

7s2

5f14 6d10

7p6

Para escribir la configuración electrónica de un elemento, se debe conocer su número atómico e iniciar la secuencia hasta alcanzar su valor. Por ejemplo, un átomo de neón presenta un número atómico 10 y tiene una configuración electrónica 1s2 2s2 2p6. Esto nos indica que el neón ubica dos electrones en el orbital s del nivel 1, dos electrones en el orbital s del nivel 2, y seis electrones en el orbital p del nivel 2 de energía.

Estrategia ¿Cuál es la configuración electrónica del fósforo (15P)? Para realizar esta configuración electrónica, puedes seguir los siguientes pasos. Paso 1

Identifica el número atómico del elemento. En este caso, el fósforo tiene Z = 15

Paso 2

Determina la cantidad de electrones que pertenecen a cada orbital. El fósforo presenta: dos electrones en el orbital s, nivel 1 de energía dos electrones en el orbital s, nivel 2 de energía. seis electrones en los orbitales p, nivel 2 de energía dos electrones en el orbital s, nivel 3 de energía tres electrones en los orbitales p, nivel 3 de energía

Paso 3

Desarrolla la secuencia según la regla de las diagonales hasta alcanzar el número atómico del elemento. En este caso, sería: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3

Para grabar La configuración electrónica es una representación del ordenamiento de los electrones en el átomo. Se obtiene a través de la regla de las diagonales, la que sigue una secuencia de llenado de orbitales desde los de menor energía hasta los de mayor energía para cumplir con el principio de Aufbau.

Ejercicio propuesto Ahora prueba tú mismo y realiza la configuración electrónica para el oxígeno, que tiene número atómico 8, y para el cloro, que tiene número atómico 17.

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Ampliando memoria

Principio de exclusión de Pauli De la misma forma como la regla de construcción entrega parámetros para la configuración electrónica, este principio brinda aportes relacionados con los números cuánticos de cada uno de los electrones que se encuentran en el átomo. El principio de exclusión de Pauli plantea que en un mismo átomo, cada electrón tiene una combinación de números cuánticos, n, ℓ, mℓ y ms, diferente, de algún modo, a la de cada uno de los demás electrones. En términos aún más simples, este principio considera que en un mismo átomo no pueden existir dos electrones con similar conjunto de números cuánticos; al menos debe haber una diferencia en uno de ellos. Si dos electrones ocupan un mismo orbital, sus espines deberán ser diferentes; de lo contrario, varios electrones tendrían los mismos cuatro números cuánticos iguales, lo que estaría en contra del principio de Pauli.

Wolfgang Pauli (1900 – 1958) Físico austriaco, premio Nobel de Física, realizó importantes trabajos en mecánica cuántica.

Para poder representar la ubicación de los electrones en los orbitales y correspondientes espines se utiliza un diagrama de orbitales. Revisemos el siguiente ejemplo: al escribir la configuración electrónica del helio (Z = 2), tenemos: El cuadro representa el orbital atómico, y las flechas, los electrones y sus respectivos espines: el primer espín es positivo (flecha hacia arriba) y el segundo es negativo (flecha hacia abajo)

1s2

Configuración electrónica Diagrama de orbitales

La siguiente tabla entrega información sobre los números cuánticos de los dos electrones del helio. La diferencia entre ellos está en el espín del electrón.

Ayuda Nota que el tercer electrón que aparece en el diagrama de orbitales del litio tiene espín positivo y distinto nivel de energía. Eso ya lo hace diferente a los anteriores, con lo que se cumple el principio de exclusión de Pauli.

n=1

ℓ= 0

mℓ = 0

ms = +1/2Primer electrón

n=1

ℓ= 0

mℓ = 0

ms = –1/2Segundo electrón

Si ahora queremos escribir la configuración electrónica del litio (Z = 3), necesitamos agregar un tercer electrón, el que tendrá que ocupar un nuevo orbital, puesto que el orbital 1s está completo con dos electrones. Así, su configuración y diagrama de orbitales es:

1s2

2s1

Actividad modelada 1. Analiza la siguiente actividad para que refuerces lo que has aprendido hasta ahora.

50

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

3d 3p

4s

3s 2p Este ordenamiento da cuenta de la diferencia de energía entre cada nivel.

Energía

a. Realiza el diagrama de orbitales del níquel (Z = 28) Respuesta. Observa que el subnivel 3d se escribe inmediatamente después del 3p, antes que el 4s, aunque este tiene menos energía que el 3d. En general, cuando se escribe la configuración electrónica, los 2s subniveles pertenecientes a un mismo nivel de energía principal 1s se escriben juntos.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Algunas aplicaciones derivadas de este principio En el principio de exclusión de Pauli se observa que cada electrón del átomo presenta un conjunto único de números cuánticos, lo que otorga características especiales a las sustancias. Por ejemplo, el espín de los electrones más externos de un átomo determina propiedades físicas y químicas muy importantes. Una propiedad esencial por su utilidad en medicina es la capacidad que tienen los materiales de ser atraídos por un campo magnético. De acuerdo a esto, las sustancias pueden ser diamagnéticas y paramagnéticas. Una sustancia diamagnética presenta sus electrones externos formando parejas, es decir, sin electrones desapareados. Estas sustancias no son atraídas por campos magnéticos; por el contrario, son repelidas. Una sustancia paramagnética es atraída por un campo magnético debido, generalmente, a la existencia de un electrón desapareado. Algunas son atraídas débilmente, y otras pocas con más fuerza. Esta propiedad de los electrones periféricos del átomo tiene diversas aplicaciones en el ámbito tecnológico, como en los equipos de resonancia magnética nuclear, usados en medicina. Para comprender mejor en qué consisten estas sustancias, analicemos la configuración electrónica del litio (Z = 3). Litio (Z = 3) Equipo de Resonancia Magnética Nuclear (RMN). Permite el diagnóstico de múltiples enfermedades en estado inicial. Para ello se somete a los pacientes a un campo magnético que estimula los átomos de hidrógeno contenidos en los tejidos, lo que permite la obtención de imágenes del funcionamiento de los órganos sin necesidad de rayos X u otro tipo de radiaciones dañinas para el organismo.

ms= +1/2 Energía

Si estudiamos la distribución electrónica del litio, Z = 3, encontramos que presenta un electrón desapareado y con espín positivo; por ende, es débilmente atraído por un campo magnético, es decir, es paramagnético.

n=2

1 electrón

2s n=1

2 electrones

1s

ms= +1/2

ms= –1/2

Ampliando memoria Actividad propuesta 1. Realiza las siguientes actividades referidas a los contenidos presentados en estas páginas. a. ¿Cuáles son los cuatro números cuánticos de un electrón que se representa por la notación cuántica 2p6? b. ¿En qué número cuántico se diferencian los electrones 3s1 y 4s1?

La mayoría de sustancias paramagnéticas son débilmente atraídas por un campo magnético. Las excepciones son los elementos paramagnéticos, como níquel, hierro y cobalto, que son fuertemente atraídos.

c. Determina si los elementos que se indican en la tabla presentan propiedades paramagnéticas o diamagnéticas. Elemento

Número atómico

Calcio

20

Sodio

11

Carbono

6

Azufre

16

Propiedad

d. El hierro (Z = 26) es una sustancia que es altamente atraída por un campo magnético. ¿Qué propiedades de magnetismo debiera presentar el hierro? Compruébalo mediante su configuración electrónica y su diagrama de orbitales.

Para grabar De acuerdo al principio de exclusión de Pauli, ningún electrón en el átomo presenta números cuánticos iguales, y el diagrama de orbitales permite observar la ubicación de los electrones en ellos.

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habilidad

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Pensamiento científico

Ciencia paso a paso

Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis.

Te proponemos realizar la siguiente experiencia y reconocer en ella el problema de investigación. Para ello, te entregamos la información necesaria en una breve introducción, a partir de la cual trabajarás, en forma conjunta, las distintas etapas del método científico.

3. Diseño experimental.

Planteamiento del problema

4. Obtención de resultados.

Los materiales que ocupamos en nuestras actividades diarias presentan diversas propiedades, algunas de las cuales tienen una relación directa con el espín de los electrones periféricos. Esto implica que su configuración externa les confiere la capacidad de ser atraídos o repelidos por campos magnéticos, como el generado por un imán. En esta experiencia se desea comprobar las propiedades magnéticas de los electrones mediante un ensayo al imán.

5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es un problema de investigación? Un problema de investigación es una pregunta que se plantea el investigador o la investigadora luego de observar e identificar las variables involucradas en el estudio.

Pasos para plantear un problema de investigación Paso 1: observar el fenómeno que se desea estudiar. Paso 2: identificar las variables involucradas. Paso 3: relacionar las variables en una pregunta.

Imanes en barra. Papel de aluminio. Clips. Clavos. Monedas. Broche para cabello. Latas de conserva vacías. Otros artículos metálicos.

52

Problema incorrecto: ¿Serán los campos magnéticos los responsables de la configuración externa de los electrones? Error:

Problema de investigación

Formulación de hipótesis Te entregamos una hipótesis para esta experiencia: Los materiales que son atraídos por el imán deberían presentar una estructura externa con electrones desapareados.

Materiales – – – – – – – –

¿Cuál crees que es el problema de investigación? Considera como variables la configuración externa de los electrones de un material y la capacidad de los materiales de ser atraídos o repelidos por un imán. Te entregamos una opción incorrecta. Detecta el error y plantea tu problema de investigación corregido.

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

a. ¿Es verdadera esta hipótesis? ¿Por qué? b. ¿Puede existir otra hipótesis? Plantea una hipótesis para el problema de investigación.

Procedimiento experimental Forma un grupo de trabajo de dos o tres personas, revisen el material de laboratorio que tienen y sigan las siguientes indicaciones: 1. Observen cada uno de los materiales y registren sus características físicas, como color, brillo, entre otras. 2. Experimenten con las propiedades de los imanes, de manera que se atraigan entre sí y luego se repelan. 3. Prueben el comportamiento de cada uno de los materiales con los imanes. Anoten sus observaciones en una tabla. 4. Soliciten a su profesor(a) una muestra problema. Observen sus características y anticipen resultados antes de probar con el imán.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Obtención de resultados Anota los resultados de la experiencia en una tabla como la que sigue: Muestra

Artículos

Componentes principales

1

Papel aluminio

Al

2

Clips

Fe

3

Clavos

4

Monedas chilenas

5

Broche para cabello

6

Latas de bebidas

Al

7

Latas de conserva vacías

Sn

8

Muestra problema

Color

Brillo

Ensayo al imán

Cu

Interpretación de resultados Analiza la información obtenida en la tabla de datos y agrupa los materiales usados teniendo en cuenta el comportamiento frente al imán. A continuación, responde: a. ¿Qué características comunes presentan los materiales que fueron atraídos por el imán? b. Para cada uno de los materiales del punto anterior, determina la configuración electrónica del elemento principal. c. Según la respuesta a la pregunta b, ¿qué semejanzas muestran las configuraciones electrónicas según el último electrón?

Elaboración de conclusiones Una vez que hayas realizado la experiencia y analizado los datos obtenidos, debes elaborar las conclusiones que se desprenden del trabajo. a. ¿Se cumplió la hipótesis propuesta? Fundamenta tu respuesta. b. Explica brevemente lo que debe suceder con los electrones externos de un átomo para que sean atraídos por un imán. c. A partir de la experiencia realizada, ¿qué material fue atraído con mayor intensidad? d. ¿Cuáles son los componentes fundamentales de los materiales que presentan una mayor atracción? e. El término magnetismo proviene de Magnesia, una provincia de Grecia donde fueron encontradas ciertas rocas (magnetita) a las que se les llamó “piedras imán”, que tienen la propiedad de atraer piezas de hierro. Los chinos usaron los imanes en sus brújulas en el siglo XII para la navegación. ¿A qué se debe que las agujas de las brújulas se muevan durante la navegación? f. En la medicina alternativa se usan con mucha frecuencia los “imanes terapéuticos” en pulseras, plantillas, bandas para la muñeca y la rodilla, etc. Quienes venden estos artículos dicen que poseen poderosos efectos sobre el cuerpo, ya que aumentan el flujo sanguíneo en áreas lesionadas. ¿Qué piensas tú al respecto? Fundamenta tu respuesta tomando como base los conocimientos que has adquirido (ver Ayuda).

Ayuda Los glóbulos rojos son células sanguíneas que transportan oxígeno gracias a una proteína llamada hemoglobina, la que posee un grupo hem que contiene un átomo de hierro (Fe).

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Regla de máxima multiplicidad de Hund Hasta el momento hemos revisado dos de los tres principios que rigen la configuración electrónica. Ahora nos corresponde hacer un análisis de los fundamentos del principio de Hund. Este principio postula que cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía, es decir, del mismo subnivel, se distribuyen de modo que quede el mayor número de electrones desapareados, o sea, con el mismo espín. Esto significa que entran de a uno en cada orbital disponible, partiendo por el espín positivo. Veamos un ejemplo: Un subnivel p es representado de la siguiente forma:

np

Ayuda No olvides que cada orbital se llena inicialmente con un electrón de espín positivo y luego se aparea con un electrón de espín negativo.

En este esquema, cada caja corresponde a un orbital. Cada orbital representa la orientación espacial del electrón, denotada por el subíndice: npx, npy y npz. Toda esta información indica que el subnivel p posee tres orbitales y que puede tener como máximo seis electrones. Entonces, la distribución correcta de electrones en este subnivel es la siguiente: • Para un electrón • Para dos electrones • Para tres electrones • Para cuatro electrones

Veamos como ejemplo la configuración electrónica del azufre. S (Z = 16).

Para grabar La regla de Hund postula que cuando varios electrones ocupan orbitales de la misma energía, se disponen de modo que se tenga el máximo número de electrones desapareados con el mismo espín.

1s2

2s2

2p6

3p4

3s2

Configuración electrónica: De esta información se desprende que los electrones del azufre se distribuyen en tres capas de energía en las subcapas s y p, para lo cual utilizan nueve orbitales. Se ve que tiene seis electrones en el nivel más alto de energía (nivel 3), dos electrones en el orbital s y los otros cuatro en los tres orbitales p. También se observa que hay siete parejas de electrones y dos electrones desapareados. Uno de ellos corresponde al electrón diferencial, que corresponde al último electrón en agregarse a la configuración y que permite distinguir a un elemento de otro en la Tabla periódica.

Actividad modelada 1. Determina la configuración electrónica detallada del oxígeno (Z = 8) Respuesta. De acuerdo al valor de Z, sabemos que el oxígeno tiene ocho electrones en la corteza, los que deben distribuirse en los subniveles. Debemos entonces determinar la configuración electrónica utilizando la regla de las diagonales, y luego realizar el diagrama de orbitales. Para ello se comienzan a llenar los orbitales de cada subnivel, desapareando al máximo los electrones. Esto sería:

54

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

Configuración electrónica del oxígeno

Diagrama de orbitales 1s2

1s2 2s2 2p4

2s2

2p4 2px

2py

2pz

Fíjate en la distribución de los electrones en el subnivel p. En él existen cuatro electrones, los que se ordenan dejando el máximo número de electrones desapareados.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Aplicando los principios que rigen las configuraciones electrónicas De acuerdo a las reglas o principios necesarios para determinar la configuración electrónica, existen ciertos puntos importantes a considerar: 1. Se debe buscar el número de electrones de la especie química. Recuerda que la cantidad de electrones y de protones de un elemento en estado fundamental es igual, y por ello se debe utilizar como base el número atómico. 2. Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía utilizando la regla de las diagonales, comenzando por el más cercano al núcleo (n = 1).

3. Respetar la capacidad máxima de electrones que puede ocupar cada subnivel: s2, p6, d10, f14. 4. Analizar la información que entrega la configuración electrónica sobre los números cuánticos.

Estrategia La siguiente actividad te permitirá reforzar paso a paso cada uno de los temas relacionados con la configuración electrónica y los principios que la rigen. Escribe la configuración electrónica del neón, cuyo número atómico es Z = 10. Para resolver este ejercicio, te sugerimos seguir los siguientes pasos: Paso 1 Paso 2

Paso 3

Analiza información que te entrega el enunciado. En este caso, cuentas con el valor del número atómico, que es 10.

Escribe la configuración electrónica del carbono Z = 6 y determina los números cuánticos del electrón diferencial por medio del diagrama de orbitales. Para resolver este ejercicio, sigue los siguientes pasos: Paso 1

Identifica y elabora la resolución. Como se pide la configuración electrónica, se necesita el número de electrones y la secuencia de energía del principio de exclusión de Pauli.

Aplica la regla de las diagonales para determinar la configuración electrónica, que es: 1s2 2s2 2p2

Paso 2

Elabora el diagrama de orbitales

Resuelve la situación. El número atómico 10 nos indica que el átomo de neón presenta 10 electrones en su envoltura. Con la información que se maneja y según la regla de las diagonales, queda: Ne (Z = 10): 1s2 2s2 2p6

Paso 3

El diagrama de orbitales para el neón sería:

1s2

2s2

1s2

2s2

2p2

Determina el electrón diferencial y sus números cuánticos. Para este caso: Configuración electrónica: 1s2 2s2 2px1 py1 pz0 Electrón diferencial es el electrón desapareado que ocupa el último orbital. En este caso, se encontraría en 2p2, y correspondería 2py1

2p6

Números cuánticos: n = 2 , ℓ = 1, mℓ = 0, ms = +½. Ejercicio resuelto

Ejercicio resuelto 19 Determina la configuración electrónica del flúor 9 F .

Determina los valores de los números cuánticos del electrón diferencial del calcio (Z = 20).

4s2

Respuesta.

1s2

2s2

2p5

1s2 2s2 2p5

Respuesta. Números cuánticos: n = 4, ℓ = 0, mℓ = 0 y ms = –1/2

Actividad propuesta 1. Resuelve los siguientes ejercicios para reforzar tus conocimientos: 27 a. Determina la configuración electrónica del aluminio 13 Al . 31 b. Determina la configuración electrónica del fósforo 15 P . c. Determina los valores de los números cuánticos del orbital 4s con orientación .

d. Escribe la configuración electrónica del sodio (Z = 11) y obtén los números cuánticos del electrón diferencial. e. ¿Cuál es la configuración electrónica de un elemento cuyo electrón diferencial presenta los siguientes números cuánticos: n = 3, ℓ = 1, mℓ = 0 y ms = +1/2? Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Configuración electrónica simplificada (C.E.S)

Gases nobles y su número atómico Gas noble

Símbolo

Número atómico

Helio

He

2

Neón

Ne

10

Argón

Ar

18

Criptón

Kr

36

Xenón

Xe

54

Radón

Rn

86

La configuración electrónica se escribe con frecuencia en su forma simplificada, sobre todo cuando se trata de elementos con números atómicos muy grandes. En este tipo de configuración se indica, entre corchetes, el gas noble inmediatamente anterior al elemento, seguido de la configuración electrónica faltante ordenada por nivel. La configuración electrónica faltante es la diferencia de electrones entre el elemento y el gas noble. Veamos algunos ejemplos para que lo comprendas mejor. La configuración electrónica simplificada se puede definir como. C.E.S.= [gas noble anterior] + resto de la C.E. ordenada por nivel. Entonces, la configuración electrónica del silicio, cuyo número atómico es 14, sería: Si (Z = 14): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 Ahora, observa la tabla de gases nobles y su número atómico. ¿Cuál de ellos tiene un valor inmediatamente menor al silicio? Es el neón, que tiene número atómico 10. La diferencia de electrones entre el silicio y el gas noble se obtiene de la diferencia entre sus números atómicos, que es 4. Este es el valor restante, los electrones restantes que se deben representar en la configuración electrónica. De acuerdo a esto, la configuración electrónica simplificada quedaría: [Ne] 3s2 3p2

Estrategia La siguiente actividad te permitirá reforzar paso a paso la determinación de la configuración electrónica simplificada. Encuentra la configuración electrónica simplificada para el bromo, cuyo número atómico es 35. Paso 1

Realiza la configuración electrónica del bromo con la regla de diagonales. La configuración queda así: Br (Z = 35): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5

Paso 2

Observa e identifica en la tabla de gases nobles y su número atómico, el gas noble que tiene número atómico anterior al bromo. En este caso, corresponde al argón, que tiene número atómico 18.

Paso 3

Determina la diferencia de electrones entre el bromo y el argón. Recuerda que en un átomo neutro la cantidad de electrones y protones es la misma. Según esto, si el Z del argón es 18, entonces tiene 18 electrones, y si el Z del bromo es 35, este tiene 35 electrones. Entonces: 35 electrones del bromo - 18 electrones del argón = 17 electrones. Escribe la configuración electrónica simplificada de acuerdo a la secuencia:

Paso 4

C.E.S.= [gas noble anterior ] + resto de la C.E. ordenada por nivel de energía La parte faltante o el “resto” de la configuración electrónica es: 4s2 3d10 4p5, porque la suma de sus electrones es 17. Ordenada según el nivel de energía, queda 3d10 4s2 4p5. Finalmente, la C.E.S es: [Ar] 3d10 4s2 4p5 Ejercicio resuelto Encuentra la configuración electrónica simplificada para el calcio, cuyo número atómico es 20. Respuesta. Debes identificar el gas noble anterior al calcio en la tabla de gases nobles, determinar la diferencia de electrones entre ambos y escribir la C.E.S. Para este caso: Ca (Z= 20): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ; C.E.S.: [Ar] 4s2

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Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Configuración electrónica de los iones Cuando un átomo neutro acepta o cede electrones, se transforma en un ion. Si recibe electrones, el átomo queda con carga negativa y se llama anión, y si pierde electrones, obtiene carga positiva y se llama catión. Revisemos algunos ejemplos.

Anión Catión

Catión Anión

El número atómico del cloro es 17. Si un átomo de este elemento gana un electrón, el ion se representa como Cl–, lo que indica que tiene 18 electrones, La configuración electrónica se realiza para los 18 electrones y queda como: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6

El número atómico del sodio es 11, es decir, posee 11 protones y 11 electrones. Si un átomo de este elemento pierde un electrón, el ion se representa como Na+, lo que indica que tiene 11 protones y 10 electrones. La configuración electrónica se realiza de acuerdo a los 10 electrones y queda como: 1s2 2s2 2p6

Átomo de cloro, Cl, ganando un electrón.

Átomo de sodio, Na, perdiendo un electrón.

Excepciones a la regla Cuando establecemos la configuración electrónica de los diversos elementos, se encuentra que la distribución de los electrones de los átomos en los diversos niveles, subniveles y orbitales, coincide con los datos espectroscópicos. Sin embargo, existen situaciones en las que no existe dicha relación y encontraremos excepciones confirmadas por los espectros atómicos. Estas son: • Primera excepción. Según las reglas estudiadas, la configuración electrónica del cromo (Z = 24) sería: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d4, o bien, su configuración electrónica simplificada con el gas noble anterior: [Ar] 3d4 4s2. Sin embargo, la configuración obtenida experimentalmente es: [Ar] 3d5 4s1, porque esta distribución hace que el cromo presente una conformación más estable. • Segunda excepción. Según las reglas estudiadas, la configuración electrónica del cobre (Z = 29) sería 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d9, o bien, su configuración electrónica simplificada con el gas noble anterior: [Ar] 3d9 4s2. Sin embargo, se encuentra que la configuración obtenida mediante datos experimentales es la siguiente: [Ar] 4s13d10.

Actividad propuesta 1. Desarrolla las siguientes actividades para reforzar tu aprendizaje: a. ¿Cuántos orbitales tiene ocupado el cromo (Z = 24)?

Ampliando memoria Es común escribir las configuraciones electrónicas siguiendo el orden de aumento de los valores de n. Así, para el manganeso, por ejemplo, podemos escribir: Mn [Ar] 4s2 3d5

b. ¿Cuántos electrones desapareados presenta el cobre (Z = 29)?

25

c. ¿Cuál sería la configuración electrónica ordenada por nivel para el circonio (Z = 40)?

en orden creciente de energía. Luego se ordena por nivel de energía:

d. Analiza la configuración electrónica de la plata (Z = 47) y decide si corresponde a una excepción en la distribución de electrones. e. Determina la configuración electrónica simplificada para Na (Z = 11), S (Z = 16), Ar (Z = 18). f. Encuentra la configuración electrónica simplificada del 3479Se2+ .

Mn [Ar] 3d5 4s2,

25

siguiendo el valor numérico creciente de n.

g. Establece la configuración electrónica simplificada del 1531P5+ . h. Determina la configuración electrónica simplificada del 80 35Br .

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

57

Historial Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.

Modelo mecanocuántico • La teoría cuántica reafirma la teoría de Bohr señalando que los electrones se ubican en distintos niveles de energía, la que aumenta a medida que se alejan del núcleo. Cada nivel de energía tiene subniveles y estos, a su vez, orbitales, en los cuales se encuentran en movimiento los electrones.

Núcleo

• La teoría atómica actual se conoce como modelo mecanocuántico. Con él se explica la composición del átomo y algunos fenómenos físico-químicos relacionados con las partículas que lo constituyen. Se basa en la teoría de Planck, en la hipótesis de la dualidad onda-partícula de De Broglie y en el principio de incertidumbre de Heisenberg. Págs. 30 a 37

r

Números cuánticos Son un modo de representar a la energía asociada a la zona donde existe una alta probabilidad de encontrar electrones en un átomo y a la forma como se mueven los electrones en dicha zona. Se conocen cuatro números cuánticos: principal (n), secundario o angular (ℓ), magnético (mℓ) y de espín (ms). Sus principales características son: • Número cuántico principal, n: indica el nivel energético en que se encuentra un electrón y determina el tamaño del orbital. Solo tiene valores enteros positivos. • Número cuántico secundario angular, ℓ: representa el subnivel en que se encuentra un electrón, determina la región donde se mueve el electrón, la forma geométrica del orbital y la energía del subnivel dentro de cada nivel energético. Sus valores van desde 0 hasta (n – 1).

n= 1

• Número cuántico magnético, mℓ: representa la orientación del orbital. Sus números van desde – ℓ, 0, + ℓ.

n= 2

• Número cuántico de espín, ms: nos otorga información acerca de la rotación o giro del electrón. Sus valores pueden ser: ms = +½ o ms = –½. Págs. 40 a 47

Configuración electrónica 1s2

La configuración electrónica del átomo se refiere a la distribución de sus electrones, en los diferentes niveles, subniveles y orbitales. Su determinación se lleva a cabo respetando tres reglas fundamentales, que son:

2s2 2p6 3s2

• Principio de construcción de Aufbau: los electrones ocupan los orbitales de menor a mayor energía.

3p6 4s2

3d

10

4p6 5s2

4d10 5p6

6s2

4f14 5d10 5f14

6p6 7s2

6d

10

7p6

58

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

• Principio de exclusión de Pauli: no podrán existir en el mismo átomo dos electrones con el mismo conjunto de números cuánticos. • Regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tiene mayor número de espines paralelos. Págs. 48 a 57

Modelamiento de pregunta PSU

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cargando disco Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta tipo PSU. Luego, compara tu respuesta con el análisis de las alternativas que se encuentran más abajo. 1 La configuración electrónica de un átomo neutro es [Ne] 3s2 3p4. En relación con dicho átomo, se puede afirmar que: I. II. III. IV.

distribuye electrones en tres niveles. su número atómico es 16. presenta ocho electrones en el nivel más externo. el átomo presenta dos electrones desapareados.

Lo correcto es: A. B. C. D. E.

Solo I Solo II I, II y III I, II y IV I, II, III, IV

A continuación, analicemos las respuestas. A. Incorrecta. El planteamiento del ítem I es correcto, porque el neón efectivamente distribuye electrones desde el nivel 1 al nivel 3. Esto se observa al analizar la configuración electrónica simplificada, donde el último nivel representado es el 3; por lo tanto, los electrones se han distribuido desde el nivel 1 al 3. A pesar de ser correcto este ítem, no es el único. Por ello, la alternativa es incorrecta. B. Incorrecta. Si se suman los electrones del neón, el valor que se obtiene es 16; por lo tanto, su número atómico es 16. Sin embargo, este ítem no es el único correcto, lo que hace incompleta la respuesta de esta alternativa a la pregunta planteada. La alternativa es incorrecta. C. Incorrecta. El nivel más alto de energía es el último nivel en que se encuentran electrones. En este caso, sería el nivel 3. Si se suman los electrones del nivel 3, el valor que se obtiene es seis, es decir, existen seis electrones en el último nivel de energía, no ocho. La alternativa es incorrecta.

D. Correcta. Las afirmaciones de los ítems I y II son verdaderas. Al observar la configuración electrónica simplificada, vemos que el último nivel representado es el 3; por lo tanto, distribuye electrones desde el nivel 1 al 3. Si se suman los electrones del neón, se obtiene su número atómico, que corresponde a 16. Finalmente, la afirmación del ítem IV es correcta debido a que los electrones de la subcapa p se distribuyen de la siguiente manera: 2 en px, 1 en py y 1 en pz. Por lo tanto, esta es la alternativa correcta. E. Incorrecta. Esta alternativa es incorrecta porque considera verdaderas a todas las afirmaciones planteadas, incluso a la afirmación del ítem III, en la cual se plantea, erróneamente, que el neón presenta ocho electrones en su nivel más externo, cuando en realidad son seis.

Entonces, la alternativa correcta es la D. A

B

C

D

E

1

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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I.

Evaluación final

Verificando disco

Marca la alternativa que consideres correcta. 1 El modelo mecanocuántico del átomo remplazó al modelo de: A. B. C. D. E.

4 En relación con la siguiente imagen de orbital, es correcto afirmar:

Dalton Thomson Rutherford Bohr Schrödinger

2 ¿Cuál o cuáles de las siguientes relaciones científicotema de estudio es o son correctas? I. II. III. IV. A. B. C. D. E.

z

Albert Einstein – Dualidad onda partícula. LouisDe Broglie – Energía de una partícula. Max Planck – Efecto fotoeléctrico. Werner Heisenberg – Posición y velocidad de un electrón.

Solo III Solo IV I, II y III II, III y IV I, II, III y IV

3 ¿Cuál de las siguientes aseveraciones sobre el principio de incertidumbre de Heisenberg es verdadera? A. La posición de un electrón no se puede determinar al mismo tiempo que su velocidad. B. La posición de un electrón en la nube electrónica no se puede determinar. C. La posición exacta de un electrón alrededor de un núcleo no se puede determinar. D. La energía exacta de un electrón alrededor de un núcleo no se puede medir con precisión. E. Es imposible determinar la posición y la energía de un electrón en un orbital.

y

x I. Representa a orbitales s. II. Corresponde a orbitales p. III. La parte en rojo es una zona de alta probabilidad de encontrar electrones. IV. Los electrones se mantienen atraídos por el núcleo atómico.

A. B. C. D. E.

I y III I, II y III I, III y IV II, III y IV I, II, III y IV

5 El número cuántico secundario o azimutal (ℓ) describe: A. el nivel energético donde se puede ubicar un electrón. B. las orientaciones que presentan los orbitales de igual energía. C. el espín o giro que tiene un electrón determinado. D. la región donde se mueve el electrón. E. la energía cuantizada que desprende un electrón. 6 En la distribución electrónica de los elementos químicos, al interpretar la notación 4d, se puede afirmar que: A. B. C. D.

los orbitales d son cuatro. se refiere a los orbitales d del cuarto nivel. hay cuatro electrones en los orbitales d. los valores de los números cuánticos n y ℓ son 4 y 1, respectivamente. E. se refiere al cuarto de los cinco orbitales d del nivel.

7 El electrón número 15 de un elemento en estado fundamental posee los siguientes números cuánticos: A. B. C. D. E.

60

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

n=0 n=2 n=2 n=3 n=3

, , , , ,

ℓ=1 ℓ=1 ℓ=0 ℓ=1 ℓ= 1

, , , , ,

mℓ = 0 mℓ = +1 mℓ = 0 mℓ = –1 mℓ = +1

3 8 Los cuatro números cuánticos n, ℓ, mℓ, ms que identifican al último electrón ubicado en 3d5 son, respectivamente: A. B. C. D. E.

3 ,1 , 3,1, 3,2, 3,2, 3 ,1 ,

+1 , –1/2 +2 , +1/2 +2 , +1/2 –2 , +1/2 –1 , –1/2

9 Si el primer electrón que ingresa en un orbital lo hace con espín ms = +½, entonces los cuatro números cuánticos del cuarto electrón de un átomo son: n 1 2 2 2 2

A. B. C. D. E.

ℓ 0 0 0 1 1

mℓ 0 0 0 –1 –1

ms +½ +½ –½ +½ –½

10 Dados los siguientes números cuánticos para el último electrón de un elemento: n=2

ℓ=1

I. O2– II. Ne III. Mg2+ A. B. C. D. E.

E. 1s2 2s2 2p3

11 ¿Cuál de las siguientes configuraciones electrónicas contradice al principio de máxima multiplicidad de Hund? A. B. C. D. E.

A. 6 B. 10

C. 12 D. 20

E. 30

16 De los siguientes elementos, el(los) que presenta(n) dos electrones desapareados o célibes es(son): I. II. III. IV. A. B. C. D. E.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4 1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8

Solo I Solo I y II Solo I, II y III Solo I, II y IV I, II, III y IV

1s2 2s2 3s2 1s2 2s2 2px2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d1 1s2 2s2 2px1 2py1 1s2 2s2 2p10

12 ¿Cuántos electrones desapareados tiene el fósforo atómico en su estado fundamental? A. 0 B. 1

C. 3 D. 5

E. 7

13 La configuración electrónica del ion 11Na+ se puede representar como: A. B. C. D. E.

Solo I Solo II Solo I y II Solo I y III I, II y III

15 A partir de la configuración electrónica, determina el número de orbitales ocupados de un átomo que contiene electrones hasta completar, en orden creciente de energía, el orbital 3s2.

mℓ = 0 ms = +½

C. 1s2 2s2 2p1 D. 1s2 2s2 2p2

5

14 ¿Cuál(es) de las especies que se indican, tiene(n) configuración electrónica 1s2 2s2 2p6?

la configuración electrónica del elemento (si se asume convenio para espín) será: A. 1s2 2s1 B. 1s2 2s2

4

1s2 2s2 2p6 3s2 1s2 2s2 3s2 3p6 1s2 2s2 3p6 1s2 2s2 2p6 1s2 2p6 3s2

Considera los siguientes datos para responder algunas de las preguntas propuestas. Regla de las diagonales

Elemento

Número atómico

Fósforo

15

Sodio

11

Oxígeno

8

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2

3d10 4p6

5s2

4d10 5p6

Neón

10

6s2

Magnesio

12

7s2

4f14 5d10 5f14

6p6 6d10 7p6

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Evaluación final - Pensamiento científico

II. Analiza la siguiente situación experimental, con énfasis en el planteamiento del problema, y luego responde: Un grupo de investigadores necesita averiguar la relación que existe entre los colores que se obtienen en los espectros de emisión de ciertos elementos cuando se les ha sometido a un ensayo a la llama, con las longitudes de onda de las radiaciones que emiten los elementos. 1 ¿Cuáles son las variables de la investigación? a. Variable independiente: b. Variable dependiente: Ahora que has identificado las variables, determina el problema de investigación a partir de la situación experimental planteada. Escoge la alternativa correcta entre las que te proponemos. Justifica tu elección y detalla por qué es verdadera o falsa cada una de ellas. PROBLEMA 1

¿Qué relación existe entre los espectros de emisión de los elementos en el espectro visible y sus electrones? Correcto: . Incorrecto: .

PROBLEMA 2

¿Cómo se relacionan los espectros de emisión de un elemento con las longitudes de onda que presentan en el espectro visible? Correcto: . Incorrecto: .

Para esta experiencia, los investigadores formularon la siguiente hipótesis: Los espectros ópticos de los elementos químicos que son más cercanos al color rojo (más energético) en el espectro visible presentan longitudes de onda más altas que los que están más cerca del color azul (menos energético). Los investigadores, en forma experimental, midieron las longitudes de onda de una serie de elementos químicos usando el equipo adecuado. Agruparon los datos recogidos en una tabla como la siguiente: Elemento

Longitud de onda (nm)

Elemento

Longitud de onda (nm)

Ag

521

Fe

492

Au

461

K

405

Ba

553

Mg

519

Ca

397

Na

589

2 Analiza la tabla de datos obtenida y utiliza el espectro visible para responder las preguntas formuladas a continuación. a. ¿Cuál es el color obtenido en los espectros de cada uno de los elementos? b. ¿Cuál de los elementos presenta una luz de mayor energía? c. ¿Cuál de los elementos presenta una luz de menor energía? Ultravioleta

Longitudes de onda del espectro visible Energía

(mn) 400 Violeta

450 Azul

500 550 600 650 700 750 Cian Verde Amarillo Naranjo Rojo Magenta

3 Según lo que has revisado en esta experiencia: a ¿Qué espectros de emisión son más energéticos, los espectros de emisión más cercanos al color rojo o al color azul? b. ¿Qué puedes concluir a partir de los resultados obtenidos? c. ¿Confirmas o rechazas la hipótesis inicial? ¿Por qué?

62

Unidad 1 • Modelo mecanocuántico

Infrarrojo

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cerrar sesión I.

Revisa tus respuestas de alternativas. Pregunta

Contenido evaluado

Modelo mecanocuántico

Recordar

4

Analizar

5

Recordar

6

Comprender Números cuánticos

Logro alcanzado

Remediales

Aplicar

9

Aplicar

10

Aplicar

11

Aplicar

12

Aplicar Configuración electrónica

Revisa las páginas 30 a 37 de tu texto.

4

Aplicar

8

13

Mi revisión

Comprender

3

7

Clave

Recordar

1 2

Habilidad

Revisa las páginas 40 a 47 de tu texto.

6

Aplicar

14

Aplicar

15

Aplicar

16

Analizar

Revisa las páginas 48 a 57 de tu texto.

6

II. Revisa tus respuestas de la actividad procedimental: Pasos del método

Planteamiento del problema

Criterios

Respuesta

Escogí como correcto el problema 1 y no identifiqué las variables en estudio.

Incorrecta

Escogí como correcto el problema 2, pero no justifiqué que en él se relacionan las variables en estudio, que son los espectros de emisión de los elementos y la longitud de onda.

Parcialmente correcta

Reconocí como correcto al problema 2 y justifiqué que en él se relacionan las variables “espectros de emisión y longitud de onda de un elemento químico”. Además, fundamenté que el problema 1 es incorrecto porque considera una variable que no se plantea en la investigación, los electrones.

Correcta

Mi estado Anota el nivel de logro de tus aprendizajes dentro de la unidad usando la simbología dada después de la tabla: Evaluación sección

Inicializando

Analizando disco

Verificando disco

Mi estado final 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

63

Unidad

2

La Tabla periódica de los elementos

¿Para qué? La formulación de hipótesis.

Identificar la hipótesis, es decir, la afirmación que daría la mejor respuesta o solución a un problema de investigación científica.

Páginas 66, 67, 78, 79 y 100

Orígenes de la Tabla periódica.

Reconocer que el descubrimiento de la ley periódica de los elementos y su ordenación en la Tabla periódica es el resultado del trabajo científico de diversos investigadores.

Páginas 68 a 71

Clasificación y propiedades de los elementos en la Tabla periódica.

Comprender que la clasificación de los elementos en la Tabla periódica se hace de acuerdo a su número atómico y a la estructura electrónica de su último nivel energético y que la variación de las propiedades periódicas se interpreta con los conceptos de carga nuclear efectiva y apantallamiento. Reconocer que la minería ha sido desde siempre la principal actividad productiva en Chile y que en la actualidad nuestro país es uno de los mayores productores de cobre y el principal productor de litio.

Páginas 72 a 77 y 82 a 93

Recursos minerales en Chile.

64

¿Dónde?

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

Páginas 94 y 95

2

4

5

Abrir sesión La enorme variedad de materia que existe en la Tierra se debe a combinaciones de alrededor de solo 110 elementos químicos; pocos, si se comparan con los millones de compuestos que existen. El descubrimiento de los elementos químicos ha sido una tarea difícil, pues la mayoría de ellos se encuentran formando compuestos, los que a su vez, por lo general, se combinan con otros elementos y dan origen a nuevos compuestos. Además, la abundancia de algunos elementos en la naturaleza es la mínima. La imagen central de estas páginas muestra la mina de cobre a rajo abierto más grande del mundo: Chuquicamata. De ella se extraen alrededor de 314 mil toneladas de cobre fino al año. Las propiedades de este metal permiten su utilización y exportación, lo que constituye una importante fuente de ingresos para nuestro país. De aquí la relevancia de conocer más acerca de los elementos químicos, su clasificación y sus propiedades, las que estudiarás en esta unidad. En este recuadro se muestran algunos elementos que seguramente conoces. Al respecto, responde: 1. ¿Qué entiendes por elemento químico? 2. Escribe la estructura electrónica de cada uno de los elementos representados en este recuadro. 3. ¿En qué compuestos o materiales los has encontrado? 4. Menciona diferencias entre ellos. 5. ¿Cómo los clasificarías? ¿Podrías hacerlo según sus propiedades? ¿Cómo? 6. Además de estos elementos, ¿qué otros conoces?

Aluminio Z = 13

Oxígeno Z = 8

Globos con helio Z=2

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Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es una hipótesis?

Evaluación inicial - Pensamiento científico

Inicializando En 1789, el químico francés Antoine Lavoisier, considerado el padre de la química, definió por primera vez a un elemento químico en su libro “Tratado sobre los Elementos Químicos”. En él incluyó una tabla con los 30 elementos conocidos en ese tiempo, a los agrupó en cuatro categorías: gases, metales, no metales y tierras. En la categoría de los metales consideró lo que hoy conocemos como óxidos. Este interés de los químicos por identificar y clasificar a los elementos continuó en los siguientes 80 años, hasta que en 1869, el químico ruso Dmitri Mendeleev presentó su Tabla periódica de los elementos. En esta actividad analizaremos cómo Mendeleev construyó su Tabla periódica a partir de sus observaciones.

Planteamiento del problema La pregunta que se hizo Mendeleev podría formularse de la siguiente manera:

Una hipótesis es una respuesta afirmativa y anticipada que relaciona las mismas variables del problema de investigación.

¿Qué propiedad esencial y común a todos los elementos permite ordenarlos y clasificarlos?

Formulación de hipótesis En su trabajo, Mendeleev planteó la siguiente hipótesis:

Pasos para formular una hipótesis Paso 1: leer el problema de investigación. Paso 2: identificar las variables involucradas. Paso 3: relacionar las variables en una respuesta al problema de investigación.

Los 63 elementos (conocidos hasta esa época) se pueden ordenar de acuerdo a su peso atómico creciente, ya que de esta propiedad dependen las semejanzas entre los elementos y todas sus propiedades. Te invitamos a identificar las variables que relacionó Mendeleev en su hipótesis para dar respuesta a su problema de investigación. a. ¿Cuál es la variable independiente de esta hipótesis? b. ¿Cuál es la variable dependiente?

Diseño experimental ¿Cuál fue el procedimiento que empleó Mendeleev para comprobar su hipótesis?

Ayuda La valencia de un elemento, en la época de Lavoisier, estaba relacionada con el número de átomos de hidrógeno o de oxígeno que se combinaban con ese elemento. Por ejemplo, el hidrógeno tenía valencia 1 y el oxígeno, 2. Por esto la fórmula del agua es H2O. El sodio formaba un óxido conocido como Na2O, por lo tanto la valencia del sodio era 1.

66

Este científico ruso construyó tarjetas para cada elemento con la información existente en esa época: masa atómica de los elementos, propiedades físicas y químicas de los mismos y las fórmulas de los compuestos binarios con oxígeno o hidrógeno, de las que se obtenía la ”valencia” de los elementos (Ver recuadro Ayuda). Luego, con esta información, organizó las tarjetas de la siguiente manera: 1. Ordenó las tarjetas en forma horizontal, de acuerdo a sus masas atómicas crecientes. 2. L uego, las ordenó en distintos patrones, considerando, además del número atómico creciente, las propiedades químicas de los elementos.

Obtención de resultados Con los resultados de su procedimiento construyó una tabla de masas atómicas crecientes, en la que formó columnas con los elementos que tenían las mismas propiedades. Pero tuvo que dejar algunos espacios vacíos porque no disponía del elemento que tuviera las propiedades para ocupar ese espacio.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

A continuación, te presentamos la tabla que elaboró Mendeleev: I

II

III

R20

R0

Li

R 20 3

IV RH4 RO3

V RH3 R 2O 5

VI RH2 RO3

VII RH R 2O 7

VIII

Be

B

C

N

O

F

Na

Mg

Al

Si

P

S

Cl

K Cu

Ca Zn

Ti

V As

Cr Se

Mn Br

Fe Co Ni

Rb Ag

Sr Cd

Y In

Zr Sn

Nb Sb

Mo Te

I

Ru Rh Pd

Cs Au

Ba Hg

La Tl

Hf Pb

Ta Bi

W

RO4

H

Os Ir Pt

Interpretación de resultados Al analizar la tabla, se observa que los elementos se ordenan en seis filas y ocho columnas. A partir de la organización de esta tabla, se desprende que las propiedades de los elementos se repiten en forma periódica a medida que aumenta la masa atómica. Así, en las filas, que Mendeleev denominó “períodos”, se presentan masas atómicas crecientes, y en las columnas, denominadas “grupos”, los elementos forman compuestos con oxígeno en la misma proporción. Por ejemplo R2O, RO, R2O3, etc. A partir del cuarto grupo, los elementos forman compuestos con hidrógeno y lo hacen también en la misma proporción en cada columna; por ejemplo, RH y RH2. Esto implica que en cada grupo los elementos tienen las mismas valencias. Para Mendeleev, los espacios vacíos de su tabla correspondían a elementos aún no descubiertos. a. Según estas interpretaciones, ¿qué importancia tiene la organización de datos a partir de los resultados obtenidos? b. ¿Qué criterio utilizó Mendeleev para el ordenamiento de los elementos químicos? c. ¿Qué significa que los elementos de cada grupo presenten las mismas valencias? Considera la valencia como una propiedad.

Elaboración de conclusiones a. ¿Era válida la hipótesis planteada por Mendeleev? Explica y fundamenta considerando el resultado experimental que apoya tu respuesta. b. Ahora que conoces la estructura atómica, ¿qué hipótesis podrías plantear actualmente? Considera que cada elemento posee un número determinado de electrones. El gran aporte de este científico ruso fue el descubrimiento de la ley periódica de los elementos, que señala que las propiedades de los elementos varían periódicamente según sus masas atómicas. La Tabla periódica construida por Mendeleev fue la antecesora de la Tabla periódica actual, que está basada en el número atómico y no en la masa atómica.

Mi estado En esta actividad: ¿Identifiqué las variables dependiente e independiente involucradas en el problema? ¿Identifiqué el resultado que permite validar o refutar la hipótesis?

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Pensamiento científico

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Orígenes de la Tabla periódica Organización e interpretación de datos para formular explicaciones Desde tiempos antiguos se han ido descubriendo continuamente nuevos elementos químicos. Los primeros hallazgos incluían elementos que no se encontraban formando compuestos o no estaban combinados con otros elementos. Entre ellos, podemos nombrar el oro y la plata, los que eran utilizados por egipcios, sumerios e indígenas, como aztecas, chibchas, muiscas y atacameños, para elaborar recipientes y joyas. La mayoría de los elementos que se encuentran en la naturaleza están formando compuestos, ya sea unidos a otros elementos o mezclados con otras sustancias. Por este motivo, durante siglos los científicos no se percataron de la presencia de varios de ellos y debieron realizar investigaciones de diversa índole para relacionar el creciente número de sustancias nuevas. Como ejemplo, los elementos radiactivos, que son muy inestables, solo se descubrieron gracias a los avances tecnológicos del siglo XX.

Joya de oro elaborada por los egipcios.

En estas páginas te presentaremos algunas investigaciones clásicas y contemporáneas realizadas por variados científicos, las que permitieron que hoy en día comprendamos más acerca de los elementos presentes en la naturaleza gracias a su particular organización y ordenamiento en la llamada Tabla periódica de los elementos, con la que es posible explicar el comportamiento y las propiedades de cada uno de ellos.

Joya de oro elaborada por el pueblo azteca.

Como hemos visto hasta ahora, a medida que aumentaba el número de elementos conocidos, se comenzó a estudiar la posibilidad de clasificarlos de acuerdo a la similitud de sus propiedades. El primero en descubrir una cierta regularidad entre los elementos químicos fue Johan W. Döbereiner (1780 – 1849), químico alemán que observó la relación entre las masas de los átomos de algunos elementos y sus propiedades, clasificando a los elementos en tríadas, según su similitud. Observa la tabla de tríadas de Döbereiner que se encuentra más abajo. En ella se muestra que cada tríada constaba de tres elementos con propiedades similares y que la masa atómica del elemento intermedio era aproximadamente la media aritmética de la masa de los elementos adyacentes. ¿Qué significa esto? Analicemos la tríada litio, sodio y potasio.

Estos tres elementos tienen características comunes; por ejemplo, se encuentran en la naturaleza combinados con otros elementos y se funden a bajas temperaturas. La masa atómica aproximada del litio es 7, la del sodio es 23 y la del potasio, 39. Si se saca un promedio entre la suma de las tres masas, el resultado es 23, valor correspondiente a la masa atómica del elemento que se encuentra al centro de la tríada, en este caso, el sodio.

Actividad propuesta 1. Luego de analizar el texto, responde las siguientes preguntas. a. Explica con tus palabras en qué consisten las tríadas y cuál es su importancia. b. Explica por qué a la tabla de los elementos se le llama “periódica”.

68

Tríadas de Döbereiner Litio

LiCl LiOH

Calcio

CaCl2 CaSO4

Azufre

H2S SO2

Sodio

NaCl NaOH

Estroncio

SrCl2 SrSO4

Selenio

H2Se SeO2

Potasio

KOH

Bario

BaCl2 BaSO4

Telurio

H2Te TeO2

En 1862, A. E. Béguyer de Chancourtois observó la existencia de cierta regularidad en las propiedades de los elementos a medida que aumentaba su masa. Dedujo que las propiedades se repetían cada ocho elementos, con lo que surgió, la idea de la periodicidad de dichas propiedades. La periodicidad es la repetición de un evento o propiedad a intervalos regulares. Por ejemplo, las fases de la Luna son periódicas, pues se repiten cada 28 días. Como hemos observado, las investigaciones de los científicos se centraron en el análisis y en la interpretación de las propiedades de los elementos para establecer relaciones entre ellas que permitieran organizar a los elementos. Como estas relaciones se repetían, surgió la idea de una periodicidad, la que permitía ordenar y clasificar a los elementos.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1 En 1868, el químico inglés John Newlands confirmó las observaciones de Béguyer. Notó que cada ocho elementos ordenados de acuerdo a su masa creciente se producía una repetición de sus propiedades. Es decir, el octavo elemento era semejante al primero, el segundo al noveno y así sucesivamente. A esta regularidad se le conoce como ley de las octavas y corresponde a la que aparece en la tabla Ley de las octavas de Newlands. En esos mismos años, J.L. Meyer avanzó en el concepto de periodicidad, y en 1864 publicó una primera versión de la tabla que presentaba a los elementos ordenados según sus propiedades, llamada Tabla periódica, la que completó en 1869. Curiosamente, ese mismo año el químico ruso Dmitri Ivanovich Mendeleev publicó una Tabla periódica de los elementos casi idéntica a la de Meyer. Después de la extensa investigación de 15 años realizada por Mendeleev, en la que trabajó arduamente en la ordenación de los elementos químicos, descubrió la ley periódica de los elementos. En ella se establece una relación entre las propiedades de los elementos y la masa atómica, justificada en la siguiente afirmación: “La masa de una sustancia es precisamente la propiedad de la que dependen todas las otras… Por eso, es natural esperar que exista una relación entre las propiedades y semejanzas de los elementos, por un lado, y sus masas atómicas, por otro…”

2 2

1 1

3 3

4 4

5 5

Ley de las octavas de Newlands 1 2

3

4

5

6

7

Li 6,9

Be 9,0

B 10,8

C 12,0

N 14,0

O 16,0

F 19,0

Na 23,0

Mg 24,3

Al 27,0

Si 28,1

P 31,0

S 32,1

Cl 35,5

K 39,0

Ca 40,0

En la ley de las octavas de Newlands se observa una periodicidad en las propiedades de los elementos, si estos son ordenados de mayor a menor masa atómica.

Así, en su ley periódica de los elementos postula: “Las propiedades de los cuerpos simples (elementos), así como las fórmulas de sus compuestos, son funciones periódicas de las masas atómicas de los elementos”. La tabla que observas al costado corresponde a la Tabla periódica que postuló Mendeleev. En esta tabla Mendeleev, ordenó los elementos de manera creciente según su masa atómica. Además, dejó espacios vacíos en los que irían elementos que deberían existir y sobre los cuales hizo sus predicciones. Acerca de ellos aprenderás a lo largo de esta unidad. Tabla periódica original de Mendeleev.

Actividad propuesta 1. Luego de analizar el contenido de estas dos páginas, responde: a. ¿Qué utilidad tuvo para los científicos saber ordenar y clasificar información a partir de la interpretación del análisis de datos? Explica tomando como ejemplo alguna situación planteada en estas páginas. b. La Tabla periódica de los elementos entrega mucha información. ¿Qué relevancia tiene en esto el ordenamiento de datos?

Para grabar El descubrimiento de la ley periódica de los elementos químicos, atribuida a Mendeleev, fue el resultado del trabajo creador y sucesivo de diferentes científicos, tales como Döbereiner, Newlands, entre otros. De este trabajo derivó la actual Tabla periódica.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Ampliando memoria En la época de Mendeleev se ignoraba la estructura interna de los átomos. Se consideraban como indivisibles.

Las predicciones de Mendeleev Dmitri Ivanovich Mendeleev fue un químico ruso que enunció la ley de la periodicidad química. Con ella ordenó los elementos en la Tabla periódica y predijo las propiedades de los elementos aún no descubiertos, para los cuales dejó los espacios vacíos para ubicarlos. ¿Cómo es esto? En la tabla de Mendeleev los elementos están ordenados de acuerdo a sus masas atómicas crecientes y en períodos o filas; por ejemplo, Li, Be y B. De esta manera, los elementos con propiedades químicas similares aparecían agrupados en columnas, tales como Li, Na, K y Cu. Sin embargo, en algunos casos Mendeleev debió colocar un elemento con masa atómica un poco mayor antes de un elemento con masa atómica ligeramente menor. Todas estas descripciones las puedes observar en este fragmento de tabla. Si observas con atención, esta distribución es muy similar a la que presenta la Tabla periódica actual. Períodos

Grupos

I R20

II R0

III R 20 3

Li

Be

B

Na

Mg

Al

K Cu

Ca Zn

H Galio

Fragmento de tabla que muestra el ordenamiento de los elementos en grupos y períodos.

Mendeleev, además de enunciar la ley de la periodicidad química, la tomó como base para ordenar los elementos, dejando espacios vacíos destinados a aquellos aún no descubiertos. Su confianza en la ley que enunció lo llevó a predecir incluso las propiedades de los elementos que eventualmente ocuparían algunos de los espacios vacíos de su tabla.

Germanio

¿Tuvo razón Mendeleev al dejar estos espacios vacíos? Efectivamente. Él predijo la existencia de 10 elementos, de los que se han descubierto ocho. Los otros dos, según lo que se ha estudiado, no pueden existir. De los elementos predichos por Mendeleev, se descubrieron tres cuando aún vivía: el ekaaluminio o galio, el eka-silicio o germanio y el eka-boro o escandio. El prefijo eka significa “primero” y lo asignó a sus elementos no descubiertos de acuerdo al elemento anterior del mismo grupo. Por ejemplo, el galio recibió el nombre eka-aluminio por ser el primer elemento bajo el aluminio en el mismo grupo. Del mismo modo ocurrió con el germanio y el escandio.

Escandio El descubrimiento de los elementos y la comprobación de las propiedades anunciadas por Mendeleev constituyeron la confirmación de la ley periódica de los elementos.

70

Al descubrir estos elementos, se observó que sus propiedades coincidían notablemente con las predichas por Mendeleev. Esta extraordinaria coincidencia constituyó una confirmación de la ley periódica propuesta por él. El descubrimiento de los tres elementos tuvo un tremendo impacto en el ámbito científico, por lo que la Tabla periódica, recibida en un comienzo con desconfianza, fue considerada desde entonces como la base fundamental para la sistematización de la Química.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

2 2

1 1

3 3

4 4

5 5

Base de la periodicidad química: el número atómico Tabla periódica de Mendeleev Hemos visto que la estructuración de la Tabla periódica de Mendeleev se hizo sobre una base totalmente empírica, relacionando las propiedades de los elementos con sus masas atómicas. ¿Cuál fue la equivocación de Mendeleev al postular su ley periódica? Para contestar esta pregunta es importante destacar que, en su tabla, Mendeleev no mantuvo el orden creciente de las masas atómicas en algunos elementos, específicamente el argón y el cobalto. De esta forma, se alteró el orden ascendente de las masas atómicas, pero no el de sus números atómicos, los que podrían ser la base de la ley periódica.

Período

Grupo I ― R 2O

1 2

5

Grupo III ― R 2O 3

Grupo IV RH4 RO2

Grupo V RH3 R 2O 5

Grupo VI RH2 RO3

Grupo VII RH R 2O 7

Be = 9,4

B = 11

C = 12

N = 14

O = 16

F = 19

Grupo VIII ― RO4

H=1 Li = 7

3 4

Grupo II ― RO

Na = 23 K = 39

Mg = 24 Ca = 40

(Cu = 63)

6

Rb = 85

7

(Ag = 108)

8

Cs = 133

9

Sr = 87

―

11

(Au = 199)

12

―

― = 68 ?Yt = 88

Cd = 112 Ba = 137

In = 133 ?Di = 138

― ― Hg = 200 ―

― ?Er = 178 Tl = 204 ―

Si = 28 Ti = 48

― = 44

Zn = 65

(―)

10

Al = 27,3

P = 31 V = 51

Cr = 52

As = 75

― = 72 Zr = 90

Nb = 94

Sn = 118 ?Ce = 140

Th = 231

Te = 125

W = 184

Las investigaciones de Moseley confirmaron que la ubicación hecha por Mendeleev para los elementos argón (Ar) y cobalto (Co) era correcta. Para Mendeleev no lo era, pues los ubicó según su masa atómica, y desde ese parámetro no ocupaban el lugar que les correspondía en la Tabla periódica. Sin embargo, si se consideraba el número atómico, este ordenamiento era correcto. Esto lo puedes comprobar observando la tabla de Mendeleev.

―――――― ― Os = 195, Ir = 197, Pt = 198, Au = 199

― ―

U = 240

En 1912, el destacado físico y químico inglés Henry Moseley (1887-1915) descubrió que el número atómico coincide con la carga eléctrica del núcleo, y como resultado de sus experimentos, llegó a la conclusión de que no era la masa atómica el parámetro fundamental en el ordenamiento de los elementos químicos, sino el número atómico Z. Demostró, entonces, que este número Z es la verdadera base de la ley periódica.

I = 127

―

Bi = 208 ―

Ru = 104, Rh = 104, Pd = 106, Ag = 108

―

―

Pb = 207

Br = 80 ― = 100

―

Ta = 182

Fe = 56, Co = 59, Ni = 59, Cu = 63

Mn = 55

Mo = 96

―

Cl = 35,5

Se = 78

Sb = 122

― ?La = 180

S = 32

― ―

――――――

En la tabla se observa el ordenamiento de los elementos propuesto por Mendeleev. Según el criterio utilizado para ello, el argón (Ar), con masa atómica 39,9, aparecería antes que el potasio (K), de masa atómica 39 y el cobalto (Co), con masa atómica 58,93, antes que el níquel (Ni), que presenta una masa atómica de 58,71. Esto fue la base de estudio de Moseley, quien corrigió el criterio utilizado para ordenar los elementos. ¿Cuál era el correcto?

Con el nuevo fundamento de la ley periódica, Moseley predijo la existencia de tres elementos desconocidos, cuyos números atómicos son 43, 61 y 75. Estos elementos fueron descubiertos con posterioridad y corresponden al tecnecio, al promecio y al renio. El resultado de las investigaciones de Moseley le permitieron enunciar la ley periódica de los elementos sobre una base más sólida: “Las propiedades de los elementos químicos son una función periódica de sus números atómicos”. Esta generalización no es fortuita, pues se fundamenta en la configuración electrónica de los átomos, de la cual dependen todas las propiedades químicas de los elementos. En la actualidad, la ley periódica se expresa en los siguientes términos: • Las configuraciones electrónicas de los átomos varían periódicamente con el número atómico. • Las propiedades de los elementos que dependen de su estructura atómica o configuración electrónica tienden también a cambiar periódicamente con el incremento del número atómico.

Para grabar Mendeleev planteó la organización de los elementos de acuerdo a su masa atómica. Sin embargo, los elementos argón, teluro y cobalto fueron la excepción. Posteriormente, Moseley descubrió que si se ordenaban según el número atómico, los elementos quedaban organizados de manera correcta. De esta forma, se corrigió el error de Mendeleev y se planteó que la base de la ley periódica para todos los elementos era, finalmente, el número atómico.

Actividad propuesta 1. Responde las siguientes preguntas integrando tus conocimientos. a. Luego de todas las investigaciones realizadas, ¿cuál es el criterio actual de ordenación de los elementos de la Tabla periódica? b. ¿Cómo influye la configuración electrónica en el ordenamiento de los elementos en la Tabla periódica? Para responder esta pregunta, recuerda el concepto de configuración electrónica y su relación con Z.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

71

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h r

Descripción de la Tabla periódica En la Tabla periódica los elementos se ordenan en columnas denominadas grupos, y en filas llamadas períodos o series. En la página desplegable se muestra la Tabla periódica recomendada por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada conocida como IUPAC, por sus siglas en inglés. En ella se distinguen 18 columnas o grupos y 7 filas llamadas períodos. Observa toda la información que entrega la tabla: la configuración electrónica, los orbitales y la capacidad de electrones en cada uno, entre otros. Fíjate, además, que existen diferentes secciones o bloques dentro de la tabla que clasifican a los elementos según su configuración electrónica en: s, p d y f. La Tabla periódica también entrega información acerca de cada elemento. Esta puede ser muy completa, e incluir en cada recuadro la temperatura de fusión y ebullición, la masa atómica, la densidad, entre otros, o bien, más sencilla, como la que te presentamos en nuestra tabla. A continuación, te mostramos un ejemplo de la cantidad de información que se puede encontrar en un elemento, tomando como referencia el níquel, Ni.

Número atómico

Masa atómica Densidad (g/mL) Volumen atómico (M/d)

28 58,71

Níquel

8,90 6,6

En la Tabla periódica, los elementos se representan en recuadros que contienen información sobre ellos. La cantidad de información en cada recuadro y la forma de presentarla puede variar de una tabla a otra.

Ni 2,3

Símbolo Estados de oxidación Electronegatividad (Pauling)

1,8 1.453

Temperatura de fusión (°C)

2.730

Temperatura de ebullición (°C)

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d8 Configuración electrónica

La posición que ocupa cada elemento en la Tabla periódica no es aleatoria, sino que depende de su estructura electrónica, la que define las propiedades químicas y físicas de los elementos. La configuración electrónica de un átomo neutro cumple con tres principios básicos: el de construcción o principio de Aufbau, que plantea que los electrones ocupan primero niveles de energía bajos; el principio de exclusión de Pauli, que postula que dos electrones no pueden tener el mismo conjunto de números cuánticos, y el principio de máxima multiplicidad o regla de Hund, que dice que los electrones se distribuyen en los orbitales disponibles de modo que quede el mayor número de electrones desapareados.

Actividad propuesta 1. A partir de la información que entrega la Tabla periódica, responde las siguientes preguntas: a. Determina el grupo y el período para los siguientes elementos: calcio, titanio, cobre, fósforo, oxígeno y bromo. b. De acuerdo al grupo donde se ubican los elementos berilio, silicio y bromo, ¿cuántos electrones de valencia presentan? c. Escribe el número atómico, masa atómica, período, grupo y símbolo químico para los siguientes elementos: plata, estaño, cinc, galio, aluminio y neón.

72

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Períodos

Capacidad

Los elementos de un período tienen la peculiaridad de poseer el mismo número de niveles energéticos, y se numeran según el valor del nivel más externo. El número de electrones en dicho nivel aumenta en una unidad, consecutivamente, a medida que se avanza dentro de una serie, de izquierda a derecha. Así, el número de electrones se incrementa en siete al ir del litio (3) al neón (10). Cada serie se inicia con un metal alcalino y termina con un gas noble, con la excepción de la primera serie, que se inicia con el hidrógeno.

Configuración electrónica

s1

s2

d1

d2

d3

d4

d5

d6

d7

d8

d9

d10

p1

p2

p3

p4

p5

p6

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

I-A

II-A

III-B

I-B

II-B

III-A

IV-A

V-A

VI-A

VII-A

VIII-A

Orbitales

Período

1

2

1s

1

2s2p

2

3s3p

3

Na 22,99 Sodio

19

18

4s3d4p

4

5s4d5p

5

Rb 85,47 Rubidio

55

32 6s4f5d6p

K

6

Cs

32 7s5f6d7p

7

12

Fr (223) Francio

Tabla periódica de los elementos aceptada por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada.

Masa atómica Nombre

Be Mg

24,31 Magnesio

20

Ca 40,08 Calcio

38

VII-B

VIII

Negro - sólido Símbolo Azul - líquido Rojo - gas Violeta - artificial

H

1,01 Hidrógeno

Sr

21

56

Ba 137,34 Bario

88

Ra (226) Radio

Sc

22

44,96 Escandio

39

Y 88,91 Itrio

57

La

47,87 Titanio

40

Ac (227) Actinio

72

Hf 178,49 Hatnio

104

5

Rf

V

24

50,94 Vanadio

41

Nb 95,91 Niobio

73

Ta

180,95 Tántalo

105

Db

Cr 52,00 Cromo

42

Mo

95,94 Molibdeno

74

W

25

Sg

26

10,81 Boro

13

43

Tc

(98) Tecnecio

75

Re

Ru

76

Os

Bh

45

Hs

28

Rh

77

Ir

46

Mt

29

Pd

78

Pt

47

Ds

30

Zn

Ag

79

Au 196,97 Oro

111

Rg

48

Cd

80

Hg

(264) Bohrio

(277) Hassio

(268) Meitnerio

(281) Darmstadtio

(272) Roentgenio

(285) Ununbium

f1

f2

f3

f4

f5

f6

f7

f8

f9

Lantánidos 6

Ce 140,12 Cerio

90

Th 232,04 Torio

Pr

140,91 Praseodimio

91

Pa

231,04 Protactinio

60

Nd

144,24 Neodimio

92

U 238,03 Uranio

61

Pm

62

(147) Promecio

93

Np

(237) Neptunio

Sm

63

150,35 Samario

94

C 12,01 Carbono

14

Si

Pu (244) Pulonio

Eu 151,96 Europio

95

Am

(243) Americio

64

Gd

65

157,25 Gadolinio

96

Cm (247) Curio

Tb 158,93 Terbio

97

Bk (247) Berkelio

66

81

Tl

N

32

Ge

15

Sn 118,71 Estaño

82

Pb

P

O

33

As

16

S

Sb

34

Se

52

Te

Bi

17

Cl

35

Br

Po

18

I

36

At

204,38 Talio

207,19 Plomo

208,98 Bismuto

(209) Polonio

(210) Astato

f10

f11

f12

f13

f14

Kr 83,80 Criptón

54

126,90 Yodo

85

Ar 39,95 Argón

79,90 Bromo

53

Ne 20,18 Neón

35,45 Cloro

127,60 Teluro

84

10

19,00 Flúor

78,96 Selenio

121,76 Antimonio

83

F

32,07 Azufre

74,92 Arsénico

51

9

16,00 Oxígeno

30,97 Fósforo

72,64 Germanio

50

8

14,01 Nitrógeno

28,09 Silicio

114,82 Indio

Dy

67

162,50 Disprosio

98

In

7

Xe 131,29 Xenón

86

Los elementos de un mismo grupo se caracterizan por presentar propiedades químicas muy similares, pertenecer a distintas series y tener igual número de electrones en el último nivel o nivel más externo. Los elementos Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra tienen dos electrones en su último nivel energético; sin embargo, el número de niveles va desde dos en el berilio (Be) hasta siete en el radio (Ra). Observa que existen dos formas de presentar los grupos: del 1 al 18, o bien, clasificándolos como A y B. Esta última es una nomenclatura más antigua, pero igualmente válida y utilizada en la actualidad.

Rn (222) Radón

Uub

(266) Seaborgio

59

49

200,59 Mercurio

112

Ga 69,72 Galio

112,41 Cadmio

(262) Dubnio

58

31

65,41 Cinc

107,87 Plata

195,09 Platino

110

Cu 63,54 Cobre

106,4 Paladio

192,22 Iridio

109

Ni 58,71 Níquel

102,91 Rodio

190,23 Osmio

108

Co 58,93 Cobalto

101,07 Rutenio

186,21 Renio

107

27

55,85 Hierro

44

Al

6

26,98 Aluminio

Fe

54,94 Manganeso

183,85 Volframio

106

Mn

B

No metales Gases nobles

(261) Rutherfordio

Configuración electrónica

Actínidos 7

Zr

23

91,22 Circonio

138,91 Lantano

89

Ti

He 4,00 Helio

Metales Metaloides

*Un número entre paréntesis indica el número de la masa atómica del isótopo de la vida más larga conocido .

87,62 Estroncio

132,91 Cesio

87

1

9,01 Berilio

39,10 Potasio

37

18

4

6,94 Litio

11

8

Número atómico

1,01 Hidrógeno

Li

IV-BV-BVI-B

2

H

3

8

Grupos

Cf

(251) Californio

Ho 164,93 Holmio

99

Es

(252) Einstenio

68

Er 167,26 Erbio

100

Fm

(257) Fermio

69

Tm

70

168,93 Tulio

101102

Yb

71

Lu

173,04 Iterbio

Md

No

(258) Mendelevio

(259) Nobelio

174,97 Lutecio

103

Lr

Para grabar La Tabla periódica de los elementos agrupa a los elementos químicos en columnas o grupos y en filas o períodos de acuerdo a la ley periódica, la que señala que la configuración electrónica de los átomos varía periódicamente con el número atómico de los mismos.

(262) Laurencio

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

73

uac eval ión

en co n t i do

e

c

habilidad

Clasificación de los elementos en la Tabla periódica Hemos visto que la Tabla periódica posee un ordenamiento basado en la estructura electrónica de los elementos, la que define sus propiedades físicas y químicas. Importancia de la Tabla periódica de los elementos

Debido a esto, los elementos en la Tabla periódica se clasifican de acuerdo a la configuración electrónica más externa. Encontramos así cuatro categorías: elementos representativos, de transición, de transición interna e inertes o gases nobles.

Los seres humanos necesitamos comprender los cambios que se producen en nuestro organismo, así como los que ocurren en el mundo que nos rodea. Para entender estos cambios, que incluyen las reacciones químicas que experimentan los elementos químicos y sus compuestos, se necesita ordenar la información que se dispone de ellos.

Elementos representativos Son aquellos que pertenecen a los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la Tabla periódica y se caracterizan por tener el último subnivel incompleto, s y/o p. En la siguiente imagen de la tabla aparecen resaltados.

La Tabla periódica de los elementos, utilizada por los químicos de todo el mundo, cumple en forma extraordinaria esta función. Por una parte, ordena los elementos de acuerdo a sus estructuras electrónicas y, por otra, refleja las variaciones de las propiedades características de los átomos, tales como el tamaño y las energías asociadas con la pérdida o la ganancia de electrones. Ambas permiten a los científicos comprender muchas de las propiedades de los elementos y de sus compuestos, y predecir comportamientos determinados.

Es posible conocer la ubicación de los elementos representativos de los grupos 13 al 17 si se suma 10 a la cantidad de electrones existente en su último nivel de energía.

1

H

Configuración 1,01 electrónica Hidrógeno

3

4

Li

Por ejemplo, la configuración electrónica del fósforo P es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3; posee cinco electrones en el último nivel de energía. Si se le suman 10 a esta cantidad, obtenemos que el fósforo se encuentra en el grupo 15 y en el período 3.

12

22,99 Sodio

19

20

K 39,10 Potasio

37

40,08 Calcio

38

Rb 85,47 Rubidio

55

56

Cs

7

d8

d9

d10

etale Metaloides

6 10,81 Boro

14,01

14

Co

28

29

Cu

obal

Níquel

br

102,91 o

106,4 Paladio

107,87 Plata

45

Ir

78

79 195,09

f6

El hidrógeno es el elemento más liviano de la Tabla periódica. Su isótopo más común es el protio, que tiene un protón pero no presenta neutrón en el núcleo, y posee solo un electrón en su envoltura. Es el elemento más abundante del Universo. Se estima que el 75 % de la masa del Universo visible está compuesta de hidrógeno, donde se encuentra en estado atómico, H, y de plasma. Las propiedades de estas formas de hidrógeno son muy distintas a las del estado molecular, H2, que se genera en la Tierra. Aunque se encuentra ubicado al inicio del grupo 1 en la Tabla periódica, sus características no coinciden con las de los metales alcalinos que forman este grupo. Por ello aparece con un color distinto.

151,96 opio

95

Am 243)

Tl

Pb

204,38

207,19 Plomo

208,98 Bism

f11

f12

(272) t o

f7

9

Dy 158,93 T o

162,50 Disp osi

Bk

Cf

(247) kelio

251) lifo io

97

Cm 247) Cu o

Sc

22

44,96 Escandio

39

Y 88,91 Itrio

57

La

138,91 Lantano

89

131,29 Xenó

Po

86

85

209) l

(210) As

Rn adó

285) Ununbi

Gd

21

84

Hg

54

I 126,90 Yodo

Ac (227) Actinio

164,93 Holmio

99

Ti 47,87 Titanio

40

Erbio

Zr Hf 178,49 Hatnio

104

Rf

(261) Rutherfordio

102

Md

257) io

258) endel io

23

V

41

Nb 95,91 Niobio

73

Ta

180,95 Tántalo

105

Db

(262) Dubnio

174,97 Lut

No 259) Nobelio

24

50,94 Vanadio

91,22 Circonio

72

173,04 erbio

Fm 252) t o

Yb

168,93 Tulio

Lr (262) encio

Cr 52,00 Cromo

42

Mo

95,94 Molibdeno

74

W

25

Sg

(266) Seaborgio

Mn

26

Fe

54,94 Manganeso

43

Tc

75

Re

44

Ru

76

Bh (264) Bohrio

Los elementos de transición comprenden a los grupos del 3 al 12 de la Tabla periódica.

Os 190,23 Osmio

108

Hs (277) Hassio

Co

28

58,93 Cobalto

45

101,07 Rutenio

186,21 Renio

107

27

55,85 Hierro

(98) Tecnecio

183,85 Volframio

106

(226) Radio

3

p

H

o - sólido Azul - líquido - gas

lo

No

Be 9,01 rilio

13

l Gases nobles

Mg

úmero entre paréntesis indica el número de la masa

38

22

Ca

Sc

Calc

Es andi

39

Sr Ba rio

91,22 Circonio

Itrio

Hf

89 226) adio

o

Ac Actinio

24

Cr Cr

25

Mn

Mo

o

75

Re

29

Co obal

Cu

Níquel

30

br

31

Ci

Ag

101,07 tenio

102,91 o

190,23 o

192,22 Irid

76

186,21 Renio

Vo ramio

27

45

Tc

Molibdeno

W

Fe Hi

(98)

73 180,95 Tántalo

26

M

95,91

io

Ir

106,4 Pa o

78

107,87 ata

196,97

C

i

200,59 rc io

49

262) ubni

264) Bohrio

Seabo io

277) Hassio

268) rio

281) Da stadtio

272) t o

58 140,12 rio

90

Th

f3

f 59

60

140,91 Praseodimio

91

232,04

Nd 144,24

231,04 Pr

238,03 ani

62

(147) Promecio

93

Pa

f7

f 61

N

Np

Sm

63

150,35 Sa

94

Pu

Eu

285) Ununbi

151,96 opio

95 Amer

Dy

157,25 adolinio

96

Cm

97

158,93 o

162,50 Disp osi

Bk

Cf li

32 51

50

Sn Pb

Cl

33

Br

Unidad 2 • La Tabla Periódica de los elementos

P As

Yo

51 As

Sb

16

83

Bi 208,98 Bismuto

9

S

34

Se

17

Te

35

Po (209) Polonio

Br 79,90 Bromo

53

127,60 Teluro

84

Cl 35,45 Cloro

78,96 Selenio

52

F 19,00 Flúor

32,07 Azufre

121,76 Antimonio f

O 16,00 Oxígeno

74,92 Arsénico

I 126,90 Yodo

85

At (210) Astato

Lut

eni

Fe io

Mendelev

No Nobelio

renci

Rh

46

102,91 Rodio

77

Ir Mt

(268) Meitnerio

29

Pd

78

Pt

47

Ds

(281) Darmstadtio

30

Zn

Ag

65,41 Cinc

48

107,87 Plata

79

195,09 Platino

110

Cu 63,54 Cobre

106,4 Paladio

192,22 Iridio

109

Ni 58,71 Níquel

Au 196,97 Oro

111

Rg

(272) Roentgenio

Cd 112,41 Cadmio

80

Hg

200,59 Mercurio

112

Uub

(285) Ununbium

Elementos de transición Son los correspondientes a los grupos 3 al 12 y se caracterizan por presentar el penúltimo subnivel d, y/o el último nivel s, incompleto. Los dos elementos de transición que presentan el último nivel s incompleto son: cromo (Cr), de configuración 4s1 3d5, y cobre (Cu), de configuración 4s1 3d10. Existen cuatro series de elementos de transición, según el subnivel (n – 1) d sea 3d, 4d, 5d o 6d. La configuración electrónica general de estos elementos se puede representar como: (n–1)d1→9 ns2

74

8

30,97 Fósforo

207,19 Plomo

69

Md io

15

118,71 Estaño

82

204,38 Talio

Ge

72,64 Germanio

N 14,01 Nitrógeno

Si 28,09 Silicio

33

Tl

f

Gd

14

114,82 Indio

81 f

1

7

In

Ds

261) Ruth dio

Ga

7

C 12,01 Carbono

N

69,72 Galio

79 195,09 tino

104

Configuración electrónica

Actínidos 7

V

Vanadi

42

57 La

23

40

Y

87,62 Es oncio

Ti T

Al

26,98 Aluminio

Magnesio

20

6

B 10,81 Boro

etale Metaloides

p5

Por ejemplo, la configuración electrónica del Mg es 1s2 2s2 2p6 3s2. Como se observa, presenta dos electrones en su último nivel de energía (n = 3). Esto indica que el Mg se encuentra en el grupo 2 y en el período 3.

f14 70

Ra

d

La configuración electrónica de un elemento representativo nos indica su posición en la Tabla periódica. Si observamos la cantidad de electrones que posee en el último nivel energético ocupado, veremos que dicha cantidad corresponde al grupo en que se ubica en la Tabla periódica, mientras que el último nivel de energía se asocia con el período.

Br

53

121,76 Antimonio

200,59 io

36

Uub

157,25 adolinio

96

leni

52

Sn 118,71 Estaño

39,95 Argó

35

A

50

Au

281) Da stadtio

63

In 114,82 ndio

35,45 Cloro

zuf

34

196,97

Ds (268) Me rio

foro

33

li

49 112,41 Cadmi

20,18 ón

Flúor

88

Fr

8

La configuración electrónica de estos elementos comprende aquellas que van desde el ns1 al ns2 en los grupos 1 y 2, y el ns2np1 en el grupo 13 hasta el ns2 np5 en el grupo 17. Puedes verificar esta información revisando la Tabla periódica de los elementos que te entregamos en este texto.

P 28,09 ilicio

32

Zn

Ag

Irid

El hidrógeno, H2

30

16,00 Oxí

N

137,34 Bario

(223) Francio

p6

9

8

7 Carbono

26,98 Aluminio

27

p5

p

Heli

5

metales Gases nobles

l

3

p

Ba

7

1,01

56

Sr

87,62 Estroncio

132,91 Cesio

87

Ca

5

5

Mg

24,31 Magnesio

3

Número atómico

9,01 Berilio

Na

d1

s

Be

6,94 Litio

11

1

2 2

3

4

Elementos de transición interna

Capacidad

Los elementos de transición interna tienen solo el subnivel f incompleto. Estos elementos corresponden a los períodos 6 y 7 de la Tabla periódica y no se clasifican en grupos, pues se encuentran entre los grupos 3 y 4. Se representan mediante dos filas apartes ubicadas en el sector inferior de la tabla, y corresponden a la serie de los lantánidos y actínidos. Configuración

1

s2

3

d

d

d6

d

H

2

1,01 Hidrógeno

3

8

2s2p

Li

Be

itio

Be o

Configuración electrónica

8

f

18

58

Lantánidos 6

18

1

f 59

Ce

90

Actínidos 7

91

232,04 Torio f

90

140,91

91

Th

93

93

94

94

f8 157,25

158,93

96

Am

95

L os elementos de transición interna se ubican generalmente en la parte inferior de la Tabla periódica.

10

162,50

98

Bk

164,93

251)

252) ns eni

f 65

Gd

(247) Curio f12

Yb

167,26 o

168,93

173,04

101 M

f9 66

Tb

98

Bk

Dy

f10 67

162,50 Disprosio

(247) Berkelio

Tm

257) rm

8

158,93 Terbio

97

Cm

Er

100

Cf

Neón

7

f 68

Ne

157,25 Gadolinio

96

Am

Ho

247) Be

64

(243) Americio

f9

Tb

f

Eu

9

Ox geno

6

151,96 Europio

Pu

Gd

243) Am

Pu

63

(244) Pulonio

6

151,96 opi

f

Sm

O

N Carbon

5

150,35 Samario

(237) Neptunio

150,35

Np

62

Np

64

anio

f

(147) Promecio

5

(147)

B

4

Pm

Pm

144,24

Pa

61

U

f 61

Protactinio

f

238,03 Uranio

f3 60

6

Bo

3

5

4,00 Heli

No

Nd

92

4

Metales Metaloides

144,24 Neodimio

Pa

f

140,12 Ce

Actínidos 7

60

Pr

231,04 Protactinio

58

Lantánidos 6

f

140,91 Praseodimio

Th

Configuración

2

10

d

Negro - sólido zul - líquido Rojo - gas Violeta - artificia

Símbo

Hidrógeno

140,12 Cerio

32 32

H

Masa atómica Nomb

8

d

Cf

Ho 164,93 Holmio

99

(251) Californio

Es

(252) Einstenio

f11 68

Er 167,26 Erbio

100

Fm

(257) Fermio

f12 69

Tm

f13 70

Yb

168,93 Tulio

101102

f14 71

Lu

173,04 Iterbio

Md

No

(258) Mendelevio

(259) Nobelio

174,97 Lutecio

103

Lr

(262) Laurencio

f13

102 evio

259) No

(262)

Elementos inertes o gases nobles Los elementos inertes, también llamados gases nobles, se ubican en el grupo 18 y se caracterizan por tener todos sus niveles energéticos completos. Su configuración externa se representa por: ns2 np6 a excepción del He, que tiene una configuración del tipo 1s2. Esta configuración externa de ocho electrones les confiere una alta estabilidad química. En condiciones ordinarias, no reaccionan con otros elementos, por lo que se les asignó el nombre de elementos inertes. Con excepción del criptón (Kr) y del xenón (Xe), el resto de los elementos son totalmente inertes desde el punto de vista químico.

2

He 4,00 Helio

10

Ne 20,18 Neón

18 Capacidad

s

d

d

d

d

d

p

p

p

p

39,95 Argón

Orbitales

2

1s

8

2s2p

H

Número atómico

Hidrógeno

3

8

Li Na

3s3p

Sodio

19

4s3d4p 5s4d5p

12

Rb

Mg

Magnesi

20

85,47 Rubidi

Hidrógeno

Ca

21

Sc

Ti

44,96 c

47,87 itani

tronci

88,91 rio

38

Y

40

23

V

esio

Ba

138,91 Lantano

(226) adi

(227) Ac

87

Cr

178,49 tn

ntalo

74

4,00

etale Metaloides

o

W

10,81 Bo

13

101,07 Ru eni

102,91 di

61

Hs (277) Hassio

Platin

o

(281) Darmstadtio

(272) en geni

31

64

Si io

Ga 69,72

49

In

ilic

32

50

18

S As

A re

34

74,92 co

51 Estaño

Tl 200,59 io

33

Se

Cl

35

Br

Se

52

Te

53

Plomo

208,98 Bismuto

Gd

209) lonio

126,90 Yodo

131,29 enón

At

Rn

(210) Astato

(222) Radón

Tb

f9 66

10

67

Ho

f11

12

68

13

70

54

o

Th 232,04 Tori

Pr

91 231,04 Pr actin

Neodimio

92

U 238,03 ani

Pr

93

Sama o

Np

Pu

237) Neptuni

Pu onio

Europio

95

Am

(243) Americio

Gadolinio

96

Cm (247) ri

T

97

Bk (247) rkelio

Di rosio

Cf 251) Ca fornio

i

99

Es (252) nstenio

100

Erbi

Tu o

Fm

Md

(257) rm

(258)

14

71 Iterbi

Lut

103 (259)

Xe 131,29 Xenón

(147)

Actínidos 7

Kr 83,80 Criptón

Kr

(285) Ununbium

8

65

36

Xe

127,60 Teluro

Antimoni

Ar Argón

83,80 iptó

Bi

204,38 Tali

Ne 20,18

Flúor

Fós

72,64 Ge

114,82 Indi

112,41 C i

Ge

10

O

N 14,01 itrógeno

15

112

7

f 63

48

Pl a

110

(268) Meitn o

5

62

Zn 65,41

Au

io

109

Cu 63,54

Ag 106,4 Paladio

Ir

190,23 o

108 (264) hr

29

46

77

f4 60

58,93 obal

eni

107

2

59

28

Fe 55,85

7 12,01 Carbono

Al

Al

Re

(266) o

6

B

metales Gases nobles

44

T

Volframi

(262) Dubni

f 58

26

(98) libdeno

106

105

(261) Rutherf

Mn

43 95,91 Niobi

Ta 104

25

54,94 anganes

41

91,22 Ci o

Configuración electrónica

24

50,94

La

(223) anci

gr - sólido Azul - líquido - gas Violeta - a tificial

Símbolo

*Un número entre paréntesis indica el número de la masa atómica del isótopo de la vida más larga conocido .

40,08 lc

32 32

He H

Berilio

39,10 Po

37

18

Masa atómica Nomb

4

6,94 L

1

Ar

(262) Laur o

86

Para grabar Los elementos en la Tabla periódica se clasifican en representativos, de transición, de transición interna y gases nobles. Los elementos representativos tienen configuración ns1 hasta ns2 np5; los de transición tienen configuración (n-1)d1→9 ns2; los de transición interna tienen solo el orbital f incompleto, y los gases nobles son elementos que tienen todos sus niveles energéticos completos.

Rn (222) Radón Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

75

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h r

Otra clasificación de los elementos En la Tabla periódica se puede distinguir también una clasificación más general de los elementos: metales, no metales y metaloides, que no tiene en cuenta las características de la estructura electrónica de los elementos. ¿De dónde surge? En el siglo XVlll, el físico francés Antoine Lavoisier clasificó los 33 elementos conocidos en metales y no metales de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas. Aunque esta es una clasificación que no tiene en cuenta las características atómicas del elemento, aún es utilizada de manera cotidiana, e incluye una nueva categoría: los metaloides. Esta clasificación considera características que podemos apreciar a simple vista. Por ejemplo, cuando miras un trozo de plata no puedes “observar” que es un elemento de transición, pero sí su brillo y dureza. Estas características nos permiten clasificarlo como metal. A continuación, te presentamos la ubicación de los metales, no metales y metaloides en la Tabla periódica. Luego, veremos en qué consiste cada uno de ellos y dónde los encontramos. 1

H

Número atómico

1,01 Hidrógeno

Metales Metaloides

3

Li

4

6,94 Litio

11

Na

No metales

22,99 Sodio

19

K Rb 85,47 Rubidio

55

Cs

12

Fr

20

Ce 140,12 Cerio

90

Th 232,04 Torio

Ca 40,08 Calcio

38

Símbolo

Sr

56

Ba 137,34 Bario

88

Ra

21

Pr

140,91 Praseodimio

91

Pa

231,04 Protactinio

Sc

22

44,96 Escandio

39

Y 88,91 Itrio

57

La

89

Ac (227) Actinio

60

Nd

144,24 Neodimio

92

U 238,03 Uranio

Ti

23

47,87 Titanio

40

Zr

72

Hf

41

Rf

73

Pm

105

Db

(262) Dubnio

62

(147) Promecio

93

Np

(237) Neptunio

Ta

180,95 Tántalo

(261) Rutherfordio

61

Nb 95,91 Niobio

178,49 Hatnio

104

V

24

50,94 Vanadio

91,22 Circonio

138,91 Lantano

(226) Radio

59

Negro - sólido Azul - líquido Rojo - gas Violeta - artificial

Metales Metaloides

5

Sm

42

Pu (244) Pulonio

Mo

25

74

W

Mn

43

Tc

75

Re

Sg

107

(266) Seaborgio

63

Eu 151,96 Europio

95

Am

(243) Americio

Bh

Ru

76

Gd

108

Cm

Hs (277) Hassio

65

157,25 Gadolinio

96

Os

Tb 158,93 Terbio

97

(247) Curio

Bk (247) Berkelio

Co

28

Ni

58,93 Cobalto

45

Rh

77

Ir

46

Mt

(268) Meitnerio

66

Dy

Pd

78

Cf

(251) Californio

47

Pt

110

Ds

(281) Darmstadtio

67

Ho 164,93 Holmio

99

Es

(252) Einstenio

30

Zn

Ag

79

Au

48

14

Rg

80

Er 167,26 Erbio

100

Fm

(257) Fermio

49

Hg

112

32

In

81

Tl

N

Ge

50

Sn 118,71 Estaño

82

204,38 Talio

Pb 207,19 Plomo

8

14,01 Nitrógeno

15

P

33

As

16

Sb

34

Bi 208,98 Bismuto

S Se

52

Te

17

Po (209) Polonio

Cl 35,45 Cloro

35

Br 79,90 Bromo

53

127,60 Teluro

84

F 19,00 Flúor

78,96 Selenio

121,76 Antimonio

83

9

32,07 Azufre

74,92 Arsénico

51

O 16,00 Oxígeno

30,97 Fósforo

72,64 Germanio

114,82 Indio

200,59 Mercurio

(272) Roentgenio

68

Cd

Ga

Si

7

28,09 Silicio

69,72 Galio

112,41 Cadmio

196,97 Oro

111

31

65,41 Cinc

107,87 Plata

195,09 Platino

162,50 Disprosio

98

Cu 63,54 Cobre

106,4 Paladio

192,22 Iridio

109

29

58,71 Níquel

102,91 Rodio

190,23 Osmio

(264) Bohrio

64

27

101,07 Rutenio

186,21 Renio

Al

C 12,01 Carbono

26,98 Aluminio

Fe

44

6

10,81 Boro

13

55,85 Hierro

(98) Tecnecio

183,85 Volframio

106

26

54,94 Manganeso

95,94 Molibdeno

150,35 Samario

94

Cr 52,00 Cromo

B

No metales Gases nobles

*Un número entre paréntesis indica el número de la masa atómica del isótopo de la vida más larga conocido .

87,62 Estroncio

(223) Francio

58

Mg

24,31 Magnesio

132,91 Cesio

87

H

1,01 Hidrógeno

9,01 Berilio

39,10 Potasio

37

1

Masa atómica Nombre

Be

I 126,90 Yodo

85

At (210) Astato

Uub

(285) Ununbium

69

Tm

70

168,93 Tulio

101102

Yb

71

Lu

173,04 Iterbio

Md

No

(258) Mendelevio

(259) Nobelio

174,97 Lutecio

103

Lr

(262) Laurencio

Metales Se caracterizan por presentar un brillo típico, ser dúctiles, buenos conductores de la electricidad y del calor. Casi todos son sólidos, a excepción del mercurio y del galio a temperatura ambiente. Además, forman fácilmente óxidos al combinarse con el oxígeno del ambiente. Sus usos son variados: como estructuras para las construcciones, en el caso del hierro; para elaborar cables conductores de la electricidad, en el caso del cobre; para fabricar utensilios de cocina por ser buenos conductores térmicos, como el aluminio, entre otros.

Envases de aluminio utilizados para contener bebidas gasificadas.

No metales En general, difieren de los metales en sus propiedades físicas, ya que carecen de brillo, no son dúctiles ni maleables, son malos conductores de la electricidad (excepto el carbono en el estado de grafito) y malos conductores del calor. Algunos se presentan como gases a temperatura ambiente. Tienen usos diversos en la industria; por ejemplo, el cloro, gas amarillo verdoso muy utilizado en la industria de los blanqueadores, forma compuestos como el hipoclorito de sodio, de fórmula NaClO, y el hipoclorito de calcio, Ca(ClO)2, utilizado para la desinfección de aguas de piscinas.

El carbón es en gran parte carbono. Muestra características importantes de los no metales, como fragilidad y fragmentación al ser golpeado.

76

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Metaloides Tienen propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Como ejemplos están el silicio y el germanio, semiconductores utilizados ampliamente en la industria electrónica.

Germanio Silicio Diodo de germanio

El germanio se emplea principalmente como semiconductor. También en forma de monocristales en espectros y detectores infrarrojos extremadamente sensibles. Se usa como detector de la radiación gamma y en quimioterapia en forma de compuestos organogermánicos, debido a su baja toxicidad y eficacia contra ciertas bacterias.

El silicio se usa para la fabricación de chips, semiconductores para pilas y otros materiales electrónicos pequeños y potentes. Cuando se mezcla con hierro forma acero, material de alta dureza; con el oxígeno forma óxidos útiles para la elaboración de vidrio. En medicina se usan siliconas con compuestos de silicio por sus características selladoras y lubricantes, que sirven para reemplazar partes del cuerpo, como las articulaciones.

Actividad propuesta 1. Responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué característica importante tiene la configuración electrónica de los elementos representativos que hace que estos sean diferentes a los otros grupos de elementos? b. En relación con la configuración electrónica, ¿cuál es la diferencia entre un elemento representativo y uno de transición? c. ¿Por qué los gases nobles son considerados elementos inertes? d. Analiza los elementos de la Tabla periódica y elabora una lista con aquellos que forman parte de materiales que utilices cotidianamente. Clasifícalos de acuerdo a la estructura electrónica de su último nivel.

Para grabar A partir de la Tabla periódica se puede obtener otra clasificación más general de los elementos. Esta es la de metales, no metales y metaloides.

2. Agrupa las siguientes configuraciones electrónicas en pares de acuerdo a su similitud en las propiedades químicas. Explica a qué se debe su relación. a. b. c. d.

e. f. g. h.

1s2 2s2 2p6 3s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 1s2 2s2 2p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

3. Completa la siguiente tabla:

1s2 2s2 2p4 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p3 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1

Elemento y símbolo

Nº atómico Z

Sodio Na

11

Configuración último nivel

Grupo y período

Clasificación Representativo

3s2 3p4 G14 y P2 10 Cloro Cl

2

6

2s 2p

17 4s2 3d6

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

77

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h r

Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis.

Pensamiento científico

Ciencia paso a paso Te invitamos a desarrollar la siguiente actividad, en la que deberás identificar la hipótesis formulada para un problema de investigación determinado. Junto con ello, trabajarás las distintas etapas del método científico.

3. Diseño experimental.

Planteamiento del problema

4. Obtención de resultados.

Seguramente, en la vida cotidiana reconoces elementos tales como el aluminio (Al) en los marcos de ventana y en el “papel” de aluminio, el cobre (Cu) en los cables eléctricos, el hierro (Fe) en los clavos y en los alambres, el carbono (C) en el grafito de tu lápiz o portaminas y el azufre (S) porque es un polvo amarillo, entre otros. Algunos de ellos son elementos metálicos y otros son no metálicos. Surge así una pregunta:

5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones

¿Qué es una hipótesis? Una hipótesis es una respuesta afirmativa y anticipada que relaciona las mismas variables del problema de investigación.

Pasos para formular una hipótesis

¿Cómo podremos distinguir entre elementos metálicos y no metálicos?

Formulación de hipótesis Si consideramos como variable que los elementos químicos presentan distintas propiedades, ¿cuál de las siguientes hipótesis responde el problema de investigación planteado? HIPÓTESIS 1: Los metales y los no metales se pueden distinguir tanto por sus propiedades físicas como por sus propiedades químicas. HIPÓTESIS 2: Los metales y los no metales se pueden distinguir por su configuración electrónica.

Paso 1: leer el problema de investigación. Paso 2: identificar las variables involucradas. Paso 3: relacionar las variables en una respuesta al problema de investigación.

Materiales – – – – – – – – – – – – – – –

Lija fina. Mechero. Trípode. Rejilla. Vasos de precipitado de 100 mL. Pipeta parcial de 10 mL. Guantes y lentes protectores. Al: papel de Al y/o moneda de un peso. Cu: en lámina y alambre. Fe: clavo y alambre. Mg: cinta de magnesio. C: grafito y carbón vegetal. S: azufre en barra o polvo. Disolución de HNO3 1:4 v/v Disolución de HCl 1:1 v/v

78

Diseño experimental EXPERIENCIA 1: para comprobar la hipótesis, realiza el siguiente procedimiento: 1. Se observan los materiales que son de aluminio, cobre, hierro, magnesio, carbón y azufre. 2. Se describen y registran las propiedades físicas: estado físico, color, brillo, maleabilidad y ductilidad. 3. Se limpian los materiales con la lija fina para observar si aparece brillo. EXPERIENCIA 2: completa la comprobación de la hipótesis realizando el siguiente procedimiento: 1. En un vaso de precipitado se coloca un trozo de uno de los materiales y se agrega cuidadosamente con una pipeta 5 mL de la disolución de HCl. 2. Observa si ocurre alguna reacción en la solución y si con la cambia el color. Si no ocurre nada, supervisión de tu profesor(a), se calienta suavemente con un mechero, y se coloca la solución sobre una rejilla o un calefactor eléctrico. Se realiza este procedimiento con todos los elementos de la lista y se anotan las observaciones. 3. Luego, se repite el procedimiento anterior usando la disolución de ácido nítrico HNO3 en vez de ácido clorhídrico HCl.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

Atención: Los ácidos que utilizarás en esta experiencia son fuertes y pueden quemarte la piel y destruir tu ropa. Por ello, debes trabajar con máxima precaución: utiliza guantes y lentes protectores. Al usar la pipeta, los ácidos no se aspiran, sino que se espera que estos suban por capilaridad. Sigue las instrucciones de tu profesor o profesora para la manipulación de los ácidos y para desechar los residuos. (Revisar Anexo página 222).

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Obtención de resultados Una vez realizados los experimentos, clasifica tus observaciones según correspondan a propiedades físicas o químicas. Resúmelas en una tabla y construye una como la siguiente: Propiedades Elemento (Nombre y símbolo)

Físicas Color

Brillo

Químicas Estado físico

Reacción con HCl Reacciona

Cambio de color

Reacción con HNO3 Reacciona

Cambio de color

Interpretación de resultados Analiza tus resultados y responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué elementos presentaron diferencias en sus propiedades físicas y químicas? ¿Cuáles tuvieron similitudes?

b. ¿Qué elementos no reaccionaron con HCl?

Esta tabla es solo una sugerencia para ordenar tus observaciones; por lo tanto, puedes agregar a ella otras apreciaciones. Por ejemplo, formación de gases, aparición de sólidos, cambio de temperatura, entre otras, siempre que estén clasificadas dentro de las propiedades que correspondan.

c. ¿Qué elementos reaccionaron con la solución de HNO3?

d. ¿Es suficiente esta información para diferenciar los elementos metálicos de los no metálicos?, ¿por qué?

e. De acuerdo a la información obtenida de la tabla, ¿podrías reordenar o clasificar en metales y no metales los elementos químicos utilizados? Explica y fundamenta tu respuesta.

Elaboración de conclusiones a. La hipótesis planteada inicialmente ¿es verdadera o falsa? ¿Por qué? Justifica tu respuesta mencionando la experiencia o resultado que la apoya. b. Comprueba que tu clasificación en metales y no metales de los elementos con que trabajaste sea correcta, ubicándolos en la Tabla periódica. Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

79

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h h

I.

Evaluación de proceso

Analizando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

Orígenes de la Tabla periódica

1 La hipótesis que se planteó Mendeleev para construir su Tabla periódica fue: A. El estado físico de los elementos es la propiedad esencial para poder ordenarlos y clasificarlos. B. La densidad es la propiedad con que se pueden clasificar los elementos. C. Los elementos se pueden ordenar según su masa atómica, ya que de esta propiedad dependen todas las demás. D. Las propiedades químicas de los elementos son invariantes; lo que cambia es la masa atómica. E. La masa atómica de los elementos es constante; solo cambian sus propiedades. 2 A medida que se iban descubriendo los elementos en la naturaleza y se observaban similitudes entre ellos, los científicos buscaron ordenarlos. ¿Qué nombre recibió la organización que propuso John Newlands? A. Tríadas. B. L ey de las octavas. C. Tabla periódica.

D. L ey periódica. E. Periodicidad química.

Descripción de la Tabla periódica

3 A partir de la Tabla periódica actual, se afirma que: A. cada período se inicia con un metal alcalino y termina con un gas noble, excepto el primer período. B. tiene 20 columnas y es recomendada por la IUPAC. C. las columnas se denominan períodos, y las filas, grupos. D. ella es la única forma que existe para visualizar los elementos químicos. E. ella está organizada según el orden creciente de la masa atómica. 4 Las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos son función periódica: A. B. C. D. E.

de la masa atómica. de la suma de electrones, protones y neutrones. del número atómico. de los electrones del último nivel energético. del número de neutrones.

5 El número de electrones de valencia de los elementos en un grupo de la Tabla periódica: A. es un valor constante. B. es igual al número que identifica al período. C. es igual al número de electrones del elemento que inicia al grupo. D. se incrementa al aumentar el período en el grupo. E. disminuye al descender en el grupo. 6 ¿A qué grupo y período pertenece un elemento con la siguiente configuración electrónica externa: 3s2 3p2x 3p2y 3p1z? A. B. C. D. E.

grupo 16, período 7. grupo 7, período 3. grupo 5, período 5. grupo 15, período 3. grupo 17, período 3.

7 La configuración electrónica [He] 2s2 2p3 que corresponde a un átomo neutro es: A. la configuración electrónica del neón. B. la configuración electrónica de un átomo que posee tres electrones de valencia. C. una forma abreviada de escribir la configuración electrónica del elemento Z = 7. D. la configuración electrónica de un elemento del grupo 3. E. la configuración electrónica de un elemento del período 3. 8 Los gases nobles se caracterizan por: A. B. C. D. E.

ser muy reactivos. tener el último nivel electrónico completo. aceptar fácilmente un electrón. formar moléculas diatómicas entre sí. formar moléculas gaseosas diatómicas.

9 Los no metales: A. B. C. D. E.

se ubican en el centro de la Tabla periódica. se ubican en el lado izquierdo de la Tabla periódica. reaccionan con ácidos, desprendiendo H2. son todos sólidos a la temperatura ambiente. son malos conductores del calor y de la electricidad.

Correctas:

80

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

Incorrectas:

Omitidas:

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

II. Responde las siguientes preguntas. Orígenes de la Tabla periódica

1 Une con una línea el nombre del científico con su contribución al ordenamiento de los elementos químicos: Científico

Contribución • Clasificó en tríadas los elementos con propiedades similares.

J. Newlands

• Postuló la ley de las octavas.

Henry Moseley

• Organizó los elementos de acuerdo al número atómico Z en la Tabla periódica.

D. Mendeleev

• Construyó la Tabla periódica y postuló que las propiedades de los cuerpos simples son funciones periódicas de las masas atómicas.

J. Döbereiner Descripción de la Tabla periódica

2 Analiza la figura y, a partir de ella, responde: H

He B

N

O

F

Ne

Al

Na K

C

Ca

Fe

Ba

Br

Au Hg

U

A. ¿Cuál o cuáles de estos elementos son representativos, de transición y de transición interna? B. ¿Cuáles pertenecen a un mismo grupo y cuáles a un mismo período? C. ¿Cuáles son gases nobles? D. ¿Cuáles son metales, cuáles no metales y cuáles metaloides? E. ¿Cuál de estos elementos tiene el mayor número atómico? ¿Qué importancia tiene este número en la Tabla periódica? Justifica tu respuesta.

Mi estado Anota el nivel de logro de tus aprendizajes hasta ahora y evalúa tu desempeño. Comprendo los fundamentos que llevaron a la creación de la Tabla periódica. Reconozco la clasificación de los elementos de la Tabla periódica en grupos, períodos, elementos representativos, de transición, de transición interna, metales, no metales y metaloides. Identifico el número atómico como el factor que ordena los elementos en la Tabla periódica. 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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habilidad

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h r

Propiedades periódicas de los elementos Hemos visto que los elementos de la tabla presentan una cierta repetición de sus propiedades. Debido a ello, reciben el nombre de propiedades periódicas de los elementos y dependen de la estructura electrónica de los átomos. Entre ellas destacan las siguientes: el radio atómico, el radio iónico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad. Para interpretar estas propiedades es necesario recurrir a dos conceptos fundamentales: la carga nuclear efectiva (Zef) y el apantallamiento. Analicemos lo que sabemos hasta ahora. En átomos neutros, la carga eléctrica es cero o neutra, ya que la cantidad de protones en el núcleo es igual a la cantidad de electrones en la envoltura. Sabemos que los electrones se distribuyen en diferentes niveles y subniveles energéticos a distancias cada vez mayores del núcleo atómico, según reglas muy definidas. Los protones del núcleo atraen a los electrones de la envoltura con distinta intensidad. Esta atracción depende, en lo fundamental, de la distancia entre el electrón y el núcleo y del tipo de orbital que ocupa el electrón. Entonces, el núcleo atrae a los electrones y estos a su vez se repelen entre sí. El resultado de la combinación de estos efectos se puede interpretar mediante los conceptos de carga nuclear efectiva (Zef) y de apantallamiento. La carga nuclear efectiva es la fuerza de atracción ejercida por el núcleo sobre el electrón más alejado del núcleo en un átomo determinado.

Átomo de sodio, Na.

11 p+ 12 nº

3s

El apantallamiento es el efecto que producen los electrones que se encuentran en los niveles energéticos más internos de un átomo, lo que reduce la atracción nuclear sobre el electrón más alejado. Este concepto se denomina también efecto pantalla.

Para comprender estas ideas consideremos el átomo del elemento sodio, 11Na. Este tiene 11 protones en su núcleo. La estructura de su envoltura electrónica implica 10 electrones ubicados en los niveles electrónicos más internos (1s2 2s2 2p6). El electrón número 11 se ubica en el subnivel 3s. Este electrón, más externo, experimenta una fuerza de atracción por el núcleo, que está atenuada por la carga de los electrones más internos. Se puede decir que este electrón experimenta el efecto de una carga nuclear efectiva menor que la real a causa del efecto de apantallamiento de las capas electrónicas más internas.

Actividad experimental Con frecuencia, cuando los conceptos que se estudian son muy abstractos, podemos recurrir al empleo de fenómenos similares más concretos y sencillos. En este caso, para comprender estos conceptos utilizaremos una analogía con la iluminación de una hoja con la luz de una linterna. 1. En una habitación oscurecida enciende una linterna y coloca una hoja de papel a 20 cm de la fuente de luz (linterna). A 10 cm de esta coloca un trozo de malla poco tupida, tipo encaje, o las que se utilizan en los toldos. Observa el paso de la luz con y sin la malla. Coloca dos, tres y cuatro trozos de malla o de diferentes telas, y observa en cada caso la iluminación sobre la hoja blanca. a. ¿Qué relación existe entre la iluminación sobre la hoja y el número de mallas que interceptan la luz? 2. Considerando esta analogía entre la carga nuclear efectiva y la iluminación que recibe el papel, identifica en esta actividad el rol de: a. La fuente de luz. b. La hoja de papel. c. El número de trozos de mallas.

82

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

Hoja de papel Malla Linterna

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Radio atómico

El radio atómico es una magnitud difícil de medir y de definir. Sin embargo, una descripción que permite estimar el valor del radio atómico lo define como la mitad de la distancia entre dos núcleos de un mismo elemento unidos entre sí. Estas distancias se determinan mediante técnicas de difracción de rayos X. Como el radio atómico es una propiedad periódica, su variación también lo es, tal como se observa en el gráfico Variación del radio atómico frente al número atómico.

Variación del radio atómico frente al número atómico 300

Cs

250

Radios atómicos en pm

Estrictamente hablando, el “tamaño” de un átomo es un concepto algo vago, ya que la nube de electrones que rodea al núcleo no tiene un límite definido. Por convenio, los átomos se consideran esféricos, y para conocer su tamaño se hace una estimación del valor de sus radios atómicos.

K

In

Ga

Li

Po Ru

Np

Hs

Cl F

50 0

Os

I

Br

100

Analicemos en particular los radios atómicos de los elementos del primer grupo y del segundo período para comprender la periodicidad del radio atómico. Para ello, observa la tabla Radios atómicos, cuyos valores están expresados en nm (1nm = 10 –9 m).

1 6 11 16 21 26 31 36 41 46 51 56 61 66 71 76 81 86 91 96 101 106 111

Imagen que muestra cómo varía en forma periódica el radio atómico, expresado en picómetro pm = 10–12 m, con el incremento del número atómico.

Número atómico

Radios atómicos 1

El radio atómico de los elementos del grupo 1 aumenta significativamente desde el litio al cesio, de modo que el radio del cesio casi duplica al del litio. Esto ocurre porque al bajar en un grupo, los electrones ocupan orbitales que están cada vez más lejos del núcleo. El resultado es que los radios atómicos aumentan, el número de electrones se eleva en ocho o 18 e incrementa en uno el número cuántico principal, n, de los orbitales de valencia de los átomos. Aunque el número de protones en el núcleo crece en igual cantidad, la carga nuclear efectiva permanece relativamente constante debido al efecto de apantallamiento. La atracción del núcleo sobre los electrones más externos se debilita, y en consecuencia, aumenta el radio atómico. Este análisis nos servirá para interpretar la variación de otras propiedades.

Es

Na

200 150

Fr

Rb

2

13

14

15

16

17

Li 0,152

Be 0,112

B 0,098

C 0,091

N 0,092

O 0,073

E 0,072

Na 0,186

Mg 0,160

Al 0,143

Si 0,132

P 0,128

S 0,127

Cl 0,099

K 0,227

Ca 0,197

Ga 0,135

Ge 0,137

Ag 0,139

Se 0,140

Br 0,114

Rb

Sr

0,248

0,215

In 0,166

Sn 0,162

Sb 0,159

Te 0,160

I 0,132

Cs

Ba

0,265

0,222

Ti 0,171

Pb 0,175

Bi 0,170

H 0,037

Observemos y analicemos ahora lo que ocurre en el período 3. Átomo Radio atómico (en Å) Configuración electrónica

Na

11

Mg

12

Al

13

Si

14

P

S

15

16

Cl

Ar

17

18

Número atómico aumenta

2,23

1,72

1,52

1,48

[Ne]3s1

[Ne]3s2

[Ne]3s2p1

[Ne]3s2p2

1,23

1,09

0,97

0,88

[Ne]3s2p3

[Ne]3s2p4

[Ne]3s2p5

[Ne]3s2p6

Radio atómico disminuye

Al desplazarnos desde el sodio al cloro, vemos un aumento de un protón en el núcleo y un electrón en la envoltura de cada átomo de estos elementos, donde ocurre una continua pero pequeña disminución del radio atómico. Esto se explica porque el siguiente electrón que le corresponde a cada átomo se encuentra en el mismo nivel energético y la carga nuclear efectiva es mayor. El electrón más externo experimenta una mayor atracción nuclear y se produce, en consecuencia, la contracción del radio a medida que crece el número atómico.

En esta imagen se incluye la configuración electrónica de cada elemento integrante del período 3 para que puedas ver con mayor claridad las variaciones del radio atómico. Importante: 1 Å (angstrom) equivale a 0,1 nm.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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e e

c c 1

Li+ 0,060 Na+

0,095 K+ 0,133

habilidad

h r Radios iónicos

2

13

Be2+ 0,031 Mg2+

Radio iónico 15

16

17

N3– 0,171

O2– 0,140

F– 0,136

S2–

Cl–

0,184

0,181

Se2–

Br –

0,198

0,195

Te2–

I–

0,221

0,216

Al 3+

0,065

0,050 Ga

Ca2+

El radio iónico, al igual que el radio atómico, aumenta a lo largo de un grupo y disminuye hacia la derecha en un período. Sin embargo, si observas la tabla Radios iónicos, cuyos valores están expresados en nm, verás que al pasar desde el Al3+ al S2– se produce un aumento abrupto en el radio iónico debido a que el S capta dos electrones, formando un anión en vez de un catión como Al3+. ¿Cómo se explica esto? Revisemos cómo varía el tamaño de los iones cuando son positivos o negativos.

3+

0,062

0,099

Los átomos pueden combinarse con otros para formar iones positivos o negativos, por lo que a menudo es útil medir sus tamaños, es decir, su radio iónico.

3+

Rb+ 0,148

In

Sr 2+

0,081

0,113

Cs+

Ba2+

0,169

0,135

Ti 3+ 0,095

Tamaño de los iones positivos

Tamaño de los iones negativos

Si un átomo pierde uno o más electrones, formando un ion positivo o catión, su radio iónico será menor que el radio atómico. Por ejemplo, el átomo de litio se transforma en un ion Li+ al perder el electrón de su última capa. Observa en la figura que el radio del ion Li+ es casi la mitad del radio del átomo neutro Li.

Si un átomo forma un ion negativo o anión al ganar uno o más electrones, su radio iónico será mayor que su radio atómico. Por ejemplo, el átomo de flúor se transforma en el ion fluoruro, F–, al ganar un electrón en su última capa. Observa en la figura que el radio del ion F– es más del doble que el del átomo neutro F.

Esto se debe a que en la formación de un ion positivo, un átomo neutro pierde electrones de la capa electrónica más externa y los que quedan son atraídos con más fuerza por la carga positiva del neutro.

Esto se debe a que, en la formación de un ion negativo, un átomo neutro gana electrones. Estos electrones adicionales aumentan las fuerzas de repulsión existentes entre ellos, lo que hace que su radio aumente.

Ion positivo

Ion negativo

Pierde 1 e–

Li (1,23 Å)

Gana 1 e–

Li+ (0,68 Å)

F (0,64 Å)

F– (1,36 Å)

Actividad modelada 1. Para reforzar tus conocimientos, analiza la siguiente actividad.

Ayuda El ángstrom, Å, es una unidad de longitud que se utiliza frecuentemente para expresar valores muy pequeños, como los atómicos. Sus equivalencias son: 1 Å = 0,1 nm = 100 pm = 10–10 m.

a. Compara el tamaño del átomo de oxígeno, O, con el del ion óxido, O2–. El número atómico del oxígeno es Z = 8. Solución.

Las configuraciones electrónicas del átomo neutro y del ion son, respectivamente: O → 1s2 2s2 2p4 O2– → 1s2 2s2 2p6 El ion O2– es mayor que el átomo neutro, ya que a pesar de que tienen los mismos protones en el núcleo, el O2– posee en la corteza dos electrones más que aumentan la repulsión electrónica y, por tanto, el tamaño atómico.

84

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Energía de ionización La energía de ionización (EI), que también se conoce como potencial de ionización, es la energía necesaria para separar un electrón ubicado en el nivel de más alta energía (el más externo) de un átomo neutro, gaseoso y aislado en su estado basal o fundamental, que es un estado de alta estabilidad. Como resultado de esto, se origina un ion gaseoso con una carga positiva (catión). Una manera de expresar esta información es la siguiente: X(g) + energía → X+(g) + 1e– En esta representación, la energía absorbida corresponde a la EI, cuya unidad es k J . mol Si el electrón está débilmente unido, la energía de ionización es baja; si el electrón está fuertemente unido, la energía de ionización es alta. Debido a que es posible extraer más de un electrón de un átomo, excepto en el caso del hidrógeno, que tiene uno solo, hay una serie de energías de ionización en los átomos, que se identifican como EI1 para el primer electrón que se extrae, EI2 para el segundo y así sucesivamente. Por ejemplo, para el Al(g), las tres primeras energías de ionización son las siguientes: Al+(g) + 1 e–

Al(g) + energía +

Al

(g)

2+

–

EI2 = 1.817 kJ/mol

Al3+(g) + 1 e–

EI3 = 2.745 kJ/mol

Al

+ energía

Al2+(g) + energía

EI1 = 578 kJ/mol

(g)

+ 1e

Ampliando memoria Siempre se requiere entregar energía para extraer electrones de un átomo. Esto significa que el proceso es endotérmico, es decir, en él se absorbe calor. Por lo tanto, el signo de la EI es positivo.

Analicemos estos datos, que son aplicables a todos los elementos: El valor de la EI de un elemento aumenta al extraer electrones sucesivos. El incremento entre la primera y la segunda energía de ionización es grande. Se requiere más energía para remover un electrón de un catión que de un átomo neutro. En general, cuando a un átomo se le han removido todos sus electrones de valencia, la remoción del siguiente electrón requiere la absorción de una gran cantidad de energía porque este electrón comparte la configuración electrónica de un gas noble. Para el caso del aluminio, es la del neón. Sabemos que la energía de ionización es una propiedad periódica; por lo tanto, debe variar periódicamente en los elementos. ¿De qué manera lo hace? Observemos el gráfico Variación de la EI frente al número atómico. En él se aprecia una clara periodicidad debido a que la EI depende de la configuración electrónica de los átomos y, por ende, del número atómico. • • • •

Variación de la EI frente al número atómico Primera energía de ionización (kJ / mol)

2500

He Ne

2000 Ar N

1500

Kr Xe

P

H

Zn As

Be

1000

Cd

Mg 500

Li 0

Na 10

K 20

Cs

Rb 30

40

50

Número atómico

El gráfico muestra la variación de la primera energía de ionización de todos los elementos en función del número atómico. Observa que los valores de EI más altos corresponden a los gases nobles. Esta elevada EI, originada por sus configuraciones electrónicas estables, explica el hecho de que la mayoría de los gases nobles sean químicamente inertes.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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habilidad

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Energía de ionización en la Tabla periódica La energía de ionización (EI) de los átomos depende de su estructura electrónica y de su posición en la Tabla periódica.

Ampliando memoria Anomalía de la variación de EI en el período 3. El electrón más externo del Al (aluminio) se encuentra en el nivel 3p. Por lo tanto, tiene mayor energía, por lo que se necesita agregar menos energía para removerlo que en el caso del Mg (magnesio).

Observa la variación de la primera energía de ionización en los bloques sp de la Tabla periódica que te mostramos a continuación: Variación de la Primera energía de ionización en el sp

Aumenta

En el S (azufre), su electrón más externo es el cuarto en el subnivel 3p, y al removerlo, deja este nivel con tres electrones p desapareados que tienen mayor estabilidad. Esta remoción requiere menos energía que la que se requiere para remover un electrón del P (fósforo), que ya tiene este subnivel a medio llenar (3p).

Aumenta

Aumenta

uac eval ión

Aumenta

En la imagen podemos observar la disminución de la energía de ionización de los elementos del grupo 1 al aumentar el número atómico. En el grupo, como lo hemos analizado, al pasar de un período a otro, el radio atómico se incrementa. Como disminuye la atracción del núcleo sobre los electrones más externos debido al efecto de pantalla, consecuentemente la energía necesaria para separar al electrón es menor.

El análisis anterior permite establecer un importante principio: los subniveles a medio llenar y totalmente llenos confieren al átomo una estabilidad adicional.

En la siguiente imagen se muestran los valores de EI1, las primeras energías de ionización expresadas en kilojoule por mol (kJ/mol) de los elementos del primer grupo y del tercer período.

Grupo

1

2

13

14

15

16

17

Período

1 2

3

3

11

Na 496

4

19

K

5

37

Rb 403

6

55

Cs

Li

520,5 12

Mg 738

13

Al

578

14

Si

787

15

P

1 012

16

S

1 005

17

Cl

1 251

418,8

375,7

Al analizar el período 3, se evidencia el incremento de la energía de ionización a medida que aumenta el número atómico. Esto ocurre porque el electrón externo está cada vez más cerca del núcleo (recuerda que el radio atómico disminuye en esas condiciones), por lo que experimenta una atracción cada vez más fuerte del núcleo atómico. Cuanto mayor sea la carga nuclear efectiva, mayor será la energía requerida para extraer un electrón. Sin embargo, se presentan dos anomalías: la energía de ionización del aluminio es inferior a la del magnesio y la del fósforo es levemente mayor que la del azufre. Esto se debe a la particular estructura electrónica del aluminio y del azufre (ver Ampliando memoria).

Para grabar La energía de ionización crece al avanzar en un período y disminuye al descender en un grupo.

86

En resumen, podemos afirmar que la energía de ionización aumenta al avanzar en un período debido a que disminuye el tamaño atómico y se incrementa la carga nuclear. En tanto, la energía de ionización disminuye al descender en un grupo debido a que aumentan la carga nuclear y también se incrementa el número de capas electrónicas, y por ende, está más apantallado.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Estrategia Para predecir si un elemento tiene una mayor o menor energía de ionización que otro, debes seguir los siguientes pasos: Paso 1

Ubicar los elementos en la Tabla periódica, encontrar su número atómico Z y determinar si pertenecen al mismo grupo, al mismo período o a grupos y períodos diferentes.

Paso 2

Escribir la configuración electrónica de ambos elementos y corroborar los niveles y subniveles energéticos de los átomos.

Paso 3

Si pertenecen al mismo grupo, el elemento que se ubique sobre el otro en el grupo tendrá un radio menor y una energía de ionización mayor, pues la atracción del núcleo es mayor.

Paso 4

Si pertenecen al mismo período, el elemento que se encuentre a la derecha del otro tendrá un radio menor y una mayor energía de ionización. La fuerza nuclear efectiva sobre los electrones de valencia es mayor.

Paso 5

Si pertenecen a grupos y períodos distintos, puedes predecir, de acuerdo a su ubicación en la Tabla periódica y a su estructura electrónica, cuál de ellos tiene el radio atómico mayor y, por lo tanto, ese elemento tendrá una menor energía de ionización.

Ejercicio resuelto L a fluorita es un mineral que se encuentra en la naturaleza en forma de cristales, está formado por la combinación de calcio y flúor, y se usa en la fabricación de abrasivos.

¿Cuál elemento tendrá la primera energía de ionización (EI1) menor: el flúor o el cloro? Solución: El número atómico del flúor es Z = 9 y el del cloro es Z = 17. Ambos pertenecen al grupo 17 de la Tabla periódica y presentan una configuración electrónica similar, con siete electrones de valencia: F: 1s2 2s2 2p5 (2p2x, 2p2y 2p1z )

9

Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 (3p2x 3p2y 3p1z )

17

Como se observa, el flúor pertenece al período 2 y el cloro al período 3. El radio atómico del cloro es mayor que el del flúor; por lo tanto, la atracción del núcleo sobre los electrones más externos es menor. Lo anterior implica que la energía de ionización EI1 del cloro es menor que la del flúor.

Actividad propuesta 1. Predice en los siguientes pares de elementos cuál de ellos tendrá la primera EI1 menor. Justifica cada una de tus respuestas. a. Oxígeno y azufre. b. Sodio y magnesio. c. Nitrógeno y oxígeno. d. Cesio y francio. 2. ¿Por qué la EI del Na (Z = 11) es 496 kJ/mol y la del Mg (Z = 12) es 738 kJ/mol? Razona tu respuesta.

El sodio es un metal corrosivo que al introducirlo en agua reacciona fuertemente y produce hidróxido de sodio, NaOH, el que se tiñe de fucsia al adicionarle un indicador llamado fenolftaleína. El NaOH es muy usado en la industria del papel, tejidos y detergentes.

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habilidad

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Afinidad electrónica o electroafinidad (EA) Se conoce como afinidad electrónica o electroafinidad (EA) a la energía asociada al proceso de adición de un electrón a un átomo neutro, gaseoso y aislado, que da lugar a la formación de un ion gaseoso negativo (anión). Una representación general de este proceso, en términos energéticos, es la siguiente: X(g) + 1e– → X –(g) + energía En esta representación, X designa a un átomo neutro, X – a un ion negativo y la energía liberada corresponde a la EA, cuya unidad es k J . mol Por convención, si en la adición de un electrón se desprende energía, la EA se considera negativa, y si se absorbe, la EA se considera positiva. Una característica importante de la afinidad electrónica de un elemento es que mientras mayor sea su valor, mayor será la tendencia del elemento a aceptar un electrón para formar un anión y mayor será la energía liberada, en lo que se conoce como proceso exotérmico. Veamos un ejemplo para un átomo de flúor. Tenemos lo siguiente: F(g) + 1e– → F –(g) + energía

Aumenta

Aumenta

Aumenta

kJ mol

En esta representación, se demuestra que cuando el átomo de flúor gana un electrón, se desprenden 328 kJ/mol. La afinidad electrónica del flúor tiene un valor negativo que, según convención, indica la liberación de energía en el proceso. Es importante considerar que mientras más energía libera un átomo al captar un electrón, más estable será el anión que se forma.

Electroafinidad en la Tabla periódica

Aumenta

EA = –328

Sin embargo, no todos los átomos aceptan fácilmente un electrón. El Be, por ejemplo, tiene una EA = + 241 kJ/mol. El signo positivo indica que para aceptar un electrón se requiere agregar energía al sistema. Este valor positivo de la EA se puede explicar analizando la configuración electrónica del elemento: Be: 1s22s2 4

Los elementos buscan adquirir estabilidad acercando su configuración electrónica a la del gas noble más cercano. En el caso del berilio, este requiere perder dos electrones para adquirir la configuración del gas noble He. Lo mismo ocurre con todos los elementos de los grupos 1 y 2. Variación de afinidad electrónica frente al número atómico Be

Mg

200

Afinidad electrónica (kJ / mol)

Ca 100 0

Ne

N

He

Ar P

Al -100

H

Li

D

B

K

Na Sl S

C -200 -300 -400

F 0

Cl 10

Número atómico

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Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

15

20

En general, la EA en los elementos de la Tabla periódica aumenta al subir en un grupo y al desplazarse hacia la derecha en un período, es decir, los valores de la EA se hacen más negativos. Los elementos del extremo superior derecho de la Tabla periódica, tales como flúor y oxígeno, tienen electroafinidades negativas grandes, mientras que los del extremo inferior izquierdo, como cesio y rubidio, tienen electroafinidades negativas pequeñas. En el gráfico, se observa que el grupo de los halógenos presenta los mayores valores negativos de la EA, lo que es de esperar si consideramos que en un período esos elementos son los que tienen la mayor carga nuclear efectiva y el radio atómico más pequeño. Puede observarse, también, que los gases nobles presentan el mayor valor positivo de la EA, lo que significa que hay que entregar gran cantidad de energía para lograr que un átomo de gas noble capture un electrón, debido a la alta estabilidad de su configuración electrónica.

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Electronegatividad Una de las formas en que los átomos se pueden combinar es compartiendo un par de electrones para formar un enlace químico (enlace covalente). Esta tendencia de los átomos se conoce como electronegatividad (EN), y es una medida de la capacidad que tiene un átomo de un elemento para atraer, en un enlace químico covalente, a los electrones compartidos con otros átomos. Mientras mayor es la electronegatividad de un elemento, mayor es su capacidad para atraer los electrones compartidos. El químico norteamericano Linus Pauling fue el primero en desarrollar una escala numérica para la electronegatividad de los elementos químicos, la escala de Pauling. Esta escala es la más utilizada y se expresa en unidades arbitrarias: al elemento más electronegativo se le asigna el valor 4,0, que corresponde al flúor (F), mientras que el elemento menos electronegativo, el cesio (Cs), tiene un valor de 0,7, que comparte con el francio (Fr). ¿Cómo se explica esta relación? Cuando el flúor se une a otro elemento debe compartir electrones con él. Estos electrones están siempre más cerca del flúor o incluso se los apropia totalmente, formando iones F–. Con el cesio ocurre todo lo contrario, pues cuando este se une a otros elementos, los electrones del enlace se separan del átomo o incluso los pierde totalmente, que es lo más habitual, originando iones Cs+. Observa la variación y algunos valores de la EN de los elementos químicos en la Tabla periódica:

Aumenta

Aumenta

Valores de la electronegatividad para algunos elementos

Aumenta

Aumenta

Variación de la electronegatividad

H 2,1 Be Li 1,0 1,5 Mg Na 0,9 1,2 V Ti Sc Ca K 1,6 1,6 0,8 1,0 1,3 Nb Zr Y Sr Rb 1,4 1,6 0,8 1,0 1,2 Ta Hf La Ba Cs 1,3 1,5 0,7 0,9 1,1 Ac Ra Fr 0,7 0,9 1,1

F O N C B 4,0 3,0 3,5 2,0 2,5 Cl S P Si Al 3,0 2,1 2,5 1,5 1,8 Br Se As Ge Ga 2,8 Zn 2,4 Cu Ni 1,8 2,0 Co 1,6 Fe 1,6 Mn I 1,9 Cr Te 1,8 Sb 1,8 Sn 1,8 In 1,5 2,5 Cd 1,6 2,1 Ag Pd 1,8 1,9 Rh 1,7 Ru 1,7 Tc At Mo 1,9 P0 2,2 Bi Pb 2,2 2,2 Ti 1,9 2,2 Hg 1,8 2,0 Au 1,9 Pt 1,8 Ir 1,8 Os 1,9 Re 2,4 W 2,2 2,2 2,2 1,9 1,7

Como se muestra en las tablas, dentro de un período (de izquierda a derecha) la electronegatividad aumenta con el número atómico y disminuye a lo largo de un grupo a medida que aumenta el número atómico. Según esto, los elementos más electronegativos son los halógenos (F, Cl, Br, I), que pertenecen al grupo 17 y se ubican en el extremo derecho de la Tabla periódica. Los menos electronegativos son el cesio (Cs) y el francio (Fr). Podemos hacer un interesante análisis sobre la EN en períodos y grupos a partir de esta tabla y de la información que ya manejamos: a lo largo de un período disminuye el radio atómico y la carga nuclear efectiva aumenta; por lo tanto, aumenta la capacidad del átomo para atraer electrones compartidos con otro átomo. En un grupo, en cambio, a medida que se desciende, el radio atómico aumenta, la carga nuclear efectiva disminuye y, en consecuencia, también disminuye la electronegatividad.

Actividad modelada 1. Analiza la siguiente actividad para reforzar tu aprendizaje. a. En base a la posición del silicio y del cloro en la Tabla periódica, predice cuál de los dos es más electronegativo.

Ampliando memoria La electronegatividad es un concepto que los químicos utilizan para describir cualitativamente el grado de polaridad en un enlace y las consecuencias de esto en la polaridad de una molécula. La polaridad es una propiedad que poseen las moléculas y representa la distribución de las cargas eléctricas en ellas, que dependen de los átomos y de los enlaces que las conforman.

Respuesta. Ambos elementos pertenecen al tercer período, donde el cloro ocupa una posición más hacia la derecha. Como la EN aumenta a lo largo de un período, el cloro debe ser más electronegativo que el silicio.

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Propiedades de los grupos y configuración electrónica Hemos visto que los elementos de un grupo tienen propiedades químicas similares debido a que la configuración electrónica del último nivel energético es la misma. Analicemos ahora algunas de estas propiedades en los grupos de los elementos representativos.

Metales alcalinos (G1) y alcalinos térreos (G2) Los metales alcalinos y los alcalinos térreos son muy reactivos, es decir, tienen una gran capacidad de reaccionar químicamente con otros compuestos. Los alcalinos térreos son menos reactivos que los alcalinos y ninguno de ellos se encuentra libre en la naturaleza; solo existen formando compuestos.

Actividad propuesta 1. Aplica tus conocimientos para responder las siguientes preguntas. a. Escribe la configuración electrónica global externa de todos los elementos de estos dos grupos. b. ¿Cómo son los valores de EI de estos elementos en relación con los de los demás elementos? ¿A qué se debe la reactividad de estos metales? Se debe a que los electrones del último nivel energético se pierden con mucha facilidad en los grupos 1 y 2, para adquirir la configuración del gas noble del período anterior. Los metales alcalinos forman cationes con carga +1, y los alcalinos térreos con carga +2. Metales alcalinos

Metales alcalinos térreos

Estos metales reaccionan vigorosamente con agua y generan gas hidrógeno (H2) e hidróxidos en solución. Estas reacciones son muy exotérmicas, y en muchos casos se produce el calor suficiente para encender el H2 y generar fuego o una explosión. Es más violenta en los últimos elementos del grupo, pues estos retienen con menor fuerza su único electrón de valencia.

L a reacción del potasio (K) con el agua es tan vigorosa que el hidrógeno desprendido se enciende.

Reacción química entre el potasio y el agua: 2K (s) + 4H2O (ℓ) → H2 (g) + 2KOH (ac) + Energía

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Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

Estos metales presentan una creciente reactividad al descender en el grupo, la que se manifiesta en su comportamiento frente al agua. Por ejemplo, el Be no reacciona con agua ni con vapor de agua; el Mg, en cambio, reacciona con vapor de agua (H2O(g)) para formar óxido de magnesio e hidrógeno. Pero desde el Ca hacia abajo, los elementos en el grupo reaccionan fácilmente con agua a temperatura ambiente, aunque no violentamente como los alcalinos.

L os trozos del magnesio reaccionan con el agua, al aplicar temperatura, desprendiendo H2, que se hace evidente por la presencia de burbujas.

Reacción química entre el magnesio y el agua: Mg (s) + 2H2O (g) → H2 (g) + 2MgO (s)

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Grupo del aluminio (G13) Todos los elementos de este grupo cuentan con tres electrones de valencia, ya que la configuración electrónica del último nivel es ns2 np1. Cuando forman compuestos iónicos, presentan una carga +3, como el Al3+. Veamos algunos ejemplos. El primer elemento de este grupo es el boro (B), que es un metaloide. Se encuentra en la naturaleza en los boratos de sodio hidratados, como el bórax, Na2B4O5(OH)4 • 8H2O. La química de este elemento es bastante diferente de la de los otros miembros del grupo debido a su tamaño y a la distancia que separa a los electrones de valencia del núcleo. El aluminio es el tercer elemento más abundante en la tierra, después del oxígeno y del silicio. Por su baja densidad, es un metal ideal para fabricar estructuras ligeras. Su superficie se recubre con una capa de óxido, Al2O3, que lo protege de la corrosión posterior.

L as propiedades del aluminio lo hacen un material muy provechoso: es muy dúctil, ligero, resistente a la corrosión, impermeable, inodoro, entre otras, y lo mejor, es que se puede reciclar cuantas veces se desee sin que pierda sus características.

Grupo del carbono (G14) Los elementos de este grupo tienen cuatro electrones de valencia ns2 np2. El elemento carbono es un no metal que se presenta en la naturaleza en formas cristalinas alotrópicas, como diamante y grafito, y en múltiples estados amorfos, como el hollín. Su propiedad química más importante es la capacidad de enlazarse entre sí y generar largas cadenas de átomos, lo que da origen a una gran cantidad y variedad de compuestos. Por la importancia de este elemento, su estudio se desarrolla en un área especial de la química, denominada Química del Carbono o Química Orgánica.

Ayuda Los alótropos son formas diferentes de un mismo elemento en el mismo estado de agregación.

Otro elemento muy importante de este grupo es el silicio, que, al igual que el germanio, es un metaloide. Como óxido, SiO2, el silicio forma cristales de cuarzo de gran tamaño. También está presente en rocas, arenas, arcillas y diversas piedras preciosas, como esmeralda, topacio y granate. El control de la corriente eléctrica en la tecnología moderna de comunicación, como radios, televisores, fax, computadores, teléfonos, entre otros, se consigue a través de dispositivos semiconductores incorporados en los circuitos integrados. La gran mayoría de estos dispositivos están hechos de silicio muy puro, que es aislante. A este se le agregan pequeñísimas cantidades de otros elementos de los grupos adyacentes, encontrándose, por ejemplo, silicio dopado con arsénico o con boro. ¿Para qué se le agregan estas impurezas? Un cristal de silicio puro es aislante. Sus cuatro electrones de valencia se utilizan para formar la red del cristal. Al añadir As (arsénico) como impureza, que tiene cinco electrones de valencia, se produce un cristal con exceso de electrones o ”donador de electrones”. Si se adiciona B (boro), con tres electrones externos, se tiene un cristal “aceptor de electrones”. Todo esto permite transformar al silicio puro aislante en un semiconductor.

El silicio es utilizado en diversos dispositivos. En la imagen, una placa con chips de silicio.

Fotografía microscópica del silicio puro, captada con un microscopio de efecto túnel.

Fotografía de silicio dopado con plomo, captada con un microscopio de efecto túnel. Compárala con la del silicio puro. ¿Varía el ordenamiento de los átomos? Explica.

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Grupo del nitrógeno (G15) Estos elementos tienen cinco electrones de valencia: ns2np3. Los más comunes son los no metales nitrógeno N2 y el fósforo P4, gas y sólido, respectivamente. El nitrógeno constituye el 78 % en volumen de la atmósfera terrestre, donde está presente en forma de molécula diatómica, N2, la que es muy poco reactiva. L os compuestos de nitrógeno no abundan en la corteza terrestre, siendo los depósitos de KNO3 (salitre en la India) y NaNO3 (salitre en Chile) los principales. El fósforo existe en formas alotrópicas, como el fósforo blanco, P4, y el rojo, que es amorfo. En la naturaleza se encuentra en minerales que contienen fosfatos (PO43–).

Elementos calcógenos (G16) y halógenos (G17) Los elementos de estos dos grupos son no metales y tienen seis y siete electrones en su último nivel, respectivamente.

Actividad propuesta 1. Aplica tus conocimientos para responder lo siguiente: a. Escribe la configuración electrónica global externa de todos los elementos de estos dos grupos. b. ¿Cómo son los valores de EN de estos elementos en relación con los de los demás? De su configuración electrónica y de los valores de las electronegatividades se deduce que estos elementos aceptarán fácilmente electrones de otros elementos para adquirir la configuración estable de gas noble. El flúor se utiliza para obtener hexafluoruro de uranio, UF6, compuesto con el que se logran separar dos isótopos de uranio con el objetivo de obtener combustible para los reactores nucleares. También se utiliza flúor como materia prima para fabricar teflón, y el ácido fluorhídrico se usa para grabar el vidrio.

El O2 tiene una fuerte tendencia a atraer electrones de otros elementos. En combinación con los metales, casi siempre está presente como ion óxido, O2–. Este ion es muy estable y tiene la configuración del gas noble (Ne). El azufre (S) tiende a formar sulfuros que contienen el ion S2–. La mayor parte del S en la naturaleza se encuentra como sulfuro metálico. Los halógenos tienen afinidades electrónicas muy negativas, es decir, gran tendencia a aceptar electrones de otros elementos para formar iones llamados halogenuros. Al igual que el O2, estos elementos están constituidos por moléculas diatómicas: F2, Cl2, Br2, I2. El flúor y el cloro son más reactivos que el bromo y el yodo. Como ejemplo, el flúor reacciona muy exotérmicamente con agua, lo que genera ácido fluorhídrico y oxígeno. El cloro reacciona lentamente con el agua, así origina soluciones acuosas relativamente estables de ácido clorhídrico y ácido hipocloroso. Los halógenos también reaccionan directamente con los metales, lo que da paso a la formación de iones de halogenuros que son muy solubles en agua.

El cloro es materia prima en la industria de plásticos, disolventes, refrigerantes, pesticidas y fibras. En la imagen, hipoclorito de sodio, derivado del cloro que se encuentra comúnmente en los hogares.

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El yodo es esencial para el organismo, ya que se une a un aminoácido natural y forma hormonas que son producidas por la glándula tiroides.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

El bromo y el yodo se aplican en la fabricación de películas fotográficas, pesticidas y aditivos alimenticios.

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Propiedades periódicas: resumen A continuación, y a modo de resumen, se presenta un esquema que muestra la variación de las propiedades periódicas estudiadas con el aumento del número atómico. Considera que la variación de las propiedades periódicas es más continua en los elementos representativos que en los elementos de transición y, en estos, es más continua que en los elementos de transición interna. Esto se debe a las particularidades de la estructura electrónica de los átomos, que son las que determinan sus propiedades físicas y químicas.

Electronegatividad

Radio atómico

Radio atómico

Afinidad electrónica

Energía de ionización

Propiedades periódicas en la tabla

Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

Te proponemos las siguientes actividades para que refuerces tu aprendizaje acerca de las propiedades periódicas de los elementos.

Actividad propuesta 1. Compara los metales y los no metales en cada uno de los siguientes aspectos: a. Signos de los iones monoatómicos (de un átomo) que forman. b. Su posición en la Tabla periódica. c. Variación de sus energías de ionización. 2. El litio, el sodio y el potasio son elementos muy reactivos que no se encuentran en estado elemental en la naturaleza. Explica la causa de ello. 3. En la siguiente tabla se muestran las primeras energías de ionización de dos elementos, que llamaremos A y B.

Elemento

Energía de ionización (kJ/mol) Primera

Segunda

Tercera

A

737

1.450

7.732

B

520

7.297

11.810

a. A la luz de estos datos, ¿qué iones formarán con facilidad estos elementos? b. ¿A qué grupos de la Tabla periódica pertenecen? Fundamenta tu respuesta. 4. Los gráficos muestran la variación de ciertas propiedades físicas a lo largo de un período o al descender en un grupo de la Tabla periódica. Analiza qué gráfico puede representar: a. La electronegatividad del N, O, F y Ne. b. El radio atómico del Be, Mg, Ca y Sr. c. La energía de ionización de Be, Mg, Ca y Sr. d. El número de electrones de valencia del O, S, Se y Te.

I

II

III

IV

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Los recursos minerales en Chile Chile posee grandes recursos minerales distribuidos a lo largo de su territorio. A través de su historia, gran parte de su economía ha estado basada en la extracción y exportación de estos recursos. Así, la minería ha sido desde siempre la principal actividad productiva y la encontramos agrupada en dos categorías: no metálica y metálica. Minería no metálica

Cobre

Minería metálica

Esta minería está orientada a la extracción de recursos que son utilizados principalmente en la industria y ganadería. Estos recursos se pueden subdividir en recursos salinos, que incluyen al salitre, yodo, carbonato de litio, cloruros de sodio y potasio; materiales de construcción y cerámicos, como carbonato de calcio, yeso, arcilla, cemento y cal, entre otros, y materias primas, como azufre, yodo, talco, caolín, sulfato de sodio, diversos silicatos y otros.

Comprende la extracción y comercialización de cobre, oro, molibdeno, plomo, hierro, manganeso, cinc y plata. Los más importantes son el cobre y el molibdeno, que se obtiene como subproducto de la producción de cobre.

Revisemos, como ejemplos de estas categorías, la minería del cobre y del litio.

Minería del cobre Yeso

Desde el punto de vista económico, en la producción de cobre en Chile se puede distinguir una Gran Minería, una Mediana Minería y una Pequeña Minería. Los yacimientos de cobre pueden ser de cobre nativo, que corresponde a cobre metálico de gran pureza, o de cobre mineralizado, que se encuentra en forma de minerales oxidados o sulfurados. Los grandes yacimientos en Chile son de cobre mineralizado. Aquí se obtiene el cobre a partir de minerales oxidados y sulfurados. En la siguiente tabla te mostramos algunos ejemplos de cada uno. Minerales oxidados

Minerales sulfurados

Óxidos: cuprita, Cu2O, y melaconita, CuO.

Sulfuros: calcocina, Cu2S, y covelina, CuS.

Carbonatos: malaquita, CuCO3· Cu(OH)2, y azurita, 2CuCO3· Cu(OH)2. Cerámica Plata

En línea Puedes visitar los siguientes sitios webs para aprender más acerca de la minería del cobre. https://www.codelcoeduca.cl http://www.procobre.org Recuerda que las páginas webs o sus contenidos pueden variar.

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Silicatos: crisocola, CuSiO3·2H2O, y dioptasa, CuSiO3· H2O.

Sulfuros dobles: calcopirita, CuFeS2, y bornita, Cu5FeS4.

El contenido de cobre que pueden tener estos minerales es variable. La ley de cobre o ley de fino representa el porcentaje de cobre contenido en el mineral. Si un mineral, como en la Gran Minería, posee una ley que fluctúa entre el 1 % y 1,8 %, significa que por cada mil kilos de mineral hay 10 kg o 18 kg de cobre.

Actividad propuesta Forma un grupo con tus compañeros y compañeras para estudiar los procesos de extracción del cobre y sus usos y aplicaciones de este material en el transporte, en la conducción de la energía, en la construcción y, además, sus propiedades bactericidas. Elabora un informe para exponerlo frente al curso.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

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Minería del litio Actualmente, Chile es el principal país productor de litio. Posee el 70 % de las reservas mundiales y participa con el 40 % de la producción total. Se obtiene del Salar de Atacama, que es uno de los mayores salares del planeta, con una extensión de aproximadamente 3.000 km2. Este mineral es utilizado en ámbitos tan variados como la industria del aluminio y la industria farmacéutica. ¿Cómo se obtiene el litio? Bajo la corteza del desierto existen depósitos líquidos de salmuera de litio que son bombeados a la superficie. Esta salmuera, constituida principalmente por carbonato de litio (Li2CO3), es luego esparcida en lagunas de evaporación, donde el agua se volatiliza, y deja un barro de salmuera con altas concentraciones de litio. A partir de este barro, el litio es finalmente deshidratado por completo y exportado alrededor del mundo.

Salar de Atacama, principal reserva de litio en Chile y una de la mayores del mundo.

¿Qué usos tiene el litio? Tal vez has escuchado en más de una oportunidad hablar del litio cuando se mencionan tipos de pilas o algunos tratamientos médicos contra trastornos psiquiátricos. Si bien es cierto que la explotación de este mineral es relativamente nueva en el mundo, actualmente existe un gran auge en torno a él, debido a sus variadas aplicaciones. De acuerdo a algunos estudios, el litio jugará un papel estratégico a futuro debido al desarrollo tecnológico de las baterías de iones de litio (Li+), lo que ha significado que este mineral se convierta en un insumo prácticamente insustituible en la vida moderna. De hecho, cada uno de los miles de millones de celulares, computadores personales, herramientas eléctricas, agendas electrónicas o reproductores MP3 necesitan baterías de litio para su funcionamiento. Incluso, la producción a gran escala de automóviles híbridos y eléctricos se basa en baterías de litio. También se utiliza en la fabricación de vidrios y cerámicas especiales, y en medicina para el tratamiento de enfermedades como la bipolaridad, pues ayuda a la estabilidad emocional del paciente. Estos son solo algunos ejemplos de la diversidad de usos de este mineral. ¿Cuáles son las propiedades del litio? El litio, al igual que todos los metales alcalinos, es un sólido metálico blando, con alta conductividad térmica y eléctrica. Tiene una densidad muy baja (0,53 g/cm3). Su baja energía de ionización refleja la gran facilidad con que pierde su último electrón o electrón de valencia para formar iones con carga +1 (Li+). Por lo tanto, el litio y todos los metales alcalinos y alcalinos térreos existen en la naturaleza como compuestos. Estos metales pueden obtenerse haciendo pasar una corriente eléctrica a través de una de sus sales fundidas, en un proceso denominado electrolisis. ¿Por qué se utiliza litio en la tecnología de las baterías actuales? El litio es un elemento preferido para construir baterías secundarias, conocidas como baterías recargables, gracias a su densidad extraordinariamente baja, al pequeño tamaño de sus átomos y a su bajo potencial de ionización.

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Historial Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.

Orígenes de la Tabla periódica La “ley periódica de los elementos químicos” se remonta a principios de s. XIX, cuando varios científicos ordenaron y clasificaron los 63 elementos químicos conocidos hasta entonces. En 1865, Mendeleev formuló esta ley de la siguiente manera: “Las propiedades de los cuerpos simples, así como la fórmula de sus compuestos, son funciones periódicas de las masas atómicas de los elementos”. Publicó además su Tabla periódica, basada en los pesos atómicos de los elementos, la que es muy similar a la tabla moderna. La ley periódica moderna o ley de Moseley fue formulada en 1912 y postula que las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos (Z) y no de las masas atómicas. Mendeleev 1836 – 1907

Págs. 68 a 71

Moseley 1887 – 1915

Descripción y clasificación de los elementos de la Tabla periódica En la Tabla periódica, los elementos se ordenan en columnas denominadas grupos, que reúnen en el último nivel energético elementos de igual número de electrones y de propiedades químicas muy similares, y en filas llamadas períodos o series, que agrupan elementos del mismo número de niveles energéticos. De acuerdo a la configuración electrónica del nivel más externo, los elementos se clasifican en: • Elementos representativos (ns1 → ns2 y ns2np1→ ns2 np5): grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17. • Elementos de transición ((n –1) d1→9 ns2): grupos 3 al 12. • Elementos de transición interna: tienen solo el subnivel f incompleto. Se encuentran entre los grupos 3 y 4, no se clasifican en grupos y corresponden a la serie de los lantánidos y actínidos. • Elementos inertes o gases nobles (ns2 np6, excepto el He que es 1s2): grupo 18.

Tabla periódica de los elementos Capacidad

Configuración electrónica

s1

s2

d1

d2

d3

d4

d5

d6

d7

d8

d9

d10

p1

p2

p3

p4

p5

p6

Grupo

Orbitales

Período

1

2

1s

8

2s2p

8

3s3p 4s3d4p

18

5s4d5p

Li

4

6,94 Litio

Na 22,99 Sodio

19

K Rb 85,47 Rubidio

55

32 6s4f5d6p

Cs Fr (223) Francio

Mg

24,31 Magnesio

20

Ca 40,08 Calcio

38

H

Símbolo

1,01 Hidrógeno

Sr

56

Ba 137,34 Bario

88

Ra (226) Radio

Negro - sólido Azul - líquido Rojo - gas Violeta - artificial

21

Sc

22

44,96 Escandio

39

Y 88,91 Itrio

57

La

40

Ac (227) Actinio

72

Hf 178,49 Hatnio

104

Rf

(261) Rutherfordio

Configuración electrónica

Ce 140,12 Cerio

90

Th 232,04 Torio

24

V

50,94 Vanadio

41

73

74

Ta

180,95 Tántalo

W

25

Sg

43

75

5

231,04 Protactinio

Nd

144,24 Neodimio

92

U 238,03 Uranio

Tc Re Bh

Ru

76

Os

Pm Np

(237) Neptunio

45

Rh

77

Ir Mt

(268) Meitnerio

Sm Pu

46

Eu 151,96 Europio

95

(244) Pulonio

Am

(243) Americio

29

Pd

78

47

Pt Ds

(281) Darmstadtio

79

Gd Cm (247) Curio

Au Rg

(272) Roentgenio

Zn

Tb 158,93 Terbio

97

Bk (247) Berkelio

31

65,41 Cinc

48

Cd

80

49

6

C 12,01 Carbono

14

Si

Hg

In

81

Tl

7

N

Ge Sn 118,71 Estaño

82

Pb

204,38 Talio

P

O

As

S

Sb

83

Bi

Cl

Se

52

Te

Br

53

I

84

Po

85

At (210) Astato

Ar 39,95 Argón

36

Kr 83,80 Criptón

54

126,90 Yodo

(209) Polonio

Ne 20,18 Neón

18

79,90 Bromo

127,60 Teluro

208,98 Bismuto

10

35,45 Cloro

35

78,96 Selenio

121,76 Antimonio

207,19 Plomo

F 19,00 Flúor

17

32,07 Azufre

34

74,92 Arsénico

51

9

16,00 Oxígeno

16

30,97 Fósforo

33

72,64 Germanio

50

8

14,01 Nitrógeno

15

28,09 Silicio

32

114,82 Indio

200,59 Mercurio

112

Ga 69,72 Galio

112,41 Cadmio

Xe 131,29 Xenón

86

Rn (222) Radón

Uub

(285) Ununbium

f8 65

157,25 Gadolinio

96

Ag

196,97 Oro

111

f7 64

30

107,87 Plata

195,09 Platino

110

Cu 63,54 Cobre

106,4 Paladio

f6 63

150,35 Samario

Ni 58,71 Níquel

192,22 Iridio

109

f5 62

94

28

102,91 Rodio

(277) Hassio

(147) Promecio

93

Hs

Co 58,93 Cobalto

190,23 Osmio

108

f4 61

27

101,07 Rutenio

(264) Bohrio

Al

26,98 Aluminio

Fe

44

B 10,81 Boro

13

55,85 Hierro

186,21 Renio

107

f3 60

Pa

26

(98) Tecnecio

(266) Seaborgio

f2

Pr

140,91 Praseodimio

Mn

54,94 Manganeso

183,85 Volframio

106

Db

(262) Dubnio

91

Mo

95,94 Molibdeno

105

59

Cr 52,00 Cromo

42

Nb 95,91 Niobio

f1 58

Lantánidos 6 Actínidos 7

Zr

23

91,22 Circonio

138,91 Lantano

89

Ti 47,87 Titanio

He 4,00 Helio

Metales Metaloides No metales Gases nobles

*Un número entre paréntesis indica el número de la masa atómica del isótopo de la vida más larga conocido .

87,62 Estroncio

132,91 Cesio

87

1

Masa atómica Nombre

Be 9,01 Berilio

12

39,10 Potasio

37

32 7s5f6d7p

Número atómico

1,01 Hidrógeno

3

11

18

2

H

f9 66

Dy

f10 67

162,50 Disprosio

98

Cf

(251) Californio

Ho 164,93 Holmio

99

Es

(252) Einstenio

f11 68

Er 167,26 Erbio

100

Fm

(257) Fermio

f12 69

f13 70

Yb

101102

Md

No

(258) Mendelevio

(259) Nobelio

Tm 168,93 Tulio

f14 71

Lu

173,04 Iterbio

174,97 Lutecio

103

Lr

(262) Laurencio

Págs. 72 a 77

Propiedades periódicas de los elementos Algunas de las propiedades de los elementos químicos varían en forma periódica. Estas son el radio atómico, la energía de ionización, la electronegatividad y la afinidad electrónica. Electronegatividad

Afinidad electrónica

Radio atómico

Radio atómico

Energía de ionización

Propiedades periódicas en la tabla

Energía de ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

96

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

Al analizar las propiedades de los elementos representativos y su configuración electrónica, encontramos que los metales alcalinos (G1) y alcalinos térreos (G2) son muy reactivos, ya que pierden con facilidad los electrones del último nivel energético, y que los elementos del G13 presentan tres electrones de valencia y sus propiedades metálicas aumentan al descender en el grupo. A partir del G14 se manifiestan las propiedades no metálicas de los elementos, aumenta la electronegatividad y hay tendencia a captar electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble del período. Págs. 82 a 93

Modelamiento de pregunta PSU

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cargando disco Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta tipo PSU. Luego, compara tu respuesta con el análisis de las alternativas que se encuentran más abajo. 1 En el siguiente esquema de la Tabla periódica, los elementos representativos se ubican en las zonas señaladas con los números: A. B. C. D. E.

1y2 1y4 2y3 1y3 5y2

1

2

3

4

5

A continuación, analicemos las respuestas. A. Incorrecta. Es correcto que en la zona 1 se sitúan algunos de los elementos representativos, pero en la zona 2 se encuentran los elementos de transición. Los elementos representativos se caracterizan por presentar todos sus niveles energéticos completos, a excepción del último. En cambio, los elementos de transición presentan el penúltimo subnivel d y/o el último nivel s incompletos. Los elementos de transición se agrupan entre los grupos 3 y 12. La alternativa es incorrecta. B. Incorrecta. En la zona 4 se ubican los gases nobles y corresponden a los elementos que tienen su nivel energético completo. Por ello, esta alternativa es incorrecta. C. Incorrecta. En esta respuesta, tal como en la alternativa A, se mezclan la zona 2, de los elementos de transición, con la 3, que corresponde al resto de los elementos representativos. La zona 2 hace incorrecta esta alternativa.

D. Correcta. Los elementos representativos corresponden a los de estas zonas, la 1 y la 3. Las configuraciones electrónicas más externas son ns1 para los elementos alcalinos y ns2 para los alcalinos térreos de la zona 1. Las de la zona 2 son ns2 p1 hasta ns2 p5 para los grupos 13, 14, 15, 16 y 17. En la Tabla periódica, ambas zonas aparecen separadas por los elementos de transición a partir del período 4, en que el subnivel (n – 1)d se presenta incompleto. La alternativa es correcta. E. Incorrecta. Ya hemos visto que la zona 2 corresponde a los elementos de transición y esto hace incorrecta la respuesta, pero, además, la zona 5 corresponde a los elementos de transición interna, las series de los lantánidos y de los actínidos.

Entonces, la alternativa correcta es la D. A

B

C

D

E

1

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

97

uac eval ión

en co n t i do

habilidad

e e

c c

h r

I.

Evaluación final

Verificando disco

Marca la alternativa que consideres correcta. 1 Mendeleev ordenó su Tabla periódica de acuerdo a: A. las propiedades de los elementos y el número atómico de estos. B. las propiedades de los elementos y sus masas atómicas. C. la configuración electrónica y la masa atómica. D. la configuración electrónica y el número atómico. E. la configuración electrónica y la composición de los óxidos. 2 En la Tabla periódica actual, los elementos están ordenados de acuerdo a: A. B. C. D. E.

sus masas atómicas. los electrones de valencia. su número atómico. el número másico. la cantidad de neutrones.

3 Imagina que la siguiente figura es una parte de la tabla donde se muestran propiedades periódicas.

¿Cuál de las siguientes sería una propiedad no periódica? A. B. C. D. E.

La forma de las figuras. El tamaño de las figuras. El número de líneas internas. El color de las figuras. La forma de las áreas internas.

4 ¿Cuál de los siguientes elementos es un gas noble? A. Ar. B. N2.

C. H2. D. O2.

E. F2.

5 Los elementos con la configuración electrónica externa ns2 son: A. B. C. D. E.

98

los alcalinos. los alcalinos térreos. los halógenos. todos los gases nobles. los de transición.

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

6 La serie de los lantánidos y actínidos se encuentran, respectivamente, en los períodos: A. B. C. D. E.

3y4 2y3 4y5 5y6 6y7

7 La mayoría de los no metales tienen las siguientes propiedades: A. Baja energía de ionización y buena conductividad eléctrica. B. Baja energía de ionización y mala conductividad eléctrica. C. Alta energía de ionización y mala conductividad eléctrica. D. Alta energía de ionización y buena conductividad eléctrica. E. Baja energía de ionización y aislantes de la electricidad. 8 En la Tabla periódica, los elementos se ordenan en columnas denominadas grupos y en filas llamadas períodos. De acuerdo a esta información, es correcto afirmar que: A. los elementos que pertenecen a un grupo presentan propiedades químicas muy diferentes. B. los elementos que pertenecen a un período tienen el mismo número de electrones en el último nivel energético. C. al descender en un grupo, el número de electrones de valencia incrementa en una unidad, consecutivamente. D. en un mismo grupo, los elementos tienen igual número de electrones en el último nivel, y en un período, el mismo número de niveles energéticos. E. los elementos de un período se caracterizan por tener propiedades químicas similares. 9 ¿En qué grupo están ubicados algunos de los elementos representativos? A. B. C. D. E.

Grupo 4. Grupo 3. Grupo 18. Grupo 17. Grupo 8.

0 1 10 En la Tabla periódica, los átomos de todos los elementos del grupo 16 tienen el mismo número de: A. B. C. D. E.

C. 15. D. 13.

E. 3.

1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 ¿Qué información se puede inferir con este único dato? El número de neutrones del elemento. La cantidad de neutrones de sus átomos. El período al que pertenece en la Tabla periódica. La masa molar del elemento. Ninguna de las anteriores.

13 ¿Qué elemento formará un ion cuyo radio iónico es mayor que su radio atómico? A. Potasio. B. Litio.

C. Magnesio. D. Bario.

E. Flúor.

14 ¿Cuáles de los siguientes grupos contienen metales, metaloides y no metales? A. 1 y 2. B. 13 a 18.

C. 14 y 15. D. 17 y 18.

E. 3 a 12.

15 ¿Cuáles de las siguientes son características del litio? I. ll. lll. lV. A. B. C. D. E.

Elemento ubicado en el grupo 3, período 2. No metal. Usado para enfermedades siquiátricas. Se utiliza para fabricación de baterías.

l y ll l, ll y lll ll, lll y lV lll y lV l, ll y lV

4 4

5 5

C. P. D. B.

E. Li.

A. B. C. D. E.

el radio atómico disminuye. los elementos se hacen más metálicos. la energía de ionización disminuye. la energía de ionización es constante. la electronegatividad disminuye.

18 En relación con la electroafinidad de los metales alcalinos térreos, se puede decir que:

12 Se sabe que un elemento químico posee la siguiente configuración electrónica:

A. B. C. D. E.

3 3

17 Al desplazarse de izquierda a derecha en un período de la tabla:

11 Si la configuración electrónica en el último nivel energético de un elemento X es 3p5, se puede afirmar que su ubicación en la Tabla periódica corresponde al grupo: A. 14. B. 17.

2 2

16 ¿Cuál de los siguientes elementos tiene el radio más pequeño? A. N. B. Na.

electrones de valencia. protones. niveles de energía. neutrones. electrones.

1 1

A. no se pueden hacer generalizaciones sobre esta propiedad. B. los elementos alcalinos térreos tienen baja electroafinidad. C. en los elementos alcalinos térreos aumenta proporcionalmente. D. la electroafinidad de estos metales es nula. E. la electroafinidad en este grupo es mayor que la del grupo 15. 19 El sodio y el potasio son metales muy reactivos, por eso se mantienen en parafina. ¿Qué pasará si entran en contacto con oxígeno o con agua? A. B. C. D. E.

Reaccionarán suavemente. Ganarán electrones. No pasará nada. Perderán electrones. Formarán aniones.

20 ¿En qué grupo y en qué período de la Tabla periódica se ubica el elemento que posee esta configuración? A. B. C. D. E.

Grupo 1, período 2. Grupo 7, período 3. Grupo 1, período 3. Grupo 1, período 1. Grupo 2, período 1.

1s2 2s2 2p6 3s1

21 El elemento que presenta esta configuración electrónica es: 1s2 2s2 2p6 3s1 A. no metal. B. C. D. E.

metal. gas noble. elemento de transición. el azufre.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

99

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h h

Evaluación final - Pensamiento científico

II. Analiza la siguiente situación experimental, con énfasis en la formulación de hipótesis, y luego responde: Un grupo de estudiantes ha experimentado y observado que la mayoría de los metales no reaccionan con agua. Sin embargo, su profesor o profesora les realiza un experimento en clase en el que les demuestra que un pequeño trozo de sodio, Na, reacciona vigorosamente con agua y genera H2 (g) y NaOH (ac). Según lo observado, los estudiantes se plantean la siguiente pregunta: ¿Por qué el sodio, Na, que es un metal, reacciona tan fácilmente con agua? Los estudiantes, se basan en el siguiente procedimiento para responder esta pregunta: 1. Ubican el elemento sodio en la Tabla periódica. 2. Escriben la configuración electrónica del último nivel energético del Na. 3. Buscan en las tablas y figuras del texto el valor de la energía de ionización para el Na y la comparan con el valor de otros metales, como magnesio, Mg, aluminio, Al, hierro, Fe, cobre, Cu y plata, Ag. Completa los datos de la siguiente tabla y responde las preguntas que se plantean a continuación. Elemento

Grupo al que pertenece

Estructura electrónica último nivel

Energía de ionización (kJ/mol)

Na Mg Al Fe

766,21

Cu

744,9

Ag

730,51

1 Compara la configuración electrónica del Na con la del resto de los elementos. ¿Qué observas? 2 Relaciona estas configuraciones con la energía de ionización de los elementos. ¿Cuál es más alta?, ¿qué significa esto? 3 Observa el grupo al que pertenecen los elementos. ¿Qué relación tiene con la EI y la configuración electrónica de cada uno? 4 Según el análisis realizado, ¿cuál de ellos es más reactivo?, ¿cuál menos? Explica y fundamenta tu respuesta. A continuación, te presentamos dos hipótesis posibles para esta experiencia. Escoge entre ellas la que consideres correcta. HIPÓTESIS 1 El Na retiene con más fuerza a su único electrón de valencia porque necesita adquirir la configuración de gas noble debido a su estructura electrónica y energía de ionización. HIPÓTESIS 2 El Na retiene con menos fuerza a su único electrón de valencia para adquirir más estabilidad debido a la estructura electrónica del último nivel energético y a su energía de ionización. 5 ¿Es válida la hipótesis que escogiste?, ¿por qué? 6 ¿A qué conclusión o conclusiones llegaron los estudiantes al analizar los resultados?

100

Unidad 2 • La Tabla periódica de los elementos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cerrar sesión I.

Revisa tus respuestas de alternativas.

Pregunta

Contenido evaluado

1 2

Habilidad

Origen de la Tabla periódica.

4

Recordar

5

Recordar

6

Recordar

7

Revisa las páginas 68 a 71 de tu texto.

3

Comprender Recordar Recordar

11

Comprender

12

Comprender

13

Comprender

14

Recordar

15

Recordar

16

Comprender

18

Remediales

Recordar Descripción de la Tabla periódica y clasificación de los elementos.

10

17

Logro alcanzado

Recordar Analizar

9

Mi revisión

Recordar

3

8

Clave

Propiedades periódicas y recursos minerales.

10

Comprender Comprender

19

Aplicar

20

Aplicar

21

Aplicar

Revisa las páginas 72 a 77 de tu texto.

Revisa las páginas 82 a 95 de tu texto.

8

II. Revisa tus respuestas de la actividad procedimental. Pasos del método

Formulación de la hipótesis

Criterios

Respuesta

Consideré correcta la hipótesis 1 y no justifiqué mi respuesta.

Incorrecta

Consideré correcta la hipótesis 2, pero no expliqué que la elevada reactividad del Na se debe a que retiene con mayor fuerza su último electrón de valencia.

Parcialmente correcta

Consideré correcta la hipótesis 2. Expliqué que la elevada reactividad del Na se debe a que retiene con mayor fuerza su último electrón de valencia y que esto se puede confirmar conociendo la configuración electrónica del elemento y su energía de ionización.

Correcta

Mi estado Marca el nivel de logro de tus aprendizajes dentro de la unidad usando la simbología dada después de la tabla. Evaluación sección

Inicializando

Analizando disco

Verificando disco

Mi estado final 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

101

Unidad

3

nlaces químicos Cl–

Na+

un cristal de sal

¿Para qué?

102

¿Dónde?

Las etapas del método científico.

Reconocer los componentes de un diseño experimental y organizar los datos obtenidos para así desarrollar habilidades de pensamiento científico.

Páginas 104, 105, 124, 125 y 138

Los distintos tipos de enlaces, su geometría molecular y las fuerzas intermoleculares que intervienen.

Comprender el comportamiento de los átomos y moléculas en la formación de distintos compuestos al unirse por medio de enlaces iónicos, covalentes y metálicos, y reconocer la distribución espacial que adoptan cuando lo hacen y las fuerzas intermoleculares que mantienen unidas a las moléculas.

Páginas 106 a 115, 118 a 123 y 126 a 131

Nomenclatura inorgánica.

Reconocer la forma en la que se nombran los compuestos inorgánicos y cómo se obtiene esta información a partir de su fórmula química.

Páginas 132 y 133

Unidad 3 • Enlaces químicos

1

3

5

Abrir sesión La imagen central de esta página corresponde a uno de los depósitos de sal más grandes del mundo. Se formó en la cordillera central de Colombia y es llamado el domo de sal de Zipaquirá. Los muiscas, pueblo indígena que habitó este territorio, lo utilizó primitivamente, pero luego las minas de sal fueron explotadas con fines económicos. La sal es un compuesto que tiene en su estructura un metal y un no metal. Es una sustancia sólida formada por pequeños cristales que se rompen con facilidad y que al encontrarse en estado sólido no conduce la electricidad, pero si está disuelta en agua, sí lo hace. Con la ayuda de las imágenes de estas páginas, responde: 1. ¿Conoces la fórmula química de la sal? ¿Hay una sola o existen muchas? 2. ¿Está formada por diferentes átomos? ¿Cómo te imaginas la unión entre ellos? 3. ¿Por qué crees que la sal se disuelve en agua?

Acercamiento a un cristal de sal.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

103

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h h

Evaluación inicial - Pensamiento científico

Inicializando

Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es el diseño experimental?

La fuerza que mantiene unidos a los átomos y les permite formar una gran variedad de sustancias ha sido motivo de diversas investigaciones. Por ejemplo, alquimistas medievales diseñaron técnicas e instrumentos acordes a la época, para indagar sobre las propiedades de la materia. Pero solo fue hasta el siglo XlX, con el experimento de la electrolisis del agua, realizado por Nicholson y Carlisle, que se encontraron algunos indicios del carácter eléctrico que presenta la unión entre los átomos. Nicholson y Carlisle realizaban investigaciones sobre la construcción de pilas y el mejoramiento de la carga eléctrica en ellas, cuando observaron un comportamiento extraño en el agua potable al aplicarle energía eléctrica. Se sabía entonces que el agua estaba compuesta por hidrógeno y oxígeno, mas no se conocía cómo se enlazaban para formar compuestos.

El diseño experimental es una secuencia de pasos que se planifica anticipadamente con el fin de comprobar la validez de la hipótesis formulada para un problema de investigación. En este diseño se deben considerar experiencias que pongan a prueba las variables en estudio.

Planteamiento del problema

¿Qué es la obtención de resultados?

Los científicos, además, se plantearon la siguiente hipótesis:

Es una etapa que se genera del desarrollo del diseño experimental, en la que se registran los cambios ocurridos en las variables estudiadas y que darán respuesta a la pregunta inicial de investigación.

Pasos para diseñar un experimento Paso 1: tener planteado un problema de investigación y formulada la hipótesis. Paso 2: identificar las variables del problema de investigación y de la hipótesis, y determinar cómo se relacionan entre sí. Paso 3: establecer los materiales y los procedimientos necesarios para comprobar la hipótesis según el objetivo del experimento. Paso 4: poner a prueba el diseño experimental.

Pasos para obtener resultados Paso 1: presentar los datos obtenidos del trabajo experimental de forma ordenada según el tipo de información que arroja. Se pueden utilizar, por ejemplo, tablas y gráficos. Paso 2: organizar los resultados obtenidos de manera que su análisis sea comprensible.

104

Unidad 3 • Enlaces químicos

Con estas observaciones, los científicos Nicholson y Carlisle se preguntaron: Al aplicarle energía al agua potable, ¿se separan sus componentes?

Formulación de hipótesis

Si el agua potable se separa en sus componentes al aplicarle energía eléctrica, entonces es posible romper la unión entre el hidrógeno y el oxígeno por medio de electricidad. Electrolisis

Diseño experimental De acuerdo con sus observaciones al problema de investigación y a la hipótesis formulada, Nicholson y Carlisle decidieron elaborar su diseño experimental. Su idea era montar un circuito con una pila, que entregaría electricidad, unida a un amperímetro que se usa para medir la intensidad de la corriente eléctrica y a dos electrodos. Luego conectarían los cables del electrodo con carga positiva o ánodo y los del electrodo con carga negativa o cátodo. Introducirían estos electrodos en un recipiente con agua destilada y dejarían pasar la corriente a través de ella. Una vez pensado cómo procederían, debían comenzar el experimento, para lo que necesitaban materiales y reactivos. ¿Cuáles serían estos? Completa el cuadro con la lista de materiales y reactivos necesarios para este experimento. Materiales

Reactivos

Fuente de poder Ánodo

Cátodo

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Una vez ordenados los materiales y reactivos, ¿cuál será el procedimiento que se seguirá? Completa la siguiente tabla considerando la idea que tenían Nicholson y Carlisle para comprobar la hipótesis: Pasos del procedimiento

Actividad realizada

Paso 1Montar un circuito con una pila unida a un amperímetro y a dos electrodos. Paso 2 Paso 3 Paso 4 Después de completar la tabla, contesta las siguientes preguntas. a. ¿Para qué era necesario montar un circuito eléctrico? b. ¿Por qué se introdujeron los electrodos en el agua potable? c. ¿Cuál es la función del ánodo y el cátodo? d. ¿Existe algún paso en el diseño experimental que pueda ser omitido o todos son igual de importantes?

Molécula de agua Átomo de oxígeno

Obtención de resultados Después de pasar la electricidad a través del agua, los científicos observaron el desprendimiento de burbujas alrededor de los electrodos (ver Ayuda) con una intensidad alta en el polo negativo y media en el positivo. Analizaron cada polo y hallaron un elemento distinto en cada uno. Completa la tabla con los datos que faltan, según los resultados obtenidos: Electrodos

Producto después del paso de la electricidad

Cátodo (polo negativo)

Hidrógeno

Ánodo (polo positivo)

Oxígeno

H 2O Átomo de hidrógeno

Átomo de hidrógeno

Intensidad de burbujas

a. ¿Qué pasaría si los científicos se equivocan al registrar el polo donde se encontró el elemento? b. ¿Cuál es la importancia de registrar correctamente los resultados de un experimento?

Interpretación de resultados A partir de los resultados, responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué significan las burbujas y qué relación tienen con la cantidad de átomos de cada elemento de la molécula de agua potable? b. Si el hidrógeno se desplazó hacia el cátodo, ¿qué carga presenta? c. Si el oxígeno se desplazó hacia el ánodo, ¿qué carga presenta? d. ¿Qué observaron los investigadores cuando sometieron el agua potable a una corriente eléctrica? e. Si en lugar de medirle la conductividad al agua potable, la midieras a otros materiales, ¿debería cambiar el diseño experimental? ¿Por qué?

Elaboración de conclusiones A partir de los resultados, responde las siguientes preguntas: a. ¿El experimento permite comprobar la hipótesis? Explica elaborando tu conclusión. b. ¿Qué estudiaban los científicos inicialmente y qué descubrieron? ¿Qué puedes concluir de esta situación?

Ayuda El agua es un compuesto formado por la unión de átomos de oxígeno e hidrógeno. Cuando estos se separan mediante una electrolisis, liberan H2 y O2.

Mi estado En esta actividad: ¿Reconocí los componentes del diseño experimental? ¿Comprendí la importancia de registrar correctamente los resultados de un experimento?

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

105

uac eval ión

en c o n t i do

e

c

habilidad

Enlace químico ¿Por qué los objetos hechos de metales como el cobre y el aluminio son buenos conductores eléctricos y, en cambio, los plásticos, que no conducen la electricidad, son utilizados como materiales aislantes? Los científicos plantean que las propiedades y el comportamiento de las sustancias químicas dependen, en gran medida, de la manera en que están unidos sus átomos. ¿Cómo es esto? Observa las distintas sustancias representadas en las imágenes que se encuentran más abajo. Puedes ver que están constituidas en agrupaciones de átomos que se diferencian por el número y tipo de átomos que las conforman y por cómo estos se disponen en el espacio. Si te fijas en el agua y en el diamante, notarás que sus átomos son distintos y también su ordenamiento. Esto hace presumir que las uniones o enlaces entre ellos presentan diferencias que determinan las características de cada uno.

Molécula de agua

Diamante

Cable eléctrico formado por cobre y un plástico aislante.

OH Átomo de carbono

Existen dos tipos de agrupaciones de átomos: las moléculas y los cristales. Las moléculas están formadas por un número definido de átomos, generalmente pequeño, y los cristales o redes cristalinas están formados por un número variable de átomos, iones o moléculas, generalmente muy grande, que se ordenan formando una estructura tridimensional regular.

En la molécula de agua puedes identificar dos tipos de átomos, los de hidrógeno (H) y el de oxígeno (O). Verás que al unirse adoptan una distribución espacial particular, lo que junto a otros factores, confiere al agua propiedades particulares, como por ejemplo, su alto punto de ebullición.

En el caso del diamante, los átomos que lo forman son solamente átomos de carbono (C). Al unirse, estos átomos se disponen en una red cúbica tridimensional, lo que otorga características específicas a este material, como su dureza.

Como puedes ver, existen uniones entre los átomos de las sustancias químicas que determinan sus características. Estas uniones se logran a partir de fuerzas denominadas enlaces químicos. Se han elaborado algunas teorías y modelos sobre el enlace químico para comprender y explicar las propiedades de las sustancias químicas. A partir de estos modelos, se distinguen distintos tipos de enlaces. Según los elementos que se unen y las características del compuesto formado, pueden ser iónicos, covalentes o metálicos. Verás en detalle cada uno de ellos en esta unidad, pero primero debes comprender en qué consiste y cómo se explica la existencia del enlace químico entre los átomos.

Actividad propuesta

CI– K+

1. El diamante y el grafito están formados por carbono puro. ¿Por qué son tan diferentes? Diamante

106

Unidad 3 • Enlaces químicos

Grafito

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

¿Por qué se unen los átomos? En la naturaleza, solo algunos elementos se presentan como átomos libres y aislados. Estos son los gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn), elementos muy estables que no reaccionan con otros. Las demás sustancias químicas normalmente se encuentran enlazadas químicamente con otros átomos: pueden unirse con átomos diferentes y formar compuestos, como es el caso del agua (H2O) y del cloruro de sodio (NaCl), o con átomos iguales, y así formar elementos, como en el caso del oxígeno (O2) y el nitrógeno (N2). ¿Por qué se unen los átomos? Porque al enlazarse adquieren un estado de menor energía, lo que les da mayor estabilidad. Esto se logra gracias a que entran en juego fuerzas para permitir que la energía disminuya y los átomos se queden unidos.

La unión de átomos iguales da origen a elementos como el O2, que está formado por dos átomos de oxígeno.

En la siguiente imagen, se muestra lo que ocurre con la energía cuando se unen dos átomos.

Evolución de los sistemas físicos Energía

Distancia de enlace

Distancia H – H

H H

Energía mínima posible

H

H

H2

El sistema formado por dos átomos de hidrógeno evoluciona hacia un estado de mínima energía, en el que los dos átomos se sitúan a una distancia determinada. Cuando dos átomos se aproximan, su energía alcanza un valor mínimo, denominado energía de enlace. La distancia a la que se produce ese mínimo es la longitud de enlace, y corresponde a la distancia que existe entre los núcleos de dos átomos enlazados. Si quisiéramos romper el enlace entre dos átomos y tenerlos por separado, deberíamos utilizar una energía equivalente a su energía de enlace. Por lo tanto, la energía de enlace representa la interacción que mantiene unidos a los átomos y que es necesario romper para separarlos. La siguiente tabla muestra la longitud de enlace en nanómetros (nm) y la energía de enlace en kJ/mol para enlaces simples y dobles de los elementos carbono y oxígeno.

Enlace

Longitud de enlace (nm)

Energía de enlace (kJ/mol)

C–C

0,154

347

C=C

0,134

614

O–O

0,148 1 46

O=O

0,121495

Si analizamos la tabla y comparamos la energía de cada tipo de enlace, podemos notar que son distintas para cada elemento. ¿Existe alguna relación entre esta energía y la longitud del enlace? Si comparas ambos parámetros en un elemento, notarás que mientras menor sea la longitud de enlace, mayor es la energía del mismo, y que los enlaces simples son menos energéticos que los dobles ¿Ocurre lo mismo al hacer esta relación entre los elementos? Sí, existe la misma relación; sin embargo, los enlaces entre átomos de carbono tienen mayor energía que los de oxígeno debido, entre otros factores, al radio atómico. Son diversas las variables que influyen en el enlace químico de los átomos. Lo más importante por considerar es que para mantener la unión de dos átomos, la energía utilizada es la energía mínima posible y que a medida que los átomos se separan, la energía de enlace aumenta, como se ve representado en el gráfico de esta página.

Para grabar El enlace químico corresponde a la unión entre dos o más átomos para construir un agrupamiento estable. Este agrupamiento se mantiene si la energía que se requiere para unirlo es menor que la que se necesita para separarlo.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

107

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e

c

h

Pensamiento científico

¿Cómo se produce el enlace químico? Formulando explicaciones según conceptos y teorías

Una idea de la unión entr tomos postulaba que tenían ganchos, y que dependía de su número la estabilidad del elemento.

Saber cómo se unen los átomos fue una interrogante que se plantearon por mucho tiempo los científicos. A principios del siglo XIX, y aplicando la idea de un átomo indivisible, comienzan a elaborar las primeras hipótesis para resolver este problema. Es así que se imaginan a los átomos como esferas compactas dotadas de ganchos que les permitían unirse unos a otros. Según esta teoría, algunos elementos podían tener uno, dos, tres o más ganchos, con lo que surgió la necesidad de clasificar dichos elementos según el número de ganchos que poseían. ¿A qué crees que correspondían esos ganchos? Eran lo que conocemos actualmente como electrones de valencia. En 1908, y en base a las investigaciones de J.J. Thomson sobre los átomos, el químico alemán William Richard Abegg (1869 – 1910) plantea una nueva hipótesis, la que establece que los átomos no se enlazan por medio de ganchos, sino que utilizan los electrones como “pegamento” de unión entre átomo y átomo. Como ves, el concepto de electrón propuesto por J.J. Thomson dio una luz para explicar cómo se une un átomo a otro. Aunque faltaban cosas por descubrir, la hipótesis de Abegg fue aceptada por la comunidad científica de la época y permitió a otros científicos continuar avanzando en el conocimiento del enlace químico.

8 p+ 8 nº

8 p+ 8 nº

Representación de dos átomos de oxígeno enlazados mediante electrones que forman una molécula de oxígeno gaseoso (O2), sustancia vital para la vida.

El estudio de la estructura electrónica de los átomos de los gases nobles aportó una valiosa información que ayudó a los científicos a comprender cómo y por qué se unen los átomos. Es así que en 1913, el científico danés N. Bohr, mediante su teoría sobre la estructura de los átomos, postula que los átomos de los gases nobles siempre poseen ocho electrones de valencia, excepto el helio, que tiene solo dos, tal como se observa en las siguientes figuras: Helio

Neón

Argón

2 p+ 2 nº

10 p+ 15 nº

18 p+ 22 nº

Configuración electrónica: 1s2 ns2

Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 ns2 np6

Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 ns2 np6

Como la distribución de los electrones determina las propiedades químicas de un elemento, la especial configuración electrónica externa de los gases nobles (ns2 np6) fue considerada como la evidencia de su estabilidad y su escasa reactividad con otros elementos. ¿Qué relevancia tiene este descubrimiento? Lo veremos a continuación.

Actividad propuesta 1. Aplica tus conocimientos sobre los modelos atómicos y, con la información entregada en esta página y responde: a. ¿Cuál es la importancia del descubrimiento de Thomson para explicar la formación del enlace químico? b. ¿Qué conceptos y teorías están detrás del planteamiento de Bohr sobre los gases nobles? Incorpora en tu explicación el aporte de todos los científicos que consideres importantes.

108

Unidad 3 • Enlaces químicos

0 1 El descubrimiento de la relación entre la distribución de los electrones y las propiedades químicas de un elemento llevó a los científicos a formular la siguiente idea: “Los átomos de los elementos químicos se enlazan para alcanzar una configuración electrónica externa similar a la del gas noble más cercano en la Tabla periódica”. G. Lewis observó que algunos elementos que contenían ocho electrones en su nivel de valencia eran más estables que los que no presentaban esta característica. De estas observaciones, pudo concluir que los átomos con menos de ocho electrones en su último nivel de energía se unen con otros para compartirlos y conseguir ocho electrones en su nivel de valencia. Este principio, propuesto en 1916 por G. Lewis y Walter Kossel, se conoce como regla del octeto, y aunque no es general para todos los átomos y presenta algunas excepciones, es útil porque sirve para predecir el comportamiento de muchas sustancias. Analicemos como ejemplo el cloro, Cl. El número atómico del cloro es 17; por lo tanto, su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5.

Cloro Al átomo le falta un electrón para cumplir con la regla del octeto.

Los electrones de valencia son siete (3s2 3p5). Esto implica que al cloro le falta un electrón para completar su octeto, tal como se observa en la figura.

Electrones de valencia

Para el caso del helio, que tiene solo dos electrones de valencia, se planteó la regla del dueto, según la cual los átomos de los elementos hidrógeno, H, litio, Li, y berilio, Be, se enlazan para alcanzar la configuración electrónica de este gas noble. Analicemos como ejemplo el litio, Li. El número atómico del litio es 3; por lo tanto, su configuración electrónica es 1s2 2s1.

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Ampliando memoria A continuación, te presentamos algunas aplicaciones de los gases nobles: He: El helio se emplea como gas de flotación en globos de investigación atmosférica o militares y zepelines publicitarios. Ne: El neón se emplea para fines publicitarios, por su luz de tonalidad rojo-anaranjado cuando es estimulado por una corriente eléctrica. Ar: El argón se usa dentro de lámparas incandescentes porque no reacciona con el filamento interior aun a altas temperaturas y presiones. En tubos fluorescentes, genera un color verde-azul.

Litio El átomo pierde su electrón de valencia con facilidad.

El litio tiene un solo electrón de valencia (2s1), que pierde con facilidad para alcanzar la configuración del gas noble helio (He) y cumplir con la regla del dueto, tal como se observa en la figura.

Electrón de valencia

Esta interacción entre los átomos, que pretende cumplir con la regla del dueto o del octeto, permite la formación de diversos enlaces y de variados compuestos, y es la base de lo que se sabe hoy sobre los enlaces iónicos y covalentes. En estas páginas has podido comprobar que el enigma de entender cómo se produce el enlace se fue resolviendo a partir de las teorías y conceptos sobre el átomo, que fueron la base para explicar cómo se enlazan los elementos químicos.

Actividad propuesta 1. A partir de lo leído, responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué descubrimiento permite desarrollar la regla del octeto?, ¿cuál la del dueto? b. ¿Cuál es la importancia del descubrimiento de este tipo de relaciones entre los átomos? 2. Analiza cuáles de los siguientes elementos presentan dos u ocho electrones en su último nivel de energía, determina los electrones que necesita cada elemento para alcanzar su octeto o su dueto y el gas noble al que se asemeja. Xenón, fósforo, cloro, neón, hierro, helio, calcio, bromo, silicio, nitrógeno, boro, carbono, estroncio, litio, astato, flúor.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Los símbolos de Lewis de los átomos Has aprendido que los enlaces químicos son el resultado de la interacción de fuerzas entre los átomos y que esto determina las características de cada sustancia. También sabes que, independientemente del tipo de enlace de que se trate, los electrones intervienen activamente en esta unión. ¿Qué electrones son los que participan en la formación de los enlaces? Son los electrones más externos de los átomos, llamados electrones de valencia. Para representar en forma simple la formación de los enlaces químicos, G. Lewis, químico norteamericano, creó una simbología especial que muestra los electrones de valencia de los átomos. El símbolo de Lewis o estructura de Lewis para un elemento consiste en el símbolo del elemento químico y la ubicación a su alrededor de puntos o cruces que representan los electrones de valencia del átomo. Por ejemplo, para el nitrógeno (7N), el símbolo de Lewis es el siguiente:

Los enlaces entre los átomos determinan las características de las sustancias formadas.

Ayuda Para repasar la regla de Hund, puedes volver a la página 54 de tu texto.

Ampliando memoria Otra manera de determinar los electrones de valencia es utilizando la Tabla periódica de los elementos, ya que el grupo al cual pertenece el átomo corresponde al número de electrones de valencia. Cuando se trata de iones, se suma la carga negativa al total de electrones de valencia. Sin embargo, existen elementos que poseen más de un estado de valencia. Por esa razón es aconsejable determinar los electrones de valencia a partir de la configuración electrónica.

N En esta figura, puedes observar que alrededor del símbolo del elemento químico se han ubicado cinco puntos, los que representan a los electrones de valencia. ¿Cómo se determinan estos electrones? Se hace con ayuda de la configuración electrónica, a partir de la cual se puede determinar los electrones apareados y los desapareados. Es importante que recuerdes que una forma para determinar los electrones apareados y los desapareados de un átomo es confeccionar un diagrama de orbitales del último nivel y distribuir los electrones aplicando la regla de Hund sobre la configuración electrónica (ver recuadro Ayuda). La siguiente imagen representa una Tabla periódica simplificada, que indica el símbolo de Lewis de los elementos más comunes. Observa cómo se distribuyen los electrones alrededor del símbolo del elemento correspondiente. 12

13

14

15

16

17

IA H•

18

VIIIA •He•

IIA

IIIA

IVA

VA

VIA VIIA

Li•

Be:

•B•

•C•

•N:

:O:

:F:

:Ne:

Na•

Mg:

•Al•

•Si•

•P:

:S:

:Cl:

:Ar:

K•

Ca:

Representa los elementos

Gases nobles

Como ves, cada elemento de la Tabla periódica posee su propia simbología de Lewis. Pero ¿cómo se obtiene esta simbología? Te lo enseñamos a continuación, tomando como referencia el nitrógeno, que consideramos en el ejemplo anterior.

110

Unidad 3 • Enlaces químicos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Estrategia Para confeccionar el símbolo de Lewis de un elemento, debes seguir los siguientes pasos: Paso 1

Escribe la configuración electrónica del elemento a partir de su número atómico (Z = 7): N: 1s2 2s2 2p3 7

Paso 2

Determina el número de electrones de valencia. En este caso, el átomo posee cinco electrones de valencia: 2s2 2p3 → 2 + 3 = 5

Paso 3

Confecciona un diagrama de orbitales del último nivel, según la regla de Hund.

Paso 4

Determina los electrones apareados y desapareados. Para este caso: Apareados: un par (2s2) Desapareados: tres electrones (2p3)

Paso 5

Escribe el símbolo del elemento y luego distribuye los electrones apareados y desapareados a su alrededor, utilizando puntos o cruces.

N Ejercicio resuelto Para comprender mejor la confección de los símbolos de Lewis de un elemento, analiza la siguiente tabla. Elemento

Nº atómico

Configuración electrónica

Nº de electrones de valencia

Nitrógeno

7

1s2 2s2 2p3

5

·N:

Flúor

9

1s2 2s2 2p5

7

:F·

Diagrama de orbitales

Símbolo de Lewis El nitrógeno es el mayor componente de la atmósfera. Las plantas lo toman después de ser fijado por bacterias al suelo, y en ellas se transforma en proteínas, que son sustancias muy importantes para otros seres vivos.

Actividad propuesta Ahora que ya has aprendido a confeccionar los símbolos de Lewis, completa en esta tabla los espacios que están en blanco. Elemento

Nº atómico

Magnesio

12

Fósforo

15

Potasio

19

Configuración electrónica

Nº de electrones de valencia

Diagrama de orbitales

Símbolo de Lewis

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Ampliando memoria

Mecanismos de enlace químico Según plantean los científicos, cuando dos átomos se encuentran lo suficientemente cerca, a una distancia conocida como longitud de enlace, sus electrones de valencia se reordenan, de forma que cada uno de los átomos logre una configuración electrónica externa similar a la de un gas noble y aumente así su estabilidad. En esta condición, se establece una fuerza de atracción entre los átomos que se denomina enlace químico, la que permite mantenerlos unidos. Tal unión es posible porque los electrones más externos de los átomos, conocidos como electrones de valencia, se reordenan para alcanzar mayor estabilidad.

El magnesio cumple funciones muy importantes en el organismo; por ejemplo, activa enzimas y vitaminas, ayuda a la formación de huesos y dientes, funciona como antidepresivo o antiestrés al actuar sobre la transmisión nerviosa, entre otros beneficios. Se encuentra especialmente en frutos secos, como el sésamo, las almendras y las nueces; en legumbres, como la soja y las lentejas, y en cereales, como el arroz y el trigo.

La capacidad que tiene un átomo para combinarse con otros y adquirir una estructura estable está dada por la cantidad de electrones que el átomo es capaz de captar, ceder o compartir. Por lo tanto, el reordenamiento de los electrones de valencia en los átomos se realiza por algunos de los siguientes mecanismos: ceder, recibir o compartir. • Ceder electrones. Los átomos que presentan uno, dos o tres electrones de valencia tienden a perderlos. Los elementos metálicos, debido a que poseen un número pequeño de electrones de valencia, ceden estos electrones, y quedan así con el nivel de energía anterior para obtener la configuración electrónica de un gas noble.

Por ejemplo, el átomo de magnesio, Mg, de configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2, cede sus dos electrones de valencia para convertirse en un ion positivo y así alcanzar la configuración electrónica del neón (1s2 2s2 2p6).

Átomo de magnesio con sus dos electrones de valencia en rojo.

• Recibir electrones. Los átomos con cinco, seis o siete electrones de valencia tienden a recibir o compartir electrones y así completan su nivel externo similar al de un gas noble. Esta tendencia se da principalmente en los elementos no metálicos.

Por ejemplo, cada átomo de flúor, F, de configuración electrónica 1s2 2s2 2p5, presenta siete electrones de valencia; por lo tanto, puede recibir o compartir un electrón cuando se enlaza y así alcanzar la configuración electrónica externa similar al neón (1s2 2s2 2p6).

Átomo de flúor con sus siete electrones de valencia en rojo.

Ayuda Recuerda que, además de conocer la cantidad de electrones de valencia para saber si un átomo cede, comparte o acepta electrones, debes tener en cuenta si el átomo con el que está interactuando o formando el enlace, es metal o no metal.

112

Unidad 3 • Enlaces químicos

• Compartir electrones. Los elementos con mayor facilidad para compartir los electrones son aquellos que poseen cuatro electrones de valencia; por ejemplo, el carbono.

El átomo de carbono, C, tiene configuración electrónica 1s2 2s2 2p2 y presenta cuatro electrones de valencia que puede compartir con otros átomos.

Átomo de carbono con sus cuatro electrones de valencia en rojo.

Estos mecanismos, en los que están involucrados los electrones de valencia de los átomos, determinan los diferentes tipos de enlaces químicos.

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1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Estrategia Te invitamos a desarrollar la siguiente actividad para comprender mejor en qué consiste y cómo se determina el mecanismo de enlace.

Ampliando memoria

Determina el mecanismo de enlace que utilizan los átomos de azufre y aluminio. Para resolver este ejercicio, te sugerimos los siguientes pasos:

Ayuda

Paso 1

Reconoce los elementos en la Tabla periódica. • •

Paso 2

Aluminio (Al): Al (Z = 13): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 S (Z = 16): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p4. Azufre (S):

Determina el número de electrones de valencia para cada elemento: • •

Paso 4

ClFCl3

Identifica el número atómico de cada elemento y escribe su configuración electrónica. Para este caso: • •

Paso 3

Aluminio (Al): Grupo 13, metal. Grupo 16, no metal. Azufre (S):

Un átomo cede, recibe o comparte electrones según sus electrones de valencia y el átomo al que esté unido.

El aluminio presenta tres electrones de valencia. El azufre presenta seis electrones de valencia.

3s2 3p1 → 2 +1 = 3 3s2 3p4 → 2 +4 = 6

Analiza de qué forma es más fácil para cada átomo alcanzar la configuración externa similar al gas noble más cercano. Para ello, apóyate en el número de electrones de valencia. • •

Para el aluminio, que posee tres electrones de valencia, es más fácil cederlos para alcanzar la configuración electrónica del neón (1s2 2s2 2p6), gas noble más cercano. Para el azufre, que posee seis electrones de valencia, es más fácil recibir o compartir dos electrones del último nivel para alcanzar la configuración del argón (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6), gas noble más cercano.

Ejercicio propuesto ¿Cuál es el mecanismo de enlace del sodio? Respuesta. El símbolo químico del sodio es Na, presenta número atómico Z = 11 y su configuración electrónica es 1s2 2s2 2p6 3s1. De ella, se puede deducir que su nivel máximo de energía es n = 3. Esto indica que se ubica en el período 3, tiene un electrón de valencia, pertenece al grupo 1 de la tabla periódica, es un metal y es más fácil para él ceder su único electrón de valencia para alcanzar la configuración electrónica del neón, el gas noble más cercano.

El flúor es un elemento muy reactivo debido a su alta electronegatividad, que lo lleva a formar compuestos con casi todos los elementos. La utilización de los compuestos de flúor está muy extendida en la industria vidriera, metálica y como propelente o gas impulsor de sustancias contenidas en los aerosoles y refrigerantes, aunque este uso ha disminuido últimamente por el daño que causa a la capa de ozono. Un ejemplo es el fluoruro, que se emplea para prevenir la caries dental, si bien requiere mucho cuidado porque puede ocasionar daño en los huesos, dientes y riñones.

Actividad propuesta Refuerza tu aprendizaje completando la siguiente tabla: Elemento

Z

Configuración electrónica

Electrones de valencia

Mecanismo de enlace

Gas noble más cercano

(Al) Aluminio

13

1s2 2s2 2p6 3s2 3p1

3

Cede tres electrones

Neón

(S) Azufre

16

1s2 2s2 2p6 3s2 3p4

6

Recibe o comparte dos electrones

Argón

(Li) Litio (P) Fósforo (H) Hidrógeno

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Enlace iónico Según W. Kossel, el enlace iónico se establece cuando reacciona un elemento metálico con un elemento no metálico. El átomo del elemento metálico cede electrones de valencia, y se transforma en un catión (ion positivo). Por su parte, el átomo del elemento no metálico recibe los electrones, y se transforma en anión un ion negativo, luego, como estos iones tienen cargas opuestas, se atraen por fuerzas electroestáticas que los mantienen unidos. Para explicar la formación del enlace iónico, utilizaremos como ejemplo el proceso de formación del compuesto cloruro de sodio o sal común, NaCl. En este proceso, podemos distinguir las siguientes etapas:

Átomo que cede e–. Cada átomo de sodio, Na, de configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s1, cede su electrón de valencia a un átomo de cloro, Cl. Así, el sodio, Na, se transforma en un catión Na+ y adquiere la configuración del gas noble más cercano, el neón, Ne, de configuración electrónica 1s2 2s2 2p6.

cede e–

Na

Átomo que recibe e–.

Cl recibe e–

Cada átomo de cloro, Cl, de configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, recibe el electrón de valencia del sodio, Na. Así, el cloro se transforma en un anión Cl− y adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano, el argón, Ar, de configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6. Na+

Cl–

Unión de los iones. L os iones Na+ y Cl− se atraen, debido a que sus cargas son de signo contrario. Na+ + Cl− → NaCl

Cloro

Estos iones se ubican de forma ordenada y forman una estructura tridimensional, llamada red cristalina.

Sodio

El enlace iónico entre el sodio y el cloro se puede representar de manera más simple utilizando la simbología de Lewis:

Na

+

·Cl:

–

Na+ :Cl:

Para grabar Los enlaces iónicos se forman entre elementos metálicos y no metálicos debido a que unos tienen la tendencia a ceder y otros a aceptar electrones.

114

Unidad 3 • Enlaces químicos

Catión

Anión

Es así como podemos afirmar que un cristal visible de sal común es un agregado ordenado de manera regular de millones de iones. No obstante, la proporción entre los iones sodio y los iones cloro es 1:1. De aquí se obtiene la fórmula NaCl.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Propiedades de los compuestos iónicos Los compuestos iónicos son muy estables porque su estructura cristalina es muy difícil de romper. Por ello, poseen las siguientes propiedades: • Son sólidos a temperatura ambiente y la fuerza eléctrica entre los iones y la red cristalina se desmorona más fácilmente. se presentan en forma de cristales. • Tienen puntos de fusión y de ebullición • Conducen la electricidad solo si están fundidos o disueltos porque los iones altos. están disociados. En estado sólido no son • Son duros, difíciles de rayar y quebradizos. conductores porque los iones están fijos • Gran cantidad de compuestos iónicos son en la estructura cristalina. solubles en agua porque en ella disminuye

Estrategia Un compuesto iónico disuelto tiene disociados los iones positivos y negativos que lo forman. Estos iones son los que conducen la electricidad.

Te invitamos a analizar la siguiente actividad que te ayudará a determinar la fórmula química de un compuesto iónico. ¿Cuál es la fórmula química del compuesto iónico formado entre el potasio y el oxígeno? Para encontrarla, puedes seguir estos pasos: Paso 1

Paso 2

Identifica los electrones de valencia para cada átomo por medio de la configuración electrónica de cada elemento: • Oxígeno (O): Z = 8. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p4. • Potasio (K): Z = 19. Configuración electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Determina el elemento que cede y el que recibe electrones. • •

Paso 3

El oxígeno presenta seis electrones de valencia y está unido a un metal. Esto significa que recibe o acepta electrones. El potasio presenta un electrón de valencia y está unido a un no metal. Esto quiere decir que cede electrones.

Analiza cuántos átomos de cada elemento son necesarios para formar el compuesto iónico. Esto se puede hacer a partir de la información recopilada: • El oxígeno recibe electrones. ¿Cuántos? Los necesarios para completar su último nivel y asemejarse al gas noble neón. Es decir, recibe 2 electrones. • El potasio cede su único electrón de valencia para alcanzar la configuración electrónica del gas noble argón. K O 2K+ 0 –2

2 (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1) +1s2 2s2 2p4 → 2 (1s2 2s2 2p6 3s2 3p6) + 1s2 2s2 2p6 Octeto

En la vida cotidiana podemos encontrar variados usos de compuestos iónicos. A continuación, algunos ejemplos: - El cloruro de potasio (KCl) es un sustituto de la sal común (NaCl). Se utiliza para evitar el consumo excesivo de sodio, pues este aumenta la presión arterial y retiene líquidos en quienes la ingieren en exceso. - El yoduro de potasio (KI) se agrega a la sal de mesa para prevenir enfermedades por deficiencia de yodo. Este elemento es fundamental en el funcionamiento de la tiroides. - El fluoruro de sodio (NaF) se añade a muchos dentífricos para fortalecer el esmalte dental.

Octeto

Como el oxígeno recibe dos electrones y el potasio solo puede entregar un electrón, se requieren dos átomos de potasio por cada átomo de oxígeno. Paso 4

Ampliando memoria

Desarrolla la fórmula para formar entre estos elementos un compuesto que cumpla con la regla del octeto. Si se requieren dos átomos de potasio para unirse a un átomo de oxígeno, la fórmula del compuesto formado será: K2O.

Ejercicio propuesto Encuentra la fórmula del compuesto iónico formado entre el litio y el oxígeno. Solución. Según la configuración electrónica del oxígeno, 1s2 2s2 2p4, este elemento recibe dos electrones. Según la configuración electrónica del litio, 1s2 2s1, este elemento cede un electrón. Entonces, por cada átomo de oxígeno se necesitan dos de litio. La fórmula es: Li2O.

Actividad propuesta 1. Encuentra la fórmula del compuesto iónico formado entre el calcio y el oxígeno. 2. Si se acepta que solo son iónicos los compuestos formados por elementos metálicos y no metálicos, ¿cuáles de los siguientes compuestos no son iónicos? KCl, CO2, CCl4, NaI, KBr.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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I.

Evaluación de proceso

Analizando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

5 Si el átomo A cumple con la regla del dueto, esto quiere decir que:

Enlace químico

1 ¿Qué nombre recibe la distancia a la que dos átomos alcanzan un valor mínimo de energía? A. B. C. D. E.

Energía de enlace. L ongitud de enlace. Octeto. Dueto. Valencia.

A. Logra su estabilidad con ocho electrones de valencia. B. L ogra su estabilidad al enlazarse y obtener dos electrones. C. Logra su estabilidad con un solo electrón de valencia. D. Logra su estabilidad al aceptar ocho electrones del átomo A. E. Logra su estabilidad al alcanzar un enlace de longitud larga. Mecanismo de enlace

2 Si se quiere romper un enlace entre dos átomos, se debe tener en cuenta la interacción que los mantiene unidos. ¿Cómo se llama esta interacción? A. Longitud de enlace. B. Enlace iónico. C. Enlace covalente. Observa la siguiente estructura y responde las preguntas 3, 4 y 5.

Observa las siguientes configuraciones electrónicas y responde las preguntas 6 y 7. I. II. III. IV. V.

D. Energía de enlace. E. Enlace metálico.

A

B

1s2 2s2 2p6. 1s2 2s2 2p6 3s1. 1s2 2s2 2p6 3s2. 1s2 2s2 2p1. 1s2 2s2 2p5.

6 ¿Cuáles de los elementos representados ceden electrones con facilidad? A. l y ll. B. lll y lV. C. ll y V.

3 En el enlace presente entre el átomo A y B participan: A. un electrón de valencia de A y un electrón de valencia de B. B. siete electrones de valencia de A y un electrón de valencia de B. C. todos los electrones de los átomos A y B. D. seis electrones de valencia de A y un electrón de valencia de B. E. los protones de valencia de A y los protones de valencia de B. 4 Cuando el átomo B se une con el átomo A, adquiere estabilidad al acercase a la configuración de un gas noble. Esto se debe a que cumple con: A. B. C. D. E.

116

la regla del dueto. la longitud de enlace. la regla del octeto. tener siete electrones de valencia. tener dos electrones de valencia.

Unidad 3 • Enlaces químicos

D. l, lll y V. E. ll, lll y lV.

7 ¿Cuáles de los elementos representados reciben electrones? A. Solo I. B. Solo IV. C. Solo V.

D. II y III. E. ll y IV.

8 ¿Cuál de los siguientes elementos comparte con facilidad sus electrones de valencia? A. Calcio (Z = 20). B. Silicio (Z = 14). C. Cloro (Z = 17).

D. Potasio (Z = 19). E. Sodio (Z = 11).

Enlaces iónicos

9 ¿Cuál de los siguientes pares de elementos forman enlaces iónicos? A. Cl – N. B. F – P. C. N – O.

D. K – Br. E. S – C.

0 1 10 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones sobre los enlaces iónicos es verdadera?

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

11 Los compuestos formados por enlaces iónicos presentan la siguiente propiedad física:

A. Se forman entre átomos de un mismo elemento químico. B. L os átomos enlazados comparten entre dos o más electrones. C. L os átomos que participan en el enlace se encuentran en forma de iones. D. Se forman entre átomos con electronegatividades muy parecidas. E. L os dos átomos ejercen igual fuerza sobre los electrones presentes en el enlace.

A. B. C. D. E.

son insolubles en agua. siempre conducen la electricidad. son blandos y fáciles de rayar. son líquidos a temperatura ambiente. poseen altos puntos de ebullición.

Correctas:

Incorrectas:

Omitidas:

II. Responde las siguientes preguntas. Enlace químico

1 Observa los siguientes símbolos de Lewis y responde las preguntas a, b, c y d:

•A• a. b. c. d.

X•

•D•

Z•

¿Qué mecanismo de enlace tendrá cada uno de estos elementos? ¿Cuáles de ellos pueden formar iones y cuál será su carga? ¿Qué tipo de enlace se forma entre los elementos X y Z? ¿Qué tipo de enlace se puede formar entre los elementos A y Z? Elabora la fórmula para este compuesto.

2 Si se tiene la configuración electrónica 1s2 2s2 2p4, responde las preguntas a y b: a. ¿Cuántos electrones de valencia presenta y cuál es el símbolo de Lewis para este elemento? b. ¿Cuántos enlaces debe formar este elemento para alcanzar su octeto? 3 Según la regla del octeto y la posición de los elementos en la Tabla periódica, predice la cantidad de enlaces que pueden formar los siguientes elementos: calcio, bromo, sodio, aluminio, potasio y oxígeno. 4 Representa las estructuras de Lewis para los siguientes elementos: fósforo, azufre y selenio.

P

S

Se

Mi estado Anota el nivel de logro de tus aprendizajes hasta ahora y evalúa tu desempeño. Comprendo la capacidad de interacción entre los átomos y la formación de enlaces entre ellos. Comprendo y elaboro símbolos de Lewis para los elementos. Describo los mecanismos de enlace de los átomos. Comprendo la formación de enlaces iónicos entre metales y no metales. 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

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Enlace covalente Según G. Lewis, los átomos de elementos no metálicos se unen y comparten pares de electrones de valencia. De esta forma, logran la estructura electrónica de un gas noble. A este tipo de unión entre átomos lo denominó enlace covalente y con él explicaba la formación de moléculas de agua (H2O) y de amoniaco (NH3). 1 P+

Diagrama atómico del H2O.

8 P+ 8 nº

1 P+

Ayuda Los valores de electronegatividad se encuentran en la Tabla periódica y van desde 0,7 hasta 4,0. Los metales presentan baja electronegatividad mientras que en los no metales es alta.

1 P+ 1 P+

1 P+

En el enlace covalente, los electrones de valencia compartidos son atraídos por los núcleos de ambos átomos, con lo que se logra una atracción que los mantiene unidos. En esta unión de átomos, los electrones se comparten en pares y, así, cada par de electrones compartidos corresponde a un enlace covalente. En este tipo de enlace existe un equilibrio entre la fuerza de atracción que ejercen los núcleos sobre los electrones y la repulsión entre ellos por tener cargas iguales. A la tendencia que tienen los átomos de atraer electrones en un enlace covalente se le conoce como electronegatividad (EN). Se puede establecer el tipo de enlace entre dos átomos restando el valor de sus EN: si el valor es menor o igual a 1,7, el enlace es covalente; si es mayor, el enlace es iónico. El enlace covalente permite la unión de átomos de un mismo elemento, lo que da origen a moléculas de elementos, como H2, O2, N2, y también la unión de átomos de diferentes elementos, con lo que se forman moléculas de compuestos, como H2O y NH3. Para representar el enlace covalente, se utilizan varias simbologías. A continuación, te presentamos una tabla que resume algunas de ellas:

Fórmula de Lewis

Nombre del compuesto

Utiliza los símbolos de Lewis para representar los electrones compartidos.

Agua

HO H

Amoníaco

HN H H

Metano

Diagrama atómico del NH3.

7 P+ 7 nº

Estructura de Lewis Utiliza los símbolos de los elementos enlazados y un trazo o línea para representar cada par de electrones compartidos. Los electrones de valencia no compartidos se colocan como puntos. O H

H

H 2O

H

NH3

H

CH4

N H

Fórmula molecular Utiliza los símbolos de los elementos enlazados y números en forma de subíndices para indicar la cantidad de átomos.

H H

H HC H H

H

C H

Actividad propuesta 1. Describe el proceso de formación de los enlaces y elabora la estructura de Lewis para Cl2 y HCl. 2. Clasifica las siguientes sustancias, según tengan enlace iónico o covalente: SiO2, KCl, Na2S, Br2.

118

Unidad 3 • Enlaces químicos

0

1

Tipos de enlaces covalentes Al establecer el enlace covalente, los átomos involucrados pueden compartir uno o más pares de electrones de valencia, lo que da lugar a enlaces covalentes simples, dobles y triples. Observa en la tabla en qué consiste cada uno: Tipo de enlace covalente

Molécula (Elemento)

Molécula (Compuesto)

Simple Los átomos comparten un par de electrones

H H

H Cl

Doble Los átomos comparten dos pares de electrones

O O

O C O

Triple Los átomos comparten tres pares de electrones

N N

H C N

Existe otro tipo de enlace llamado enlace covalente coordinado o dativo. Este tipo especial de enlace se establece entre dos átomos de elementos diferentes, en el que el par electrónico compartido es aportado por uno de los dos átomos. Un ejemplo de este tipo de enlace es la molécula de dióxido de azufre, SO2.

16 p+ 16 nº

O S O

8 p+ 8 nº

S

O

Estrategia A continuación, te enseñaremos un método para determinar la estructura de Lewis de un compuesto o una molécula. Para ello, desarrolla los siguientes pasos: Paso 1

Observa el tipo y el número de átomos que tiene el compuesto, a partir de su fórmula molecular.

Paso 2

Determina el número total de electrones de valencia de la molécula sumando los electrones de valencia de cada átomo.

Paso 3

Dibuja un esbozo de la estructura de Lewis para la molécula del compuesto uniendo los átomos a un átomo central mediante enlace covalente simple (una línea). En moléculas sencillas que tienen un átomo de un elemento y varios átomos de otro, el átomo único está en el centro.

Paso 4

Distribuye los electrones de valencia restantes alrededor de los átomos de la molécula, de tal manera que cada uno tenga ocho electrones a su alrededor para cumplir la regla del octeto. Recuerda que el hidrógeno es una excepción y solo tendrá dos electrones.

Paso 5

Verifica que el número total de electrones de valencia esté representado en la estructura de Lewis y que cada átomo cumpla con la regla del enlace químico (octeto o dueto). De no ser así, dibuja una nueva estructura de Lewis para la molécula, que incorpore enlaces covalentes dobles (dos líneas) o enlaces covalentes triples (tres líneas). Una molécula de un compuesto puede poseer una combinación de enlaces simples, dobles o triples.

8 p+ 8 nº

O

En esta molécula, se observa que el átomo de azufre comparte dos pares de electrones con un átomo de oxígeno, estableciendo un enlace covalente doble. Además, comparte un par de electrones con el otro átomo de oxígeno, que no aporta electrones al enlace, pero sí logra alcanzar su octeto.

Para grabar El enlace covalente se forma entre no metales cuando dos átomos comparten electrones. Si comparten un par electrónico, se forma un enlace simple; si comparten dos pares de electrones, un enlace doble, y si comparten tres pares de electrones, se forma un enlace triple.

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Polarización del enlace covalente En un enlace covalente, la electronegatividad de los átomos que se unen determina la intensidad con que los electrones compartidos son atraídos por los núcleos atómicos. Si la intensidad es la misma, el enlace es denominado enlace covalente apolar; si es diferente, enlace covalente polar.

Enlace covalente apolar o no polar Este tipo de enlace se establece cuando se unen átomos del mismo elemento, tal como sucede, por ejemplo, en las moléculas de H2 y Cl2. Al tener los átomos similar valor de electronegatividad, la diferencia es cero. Producto de esto, los electrones compartidos son atraídos con la misma intensidad por ambos átomos y, por lo tanto, están ubicados simétricamente respecto de los núcleos atómicos. Esta situación determina una distribución uniforme de las cargas eléctricas negativas dentro de la molécula. Veamos como ejemplo la molécula de cloro, Cl2.

:Cl

Cl:

En esta molécula, el par de electrones compartido es atraído con la misma intensidad por ambos átomos; por lo tanto, se ubica simétricamente al centro de la molécula.

Enlace covalente polar Este tipo de enlace se establece cuando se unen dos átomos diferentes por medio de un enlace covalente, tal como sucede, por ejemplo, en las moléculas de HCl y HF. Debido a que en los átomos de estos compuestos el valor de electronegatividad es diferente, los electrones compartidos son atraídos con mayor intensidad por el átomo más electronegativo, lo que genera hacia él un desplazamiento de la carga eléctrica negativa. Como consecuencia, se forma una molécula con dos polos eléctricos, uno positivo y otro negativo. Esta molécula recibe el nombre de dipolo. A modo de ejemplo, analicemos la molécula de cloruro de hidrógeno, HCl. La electronegatividad del átomo de cloro es 3, mientras que la del átomo de hidrógeno es 2,1. Según esto, el cloro tiene mayor capacidad de atraer el par de electrones de enlace, lo que origina una polaridad en la molécula, es decir, un polo positivo o carga parcial positiva alrededor del átomo de hidrógeno, y uno negativo o carga parcial negativa alrededor del átomo de cloro. Este dipolo también se puede representar como aparece en la siguiente figura, donde el símbolo δ representa la carga parcial.

Para grabar Los enlaces apolares se generan entre átomos del mismo elemento; por esta razón, atraen con igual fuerza los electrones compartidos. Los enlaces polares se generan cuando se unen átomos con diferente valor de electronegatividad, lo que genera diferencias en la fuerza de atracción hacia los electrones compartidos.

120

Unidad 3 • Enlaces químicos

δ+ δ– H Cl:

δ+

δ–

H

Cl

La carga parcial y la densidad electrónica en el átomo de hidrógeno son bajas.

El átomo de cloro atrae con más intensidad los electrones, por lo que su carga parcial y su densidad electrónica son mayores que las del hidrógeno.

1

5

Estrategia Te invitamos a desarrollar la siguiente actividad, que te permitirá reforzar lo que has aprendido hasta ahora. Determina la estructura del dióxido de carbono, CO2. Analiza qué tipo de enlace presenta, busca los valores de electronegatividad de los elementos que forman la molécula y determina la polaridad. Para realizar esta actividad, desarrolla la siguiente secuencia: Paso 1

Analiza la información de la pregunta. El compuesto está formado por un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno. Si observas y analizas tu Tabla periódica, verás que el carbono y el oxígeno son no metales.

Paso 2

Determina los electrones de valencia de cada elemento, si es metal o no metal, qué elemento cede, qué elemento comparte y qué elemento recibe electrones. • El oxígeno presenta seis electrones de valencia. Es no metal. • El carbono presenta cuatro electrones de valencia. Es no metal. Con estos datos se puede decir que el carbono y el oxígeno comparten electrones.

Paso 3

Establece el tipo de enlace que se forma entre los dos elementos de acuerdo a la electronegatividad. Usando la Tabla periódica encontramos los valores de electronegatividad para el oxígeno y el carbono: • La EN del oxígeno es 3,5. • La EN del carbono es 2,5. La diferencia entre las EN de estos elementos es 1,0. Esto significa que el enlace es polar porque el oxígeno atrae con mayor fuerza los electrones; sin embargo, la molécula es apolar, debido a que la posición de los oxígenos a lado y lado del carbono anula las fuerzas realizadas.

Paso 4

Señala si se forman enlaces simples, dobles o triples entre los átomos. El carbono comparte cuatro electrones de valencia y necesita cuatro electrones para formar su octeto, y el oxígeno comparte dos electrones de valencia para formar su octeto. Por este motivo, el carbono debe unirse a dos oxígenos y con cada uno debe compartir dos pares de electrones. Esto genera enlaces dobles. Elabora el diagrama de Lewis, de acuerdo a los electrones de valencia de cada elemento. Para este caso, el diagrama es: – + –

Paso 5

:O: :C: :O:

Las plantas toman dióxido de carbono (CO2) del aire y liberan O2 en el proceso de la fotosíntesis.

δ δ δ O=C =O

Ejercicio resuelto Determina la estructura del HCl. Analiza qué tipo de enlace presenta y determina la polaridad de la molécula. Respuesta. El HCl está formado por hidrógeno y cloro. Ambos elementos son no metales; por lo tanto, el enlace entre ellos será covalente. El hidrógeno presenta un electrón de valencia y el cloro, siete; esto significa que comparten un par de electrones y forman un enlace simple. Se puede decir que el enlace es polar debido a que el cloro es un elemento más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza los electrones del enlace. El diagrama de la molécula es el siguiente: δ+ δ–

H• •Cl:

H

Cl:

Actividad propuesta Busca los valores de electronegatividad de los elementos que forman la molécula, determina la polaridad y elabora el diagrama de Lewis para cada molécula. Con estos datos completa la tabla. Molécula

Electronegatividad

HBr

H= Br =

Cl2O

Cl = O=

Polo negativo

Polo positivo

Representación del dipolo

Estructura de Lewis

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Estructura de las sustancias covalentes Las moléculas covalentes se pueden clasificar en sustancias moleculares y sustancias reticulares.

Sustancias moleculares o no reticulares Estas sustancias están compuestas por moléculas que son agrupaciones generalmente pequeñas de átomos unidos por enlaces covalentes, por ejemplo, el enlace entre hidrógeno e hidrógeno. La característica más sobresaliente de estas sustancias es la gran intensidad de la fuerza de enlace entre sus átomos y la debilidad de las fuerzas de unión entre las propias moléculas. ¿Cómo es esto? Por ejemplo, el enlace entre hidrógeno (H) e hidrógeno (H) es muy fuerte, pero la interacción entre moléculas H2 y H2 es muy débil. La debilidad en las fuerzas intermoleculares hace que estas sustancias tengan bajos puntos de ebullición y de fusión. Por eso es muy común que sean gases en condiciones normales de presión y temperatura. Cuando la fuerza intermolecular es más fuerte, son líquidos y sólidos. Sin embargo, es más raro encontrar sustancias de este tipo. Esto solo ocurre cuando tienen una gran masa, son dipolos permanentes o las une un tipo de interacción llamada puente de hidrógeno. La siguiente tabla describe este tipo de sustancias: Características

Sustancias moleculares o no reticulares Gases

Líquidos

Sólidos

O2 → Oxígeno N2 → Nitrógeno CO2 → Dióxido de carbono

H2O → Agua Br2 → Bromo CH3 CH2 OH → Etanol

I2→ Yodo C12 H22O11→ Sacarosa

Estado

El oxígeno, O2, es un gas molecular.

Propiedades

122

-

El bromo, Br2, es un líquido molecular.

El yodo, I2, es un sólido molecular.

Puntos de fusión y de ebullición bajos. Son blandos, se pueden deformar con facilidad. Las sustancias polares, como la sacarosa, son solubles en solventes polares como el agua. Solo en algunos casos estas sustancias conducen la corriente eléctrica, pero en menor proporción que los compuestos iónicos. Las sustancias apolares, como el yodo, I2, son solubles en solventes apolares como el tetracloruro de carbono, CCl4, y no conducen la electricidad.

Unidad 3 • Enlaces químicos

1

5

Sustancias reticulares Las sustancias reticulares, también llamadas sólidos atómicos, presentan sus átomos unidos entre sí por enlaces covalentes muy fuertes que forman redes tridimensionales; se encuentran en la naturaleza en forma de cristales. Todo el cristal puede ser considerado una sola molécula. En el caso del diamante, cada átomo de carbono forma un enlace covalente con otros cuatro átomos situados en los vértices de un tetraedro, los que, a su vez, están enlazados con otros cuatro, y así sucesivamente, hasta formar una red tridimensional.

Características

Diamante

Red tridimensional del diamante. Cada átomo que la forma corresponde a un átomo de carbono. Todos ellos están unidos por un enlace covalente.

Sustancias reticulares Redes atómicas gigantes

Sustancias en estado sólido

Grafito

Cuarzo

Agrupación

Propiedades

-

Puntos de fusión y de ebullición altos. Son insolubles en todo tipo de solventes. Poseen elevada dureza y son frágiles. La mayoría son malos conductores de la electricidad.

Actividad propuesta 1. Analiza y responde las siguientes preguntas: a. ¿Por qué los puntos de ebullición y de fusión del agua son altos? b. El agua es líquida a temperatura ambiente. ¿Cuál es la razón? 2. Un cristal de color rojo intenso es muy duro y frágil, insoluble en agua y es mal conductor de la corriente eléctrica. Analiza qué tipo de sólido covalente puede ser. Explica tu respuesta. 3. Un compuesto tiene las siguientes características: temperatura de fusión: –78,5 ºC, temperatura de ebullición: –56,6 °C, apolar. A partir de esta información, responde: a. ¿En qué estado se encuentra esta sustancia a temperatura ambiente?

El diamante es una de las gemas más preciadas por las personas, por su brillo y dureza. Presenta la misma composición que el grafito utilizado para elaborar los lápices. Son dos formas cristalinas del carbono puro; solo difieren entre sí en la forma como se organizan los átomos. Sin embargo, el diamante no es muy estable y tiende a convertirse en grafito, pero el proceso es muy lento.

b. ¿Qué tipo de sólido covalente puede ser? Explica tu respuesta.

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Pensamiento científico

Ciencia paso a paso

Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es el diseño experimental? El diseño experimental es una secuencia de pasos que se planifica anticipadamente con el fin de comprobar la validez de la hipótesis formulada para un problema de investigación. En este diseño se deben considerar experiencias que pongan a prueba las variables en estudio.

¿Qué es la obtención de resultados? Es una etapa que se genera del desarrollo del diseño experimental, en la que se registran los cambios ocurridos en las variables estudiadas que darán respuesta a la pregunta inicial de investigación.

Pasos para diseñar un experimento Paso 1: tener planteado un problema de investigación y formulada una hipótesis. Paso 2: identificar las variables del problema de investigación y de la hipótesis, y determinar cómo se relacionan entre sí. Paso 3: establecer los materiales y los procedimientos necesarios para comprobar la hipótesis según el objetivo del experimento. Paso 4: poner a prueba el diseño experimental.

Pasos para obtener resultados Paso 1: presentar los datos obtenidos del trabajo experimental de forma ordenada según el tipo de información que arroja. Se pueden utilizar, por ejemplo, tablas y gráficos. Paso 2: organizar los resultados obtenidos de manera que su análisis sea comprensible.

124

Unidad 3 • Enlaces químicos

Los diferentes enlaces que se presentan entre los átomos otorgan propiedades especiales a las sustancias. Una de ellas es la conductividad, que varía en los compuestos de la siguiente manera: los iónicos conducen la electricidad solo disueltos en agua o fundidos; los covalentes son en general malos conductores o no conducen la electricidad como los apolares y los reticulares.

Planteamiento del problema Dos grupos de estudiantes de 1° medio realizaron dos experimentos para medir la conductividad de sustancias que presentan enlaces iónicos y covalentes. Para realizar esta investigación, se plantearon el siguiente problema de investigación: Las sustancias que presentan enlaces covalentes y iónicos, ¿se pueden diferenciar a través de la conductividad? Identifica las variables en el problema propuesto por los estudiantes: VARIABLE DEPENDIENTE:

.

VARIABLE INDEPENDIENTE:

.

Formulación de hipótesis La hipótesis que se plantearon fue la siguiente: El tipo de enlace determina la conductividad de las sustancias.

Diseño experimental Los dos grupos de estudiantes se pusieron como objetivo de investigación medir la conductividad de sustancias cuyas moléculas poseen diferentes tipos de enlace: iónico y covalente. Con este objetivo claro, el problema de investigación planteado y una hipótesis formulada, idearon un diseño experimental que contemplaba la descripción del procedimiento que seguirían y la recopilación de los materiales y reactivos necesarios para realizar la experiencia y comprobar la hipótesis.

Procedimiento 1. Montar un circuito con una pila unida a un amperímetro y dos electrodos. 2. Depositar en dos vasos de precipitado marcados distintas sustancias para medir su conductividad: en el vaso 1, colocar una sustancia iónica (NaCl), y en el vaso 2, una covalente (S2 o I2). También consideraron tener un vaso con agua destilada. 3. Introducir los electrodos en cada uno de los vasos, primero en el que contiene agua destilada, y medir la conductividad.

0 1 Grupo 1

Materiales y reactivos Para llevar a cabo el experimento, cada grupo eligió sus materiales y reactivos.

Materiales -

Tubos de ensayo Espátula Gradilla Una pila Cables Electrodos Amperímetros

Los resultados obtenidos por cada grupo fueron registrados y ordenados en tablas de la siguiente manera:

Conductividad

Reactivos Vaso 1Vaso 2

Cloruro de sodio (NaCl)

Sí

2 2

3 3

4 4

5 5

Grupo 2

Azufre sólido (S2)

Reactivos

Materiales -

Vaso 1Vaso 2

Tubos de ensayo Espátula Gradilla Una pila Cables Electrodos Amperímetros

Grupo 1

Obtención de resultados

1 1

Azufre sólido (S2)

Yodo sólido (I2)

Grupo 2 No

Líquido

No

Sólido

Sí

Gaseoso

No

Tipo de enlace

Iónico y covalente

Reactivo

Vaso 1Vaso 2

Conductividad

No

No

Aspecto físico

Muy blando

Muy blando

Tipo de enlace

Covalente

Covalente

Observa las tablas de resultados: a. ¿Presentan diferencias los resultados del grupo 1 y los del grupo 2? Si es así, ¿a qué se deben? b. ¿Es clara la información que presentan ambas tablas? Si tu respuesta es no, ¿cuál es el error y en cuál de ellas? Explica comparando ambas tablas. c. ¿Es importante el orden en el que se presentan los resultados? ¿Por qué? d. ¿Qué tipo de enlace poseen los reactivos utilizados por el grupo 1? ¿Y los del grupo 2? e. Si se considera como diseño experimental el procedimiento y la elección de los materiales y reactivos, ¿detectas algún error en los diseños propuestos? ¿Cuál? f. ¿Cuál de estos diseños sirve para comprobar la hipótesis formulada?

Interpretación de resultados Observa y analiza la información obtenida hasta el momento y responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué importancia tiene el uso de agua destilada? ¿Qué hubiese ocurrido si hubieran utilizado agua de la llave? (ver recuadro Ayuda). b. ¿Se puede diferenciar la conductividad en los materiales empleados por el grupo 1? ¿Por qué? c. ¿Se puede diferenciar la conductividad en los materiales escogidos por el grupo 2? ¿Por qué? d. Si consideramos los resultados del grupo 2, ¿presentan conductividad los materiales que poseen enlace covalente? e. Si consideramos ahora los resultados del grupo 1, ¿presentan conductividad las sustancias que poseen enlace iónico? f. A la luz de los resultados y sus interpretaciones, ¿qué diseño experimental utilizarías o propondrías para comprobar la hipótesis planteada?

Ayuda El agua potable, a diferencia del agua destilada posee, iones disueltos.

Elaboración de conclusiones a. ¿Se comprueba la hipótesis con estos experimentos? Explica. b. ¿Qué puedes concluir sobre una sustancia y la relación entre el tipo de enlace de sus moléculas y su conductividad?

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Geometría molecular

Molécula de agua

O

H2O

H

Las moléculas no son planas, como se representan en las estructuras de Lewis o en las fórmulas estructurales. Por el contrario, los átomos en una molécula tienen una disposición tridimensional, lo que es muy importante porque determina el comportamiento químico de una molécula. Es el caso del diamante y del grafito, sustancias muy diferentes entre sí, pero cuyas estructuras solo se diferencian por la disposición de sus átomos en la molécula. ¿Cómo adquieren esta disposición espacial las moléculas? Lo explicaremos utilizando como ejemplo la molécula de agua, H2O. Átomo En la molécula encontramos los pares electrónicos de enlace, llamados electrones enlazantes, y los pares de electrones sin compartir de la capa de valencia, llamados electrones no enlazantes. También, un átomo central, alrededor del cual se ubican los electrones. Los electrones no enlazantes de la molécula se repelen, de tal manera que exista la máxima distancia entre ellos. Al hacerlo, reducen la repulsión generada, minimizan la energía del sistema y le dan una forma característica a la molécula de agua.

central

O H H

Electrones no enlazantes

Electrones enlazantes

El modelo utilizado para encontrar la geometría de las moléculas se llama modelo de la repulsión de los pares electrónicos de la capa de valencia, conocido como VSPER, por sus siglas en inglés. En este modelo, se plantea cierto ángulo para la ubicación de los átomos en una molécula, según sea la repulsión de sus electrones. Observa en la tabla las especificaciones para algunos casos: Total de pares de electrones

Electrones de enlace

Pares de electrones no compartidos

Geometría

Ángulo de enlace

2

2

0

Lineal X–A–X

180º

3

3

0

Plana trigonal X X A

Ejemplo BeCl2 Cl – Be – Cl BeF3

120º

F

F Be

X Tetraédrica X 4

4

0

X

CH4 109,5º

A X

3

1

A X

X

X

2

2

X

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Unidad 3 • Enlaces químicos

X

H

NH3 N

107,3º

H

H H

H2O 104,5º

A

C H

Angular 4

H H

X

Piramidal 4

120º

F

O H

H

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

¿Cómo se determina la geometría molecular? Las moléculas distribuyen sus átomos según la repulsión de sus electrones. Pero, ¿cómo podemos determinar la geometría de una molécula? Existe una tabla que entrega una simbología particular para cada tipo de molécula y, de acuerdo con ello, se puede conocer la geometría molecular que posee. Te la mostramos a continuación: Tipo de molécula y su geometría molecular Tipo de molécula

Pares de electrones enlazantes y libres

Geometría molecular

Simbología

AX2

2y0

Lineal. Ángulo:180º

AX3

3y0

Plana trigonal. Ángulo: 120º

AX4

4y0

Tetraédrica. Ángulo: 109,5º

AX5

5y0

Bipiramidal trigonal. Ángulo: 90º y 120º

AX6

6y0

Octaédrica. Ángulo: 90º

AX2E

2y1

Angular. Ángulo: 119,5º

AX2E2

2y2

Angular. Ángulo: menor a 109,5º hasta 102º

AX3E

3 y 1Piramidal trigonal. Ángulo: 107,3º

La simbología utilizada en la tabla para el tipo de molécula, AXnEm, tiene el siguiente significado: A: representa al átomo central. Xn : corresponde al número de átomos enlazados al átomo central (enlazantes o ligantes). Em: representa el número de pares de electrones libres del átomo central (no enlazantes o libres).

Estrategia Te invitamos a desarrollar el siguiente ejercicio para que apliques lo que has aprendido. Determina la geometría molecular del trifluoruro de fósforo, PF3. Para encontrar la geometría de una molécula de acuerdo al modelo VSPER, sigue estos pasos: Paso 1

Determina la estructura de Lewis para el PF3. Esta es: F P F F

Paso 2

Identifica el átomo central y los átomos enlazantes o ligantes según el mecanismo de enlaces. Para este caso, el átomo central es el fósforo, y los enlazantes, los átomos de flúor .

Paso 3

Determina el número de átomos enlazados al átomo central. En este caso, tres átomos de flúor .

Paso 4

Determina el número de pares electrónicos no enlazantes en el átomo central. En este caso, un par.

Paso 5

Construye la expresión del tipo de molécula con la simbología AXnEm. Para este caso, es: A: átomo de fósforo; Xn: 3; Em: 1. La expresión es AX3E.

Paso 6

Indica la geometría molecular a partir de la expresión anterior. Para AX3E, corresponde a 107,3º.

Paso 7

Dibuja la molécula.

Actividad propuesta 1. Completa la siguiente tabla para reforzar tus conocimientos. Guíate con el ejemplo. Molécula

Estructura de Lewis

Xn

Em

Expresión de geometría (AXnEm)

Geometría molecular

Hx S x H

2

2

AX2E2

Angular. 104, 5°

Dibujo de la molécula

CCl4 H2S

S H

H

PH3 CS2

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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habilidad

Enlace metálico Si observas la Tabla periódica de los elementos, podrás darte cuenta de que la mayoría de los elementos químicos son metales. Su uso es variado y se ha extendido desde la Antigüedad hasta nuestros días. Los metales están constituidos por estructuras regulares con átomos iguales. Estos átomos se superponen con los átomos vecinos con los que están en contacto, y así forman una red cristalina. Observa los distintos tipos de estructuras que se pueden formar:

Estructura cúbica compacta. Cada átomo está en contacto con 12 átomos vecinos.

Estructura hexagonal compacta. Cada átomo está en contacto con 12 átomos vecinos.

Nube electrónica Red cristalina

Ion positivo

Estructura cúbica centrada en el cuerpo. Cada átomo está en contacto con ocho átomos vecinos.

Los electrones de una red cristalina se extienden por todos los átomos, formando una nube electrónica. Esta les permite desplazarse a través de toda la red, y proporcionarle fuerza para que se mantenga unida y compacta. Gracias a ello, se generan propiedades como la conductividad eléctrica y térmica, el brillo, la maleabilidad y la ductilidad.

Propiedades de los metales La posición fija de los iones positivos en los nudos de la red cristalina, inmersos en una nube de electrones, determina las propiedades de los metales. La siguiente tabla muestra algunas de ellas y en qué consisten.

La maleabilidad y ductilidad de los metales permiten la elaboración de joyas. Metales nobles como el oro y el platino son ideales para estos fines, debido a que mantienen su brillo.

128

Unidad 3 • Enlaces químicos

Propiedad

Descripción

Conductividad eléctrica y térmica

La cantidad de electrones libres y en movimiento a través de la red cristalina permiten la conducción eléctrica y térmica.

Maleabilidad y ductilidad

La maleabilidad se manifiesta en que se pueden deformar en láminas, y la ductilidad, en que pueden transfromarse en hilos. Esta deformación no altera la estructura de la red cristalina.

Tenacidad y resistencia mecánica

Los metales son resistentes a romperse, además resisten la compresión, torsión y flexión, y no se deforman con facilidad.

Brillo

Los metales tienen brillo metálico. Sin embargo, al ser expuestos al aire reaccionan con el oxígeno y alteran su aspecto y propiedades, debido a la formación de óxidos. Excepciones, y apreciados por ello, son el oro y el platino; se les denomina metales nobles.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Aplicaciones de las propiedades de los metales A nuestro alrededor encontramos diversos utensilios o estructuras que facilitan nuestra vida. La fabricación de ellos ha sido pensada en base al uso que se les dará y, de acuerdo con ello, se piensa en el material que cumpla con las características necesarias. Así, muchas de las herramientas y estructuras que conoces son elaboradas considerando las propiedades de los elementos metálicos. A continuación, te mostramos algunos ejemplos de las aplicaciones que tienen estas propiedades en nuestra vida cotidiana. Maleabilidad, ductilidad y conducción El cobre es un metal muy dúctil y maleable. Esto le permite convertirse en tuberías de diferentes dimensiones. Además, es buen conductor eléctrico y térmico, y es muy resistente.

Las tuberías son un ejemplo del tipo de estructuras que se pueden fabricar gracias a la maleabilidad del cobre.

Los alambres son un ejemplo del tipo de estructuras que se pueden fabricar gracias a la ductilidad del cobre. Además, conducen la electricidad.

Ampliando memoria Además de los materiales mencionados, podemos encontrar otro tipo: las aleaciones, que son una mezcla sólida de dos o más metales; incluso, pueden contener no metales. Esta mezcla se hace con el fin de mejorar las propiedades de dureza, ductilidad o tenacidad de los elementos que la componen. Una aleación muy importante es el acero, debido a sus múltiples usos en la metalurgia. El acero es una mezcla de hierro y carbono en mayor proporción, pero también puede tener otros elementos, como estaño o aluminio. Esta aleación se hace con el fin de mejorar las características del hierro y hacerlo más moldeable.

Tenacidad y resistencia mecánica El hierro es muy utilizado para construcciones de puentes y edificios por su resistencia al rompimiento y la deformación.

Láminas hechas de acero. Son más moldeables y resistentes que el hierro. Puente construido con columnas de hierro.

Para grabar

Actividad propuesta 1. Si calientas un extremo de una barra de cobre en una llama mientras la sujetas por el otro extremo, ¿sentirás calor en tu mano al cabo de un tiempo? ¿Ocurriría lo mismo si la barra fuera de una sustancia iónica? 2. Tanto las redes cristalinas iónicas como las metálicas poseen iones en su estructura. ¿Qué diferencias hay entre ambos tipos de redes?

La fuerza que mantiene unidos a los átomos de un metal, a través de una red cristalina, se denomina enlace metálico. Esta fuerza la entregan los electrones exteriores de los átomos, porque se pueden mover libremente en la estructura.

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Fuerzas intermoleculares Las moléculas presentes en un compuesto se mantienen unidas mediante fuerzas llamadas fuerzas intermoleculares, conocidas también como fuerzas de Van der Waals. La magnitud de las fuerzas entre las moléculas depende del número de electrones, del tamaño de la molécula y de la forma molecular. Estas pueden ser de cuatro tipos: fuerzas de atracción dipolo-dipolo, fuerzas de atracción dipolo-dipolo inducido, fuerzas de dispersión, y puentes de hidrógeno. La siguiente tabla resume en qué consiste cada una de ellas. Fuerzas intermoleculares

Tipo de fuerza

Descripción

Tipos de moléculas

Puente de hidrógeno

Cuando el hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo como el oxígeno, el flúor o el nitrógeno, se carga positivamente y atrae a los átomos polarizados negativamente de moléculas vecinas.

Moléculas que posean H y un elemento que puede ser O, F o N.

Dipolo-dipolo

Se originan entre moléculas que presentan dipolos permanentes. La parte positiva de un dipolo atrae a la parte negativa del dipolo más próximo.

Dipolo-dipolo inducido

Se presentan en moléculas polares que distorsionan la nube electrónica de otra molécula próxima, lo que crea en ella un dipolo instantáneo y una atracción entre ellas.

Fuerzas de dispersión (fuerzas de London)

Son debidas a dipolos instantáneos que se originan en las moléculas apolares de forma aleatoria. Los dipolos instantáneos generan fuerzas muy débiles entre las moléculas.

Sustancia química H O H H

H

H O

δ+ H

Polares

δ– Cl

δ+ H

δ– Cl

atracción

δ–

O2

Polar- Apolar

I2 Apolares

δ+ δ– atracción

atracción

H

Puente de hidrógeno

Las fuerzas intermoleculares poseen diferente intensidad, como se muestra en la siguiente figura:

O H

(NH3)

H2 O

I2

Puente de hidrógeno

N

H H

ue rz

a

Dipolo-dipolo

af

HCl

el dd

H

N

H

Dipolo-dipolo inducido

δ+

δ–

H

Cl

δ+

δ–

H

Cl

Int e

nsi

da

H

δ+ δ– + δ– δ

Fuerzas de dispersión Apolar

130

Unidad 3 • Enlaces químicos

δ–

δ+

δ–

δ+ δ

δ–

+

Dipolos instantáneos

Polar

Apolar

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Fuerzas intermoleculares y propiedades físicas Las propiedades químicas de los elementos tienen estrecha relación con la forma en la que se unen sus átomos y, por ello, se ven afectadas por las interacciones intermoleculares. A modo de ejemplo, te mostramos lo que ocurre con el punto de ebullición, la solubilidad y los estados de agregación. Punto de ebullición

Solubilidad

El punto de ebullición depende de las fuerzas intermoleculares. Cuando estas son de mayor intensidad, se necesita más energía para romper la interacción entre las moléculas.

La solubilidad de una sustancia en otra también se puede ver afectada por las fuerzas intermoleculares, ya que una molécula con otra pueden presentar interacciones que les permiten solubilizarse.

La fuerza de los puentes de hidrógeno del agua determina su alto punto de ebullición.

Estados de agregación El estado de agregación de la materia depende de las fuerzas intermoleculares. En los sólidos, las fuerzas de atracción son mayores que las de repulsión, por lo que sus moléculas tienen una mínima movilidad. En los líquidos, estas fuerzas son menos intensas que en los sólidos; por ello, las moléculas se distribuyen con mayor facilidad. En los gases, las fuerzas de atracción son mucho más débiles, lo que permite el libre desplazamiento de las moléculas.

El azúcar es soluble en agua; el azufre, no.

Actividad modelada 1. Observa las temperaturas de fusión de los siguientes halógenos: F2 = –218°C

Cl2 = –101°C

Br2 = –7°C

I2 = 114°C

¿A qué se deben sus diferencias? Respuesta. A las fuerzas de dispersión que las unen. Como estas moléculas son apolares, la única interacción posible entre ellas es por fuerzas de dispersión, responsables de que estas sustancias sean líquidas y sólidas. Mientras mayor sea la masa de los átomos, mayor es la posibilidad de polarizarlos, lo que hace que estas fuerzas de dispersión también sean mayores. Como el orden creciente de la masa de estos halógenos es F2, Cl2, Br2 y I2, la variación de las temperaturas de fusión está en correspondencia con este orden y, por lo tanto, también la intensidad de las fuerzas de dispersión.

Para grabar

Actividad propuesta 1. Explica qué tipo de fuerza intermolecular se puede establecer entre los siguientes pares de sustancias: c. H2O – HF a. H2O – Br2 b. N2 – O2

d. H2O –HCl

2. De los siguientes pares de sustancias , ¿cuál tendrá un punto de ebullición mayor? Explica tu respuesta. a. NH3 – CO2

Cuando se somete un metal a altas temperaturas, se rompen sus enlaces intermoleculares. Así se modifica su estado de agregación y puede manipularse.

b. HCl – HF

Las moléculas se unen a través de fuerzas llamadas fuerzas intermoleculares o de Van der Waals. Existen fuerzas de mayor intensidad, como los puentes de hidrógeno y las fuerzas dipolo-dipolo, y fuerzas de baja intensidad, como son las fuerzas dipolodipolo inducido y fuerzas de dispersión.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

131

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h r

Nomenclatura inorgánica Diariamente utilizamos una enorme cantidad de sustancias que pueden ser orgánicas o inorgánicas. Las orgánicas poseen como base de su estructura el átomo de carbono, como la glucosa (C6H12O6), mientras que las inorgánicas están formadas por distintos elementos donde el carbono no es necesariamente su componente principal. Muchas de estas sustancias son conocidas por nombres comunes; por ejemplo, cal viva, sal común o soda cáustica. Estos permiten identificarlas por sus características organolépticas, es decir, aquellas que se pueden apreciar con los sentidos; por sus características físicas, o bien por sus aplicaciones. De esta manera, la cal viva, corresponde al óxido de calcio; la sal común, al cloruro de sodio, y la soda cáustica, a un hidróxido de sodio.

Los metales forman óxidos al reaccionar con el oxígeno del aire.

Ayuda La nomenclatura tradicional nombra al elemento indicando la valencia o carga que adquiere el átomo al reaccionar con el otro para formar el compuesto, con prefijos y sufijos griegos, como – ico y oso; la stock entrega el nombre genérico del elemento (óxido, hidruro, etc.), junto con el nombre del elemento y su valencia en números romanos. La sistemática utiliza prefijos y sufijos griegos que indican la cantidad de átomos que posee la molécula.

Como puedes ver, los nombres comunes no toman en cuenta los elementos que componen a las sustancias químicas. Para conocer esta información se hizo necesario crear un sistema que asignara nombres y fórmulas a los compuestos químicos: la nomenclatura. La nomenclatura identifica a los compuestos con un nombre y una fórmula química establecidos por consenso. Es así como existen tres tipos de nomenclatura: la tradicional, la stock y la sistemática o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Cada una de ellas tiene su propia regla para nombrar a los elementos. De acuerdo a la nomenclatura para compuestos inorgánicos, estos se pueden clasificar en compuestos binarios y ternarios. Los binarios son aquellos que presentan dos elementos distintos, por ejemplo, el dióxido de carbono, CO2. Por su parte, los ternarios están formados por tres elementos distintos, como el ácido nítrico, HNO3. A continuación, te invitamos a conocer la forma en que se nombran algunos de estos compuestos en las distintas nomenclaturas y a reconocer en su fórmula el tipo de compuesto al que corresponde.

Compuestos binarios Son compuestos, formados por dos elementos distintos; entre ellos tenemos los óxidos, los hidruros y las sales binarias. Observa los diferentes compuestos y sus correspondientes nombres en la siguiente tabla:

Tipo de compuesto

Composición

Ejemplo

Nombre tradicional

Nombre stock

Nombre sistemático

Óxido

Metal + oxígeno

Cu2O

Óxido cuproso

Óxido de cobre (I)

Monóxido de dicobre

Anhídrido

No metal + oxígeno

CO2

Anhídrido carbónico

Óxido de carbono (IV)

Dióxido de carbono

Hidruro

Metal + hidrógeno

FeH2

Hidruro ferroso

Hidruro de hierro (II)

Hidrácidos

Hidrógeno + no metal

HCl

Ácido clorhídrico

Hídridos básicos

No metal + hidrógeno

NH3

Sal binaria

Metal + no metal

PbI2

Cloruro de hidrógeno Trihidruro de nitrógeno

Yoduro plumboso

Yoduro de plomo (II)

Actividad modelada 1. ¿Qué tipo de compuesto es el P2O3? Respuesta. Este compuesto está formado por dos elementos diferentes, fósforo y oxígeno; por lo tanto, es un compuesto binario. Además, es el resultado de la unión entre un no metal y el oxígeno. Entonces, el tipo de compuesto al que corresponde es un anhídrido.

132

Unidad 3 • Enlaces químicos

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Compuestos ternarios Son compuestos inorgánicos formados por tres elementos diferentes. Entre ellos encontramos los oxácido, los hidróxidos y las sales. Observa la descripción que entrega de ellos la siguiente tabla: Tipo de compuesto

Composición

Ejemplo

Nombre tradicional

Nombre stock

Oxácido (ácido ternario)

Hidrógeno + no metal + oxígeno

H2SO4

Ácido sulfúrico

Los ácidos no tienen nombre en la nomenclatura stock

Hidróxidos

Metal + oxígeno + hidrógeno

NaOH

Hidróxido sódico

Hidróxido de sodio (I)

Oxisal

Metal + no metal + oxígeno

CuSO4

Sulfato cúprico

Sulfato de cobre (II)

Actividad modelada 1. ¿Qué tipo de compuesto es el hidróxido de potasio (KOH) y qué elementos lo forman? Respuesta. De acuerdo al nombre que posee, este compuesto es un hidróxido. Los hidróxidos están formados por metal, oxígeno e hidrógeno, donde el metal corresponde al potasio. Como este compuesto está constituido por tres elementos diferentes, es un compuesto ternario.

Actividad experimental 1. Realiza la siguiente actividad para observar cómo reaccionan una sal, un hidróxido y un ácido. Para ello necesitas: dos hojas de repollo morado, agua, licuadora, seis vasos pequeños, jugo de limón, vinagre, polvos de hornear, lavavajillas o detergente líquido, sal, blanqueador.

Ayuda El extracto de repollo morado es un indicador natural que al entrar en contacto con ácidos se torna de color rosado a fucsia, y con hidróxidos, verde o azul. Con sales no hay reacción.

Procedimiento: Agrega a la licuadora las dos hojas de repollo morado y medio vaso de agua. Licúa la mezcla. Luego vierte el jugo obtenido, en partes iguales, en los seis vasos previamente numerados. Agrega a cada vaso lo siguiente: vaso 1, jugo de limón; vaso 2, vinagre; vaso 3, polvos de hornear; vaso 4, lavavajillas o detergente líquido, vaso 5, sal; vaso 6, blanqueador. a. ¿Qué observas en cada caso? b. ¿A qué se deben las diferencias? c. Clasifica el contenido de los vasos según el color. ¿Cuáles son sales, cuáles hidróxidos y cuáles ácidos?

Actividad propuesta 1. Clasifica los siguientes compuestos según su composición química. Guíate con el ejemplo. Fórmula química

Composición

Tipo de compuesto

Calcio (metal), carbono (no metal), oxígeno.

Oxisal

Fe2(SO4)3 Al(OH)3 HNO3 CaCO3 NaOH H2CO3 H2S NaCl PH3 Fe2O3 Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

133

Historial Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.

Enlace químico

H

OH

Para poder unirse, los átomos requieren alcanzar estados de mínima energía que les otorguen estabilidad. Esto es posible adquiriendo la configuración del gas noble más cercano. Las reglas del octeto y del dueto ayudan a visualizar y a determinar la configuración electrónica de los átomos que cumpla con los requerimientos energéticos para las uniones entre ellos. Estas uniones se pueden representar en forma simple utilizando la simbología de Lewis, que muestra los electrones de valencia. Los mecanismos de enlace de los átomos consideran ceder, recibir y compartir electrones de valencia. Los átomos con uno, dos y tres electrones de valencia ceden electrones; los átomos con cuatro electrones de valencia los comparten, y los que presentan cinco, seis y siete electrones de valencia pueden recibir o compartir electrones. Págs. 106 a 113

Enlaces iónico, covalente y metálico, geometría molecular y fuerzas intermoleculares Los átomos pueden unirse por medio de enlaces iónicos, covalentes o metálicos. Los enlaces iónicos se forman entre metales y no metales, generan sustancias sólidas cristalinas buenas conductoras de electricidad en solución y solubles en agua. Los enlaces covalentes se forman entre no metales, pueden ser polares o apolares, dan origen a sustancias sólidas, líquidas o gaseosas, son frágiles y malas conductoras de electricidad. Los enlaces metálicos se forman entre metales y otorgan características como brillo, dureza, maleabilidad y ductilidad a los materiales que originan.

H O H H

O H

H

H O

Cuando los átomos se enlazan, adoptan una distribución espacial tridimensional particular, que depende de los electrones enlazados y no enlazados que posean. Este ordenamiento se conoce como geometría molecular. Entre las moléculas existen diferentes tipos de fuerzas que las mantienen unidas. Esas fuerzas intermoleculares son puentes de hidrógeno, fuerzas dipolo–dipolo, dipolo inducido y fuerzas de dispersión. Págs. 114 a 131

Nomenclatura inorgánica Existe un sistema de reglas para nombrar y escribir la fórmula de los compuestos químicos: la nomenclatura. En compuestos inorgánicos se conoce como nomenclatura inorgánica y contempla dos clasificaciones: compuestos binarios y compuestos ternarios. Los compuestos binarios están formados por dos elementos distintos, y los ternarios, por tres elementos distintos. Págs. 132 a 133

134

Unidad 3 • Enlaces químicos

Modelamiento de pregunta PSU

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cargando disco Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta tipo PSU. Luego, compara tu respuesta con el análisis de las alternativas que se encuentran más abajo. 1 El siguiente gráfico representa los puntos de fusión de compuestos formados por halógenos con el hidrógeno:

–40 HI Temperatura ºC

–60 –80

HBr

–100 –120

HCI

–140 10

20

30

40

50

60

70

80

90

100 110 120 130 Masa de compuesto

Si se tiene en cuenta la naturaleza de las distintas fuerzas intermoleculares existentes, ¿a qué se debe el aumento en los puntos de fusión de los diferentes compuestos representados en la gráfica? Se debe a: A. B. C. D. E.

las fuerzas de dispersión. los tamaños de sus átomos no presentan grandes diferencias. un dipolo inducido en la molécula apolar. que son moléculas formadas por enlaces iónicos. que se necesita mayor energía para romper las fuerzas dipolo dipolo.

A continuación, analicemos las respuestas. A. Incorrecta. Los compuestos formados por halógenos, son polares, por este motivo no presentan interacciones a través de fuerzas de dispersión. Estos compuestos tienen dipolos permanentes que los hacen interaccionar por medio de fuerzas dipolo–dipolo. La alternativa es incorrecta.

D. Incorrecta. Los halógenos y el hidrógeno son no metales. Los halógenos, además, son elementos que atraen electrones con facilidad porque poseen siete electrones en su último nivel. Estas características hacen que el enlace presente en estas moléculas sea de tipo covalente polar.

B. Incorrecta. El tamaño de los átomos de los halógenos es muy diferente: el cloro posee 17 electrones en el átomo, el bromo 35 y el yodo 53. Esto los hace átomos de muy diversos tamaños. Por lo tanto, la alternativa es incorrecta.

E. Correcta. Las moléculas formadas por los halógenos y el hidrógeno presentan fuerza intermolecular dipolo–dipolo. Esta es una fuerza intensa que aumenta en la medida en que crece la masa del compuesto. Esto hace que al incrementarse la masa del compuesto, lo haga también la energía necesaria para romper las fuerzas intermoleculares.

C. Incorrecta. Estas moléculas son polares, por este motivo sus interacciones son del tipo dipolo–dipolo. El dipolo inducido no se presenta porque no hay moleculas apolares. Esta alternativa no es correcta.

Entonces, la alternativa correcta es la E. A

B

C

D

E

1

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

135

uac eval ión

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e

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I.

Evaluación final

habilidad

Verificando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

5 ¿Cuál es la estructura de Lewis para la molécula PH3?

1 El cloro tiene como configuración electrónica 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5. A partir de esta información, se puede afirmar sobre el cloro que: I. ll. lll. lV. A. B. C. D. E.

con un electrón alcanza su octeto. con un electrón cumple con la regla del dueto. puede formar un enlace. presenta un electrón de valencia.

l y ll. ll y lll. lll y lV. l y III. ll y lV.

2 ¿Cuántos enlaces puede formar un elemento que presenta la siguiente estructura de Lewis para cumplir con la regla de octeto? A. B. C. D. E.

5. 4. 3. 2. 1. Átomo 1

Átomo 2

Átomo 3

3 ¿Qué mecanismo utilizan los átomos de las figuras para enlazarse? El átomo 1 cede electrones. El átomo 2 cede electrones. El átomo 1 recibe electrones. El átomo 3 cede electrones. L os átomos 2 y 3 reciben electrones.

4 ¿Qué átomo(s) está(n) más cerca de alcanzar la configuración electrónica de gas noble? A. 1 y 2. B. 2.

136

C. 2 y 3. D. 1.

Unidad 3 • Enlaces químicos

E. 1 y 3.

B.

C.

D.

E.

6 Si quisieras fundir un metal, ¿qué habría que hacer a nivel atómico? A. Aplicar menos energía de la que requieren los átomos para unirse. B. Aplicar igual energía de la que requieren los átomos para unirse. C. Aplicar más energía de la que requieren los átomos para unirse. D. Utilizar una energía equivalente a su energía de enlace. E. Utilizar energía que disminuya la longitud del enlace. 7 Se puede afirmar que en un enlace iónico siempre: A. B. C. D. E.

Observa las siguientes figuras para responder las preguntas 3 y 4. Cada figura corresponde a un átomo y en ellas se representan de color rojo los electrones de valencia.

A. B. C. D. E.

A.

un elemento cede y el otro acepta electrones. se comparten electrones. sus componentes son no metales. sus componentes son metales. se repelen los iones con cargas opuestas.

8 ¿Qué condiciones deben existir para que dos átomos formen una molécula polar? Ambos átomos deben: A. B. C. D. E.

tener la misma electronegatividad. presentar la misma electronegatividad. atraer los electrones con fuerzas diferentes. presentar baja electronegatividad. formar una molécula reticular.

9 Sobre el enlace metálico, se puede afirmar que ocurre entre: A. B. C. D. E.

un átomo que cede y uno que recibe electrones. átomos que comparten electrones. átomos con alta electronegatividad. átomos que se superponen con átomos vecinos. átomos con diferente electronegatividad.

0 Observa la siguiente geometría molecular y responde las preguntas 10 y 11. X A X

X

X

Angular. Piramidal. Lineal. Tetraédrica. Plana trigonal.

11 ¿A cuál de las siguientes moléculas corresponderá la geometría anterior? A. B. C. D. E.

12 ¿Cuál de los siguientes pares de elementos se unen a través de un enlace iónico? C. K – Cl. D. I – O.

E. C – O.

13 ¿En cuál de las siguientes moléculas se presentan enlaces covalentes dobles? A. B. C. D. E.

14 Cuál de las siguientes moléculas presenta enlace covalente apolar? C. KI. D. NaBr.

E. HCl.

15 ¿Qué tipo de enlace presenta esta molécula?

:Cl Cl: A. B. C. D. E.

A. tiene estado líquido y es insoluble en todos los solventes. B. presenta estado sólido y es mal conductor. C. tiene estado gaseoso y es soluble en agua. D. presenta puntos de ebullición y de fusión bajos. E. es buen conductor de la electricidad.

A. B. C. D. E.

Ser sólidos a temperatura ambiente. Ser insolubles en agua y CCl4. Estar formados por redes cristalinas. Su dureza y resistencia. Sus electrones libres.

18 ¿Cuál de las siguientes parejas de compuestos presentan mayor fuerza intermolecular? A. HCl – HCl. B. KCl – KCl.

C. H2O – O2. D. H2O – H2O.

E. KCl – NaCl.

19 ¿Qué tipo de fuerzas atractivas se deben vencer para fundir hielo?

HCl. CH4. K2O. CS2. SiCl4.

A. KCl. B. O2.

Al presentar varios enlaces covalentes, es una molécula que:

17 ¿Qué particularidad de los metales los hace buenos conductores de la electricidad?

HI. SiF4. PCl3. SO2. H2O.

A. N – N. B. Cl – O.

16 Esta estructura es una red atómica gigante que pertenece a un cristal.

AX4

10 ¿A qué tipo de geometría corresponde? A. B. C. D. E.

1

Covalente doble. Covalente triple. Covalente polar. Covalente reticular. Covalente simple.

A. B. C. D. E.

Fuerzas dipolo–dipolo. Fuerzas dipolo inducido. Puentes de hidrógeno. Fuerzas de dispersión. Enlaces iónicos.

20 ¿Cuál de las siguientes sustancias es un compuesto binario llamado anhídrido? A. HClO. B. NaOH.

C. HI. D. NaClO.

E. SO2.

21 Un compuesto está formado por metal, no metal y oxígeno. ¿Cómo se llama este tipo de compuestos? A. B. C. D. E.

Oxisal. Sal binaria. Óxido. Hidróxido. Ácido.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

137

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h h

Evaluación final - Pensamiento científico

II. Analiza la siguiente situación experimental, con énfasis en el diseño experimental y la obtención de resultados, y luego responde: Un curso de primero medio tiene como trabajo final comparar características de sustancias que presentan enlaces diferentes. Antes de iniciar su investigación, retroalimentan lo aprendido en clases haciendo un resumen de los tipos de enlaces y algunas propiedades de las sustancias que los poseen. Así, el resumen resulta como sigue: Las sustancias con enlaces iónicos son sólidas a temperatura ambiente, poseen forma de cristales y presentan temperatura de fusión alta. Las sustancias con enlaces covalentes moleculares presentan puntos de fusión bajos, las sustancias covalentes reticulares tienen puntos de fusión excesivamente altos y los enlaces metálicos que se forman entre átomos de un mismo metal presentan puntos de fusión altos. Al analizar esta información, se detuvieron en las diferencias entre los puntos de fusión, planteándose la siguiente pregunta: el tipo de enlace de una sustancia, ¿determina su punto de fusión? De acuerdo a las variables planteadas en el problema de investigación, los estudiantes elaboraron la siguiente hipótesis: “El punto de fusión y la apariencia física son propiedades determinadas por el tipo de enlace de los átomos de una sustancia”. 1 Considerando el problema de investigación y la hipótesis formulada, ¿cuáles son las variables en estudio?

Reactivos

VARIABLE DEPENDIENTE:

.

VARIABLE INDEPENDIENTE:

.

Observa los materiales y reactivos escogidos por los estudiantes para esta experiencia al costado de esta página. ¿Cómo se procede ahora? Completa y describe el paso que se debe realizar para comparar los puntos de fusión de dos sustancias que presentan enlaces diferentes. Responde las preguntas acerca del paso 2. PASO 1:

PASO 2: Observación de la experiencia.

Azúcar, C12H22O11 (Sacarosa), enlace covalente. Cobre (Cu), enlace metálico. Materiales – – – –

Tubos de ensayo. Espátula y gradilla. Termómetro. Pinzas para tubo de ensayo. – Mechero.

2 L os materiales y reactivos utilizados ¿son suficientes y adecuados para este experimento? ¿Por qué? Justifica. 3 Estos pasos, ¿son suficientes para el diseño experimental o necesitas incluir más? Justifica tu respuesta. Construye una tabla de datos para almacenar los resultados obtenidos. No olvides agrupar los tipos de elementos que forman las sustancias, el tipo de enlace que forman y el punto de fusión de la sustancia, de tal manera que la información pueda ser analizada. 4 ¿Presenta algún problema este diseño experimental? Explica. 5 ¿Hubo reactivos que no pudieron fundirse? 6 ¿Qué relevancia tiene la temperatura generada por el mechero para fundir el metal? 7 El diseño experimental que planteaste en el paso 1, ¿permite comprobar la hipótesis? Explica. 8 ¿Se puede comprobar la hipótesis con este diseño experimental? Explica. 9 ¿Qué concluyes de esta experiencia?

138

Unidad 3 • Enlaces químicos

La sacarosa o azúcar de mesa se extrae de la remolacha.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cerrar sesión I.

Revisa tus respuestas de alternativas. Pregunta 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19

Contenido evaluado

Enlace químico, estructura de Lewis y mecanismo de enlace

Enlaces iónico, covalente y metálico, geometría molecular y fuerzas intermoleculares

20

Habilidad

Clave

Mi revisión

Logro alcanzado

Comprender Comprender Comprender Comprender Aplicar Analizar Recordar Recordar Recordar Recordar Comprender Comprender Comprender Comprender Comprender Comprender Comprender Comprender Aplicar

13

Nomenclatura 21

Revisa las páginas 106 a 113 de tu texto.

6

Recordar

2

Comprender

Remediales

Revisa las páginas 114 a 123 y 126 a 131 de tu texto.

Revisa las páginas 132 y 133 de tu texto.

II. Revisa tus respuestas de la actividad procedimental. Pasos del método Diseño experimental

Obtención de resultados

Criterios

Respuesta

No consideró necesario incluir más pasos para el procedimiento ni incluir otros materiales y reactivos.

Incorrecta

Incluyó más pasos en el procedimiento, pero no más reactivos.

Parcialmente correcta

Consideró necesario incluir más pasos para el procedimiento y más reactivos para comparar.

Correcta

No elaboró la tabla para los resultados del experimento.

Incorrecta

Elaboró la tabla, pero no incluyó todas las indicaciones: tipo de elementos, tipo de enlace y punto de fusión.

Parcialmente correcta

Elaboró la tabla e incluyó en ella todas las indicaciones: tipo de elemento, tipo de enlace y punto de fusión.

Correcta

Mi estado Marca el nivel de logro de tus aprendizajes dentro de la unidad usando la simbología dada después de la tabla. Evaluación sección

Inicializando

Analizando disco

Verificando disco

Mi estado final 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

139

uac eval ión

en co n t i do

habilidad

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Habilidad

Evaluación integradora

Recopilando disco Este instrumento de evaluación corresponde a los contenidos trabajados en las unidades 0, 1, 2 y 3 que se integran para fortalecer tu aprendizaje.

Analizar Es descomponer una situación determinada y distinguir las distintas partes que lo constituyen, para luego establecer como se relacionan.

Pasos para analizar Paso 1: describe los aspectos que conforman el todo. Paso 2: selecciona los aspectos principales de los menos importantes. Paso 3: indaga sobre los puntos comunes entre dos situaciones. Paso 4: determina de qué manera se asemejan o se diferencian sus partes.

En esta doble página te presentamos preguntas abiertas con énfasis en la habilidad analizar y que podrás responder usando una secuencia de una secuencia de pasos como son: describir, seleccionar, indagar, determinar y relacionar. 1. Observa las siguientes moléculas: Molécula 1

Molécula 2

S

C S

H

N

H

H Las estructuras anteriores corresponden a las moléculas CS2 y NH3, formadas por elementos no metálicos unidos a través de enlaces covalentes simples y dobles. a. Describe cada molécula, los átomos que las componen, los tipos de enlaces que están formando, la geometría molecular, los electrones enlazantes, los electrones no enlazantes, el átomo central y la polaridad.

Paso 5: relaciona todos los aspectos involucrados que intervienen en la situación como un todo.

b. Selecciona los elementos presentes en las moléculas.

c. Indaga en la Tabla periódica la cantidad de electrones, protones, neutrones y el número atómico para los elementos de cada molécula.

d. Determina la configuración electrónica para cada elemento y establece las diferencias y similitudes entre las moléculas.

e. Relaciona, en base a la información anterior, cuántos electrones de valencia presenta cada elemento y cuántos se comparten en la molécula.

140

Evaluación integradora

2. El bario tiene un número atómico Z = 56, y el cloro Z = 17. De acuerdo a la ley de Hund y a la regla de las diagonales, la configuración electrónica para estos elementos es:

Ba: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 Cl: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 Si observas los electrones de valencia para estos dos elementos, el átomo de bario puede ceder con facilidad dos electrones y transformarse en iones de Ba2+ estables debido a que alcanzan la configuración electrónica del gas noble xenón. Por el contrario, el átomo de cloro tiene tendencia a ganar un electrón y formar el ión cloruro, Cl–, estabilizándose también porque adquiere la configuración del gas noble argón. a. Describe la configuración electrónica de cada elemento, estableciendo los números cuánticos principales y secundarios que presentan.

b. Selecciona el último nivel de energía y los electrones de valencia para cada elemento.

c. Indaga acerca de la configuración electrónica del grupo y del período al que pertenecen. Ubícalos en la Tabla periódica del costado.

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

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17

18

d. Determina las características de los elementos de acuerdo a su ubicación en la Tabla periódica, si son metales o no metales, representativos, de transición o gases nobles. Dibuja, además, su diagrama de Lewis.

e. Relaciona la información anterior y establece: cuántos enlaces puede tener cada elemento para cumplir con la regla del octeto y cuántos átomos de cada elemento reaccionan con el otro; el tipo de enlace que pueden formar estos dos elementos y las características que tendría el compuesto formado.

Compara tus respuestas de la pregunta 1 con la información de las páginas 75, 76, 120, 126. Para responder la pregunta 2, revisa los contenidos de las páginas 40, 50, 72, 73, 74, 75, 76, 77, 90, 110 y 112.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

141

Unidad

Reacciones químicas leyes ponderales

4

La metalurgia del cobre. ¿Qué cambio físico o químico se representa?

El cuerpo humano. ¿Qué proceso se muestra en la imagen?

¿Para qué? Interpretación de resultados.

Interpretar los resultados obtenidos de un trabajo experimental, desarrollando con ello habilidades de pensamiento científico.

Páginas 144, 145, 172, 173 y 178

Reacciones químicas.

Reconocer los cambios químicos y la representación universal en ecuaciones químicas que se hace de los mismos, comprendiendo los distintos tipos de reacciones que existen y los factores que influyen en ellas.

Páginas 146 a 155

Leyes fundamentales del cambio químico.

Reconocer y explicar la ley de conservación de la masa, la de composición constante, la ley de proporciones múltiples y la ley de los volúmenes de combinación, comprendiendo la importancia de estas leyes en el estudio y en la aplicación cuantitativa de las reacciones químicas. Comprender los conceptos de mol, unidad de masa atómica, masa atómica molecular y masa molar, aplicándolos a problemas químicos relacionados con las cantidades de sustancias.

Páginas 158 a 165

Masa atómica, masa molecular, mol y masa molar.

142

¿Dónde?

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

Páginas 166 a 171

2

4

Abrir sesión Ya sabes que la química estudia la materia y sus cambios. Con el conocimiento de la química no solo podemos comprender mejor el funcionamiento de nuestro cuerpo y del mundo que nos rodea, sino que también podemos crear nuevos materiales, como fibras ópticas, plásticos, combustibles, cristales líquidos, semiconductores y otros. En relación con los cambios que experimenta la materia, podríamos decir que prácticamente ninguna porción de ella permanece inalterable en el tiempo: el cuerpo se envejece, los metales se oxidan a la intemperie, las hojas de los árboles cambian de color en el otoño, los vegetales crecen a expensas de los nutrientes de la tierra, de la luz solar y del CO2 atmosférico, la materia orgánica se degrada, entre millones de otros ejemplos. Todos estos cambios se efectúan mediante reacciones químicas, las que pueden ocurrir con mayor o menor rapidez.

La disolución en agua de una pastilla efervescente. ¿Qué gas se desprende?

Las imágenes que se muestran en estas páginas tienen relación con las reacciones químicas. Obsérvalas y menciona las reacciones químicas que puedan estar involucradas en ellas.

La industria del plástico. ¿Cuál es la materia prima?

Un fósforo encendido. ¿Qué tipo de reacción química ocurre?

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Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es interpretar resultados? Interpretar resultados es expresar con tus propias palabras lo que se entiende de la información obtenida del trabajo experimental.

Evaluación inicial - Pensamiento científico

Inicializando A nuestro alrededor ocurren constantemente cambios físicos y químicos en la materia, los que se deben a numerosas reacciones que se dan, bajo determinadas condiciones. Estas pueden ser muy lentas, como la oxidación de un metal, o rápidas, como la combustión de un fósforo. También en nuestro cuerpo se llevan a cabo una gran cantidad de reacciones, necesarias para cumplir con funciones vitales. Un ejemplo de ello es lo que sucede cuando nos alimentamos. Los alimentos contienen grandes cantidades de energía que se libera lentamente durante la digestión, pero en determinadas condiciones este proceso puede ocurrir muy rápidamente. Te invitamos a analizar la siguiente experiencia para que te familiarices con las reacciones químicas.

Procedimiento experimental Para realizar esta actividad se desarrollan los siguientes pasos:

Pasos para interpretar resultados

1. Se coloca un poco de clorato de potasio en el fondo de un tubo de ensayo.

Paso 1: identificar lo que se entiende de la información. Paso 2: relacionar lo que se entiende con lo que se sabe. Paso 3: expresar o explicar la información usando palabras propias, comprobando que lo que se exprese tenga sentido.

2. Se toma el tubo de ensayo con una pinza de madera y se acerca al mechero para calentarlo hasta que se licúe el clorato de potasio. 3. Se toma un trozo de cereal de maíz lo suficientemente pequeño como para que llegue al fondo del tubo de ensayo. 4. Se deja caer el cereal al interior del tubo de ensayo y se registran las observaciones.

Materiales y reactivos -

Clorato de potasio, KClO3. Un tubo de ensayo. Cereal de maíz. Una pinza de madera. Mechero.

Clorato de potasio

Obtención de resultados Las observaciones realizadas fueron las siguientes: “al entrar en contacto el cereal con el clorato de potasio apareció una luz intensa que duró algunos segundos. Luego de esto, al observar con detenimiento el tubo de ensayo ya no se apreciaba el cereal en él”.

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Interpretación de resultados A partir de la experiencia realizada y de los resultados registrados, responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué cambios se observaron en el cereal y en el reactivo cuando se pusieron en contacto?

b. Intenta explicar qué significan los cambios observados en los compuestos involucrados en esta experiencia a nivel atómico considerando solo lo observado y lo que sabes acerca de las reacciones químicas.

c. ¿Hay energía involucrada en esta experiencia? ¿Cómo lo sabes?

d. ¿Qué observación te permite evidenciar que ha ocurrido una reacción química? ¿Por qué?

e. Explica en breves palabras tu descripción de una reacción química según lo que se observó en esta experiencia.

Planteamiento del problema Cuando se produce una reacción química, ¿existe alguna forma de evidenciarla?

Formulación de hipótesis Una hipótesis posible para este caso es:

Mi estado

Al poner en contacto dos sustancias, es posible que se produzca un cambio químico en ellas, que se puede evidenciar con desprendimiento de luz.

En esta actividad: ¿Relacioné la información entregada en los resultados con la información que ya manejo?

a. ¿Qué otra hipótesis propones para esta experiencia?

¿Expliqué con mis propias palabras lo que aprendí o entendí de esta experiencia?

Conclusiones a. ¿Se comprueba la hipótesis planteada? ¿Por qué? b. ¿Qué evidencias observaste que permiten afirmar si ha ocurrido o no una reacción química? c. Según esta experiencia, ¿qué productos se pueden obtener a partir de una reacción química?

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Las reacciones químicas La Química, como ciencia, se ocupa del estudio de las propiedades de la materia así como de los cambios físicos o químicos que esta experimente con la concurrencia y transformación de algún tipo de energía. Cuando se produce un cambio físico en la materia no varía la naturaleza de las sustancias, ya sea estén constituidas por elementos o compuestos; tampoco se originan sustancias nuevas, sino que solo cambia la forma o el estado de agregación de ellas. Ejemplos de estas transformaciones son los cambios de estado (sólido ↔ líquido ↔ gas), los que ocurren con la intervención de la energía térmica y han sido ampliamente estudiados en cursos anteriores de Ciencias Naturales. Si se produce un cambio químico, una o más sustancias se transforman en otra u otras sustancias que poseen propiedades diferentes a las de las sustancias iniciales.

Los cambios físicos implican solamente modificaciones en la forma o en el estado de agregación de la materia. Por ejemplo, cuando se funde el hielo.

A los cambios químicos se les denomina reacciones químicas, que consisten en la combinación de elementos o compuestos para formar nuevas sustancias o en la descomposición de compuestos en sus elementos u otras sustancias. Esto necesariamente implica la ruptura de algunos enlaces entre los átomos y la generación de otros; por consiguiente, las reacciones químicas están directamente vinculadas al enlace químico. En general, en las reacciones químicas ordinarias intervienen los electrones del último nivel energético de los átomos. Esto quiere decir que obedecen a fenómenos electrónicos. Sin embargo, existen otros tipos de reacciones, como las nucleares, que dan lugar a nuevas sustancias mediante la modificación del núcleo atómico. Este tipo de reacciones es el que ocurre, por ejemplo, en el interior de las estrellas. Ya sabemos que las reacciones químicas existen, pero ¿cómo evidenciarlas? Cuando se mezclan dos sustancias, en muchos casos no ocurre una reacción química. Estas mantienen su composición y propiedades originales. Se necesita entonces una evidencia experimental para poder afirmar que ha ocurrido una reacción química; por ejemplo: • • • •

un cambio de color. la formación de un sólido o precipitado en una disolución. el desprendimiento de un gas en forma de burbujeo en una disolución. el desprendimiento o la absorción de calor, manifestado por el cambio de la temperatura en el recipiente de reacción.

Sin embargo, en algunas reacciones químicas no aparece ninguno de estos signos. En estos casos, para decidir si se produjo una reacción química es necesario recurrir a un análisis químico de la mezcla que detecte la aparición de nuevas sustancias. Nitrato de plomo

Actividad modelada Yoduro de potasio

1. En el siguiente esquema se representa una ecuación química.

Reacción Precipitado yoduro de plomo

En la imagen se muestra una reacción química producida al mezclar nitrato de plomo con yoduro de potasio. Observa que al verter el yoduro de potasio en la disolución se forma un precipitado amarillo. ¿Cómo se evidencia el cambio químico en este caso?

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+ química

H2

O2

H2O

¿Qué enlaces se rompen y cuáles se forman? Respuesta. Se rompen enlaces H – H y O – O en los reactantes. Se forman enlaces O – H en los productos.

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Representación de las reacciones químicas Las reacciones químicas se representan con ecuaciones químicas, las que relacionan las cantidades relativas de reactantes o reactivos, que corresponden a las sustancias que reaccionan, con los productos, que son las sustancias que se generan. Los elementos y compuestos que participan en una reacción química se representan por sus símbolos y fórmulas químicas, respectivamente, agregando además, el estado físico de los reactantes y productos: sólido (s), líquido (ℓ), gaseoso (g). Para las sustancias disueltas en agua se utiliza la abreviación ac. Analicemos la ecuación química que representa lo que sucede cuando se enciende una cinta de magnesio, Mg, en presencia de aire. Coeficiente estequiométrico

llama

2Mg (s) + O2 (g)

2MgO (s) +

Reactantes

energía / luz

Producto Estado físico

La ecuación refleja la reacción de combustión del magnesio. En ella se produce la oxidación del Mg y se libera energía en forma de luz blanca intensa. Los reactantes son el magnesio y el oxígeno, mientras que el producto de la reacción es óxido de magnesio, MgO, un polvo blanco.

Combustión de una cinta de magnesio.

La flecha, →, que separa a los reactantes de los productos indica el sentido en que la reacción se desarrolla. En este caso la flecha tiene solo un sentido; por lo tanto, indica que la reacción es irreversible. Esta ecuación muestra, además, si en el proceso se absorbe o se desprende energía, y sobre la flecha se señalan las condiciones para producir la reacción. En ocasiones se requiere aplicar una energía llamada energía de activación para iniciar la reacción; en este caso es una llama. La ecuación química debe estar balanceada, es decir, tiene que haber el mismo número de átomos a ambos lados de ella, pues debe cumplir la ley de conservación de la masa, que veremos más adelante. Para lograr el equilibrio se agregan los llamados coeficientes estequiométricos delante de la fórmula o símbolo de cada sustancia que participa. Para este caso, dos átomos de magnesio reaccionan con una molécula de oxígeno y producen dos fórmulas unitarias de óxido de magnesio con desprendimiento de energía luminosa. Si en una reacción química los productos pueden volver a reaccionar para formar los reactivos originales, se considera a la reacción como reversible. Lo anterior se simboliza con una segunda flecha en sentido contrario. Un ejemplo de una reacción reversible es la del hierro (Fe) con vapor de agua para producir óxido de hierro o magnetita, Fe3O4, e hidrógeno, H2. 3Fe(s) + 4H2O(g)

Fe3 O4(s) + 4H2(g)

Magnetita formada por la reacción del hierro y el agua.

Magnetita

¿Por qué es reversible esta reacción? Porque cuando se hace pasar hidrógeno gaseoso sobre magnetita en caliente se produce hierro y vapor de agua. El calor corresponde a la energía de activación necesaria para que ocurra la reacción.

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Ampliando memoria Los alimentos se degradan en el organismo, transformándose en moléculas más sencillas. Estas reacciones van acompañadas de una liberación de energía, la que es utilizada para realizar diferentes procesos metabólicos internos, como mantener la temperatura corporal y realizar movimientos y otros tipos de trabajo.

La energía y las reacciones químicas En una reacción química no solo desaparecen algunas sustancias y se forman otras, sino que también suceden intercambios de energía potencial con el medio ambiente. Cada sustancia química constituye una reserva de energía potencial, que depende del tipo de átomos que conforman a la sustancia y de las uniones o enlaces existentes entre ellos. Mientras más fuerte es el enlace, mayor es la energía que contiene. Como sabemos, en una reacción se rompen los enlaces de los reactantes y se forman nuevos enlaces en los productos. ¿Cómo se vincula la energía en esto? Pues bien, para romper un enlace se necesita energía y al formarse un enlace se libera energía; esto quiere decir que en todas las reacciones químicas participa la energía. Si la energía de los reactantes es mayor que la de los productos, la reacción que se produce libera energía. En este caso, la reacción se denomina exergónica. La energía desprendida se puede manifestar produciendo calor, energía eléctrica, o también originando luz. Si la energía de los reactantes es menor que la de los productos, la reacción ocurre sólo si se le suministra energía al sistema reaccionante. En este caso, la reacción se denomina endergónica. La energía absorbida se puede suministar mediante calor, luz o energía eléctrica. Veamos como ejemplo de un proceso reversible la formación y la descomposición del agua. La siguiente ecuación representa la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno gaseosos: Chispa

2H2 (g) + O2 (g)

2H2O (ℓ) + energía

Esta reacción es exergónica o espontánea, aunque requiere para su inicio que se aplique una chispa y se inflame el hidrógeno, es decir, necesita una energía de activación. Electrolisis del agua en tubos de ensayo invertidos con electrodos de grafito.

La descomposición de agua en hidrógeno y oxígeno se puede realizar mediante electrolisis, proceso que requiere aplicar una corriente eléctrica (energía). 2H2O (ℓ) + energía

La ecuación anterior nos está indicando que la descomposición del agua es un proceso endergónico o no espontáneo; sin embargo, si se le aplica una energía al sistema, la reacción igual ocurre, a pesar de ser no espontánea.

Energía luminosa

O2

2H2(g) + O2 (g)

La fotosíntesis es un proceso mediante el cual las plantas elaboran su alimento. Es la reacción química más importante que ocurre en ellas, y como sucede solo en presencia de energía lumínica o solar, es clasificada como una reacción endergónica.

H2O

Energía química

C6H12O6

En la fotosíntesis se producen reacciones químicas que convierten el dióxido de carbono (CO2) atmosférico y el agua en azúcares y oxígeno (O2) con la ayuda de la luz solar. La clorofila, concentrada en las hojas verdes, es un pigmento que capta la energía proveniente del Sol. Este es un ejemplo típico de transformación de la energía solar en energía química. Consta de muchas reacciones químicas sucesivas, pero se puede representar en forma simple con la ecuación: CO2

H2O

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R eacción de fotosíntesis en una hoja.

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6CO2 (g) + 6H2O (ℓ)

Luz solar

C6H12O6 (s) + 6O2 (g)

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Representación de las reacciones químicas Como en muchas reacciones químicas se produce calor o se absorbe calor, para referirnos a ellas se utilizan los términos reacciones exotérmicas y endotérmicas, respectivamente. Analicemos algunos ejemplos: Reacciones exotérmicas La combustión. Las reacciones de combustión se producen entre sustancias ricas en energía química, llamadas combustibles, con el oxígeno, que se denomina comburente. Estas reacciones son rápidas, generan en muchos casos CO2 y H2O y, además, desprenden luz y calor. Un ejemplo de cambio químico o reacción química exotérmica que observamos cotidianamente es la que ocurre cuando encendemos el carbón para preparar un asado. Para poder hacerlo aplicamos un trozo de papel ardiendo, lo que implica agregar una energía de activación para que se inicie el proceso de la combustión del carbón. Como siempre encendemos el carbón al aire Si encendemos el carbón en un cuarto cerrado, el carbono, El carbón reacciona con además de consumir el oxígeno de ese espacio, libera el libre, donde hay gran cantidad de oxígeno el oxígeno atmosférico y gas monóxido de carbono (CO), que es una sustancia letal disponible, se produce dióxido de carbono libera energía térmica y para los seres vivos. Esto es el peligro de usar braseros en (CO2) según la siguiente reacción: lumínica. habitaciones cerradas. La ecuación química en este caso es: C(s) + O2(g)

Llama Energía de activación

CO2(g) + calor y luz

2C(s) + O2(g)

Llama Energía de activación

2CO(g) + calor y luz

La combustión del gas, la gasolina o el querosén en autos o aparatos domésticos como chimeneas, calderas o calentadores de agua puede producir monóxido de carbono, gas que es muy tóxico cuando se respira en niveles muy elevados. La ecuación química en este caso es la siguiente: 4CH4 (g) + 7O2 (g)

Llama Energía de activación

2CO (g) + 2CO2 (g) + 8H2O (ℓ) + calor y luz

En general, los combustibles fósiles como el carbón, el petróleo y el gas natural reaccionan con el comburente, que es el oxígeno del aire, liberando calor y luz en forma de llama.

Actividad propuesta 1. Indica qué son el combustible y el comburente en las reacciones de combustión. 2. Las reacciones de combustión comienzan con un aporte energético, pero ¿son exotérmicas o endotérmicas? ¿Por qué?

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La corrosión de algunos metales. ¿Has observado el cambio que experimenta un clavo de hierro cuando se expone a la intemperie durante algún tiempo? Este cambio se conoce como corrosión. La corrosión es la transformación de un metal en otro compuesto mediante una reacción química con alguna sustancia de su entorno. Generalmente, en este tipo de reacciones intervienen el oxígeno, el agua, ácidos o sales. La reacción del hierro, del cobre y de otros metales con oxígeno atmosférico también son reacciones exotérmicas. La diferencia con la combustión es que la energía se libera lentamente y es mucho menor. Además, no producen llama. Una reacción típica de corrosión es la acción del O2 y la humedad sobre el hierro metálico, lo que da lugar al óxido férrico o herrumbre. La reacción química en este caso es: 4Fe (s) + 3O2 (g)

Agua

2Fe2O3 (s) + calor

Hierro

Óxido férrico rojizo

La corrosión del hierro en ambientes en que no hay suficiente oxígeno, como en los estanques enterrados, produce magnetita negra, Fe3O4, que puede ser considerada como un óxido mixto entre óxido férrico, Fe2O3, y óxido ferroso, FeO. Los óxidos de hierro son porosos y no adherentes, por lo cual pueden producir la destrucción total del metal. En el aluminio se forma una capa de óxido de aluminio, Al2O3, que se adhiere fuertemente a la superficie del metal, por lo que es impermeable al paso del oxígeno y del agua, y por esto protege al metal contra una corrosión posterior. Las latas de bebidas contaminan nuestro entorno y son una evidencia de que la corrosión del aluminio es muy lenta. Además, el aluminio es fácilmente reciclable y puede ser reutilizado.

El oxígeno del ambiente reacciona con los materiales de hierro y los corroe, formando una capa de óxidos porosos y no adherentes sobre su superficie que los destruye.

La combustión de los combustibles fósiles y la corrosión del hierro son ejemplos de reacciones químicas en que las mismas sustancias pueden generar distintos productos, dependiendo de las condiciones en que se produzca la reacción. Otros ejemplos de reacciones exotérmicas son: • La reacción de magnesio, Mg, con ácido clorhídrico, HCl, cuya ecuación es: Mg (s) + 2HCl (ac)

H2 (g) + MgCl2 (ac) + calor Cloruro de magnesio

En el aluminio se forma una capa de óxido que protege al metal, por lo que su corrosión y degradación es muy lenta.

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• La reacción de los metales alcalinos con agua, genera hidrógeno, H2, y calor. Un ejemplo es la reacción del sodio, Na, con agua, H2O, cuya ecuación es:

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2Na (s) + 2H2O (ℓ)

2NaOH (ac) + H2 (g) + calor

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Reacciones endotérmicas Estas reacciones necesitan energía para que se lleven a cabo. A continuación te mostramos algunos ejemplos. • Para que se produzca la descomposición del carbonato de calcio, CaCO3(s), se necesita agregar energía en forma de calor. CaCO3 (s) + calor

CaO (s) + CO2 (g)

Carbonato de calcio (Piedra caliza)

Óxido de calcio (Cal viva)

Para grabar

• Para la descomposición del carbonato ácido de sodio, también conocido como bicarbonato de sodio, NaHCO3, se necesita calor. 2NaHCO3 (s) + calor

Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O (g)

Carbonato ácido de sodio

Carbonato de sodio

Dióxido de carbono

En las reacciones químicas, las moléculas de los reactivos chocan entre sí, rompiendo enlaces y originando otros nuevos. Así se forman las moléculas de los productos. En las reacciones químicas exotérmicas se desprende energía y en las endotérmicas se absorbe energía.

• La generación de oxígeno gaseoso generalmente se realiza calentando clorato de potasio, KClO3. 2KClO3 (s) + calor 2KCl (s) + 3O2 (g) Clorato de potasio

Cloruro de potasio

Actividad modelada 1. ¿Es el siguiente ejemplo una reacción de combustión? N2 (g) + O2 (g) + calor

Energía de activación

2NO (g)

Respuesta. No, porque a pesar de que el oxígeno interviene como reactivo, no se produce emisión de energía, sino absorción. Es una reacción endotérmica.

Actividad experimental A continuación te invitamos a realizar la siguiente experiencia para reforzar lo que has aprendido. Necesitas: jugo de limón, bicarbonato de sodio, vinagre, dos pocillos de vidrio, cuchara para revolver. 1. Haz reaccionar las siguientes sustancias: a. Ácido cítrico (jugo de limón) con bicarbonato de sodio. b. Bicarbonato de sodio (polvos de hornear) con vinagre. 2. Investiga si estas reacciones son endotérmicas o exotérmicas. Escribe las fórmulas de los compuestos. 3. Escribe las ecuaciones químicas de cada reacción con la información obtenida, e indica en ellas si se necesita o se libera energía. 4. Responde las siguientes preguntas: a. ¿Cómo puedes saber experimentalmente si la reacción es endotérmica o exotérmica? Explica y fundamenta tu respuesta. b. ¿Influye el material del que está hecha la cuchara que se utiliza para revolver la mezcla de sustancias? ¿Por qué? Explica fundamentando con la información entregada hasta ahora en tu texto.

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Clasificación de las reacciones químicas Ya hemos señalado que existen dos categorías de reacciones químicas, las exotérmicas y las endotérmicas. Sin embargo, como son muchas, los químicos consideran útil clasificarlas de acuerdo a sus similitudes. Veamos ahora los cuatro tipos de reacciones más simples: de síntesis, de descomposición, de sustitución simple y de sustitución doble o de metátesis.

Reacciones de síntesis Este tipo de reacciones implica la combinación directa de dos o más reactantes para producir un producto. Los reactantes pueden ser elementos o compuestos. En general, se pueden simbolizar de la siguiente forma:

X Reacción de síntesis entre el hierro, Fe, y el azufre, S, para formar sulfuro de hierro (III), FeS.

+ Y

XY

La síntesis de cloruro de hierro (II) a partir de hierro y cloro es una reacción de combinación directa: Fe (s) + Cl2 (g) FeCl2 (s) Cloruro de hierro (II)

Reacciones de descomposición En estas reacciones, un único reactante se descompone, y forma dos o más productos. Son las reacciones opuestas a las de síntesis y se pueden simbolizar en forma general de la siguiente manera:

AB

A + B

Como ejemplo, podemos mencionar la descomposición del agua oxigenada en agua y oxígeno. La ecuación de esta reacción es la siguiente: 2H2O2 (ℓ) + energía

2H2O (ℓ) + O2 (g)

Agua oxigenada

R eacción de descomposición del agua oxigenada, que forma agua y oxígeno.

Reacciones de sustitución simple En este tipo de reacciones, un elemento reemplaza a otro que forma parte de un compuesto. Los productos de este tipo de reacción son un nuevo elemento y un compuesto distinto. Se simbolizan como sigue:

E + FG

EG + F

• La reacción de cinc con ácido clorhídrico es un ejemplo de una reacción de sustitución simple. La siguiente es su ecuación. Zn (s) + 2HCl

ZnCl2 (s) + H2 (g) + energía

Esta reacción es común para todos los metales que son capaces de reaccionar con ácido clorhídrico. • Otro ejemplo es la reacción en que el cinc reemplaza al cobre de una solución acuosa de sulfato de cobre (II). Zn (s) + CuSO4 (ac) R eacción de sustitución simple del cinc con el sulfato de cobre.

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ZnSO4 (ac) + Cu (s)

Las reacciones de sustitución simple ocurren bajo ciertas condiciones. Por ejemplo, si se hace la reacción inversa, el cobre no reemplaza al cinc.

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Reacciones de sustitución doble o de metátesis Estas reacciones se denominan también de metátesis, que en griego significa “trasponer”. Son aquellas en que los iones en solución acuosa de dos compuestos intercambian sus posiciones y generan, por ejemplo, un compuesto poco soluble. Se ajustan a la siguiente ecuación general.

PQ + RS

PS + RQ

La precipitación de cloruro de plata a partir de nitrato de plata y cloruro de sodio es un ejemplo de este tipo de reacciones. AgNO3 (ac) + NaCl (ac)

NaNO3 (ac) + AgCl (s)

Nitrato de plata

Nitrato de sodio

Cloruro de sodio

Cloruro de plata

Las reacciones de precipitación son ejemplos de reacciones de sustitución doble. Las reacciones de neutralización ácido-base en las que intervienen hidróxidos iónicos son también de sustitución doble. El H+ del ácido se combina con el OH– de la base para formar agua. El anión del ácido y el catión de la base forman la sal. Esto se refleja en una ecuación de la siguiente manera: HNO3 (ac) + NaOH (ac) Ácido nítrico

Hidróxido de sodio

NaNO3 (ac) + H2O (ℓ) Nitrato de sodio

Agua

El cambio neto de las reacciones de sustitución doble implica sacar iones de la disolución, ya sea por precipitación o por formación de un compuesto molecular como el agua, en las reacciones de neutralización.

Las reacciones en las que se forman precipitados son también reacciones de sustitución doble.

Reacción de sustitución doble. En ella se produce el intercambio de iones en solución acuosa entre los dos compuestos. La ecuación química de esta reacción es: AgNO3(s) + KI(ac)

AgI(s) + KNO3(ac)

Actividad propuesta 1. Escribe la ecuación para la reacción de síntesis entre el sodio metálico y el Br2(ℓ). 2. El amoniaco gaseoso NH3(g), se descompone en N2(g) y H2(g). Escribe la reacción correspondiente. 3. Cuando se trata Br2(ℓ) con KI(ac) se obtiene KBr(ac) y 2I2(s). a. ¿Qué tipo de reacción es? b. Escribe la ecuación química para esta reacción e identifica sus componentes. 4. Clasifica la siguiente reacción: 3Ca(OH)2 + 2H3PO4(ac) → Ca3(PO4)2(s) + 6H2O(ℓ).

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La velocidad de las reacciones químicas En la vida cotidiana observamos que ciertas reacciones son rápidas, algunas casi instantáneas, mientras que otras son tan lentas que nos parece que no ocurren. Por ejemplo, la corrosión de los metales es, en general, una reacción lenta; en cambio, la combustión del metano, CH4, y de otros combustibles son reacciones rápidas. La rama de la Química que estudia tanto la velocidad de las reacciones como el mecanismo mediante el cual ellas ocurren es la cinética química. El término velocidad de reacción describe la rapidez con que ocurre una reacción química, y el término mecanismo de reacción describe los pasos o etapas necesarios para que ocurra una reacción. En esta unidad nos referiremos solo a la velocidad de las reacciones químicas. La velocidad de una reacción química se define como la variación de la concentración de uno de los productos o la disminución del o los reactantes en una unidad de tiempo. La velocidad de una reacción química no es constante, ya que las concentraciones cambian más rápidamente al comienzo de la reacción, vale decir, la velocidad de formación de los productos y la de disminución de los reactantes es mayor al inicio de la reacción. Podemos decir, entonces, que la velocidad en un cambio químico es la disminución de la cantidad de reactivo en una unidad de tiempo, o bien el aumento de la cantidad de producto en una unidad de tiempo. Por ejemplo, cuando el Mg reacciona con HCl según la ecuación 2HCl (ac) + Mg (s)

El cambio de color demuestra que la manzana ha experimentado una reacción química ¿Es rápida o lenta?

Ampliando memoria La velocidad de las reacciones químicas y los mecanismos involucrados en ellas son muy importantes, especialmente en la síntesis de compuestos y en procesos industriales, ya que si la velocidad de estos se puede controlar, se gana en eficiencia por ahorro de energía.

Ayuda Un catalizador es una sustancia que aumenta la velocidad de reacción sin sufrir ella misma un cambio permanente en el proceso. Los catalizadores biológicos son las enzimas.

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MgCl2 (ac) + H2 (g),

la velocidad puede calcularse midiendo la cantidad de Mg o de HCl desaparecidos en una unidad de tiempo, o bien, la cantidad de MgCl2 o de H2 formados en una unidad de tiempo. La cantidad de una sustancia disuelta en un volumen de otra corresponde a una concentración. Para calcular la velocidad de una reacción se usa el valor de esta concentración con respecto al tiempo. ¿Qué factores influyen en la velocidad de una reacción? La velocidad de una reacción puede variar de acuerdo a las condiciones en que se produzca. Se ha observado experimentalmente que la velocidad de las reacciones químicas aumenta: • al elevar la temperatura del sistema. • al incrementar la concentración de los reactantes. • al aumentar la superficie de contacto entre un sólido y un líquido o un gas. Esto implica un cierto grado de división de las sustancias sólidas participantes como reactantes. • por la presencia de catalizadores (ver recuadro Ayuda).

Actividad experimental Materiales: 4 trozos lijados con lima fina de 2 cm de longitud de cinta de magnesio, 4 tubos de ensayo, 4 vasos de precipitados de 50 mL, HCl 0,01M, termómetro, pipetas de 5 mL, cronómetro, placa calefactora o mechero, trípode y rejilla. Procedimiento: Agrega 1,5 mL de HCl a cada tubo de ensayo y con cuidado, evita el contacto del ácido con el cuerpo. Colócalos dentro de los vasos de precipitados con agua a diferentes temperaturas (0, 15, 30 y 50 °C). Luego, agrega las tiras de magnesio a cada tubo y registra el tiempo que demoran en desaparecer. Completa una tabla como la siguiente: Temperatura (°C)

0

15

30

50

Tiempo (s) 1. ¿Qué se observa a partir de los resultados? 2. ¿Qué has comprobado en esta experiencia? 3. ¿Cómo podrías comprobar el efecto de la concentración de los reactantes sobre la velocidad de una reacción? Propón un diseño experimental.

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0

1

2

El efecto de los factores que inciden en la velocidad de una reacción se puede comprender a nivel molecular mediante la teoría de las colisiones, que se basa en la teoría cinético-molecular y explica los procesos involucrados en las reacciones químicas. Según esta teoría, se produce una reacción química cuando se rompen ciertos enlaces de los reactantes y se forman otros para generar el o los productos. Para que ello ocurra, las partículas de los reactantes, ya sean iones, moléculas o átomos, deben colisionar entre sí. De todos los múltiples choques que existen, algunos producen una reacción, es decir, la colisión es efectiva; sin embargo, muchas otras colisiones no tienen la consecuencia esperada, es decir, no son colisiones efectivas.

Energía potencial

Teoría de las colisiones Energía de activación sin catalizador

Energía de activación. Observa que el efecto del catalizador es disminuir esta energía.

Energía de activación con catalizador Calor de reacción Energía potencial de los reactores

Energía potencial de los productos

Dirección de la reacción

Veamos la reacción entre el hidrógeno y el yodo gaseosos en la que se observan ambos tipos de colisiones: 2

H2

HI

I2 Para que las colisiones sean efectivas se deben cumplir tres requisitos fundamentales: • Solo pueden ser efectivas las colisiones que ocurren entre las partículas de los reactivos. • Deben ocurrir entre moléculas que tengan una orientación o disposición geométrica adecuada, de lo contrario rebotan. • Las partículas deben chocar con una energía mínima, la que proviene de la energía cinética de las mismas. Esta energía es la que permite que se rompan los enlaces de los reactantes para formar los productos, y se denomina energía de activación. El modelo de colisiones se puede representar, en forma general, como sigue: Efectiva

No efectiva

Para grabar Con la teoría de las colisiones podemos explicar los efectos de los distintos factores que influyen en la velocidad de una reacción: • Cuanto mayor sea la temperatura del sistema, mayor será la velocidad de las moléculas y se producirán más choques. • Cuanto mayor sea la concentración de los reactivos, mayor será la probabilidad de que se produzcan choques entre las partículas. • Cuanto mayor sea el grado de división de los sólidos participantes, mayor será la superficie de contacto y será más fácil que se produzcan choques entre las partículas de los reactantes.

La velocidad de una reacción química no es constante, ya que disminuye con el tiempo, porque los reactantes se consumen a medida que avanza la reacción, y aumenta con la temperatura, con la concentración de los reactantes y según la superficie de contacto entre los reactantes, lo que se explica mediante la teoría de las colisiones. También la velocidad aumenta cuando se utiliza un catalizador.

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I.

Evaluación de proceso

Analizando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

Representación de reacciones químicas

6 Señala qué tipo de reacción es la siguiente:

1 ¿Cuál de las siguientes notaciones indica que se trata de una sustancia disuelta en agua? D. H2O (ℓ) E. N2 (ℓ)

A. HNO3 (ac) B. HCl (g) C. NH3 (g) 2 En una reacción química: A. B. C. D. E.

se rompen enlaces químicos. los átomos se reordenan. se forman nuevos enlaces. se intercambia energía con el medio en que ocurre. Todas las anteriores.

Energía y reacciones químicas

3 ¿Qué tipo de reacción química libera energía? A. B. C. D. E.

Descomposición. Exergónica. Endergónica. Sustitución simple. Precipitación.

La combustión del metano o gas natural. La corrosión de los metales. La reacción de un metal alcalino con agua. La descomposición del carbonato de calcio o piedra caliza. E. La corrosión del hierro.

5 Observando el siguiente gráfico, indica qué tipo de reacción representa. Energía potencial

A. B. C. D. E.

H2O (ℓ) + K2SO4

De síntesis. De sustitución doble y neutralización. De descomposición. De sustitución simple. De combinación.

7 Observa la siguiente reacción: AgNO3 + NaCl

NaNO3 + AgCl

De ella se puede afirmar que: I. es de síntesis. ll. es de sustitución. lll. se sintetiza el AgNO3. lV. se sustituyen la plata y el sodio. V. el producto es el NaCl. C. II y IV. D. I y V.

E. III y IV.

Velocidad de las reacciones químicas

A. B. C. D.

450 400 350 300 250 200 150 100 Dirección de la reacción

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KOH (ac) + H2SO4 (ac)

A. I y II. B. II y III.

4 ¿Cuál de las siguientes reacciones químicas es una reacción endotérmica?

A. Catalizada. B. Endergónica. C. Exergónica.

Clasificación de las reacciones químicas

D. Explosiva. E. Ninguna de las anteriores.

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

8 En general, la velocidad de una reacción aumenta: A. B. C. D. E.

si disminuye la concentración de los reactantes. al aumentar la temperatura de la reacción. al agregar un inhibidor de la reacción. al realizarla a presión constante. con todas las anteriores.

9 ¿Cuál de las siguientes afirmaciones no es una interpretación correcta de la teoría de las colisiones sobre las reacciones químicas? A. La velocidad de la reacción depende del número de colisiones efectivas en un determinado tiempo. B. La velocidad depende de la energía cinética de las partículas que chocan. C. La velocidad depende de la superficie de contacto de los reactantes. D. La velocidad depende de la masa de los reactantes. E. La velocidad depende de la presencia de un catalizador. Correctas:

Incorrectas:

Omitidas:

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

II. Responde las siguientes preguntas. Representación de reacciones químicas

1 Observa la siguiente ecuación y escribe toda la información que puedas obtener de ella. C3H8 (g) + 5O2 (g)

Llama Energía de activación

3CO2 (g) + 4H2O (g) + calor y luz

Propano

Velocidad de las reacciones químicas

2 En un matraz se hicieron reaccionar trozos de piedra caliza con ácido clorhídrico. Se obtuvo cloruro de calcio, dióxido de carbono y agua. La ecuación de esta reacción es la siguiente: CaCO3 (s) + 2HCl (ac)

CaCl2 (ac) + CO2 (g) + H2O (ℓ)

Durante el experimento se midió, a intervalos regulares de tiempo, la masa total de los reactantes más los productos en dos condiciones: A. con el matraz abierto. B. con el matraz cerrado. Observa la figura siguiente y señala cuál de estos gráficos muestra los resultados de este experimento en la forma A. y B. Justifica tu respuesta.

I

II

masa (g)

0

III

masa (g)

tiempo (min)

0

masa (g)

tiempo (min)

0

tiempo (min)

Forma A:

Forma B:

Mi estado Anota el nivel de logro de tus aprendizajes hasta ahora y evalúa tu desempeño. R econozco los diferentes tipos de reacciones químicas y sus componentes. Explico los distintos factores que influyen en una reacción química a partir de una situación problema. Analizo las fórmulas químicas de ciertas sustancias para reconocer en ellas los elementos que las constituyen. 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

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Las leyes fundamentales del cambio químico Hasta el siglo XVIII, la química estuvo centrada en estudios que pretendían comprender el proceso de la combustión, las interacciones entre sustancias y la formación de nuevas sustancias solo desde el punto de vista cualitativo. Pero a finales de este siglo y principios del siglo XIX, varios científicos se dedicaron a estudiar estos cambios químicos en forma cuantitativa y obtuvieron como resultado importantes conclusiones que originaron las leyes fundamentales del cambio químico o leyes ponderales. Estas leyes establecen las relaciones en masa que se verifican en las reacciones, y son válidas para todas las sustancias en cualquier estado físico. También se han denominado leyes fundamentales de la química por su enorme importancia para ella. Algunas de estas leyes son la ley de conservación de la masa, la ley de la composición constante y la ley de los volúmenes de combinación.

Ley de conservación de la masa Esta ley también es conocida como la ley de conservación de la materia.

Antoine Lavoisier (1743 – 1798).

El químico francés Antoine Lavoisier (1743 – 1798) realizaba experimentos en recipientes cerrados y determinaba la masa de cada una de las sustancias utilizadas en ellos, antes y después de ocurrida la reacción química, mediante una balanza. Uno de estos experimentos se relacionaba con el proceso de la combustión: consistía en calentar un tubo cerrado de vidrio que contenía una muestra de estaño, Sn, y aire (N2 y O2). Observa la siguiente representación: N2 Experimento de Lavoisier N2

Antes del calentamiento O2

Sn

Después del calentamiento

SnO La masa de los reactivos es de 103,2 g: 65,4 g de Sn + 37,8 g de aire

La masa de los productos es de 103,2 g: 74,2 g de SnO + 29 g de N2

Encontró que la masa total antes del calentamiento era la misma que la masa después de calentar. Al producto obtenido lo llamó “estaño calentado” y corresponde a lo que hoy conocemos como óxido de estaño, SnO. Este experimento y otros similares le demostraron que el oxígeno del aire es esencial para la combustión y además le llevaron a formular la ley de la conservación de la masa: La masa total de las sustancias presentes antes de una reacción química es la misma que la masa de las sustancias después de la reacción. Con el advenimiento de la primera teoría atómica (J. Dalton, en 1803), los químicos entendieron las bases de esta ley: los átomos no se crean ni se destruyen, los cambios que ocurren en una reacción química solo implican un reordenamiento de los átomos. Para comprender esta ley podemos recurrir al modelo de esferas, las que representan a los átomos y a las moléculas en una reacción química. En el ejemplo se muestra la reacción para la formación de agua a partir de hidrógeno y oxígeno:

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Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

2H2 + O2

2H2O

En el esquema se puede observar que el número de átomos de cada elemento se mantiene constante.

0 1

Ley de la composición constante

1 1

2 2

3 3

4 4

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Ampliando memoria

Esta ley también es conocida como ley de las proporciones definidas. Se refiere a que siempre la composición relativa de los átomos en un compuesto es constante. Al inicio del siglo XIX, Joseph Louis Proust (1754 – 1826) y Claude Louis Berthollet (1748 – 1822) discutieron durante 10 años acerca de la composición de los compuestos. Berthollet sostenía que la proporción en masa de cada elemento en un compuesto podía ser variable. En esa época no se sabía que un mismo par de elementos puede formar más de un compuesto. Por ejemplo, el estaño puede formar dos óxidos: el SnO, llamado monóxido de estaño, que contiene 88 % de Sn, y el SnO2, llamado dióxido de estaño, con el 79 % de Sn. Berthollet analizó una muestra de óxido de estaño, la que, aunque él no sabía, contenía una mezcla de ambos óxidos, y llegó a creer que el porcentaje de estaño en el óxido podía variar entre 79 y 88 %.

La importancia de las dos leyes descritas no se debe solo al avance en el conocimiento de las reacciones químicas, sino a que fueron fundamento de la primera teoría atómica formulada por J. Dalton en 1803. Se dio así el paso más importante para el conocimiento de la naturaleza de la materia.

J. L. Proust, por su parte, realizando un cuidadoso trabajo analítico, demostró que en realidad existen dos óxidos de estaño, cada uno de los cuales está formado por proporciones fijas de sus elementos. Estos resultados y otros surgidos de un gran número de experimentos condujeron a Proust a formular, en 1799, la ley de la composición constante o de las proporciones definidas, la que afirma lo siguiente: Porciones o muestras de una sustancia están formadas por los mismos elementos y en una misma proporción o relación de pesos. Analicemos el cumplimento de esta ley para el caso de la formación del óxido de cinc, ZnO: Primer caso 1 g Zn +1 g O ↔ 1,245 g ZnO + 0,755 g O

Joseph Louis Proust (1754 – 1826).

1g Zn + 0,245 g O

Si se hace reaccionar 1 g de Zn con 1 g de oxígeno para formar el ZnO, se comprueba que no todo el oxígeno disponible reacciona con el Zn, sino que el gramo de Zn se combina sólo con 0,245 g de oxígeno, por lo que quedan 0,755 g sin reaccionar. Se forman entonces 1,245 g de ZnO.

2,5 g Zn + 0,612 g O

Si se hacen reaccionar 2,5 g de Zn en lugar de 1 g, la cantidad de oxígeno disponible que reacciona con el Zn es 0,612 g y se forman 3,112 g de ZnO. Quedan entonces 0,388 g de oxígeno sin reaccionar.

Segundo caso 2,5 g Zn + 1 g O ↔ 3,112 g ZnO + 0,388 g O Primer caso masa de Zn que reacciona masa de O que reacciona Segundo caso masa de Zn que reacciona masa de O que reacciona

=

=

1g 0,245 g

2,5 g 0,612 g

= 4,08

Comparando ambos casos, las cantidades de Zn y O que reaccionan para formar ZnO son diferentes, pero su proporción en masa es la misma. Consecuentemente, al descomponer cualquier compuesto, siempre encontraremos la misma relación en gramos entre sus componentes. Así, al descomponer cualquier cantidad de ZnO, se obtendrá la relación:

= 4,08

Masa de cinc / masa de oxígeno = 4,08

Otra forma de expresar esta ley es: cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, la proporción de las masas de los elementos que reaccionan tiene siempre un valor definido, constante.

Actividad propuesta 1. El hierro y el cloro se combinan en la proporción 55,8 g de hierro + 35,5 g de cloro para formar 91,3 g de cloruro de hierro (II), FeCl2. Señala si las siguientes cantidades en la combinación de estos elementos son posibles. a. 20 g de Fe + 28 g de Cl para obtener 48 g de FeCl2. b. 13,95 g de Fe + 8,875 g de Cl para obtener 22,825 g de FeCl2. c. 32 g de Fe + 57,6 g de Cl para obtener 89,6 g de FeCl2.

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Ley de las proporciones múltiples La formulación de la ley de las proporciones definidas y la ley de la conservación de la masa, además de la comprobación de que los mismos elementos pueden formar compuestos diferentes, llevaron a J. Dalton a formular la ley de las proporciones múltiples, la que postula lo siguiente: Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar, en cada caso, un compuesto distinto, están en la relación de números enteros sencillos. Verifiquemos esta ley considerando el caso del cobre combinado con el oxígeno. El cobre y el oxígeno se unen en dos proporciones y forman dos óxidos de cobre que contienen 79,90 % y 88,83 % de cobre cada uno. Estos valores indican los gramos de cobre contenidos en 100 g de óxido. Entonces, por diferencia se puede calcular el contenido de oxígeno en cada óxido. Veamos esto en la siguiente tabla: Cada 100 g de óxido

Gramos de cobre

Gramos de oxígeno

Óxido 1

79,90

20,10

Óxido 2

88,83

11,17

La relación de cobre y oxígeno en cada caso es: Óxido 1 79,90 g de cobre 20,10 g de oxígeno

Óxido 2 = 3,975 ≈ 4

88,83 g de cobre 11,17 g de oxígeno

= 7,953 ≈ 8

Si calculamos la cantidad de cobre combinado con una misma cantidad de oxígeno, notaremos que se necesita el doble de cobre para combinarse con la misma cantidad de oxígeno, por tanto, las masas de cobre que se combinan con una misma masa de oxígeno para formar los dos óxidos están en la relación de 1 : 2 , es decir, uno es a dos. Las fórmulas de estos compuestos serán CuO (óxido de cobre (II)) y Cu2O (óxido de cobre (I)). J. Dalton pudo descubrir esta ley porque disponía de su teoría atómica: como los átomos de dos o más elementos dados pueden combinarse químicamente para formar más de un compuesto y como todos los átomos de un mismo elemento poseen igual masa, le resultó fácil deducir la ley de las proporciones múltiples. De aquí se desprende que si elementos A y B forman más de un compuesto, la proporción de la masa de A por unidad de masa de B es siempre una razón de números enteros sencillos. Al aplicar el modelo de esferas, por ejemplo, a la reacción de carbono y oxígeno, los que pueden formar dos compuestos diferentes, monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2), podremos apreciar que el número de átomos de oxígeno que se combinan con un átomo de carbono para producir los dos compuestos están en una relación sencilla 1 : 2. Caso 1

Caso 2

En este caso, un átomo de carbono se combina con 2 átomos de oxígeno.

En este caso, un átomo de carbono se combina con un átomo de oxígeno.

2C + 2O2

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Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

2CO2

2C + 1O2

2CO

0 1

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5 5

Actividad experimental Un grupo de jóvenes de primero medio decidió poner a prueba la ley de las proporciones múltiples de Dalton. Para eso construyeron esferas de plasticina azules y rojas del mismo tamaño y masa. Elemento A

Elemento B

Compuesto C

Supusieron que las esferas azules eran átomos del elemento A y que las esferas rojas eran átomos del elemento B. Los estudiantes unieron las esferas azules con las rojas, simulando la formación de un compuesto. Al hacerlo, se dieron cuenta que al unir cuatro esferas azules de 5 g con dos esferas rojas de 5 g formaban una estructura, de mayor tamaño y con una masa de 30 g, que sería el compuesto C. Así, determinaron que la ecuación que representaba esta experiencia era la siguiente:

4A+2B→C De este trabajo concluyeron que para formar el compuesto C se necesitan cuatro esferas de plasticina azul o compuesto A y dos esferas rojas o compuesto B. 1. ¿En qué se relaciona este trabajo de los estudiantes con la ley de Dalton? 2. ¿Cuántos átomos de A se necesitan para formar el compuesto C? Recuerda que el modelo atómico de Dalton indica que los átomos de diferentes elementos químicos son distintos; en particular, sus masas son diferentes. De acuerdo a este postulado: 3. ¿Qué error cometieron los estudiantes al comparar las esferas azules y rojas con átomos de diferentes elementos? 4. Realiza la misma prueba que los estudiantes, pero corrige los errores cometidos. Compara un átomo A con esferas blancas y un átomo B con esferas rojas para forman un compuesto X.

Los instrumentos y materiales de laboratorio son herramientas que facilitan el desarrollo de una actividad experimental.

Actividad propuesta 1. El azufre y el oxígeno se combinan para formar tres compuestos gaseosos distintos: SO, SO2 y SO3. Si se dispone de 40 g de azufre: a. ¿Cuántos gramos de oxígeno se necesitarían para preparar cada uno de estos compuestos con los 40 g de azufre? b. Comprueba si las cantidades de oxígeno que se combinan con los 40 g de azufre cumplen con la ley de las proporciones múltiples. 2. El cobre reacciona con cloro para formar dos compuestos diferentes. El compuesto A contiene 64,20 % de Cu y 35,80 % de Cl. El compuesto B contiene 47,27 % de Cu y 52,73 % de Cl. a. ¿Cuál es la relación de la masa de Cl con la masa de Cu en cada compuesto? b. Comprueba si se cumple la ley de las proporciones múltiples.

Ayuda Observa que las masas utilizadas por los estudiantes para representar los elementos A y B son iguales.

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Pensamiento científico

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Ley de los volúmenes de combinación o ley de Gay-Lussac Valorando el origen y el desarrollo de conceptos y teorías Como muchos de los elementos y compuestos son gaseosos, y puesto que es más sencillo medir el volumen que la masa de un gas, fue natural que se estudiaran las relaciones de volumen en que se combinan los gases. Es así como en 1808, Luis José Gay-Lussac (1778 – 1850) descubrió la ley de los volúmenes de combinación que lleva su nombre, la que plantea lo siguiente: En cualquier reacción química, los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en iguales condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos. ¿Cómo surge esta ley? Primero, debes saber que una ley generaliza un conjunto de observaciones o eventos en los que no se admiten excepciones y describe un fenómeno sin explicarlo. Habitualmente, las leyes se expresan en forma verbal o en términos matemáticos. Las teorías son las que se encargan de explicar por qué ocurren los diversos fenómenos que observamos en la naturaleza; entre ellos, los que describen las leyes. De esta forma se van desarrollando y trabajando conceptos que permiten fundamentar las explicaciones entregadas. En este caso particular, la información que se tenía acerca de los elementos era principalmente empírica, pues a nivel atómico se sabía muy poco. Es por ello que Gay-Lussac se valió del trabajo experimental para postular su ley. ¿En qué consistió este trabajo?

Representación de la relación entre volúmenes Hidrógeno (g)

Oxígeno (g)

Vapor de agua

1 volumen 50 mL

2 volúmenes 100 mL

+ 2 volúmenes 100 mL

+

Gay-Lussac sabía que al obtener vapor de agua a partir de los elementos, se había encontrado que un volumen de oxígeno reacciona con dos volúmenes de hidrógeno, formándose dos volúmenes de vapor de agua siempre que todos los volúmenes gaseosos se midieran en las mismas condiciones de presión y temperatura. Esto significaba que, por ejemplo, si 100 mL de hidrógeno (g) se combinaban con exactamente 50 mL de oxígeno (g), se producían 100 mL de vapor de agua, tal como se observa en la representación de la relación entre volúmenes que se encuentra al costado.

Gay-Lussac demostró experimentalmente que esta sencilla relación entre los volúmenes se cumple en todas las reacciones en que intervienen gases, tal como se muestra en los siguientes ejemplos: Reacción cloro e hidrógeno Cloro (g)

Hidrógeno (g)

Reacción nitrógeno e hidrógeno Cloruro de hidrógeno (g)

Nitrógeno (g)

+

1 volumen

Actividad propuesta 1. ¿Qué importancia tenía para Gay-Lussac disponer de un modelo atómico apropiado? 2. ¿Cuál es la relevancia de construir y desarrollar conceptos en ciencia? Justifica considerando un ejemplo a partir de esta página.

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Amoniaco (g)

+

+ 1 volumen

Hidrógeno (g)

2 volúmenes

1 volumen

+

3 volúmenes

2 volúmenes

Como se observa en los esquemas, el volumen de la combinación gaseosa resultante era inferior o, a lo más, igual a la suma de los volúmenes de las sustancias gaseosas que se combinan. Los resultados de Gay-Lussac quedaron solo como observaciones experimentales, porque su ley no tenía una interpretación adecuada según a los postulados de la teoría atómica de John Dalton. Sin embargo, la ley de Gay-Lussac adquirió su verdadero significado cuando el abogado y físico italiano Amadeo Avogadro, en el año 1811, resolvió el dilema al interpretar y publicar sus ideas y conclusiones al respecto.

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

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La hipótesis de Avogadro Avogadro aportó una hipótesis muy importante para el trabajo de Gay-Lussac, en la que afirmaba que “volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos a la misma temperatura y presión, contienen números iguales de partículas”. Esto quiere decir que ”volúmenes iguales => igual número de partículas”. En 1814, A. Avogadro admitió que estas partículas eran moléculas formadas por dos o más átomos, lo que J. Dalton había denominado “átomo compuesto”. Según Avogadro: • En una reacción química, una molécula de reactivo puede reaccionar con una o varias moléculas de otro reactivo, generando una o varias moléculas de producto. • Una molécula no puede reaccionar con un número fraccionario de moléculas, porque la unidad mínima de un reactivo es la molécula. • Por lo tanto, debe haber una relación de números enteros sencillos entre las moléculas de los reactivos y entre estas moléculas y las del producto. Dado que, según la ley planteada por Gay-Lussac, esta misma relación ocurre entre los volúmenes de los gases en una reacción química, Avogadro pensó que debía existir una relación directa entre estos volúmenes de gases y el número de moléculas que contienen. Así, la hipótesis de Avogadro se reformularía como: “Volúmenes iguales de distintas sustancias gaseosas, medidos a la misma temperatura y presión, contienen números iguales de moléculas”.

Ampliando memoria Para Dalton y sus seguidores, los elementos estaban formados por átomos. Según su hipótesis, si dos elementos forman un solo compuesto, éste tendrá un átomo de cada elemento. Así, suponía que la fórmula para el agua era HO. Esto significa que un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de agua, siendo la relación de los volúmenes 1 + 1 → 2, la que no concuerda con los resultados experimentales de Gay-Lussac, quien obtenía una relación de volúmenes de 1 + 2 → 2.

Esto implica que el volumen de cualquier gas a una determinada temperatura y presión es directamente proporcional al número de moléculas existentes en ese volumen. Para explicar esta proposición, que actualmente es una ley, Avogadro señaló que las moléculas de la mayoría de los elementos gaseosos son diatómicas, es decir, son del tipo H2, Cl2, O2, N2, etc., y que cuando participan en reacciones químicas se pueden separar en dos átomos. Con estas suposiciones, resulta fácil justificar la ley de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac. Analicemos la síntesis de cloruro de hidrógeno como ejemplo.

Síntesis de cloruro de hidrógeno (HCl gaseoso) 2 volúmenes de HCl 1 volumen de H2

1 volumen de Cl2

+ 3 moléculas de H2

3 moléculas de Cl2

Experimentalmente, se comprueba que un volumen de hidrógeno reacciona con un volumen de cloro para dar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno.

6 moléculas de HCl

Según lo establecido en la ley de Avogadro, en cada volumen unitario de cloro y de hidrógeno hay un mismo y determinado número de moléculas. En nuestro ejemplo, hemos puesto tres moléculas.

Actividad propuesta 1. ¿Por qué Avogadro reformula su hipótesis?

Como las moléculas de hidrógeno y cloro son diatómicas, la reacción química de síntesis del HCl consistiría en la ruptura de las moléculas de hidrógeno y de cloro y su posterior reorganización para producir seis moléculas de HCl, una por cada átomo de cloro e hidrógeno. Como hemos supuesto que en un volumen de gas hay tres moléculas, seis moléculas ocupan un volumen dos veces mayor. Los volúmenes de los gases reactantes están en la relación 1:1, mientras que el de cloruro de hidrógeno respecto al de cloro o al de hidrógeno está en la relación 2:1, tal como se establece en la ley de Gay-Lussac.

2. Lee detenidamente el párrafo sombreado de esta página. ¿Cuántos conceptos es necesario manejar para entregar esta explicación? ¿Cuáles son?

Como puedes apreciar, las leyes de la naturaleza se manifiestan a través de diversos fenómenos. Cuando los científicos los descubren, intentan dar explicación a las leyes mediante teorías basadas en los conceptos que conocen, o bien desarrollan otras para lograr entender el objeto de estudio.

3. Considerando lo que has aprendido, ¿cuál es el valor del origen y el desarrollo de conceptos y teorías? Explica entregando ejemplos.

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Resumen de las leyes ponderales A continuación te presentamos un resumen con las leyes del cambio químico que hemos revisado.

Ley

Descripción

Ley de la conservación de la masa

En todas las reacciones químicas, la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. La materia se conserva.

2H2

+

O2

2H2O

A. Lavoisier Ley de las proporciones definidas o constantes

Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, la proporción de las masas de los elementos que reaccionan tiene siempre un valor definido, constante. Primer caso 1 g Zn +1 g O ↔ 1,245 g ZnO + 0,755 g O

masa de Zn masa de O

=

1g 0,245 g

= 4,08

1g Zn + 0,245 g O

Segundo caso 2,5 g Zn + 1 g O ↔ 3,112 g ZnO + 0,388 g O

masa de O

=

2,5 g 0,612 g

= 4,08

2,5 g Zn + 0,612 g O

J. L. Proust Ley de las proporciones múltiples

masa de Zn

Las cantidades de un mismo elemento que se unen con una cantidad fija de otro elemento para formar, en cada caso, un compuesto distinto están en la relación de números enteros sencillos, es decir, 1:1, 2:1, 1:3, etc.

2C + 2O2

2CO2

J. Dalton Ley de los volúmenes de combinación

En cualquier reacción química, los volúmenes de todas las sustancias gaseosas que intervienen en la misma, medidos en iguales condiciones de presión y temperatura, están en una relación de números enteros sencillos. Hidrógeno (g)

Oxígeno (g)

Vapor de agua

1 volumen 50 mL

2 volúmenes 100 mL

+ 2 volúmenes 100 mL

L. J. Gay-Lussac (solo para gases)

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Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

+

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Actividad experimental Te invitamos a poner a prueba tus conocimientos realizando las siguientes actividades y reconociendo, en cada una de ellas, qué ley ponderal se trabaja. ¡Buena suerte! Actividad 1 Materiales y reactivos Un tubo de ensayo, una pipeta, cinta de magnesio, 2 mL de HCl 0,02 mM. Procedimiento: 1. En un tubo de ensayo vierte con pipeta 2 mL de HCl 0,02 mM. 2. Introduce en el tubo un trozo de 0,5 g de cinta de magnesio. 3. Registra tus observaciones. 4. Después de 1 minuto, introduce una nueva cinta al mismo tubo de ensayo. 5. Registra tus observaciones. a. ¿Qué notaste al realizar el procedimiento 2? ¿Cómo se explica lo ocurrido? b. ¿Qué sucedió en el procedimiento 4? ¿Qué significa esta reacción? c. ¿Qué ley ponderal pusiste a prueba con este experimento? Explica y fundamenta.

Cinta de magnesio con HCl.

Actividad 2 Cuando el magnesio reacciona con el ácido clorhídrico se forma cloruro de magnesio. La ecuación para esta reacción es la siguiente: a. Según la figura, ¿en qué relación se unen los elementos de cada compuesto? b. ¿A qué ley ponderal corresponde el análisis anterior?

+

+ 2H2

Mg MgCl2 2HCl

Actividad 3 Materiales y reactivos Un globo, una botella de plástico de 100 mL, una balanza, una pastilla efervescente, agua. Procedimiento: 1. Introduce la pastilla efervescente en el globo. 2. Toma la botella y llénala hasta la mitad con agua. 3. Une el globo a la botella sin dejar caer la pastilla al interior y masa todo el sistema. 4. Deja caer la pastilla al agua sin retirar el globo. 5. Cuando termine la reacción, masa nuevamente sin retirar el globo. Con este experimento puedes comprobar que la masa antes y después de la reacción se mantiene constante.¿Qué ley ponderal estás comprobando?

Pastilla efervescente en agua.

Actividad 4 Los volcanes emiten gran cantidad de sulfuro de hidrógeno (H2S), un gas que al reaccionar con el oxígeno del aire forma agua y dióxido de azufre (SO2). Cada 68 toneladas de H2S reaccionan 96 toneladas de oxígeno, lo que origina 36 toneladas de agua. La ecuación de esta reacción es: 2H2S +

3O2

2SO2 +

2H2O

1. Analiza y responde: a. A partir de la ecuación, ¿cuántos volúmenes de cada especie reaccionan? b. Si se liberan 5 litros de H2S, ¿con cuánto volumen de oxígeno reaccionan? c. Con 30 litros de H2S, ¿cuánto volumen de SO2 se produce? d. ¿Qué ley ponderal se está aplicando en esta actividad?

Liberación de gases de un volcán.

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El mol: unidad de cantidad de sustancia de los químicos La necesidad de crear una unidad para contar partículas tan pequeñas como los átomos y las moléculas surge en la Química a medida que se va constituyendo como una ciencia cuantitativa. En ella se trabaja con enormes cantidades de estas partículas; por ejemplo, en un tubo de ensayo caben miles de trillones de moléculas de agua y, obviamente, resulta imposible trabajar con números tan grandes. Para solucionar este problema, los químicos crean una unidad de cantidad de sustancia denominada mol.

Ampliando memoria El químico sueco Jöns Jacob Berzelius publicó en 1828 una lista de masas atómicas basada en el hidrógeno y en el oxígeno como patrones de referencia. Durante mucho tiempo se midieron las masas de los elementos considerando que la masa atómica del oxígeno era igual a 16,000 uma. Esto se mantuvo hasta que se demostró que el oxígeno tenía tres isótopos: oxígeno-16, oxígeno-17 y oxígeno-18, siendo el oxígeno-16 el más abundante (99,759 %). Lo anterior implicaba que la masa del oxígeno, según los tres isótopos, no era exactamente 16,00 uma, sino que un poco menor.

Sin embargo, para entender en qué consiste y cómo se utiliza el mol debes comprender otras unidades y expresiones que se emplean para medir la masa de los átomos. Algunas de ellas las hemos revisado, a modo general, en la Unidad 0 del texto, pero las reforzaremos nuevamente para asegurar tu aprendizaje, porque son herramientas que debes manejar de ahora en adelante. Veremos la unidad de masa atómica (uma), la masa atómica y la masa molecular.

Unidad de masa atómica (uma) Las masas de los átomos son tan pequeñas, del orden de 1 • 10–23 g, que, en la práctica, expresarlas en gramos resulta engorroso. Por esto se utiliza la denominada unidad de masa atómica, cuya abreviatura en el Sistema Internacional (SI) es uma. Como esta magnitud de los átomos es tan pequeña, a los químicos del siglo XIX les era imposible en la práctica calcular las masas reales de los mismos. Lo que hacían era determinar las masas atómicas relativas, es decir, comparar las masas de cada elemento con la masa de uno seleccionado como referencia. Solo en 1961, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, conocida como IUPAC por sus siglas en inglés, acordó normalizar la determinación de las masas atómicas de los elementos considerando como referencia la masa del isótopo carbono –12. Así, la unidad de masa atómica se definió como la doceava parte de la masa del átomo de carbono – 12 y fue determinada experimentalmente. Entonces, se llegó al siguiente cálculo y valor de 1 uma: 1 uma =

masa de 1 átomo de C – 12 12

=

1,9927 • 10–23

Actividad modelada 1. La masa atómica del nitrógeno es 14, 0 uma. Exprésala en gramos. Respuesta.

masa = 14,0 uma = 14,0[uma] • 1,66 • 10–24 g = 2,32 • 10–23 g uma

2. El número atómico del carbono es Z = 6. Calcula el número de protones, de electrones y de neutrones de los isótopos C – 12 y C – 14 Respuesta. Ambos isótopos pertenecen al mismo elemento; por lo tanto, tienen Z = 6. Número de protones = número de electrones = 6 Número de neutrones: n = A – Z = A – 6. Carbono – 12 (A = 12): 12 – 6 = 6 neutrones. Carbono – 14 (A = 14): 14 – 6 = 8 neutrones.

166

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

12

= 1,66056 • 10–24 g

De esta forma, la masa atómica del isótopo carbono – 12 tiene un valor exacto de 12,0000 uma, que también se puede expresar como 12 u. Todas las masas atómicas se han obtenido en relación con este valor. Por otra parte, utilizando este sistema, se acepta que la masa del protón y la del neutrón son prácticamente iguales a 1,00 uma, mientras que la del electrón es 0,0005 uma.

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Masa atómica Las masas atómicas que se obtienen por comparación con la unidad de masa se denominan masas atómicas relativas. La masa atómica relativa de un elemento es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la unidad de masa atómica uma.

Ayuda En la Tabla periódica de los elementos aparecen los valores de las masas atómicas. Estas corresponden a un promedio ponderado, considerando la abundancia porcentual en la naturaleza de los isótopos estables de cada elemento.

Por ejemplo, la masa atómica del cobre (Cu) es 63,54 uma. Esto se debe interpretar como que la masa de un átomo de Cu es 63,54 veces mayor que la uma y no como 63,54 g. La masa de Cu expresada en gramos es: Masa de un átomo de Cu = 1,66056 • 10–24 g • 63,54 = 1,055 • 10–22 g Para obtener la masa atómica de un elemento se deben tomar en cuenta todos los isótopos naturales, sus masas isotópicas y la abundancia de los mismos. Esto se conoce como masa atómica promedio y se obtiene multiplicando la masa de cada isótopo del elemento por su abundancia isotópica y sumando posteriormente todos los resultados. Revisemos esto en una actividad modelada.

Actividad modelada 1. Calcular la masa atómica del argón conociendo las masas y las abundancias de sus isótopos. Respuesta. 38 40 Si las masas de los isótopos 36 18 Ar , 18 Ar y 18 Ar son, respectivamente, 35,968 uma, 37,963 uma y 39,962 uma, y las abundancias relativas correspondientes son 0,337 %, 0,063 % y 99,600 %, la masa atómica del argón será: 0,337 0,063 99,600 masa atómica del argón = 35,968 uma • + 37,963 uma • + 39,962 uma • 100 100 100

masa atómica del argón = 0,12 l uma + 0,024 uma + 39,802 uma = 39,947 uma

Masa molecular La masa molecular indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que la unidad de masa atómica (uma). Este término debe utilizarse solo para las sustancias que existen en forma de moléculas discretas. Para los compuestos iónicos y otros que no forman moléculas se debe utilizar la expresión masa fórmula. Para calcular la masa molecular se multiplica la masa atómica de cada elemento por el número de átomos presentes en la fórmula y luego se suman estos productos. Refuérzalo en la siguiente actividad modelada.

Actividad modelada 1. ¿Cuál es la masa molecular del ácido sulfúrico? Respuesta. La molécula de H2SO4 contiene 2 átomos de hidrógeno, 1 átomo de azufre (masa atómica = 32 uma) y 4 átomos de oxígeno (masa atómica = 16 uma). Su masa molecular es: Masa molecular (H2SO4 ) = (2 • 1 uma) + (1 • 32 uma) + (4 • 16 uma) = 98 uma

Actividad propuesta 1. Utilizando los datos de la tabla adjunta, calcula la masa atómica relativa del silicio. 2. Utilizando las masas atómicas que aparecen en la Tabla periódica, calcula la masa molecular: a. del agua (H2O)

b. del nitrato de Fe (III), Fe(NO3) 3

Número másico

Masa atómica

Abundancia porcentual %

Si – 28

27,9769

92,23

Si – 29

28,9765

4,67

Si – 30

29,9738

3,10

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El mol y el número de Avogadro La IUPAC define al mol como la cantidad de sustancia pura que contiene tantas entidades elementales como átomos existen en exactamente 12 g del isótopo carbono –12 (C –12). En un mol de este elemento hay 6,02 • 1023 átomos de carbono. Este número, llamado número de Avogadro en honor al abogado y físico italiano Amadeo Avogadro, ha sido determinado y confirmado experimentalmente a través de los años. Su valor es el siguiente: Número de Avogadro (NA) = 6,02 1023 /mol ¿Qué tan grande es el número de Avogadro? Veamos algunos ejemplos que te pueden ayudar a dimensionarlo. Un mol de huevos podría llenar todos los océanos de la Tierra más de 30 millones de veces.

Equivale a 602.000 trillones de partículas.

6,02 • 1023 6,02 • 1023 pelotas de fútbol cubrirían la tierra hasta una altura de más de 160 km.

Ampliando memoria El término mol tiene un volumen de gas determinado asociado a él y es lo que se conoce como volumen molar de un gas ideal. En condiciones ideales (las partículas no interactúan entre sí), un mol de partículas de gas ocupa un volumen de 22,4 L a temperatura y presión estándar (0 °C y 1 atm.).

6,02 • 1023 segundos corresponden a aprox. 4.000.000 de veces la edad de la Tierra.

Avogadro propuso lo que se llamó la hipótesis de Avogadro, hoy considerada una ley. Esta plantea que volúmenes iguales de gases diferentes, a la misma temperatura y presión, contienen igual número de moléculas. Lo relevante de esta ley es que una relación de volúmenes de gases que reaccionan indica la cantidad de moléculas que reaccionan. Cincuenta años después, utilizando la hipótesis de Avogadro, Stanislao Cannizzaro, otro científico italiano, determinó una serie de masas atómicas al comparar las masas de volúmenes iguales de diferentes sustancias. Estos resultados fueron perfeccionados con el tiempo y llevaron al concepto de mol. La unidad del número de Avogadro (NA) es 1/mol. El numerador no se escribe porque depende del tipo de partícula involucrada: electrones/mol, átomos/mol, moléculas/mol, etc. Para comprender el concepto de mol, tan importante y fundamental para la química, se debe tener presente que un mol de sustancia siempre contiene el mismo número de partículas, sin importar de qué sustancia se trate, tal como puedes observar en el cuadro “Mol y partículas”. Mol y partículas 1 mol de nitrógeno (N2) = 6,02 • 1023 moléculas de nitrógeno 1 mol de agua (H2O) = 6,02 • 1023 moléculas de agua 1 mol de hierro (Fe) = 6,02 • 1023 átomos de hierro 1 mol de electrones = 6,02 • 1023 electrones Así como en la vida cotidiana para contar algunos objetos usamos unidades tales como la docena, que significa 12 unidades (de huevos o de duraznos), o el par, que implica dos unidades (de guantes, de zapatos o de calcetines), entre otras, de la misma manera la química usa el mol, considerando que este término significa 6,02 • 1023 partículas, las que necesariamente deben especificarse.

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Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

2

La masa molar (M) La masa molar (M) de un elemento corresponde a la masa, expresada en gramos, de un mol de átomos de ese elemento y es numéricamente igual a su masa atómica (uma). Su unidad es g/mol. ¿Por qué la masa molar de un elemento es numéricamente igual a la masa atómica? Por una parte, hemos señalado que el número de átomos que existen en 12 g de C – 12 es, por definición, un mol y que corresponde a 6,02 • 1023 átomos, es decir, la masa de un mol de C – 12 es 12 g. Por otra parte, si la masa atómica de un átomo 126 C es 12 uma y la masa atómica de un átomo de 24Mg es 24 uma, y puesto que un mol es siempre la misma cantidad de partículas, la masa de un mol de 24Mg tendrá que ser el doble de la masa de un mol de 126 C, es decir, 24 g.

23

En la tabla siguiente podemos observar lo que significan estos términos relacionados con la masa de los elementos:

0 1 • 2 0 6,

Relaciones de masa en los elementos Elemento

Masa atómica (uma)

Masa de un mol de moléculas (g)

Masa de 6,02 • 1023 moléculas (g)

Carbono (C)

12,01

12,01

12,01

Hidrógeno (H)

1,01

1,01

1,01

Cobre (Cu)

63,54

63,54

63,54

Oxígeno (O)

16,00

16,00

16,00 Un mol de cualquier sustancia corresponde a 6,02 • 1023 partículas, las que pueden ser moléculas, átomos o iones.

Veamos como ejemplo lo que sucede con el hidrógeno. La masa atómica de un mol de hidrógeno es 1,01 g. Cada átomo de hidrógeno consiste en un protón en el núcleo y en un electrón que gira a su alrededor, pero como la masa del electrón es muy pequeña, podemos no considerarla en la masa del átomo. Entonces, es factible decir que un mol de protones (núcleos de hidrógeno) tiene una masa aproximadamente igual a 1 g. Por otra parte, la masa de un protón y de un neutrón es aproximadamente la misma; por lo tanto, un mol de cualquiera de estas partículas pesa aproximadamente 1 g. Ahora, si analizamos el helio, He, en un mol de este elemento, de masa molar (M) 4,00 g/mol, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones. La masa molar (M) de un compuesto se define como la masa de un mol de moléculas del compuesto y se obtiene sumando las masas molares de los elementos que constituyen la molécula. Entonces, es numéricamente igual a la masa molecular y se expresa en g/mol. En la siguiente tabla te mostramos las relaciones de masa en las moléculas. Relaciones de masa en las moléculas Molécula

Masa molecular (uma)

Masa de 6,02 • 1023 moléculas (g)

Masa de un mol de moléculas (g)

Agua (H2O)

18,02

18,02

18 ,02

Ácido clorhídrico (HCl)

36,46

36,46

36,46

Nitrógeno (N2)

28,02

28,02

28,02

Hidrógeno (H2)

2,02

2,02

2,02

Dióxido de carbono (CO2)

44,01

44,01

44,01

Actividad propuesta 1. Calcula la masa en gramos de un mol de glucosa cuya fórmula química es C6H12O6. Utiliza la Tabla periódica del texto para obtener las masas atómicas de los elementos.

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Cantidad de sustancia y otros cálculos A partir de la definición de mol, se deduce que el número de átomos o de moléculas de una sustancia, que se simboliza con N, se calcula multiplicando el número de moles n por el número de Avogadro NA: N = n (mol) • NA (partículas/mol) Esta relación también permite calcular la cantidad de sustancia en moles (n) en N partículas, ya que NA indica el número de partículas en un mol. Por otra parte, la masa m (en gramos) de una sustancia cualquiera (elemento o compuesto) es igual al producto de la cantidad de moles de dicha sustancia n, por su masa molar M. m (g) = n (mol) • M (g/mol) Reordenando esta ecuación, se puede calcular la cantidad de sustancia expresada en número de mol, n, si se conoce la masa en gramos de la muestra de la sustancia y la masa molar de la misma. n (mol) = m (g) / M (g/mol)

Composición centesimal La relación entre los gramos y los moles de una sustancia se utiliza para elaborar mezclas y disoluciones.

Existe una manera de expresar la composición de elementos de un compuesto que debes conocer. Se llama composición centesimal, y corresponde a los gramos de cada elemento que hay en 100 g de compuesto; se expresa en porcentaje, %. Es posible calcular la composición centesimal de cada elemento en un compuesto conociendo la ley de las proporciones definidas, pero para ello se debe saber la fórmula del compuesto y la masa atómica de cada elemento que lo constituye.

Actividad modelada 1. ¿A qué cantidad de sustancia (mol) de H2SO4 corresponden 16,9 g de ácido puro si M = 98 g?

2. Calcula la composición centesimal o porcentual de los elementos en ZnO. Respuesta. Conociendo las masas del cinc y del oxígeno, M (Zn) = 65,37 g y M (O) = 16 g, se puede obtener la masa molar del ZnO: M (Zn) + M (O) = 65,37 g + 16,0 g = 81,37 g

Respuesta. número de moles =

16,9 g g 98 mol

x 16 g de O = 100 g de ZnO 81,37 g de ZnO

x = 19,66 g de O

Luego se determina la cantidad de oxígeno en 100 g de ZnO. La cantidad de Zn es: 100 g – 19,66 g = 80,34 g. Por lo tanto, la composición centesimal de ZnO es: 80,34 % de Zn y 19,66 % de O.

número de moles = 0,172 moles

Actividad propuesta 1. ¿Cuál es la masa en g de 2,5 mol de azufre si M es 16 g/mol? 2. Determina la composición centesimal de los siguientes compuestos usando la Tabla periódica para obtener las masas atómicas de los elementos. a. Metano (CH4).

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Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

b. Pentacloruro de fósforo (PCl5).

c. Ácido sulfúrico (H2SO4).

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Estrategia Te invitamos a desarrollar las siguientes actividades para que refuerces tu aprendizaje. 1. El sulfato de cobre (II), CuSO4 • 5H2O, es una sustancia que, además de otras aplicaciones, actualmente se utiliza como bactericida. a. ¿Cuántos moles de CuSO4 • 5H2O hay en 34 g de esta sustancia? Para responder esta pregunta, sigue los pasos: Paso 1

Ubica los elementos que componen esta sal en la Tabla periódica para encontrar sus masas atómicas.

Paso 2

Calcula la masa la masa molar, M, de la sal, sumando las masas molares de todos los átomos que la constituyen, incluidas las 5 moléculas de agua.

Paso 3

Obtén los moles correspondientes a la muestra utilizando la ecuación m (masa) n (número de moles) = M (masa molar) n = 0,136 moles

b. ¿Cuántos g de cobre hay en 34 g de esta sustancia? Sulfato de cobre en agua.

P ara responder esta pregunta, sigue los pasos: Paso 1

Reconoce la información que ya posees y la que necesitas. Como la fórmula de la sal nos indica que por cada mol de sal existe un mol de átomos de cobre, el número de moles de átomos de cobre es igual al número de moles de la sal anteriormente calculado.

Paso 2

Calcula la masa molar del cobre. Conociendo el número de moles de átomos del cobre podemos calcular con la masa molar del cobre la cantidad de gramos de este elemento utilizando la ecuación: masa (g) de Cu = n (mol) • M g (masa molar del Cu) mol masa (g) de Cu = 8,64 g

para obtener los moles correspondientes a la muestra. c. ¿Cuántos moles y cuántos gramos de H2O hay en la misma muestra? P ara responder esta pregunta, sigue los pasos: Paso 1

Reconoce la información que posees. Como la fórmula de la sal nos indica que por cada mol de sal existen 5 moles de agua, el número de moles de moléculas de agua es 5 veces el número de moles de la sal anteriormente calculado.

Paso 2

Calcula la cantidad de gramos de agua. Conociendo el número de moles de moléculas de agua, podemos calcular con la masa molar del agua la cantidad de gramos de este compuesto utilizando la ecuación. masa (g) de H2O = n (mol) • M g (masa molar del H2O) mol masa (g) de H2O = 12,24 g

Actividad propuesta 1. ¿Cuál es la masa de 2,5 moles de O2? 2. ¿Cuántos moles de HNO3 corresponden a 40 g de ácido puro? 3. ¿Cuántos moles corresponden a 400 g de sacarosa (C12H22O11) o azúcar común?

Para grabar La unidad de masa atómica, uma, se define como la doceava parte de la masa del átomo de carbono – 12, la que ha sido determinada experimentalmente. La masa atómica de un elemento es un número que indica cuántas veces es mayor la masa de un átomo que la unidad de masa atómica uma. La masa molecular indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que la unidad de masa atómica (uma). Un mol es la cantidad de sustancia pura que contiene tantas entidades elementales como átomos existen en exactamente 12 g del isótopo carbono – 12. En un mol de este elemento hay 6,02 • 1023 átomos de carbono. La masa molar (M) de un elemento corresponde a la masa expresada en gramos de un mol de átomos de ese elemento y es numéricamente igual a su masa atómica (uma).

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Etapas del método científico 1. Planteamiento de un problema. 2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados.

Pensamiento científico

Ciencia paso a paso En el siglo XIX, Proust planteó la ley de las proporciones definidas o proporciones constantes. En nuestra época, el siglo XXI, un grupo de estudiantes junto con su profesora decidieron comprobar experimentalmente esta ley. Para ello, decidieron sintetizar varias muestras de óxido de magnesio con el mismo método y en las mismas condiciones utilizadas por Proust.

Diseño experimental

6. Elaboración de conclusiones.

Para obtener los resultados fue necesario quemar distintos trozos de cinta de magnesio en presencia de oxígeno atmosférico, O2, según el siguiente procedimiento experimental:

¿Qué es interpretar resultados?

1. Se lijó prolijamente un trozo de cinta de magnesio de aproximadamente 30 cm y luego se cortaron 4 trozos de ella de distinto tamaño.

Interpretar resultados es expresar con tus propias palabras lo que se entiende de la información obtenida del trabajo experimental.

Pasos para interpretar resultados Paso 1: identificar lo que se entiende de la información. Paso 2: relacionar lo que se entiende con lo que se sabe. Paso 3: expresar o explicar la información usando palabras propias, comprobando que lo que se exprese tenga sentido.

Materiales y reactivos -

Balanza. 4 cápsulas de porcelana. Pinzas para cápsulas. Lija al agua. Cinta de magnesio. Fósforos para encender el magnesio. Trípode. R ejilla de asbesto. Mechero.

2. Se masaron separadamente cada uno de los trozos de Mg lijado y una cápsula de porcelana limpia, seca y rotulada. Se registraron las masas. 3. Luego se colocó uno de los trozos de Mg en una cápsula y se encendió para producir la combustión de todo el magnesio. Una vez frío, se masó la cápsula con el compuesto blanco obtenido. Se registró ahora la masa de la cápsula más la del compuesto y se le consideró como muestra 1. 4. Se repitió el procedimiento 3 con los otros trozos de cinta de Mg restantes, donde cada experiencia se registró como muestra 2, 3 y 4. a. ¿Por qué es necesario lijar previamente el Mg hasta dejarlo brillante? b. ¿Por qué se debe masar la cápsula de porcelana? ¿Qué ocurriría si no se hiciera?

Obtención de resultados En la siguiente tabla se registraron los datos experimentales y se obtuvo la masa del óxido en cada una de las muestras: Muestra

Masa de Mg (g)

Masa de la cápsula (g)

Masa cápsula + óxido (g)

Masa óxido (g)

1

0,050

63,585

63,668

0,083

2

0,085

64,200

64,345

0,145

3

0,100

63,345

63,511

0,166

4

0,150

64,570

64,819

0,249

La tabla anterior registra los resultados obtenidos de la experiencia. Sin embargo, a partir de ellos se puede extraer más información: los gramos de oxígeno, de magnesio y la relación Mg : O en los óxidos obtenidos. Luego, con toda la información que se puede desprender de los resultados, se realiza la interpretación, que puede hacerse a partir de las tablas o también de las distintas formas de organizar los datos; por ejemplo, gráficos, todo con el fin de recaudar más antecedentes y tener un registro más completo de lo que sucede en la experiencia.

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Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Interpretación de resultados a. Completa la siguiente tabla con la información que se puede desprender de los datos registrados por los alumnos y su profesora. Muestra

Masa óxido (g)

Masa de magnesio en el óxido (g)

Masa de oxígeno en el óxido (g)

Relación Mg : O en el óxido

Ayuda La masa molar del oxígeno es 16,00 g/mol y la del magnesio es 24,31 g/mol.

1 2 3 4

b. ¿Podrías calcular el número de moles de oxígeno y de magnesio contenidos en los óxidos de los experimentos? Hazlo y anótalos en la tabla. Muestra

Moles de átomos de magnesio

Moles de átomos de oxígeno

1 2 3 4

c. Construye un gráfico en el que el número de moles de Mg se encuentre en el eje X y el número de moles de oxígeno se represente en el eje Y. d. ¿Cuál es la variable independiente y cuál la dependiente en el experimento? e. ¿Cuál es la tendencia del gráfico? ¿Qué significado tendría si se obtiene una línea recta? f. ¿Es constante la relación entre las masas del oxígeno y del magnesio? Si no es así, ¿a qué se debe? Para responder, considera que los valores obtenidos son experimentales. g. ¿Se cumple alguna ley ponderal en esta experiencia? Explica y justifica tu respuesta.

Planteamiento del problema El problema de investigación para esta experiencia era comprobar que todas las muestras que se preparen de óxido de magnesio con el mismo método y en las mismas condiciones experimentales tienen una relación magnesio : oxígeno similar.

Formulación de hipótesis La hipótesis formulada en esta experiencia es la siguiente: Si se cumple la ley en todas las muestras preparadas con cantidades iniciales distintas de magnesio, la relación magnesio : oxígeno debe ser constante. a. Plantea otra hipótesis para este problema de investigación:

Conclusiones a. Con los datos obtenidos y el análisis de ellos, ¿puedes determinar la fórmula de este óxido? Explica. b. ¿Puedes afirmar que se comprobó la hipótesis planteada? Justifica considerando la situación experimental que fundamenta y apoya tu respuesta. c. ¿Se comprobó algo más en esta experiencia? Explica y justifica con la situación experimental que apoye tu respuesta. Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

173

Historial Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.

Las reacciones químicas y su clasificación • En las reacciones químicas se rompen enlaces de los átomos de los reactivos y se generan nuevos enlaces para formar los productos. En ellas intervienen los electrones del último nivel energético de los átomos y se representan con ecuaciones químicas que relacionan las cantidades relativas de reactantes o reactivos con las de productos. En todas las reacciones químicas participa la energía, pues se necesita tanto para romper un enlace como para formar uno nuevo. Si la energía de los reactivos es mayor que la de los productos, la reacción que se produce libera energía y es exergónica. Si es menor, se absorbe energía y es endergónica. Si la energía liberada o absorbida es energía térmica (calor), a las reacciones se les denomina exotérmicas o endotérmicas, respectivamente. • Las reacciones químicas se clasifican, en general, en: reacciones de síntesis, de descomposición, de sustitución y de sustitución doble o de metátesis. A este último tipo de reacciones pertenecen las reacciones de precipitación y de neutralización. Págs. 146 a 153

Velocidad de las reacciones • La velocidad de una reacción química se define como la variación de la concentración de uno de los productos o la disminución del o los reactantes en una unidad de tiempo. La velocidad aumenta con la temperatura del sistema, con la concentración de los reactantes, con la superficie de contacto entre un sólido y un líquido o un gas y con la presencia de catalizadores. • Según la teoría de las colisiones, para que ocurra una reacción las partículas de los reactantes deben colisionar entre sí en forma efectiva, es decir, con una orientación apropiada y con una energía mínima, denominada energía de activación. Págs. 154 a 155

Leyes fundamentales de la Química: leyes ponderales Hidrógeno (g)

Oxígeno (g)

Vapor de agua

1 volumen 50 mL

2 volúmenes 100 mL

+ 2 volúmenes 100 mL

+

• El descubrimiento de estas leyes a principios del s. XIX fue de especial importancia porque contribuyó a estudiar los procesos químicos en forma cuantitativa. Estas leyes son: ley de la conservación de la masa o de Lavoisier; de las proporciones definidas o constantes o de Proust; de las proporciones múltiples o de Dalton y de los volúmenes de combinación de Gay-Lussac (solo para gases). Págs. 158 a 165

Mol, masa atómica, masa molecular y masa molar

23

6,02 • 10

• Las masas atómicas que se obtienen por comparación con la unidad de masa se denominan masas atómicas relativas. La masa molecular indica cuántas veces es mayor la masa de una molécula que la unidad de masa atómica (uma). El mol es la unidad de cantidad de materia para los químicos y se define como la cantidad de sustancia pura que contiene tantas entidades elementales como átomos existen en exactamente 12 g del isótopo carbono –12. En un mol de este elemento hay 6,02 • 1023 átomos de carbono. La masa molar (M) de un elemento corresponde a la masa expresada en gramos de un mol de átomos de ese elemento y es numéricamente igual a su masa atómica (uma). Su unidad es g/mol. Págs. 166 a171

174

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

Modelamiento de pregunta PSU

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cargando disco Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta tipo PSU. Luego, compara tu respuesta con el análisis de las alternativas que se encuentran más abajo. 1 En el siguiente gráfico se observa el efecto de un catalizador en una reacción química. Energía de activación sin catalizador Energía potencial

Energía de activación con catalizador

Calor de reacción Energía potencial de los reactores

Energía potencial de los productos Dirección de la reacción

Al respecto, elige la alternativa más correcta. El catalizador: A. B. C. D. E.

aumenta levemente la energía potencial de los reactantes. disminuye notablemente la energía potencial de los productos. modifica la energía de activación de la reacción. disminuye la energía de activación de la reacción. aumenta la energía de activación de la reacción.

A continuación, analicemos las respuestas. A. Incorrecta. La energía potencial de los reactantes proviene solo de los enlaces de los compuestos; por lo tanto, el catalizador no afecta la energía de los reactantes y eso se muestra claramente en el gráfico, donde su energía potencial se mantiene sin cambios, con o sin catalizador. B. Incorrecta. El catalizador no afecta la energía potencial de los productos, porque esta solo se debe a la energía que poseen sus enlaces, y en el gráfico se observa que no hay diferencias con y sin catalizador.

D. Correcta. El catalizador siempre disminuye la energía de activación de una reacción y esto se muestra en el gráfico al compararse lo que ocurre con esta energía en la reacción en presencia y en ausencia de catalizador. E. Incorrecta. El catalizador no aumenta la energía de activación de la reacción; por el contrario, la disminuye. La alternativa es incorrecta.

C. Incorrecta. A pesar de que el catalizador modifica la energía de activación, en el gráfico se observa que la disminuye. Esta alternativa es parcialmente correcta, pero no es la más correcta. Entonces, la alternativa correcta es la D. A

B

C

D

E

1

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

175

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I.

Evaluación final

Verificando disco

Marca la alternativa que consideres correcta. 1 La evidencia de una reacción química se puede obtener por la: A. B. C. D. E.

observación de un cambio de color. observación del desprendimiento de un gas. medición de un cambio de temperatura. aparición de un compuesto poco soluble. Todas las anteriores.

2 ¿Qué proceso requiere de una fuente externa de energía para que se manifieste? A. B. C. D. E.

Síntesis. Al + H2SO4 Descomposición. Sustitución simple. Sustitución doble. Neutralización.

AlSO4 + H2

mayor y luego disminuye. mayor y permanece constante. menor y luego aumenta. menor y permanece constante. constante durante toda la reacción.

5 En el método científico, los resultados del estudio de una reacción química pueden ser: I. cualitativos, basándose en la observación visual de un cambio. ll. cuantitativo, mediante la medición de una de las variables involucradas. lII. cualitativo, mediante la medición de un cambio en función del tiempo. IV. cuantitativo, mediante la medición de la masa o el volumen de un producto. A. l y ll. B. ll y lll.

176

C. II, lll y lV. D. l, II y IV.

menor y la reacción es exotérmica. menor y la reacción es endotérmica. mayor y la reacción es exotérmica. mayor y la reacción es endotérmica. igual y no hay transformación de energía.

7 ¿Cuál de las siguientes alternativas es la que describe mejor una reacción química exotérmica? Nunca desprenden calor. Siempre desprenden calor. Siempre absorben energía. Siempre absorben calor. A veces desprenden calor.

8 La electrolisis del agua es una reacción: I. de descomposición. ll. endergónica. lll. de sustitución. lV. que requiere energía eléctrica. A. l y ll. B. ll y lll.

4 Al comienzo de una reacción, la velocidad de reacción de los reactantes es: A. B. C. D. E.

A. B. C. D. E.

A. B. C. D. E.

Neutralización. Fermentación. Síntesis. Fotosíntesis. Ninguna de las anteriores.

3 La reacción de aluminio con ácido sulfúrico, H2SO4, se puede clasificar como: A. B. C. D. E.

6 Para la reacción A + B → C + calor la energía potencial de los productos, comparada con la energía potencial de los reactantes, es:

E. I, ll, III y lV.

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

C. l, ll y lll. D. l, lll y lV.

E. l, ll y lV.

9 Si se sabe que la velocidad de una reacción química depende de la temperatura, ¿cuál de los gráficos siguientes representa la variación de la velocidad (v) en función de la temperatura (T)? v

v

v E.

C.

A.

T

T

v

v

B.

D. T

T

T

0 1 10 La masa se conserva en una reacción química porque: A. B. C. D. E.

se pierde energía. no se crean ni se destruyen átomos. el rendimiento es del 100 %. reacciona la masa de todos los reactivos. la temperatura y la presión se mantienen constantes.

11 El heptano está siempre compuesto de 84 % de carbono y 16 % de hidrógeno. La observación anterior ilustra la ley: A. B. C. D. E.

de conservación de la masa. de conservación de la energía. de las proporciones definidas. de las proporciones múltiples. propuesta por Avogadro.

12 El porcentaje en masa de hidrógeno en NH3 es igual a: A. 17 • 100 1

C.

B. 17 • 100 3

D.

1 17 3 17

• 100

E.

3 14

13 Si en el agua la relación en masa de H : O es 1 : 8, entonces una muestra de 51,44 g de agua contendrá siempre: A. B. C. D. E.

5,72 g de hidrógeno y 11,14 g de oxígeno. 10 g de hidrógeno y 40 g de oxígeno. 5,72 g de hidrógeno y 45,72 g de oxígeno. 45,72 g de hidrógeno y 5,72 g de oxígeno. 21,44 g de hidrógeno y 30 g de oxígeno.

A. 4,6 moles B. 2,5 moles

C. 5,5 g D. 3 g

A. 3 L B. 1 L

C. 2 L D. 5 L

E. 6 L

16 La masa molecular de Fe2(SO4)3, sulfato de Fe (III), es: A. 40 uma B. 320 uma

C. 180 uma D. 400 uma

E. 560 uma

C. 2,0 moles D. 10,0 moles

A. 64,0 g B. 6,40 g

4 4

5 5

E. 0,2 moles

C. 32,0 g D. 3,20 g

E. 16,0 g

Observa la siguiente imagen y responde las preguntas 19, 20 y 21. H 2O 19 Los reactantes se observan como sustancias que entran a la hoja y los productos son las sustancias que salen de la hoja. 1 mol de cada reactante es igual a: A. B. C. D. E.

180 g/mol y 18 g/mol 44 g/mol y 18 g/mol 32 g/mol y 44 g/mol 18 g/mol y energía 180 g/mol y 32 g/mol

20 Del dióxido de carbono se puede afirmar que: I. Presenta como masa molar 44 g/mol. ll. Presenta como masa molecular 28 uma. lll. Los átomos que lo conforman tienen como masas atómicas 12 y 32. lV. Está formado por un átomo de carbono y dos átomos de oxígeno.

E. 0,3 g

15 ¿Cuál de los siguientes volúmenes de nitrógeno reacciona con 3 L de hidrógeno para formar 2 L de NH3?

3 3

18 ¿Cuál es la masa de 1,20 • 1024 moléculas de O2? Masa molar del oxígeno = 16,00 g/mol

14 Cuando se queman 12 g de carbono se producen 44 g de CO2 (g). ¿Cuántos g de carbono se necesitan para producir 11 g de CO2? A. 10 g B. 1 g

2 2

17 ¿Cuántos moles de moléculas de amoniaco están contenidos en 34,0 g de NH3? La masa molar es 17,0 g/mol.

• 100

• 100

1 1

A. l y ll. B. ll y lll.

C. l y lV. D. l, lll y lV.

21 ¿Cuál es la masa molar de la glucosa?

A. B. C. D. E.

24 g/mol 32,0 g/mol 29 g/mol 180 g/mol 180 uma

E. l, ll y lV.

Ayuda

12 N = 14 g/mol H = 1 g/mol

16 Fe = 56 uma S = 32 uma O = 16 uma

19 C = 12 g/mol

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

177

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habilidad

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Evaluación final - Pensamiento científico

II. Analiza la siguiente situación experimental, con énfasis en la interpretación de resultados, y luego responde: Te invitamos a comprobar una ley a partir de datos obtenidos experimentalmente. En la siguiente actividad se estudia la variación de la cantidad de un producto y su composición con respecto a la variación de la cantidad de uno de los reactantes utilizados en una reacción. En esta experiencia se mantuvo constante la cantidad de nitrato de plomo, Pb(NO3)2, uno de los reactantes, y se midió la cantidad de producto obtenido, PbI2 sólido, cada vez que se variaba la cantidad del otro reactante, el yoduro de potasio, KI. Además, en cada experimento se realizó un análisis de los moles de Pb y de I2 para conocer la composición del producto. Los resultados se muestran en las siguientes tablas: Tabla 1: Moles de KI y PbI2

Tabla 2: Análisis del PbI2 (sólido)

Nº experimento

Moles de KI

Moles de PbI2 obtenidos

1

0,1

0,05

2

0,2

0,1

3

0,3

0,15

4

0,4

0,2

5

0,5

0,25

Nº experimento

Moles de Pb

Moles de l

1

0,05

O,1

2

0,1

0,2

3

0,15

0,3

4

0,2

0,4

5

0,25

0,5

La ecuación para esta reacción es la siguiente: 2KI + Pb(NO3)2 → PbI2 + 2KNO3 1 Con los datos registrados en tabla 1, construye un gráfico colocando la cantidad de moles de KI en el eje X y los moles encontrados de PbI2(s) en el eje Y en cada experimento. 2 Con los datos de la tabla 2, comprueba la composición del PbI2 graficando los moles de Pb en el eje X y los moles de I en el eje Y. Si analizamos la ecuación para esta reacción, podemos concluir que de acuerdo a los coeficientes estequiométricos, se necesitan 2 moles de KI para producir 1 mol de PbI2(s). Esto significa que la razón entre el reactante KI y el producto PbI2 es 2 : 1. PbI2

1

I

KI

2

Pb

3 Del gráfico 1, ¿confirmas la relación anterior? 4 ¿Qué relación puedes deducir entre los moles de KI y los moles del producto de la reacción, PbI2(s)? 5 Si la fórmula del yoduro de plomo es PbI2, ¿cuál es la relación entre el Pb y el I? ¿Tus resultados te confirman esta relación? Explica. 6 ¿Qué ley ponderal has comprobado al analizar este experimento? 7 ¿Cuál fue el problema de investigación planteado para la ley que acabas de comprobar? ¿Qué hipótesis se propuso para ella?

178

Unidad 4 • Reacciones químicas y leyes ponderales

0 1

1 1

2 2

3 3

4 4

5 5

Cerrar sesión I.

Revisa tus respuestas de alternativas.

Pregunta 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13

Contenido evaluado

Reacciones químicas, clasificación y velocidad de reacción

Leyes fundamentales

Habilidad Recordar Recordar Recordar Recordar Comprender Comprender Comprender Comprender Comprender Recordar Comprender Aplicar Aplicar

15

Aplicar

16

Aplicar

17

Aplicar

19

Mol, masa atómica, masa molecular y masa molar

Mi revisión

Logro alcanzado

Revisa las páginas 158 a 165 de tu texto.

6

Aplicar Aplicar

20

Aplicar

21

Aplicar

Remediales

Revisa las páginas 146 a 155 de tu texto.

9

Aplicar

14

18

Clave

Revisa las páginas 166 a 171 de tu texto.

6

II. Revisa tus respuestas de la actividad procedimental. Pasos del método

Interpretación de resultados

Criterios

Respuesta

No relacioné la información entregada con la ley de proporciones múltiples.

Incorrecta

Relacioné la información con los conocimientos adquiridos hasta el momento, pero no la vinculé con la ley de las proporciones múltiples.

Parcialmente correcta

Relacioné la información aportada por la tabla y los gráficos con los conocimientos adquiridos en esta unidad y expliqué con mis propias palabras la ley de las proporciones múltiples comprobada en esta experiencia.

Correcta

Mi estado Marca el nivel de logro de tus aprendizajes dentro de la unidad usando la simbología dada después de la tabla. Evaluación sección

Inicializando

Analizando disco

Verificando disco

Mi estado final 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

179

Unidad

5

tequiometría eacciones eacción a o exotérmica?

¿Qué aprenderás?

180

¿Para qué?

¿Dónde?

La elaboración de conclusiones.

Elaborar las conclusiones que se desprenden de un trabajo experimental, para desarrollar así habilidades de pensamiento científico.

Páginas 182, 183, 208, 209 y 218

La cantidad de sustancia.

Identificar el mol como la unidad de la magnitud denominada cantidad de sustancia y establecer su relación con la masa, el número de partículas y el volumen.

Páginas 184 a 189

Ecuaciones químicas y cálculos estequiométricos.

Reconocer las partes que componen una reacción química para representarla en una ecuación balanceada y calcular entidades químicas a partir de los datos estequiométricos de dicha reacción.

Páginas 190 a 193 y 196 a 207

Aplicaciones de la estequiometría.

Reconocer los principios estequiométricos que se aplican en las reacciones químicas de utilidad industrial y ambiental.

Páginas 210 a 213

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

5

3

Abrir sesión Cada segundo que pasa, y aunque no nos demos cuenta, en la naturaleza están ocurriendo numerosos cambios. Si estos dan origen a nuevas sustancias, corresponden a cambios químicos. Todo cambio químico puede representarse mediante ecuaciones que muestran las reacciones químicas involucradas en el proceso, las que se producen bajo determinadas condiciones y proporciones de sus componentes. Esta parte de la química se conoce como estequiometría, y será la que revisaremos en esta unidad. A través de las respuestas a las siguientes interrogantes, te invitamos a familiarizarte con el tema. 1. ¿Cómo suceden los cambios químicos? ¿Cuáles distingues en estas páginas? 2. ¿Qué características son propias de los cambios químicos? 3. ¿Qué es una reacción química? ¿Cómo se representa? 4. ¿Por qué algunas reacciones químicas absorben calor y otras lo liberan? Este árbol está recibiendo energía proveniente del Sol. ¿En qué la utiliza?, ¿existen reacciones químicas involucradas en ello?

5. Explica los procesos y las reacciones químicas que observas en las imágenes de estas páginas, incluida la de fondo.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

181

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Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema.

Evaluación inicial - Pensamiento científico

Inicializando Te invitamos a elaborar las conclusiones de un experimento simple. Ten presente que solo se desarrollan algunas de las etapas del método científico. Las otras podrás completarlas a partir de tus propias explicaciones.

2. Formulación de hipótesis. 3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es una conclusión? Una conclusión es una o más ideas centrales que se obtienen a partir de las evidencias que entrega el trabajo de investigación. Estas ideas se basan en las hipótesis planteadas inicialmente, que pueden ser válidas o no, según el caso.

Pasos para elaborar una conclusión Paso 1: revisar si la hipótesis es correcta o incorrecta según los resultados obtenidos. Paso 2: detectar las ideas principales que resumen lo que se investigó. Paso 3: establecer la relación entre la validación o no de la hipótesis y las ideas principales que se obtuvieron de los resultados.

Ayuda El ácido acético, CH3COOH, es lo que conocemos como vinagre. Cuando esta sustancia reacciona con el bicarbonato de sodio, NaHCO3, se forma acetato de sodio, CH3COONa, agua y dióxido de carbono.

Planteamiento del problema Los cambios químicos ocurren cuando las sustancias iniciales de una reacción, llamadas reactantes, colisionan entre sí y crean las condiciones para reaccionar. Al hacerlo, los átomos se reordenan y dan origen a nuevas sustancias, denominadas productos de la reacción. De acuerdo a esta información, un grupo de estudiantes formuló el siguiente problema de investigación: ¿Variará la masa de las sustancias, iniciales de una reacción, después de que ocurre un cambio químico?

Diseño experimental Los estudiantes utilizaron tres botellas desechables y las numeraron del 1 al 3. La botella 1 permaneció destapada, la botella 2 tenía una tapa de algodón y la botella 3 utilizó un globo como tapa. Cada una de estas botellas representaba un sistema en el que ocurriría la colisión de las sustancias iniciales de la reacción o reactantes. Observa a continuación el montaje del experimento. Botella 1 Sistema destapado

Botella 2 Sistema tapado con algodón

Botella 3 Sistema tapado con un globo

Componentes del sistema: • Vinagre • Bicarbonato

Componentes del sistema: • Vinagre • Bicarbonato

Componentes del sistema: • Vinagre • Bicarbonato

Cada sistema contenía la misma cantidad de vinagre o ácido acético, CH3COOH, y de bicarbonato de sodio, NaHCO3. Los estudiantes masaron, en una balanza digital, cada sistema antes y después de que ocurriera la reacción, y registraron los datos obtenidos de esta experiencia. ¿Por qué es importante masar los sistemas antes y después de la reacción?

182

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

0 1

1 1

2 2

3 3

5 5

4 4

Obtención de resultados Las mediciones realizadas y los datos obtenidos se registraron en la siguiente tabla: Número de botella

Contenido de la botella

Masa inicial

Masa final

Variación de masa

1

• Vinagre • Bicarbonato

35,26 g

35,06 g

0,20 g

2

• Vinagre • Bicarbonato • Algodón

36,26 g

36,16 g

0,10 g

3

• Vinagre • Bicarbonato • Globo

36,76 g

36,74 g

0,012 g

Interpretación de resultados Analiza los datos de la tabla, identifica las relaciones entre las variables y, a continuación, responde las siguientes preguntas: a. ¿Existen variaciones de masa en este experimento? Explica y fundamenta. b. ¿Existe alguna sustancia que pueda escapar del sistema? Si es así, ¿cuál es? Explica y fundamenta tu respuesta. c. Analiza el montaje de los sistemas (botellas 1, 2 y 3). ¿A qué se deben las diferencias que presentan? ¿Qué aporte hacen al experimento? Explica y fundamenta. d. ¿Qué ocurrirá con el globo de la botella 3 luego de reaccionar las sustancias? ¿Cómo lo explicas? e. ¿Cuál es la fórmula química de los reactantes y de los productos formados? f. Representa el proceso de la botella 1 mediante una ecuación química. ¿Será igual esta ecuación a la de los procesos químicos de las botellas 2 y 3? ¿Por qué? Explica. g. ¿Qué condiciones debiera cumplir el sistema para que no existiera variación de masa entre la situación inicial y final? Explica.

Elaboración de conclusiones A partir de los resultados, responde las siguientes preguntas: a. En un cambio químico, las sustancias reaccionantes se reagrupan y dan origen a los de la reacción. b. ¿Se evidencia la ley de la conservación de la materia en esta experiencia? ¿Cómo? Explica y fundamenta tu respuesta. c. ¿Se observa alguna excepción a la ley de conservación de la materia en este experimento? Según tu respuesta, ¿qué se puede concluir al respecto?

Formulación de hipótesis a. ¿Qué variables estaban involucradas en este problema? b. A la luz de los resultados obtenidos en este experimento, ¿qué hipótesis se podría haber formulado inicialmente?

Mi estado En esta actividad: ¿Identifiqué las ideas principales que resumen la investigación? ¿Establecí una relación entre la validación o no de la hipótesis y las ideas principales obtenidas en el trabajo realizado?

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

183

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Magnitudes de partículas En esta unidad necesitarás aplicar tus conocimientos acerca de las magnitudes de partículas. Por ello, facilitaremos tu aprendizaje reforzando algunos conceptos. Desde la teoría de Dalton estamos escuchando que los átomos presentan una determinada masa y que esta difiere para los átomos de elementos diferentes. La masa atómica es una magnitud de las partículas que necesitaremos para calcular la masa de las moléculas que participan en una reacción química, tal como veremos a lo largo de esta unidad. En la actualidad se pueden determinar las masas de átomos individuales con un alto grado de exactitud. Por ejemplo, se sabe que el átomo de hidrógeno tiene una masa de 1,67 • 10–24 g y que la del átomo de oxígeno es 2,65 • 10–23 g. Debido a que estos valores de masa son demasiado pequeños, los científicos han creado una unidad arbitraria especial para facilitar su manejo. Esta unidad es la unidad de masa atómica (uma), que corresponde a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono – 12. 1 uma = 1,67 • 10–24 g

Ayuda Un promedio ponderado es un promedio que se obtiene asignando un nivel de importancia o relevancia a ciertos valores. En el caso de la masa atómica promedio, la relevancia está en la abundancia relativa de cada uno de los isótopos del elemento.

Ampliando memoria

¿Por qué la uma es una medida arbitraria? En el siglo XIX no era posible obtener el valor absoluto de la masa de un átomo, por lo que se hizo una medida relativa comparando la masa de un determinado número de átomos de un elemento con la masa del mismo número de átomos de otro elemento tomado como referencia: el carbono. Entonces, la masa atómica de todos los elementos se estima a partir del valor de la masa atómica del carbono y a estas masas atómicas se les llama masas atómicas relativas. Es importante tener en cuenta que la mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza como mezclas de isótopos y que estos son átomos de una misma clase que presentan igual número atómico (Z) y diferente número másico (A); por ende, difieren en la cantidad de neutrones. Para ellos se determina la masa atómica promedio, que corresponde al promedio ponderado de las masas atómicas relativas de los isótopos de cada elemento y su abundancia relativa (ver Ayuda). Por ejemplo, la abundancia relativa de los isótopos del carbono es de 98,93 % para C – 12 y de 1,07 % para C – 13 . Las masas de estos isótopos son 12 uma (valor exacto) y 13,00335 uma, respectivamente. Al calcular la masa atómica relativa del carbono, nos queda: Masa atómica promedio (C) = 12 uma •

98,93 1,07 + 13,00335 uma • = 12,01 uma 100 100

Como puedes observar en este cálculo, cada una de las masas de los respectivos isótopos se multiplica por sus correspondientes porcentajes de abundancia y luego se suman. Es así como las masas atómicas que aparecen en la Tabla periódica en realidad corresponden al promedio ponderado de las masas atómicas de sus isótopos y no a la masa de un átomo de ese elemento. Observa, como ejemplo, los valores para helio, He, carbono, C, y oxígeno, O. Número atómico

El espectrómetro de masas es un instrumento que se utiliza para conocer qué elementos componen una muestra determinada. Para ello, se introduce la muestra en el instrumento y este analiza los elementos que la forman, de acuerdo a la diferencia en la masa de cada uno.

4

6

8

He

C

O

4,00

12,01

16,00

Masa atómica

184

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

0 1

1 1

2 2

3 3

5 5

4 4

Masa molecular De la gran cantidad de elementos químicos que aparecen en la Tabla periódica, alrededor de 90 se encuentran en estado natural y el resto se han obtenido de forma artificial. Estos elementos van compartiendo o cediendo electrones con átomos de su misma clase, o bien con átomos diferentes, para ganar estabilidad; de esta manera originan homomoléculas, cuando se unen átomos de la misma clase, o heteromoléculas, cuando se unen átomos de diferentes elementos.

Ampliando memoria

Puede parecer lógico pensar que la masa molecular va a corresponder a la masa de cada una de las moléculas de una determinada sustancia, pero ¿de qué están formadas las moléculas? Sin duda, de átomos; por lo tanto, la masa molecular estará dada por la suma de las respectivas masas atómicas de los elementos que constituyen esa molécula, expresada en unidades de masa atómica (uma). La siguiente secuencia de pasos te permitirá realizar el cálculo de la masa molecular.

Estrategia Determina la masa molecular de la urea, CH4N2O. P ara realizar el cálculo de la masa molecular de la urea, puedes seguir los pasos que se dan a continuación: Paso 1

Identifica la representación química de la sustancia y los átomos que la forman. En este caso, la representación química es CH4N2O y la molécula está formada por carbono, hidrógeno, nitrógeno y oxígeno.

Paso 2

Identifica las masas atómicas relativas de cada uno de los elementos que intervienen en la molécula: carbono C = 12 uma, hidrógeno H = 1 uma, nitrógeno N = 14 uma, oxígeno O = 16 uma.

Paso 3

Verifica los subíndices de cada elemento; cuando no existe, se asume que es 1. En este caso, el C = 1, H = 4, N = 2, O = 1

Paso 4

Desarrolla multiplicando el subíndice de cada elemento por la masa atómica del mismo y suma los resultados de todas las multiplicaciones. De esta forma, tendrás la masa molecular expresada en unidades de masa atómica (uma). C: 1 • 12 uma = 12 uma H: 4 • 1 uma = 4 uma N: 2 • 14 uma = 28 uma O: 1 • 16 uma = 16 uma

La urea es un compuesto cristalino con alto contenido de nitrógeno. Se encuentra en la orina de los seres humanos y mamíferos en general. También es producida de forma artificial y se usa como fertilizante para cultivos, ya que provee a las plantas del nitrógeno necesario para su desarrollo.

12 + 4 + 28 + 16 = 60 uma/molécula. La masa molecular para la urea es 60 uma/molécula. Ejercicio resuelto

Ayuda

Determina la masa molecular del SO3. Respuesta. Esta molécula está formada por azufre y oxígeno. La masa atómica del oxígeno es 16 • 3 = 48 uma y la del azufre 32 • 1 = 32 uma. Si sumamos las masas atómicas, encontramos la masa molecular 48 + 32 = 80 uma. La masa molecular del SO3 es 80 uma /molécula.

Busca las masas atómicas del cloro, hidrógeno, yodo, nitrógeno, oxígeno, fósforo y azufre en tu Tabla periódica.

Ejercicio propuesto 1. Para las siguientes sustancias: Cl2, NO2, I2, SO3, P2O3, H2SO4. a. Encuentra las masas moleculares. b. Determina si son homomoléculas o heteromoléculas.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Ampliando memoria El químico Amadeo Avogadro formuló en 1811 la expresión relacionada con la cantidad de sustancia, llamada número de avogadro, NA, cuyo valor corresponde a 6,02 • 1023 partículas.

Cantidad de sustancia, n Cuando pones sobre la balanza un gramo de azufre tienes una enorme cantidad de átomos. El número total de ellos es imposible de contabilizar a simple vista, pero, así como existen magnitudes para medir la cantidad de masa de los átomos y de las moléculas (uma), también existe una magnitud que se encarga de indicar el número de partículas que se encuentran en cierta porción de materia. Esa magnitud es la cantidad de sustancia y es una de las siete magnitudes físicas fundamentales del Sistema Internacional de Unidades (SI). Su unidad es el mol. Esta unidad se hace necesaria para contar partículas o entidades elementales microscópicas. Por ejemplo, cuando deseamos contar objetos como manzanas, huevos, sillas, entre otros, con frecuencia usamos el término docena, y todos entendemos que si pedimos al vendedor de frutas que nos dé una docena de manzanas, debemos recibir 12 manzanas; o si solicitamos tres docenas de sillas para una sala, esperamos disponer de 36 sillas. Del mismo modo podríamos hablar de un mol. Veamos algunos ejemplos.

Si quisiéramos agregar 1 mol de átomos de helio a un globo de cumpleaños, estaríamos introduciendo en su interior 6,02 • 1023 átomos de helio.

Si fuera necesario introducir 2 moles de moléculas de oxígeno a una persona con déficit respiratorio, tendríamos que suministrarle 2 • 6,02 • 1023 moléculas de O2.

El mol siempre contiene el mismo número de partículas, independientemente de la sustancia que se esté analizando. Te preguntarás ahora, ¿cuál es ese número? En un mol existen 6,02 • 1023 partículas, las que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones, entre otras. Este número es también denominado número de Avogadro (NA). La siguiente ecuación puede resumir la forma de encontrar el número de moles relacionado con el número de partículas de una sustancia.

n= N NA

Donde: n = cantidad de sustancia (moles) N = número de partículas (átomos,…, moléculas) NA = 6,02 • 1023 partículas/mol.

Actividad modelada 1. ¿Cuántas moléculas de anhídrido carbónico, CO2, hay en 10 moles de moléculas de CO2? Respuesta. Analizando el enunciado, obtienes la cantidad de moles de CO2, es decir, n = 10 moles de CO2, y el número de Avogadro, NA = 6,02 • 1023 moléculas/mol. Como necesitas saber el número de moléculas, se reemplazan los valores en la ecuación. Entonces quedaría: N = n • NA = 10 moles • 6,02 • 1023 moléculas/mol = 6,02 • 1024 moléculas de CO2 Finalmente, podemos decir que en 10 moles de CO2 hay incorporadas 6,02 • 1024 moléculas.

186

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

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2 2

3 3

5 5

4 4

La cantidad de sustancia y su relación con la masa Si tenemos una cierta cantidad de partículas, a estas les corresponderá una determinada masa. Estas magnitudes, cantidad de partícula y masa, se relacionan a través de la masa molar (M), que corresponde a la masa, en gramos, contenida en 1 mol de una determinada sustancia. El cálculo de la masa molar es similar al de la masa molecular, pero para obtener la primera, se debe considerar la masa atómica de cada elemento expresada en gramos. Esto quiere decir que la masa molar en gramos es igual a la masa molar en uma. Por ejemplo, para determinar la masa molar del flúor, F2, debemos conocer la masa atómica relativa en g/mol del elemento, que es F = 19 g/mol. Luego, se multiplica este valor por el subíndice, es decir, 2 • 19 g/mol = 38 g/mol. Por esto, podemos decir que 1 mol de F2 tiene una masa de 38 g. Para calcular la cantidad de sustancia relacionada con la masa molar, se utiliza la ecuación m n= , donde m es la masa en gramos de la sustancia. M

Para grabar El mol es la unidad que sirve para expresar la cantidad de sustancia o cantidad de materia. 1 mol equivale a 6,02 • 1023 partículas para cualquier sustancia.

Estrategia ¿A cuántos gramos equivalen 5 moles de sulfato de aluminio Al2(SO4)3? P ara realizar esta actividad, puedes seguir los pasos. Paso 1

Identifica en la Tabla periódica las masas molares en g/mol de los átomos que componen la molécula. Al = 27, S = 32, O = 16.

Paso 2

Reconoce los subíndices de cada elemento que compone la molécula. Al = 2; para el azufre y el oxígeno debes multiplicar por el subíndice que está por fuera del paréntesis, esto es, S =3; O = 4 • 3 =12.

Paso 3

Determina la masa molar del sulfato de aluminio. Al: 27 g/mol • 2 = 54 g/mol Al + S + O = (54 + 96 +192) g/mol = 342 g/mol S: 32 g/mol • 3 = 96 g/mol O: 16 g/mol • 12 = 192 g/mol

Paso 4

Resuelve a cuántos gramos equivalen 5 moles de sulfato de aluminio por medio de la ecuación m . Despejando m, queda m = n • M. n= M g Luego, al reemplazar los datos y al simplificar unidades, nos queda: m = 5 moles • 342 = 1.710 g mol Analiza la información obtenida. De las operaciones realizadas anteriormente, podemos decir que 1 mol de Al2(SO4)3 tendrá una masa de 342 g y que 5 moles de esta misma molécula equivalen a 1.710 g.

Paso 5

Ejercicio resuelto ¿A cuántos moles equivalen 30 gramos de agua? Respuesta. La masa molar del agua, H2O, es: 2 + 16 = 18 g/mol (H = 1 • 2 = 2; O = 16 • 1= 16). Si 30 g reemplazamos los valores conocidos en la fórmula n = m/M, tenemos: n= g = 1,66 moles 18 Esto quiere decir que 30 gramos de agua equivalen a 1,66 moles. mol

Actividad propuesta 1. Ordena en forma creciente las masas molares de las sustancias: N2, HNO3, H2CO3, Al(OH)3, O3. 2. ¿Qué cantidad de sustancia (mol) está contenida en 126 g de HNO3? 3. ¿Cuántas moléculas de agua componen una muestra de 0,2 moles de dicha sustancia?

Ayuda Masas molares: H =1 g/mol C = 12 g/mol N = 14 g/mol O = 16 g/mol Al = 27 g/mol

4. ¿Qué cantidad de sustancia (mol) se encuentra en 3,01 • 1023 moléculas de hidrógeno gaseoso?

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Ampliando memoria

La cantidad de sustancia y su relación con el volumen Además de relacionar la cantidad de sustancia con el número de partículas y con la masa, también se puede establecer una relación entre la cantidad de sustancia y el volumen que ocupa en estado gaseoso, a través de la unidad llamada volumen molar (Vm). Este corresponde al volumen en litros que ocupa 1 mol de sustancia gaseosa en condiciones estándar de temperatura y presión, esto es, 0 ºC y 1 atmósfera. Estudios experimentales han determinado que 1 mol de cualquier gas, en condiciones estándar, ocupa un volumen de 22,4 L. Es decir, 1 mol de moléculas de O2 ocupa un volumen de 22,4 L y 1 mol de moléculas de óxido de nitrógeno (l), N2O, también ocupa un volumen de 22,4 L.

El óxido de nitrógeno (l) es un gas incoloro con un olor dulce. Ha sido utilizado en medicina desde hace muchos años como anestesia porque se elimina rápidamente del cuerpo. También es llamado gas hilarante, porque produce risa una vez que se inhala; sin embargo, en exceso es un gas tóxico que produce mareos y pérdida de la memoria.

El balón rojo contiene H2, y el balón blanco, O2. ¿Qué volumen ocupará 1 mol de moléculas de cada gas, en condiciones estándar?.

Lo anterior se puede resumir en la siguiente ecuación:

n= V Vm

Donde: n = cantidad de sustancia (mol). V = volumen de gas (L). Vm = volumen molar (22,4 L/mol).

Reforzaremos estos conceptos en la siguiente actividad modelada.

Actividad modelada 1. Analiza la siguiente pregunta y su respuesta. a. ¿Qué volumen ocupan 5 moles de hidrógeno gaseoso en condiciones estándar? Respuesta. Para resolver este ejercicio cuentas con la cantidad de sustancia y el volumen molar. Cantidad de sustancia: n = 5 moles de H2. Volumen molar: Vm = 22,4 L/mol. Se pide encontrar el volumen del gas en condiciones estándar, el que está representado con la letra V en la ecuación que relaciona estas variables. De ella se despeja V y se obtiene su valor. Esto es: V De la ecuación: n = Vm se despeja V: V = n • Vm, L y se reemplazan los valores: V = 5 moles • 22,4 = 112 L mol Finalmente, podemos decir que 5 moles de molécula de H2, en condiciones estándar, ocupan un volumen de 112 L.

Ayuda Actividad propuesta

Utiliza la ecuación n=

V Vm

para resolver esta actividad.

188

1. Analiza y responde las siguientes preguntas: a. ¿Qué volumen ocuparán 3 moles de O2 en condiciones estándar? b. ¿Cuántos moles encontramos en 232 L de CO2?

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

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La cantidad de sustancia y las magnitudes masa, volumen y número de partículas Hemos revisado cómo se relaciona la magnitud cantidad de sustancia con las magnitudes masa, número de partículas y volumen. Recordemos sus respectivas ecuaciones. Relación con la masa

n=

m M

Relación con el número de partículas

n=

Relación con el volumen

N NA

n=

V Vm

Si observamos detenidamente las tres ecuaciones, podemos deducir que en todas, la cantidad de sustancia se relaciona con una magnitud variable y con otro valor que se mantiene constante. Los valores constantes son: masa molar (M), número de Avogadro (NA) y volumen molar (Vm). Además, todas se pueden relacionar entre sí de la siguiente manera: Ecuación N° 1

Ecuación N° 2

Ecuación N° 3

m N = M NA

m V = M Vm

V N = Vm NA

Para grabar 1 mol de cualquier sustancia en estado gaseoso y en condiciones estándar ocupa un volumen de 22,4 L. Este valor se llama volumen molar.

Estrategia ¿Cuál será la masa de CO2 contenida en 89,6 L de este gas en condiciones estándar? Paso 1

Identifica la información que te entrega el enunciado. En este caso, cuentas con el volumen de gas, el volumen molar y la fórmula química del gas para determinar la masa molar. V = 89,6 L Vm = 22,4 L/mol

Paso 2

Identifica y elabora el camino de resolución. Te piden la masa de gas contenida en un volumen, la que se representa por m en la Ecuación V m = M m= V • M N° 2. Al despejarla, nos queda: V V M m

Paso 3

m

Determina la masa molecular del gas, M.

Ayuda Los valores de las masas atómicas de los elementos puedes obtenerlos de la Tabla periódica.

C: 12 g/mol • 1 =12 g/mol; O: 16 g/mol • 2 = 32 g/mol. Entonces, (12+32) g/mol = 44 g/mol Paso 4

Resuelve el ejercicio reemplazando los valores en la ecuación. g 89,6 L • 44 mol m= 176 g de CO2 22,4 L mol

Paso 5

Analiza los resultados obtenidos en el ejercicio. Finalmente, podemos decir que en 89,6 L de CO2 en condiciones estándar está contenida una masa de 176 g.

Actividad propuesta

Ejercicio resuelto ¿Cuál será el número de partículas contenidas en 30 g de glicina, C2H5NO2? Respuesta. La Ecuación N° 1 relaciona la masa de la sustancia con el número de partículas. Se tiene la masa, 30 g; se puede obtener la masa molar de la glicina (C2H5NO2 = 75 g/mol) y se conoce NA (6,02 • 1023 partículas/mol). Si despejamos N de la ecuación, el resultado es 2,408 • 1023 partículas.

1. ¿Cuántas moléculas de agua están contenidas en 2 moles de esta sustancia? 2. ¿Cuántas moléculas de amoniaco (NH3) presentan una masa de 6,8 g de esta sustancia?

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Balanceo de ecuaciones químicas Las sustancias químicas se representan de manera que todas las personas del mundo científico puedan entender el mensaje. Por ejemplo, los elementos químicos, mediante símbolos; los compuestos, a través de fórmulas y los cambios químicos, por medio de ecuaciones.

H2O

Fe Símbolo del elemento hierro.

El agua es un compuesto y se representa mediante esta fórmula química.

Recordemos que en las ecuaciones vamos a distinguir dos lados: el lado izquierdo, que corresponde a los reactantes, sustancias iniciales que ponemos en reacción, y el lado derecho, en el que se encuentran las sustancias que se forman de dicha interacción, llamadas productos, tal como se muestra en la siguiente imagen: PRODUCTOS

REACTANTES

Cl Cl +

H

Cl

H

Cl

H H

¿Cómo se lee la información de una ecuación? Tomando como modelo el ejemplo anterior, los reactantes son la molécula de cloro (Cl2), compuesta por dos átomos, y la molécula de hidrógeno (H2), formada por dos átomos. Entonces, una molécula de cloro, Cl2, reacciona con una molécula de hidrógeno, H2, para producir dos moléculas de cloruro de hidrógeno, HCl, cada una de las cuales posee un átomo de hidrógeno y uno de cloro. No debes olvidar que el signo + de la ecuación indica que las sustancias reaccionan y que la flecha, →, indica la formación de producto.

¿Se cumple la ley de la conservación de la materia en nuestro ejemplo? Ya sabes que esta ley plantea que en la naturaleza nada se crea ni se destruye, sino que se transforma. Para el caso de una reacción química, podemos decir entonces que tanto la masa como el número de átomos reactantes serán igual a la masa y al número de átomos en los productos, tal como ocurre en nuestra ecuación. Si esto no fuera así, la ecuación debe ser balanceada. El balanceo de ecuaciones es un método que permite igualar la cantidad de moles o moléculas y átomos de las sustancias que intervienen en una reacción, pues, como hemos visto, debe ser igual en reactantes y en productos, según la ley de conservación de la materia. Estos valores se conocen como coeficientes estequiométricos, y se anteponen a la representación química de cada sustancia. Cuando el valor del coeficiente es 1, no se anota en la ecuación. Para saber la cantidad de átomos de cada elemento, se multiplican los coeficientes estequiométricos por los subíndices del elemento. Veamos esto con el ejemplo de la ecuación de producción del amoniaco.

1N2 + 3H2

2NH3

Los coeficientes estequiométricos son 1, 3 y 2 para nitrógeno, hidrógeno y amoniaco, respectivamente. La cantidad de átomos para cada elemento se calcula de la siguiente manera: En los reactivos: N: 1• 2 = 2 H: 3• 2 = 6

Coeficientes estequiométricos

En los productos: N: 2 • 1 = 2 H: 2• 3 = 6

A continuación, veremos dos métodos que permiten balancear las ecuaciones: el método de tanteo y el método algebraico.

Actividad propuesta 1. Analiza el siguiente esquema, considerando que las esferas azules son nitrógeno; las verdes, hidrógeno, y la combinación de ambas es amoniaco. a. ¿Qué nos dice la ecuación? b. ¿Cuál será su ecuación química?

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Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

+

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2 2

3 3

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Balanceo de ecuaciones por el método de tanteo Para balancear una ecuación química sencilla podemos usar el método de tanteo, en el que debemos anteponer números enteros que permitan la mínima igualación de átomos en reactantes y en productos. Te enseñaremos este tipo de balanceo en la sección Estrategia, y así verás paso a paso en qué consiste y cómo desarrollarlo.

Estrategia El gas natural, usado como combustible, tiene como componente principal el gas metano, CH4, que se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y produce en una combustión completa dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O. Plantea y balancea correctamente la ecuación de la reacción. P ara desarrollar esta actividad, realiza los siguientes pasos: Paso 1

Identifica la información que te entrega el enunciado. En este caso, sobre los reactantes, metano y oxígeno, y los productos, dióxido de carbono y agua.

Paso 2

Plantea la ecuación química para esta reacción. Esta es CH4 (g) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (ℓ)

Paso 3

Determina la cantidad de átomos de cada elemento presente tanto en los reactantes como en los productos. No olvides que un elemento se puede presentar varias veces; por ejemplo, si observas los productos, CO2 y H2O, en ambos compuestos hay oxígeno. Lo que debes hacer es sumar los átomos del elemento presentes en cada caso para encontrar su número total. Entonces, tenemos: En los reactantes: En los productos: C: 1 • 1 = 1 C: 1 • 1 = 1 H: 1 • 4 = 4 H: 1 • 2 = 2 O: 1 • 2 = 2 O: 1 • 2 + 1 • 1 = 2 +1 = 3

En la industria se utiliza el calor liberado por la combustión del metano como fuente energética para realizar los distintos procesos productivos.

Como los átomos de los elementos no son iguales en los reactantes ni en los productos, hay que balancear la ecuación. Paso 4

Realiza el balanceo de la ecuación. Para ello, te sugerimos tomar como referencia la sustancia que tiene mayor número de átomos y, según ella, asignar los coeficientes. En este caso es el CH4: 1 átomo de carbono y 4 de hidrógeno = 5 átomos en total. Como el coeficiente de esta molécula es 1, se considera 1 el coeficiente de la molécula que contenga carbono en los productos, es decir, el CO2. Entonces, quedaría: CH4 + O2 → 1CO2 + H2O.

Paso 5

Completa el balanceo. Sigue con el segundo elemento en la molécula de CH4, el hidrógeno. Como tiene 4 átomos, se debe igualar en cantidad en los productos; en este caso, con el H2O. Si le anteponemos un 2 a la molécula de agua se igualarían los hidrógenos. CH4 + O2 → 1CO2 + 2H2O.

Paso 6

Revisa los coeficientes en los productos para completar los elementos que falten. En este caso, no están igualados los oxígenos. Al sumar, los átomos que hay en los productos son 4, y en los reactantes solo hay 2. Por ende, colocamos un coeficiente 2 antes del O2. CH4 + 2O2 → 1CO2 + 2H2O.

Paso 7

Comprueba que los coeficientes asignados sean correctos y balanceen la ecuación. Finalmente, podemos decir que los coeficientes estequiométricos de la ecuación son: 1, 2, 1 y 2, con los que obtenemos 1 átomo de carbono, 4 átomos de oxígeno y 4 átomos de hidrógeno tanto en los reactantes como en los productos. Podría habernos dado 2, 4, 2 y 4, o bien, 3, 6, 3 y 6; sin embargo, aunque en estos dos últimos casos la ecuación también está igualada, no es correcta debido a que en el balanceo de ecuaciones se usa la mínima igualación.

Ejercicio resuelto Balancea la ecuación de formación del agua: H2 + O2 → H2O Respuesta. Tenemos 2 átomos de hidrógeno en los reactantes y 2 en los productos; y 2 átomos de oxígeno en los reactantes y 1 en los productos. Como el H2O tiene 3 átomos, se toma como referencia para asignar los coeficientes. Siguiendo el orden indicado anteriormente, los coeficientes en la ecuación serían 2, 1 y 2, respectivamente.

Esquema que representa la disposición tridimensional de una molécula de metano. En negro, el átomo de carbono, y en amarrillo los de hidrógeno.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Balanceo de ecuaciones por el método algebraico Cuando las reacciones son sencillas, generalmente el método de tanteo resulta muy eficaz. Para casos más complicados, existen procedimientos matemáticos de ajuste que tienen siempre como referencia la ley de la conservación de la masa. Este es el método algebraico, que incluye los siguientes pasos: 1. Escribir la ecuación de modo cualitativo. 2. Asignar letras delante de cada fórmula o símbolo químico. 3. Igualar el número de átomos de cada elemento. 4. Deducir las ecuaciones. 5. Asignar un valor arbitrario a una de las incógnitas y resolver el resto de ellas. 6. Si resultan coeficientes fraccionarios, quitar los denominadores y, si es posible, simplificar. Reforzaremos estos pasos en una Estrategia, la que te guiará paso a paso en el desarrollo de este tipo de balanceo.

Estrategia Usando el método algebraico, balancea la reacción del nitrato de plata, AgNO3, con el cloruro de calcio, CaCl2, para generar cloruro de plata, AgCl, y nitrato de calcio, Ca(NO3)2. P ara realizar este balanceo, sigue estos pasos: Paso 1

Escribe la ecuación de modo cualitativo. Esto es: AgNO3 (ac)+ CaCl2 (ac) → AgCl (s) + Ca(NO3)2 (ac)

Paso 2

Asigna letras delante de cada fórmula o símbolo químico. a AgNO3 + b CaCl2 → c AgCl + d Ca(NO3)2

Paso 3

Iguala el número de átomos de cada elemento utilizando las letras. Puedes usar una tabla como la que te mostramos aquí. Tabla para igualar número de átomos Deduce las ecuaciones a partir de las Elemento Reactante Producto Igualdad igualdades de la tabla. Esto es: Ag a c a=c a = c; a = 2d; 2b = c; a = 2d; b = d. 3a = 6d O 3a 6d a=2d Asigna un valor arbitrario a una de Cl 2b c 2b = c las incógnitas y resuelve el resto de las Ca b d b=d ecuaciones. Por ejemplo, a será igual a 1. Así, resulta que: a = 1, c = 1; d = ½; b = ½.

Paso 4

El nitrato de plata es una sal soluble en agua. Se usa como antiséptico y para el tratamiento de algunas enfermedades tópicas como las verrugas. Además, se emplea para platear espejos.

Paso 5

Paso 6

Elimina los denominadores amplificando por 2 todos los valores. Así resulta que: a = 2, c = 2, d = 1; b = 1. Como estos valores no se pueden simplificar, son los correctos. Entonces, la ecuación igualada es: a AgNO3 + b CaCl2 → c AgCl + d Ca(NO3)2 , y si reemplazamos los valores queda así: 2 AgNO3 + 1 CaCl2 → 2AgCl + 1 Ca(NO3)2.

Paso 7

Comprueba si los coeficientes asignados igualan la cantidad de átomos. Átomos en reactantes y productos. Ag: 2, N: 2, O: 6, Cl: 2, Ca: 1.

Ejercicio resuelto Balancea la ecuación KClO3 → KCl + O2 utilizando el método algebraico. Respuesta. - Coeficientes asignados: a KClO3 → b KCl + c O2 - Valores obtenidos: Tabla para igualar número de átomos 3a = 2c; a = b. Si a = 1, entonces Elemento Reactante Producto Igualdad b = 1, c = 3/2. K a b a=b Se amplifican por dos y reemplazando Cl a b a =b queda: 2KClO3 → 2KCl + 3O2. O 3a 2c 3a = 2c

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Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

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4 4

Reforzando el balanceo de ecuaciones A continuación, revisaremos los dos métodos de balanceo de ecuaciones utilizando el mismo ejemplo. Así podrás compararlos y notar las diferencias entre ellos. “El combustible utilizado en muchos automóviles tiene como componente principal el octano, C8H18, que se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y produce, en una combustión completa, dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O. Si a partir de esta información te pidieran plantear la ecuación y luego balancearla, ¿qué harías?” Reactantes

Productos

Primero que todo, hay que escribir la ecuación: C H + O → CO + H O 8 18 2 2 2 Si comparas el número de átomos de cada elemento en los reactantes y los productos, te darás cuenta de que la ecuación no está balanceada. Veamos los balanceos. Balanceo por el método de tanteo

Balanceo por el método algebraico

Tomamos como referencia la sustancia que presenta mayor número de átomos; en este caso, el C8H18, que tiene 26 átomos. C omo el C8H18 tiene ocho átomos de carbono, colocamos un 8 como coeficiente del CO2.

Asignamos letras a la ecuación: a C8H18 + b O2 → c CO2 + d H2O Igualamos el número de átomos de los elementos utilizando las letras:

C8H18 + O2 → 8CO2 + H2O.

Elemento

Reactante

Producto

Igualdad

C

8a

c

8a = c

Ahora, pasamos al elemento siguiente del C8H18, el hidrógeno, que tiene 18 átomos. Estos deben igualarse con los que tiene el H2O. Como en esta molécula hay dos átomos de hidrógeno, debemos anteponer un 9 para igualar también los hidrógenos. C8H18 + O2 → 8CO2 + 9H2O. C omo ya tenemos listos los coeficientes en los productos, revisamos qué nos falta. En este caso, no están igualados los oxígenos: en los productos hay 25 átomos y en los reactantes solo 2. Entonces, debemos multiplicar temporalmente por la fracción 25/2. C8H18 + 25/2 O2 → 8CO2 + 9H2O Finalmente, encontramos que para la ecuación no todos los coeficientes son enteros. Entonces, amplificamos toda la ecuación por 2 y nos queda: 2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O

H

18a

2d

O

2b

2c + d

18a = 2d 1 a= d 9 d = 9a 2b = 2c + d 2c + d a= 25

Ahora, asignamos un valor arbitrario a una de las variables y se resuelven las demás ecuaciones. Si a = 1, reemplazo a en las igualdades; por ejemplo: 8a = c, entonces, c = 8(1) = 8. Así se obtiene que d = 9 y b = 25/2. Eliminamos los denominadores amplificando por 2 todos los valores. Los coeficientes quedan así: a = 2, b = 25, c = 16, y d = 18. Ya puedes reemplazar las letras por los números y la ecuación queda de la siguiente manera: 2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O.

Actividad propuesta 1. Balancea correctamente las ecuaciones químicas usando el método algebraico. a. Al4C3 + H2O → Al(OH)3 + CH4

b. H2SO4 + FeBr3 → Fe2(SO4)3 + HBr

2. Balancea las siguientes ecuaciones. Escoge el método para realizar el balanceo. a. b. c. d.

S8 P4 C l2 B2O3

+ + + +

O2 O2 O2 C

→ → → →

SO3 P2O3 Cl2O B4C3 + CO2

e. C6H12O6 + O2 → CO2 + H2O f. C7H16 + O2 → CO2 + H2O g. C5H10 + O2 → CO2 + H2O

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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I.

Evaluación de proceso

Analizando disco

Marca la alternativa que consideres correcta.

Magnitudes de partículas

6 El etanol se representa como C2H5OH y el propanol como C3H7OH. Al comparar ambas sustancias, es correcto afirmar que:

1 ¿Cuántos átomos están contenidos en 6 moléculas de Fe(OH)3? A. 42. B. 7. C. 54.

D. 146. E. 19.

3 ¿Cuál de las siguientes cantidades posee el triple de átomos que 6 moléculas de NH3? A. B. C. D. E.

5 moléculas de HBr. 8 moléculas de H4P2O3. 6 moléculas de NH3. 5 moléculas de HNO3. 20 moléculas de H2SO3.

Cantidad de sustancia

4 ¿Qué cantidad de sustancia (moles) de sacarosa, C12H22O11, está contenida en 85,5 g de esta sustancia? A. 0,25 mol. B. 0,5 mol. C. 0,75 mol.

D. 1,0 mol. E. 1,25 mol.

5 Al comparar 5 moléculas de MgO con 5 moléculas de Fe2O3, es posible afirmar que en ambas sales existe: I. igual número de átomos de Mg que de Fe. II. distinto número de átomos de oxígeno. III. el mismo número de elementos. A. B. C. D. E.

tanto el etanol como el propanol están formados por los mismos elementos. II. el etanol presenta una masa molar menor que la masa molar del propanol. III. diez moléculas de propanol tienen más elementos químicos que la misma cantidad de moléculas de etanol.

D. 32. E. Ninguno.

2 ¿Cuántos átomos de hidrógeno están contenidos en 15 moléculas de H4P2O7? A. 60. B. 132. C. 48.

I.

I, II y III. I y III. Solo I. Solo II. Solo III.

A. B. C. D. E.

Solo I. Solo II. I y II. II y III. I, II y III.

Magnitudes molares

7 El número de moles de agua contenidas en 1,204 • 1024 moléculas de esta sustancia es: A. 0,2. B. 0,4. C. 2.

D. 20. E. Ninguna.

8 En 64 gramos de metano, CH4(g), el número de átomos totales es: A. 1 • 6,02 • 1023 . B. 4 • 6,02 • 1023. C. 5 • 6,02 • 1023.

D. 10 • 6,02 • 1023. E. 20 • 6,02 • 1023.

9 En condiciones estándar de temperatura y presión (0 ºC y 1 atmósfera), 1 mol de cualquier gas siempre ocupa un volumen de 22,4 litros. De acuerdo a esto, la masa en gramos que presentan 0,112 litros de N2 a 0 ºC y 1 atmósfera será de: A. 0,07. B. 0,10. C. 0,12.

D. 0,14. E. 0,28.

Balanceo de ecuaciones

10 En la ecuación: a Ni3O4 + b CO → c Ni + d CO2 El valor mínimo para el coeficiente d es: A. 1. B. 2. C. 3.

194

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

D. 4. E. 5.

0 1 11 De acuerdo a la siguiente ecuación balanceada: 2Na (s) + 2H2O (ℓ) → 2NaOH (ac) + X (g)

3 3

5 5

4 4

a C3H8 + b O2 → c CO2 + d H2O

un elemento. una molécula gaseosa. un átomo gaseoso. un compuesto gaseoso.

A. Solo I. B. I y III. C. I y II.

2 2

12 En la combustión del propano, C3H8, se forma dióxido de carbono y agua de acuerdo con la siguiente ecuación no balanceada.

Podemos afirmar que X (g) representa: I. II. III. IV.

1 1

La suma de los valores mínimos de los coeficientes a, b, c y d en la ecuación balanceada es: A. 12. B. 13. C. 33.

D. III y IV. E. I, II y III.

D. 39. E. 40.

Correctas:

Incorrectas:

Omitidas:

II. Responde las siguientes preguntas. Ecuaciones químicas y balanceo

Observa la siguiente ecuación química y responde las preguntas 1 y 2. Na (s) + H2O → NaOH (ac) + H2 (g) 1 ¿Cuál de las siguientes ecuaciones es correcta para representar la reacción anterior? a. 2Na (s) + 2H2O (ℓ) → 2NaOH (ac) + H2 (g) b. Na (s) + H2O → NaOH (ac) + 1/2H2 (g) c. 2Na (s) + 2H2O → 2NaOH (ac) + 2H2 (g) 2 Indica el estado en que se encuentra cada una de las sustancias de la reacción. Observa la siguiente reacción y responde las preguntas 3 y 4.

Cl Cl +

H

Cl

H

Cl

H H

3 Identifica los componentes de esta ecuación. 4 ¿Está balanceada la ecuación? ¿Cómo lo sabes?

Mi estado Anota el nivel de logro de tus aprendizajes hasta ahora y evalúa tu desempeño. Aplico leyes de la combinación química a reacciones químicas. Establezco relaciones cuantitativas en diversas reacciones químicas. Interpreto datos y elaboro conclusiones apoyándome en las leyes ponderales y los conceptos de estequiometría. 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado.

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Condiciones de una reacción química Los cambios químicos se representan a través de una ecuación química que debe cumplir con la ley de la conservación de la materia, lo que significa que el número de átomos reaccionantes debe ser igual a la cantidad de átomos que se producen. Por esta razón, las ecuaciones se deben balancear, ya sea por el método de tanteo o por el algebraico. Sin embargo, en ocasiones es conveniente indicar las condiciones en que se presentan los reactivos y los productos. Normalmente, en las ecuaciones químicas se añade información sobre el estado físico de los reactantes y de los productos, o sobre las condiciones en las que ocurre la reacción. ¿Cómo se entrega esta información en una ecuación? Los estados de agregación de las sustancias implicadas se indican entre paréntesis, después de la fórmula de cada compuesto. La simbología que podemos encontrar es la siguiente: • • • •

(g), para gas. (ℓ), para líquido. (s), para sólido. (ac), para sustancias en disolución acuosa.

El gas propano, C3H8, se obtiene del gas natural o de procesos involucrados en la producción de petróleo. Su principal uso es como combustible.

Las designaciones mencionadas para gas, líquido y sólido se refieren a los estados físicos de las sustancias puras.

La combustión del gas licuado propano se da en presencia de oxígeno gaseoso.

Otra simbología utilizada es la letra griega delta mayúscula, , que se coloca frecuentemente sobre la flecha para indicar que se necesita calor para que la reacción ocurra. Veamos las simbologías mencionadas en los siguientes ejemplos. • 2HgO (s)

2Hg (ℓ) + O2 (g)

• CH4 (g) + 2O2 (g)

CO2 (g) + 2H2O (g)

• Fe2O3 (s) + 3CO (g) • 2AgNO3 (ac) + CaCl2 (ac)

2Fe (s) + 3CO2 (g) 2AgCl (s) + Ca(NO3)2 (ac)

En muchas ocasiones, para una reacción es conveniente especificar otras condiciones. Por ejemplo, en la obtención industrial de alcohol metílico, la reacción requiere de una elevada temperatura y de una presión muy alta. Esto se expresa en la ecuación aclarando los valores concretos de la siguiente manera: CO (g) + 2H2 (g)

350 º C 200 – 300 atm

CH3OH (g)

Actividad propuesta 1. Representa, en forma correcta, las ecuaciones químicas descritas en las siguientes situaciones: a. El alcohol metílico líquido, CH3OH, se quema limpiamente en el aire y produce dióxido de carbono y vapor de agua. b. Al calentar magnesio metálico a varios cientos de grados, en una atmósfera de dinitrógeno puro gaseoso, se obtiene un depósito verde de nitruro de magnesio, Mg3N2.

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Ecuaciones iónicas Cuando dos sustancias entran en contacto en una disolución acuosa, se disocian en sus iones, pero solo algunos de ellos participan en la reacción. Para comprender esto, analicemos la siguiente ecuación química que representa la reacción entre el nitrato de plomo (II) y el yoduro de potasio en disolución acuosa. Pb(NO3)2 (ac)

+

Nitrato de plomo (II)

2KI (ac)

PbI2 (s)

Yoduro de potasio

Yoduro de plomo

+

2KNO3 (ac) Nitrato de potasio

De la ecuación se deduce que el nitrato de plomo (ll), Pb(NO3)2, el yoduro de potasio, KI, y el nitrato de potasio, KNO3, son compuestos iónicos, sales solubles en agua, que se encuentran disociadas en iones cuando están en disolución acuosa. Las ecuaciones correspondientes para representar estas disociaciones son: H2O

• Pb(NO3)2 (s) • 2KI (s) • 2KNO3 (s)

H 2O

Pb2+ (ac) + 2NO3– (ac)

2K+ (ac) + 2I – (ac) H2O

Ampliando memoria

2K+ (ac) + 2NO3 – (ac)

A partir de esta información podrás deducir que la ecuación química global de una reacción puede escribirse representando los iones que participan en ella. Entonces, en este caso, nuestra ecuación quedaría como sigue: Pb2+ (ac) + 2NO3– (ac) + 2K+ (ac) + 2I– (ac)

PbI2↓ + 2K+ (ac) + 2NO3– (ac)

Si observas con detención la ecuación, notarás que los iones K+ y NO3– , destacados en rojo, en disolución acuosa no experimentan ningún cambio químico al pasar de reactantes a productos. Los iones que están presentes en toda una reacción, pero que no se modifican, se denominan iones expectantes o espectadores. Estos iones pueden anularse de la ecuación química y el cambio químico completo se puede representar solo con los iones que sufren transformaciones. Esta ecuación recibe el nombre de ecuación iónica neta porque solo indica las especies implicadas en el cambio químico, pero no todos los iones presentes en la disolución, y se representa de la siguiente manera: Pb2+ (ac) + 2I– (ac)

En una ecuación, un precipitado se indica escribiendo la fórmula química en negrita seguida de la expresión (s); por ejemplo, PbI2 (s), o, lo que es más frecuente, dibujando una flecha que apunta hacia abajo luego de haber escrito la fórmula; por ejemplo, PbI2↓.

PbI2↓

¿Notas algo particular en esta ecuación? La flecha que apunta hacia abajo en el yoduro de plomo, PbI2, es un modo de representar la formación de un sólido cuando una reacción ocurre en disolución, lo que se conoce como precipitación. El sólido que se forma se llama precipitado.

Actividad experimental Materiales: una pipeta, un tubo de ensayo, una disolución de yoduro de potasio KI de 10 g/L y una disolución muy diluida de nitrato de plomo (ll), Pb(NO3)2, de 10 g/L. Procedimiento. Toma 2 mL de la disolución de nitrato de plomo (II) y viértela en un tubo de ensayo. Mide en la pipeta 2 mL de yoduro de potasio y viértelo sobre el nitrato de plomo. Observa lo que ocurre. ¿Cómo clasificarías este tipo de reacción?

Actividad propuesta 1. A partir de las siguientes ecuaciones, escribe la ecuación iónica neta para la reacción del nitrato de plata con el cloruro de sodio. a. AgNO3 (ac) + NaCl (ac) → AgCl (s) + NaNO3 (ac) b. Ag+ + NO3– (ac) + Na+ + Cl– (ac) → AgCl (s) + Na+ + NO3– (ac)

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Ampliando memoria El término “estequiometría” fue introducido en el año 1792 por el químico alemán Jeremías Richter (1762 – 1807) para designar a la ciencia que mide las proporciones de los elementos químicos en una ecuación.

Estequiometría de una reacción química Para comprender lo que es la estequiometría, primero debes tener claro lo que es una ecuación química. Es esencialmente una relación, pues muestra las cantidades relativas de reactantes y de productos implicados en una reacción. A partir de ella, podemos extraer información cuantitativa de cómo los reactantes se combinan químicamente para formar productos. En este proceso se relacionan diversas variables, como la masa, la cantidad de sustancia, el número de partículas y el volumen de gas. De esto se ocupa la estequiometría de una reacción, de cómo y en qué medida se relacionan estas variables en una ecuación química. Es importante también que tengas presente que los coeficientes estequiométricos de la ecuación balanceada de una reacción química pueden multiplicarse o dividirse por cualquier factor sin que cambie el significado de ella. Tomemos como ejemplo la ecuación de formación del agua: 2H2 (g) + O2 (g)

2H2O (ℓ)

Esta ecuación puede amplificarse o simplificarse sin afectar su significado, y entrega, en ambos casos, la misma información, pues sigue existiendo la misma relación entre sus componentes. Observa: 6H2 (g) + 3O2 (g) 6H2O (ℓ) Ecuación amplificada H2 (g) + ½ O2 (g)

H2O (ℓ)

Ecuación simplificada

Las relaciones de una ecuación química pueden expresarse como relaciones entre moléculas de moles, de masas y de volúmenes en el caso de que estén implicados gases. Para ilustrar la clase de información que puede deducirse a partir de una ecuación química utilizaremos la siguiente Estrategia.

Estrategia La presencia de trióxido de azufre en el aire, como contaminante, se produce mediante la reacción del dióxido de azufre con el oxígeno atmosférico, cuya ecuación es: 2SO2 (g) + O2 (g) → 2SO3 (g). ¿Qué interpretación se puede hacer de esta ecuación? Paso 1

Analiza la información que entrega el enunciado. En este caso, cuentas con los reactantes dióxido de azufre, SO2, y oxígeno, O2, y el producto trióxido de azufre, SO3.

Paso 2

Interpreta la ecuación balanceada. De esta ecuación, se puede obtener la siguiente información: Cantidad de moles y moléculas

Masa para cada sustancia

Volumen de los gases

Nº de moléculas de cada sustancia

Representados por los coefiUsando la ecuación m = n • M, donde m Usando la ecuación V = n • Vm, donde V es Por medio del número de Avogadro y la cientes estequiométricos de los es la masa, n el número de moles y M la el volumen del gas, n el número de moles y ecuación N = n • NA. reactantes y los productos. masa molar. Vm el volumen molar. N = 2 • 6,02 • 1023 = 1,204 • 1023 moléculas de SO2. 2 moles y 2 moléculas de SO2 m SO2 = 2 mol • 64 g/mol = 128 g. V SO2= 2 mol • 22,4 L/mol = 44,8 L. N = 1 • 6,02 • 1023 = 6,02 • 1023 m O2 = 1 mol • 32 g/mol = 32 g. V O2 = 1 mol • 22,4 L/mol = 22,4 L. 1 mol y 1 molécula de O2 moléculas de O2. 2 moles y 2 moléculas de SO3 m SO3 = 2 mol • 80 g/mol = 160 g. V SO3 = 2 mol • 22,4 L/mol = 44,8 L. N = 2 • 6,02 • 1023 = 1,204 • 1023 moléculas SO3:

Paso 3

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Puedes presentar la información de forma ordenada.

2 SO2 (g) 2 moles 128 g 44,8 L 1,204 • 1023 moléculas

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

+

1 O2 (g) 1 mol 32 g 22,4 L 6,02 • 1023 moléculas

2 SO3 (g) 2 moles 160 g 44,8 L 1,204 • 1023 moléculas

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Interpretando ecuaciones químicas Te invitamos a reforzar lo que has aprendido analizando la siguiente Estrategia. Aquí te planteamos el mismo problema realizado en la página 193, pero ahora completaremos la información que se desprende de la ecuación trabajada.

Estrategia El octano líquido, C8H18, usado en las gasolinas se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y genera los productos gaseosos dióxido de carbono, CO2, y agua. Interpreta la ecuación en términos de masa (m), cantidad de sustancia (n), volumen de gas en condiciones estándar (V) y número de partículas (N). La ecuación es C8H18 (ℓ) + O2 (g) → CO2 (g) + H2O (g). P ara resolver esta actividad sigue estos pasos: Paso 1

Plantea la ecuación balanceada. Revisa el balanceo de la página 193. 2C8H18 + 25O2 → 16CO2 + 18H2O.

Paso 2

Identifica la cantidad de moléculas y moles de los reactantes y los productos de acuerdo a sus coeficientes estequiométricos. 2C8H18 2 moléculas 2 moles

Paso 3

+

25O2

→

16CO2

25 moléculas 25 moles

+

16 moléculas 16 moles

18H2O. 18 moléculas 18 moles

Determina la masa molar para cada sustancia. M C8H18 = 114 g/mol; M O2 = 36 g/mol; M CO2 = 44 g/mol; M H2O = 18 g/mol.

Paso 4

El octano es un hidrocarburo utilizado como medida de referencia para indicar la temperatura y presión de autoignición de los combustibles como la gasolina.

Calcula la masa de cada sustancia. Para esto, usa la masa molar y la ecuación m = n • M. m C8H18 = 228 g; m O2 = 900 g; m CO2 = 704 g; m H2O = 324 g.

Paso 5

Calcula el volumen de los gases. Usa el volumen molar y la ecuación V = n • Vm. V C8H18 = 44,8 L; V O2 = 560 L; V CO2 = 358,4 L; V H2O = 403,2 L

Paso 6

Determina el número de moléculas de cada sustancia por medio del número de Avogadro y la ecuación N = n • NA. C8H18 = 1,204 • 1023 moléculas; O2 = 1,55 • 1025 moléculas; CO2 = 9,63 • 1025 moléculas; H2O = 1,08 • 1025 moléculas.

Ejercicio resuelto El amoníaco gaseoso, NH3, se forma por reacción del nitrógeno gaseoso, N2, y el hidrógeno gaseoso, H2. Interpreta la ecuación en términos de: masa (m), cantidad de sustancia (n), volumen de gas en condiciones estándar (V) y número de partículas (N). N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) Respuesta. Ecuación química

N2 (g)

Cantidad de sustancia (n)

1 mol de N2

3 moles de H2

2 moles de NH3

Masa involucrada (m)

28 g de N2

6 g de H2

34 g de NH3

Volumen de gas (V)

22,4 L de N2

67,2 L de H2

44,8 L de NH3

6,02 • 1023 moléculas de N2

1,806 • 1024 moléculas de H2

1,204 • 1024 moléculas de NH3

Número de partículas (N)

+

3H2 (g)

→

2NH3 (g)

Actividad propuesta 1. El gas metano, CH4, se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y produce los productos gaseosos dióxido de carbono, CO2, y agua. Al respecto: a. Plantea y balancea la ecuación. b. Interpreta la ecuación en términos de: masa (m), cantidad de sustancia (n), volumen de gas en condiciones estándar (V) y número de partículas (N). Puedes utilizar una tabla como la empleada en la sección Estrategia.

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Cálculos estequiométricos Hemos visto qué es la estequiometría y sabes que a partir de una ecuación química se puede obtener mucha información. Ahora, debes aprender a relacionar esta información para calcular las proporciones en las que es posible mezclar las sustancias. Revisemos esto mediante un ejemplo. Tenemos la siguiente reacción:

Mg (s) + 2HNO3 (ac)

Mg(NO3)2 (ac) + H2 (g)

De ella, podemos notar que 1 mol de magnesio sólido reacciona con 2 moles de ácido nítrico, HNO3, en solución acuosa para formar 1 mol de nitrato de magnesio, Mg(NO3)2, y 1 mol de hidrógeno gaseoso, H2. Sin embargo, en las reacciones químicas no siempre intervienen los valores estequiométricos de los reactantes y los productos, pues no se utilizan las cantidades de moles exactos para hacerlos reaccionar; siempre se usa un exceso. En este punto, los cálculos estequiométricos toman sentido, pues surgen preguntas como: ¿cuánto ácido nítrico se necesitará para que reaccionen 5 moles de magnesio?, ¿cuántos gramos de nitrato de magnesio se producen con 60 gramos de magnesio? Para resolver este tipo de situaciones es conveniente seguir ciertos pasos: 1° Plantear y balancear la ecuación. 2° Interpretar la ecuación en términos de: cantidad de sustancia (n), masa (m), volumen de gas en condiciones estándar (V) y número de partículas. 3° Resolver las interrogantes, planteando las proporciones adecuadas. Con ayuda de estos pasos, podemos responder las preguntas de nuestro ejemplo: ¿cuánto ácido nítrico se necesitará para que reaccionen 5 moles de magnesio? Los compuestos de magnesio se usan como antiácidos y antiaglomerantes. El carbonato de magnesio, MgCO3, se utiliza para secar las manos de los deportistas en escalada y en gimnasia.

1° Planteamos, entonces, la ecuación balanceada: Mg(NO3)2 (ac) + H2 (g) Mg (s) + 2HNO3 (ac) 2° Interpretamos la ecuación. Para este caso, tendríamos: Variables

Mg (s)

n

1 mol

2 moles

1 mol

1 mol de H2

m

24 g

126 g

148 g

2g

V

-

-

-

22,4 L

N

6,02 • 1023 átomos

1,204 • 1024 moléculas

6,02 • 1023 moléculas

6,02 • 1023 moléculas

+

2HNO3

→

Mg(NO3)2

+

H2

3° Ahora resolvemos las interrogantes estableciendo las relaciones pertinentes. Si con 1 mol de magnesio reaccionan 2 moles de ácido nítrico, la pregunta es, ¿cuántos moles de ácido nítrico necesito para que reaccionen 5 moles de Mg? Esto se puede expresar de la siguiente manera: Al despejar X, el resultado es:

1 mol de Mg 5 moles Mg

2 moles de HNO3 X moles de HNO3

5 moles • 2 moles = 10 moles 1 mol

Entonces, la respuesta a la pregunta inicial es que se necesitan 10 moles de ácido nítrico para que reaccionen 5 moles de magnesio. La otra pregunta fue: ¿cuántos gramos de nitrato de magnesio, Mg(NO3)2, se producen con 60 g de magnesio? Según nuestros cálculos, se producen 148 gramos de Mg(NO3)2 con 24 gramos de Mg. Si tenemos 60 gramos de Mg, ¿cuántos gramos de Mg(NO3)2 se producen? La expresión sería: Al despejar X, el resultado es: Cinta de magnesio.

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148 g de Mg(NO3)2 X g Mg (NO3)2

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

24 g de Mg. 60 g de Mg.

148 • 60 g = 370 gramos 24 g

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Aplicando los cálculos estequiométricos Te presentamos la siguiente Estrategia que te servirá de guía para resolver cálculos estequiométricos. Luego, puedes intentarlo tú solo. ¡Buena suerte!

Estrategia El aluminio sólido reacciona con una disolución acuosa de ácido sulfúrico, H2SO4, lo que da origen a sulfato de aluminio acuoso, Al2(SO4)3, además de liberar hidrógeno gaseoso, H2. a. ¿Qué masa de aluminio reaccionaría con 147 g de H2SO4? b. ¿Cuántos moles de H2SO4 son necesarios para formar 114 g de Al2(SO4)3? c. ¿Qué volumen de hidrógeno se obtendrá en condiciones estándar a partir de 2,408 • 1024 átomos de Al? Paso 1

Plantea la ecuación balaceada 2 Al (s) + 3H2SO4 (ac) → Al2(SO4)3 (ac) + 3H2 (g) 2 Al (s)

3H2 (g)

3 moles

1 mol

3 moles

m

54 g

294 g

342 g

6g

-

-

-

67,2 L

1,204 • 1024 átomos

1,806 • 1024 moléculas

6,02 • 1023 moléculas

1,806 • 1024 moléculas

Analiza la ecuación y resuelve la interrogante a. Si 54 g de Al reaccionan con 294 g de H2SO4, ¿cuántos gramos de Al reaccionarán con 147 g de H2SO4? Para ello nos planteamos la siguiente proporción: 54 g de Al X g de Al

→ →

294 g de H2SO4 147 g de H2SO4

Al despejar X nos queda:

X = 27 g de Al

Analiza la ecuación y resuelve la interrogante b. Si se necesitan 3 moles de H2SO4 para formar 342 g de Al2(SO4)3, ¿cuántos moles se necesitarán para formar 114 g de H2SO4? 3 moles de H2SO4 X moles de H2SO4

Paso 4

+

2 moles

N

Paso 3

→ Al2(SO4)3 (ac)

n v (g)

Paso 2

+ 3H2SO4 (ac)

→ →

342 g de Al2(SO4)3 114 g de Al2(SO4)3

Al despejar X nos queda:

X = 1 mol de H2SO4

Analiza la ecuación y resuelve la interrogante c. Si a partir de 1,204 • 1024 átomos de Al se obtienen 67,2 L de H2, ¿cuántos L de H2 se obtendrán con 2,408 • 1024 átomos de Al? 1,204 • 1024 átomos de Al 2,408 • 1024 átomos de Al

→ →

67,2 L de H2 X L de H2

Al despejar X nos queda:

X = 134,4 L de H2

Actividad propuesta

El sulfato de aluminio hace precipitar los sólidos suspendidos que contiene el agua, en un proceso conocido como floculación. Por este motivo se usa en la purificación de agua potable.

1. El butano gaseoso, C4H10, se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y genera los productos gaseosos dióxido de carbono, CO2, y agua. Al respecto, responde: a. ¿Qué masa de butano se requiere para formar 70,4 g de dióxido de carbono? b. ¿Qué volumen de oxígeno en condiciones estándar se requiere para formar 10 moles de agua? c. ¿Cuántas moléculas de oxígeno deben reaccionar para formar 11,2 L de agua en condiciones estándar? 2. El hexadecano líquido es el componente principal del diésel, C16H34. Se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y produce los productos gaseosos dióxido de carbono, CO2, y agua. Al respecto, responde: a. ¿Cuántos moles de hexadecano se requieren para formar 220 g de dióxido de carbono? b. ¿Cuántas moléculas de oxígeno se formarán con 5 moles de agua? c. ¿Qué volumen de dióxido de carbono en condiciones estándar se formará a partir de 3,01 • 1023 moléculas de oxígeno? Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Reactivo limitante y reactivo en exceso En una ecuación química se observa que los reactantes requieren cantidades estequiométricas determinadas para reaccionar por completo en una reacción química; sin embargo, no siempre es así. Muchas veces nos encontramos con reacciones químicas donde uno de los reactantes reacciona completamente y el otro lo hace solo en forma parcial, por lo que queda un remanente o sobrante sin reaccionar. A la sustancia que se agota primero y que impide que la reacción se siga desarrollando se le denomina reactivo limitante y a la sustancia que no ha reaccionado completamente se le llama reactivo en exceso. Para entender estos conceptos, usaremos un ejemplo concreto: vamos a suponer que quieres invitar a tus amigos a un almuerzo y decides preparar pollo al horno con arroz. En total, tienes 15 invitados y para tu almuerzo tienes presupuestado un trozo de pollo y una taza de arroz preparado por plato. En tus preparativos tienes 20 tazas de arroz y 20 platos, pero lograste conseguir solo 11 trozos de pollo. En esta situación, ¿cuántos amigos puedes invitar? ¿Qué limita la cantidad de personas que pueden asistir a tu almuerzo? Es obvio que solo puedes invitar a 11 amigos. En este caso, podríamos considerar los trozos de pollo como reactivo limitante y las tazas de arroz y los platos como reactivo en exceso. La cantidad de producto, que serían los invitados al almuerzo, se calcula a partir del reactivo limitante, es decir, de los trozos de pollo. Ahora, consideremos una situación más ligada a la química, pero de igual forma concreta y conocida por muchos de ustedes: lo que ocurre al agregar una tableta efervescente a un vaso con agua. Si tenemos unos 200 mL de agua en un vaso y luego le adicionamos la tableta, podemos observar que rápidamente empieza la reacción, la pastilla se va moviendo de lado a lado y, a la vez, se va produciendo un gas. Al pasar los minutos observamos que la sustancia sólida se va gastando cada vez más hasta consumirse completamente. Sin duda, la sustancia que impide que la reacción siga desarrollándose es la tableta efervescente, la que sería el reactivo limitante, y la que podría seguir es el agua, que correspondería al reactivo en exceso.

Las tabletas efervescentes se elaboran a base de dos sustancias: ácido cítrico y bicarbonato de sodio.

Actividad experimental Desarrolla la siguiente actividad experimental y contesta las preguntas. Materiales y reactivos: un vaso de 200 mL (vaso pequeño), 2 tabletas efervescentes, agua. Procedimiento: 1. Agrega una pastilla efervescente a medio vaso con agua. Espera que se disuelva. Observa lo que ocurre. a. ¿Qué crees que sucedería si agregas la otra tableta? Anota tu predicción.

2. Una vez que has hecho tu predicción, ponla a prueba y agrega la otra tableta efervescente al vaso. Registra tus observaciones. a. ¿Cuál es el reactivo limitante después de la adición de las dos tabletas? b. ¿Cuál es el gas que se libera? c. ¿Cómo se podría reconocer experimentalmente el gas de la pregunta anterior?

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Cálculos a partir del reactivo limitante Para encontrar el reactivo limitante y en exceso en una determinada combinación química, sería conveniente seguir en forma secuencial los siguientes pasos: 1. Disponer de la ecuación química balanceada. 2. Determinar la cantidad de sustancia, en moles y en gramos, de cada reactivo que se hace reaccionar. 3. Dividir la cantidad de sustancia por el coeficiente estequiométrico respectivo. 4. Elegir como reactivo limitante a la sustancia que originó el valor menor en el paso anterior. 5. Aplicar los cálculos con las cantidades del reactivo limitante. Apliquemos este procedimiento en la siguiente Estrategia para reforzar tu aprendizaje.

Estrategia El amoníaco gaseoso, NH3 (g), se obtiene al hacer reaccionar los gases nitrógeno, N2, e hidrógeno, H2. Si colocamos en reacción 6 moles de nitrógeno con otros 6 moles de hidrógeno, ¿qué masa de amoniaco es posible obtener? Paso 1

Escribe la ecuación química balanceada y determina los moles y la masa de los componentes en reacción. N2(g) + 3H2(g) → 2NH3 (g) 1 mol + 3 moles → 2 moles 28 g + 6 g → 34 g

Paso 2

Determina la cantidad de sustancia de cada reactivo que se hace reaccionar. En este caso, se quiere hacer reaccionar 6 moles de N2 y 6 moles de H2.

Paso 3

Divide la cantidad de sustancia (n) que haremos reaccionar por el coeficiente estequiométrico respectivo. De la ecuación, desprendemos que el coeficiente del N2 es 1 mol y el del H2 es 3 moles. Por lo tanto, podemos establecer lo siguiente: 6 moles 6 moles =6 Relación del H2 = =2 Relación del N2 = 1 mol 3 mol Elige el reactivo limitante a partir de las relaciones anteriores. Entre 6 y 2, el valor menor es 2. Por ende, el reactivo limitante corresponde al H2, particularmente, a los 6 moles de H2, lo que indica que reaccionan completamente y se toman como base de cálculo.

Paso 4

Paso 5

El amoniaco se produce naturalmente por bacterias, pero debido a que su uso en la industria textil, de alimentos, cosméticos y limpieza está muy extendido, se produce industrialmente.

Responde la interrogante. Para ello, planteamos la siguiente proporción: 3 moles de H2 → 34 g de NH3 6 moles de H2 → X g de NH3

La respuesta es que es posible obtener 68 g de NH3.

Al despejar X, el resultado es:

X=

34 g • 6 moles = 68 g 3 mol

Para grabar

Ejercicio resuelto Determina el reactivo limitante al reaccionar 66 g de etano, C2H6, con 224 g de oxígeno, O2, para producir dióxido de carbono y agua ¿Cuál será el reactivo en exceso? Respuesta. La ecuación química balanceada es: 2C2H6 (g) + 7O2 (g) → 4CO2 (g) + 6H2O (ℓ). Los moles se calculan con la ecuación n = m/M. Así, para C2H6 tenemos 2,2 moles y para O2, 7 moles. Luego, se dividen por los coeficientes respectivos, donde la relación del C2H6 es 1,1 y la del O2 es 1. Por lo tanto, el reactivo limitante es el O2 y el reactivo en exceso es el C2H6.

El reactivo limitante corresponde a la sustancia que se agota primero en una reacción e impide que se siga desarrollando. El reactivo en exceso es la sustancia que no reacciona completamente y queda en exceso en la reacción.

Actividad propuesta Determina el reactivo limitante y el reactivo en exceso en la reacción de fotosíntesis, cuando la planta toma 10 g de dióxido de carbono y 10 g de agua. La ecuación de la reacción es: C6 O2 (g) + 6H2O (ℓ) → C6H12O6 (s)+ 6O2 (g) Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

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Pensamiento científico

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Rendimiento de una reacción química Procesar e interpretar datos usando tecnologías y herramientas adecuadas

Revolución industrial

Los seres humanos siempre han utilizado los recursos que ofrece su entorno para producir materiales que mejoren su calidad de vida. Para ello, han buscado la forma más eficiente de llevar a cabo los procesos que lo permiten, de tal manera que no existan pérdidas de materias primas. ¿Cómo lo han logrado? Interpretando los resultados obtenidos en la práctica y mejorando las tecnologías utilizadas, con el fin de generar herramientas que consigan un buen rendimiento en la producción. Un ejemplo de esto es la obtención de carbonato de sodio, Na2CO3, compuesto que se utilizó en la época de los egipcios para embalsamar y conservar alimentos, y que era conseguido, en forma natural, de lagos salados. Posteriormente, se obtenía de algas marinas y plantas, pero con la Revolución industrial en el siglo XVIII se incrementó su uso en la fabricación de papel, de tejidos, de detergentes y de vidrio, para lo cual llegó a necesitarse hasta un 25 % de Na2CO3 por cada kilogramo de vidrio producido. Como la extracción manual era muy dificultosa, se obtenía muy poca cantidad del producto para suplir los requerimientos de la industria naciente. La necesidad de este producto hizo inevitable reemplazar el trabajo manual por herramientas apropiadas y mejores tecnologías que aumentaran su producción, razón por la que se construyeron enormes máquinas y se desarrollaron procesos químicos más óptimos. Observa la imagen de la Revolución industrial, donde se muestran las primeras máquinas utilizadas en la industria textil.

Con la Revolución industrial se hizo necesario mejorar las tecnologías. Así aparecieron las primeras máquinas textiles que reemplazaban la mano de obra.

A medida que aumentaba la industria, el carbonato de sodio se hacía un producto más importante debido a que era materia prima de muchos procesos. Por esto, la Academia de Ciencias de Francia estimuló a los científicos para que recopilaran y procesaran todos los datos que se tenían sobre él e interpretaran, a partir de ellos, una forma de producirlo en mayores cantidades y a más bajos costos. Fue así que en 1791, el francés Nicolás Leblanc desarrolló una serie de reacciones químicas que permitían producir Na2CO3 por primera vez de forma sintética, en buena cantidad y a bajos costos. Esto fue posible después de muchas pruebas de laboratorio empíricas realizadas en sal marina, desde donde se extraía inicialmente. Las reacciones industriales propuestas por Leblanc para la generación del carbonato de sodio, Na2CO3, se presentaban en dos pasos: 1. 2NaCl (ac) + H2SO4 (ac)

Actividad propuesta 1. ¿Qué aspectos de las reacciones sugeridas por Leblanc no permitían un buen rendimiento de la reacción? 2. ¿Por qué fue importante interpretar los datos obtenidos por Leblanc?

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2. Na2SO4 (ac) + CaCO3 (s) + 2C (s)

calor

Na2SO4 (ac) + 2HCl (ℓ) Na2CO3 (s) + CaS (ac) + 2CO2 (g)

Si bien con estas reacciones se producía una buena cantidad de carbonato de sodio, los científicos de la época procesaron e interpretaron los datos obtenidos por este método y se dieron cuenta de que: • En la primera reacción se generaba HCl, un subproducto indeseado de esta reacción debido a que se liberaba en el mar y producía una gran contaminación. • Podían utilizar otros reactantes y conseguir un mejor resultado en la producción del carbonato de sodio, Na2CO3.

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Para evitar la producción de HCl y mejorar el rendimiento de la reacción los científicos hicieron pruebas utilizando otros reactantes. Fue así como en 1863, el químico belga Ernest Solvay, ya no de forma empírica, sino basándose en leyes químicas y en la estequiometría, propuso una nueva metodología para obtener Na2CO3 a partir de reactantes que lograban un mejor rendimiento de la reacción y, al mismo tiempo, evitaban la generación de HCl. Este método permitía el reciclaje de algunos materiales, lo que disminuía aún más el costo de producción. El método de Solvay consiste en las siguientes reacciones: 1

Reactantes iniciales NaCl(ac) + NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (ℓ) 2

2A

NaHCO3

Productos

2B

1

Se hace reaccionar amoniaco, NH3, dióxido de carbono, CO2, cloruro de sodio en disolución, NaCl, y agua, H2O.

2

Como productos, se forman carbonato ácido de sodio, NaHCO3, y cloruro de amonio, NH4Cl.

2A

El NaHCO3 formado se calcina para obtener el carbonato de sodio, Na2CO3. Observa la reacción: 2NaHCO3 (ac) → Na2CO3 (s) + H2O (ℓ) + CO2 (g)

2B

Al NH4Cl se le adiciona hidróxido de calcio, Ca(OH)2, para recuperar el amoniaco y utilizarlo en nuevas reacciones. Observa la reacción: 2NH4Cl (ac) + Ca(OH)2 (s) → 2NH3 (g) + 2H2O (ℓ) + CaCl2 (ac)

NH4Cl

Calcinación

Recuperación de materiales

Na2CO3

NH3

En la tabla Estequiometría de la producción de Na2CO3 Estequiometría de la producción de Na2CO3 observamos la reacción de producción del carbonato 2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2 de sodio. Al analizarla, vemos que por cada 168,02 g de carbonato ácido de sodio, NaHCO3, se producen 2 moles 1 mol 1 mol 1 mol 105,99 g de carbonado de sodio, Na2CO3. Este es el 168,02 g/mol 105,99 g/mol 18,01 g/mol 44,01 g/mol valor teórico, que corresponde al 100 % de la producción. A pesar de que las tecnologías descubiertas son las más eficaces para la síntesis de esta sustancia, su producción no alcanza el porcentaje ideal, pero se acerca mucho, pues llega al 90 %, que corresponde a producir 95,39 g de carbonato de sodio, Na2CO3, por cada 168 g de carbonato ácido de sodio, NaHCO3. Como pudiste notar, la producción industrial creó la necesidad de generar procesos químicos con reacciones de alto rendimiento. Con esto surge la importancia de comparar el rendimiento teórico, que depende de los reactantes y productos en la ecuación química, con el rendimiento experimental. ¿Qué ventajas trae esto? La implementación de nuevas herramientas gracias al correcto procesamiento e interpretación de datos.

Actividad experimental 1. Al mezclar cloruro de calcio, CaCl2, con carbonato de sodio, Na2CO3, se produce un precipitado de carbonato de calcio, CaCO3. Si hacemos reaccionar 5 g de CaCl2, se obtiene 4,5 g de CaCO3. ¿Es esto cierto? Procedimiento: 1. Disuelve el CaCl2 en 100 mL de agua. Haz lo mismo con el Na2CO3. 2. Calienta las disoluciones hasta una temperatura de 50 ºC. Luego mézclalas y agítalas con una varilla de vidrio. 3. Utiliza papel filtro, previamente masado, para separar el sólido que aparece en la disolución, que corresponde a carbonato de calcio. 4. Deja secar el precipitado y másalo. a. ¿Cuántos gramos de precipitado obtuviste? ¿Es la cantidad teórica esperada? b. ¿Qué errores pueden ocasionar que el producto obtenido no sea el esperado?

Materiales y reactivos – -

5 g de carbonato de sodio, Na2CO3. 5 g de cloruro de calcio, CaCl2. 200 mL de agua destilada. Mechero con trípode. Malla metálica o rejilla de asbesto. 2 vasos de precipitado de 250 mL. 1 embudo de vidrio. Papel filtro. Varilla de vidrio. Termómetro

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¿Cómo calcular el rendimiento de una reacción? En una reacción química existe una cantidad teórica de producto que se puede formar. Esta cantidad se conoce como rendimiento teórico. En el laboratorio o en la industria, este puede ser menor por variadas razones, por ejemplo: la pérdida de un poco de producto durante su manipulación; el desarrollo de la reacción en condiciones inadecuadas, como una temperatura demasiado baja; la dificultad para separar el producto deseado de la mezcla final, lo que impide aislar con éxito el producto; la formación de productos indeseables a partir de otras reacciones, denominadas reacciones secundarias. Entonces, el rendimiento real o experimental en una reacción se expresa como tanto por ciento de rendimiento y se puede hallar por medio de la siguiente ecuación: % de rendimiento =

masa obtenida experimentalmente • 100 masa obtenida teóricamente

Para calcular el rendimiento de una reacción, se siguen los mismos pasos que para encontrar el reactivo limitante y se agregan los cálculos de rendimiento. Esto es: 1° 2º 3º 4º

Disponer de la ecuación química balanceada. Determinar la cantidad de sustancia, en moles y gramos, de cada reactivo. Dividir la cantidad de sustancia por su coeficiente estequiométrico. Elegir como reactivo limitante a la sustancia que originó el valor menor en el paso anterior.

5º Aplicar los cálculos con las cantidades del reactivo limitante. 6º Determinar la masa del producto de la reacción para buscar el rendimiento. 7º Encontrar el rendimiento de la reacción reemplazando los datos en la ecuación del % de rendimiento.

Veremos un ejemplo en una Actividad modelada y lo reforzaremos con una Estrategia:

Actividad modelada a. ¿Cuál es el reactivo limitante y cuál el reactivo en exceso? b. ¿Cuál es el rendimiento teórico para producir CaCO3 con 5 g de CaCl2? c. ¿Cuál es el rendimiento porcentual de la reacción si al realizar el experimento se obtuvieron 2,8 g de CaCO3?

De la reacción entre el cloruro de calcio, CaCl2, y el carbonato de sodio, Na2CO3, se produce carbonato de calcio, CaCO3. Si reaccionan 5 g de Na2CO3 y 5 g de CaCl2: Respuesta.

Balanceamos la ecuación y obtenemos los moles y los gramos de cada componente. CaCl2 + Na2CO3 → CaCO3 + 2NaCl 1 mol 1 mol 1mol 2 moles 110,98 g 105,99 g 100,09 g 116,88 g 5g Determinamos el reactivo limitante y en exceso: n (CaCl2) = g = 0,045 mol 110,98 mol n (Na2CO3) =

5g

g = 0,047 mol 105,99 mol

Relación del CaCl2 =

Relación del Na2CO3 =

El reactivo limitante son los 5 g de CaCl2 y el reactivo en exceso son los 5 g de Na2CO3. Para la pregunta b., debemos usar los datos del reactivo limitante: 110, 98 g de CaCl2 5 g de CaCl2

Producen

100,09 g de CaCO3 X g de CaCO3

X=

5 g • 100,09 g = 4,51 g de CaCO3 110,98 g

Con este dato se responde la pregunta c.: % de rendimiento =

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Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

2,8 g de CaCO3 • 100 = 62,08 % 4,51 g de CaCO3

0,045 mol

= 0,045

1 mol 0,047 mol 1 mol

= 0,047

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1 1

2 2

3 3

5 5

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Estrategia El hidróxido de aluminio, Al(OH)3, es un antiácido usado con frecuencia. Reacciona con el ácido clorhídrico, HCl, componente principal del jugo gástrico, y produce cloruro de aluminio, AlCl3, y agua. Al respecto: a. Calcula el rendimiento teórico del cloruro de aluminio en gramos para la reacción de 30 g de Al(OH)3 con 20 g de ácido clorhídrico. b. ¿Cuál es el rendimiento porcentual, si se obtuvieron 18 g de cloruro de aluminio? Paso 1

Escribe la ecuación balanceada, y determina los moles y la masa de los componentes de la reacción: Al(OH)3 (ac) + 3HCl (ac) → AlCl3 (ac) + 3H2O 1 mol 3 moles 1 mol 3 moles 78,01 g 109,38 g 133,33 g 54,06 g

Paso 2

Determina la cantidad de sustancia que está reaccionando mediante la fórmula n = m/M n (Al(OH)3) =

Paso 3

30 g

0,384 mol g = 78,01 mol

n (HCl) =

20 g 36,46

0,55 mol g = mol

Divide la cantidad de sustancia por el coeficiente estequiométrico respectivo. 0,384 moles = 0,384 Relación del Al(OH)3 = 1 mol

0,55 moles Relación del HCl = = 0,18 3 moles

Paso 4

Elige el reactivo limitante. El reactivo con menor valor es el HCl; por lo tanto, el reactivo limitante corresponde a los 20 g de HCl.

Paso 5

Calcula el rendimiento teórico usando los datos del reactivo limitante. Rendimiento teórico:

109,38 g de HCl → 133,33 g de AlCl3 20 g de HCl → X g de AlCl3

El hidróxido de aluminio se emplea como antiácido, ya que disminuye la cantidad de ácido en el estómago causante de molestias. También se aplica para reducir la sudoración.

X=

109,38 g • 20 g = 24,37 g de AlCl3 133,33 g

Respondimos la pregunta a. El rendimiento teórico en gramos del cloruro de aluminio es 24,37 g. Ahora hay que responder la pregunta b. Paso 6

Calcula el rendimiento experimental usando la ecuación de porcentaje de rendimiento. Se nos dice que la masa obtenida es de 18 gramos de AlCl3. Entonces, aplicamos la fórmula: % de rendimiento =

18 g de AlCl3 • 100 = 73,86 % 24,37 g AlCl3

Respondimos la pregunta b. El rendimiento porcentual para 18 g de AlCl3 es de 73,86 %

Actividad propuesta 1. El etanol, CH3CH2OH, se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y produce dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O. Al respecto: a. Calcula el rendimiento teórico de dióxido de carbono en gramos, para la reacción de 92 g de etanol con 96 g de oxígeno. b. ¿Cuál es el rendimiento porcentual si se obtuvieron 56 g de CO2?

Para grabar

2. El hexano, C6H14, se quema en presencia de oxígeno gaseoso, O2, y produce dióxido de carbono, CO2, y agua, H2O. Al respecto: a. Calcula el rendimiento teórico de agua en gramos para la reacción de 3 moles de hexano con 48 g de oxígeno. b. ¿Cuál es el rendimiento porcentual si se obtuvieron 0,8 moles de agua? ¿Cuál es el rendimiento porcentual si se obtuvieron 38 g de CO2?

El rendimiento teórico es la cantidad teórica de producto que se puede formar en una reacción. El rendimiento real o experimental corresponde a la cantidad de producto que se obtiene en la práctica y es menor que el rendimiento teórico debido a factores como la temperatura, presión, pureza de reactivos, entre otros.

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Etapas del método científico 1. Planteamiento del problema. 2. Formulación de hipótesis.

Pensamiento científico

Ciencia paso a paso Te invitamos a realizar la siguiente secuencia experimental para que puedas potenciar tus competencias en la elaboración de conclusiones. Para ello, te entregamos la información necesaria en una breve introducción, a partir de la cual trabajarás, en forma conjunta, las distintas etapas del método científico.

3. Diseño experimental. 4. Obtención de resultados. 5. Interpretación de resultados. 6. Elaboración de conclusiones.

¿Qué es una conclusión? Una conclusión es una o más ideas centrales que se obtienen a partir de las evidencias que entrega el trabajo de investigación. Estas ideas se basan en las hipótesis planteadas inicialmente, que pueden ser válidas o no, según el caso.

Planteamiento del problema El ácido clorhídrico reacciona con metales como el cinc, el magnesio y el aluminio. Cuando lo hace, se desprende un gas incoloro y parece como si el metal desapareciera. ¿Qué les sucede a los átomos de los metales en dichas reacciones?, ¿se destruyen? De no ser así, ¿dónde están? El problema de investigación que formulamos, finalmente, es: ¿Qué les ocurre a los átomos de un metal cuando reaccionan con un ácido?

Formulación de hipótesis La hipótesis que planteamos para esta experiencia es la siguiente: Al poner en reacción masas iguales de metales con igual volumen de ácido clorhídrico, se debiera generar igual volumen de gas hidrógeno.

Pasos para elaborar una conclusión Paso 1: revisar si la hipótesis es correcta o incorrecta según los resultados obtenidos. Paso 2: detectar las ideas principales que resumen lo que se investigó. Paso 3: establecer la relación entre la validación o no de la hipótesis y las ideas principales que se obtuvieron de los resultados.

Materiales y reactivos – 3 matraces erlenmeyer de 250 mL. – Probeta de 50 mL. – Balanza digital. – 3 globos. – Solución de HCl 1 M. – 1 g de Zn en trozos. – 1 g de Al en polvo. – 1 g de Mg en cinta.

Pasos para obtener resultados

Diseño experimental • Reúnanse en equipos de trabajo de dos a tres personas y revisen el material de laboratorio que tienen en su mesón. Observen cada uno de los metales y registren sus características de color y brillo. • Rotulen cada globo con las letras A, B y C. Coloquen la masa medida de cinc en uno de los globos. Repitan lo mismo con los otros dos metales. • Rotulen los matraces erlenmeyer como A, B y C. En uno de ellos, adicionen 20 mL de la solución de ácido clorhídrico 1 M, medido en la probeta. Repitan lo mismo para los otros dos matraces. Atención: no deben olvidar que el HCl es corrosivo y les puede causar daños a la piel. Si toman contacto con él, deben lavarse la piel con abundante agua. • Ensanchen la boca de uno de los globos que contiene el metal y luego conéctenla a la boca de uno de los matraces erlenmeyer, evitando que caiga parte del sólido dentro del matraz. Repitan lo mismo con los otros dos sistemas. Hagan corresponder la letra del matraz con la del globo. • Midan la masa de cada uno de los sistemas inicialmente y luego de terminada la reacción.

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Obtención de resultados Registren los resultados de la experiencia en una tabla como la que sigue: Sistema

Masa inicial

Masa final

Variación de masa

Volumen aproximado de hidrógeno

A B C

Interpretación de resultados Analicen la información obtenida en la tabla de datos y, tomándolos como referencia, respondan las siguientes interrogantes: a. ¿En cuál de los sistemas hubo mayor variación de masa? b. ¿Qué sistema produjo el mayor volumen de hidrógeno?

Ayuda

c. Describan el procedimiento que usaron para medir el volumen de hidrógeno.

En una reacción química la masa se mantiene, con lo que se cumple la ley enunciada por el químico francés Antoine Lavoisier.

d. Planteen la ecuación balanceada de cada reacción. e. ¿Qué debería suceder para obtener igual volumen de gas? f. ¿Qué cantidad de sustancia en moles de cada metal se puso en reacción? g. ¿Cuántos moles de hidrógeno debieran obtenerse, en forma teórica, en cada reacción? h. Si consideramos que 1 mol de H2 ocupa un volumen de 1 L, entonces, ¿qué volumen de hidrógeno se obtiene teóricamente en cada sistema? i. Al comparar los resultados experimentales de volumen de hidrógeno con los encontrados en el paso anterior, ¿existe diferencia al ordenarlos de menor a mayor? Expliquen.

Elaboración de conclusiones Una vez que has realizado la experiencia y analizado los datos obtenidos, debes elaborar las conclusiones que se desprenden del trabajo siguiendo los pasos que te mostramos en la página anterior. a. ¿Se cumplió la hipótesis propuesta? Explica y fundamenta tu respuesta. b. A partir de la experiencia realizada, ¿qué metal originó el mayor volumen?, ¿cuál es la razón química que avala el resultado? c. ¿Qué conclusión puedes elaborar en relación con la masa de reactantes y productos de una reacción? d. ¿Qué ley natural se cumple? e. ¿Qué rol cumple la estequiometría en la cantidad de producto obtenido? f. ¿Qué procedimientos experimentales pudieron llevar a errores?

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Aplicaciones industriales de la estequiometría

Ampliando memoria El proceso Haber tuvo una notable incidencia en la desestabilización de la economía de Chile debido a que durante los primeros años del siglo XX, el salitre natural era la principal fuente de entradas económicas. Su demanda creció hasta la Primera Guerra Mundial, pero disminuyó con la aparición del salitre sintético creado por los alemanes. Con esto, se desvalorizó la moneda, la demanda por salitre bajó y la población que trabajaba en la pampa salitrera debió afrontar la cesantía de miles de obreros.

En la naturaleza, existe una gran cantidad de reacciones que ocurren en forma natural y otras en las que debe intervenir el ser humano, para elaborar procesos fisicoquímicos que las produzcan. Veamos algunos ejemplos de aquellos que ocurren en forma natural. El aire es un recurso natural que se puede usar para originar nuevas sustancias a través de reacciones químicas debido a que es una mezcla homogénea formada por diferentes gases, entre ellos, nitrógeno (78 %), oxígeno (21 %), argón (0,9 %) y dióxido de carbono (0,03 %). Las plantas hacen uso del aire para obtener dióxido de carbono y realizar el proceso de fotosíntesis. El nitrógeno es un componente indispensable para la vida. Forma parte de compuestos esenciales para el organismo, como las proteínas, pero solo unos cuantos microorganismos pueden utilizar el nitrógeno atmosférico directamente. Unas pocas especies de bacterias del suelo pueden producir amoniaco, NH3, a partir del nitrógeno atmosférico y otras pueden convertirlo en iones nitrito, NO2–, y nitrato, NO3–, para ser absorbidos y utilizados por las plantas. Ahora veremos la síntesis del amoniaco, cuya producción industrial tiene fines económicos, pues se utiliza como materia prima para la elaboración de abonos y salitre sintético, entre otros. Esta síntesis requiere de procesos elaborados por el ser humano, tanto para la obtención como para la optimización del producto.

Síntesis del amoniaco Molécula de amoniaco.

El amoniaco, NH3, se sintetiza fácilmente. Para lograrlo se recurre a reacciones químicas y, por supuesto, a la estequiometría de la reacción. El proceso para la obtención del amoniaco lo inventó Fritz Haber junto con su ayudante de investigación, el químico inglés Robert LeRossignol. Este proceso, conocido como proceso Haber, que se observa al costado, se basa en una reacción de síntesis y necesita gran cantidad de nitrógeno e hidrógeno gaseosos. Además, produce un alto rendimiento de amoniaco al manipular tres factores que influyen en la reacción: presión, temperatura y acción catalítica. La reacción química que representa el proceso es:

Proceso Haber 4

Compresor

N2 (g) + 3H2 (g) → 2NH3 (g) + calor. 3

N2 y H2 sin reaccionar

1 2 Catalizador

Reciclaje Condensador Licuefacción

3

NH3 (liquido)

Reactor (400ºC. 200 atm) 1 2 3

4

Como las reacciones químicas forman productos cuyo rendimiento no es siempre el ideal, Haber incorporó varias operaciones que aumentaron el rendimiento de amoniaco: 1. Calentar los gases reactantes que entran a la cámara con el calor producido en la reacción.

Ingreso de gases para que ocurra la reacción. Condensación de gases para separarlos por licuefacción. Obtención de NH3 líquido para almacenaje, y de N2 y H2 para reciclaje. Regreso de los gases al reactor.

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Los gases, N2 y H2, entran a un reactor que contiene un catalizador. Ocurrida la reacción química, reactantes y productos ingresan a un condensador para separar el NH3 por licuefacción y almacenarlo, mientras el N2 y el H2 sin reaccionar pasan a un compresor que los regresa al reactor para reciclarlos.

2. Dejar enfriar lentamente la mezcla de reactivos y productos después de reaccionar en presencia del catalizador. 3. Retirar el amoniaco del sistema por licuefacción, es decir, aumentando la presión, de tal forma que pase a estado líquido. Mientras, el nitrógeno y el hidrógeno sin reaccionar se reciclan en el proceso.

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

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Elaboración de acero Existe una gran cantidad de recursos que se han formado espontáneamente y que pueden ser utilizados para la industria, como es el caso del acero. El acero es una aleación, compuesta principalmente de hierro, carbono y otros elementos químicos extraídos de la naturaleza, que mejora las características de resistencia y maleabilidad de los metales utilizados en construcción. Ha tenido un lugar preponderante en la obtención de materiales para la fabricación de automóviles y la construcción de viviendas, edificios y máquinas. El hierro, componente principal del acero, es el más barato e importante de los metales que se utilizan. Se extrae de sus menas minerales y, en su mayor parte, se transforma en acero. Como la mayoría de los elementos, es demasiado reactivo para existir libre en estado natural, por lo que se encuentra combinado con otros elementos, como el oxígeno en las hematites (Fe2O3) y en la magnetita (Fe3O4). La transformación de los minerales de hierro en hierro metálico se realiza en un horno que por su gran altura se denomina alto horno, mediante un proceso de reducción con monóxido de carbono. Las materias primas que se utilizan en la fabricación de acero son carbón coque, piedra caliza, minerales de hierro y pellet de hierro. El proceso ocurre de la siguiente manera: 1. Ingresan las materias primas en la parte superior del alto horno.

Construcción de acero.

2. Se insufla aire seco, caliente (entre los 550 ºC y los 900 ºC) y a alta presión por debajo del horno, que hace arder el carbón para que ocurra la combustión del carbono. 3. Los gases que se forman experimentan una serie de reacciones. El carbono reacciona con el oxígeno para formar dióxido de carbono:

Proceso de elaboración del acero

C (s) + O2 (g) → CO2 (g) El dióxido de carbono obtenido se reduce con el carbono para producir monóxido de carbono: CO2 (g) +

Mineral de hierro, carbón y piedra caliza Escape de gases

C (s) → 2CO (g)

4. El proceso de oxidación del carbono con el oxígeno libera energía, que se utiliza para calentar el horno (la temperatura llega hasta unos 1900 °C en la parte inferior). Primero, los óxidos de hierro reaccionan con el monóxido de carbono, CO, para producir FeO de la siguiente manera: Fe2O3 (s) + 3CO (g) → 2FeO (s) + CO2 (g) Luego, el FeO reacciona nuevamente con el CO para producir hierro fundido llamado arrabio. FeO (s) + CO (g) → Fe (s) + CO2 (g) 5. Finalmente, en un convertidor al oxígeno se mezcla el hierro con los metales deseados para obtener el acero, tan preciado en nuestra sociedad.

Escoria fundida Salida de escoria, subproducto de la fundición

Salida de hierro metálico para elaborar el acero

Hierro fundido

Actividad propuesta 1. ¿Por qué es importante la fabricación industrial del amoníaco? ¿Cuáles son las materias primas que se utilizan en su elaboración? 2. ¿Cuál es la importancia de la fabricación del acero?

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Aplicaciones tecnológicas de las reacciones químicas Sin duda, las reacciones químicas están por todos lados: en la naturaleza, generando sustancias que nos benefician; en la industria, creando sustancias que requerimos: en los productos tecnológicos, contribuyendo con una mejor calidad de vida y, en algunos casos, salvando vidas. Hemos escuchado acerca de diversas situaciones de choques frontales de vehículos o por alcance donde los daños provocados, en algunos casos, son irreparables. Sin embargo, también hemos escuchado que pese a lo impresionante de la colisión, los conductores y pasajeros resultan ilesos o solo con heridas leves. Los cinturones de seguridad junto con una reacción química y unas bolsas de nailon llamadas airbag, han salvado sus vidas. ¿Cómo funciona y en qué consiste el airbag?

Funcionamiento del airbag

Bajo una cubierta movible en el volante o en el tablero están almacenadas las bolsas de nylon llamadas airbag que contienen pastillas de azida, un iniciador de la ignición.

La mayoría de los automóviles modernos poseen unas bolsas bajo la cubierta movible del volante o en el tablero llamadas airbag, que evitan el impacto de los ocupantes de un vehículo contra el volante, el tablero o el parabrisas. Junto a las bolsas hay unas pastillas de un compuesto químico llamado azida, un iniciador de la ignición y un inflador. ¿Cómo funciona este sistema? Aunque pareciera que las bolsas de aire se inflan instantáneamente, el proceso se lleva a cabo según los siguientes pasos: 1. Cuando un automóvil choca a una velocidad de 20 km/h o superior, dos o tres sensores del frente del automóvil envían una corriente eléctrica que enciende una unidad de control 0,01 s después del impacto. 2. Después de 0,05 s, una reacción química genera un producto gaseoso en la bolsa de aire que la infla y empuja la cubierta del volante o del tablero del lado del copiloto. 3. El conductor o los pasajeros chocan contra la bolsa inflada. 4. La bolsa se desinfla en 0.045 s, a medida que el gas se escapa por los orificios en la base de la bolsa. Pero ¿cuáles son las reacciones químicas que se generan? Analicémoslas en el siguiente cuadro: Evento

Reacción

En la bolsa hay azida de sodio, NaN3. El iniciador de la ignición proporciona una corriente que descompone esta sustancia en nitrógeno gaseoso, N2, y sodio, Na. El N2 infla rápidamente la bolsa.

2NaN3 (s) → 3N2 (g) + 2Na(s)

Azida de sodio

Además de la azida de sodio, el sistema lleva cristales de óxido de hierro (III) que reaccionan con el sodio de la reacción anterior para formar óxido de sodio y hierro.

6Na (s) + Fe2O3 (s) → 3Na2O (s) + 2Fe (s)

El óxido de sodio reacciona con dióxido de carbono y vapor de agua del aire para formar bicarbonato de sodio.

Na2O (s) + 2CO2 (g) + H2O (g) → 2NaHCO3 (s)

Óxido de hierro (III)

Óxido de sodio

Actividad propuesta 1. ¿Cuál es la importancia de la azida de sodio en los automóviles que poseen airbag? 2. ¿Qué propiedad del nitrógeno permite inflar la bolsa? 3. ¿Cuál es el inconveniente del sodio metálico en la bolsa?

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Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

Bicarbonato de sodio

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4 4

El dióxido de carbono es tóxico en alta concentración El dióxido de carbono, CO2, genera beneficios para los seres vivos. Uno de ellos es evitar que escape la radiación infrarroja, principalmente en la noche. Sin embargo, en altas concentraciones puede ser nocivo para los seres vivos. El CO2 se forma cuando se realiza una combustión en exceso de oxígeno, pero si hay poca disponibilidad de él, se genera una mezcla de dióxido de carbono, CO2, y monóxido de carbono, CO. Este último es de alta toxicidad, por lo que es necesario tener la precaución de ventilar lugares cerrados donde haya combustión. Debido a esto, la concentración de CO2 está regulada por una interacción compleja de mecanismos humanos, biológicos y geológicos. Ejemplos de ello son la respiración y la fotosíntesis. Durante la respiración se produce la reacción: C6H12O6 (s) + 6O2 (g) → 6CO2 (g) + 6H2O (ℓ) + energía que tiene como producto el dióxido de carbono, CO2, el que es utilizado por las plantas para producir glucosa durante la fotosíntesis. Su reacción es: A través de la respiración y de la fotosíntesis se regulan, de forma natural, los niveles de CO2 en la atmósfera.

6CO2 (g) + 6H2O (ℓ) → C6H12O6 (s) + 6O2 (g) Esta es una manera de controlar las cantidades emitidas y absorbidas del gas en la naturaleza, pero en determinadas circunstancias no se dispone de este tipo de mecanismos, por ejemplo, en un vehículo espacial. Allí se debe controlar el dióxido de carbono de la respiración de los astronautas; de lo contrario, se convertiría en un compuesto tóxico para ellos. ¿Cómo se mantiene la calidad del aire dentro de un vehículo espacial? Aparecen de nuevo las reacciones químicas para dar respuesta a las interrogantes, y los científicos que crean las condiciones para que el hombre no arriesgue su vida. Entonces, ¿qué sucede con el CO2 acumulado en la cabina de un avión o en una nave espacial? El volumen aproximado de aire de la cabina de la tripulación es de unos 66 m3. El aire se mantiene a una presión semejante a la atmosférica a nivel del mar, es decir, 1 atmósfera. Durante un vuelo, el aire de la cabina de la tripulación contiene 79 % de nitrógeno y 21 % de oxígeno, que es casi idéntico al de la atmósfera terrestre. El oxígeno y el nitrógeno se encuentran almacenados en tanques en el centro de fuselaje; unas boquillas de presurización y calentamiento se encargan de dejarlos salir en forma de gas hacia la cabina. La atmósfera de la cabina se recicla cada siete minutos. Una tripulación de cinco personas normalmente consume cerca de 4 kg de oxígeno diarios. Pero, ¿cómo se recicla el aire enriquecido con CO2?

Ampliando memoria Los olores en una nave se eliminan por medio de filtros que contienen carbón activado granulado, que absorben las sustancias químicas del aire.

Se recurre a sustancias químicas que puedan reaccionar con el dióxido de carbono generado. El dióxido de carbono gaseoso se elimina del aire al reaccionar con hidróxido de litio sólido. CO2 (g) + 2LiOH (s) → Li2CO3 (s) + H2O (g) El hidróxido de litio se almacena en recipientes metálicos que se cambian cada 12 horas. Los recipientes con el Li2CO3 producido se almacenan para desecharlos cuando la nave espacial regrese a la tierra.

Actividad propuesta 1. ¿Qué podría suceder con una tripulación de una nave espacial si no se controla la cantidad de CO2 que se va generando? 2. Crea otras condiciones químicas para evitar el problema.

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

213

Historial Utiliza este resumen de los contenidos para elaborar tu propio organizador conceptual.

Magnitudes atómicas Número atómico

4

6

8

He

C

O

4,00

12,01

16,00

• La masa atómica promedio corresponde al promedio ponderado de los isótopos de un elemento y considera las masas atómicas relativas y el porcentaje de abundancia de cada isótopo. • El número atómico representa la cantidad total de protones en el átomo. Págs. 184 a 185

Masa atómica

Cantidad de sustancia La cantidad de sustancia es una magnitud cuya unidad es el mol. Se relaciona con la masa, el número de partículas y el volumen de un gas.

N n= NA

m n= M

• 1 mol de sustancia tiene una masa igual a su masa molar. • 1 mol de moléculas equivale a 6,02 • 1023 moléculas.

n=

V Vm

• 1 mol de cualquier gas en condiciones estándar (0 ºC y 1 atm) ocupa un volumen de 22,4 L. Págs. 186 a 189

Balanceo de ecuaciones PRODUCTOS REACTANTES

Cl Cl +

H

Cl

• Una ecuación química debe cumplir con la ley de Lavoisier, tanto para la masa como para el número de átomos.

Cl

• En el caso de que una ecuación no se encuentre balanceada, se debe igualar antes de su interpretación.

H H H

• Los cambios químicos se representan mediante ecuaciones químicas. Al lado izquierdo de ellas se encuentran los reactantes, y a la derecha, los productos.

• Para balancear ecuaciones sencillas, se puede usar el método de tanteo, o bien, el método algebraico. Págs. 190 a 193

Cálculos estequiométricos y sus aplicaciones • La estequiometría permite la interpretación de una ecuación química en términos de los parámetros de masa, moles, número de partículas, volumen de gas.

+

+

• En una reacción química se obtiene un rendimiento teórico y uno experimental. Este último, por lo general, es menor que el teórico debido a ciertas condiciones experimentales, tales como: temperatura, presión, pureza de reactivos. • La estequiometría tiene múltiples aplicaciones, como en la industria, donde optimiza las reacciones químicas para mejorar el rendimiento en la obtención de productos. También se aplica en productos tecnológicos, como el airbag, y contribuye así a una mejor calidad de vida. Págs. 196 a 213

214

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

Modelamiento de pregunta PSU

0 1

1 1

2 2

3 3

5 5

4 4

Cargando disco Te invitamos a analizar el siguiente ejemplo de pregunta tipo PSU. Luego, compara tu respuesta con el análisis de las alternativas que se encuentran más abajo. 1 El nitrógeno reacciona con el oxígeno a altísimas temperaturas, con lo que se forma dióxido de nitrógeno de acuerdo con la ecuación: N2 (g) + 2O2 (g)

2NO2 (g)

Según ella, podemos afirmar que: I. Los coeficientes respectivos son: 1, 1, 1. II. El nitrógeno y el oxígeno son reactantes. III. Se forman 2 moles de NO2 a partir de 2 g de N2. IV. Al poner en reacción 2 moles de N2 con 1 mol de O2, se forma 1 mol de NO2. Lo correcto es: A. B. C. D. E.

I y II. Il y III. III y IV. II y IV. I y III.

A continuación, analicemos las respuestas. A. Incorrecta. La afirmación del ítem l no es correcta porque la ecuación sin balancear presenta los coeficiente indicados, pero al igualar el número de átomos, se obtienen los coeficientes 1, 2 y 2, respectivamente. La afirmación del ítem II sí es correcta, debido a que el N2 y el O2 son los reactantes y NO2 el producto de la reacción. Sin embargo, el ítem I hace incorrecta la alternativa. B. Incorrecta. La afirmación del ítem II es correcta porque el N2 y el O2 son los reactantes. Si analizamos ahora el ítem III, encontramos que se forman 2 moles de NO2 a partir de 28 g de N2. Como en el ítem se plantea que son necesarios 2 g de N2, la alternativa es incorrecta. C. Incorrecta. El ítem III es incorrecto debido a que los 92 g de NO2 se forman a partir de 28 g de N2. Ahora analizaremos el ítem IV, en el que se hacen reaccionar 2 moles de N2 con 1 mol de O2. De la ecuación, se observa que se

requiere 1 mol de N2 para reaccionar con 2 moles de O2. Según esto, el reactivo limitante es el oxígeno, lo que indica que reaccionará por completo. Finalmente, la proporción adecuada es que 2 moles de O2 formarán 2 moles de NO2, por ende, 1 mol de O2 formará 1 mol de NO2. Aunque esta opción es correcta, el ítem III hace incorrecta la alternativa. D. Correcta. Los ítems que plantea esta alternativa tienen correspondencia total con la ecuación presentada y que analizamos en los puntos anteriores: los reactantes son el nitrógeno y el oxígeno, y al hacer reaccionar 2 moles de nitrógeno, se produce 1 mol de NO2. E. Incorrecta. El ítem I es incorrecto porque los coeficientes estequiométricos no corresponden a los valores de la ecuación balanceada. Sin embargo, el ítem III es incorrecto porque se forman 2 moles de NO2 a partir de 28 g de N2.

Entonces, la alternativa correcta es la D. A

B

C

D

E

1

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

215

uac eval ión

en co n t i do

habilidad

e e

c c

h r

I.

Evaluación final

Verificando disco

Marca la alternativa que consideres correcta. 1 ¿Cuál de las sustancias presenta la mayor masa molar? A. B. C. D. E.

A. B. C. D. E.

HNO3 H2SO4 HNO2 H2SO3 H2SO2

2 Un compuesto ZO2 tiene masa molar igual a 64. La masa atómica de Z debe ser: A. 6. B. 10.

C. 12. D. 24.

E. 32.

3 ¿Cuál es la equivalencia en moles de 294 gramos de ácido ortofosfórico, H3PO4? A. B. C. D. E.

A. 10 B. 20

C. 40 D. 50

E. 100

5 En 5 moles de C2H6 hay: I. 40 moles de átomos totales. ll. 5 • 6,02 • 1023 moléculas. lll. 5 moles de átomos de carbono. Solo I. Solo II. Solo III. I y II. I, II y III.

216

A. 108 g. B. 180 g.

C. 300 g. D. 342 g.

E. 216 g.

9 En relación con el concepto de mol, es correcto afirmar que: I. expresa una cantidad determinada de partículas. II. un mol de moléculas de N2 tiene una masa de 28 gramos. III. es la unidad de medida de la cantidad de sustancia. IV. expresa el volumen de cualquier sustancia. A. B. C. D. E.

I y II. II y III. III y IV. I, II y III. Todas.

10 La suma de X, Y, W y Z en la siguiente reacción de combustión debe ser: X C4H8 + Y O2 → Z CO2 + W H2O A. 14. B. 15.

C. 16. D. 17.

E. 18.

11 En la ecuación:

6 En condiciones estándar de temperatura y presión (0 ºC y 1 atmósfera), 1 mol de cualquier gas siempre ocupa un volumen de 22,4 litros. De acuerdo con lo anterior, la masa en gramos que presentan 0,224 litros de O2 a 0 ºC y 1 atmósfera será de: A. 0,07. B. 0,10.

1 • 6,02 • 1023. 2 • 6,02 • 1023. 5 • 6,02 • 1023. 10 • 6,02 • 1023. 20 • 6,02 • 1023.

8 ¿Qué masa de glucosa, C6H12O6, está contenida en 0,6 moles de esta sustancia?

1. 2. 3. 4. 5.

4 ¿Cuántos átomos contienen 10 moléculas de amoniaco (NH3)?

A. B. C. D. E.

7 En 16 gramos de metano, CH4 (g), el número de moléculas totales es:

C. 0,12. D. 0,16.

E. 0,32.

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

a Ni3O4 + b CO → c Ni + d CO2 El valor mínimo para el coeficiente b es: A. 1. B. 2.

C. 3. D. 4.

E. 5.

0 1 12 De acuerdo a la siguiente ecuación balanceada: 2Al (s) + 3H2SO4 (ac) → Al2(SO4)3 (s) + 3X2 (g)

A. B. C. D. E.

un elemento. un átomo gaseoso. una molécula gaseosa. un compuesto gaseoso.

5 5

4 4

C. 72 g. D. 90 g.

E. 108 g.

17 Observa la siguiente reacción: N2 (g) + 3 H2 (g) → 2 NH3 (g)

Solo I. I y II. I y III. III y IV. I, II y III.

Si al combinar 0,15 moles de H2 y 0,15 moles de H2 se obtienen 0,8 moles de amoniaco, ¿cuál es el rendimiento de la reacción? A. 0,1 %. B. 0,15 %.

CaCl2 (ac) + Na2CO3 (ac) → CaCO3 (s) + 2NaCl (ac) 2+

–

CaCl2 + H2O → Ca + 2Cl

Na2CO3 + H2O → 2Na + CO32– Si escribimos la ecuación iónica neta de esta reacción, ¿cuáles serían los iones espectadores? A. Ca2+ y Cl–. B. Ca2+ y CO32–.

C. Na+ y CO32–. D. Na+ y Cl–.

E. Cl– y CO32–.

15 Se tiene que 28 gramos de nitrógeno, N2, se combinan exactamente con 6 gramos de hidrógeno, H2, y forman 34 gramos de NH3(g). Si reaccionan 14 gramos de N2 con 14 gramos de H2: se forman 17 gramos de NH3. queda N2 en exceso. se forman 34 gramos de NH3. se forman 56 gramos de NH3. sobran 11 moles de H2.

C. 100 %. D. 80 %.

E. 60 %.

18 ¿Qué factores se deben manipular en la producción industrial del amoniaco para obtener un buen rendimiento en la reacción? A. B. C. D. E.

N. O2. NO. N2. O.

14 Las sales reactantes para producir el carbonato de calcio, CaCO3, se encuentran en forma de iones, como se observa en las siguientes ecuaciones:

A. B. C. D. E.

3 3

16 ¿Cuántos gramos de agua se forman a partir de 4 moles de hidrógeno? La ecuación de la formación de agua es:

A. 36 g. B. 54 g.

13 En el tubo de escape de los autos se forma monóxido de nitrógeno. La ecuación para esta reacción es N2 + O2 → 2NO. El oxígeno y el nitrógeno proceden del aire, que contiene 78 % de N2 y 21 % de O2. ¿Cuál es el reactivo limitante? A. B. C. D. E.

2 2

2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (ℓ)

Podemos afirmar que X(g) representa: I. II. III. IV.

1 1

La corriente eléctrica. El estado de los reactantes. Los moles de nitrógeno. La capacidad del reactor. La presión y la temperatura.

19 Observa la reacción que se da en el airbag de los autos: 2NaN3 (s) Corriente 3N2 (g) + 2Na (s) ¿Cuál de las siguientes alternativas es la condición fundamental para que se pueda originar esta reacción? A. B. C. D. E.

El nitrógeno gaseoso. El sodio sólido. La corriente eléctrica. La bolsa de nailon. El bicarbonato de sodio.

20 De la reacción FeO (s) + CO (g) → Fe (ℓ) + CO2 (g) que se origina en el horno para la producción de acero, se puede decir que: A. B. C. D. E.

el hierro es un reactante. el óxido de hierro es un producto. el dióxido de carbono es sólido. el hierro se obtiene líquido. el hierro se obtiene sólido. Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

217

uac eval ión

en c o n t i do

habilidad

e e

c c

h h

Evaluación final - Pensamiento científico

II. Analiza la siguiente situación experimental, con énfasis en la elaboración de conclusiones, y luego responde: Un grupo de investigadores necesita averiguar la relación que existe entre la masa de un determinado reactivo y el volumen de gas generado, manteniendo constante la temperatura inicial. Para ello, utilizan como reactivo el carbonato de calcio, componente fundamental del mármol, la tiza y la piedra caliza, que al reaccionar con los ácidos genera, entre otros productos, dióxido de carbono gaseoso. Al respecto, se plantean el siguiente problema de investigación: ¿Existe alguna relación entre el volumen de dióxido de carbono generado con la masa de los reactantes usados en la reacción, CaCO3 y HCl? Las variables planteadas por el grupo de investigadores fueron: Variable dependiente: volumen de dióxido de carbono generado en la reacción. Variable independiente: masa de HCl. 1 En una de estas variables hay un error. ¿Cuál es? C on las variables identificadas, se plantearon la siguiente hipótesis: El volumen de dióxido de carbono generado en la reacción tendrá una relación directa con la masa de HCl usada en la reacción. Luego, los investigadores diseñaron un experimento en el cual hicieron reaccionar los reactantes dentro de un matraz erlenmeyer. En la boca de este recipiente colocaron un globo para recoger el gas que se desprende de la reacción. Registraron sus resultados en la siguiente tabla: Masa (g) CaCO3

Volumen de HCl 1 M

Volumen (mL) de CO2

0,5 g

10 mL

100 mL

1,0 g

10 mL

190 mL

1,5 g

10 mL

280 mL

2,0 g

10 mL

350 mL

Si la reacción para la producción del dióxido de carbono es la siguiente, CaCO3 (s) + 2HCl (ac) → CaCl2 (ac) + H2O (ℓ) + CO2 (g) analiza la información obtenida a través de las siguientes preguntas: 2 ¿Por qué los investigadores no variaron el volumen de HCl? 3 ¿Qué relación existe entre la masa de carbonato de calcio y el volumen de dióxido de carbono obtenido? 4 ¿A qué atribuyes que los valores logrados no fueran un múltiplo entero? 5 ¿Cómo se podría verificar el punto final de esta reacción? Sobre la base de la experiencia realizada, elabora las conclusiones: 6 ¿Qué importancia tiene reconocer las variables de una investigación? ¿Qué consecuencias trae identificarlas de manera incorrecta? Explica. 7 Según los resultados obtenidos en la investigación, ¿es válida la hipótesis planteada? Explica y fundamenta tu respuesta. 8 Si planteamos esta nueva hipótesis, “El volumen de dióxido de carbono generado en la reacción tendrá una relación directa con la masa de carbonato de calcio (CaCO3) usada en la reacción”, observa los resultados y elabora una afirmación que explique la relación entre la masa de CaCO3 y el volumen de dióxido de carbono producido.

218

Unidad 5 • Estequiometría de las reacciones químicas

0 1

1 1

2 2

3 3

5 5

4 4

Cerrar sesión I.

Revisa tus respuestas de alternativas.

Pregunta

Contenido evaluado

Habilidad

1

Aplicar

2

Aplicar

3

Aplicar

4 5

Magnitudes de partículas, cantidad de sustancia.

7

Aplicar

8

Aplicar

9

Analizar

10

Aplicar

11

Aplicar

13 14 15

9

Aplicar

Revisa las páginas 190 a 193 y 196 a 207 de tu texto.

8

Analizar

17

Aplicar

18

Aplicar

20

Revisa las páginas 184 a 189 de tu texto.

Comprender

Aplicar

Aplicaciones de la estequiometría.

Remediales

Analizar

16

19

Logro alcanzado

Analizar Aplicar

Balanceo de ecuaciones, cálculos estequiométricos, reactivo limitante y reactivo en exceso y rendimiento de una reacción.

Mi revisión

Aplicar

6

12

Clave

Revisa las páginas 210 a 213 de tu texto.

Aplicar

3

Aplicar

II. Revisa tus respuestas de la actividad procedimental. Pasos del método

Elaboración de conclusiones

Criterios

Respuesta

Consideré válida la hipótesis planteada, pero no establecí una relación entre la hipótesis y los resultados obtenidos en el experimento. No formulé una afirmación para la nueva hipótesis.

Incorrecta

Consideré que la hipótesis planteada no era válida, pero no establecí una relación entre la hipótesis y los resultados obtenidos en el experimento. No formulé una afirmación para la nueva hipótesis.

Parcialmente correcta

Consideré que la hipótesis planteada no era válida y establecí una relación entre la hipótesis y los resultados obtenidos en el experimento. Formulé, además, una afirmación para la nueva hipótesis.

Correcta

Mi estado Marca el nivel de logro de tus aprendizajes dentro de la unidad usando la simbología dada después de la tabla. Evaluación sección

Inicializando

Analizando disco

Verificando disco

Mi estado final 1. Por lograr; 2. Medianamente logrado; 3. Bien logrado

Química 1º medio • Nuevo Explor@ndo

219

uac eval ión

en co n t i do

habilidad

e e

c c

h r

Habilidad (ACTIVIDAD 1) Analizar Es descomponer una situación determinada y distinguir las diferentes partes que la constituyen, para luego establecer cómo se relacionan.

Pasos para analizar Paso 1: describe los aspectos que conforman el todo. Paso 2: selecciona los aspectos principales de los menos importantes. Paso 3: indaga sobre los puntos comunes entre dos situaciones. Paso 4: determina de qué manera se asemejan o se diferencian sus partes. Paso 5: relaciona todos los aspectos involucrados que intervienen en la situación como un todo.

Habilidad (ACTIVIDAD 2) Evaluar Consiste en emitir un juicio sobre algo (un texto, un procedimiento o un resultado) de acuerdo a un criterio conocido y válido.

Pasos para analizar Paso 1: identifica el objeto o la situación por evaluar; en este caso, el esquema y las preguntas, detectando sus partes importantes. Paso 2: analiza el o los criterios de evaluación y considera la información que se entrega para responder las preguntas. Paso 3: verifica si las respuestas satisfacen la situación que se evalúa. Comprueba a su vez que estas correspondan a la situación que se evalúa. Paso 4: comunica de manera coherente tus argumentos para evaluar la situación problema y las respuestas a las respectivas preguntas.

220

Evaluación integradora

Evaluación integradora

Recopilando disco Este instrumento de evaluación corresponde a los contenidos trabajados en las unidades 4 y 5, que se integran para fortalecer tu aprendizaje. En esta doble página te presentamos preguntas abiertas, con énfasis en las habilidades analizar y evaluar, que podrás responder usando una secuencia de pasos como son: describir, seleccionar, indagar, determinar y relacionar. 1. Se denomina lluvia ácida a la presencia de ácidos nítrico y sulfúrico en la lluvia. Estos ácidos se forman cuando reaccionan el agua presente en el aire con los óxidos de nitrógeno y azufre provenientes de volcanes, fábricas, autos y, en general, de residuos de los combustibles fósiles. Por este motivo, en los últimos años se ha buscado reemplazar la utilización de combustibles de origen fósil, como la bencina y la parafina, por energías alternativas, como la eólica y la solar. Ecuación 1

SO2 (g)

+

Dióxido de azufre

O2(g)

SO3(g)

Oxígeno

Trióxido de azufre

Ecuación 2

SO3 (g) Trióxido de azufre

+

H2O(ℓ)

H2SO4(ℓ)

Agua

Ácido sulfúrico

El dióxido de azufre reacciona con el oxígeno, produciendo trióxido de azufre (ecuación 1), y este reacciona con el agua, convirtiéndose en ácido sulfúrico (ecuación 2). a. Describe las ecuaciones químicas, los reactantes, los productos y el estado en que se encuentran.

b. Selecciona la cantidad de átomos de cada elemento en los reactantes y productos.

c. Indaga si las ecuaciones 1 y 2 están balanceadas.

d. Determina cuál de las ecuaciones no cumple con la ley de la conservación de la materia ni con la ley de las proporciones definidas.

e. Señala cómo se relaciona la utilización de energías alternativas como la eólica y solar con la lluvia ácida.

0 1

1 1

2 2

3 3

5 5

4 4

2. Las reacciones para la producción de la lluvia ácida ocurren en las nubes altas, y todas las formas de precipitación, como la lluvia, nieve o niebla, desplazan estos ácidos hasta la superficie de la tierra. Es así como el ácido deteriora las aguas, dificultando la vida acuática, perjudica el suelo, porque debilita la vegetación, y daña la tierra, haciéndola improductiva.

Las reacciones para la formación de lluvia ácida con óxidos de nitrógeno son las siguientes: Efectos de la lluvia ácida sobre la capa vegetal.

2NO (g) + O2 (g) → 2NO2 (g) NO2 (g) + H2O (ℓ) → HNO3 (ℓ) + NO (g) Evalúa la aplicación de cálculos estequiométricos en la reacción de formación de la lluvia ácida. a. Identifica el reactante que al entrar en contacto con la atmósfera reacciona produciendo la lluvia ácida y determina a qué tipo de reacción corresponde.

b. Analiza cuánta agua necesitarán 298 g de dióxido de nitrógeno, NO2, liberados a la atmósfera para producir ácido nítrico. Con esta cantidad de NO2, ¿qué reactivo esta limitando la reacción?

c. Verifica si la ecuación está balanceada y si pueden hacerse de manera directa los cálculos del punto anterior.

Ayuda d. Finalmente, plantea qué debes hacer para que la reacción de producción del ácido nítrico tenga un bajo rendimiento. Comunica tus argumentos sobre la generación de la lluvia ácida de manera clara y ordenada.

Compara tus respuestas de la pregunta 1 con la información de las páginas 146, 147, 152, 153, 158, 159, 190, 191, 192 y 193. Para responder la pregunta 2, revisa los contenidos de las páginas 146, 147, 152, 153, 198, 199, 200, 201, 202, 203, 204, 205, 206 y 207.

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221

ANEXO

Trabajo en el laboratorio Medidas de seguridad para el trabajo experimental Las actividades experimentales implican algunos riesgos que se deben controlar, pues en ellas se utilizan fuentes de calor, enchufes eléctricos, instrumentos cortantes y sustancias peligrosas. Veremos a continuación los riesgos más comunes y la forma de prevenirlos. Elementos personales de laboratorio Cuando el experimento lo requiera, por los riesgos que se pueden presentar en la práctica, se debe utilizar la protección adecuada, como gafas, delantal y guantes, para evitar salpicaduras con agentes corrosivos, como los ácidos y las bases, o agentes tóxicos, como los solventes orgánicos. Se debe mantener la concentración durante el experimento para evitar accidentes en el laboratorio. Trabaja de forma ágil, pero sin prisa; no se debe jugar, empujar ni distraer a los compañeros.

Contacto de la piel con sustancias nocivas No es correcto tocar los productos químicos con las manos. Siempre se deben utilizar espátulas y recipientes adecuados para manipularlos. No se deben ingerir, oler ni probar los productos químicos. Siempre se debe tener atado el cabello y evitar las joyas en las manos. Estas precauciones impiden la contaminación del cuerpo o la generación de quemaduras con sustancias nocivas para la salud.

Cortes con elementos de vidrio No se deben forzar los tubos o varillas de vidrio que se utilizan en los experimentos. Los materiales de vidrio se deben usar con precaución para evitar que se rompan. El vidrio caliente se debe dejar apartado sobre una tela hasta que se enfríe.

222

Anexo • Trabajo en el laboratorio

Derrame de sustancias Las mesas de trabajo deben estar despejadas y solo debe encontrarse sobre ellas el material que se va a utilizar. Los reactivos no se deben cambiar del lugar asignado por el profesor, ya que al trasportarlos pueden derramarse. Si alguna sustancia se derrama, no se debe tocar nunca con las manos sin protección.

Descargas eléctricas Cualquier montaje eléctrico requiere la supervisión del profesor. No se deben tocar cables o terminales eléctricos y se deben evitar salpicaduras de agua en los enchufes.

Escapes de gas y quemaduras Cuando se usan mecheros, siempre se debe verificar que las llaves de gas estén bien cerradas antes y después de usarlas. Además, el mechero o cualquier sistema de calentamiento deben ser manejados con precaución para evitar quemaduras. Los recipientes para calentar sustancias no deben estar totalmente cerrados; la boca debe estar en dirección contraria a tu cuerpo y al de las personas cercanas.

Actividad 1. Observa las prácticas de laboratorio que se presentan en el libro y haz una lista de los productos químicos utilizados. Consulta en sus etiquetas los riesgos que puede generar su empleo.

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223

ANEXO

Trabajo en el laboratorio

Manipulación de productos químicos Para evitar la manipulación indebida de los productos químicos de laboratorio se debe leer la etiqueta antes de usarlos. En ella se especifican el nombre y las características, y se añade un símbolo que indica su peligrosidad.

Veamos los pictogramas de peligrosidad de algunos productos químicos.

Observa el rótulo de este reactivo químico. Él indica que la sustancia es inflamable.

De acuerdo a la peligrosidad, las sustancias químicas se han clasificado en: Inflamables: arden fácilmente. Tóxicas: pueden ocasionar envenenamiento tras la inhalación, ingestión o absorción a través de la piel. Nocivas: producen trastornos o efectos dañinos temporales. Corrosivas: al contacto destruyen los tejidos vivos y otros materiales. Irritantes: irritan la piel, ojos y sistema respiratorio. Explosivos: pueden estallar en determinadas condiciones, como choques, calor, fricción y chispas. Radiactivas: pueden generar radiaciones perjudiciales para el cuerpo.

224

Anexo • Trabajo en el laboratorio

Corrosivo

Explosivo

Inflamable

Radiactivo

Tóxico

Nocivo

Peligro para el ambiente

Irritante

Los residuos sólidos o líquidos de productos químicos no debes tirarlos a la basura o al lavado; es preferible que los almacenes en un recipiente y los entregues al profesor o profesora.

Materiales de laboratorio En el laboratorio existen diferentes tipos de utensilios que hacen posible la manipulación de productos químicos; entre ellos tenemos: • La espátula y el vidrio reloj, que permiten manipular sustancias sólidas, y la balanza permite masar las sustancias.

Espátula

• El tubo de ensayo y el vaso de precipitado, que permiten calentar sustancias y hacer pequeñas reacciones. La gradilla sirve para sostener los tubos de ensayo.

Vidrio reloj

• La probeta y la pipeta, que permiten medir volúmenes de líquidos.

Balanza

• Las nueces, pinzas, trípodes, aros metálicos y rejillas que permiten sujetar los recipientes que van a ser calentados o ayudan a mantener su verticalidad. Rejilla

Pipeta

Nuez

Probeta

Trípode

Aro metálico Pinzas

Varilla de agitación

Tubo de ensayo

Gradilla

Mechero

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