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En el tema anterior hemos visto que toda la materia ordinaria tiene una estructura básica común: está formada por partículas inmensamente pequeñas. Podemos plantearnos ahora cómo son esas partículas. En la actualidad sabemos que se trata de átomos y de moléculas, por lo que, a la parte de la química que estudia todo esto se la denomina “Teoría atómico-molecular de la materia”. La elaboración de la teoría atómico-molecular de la materia se llevó a cabo durante los siglos XVIII y XIX y fue el resultado de los estudios que se realizaron sobre la naturaleza y el compor-tamiento de los gases por una parte, y de la abundante información química que se fue generando en esa época, sobre todo, en lo que se refiere a técnicas de laboratorio para separar unas sustan-cias de otras y a la construcción de conceptos químicos de gran importancia como los de sustan-cia simple y compuesto. En todo el proceso de la elaboración de la teoría atómico-molecular participaron muchos científi-cos y sus trabajos sirvieron para crear las bases de la moderna ciencia química. Entre ellos cabe citar al inglés J. Dalton, el francés A. Lavoisier y el ruso D. Mendeleiev, tal y como veremos a lo largo del tema. 1. MEZCLAS, SUSTANCIAS, SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTOS En la actualidad se admite que una sustancia química es aquella que tiene una serie de propiedades características únicas y definidas, que permiten identificarla y distinguirla de otras sustancias. Entre las propiedades características de una sustancia química cabe citar: la densidad, el punto de fusión (temperatura a la que funde), el punto de ebullición (temperatura a la que hierve), la solubilidad en distintos disolventes, su dureza, si reacciona o no químicamente con otras sustancias determinadas, etc. A modo de ejemplo: una sustancia que, a una presión de 1 atm, funde a 0ºC y hierve a 100 ºC; que a una temperatura de 4ºC y 1 atm de presión, tiene una densidad de 1 g/cm3; que prácticamente no conduce la corriente eléctrica; y que en ella se disuelven bien algunas sales como el cloruro de sodio... no cabe duda de que se trata del agua. El agua (H2O), se caracteriza por tener todas esas propiedades “macroscópicas” independientemente de que la muestra de agua considerada tenga una masa de 1 mg o de 1000 kg. En la naturaleza es bastante raro encontrar sustancias aisladas. En efecto: la inmensa mayoría de las sustancias químicas se encuentran más o menos mezcladas con otras que las acompañan. Ello ha hecho que, en ocasiones, se identificara como una sustancia química lo que, en realidad era una mezcla. Para evitar confusiones se suele designar también a una sustancia química como “sustancia pura” o sustancia que no tiene rastro de otras. A.1. A partir de los siguientes términos utilizados habitualmente, proceded a separarlos en dos grupos, según se trate o no de sustancias puras: agua de manantial, aluminio, aire de montaña, vinagre, alcohol etílico, leche recién ordeñada, amoniaco, hierro, azufre.

4. TEORÍA ATÓMICA Y MOLECULAR DE LA MATERIA

¿Qué son las partículas de las que está formada toda la materia ordinaria?

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A veces el significado que se da a las palabras en el lenguaje cotidiano puede suponer un inconveniente para comprender su significado en el lenguaje científico. Esto ocurre, por ejemplo, con el calificativo de puro o pura que, en el lenguaje cotidiano, puede significar muchas cosas: desde una persona que practica la castidad, hasta algo natural, sin contaminantes ni añadidos “artificiales”. Ésta última acepción llevaría a señalar como sustancias, de la lista anterior, a la leche, el agua de manantial y el aire de montaña. Sin embargo, en ninguno de los tres casos se trata de una sustancia química, ya que son mezclas de diversas sustancias (la leche contiene entre otras: grasas, proteínas, vitaminas, etc.; el agua de manantial lleva sales y gases disueltos; y el aire, aunque sea de montaña, es una mezcla de diversos gases como el nitrógeno, oxígeno, etc.). Las propiedades de una mezcla de ciertas sustancias no son propiedades únicas y definidas, como lo son en el caso de una sola sustancia química, puesto que dependen de la proporción en que se hallen mezcladas las sustancias que la integran. Así, por ejemplo: el agua de manantial congelará y hervirá a temperaturas diferentes según tenga más o menos sales disueltas; el aire de alta montaña tiene menos contenido en oxígeno que al nivel del mar, etc. En la actividad propuesta anteriormente las únicas sustancias químicas son: el aluminio, alcohol etílico, amoniaco, hierro y azufre. Cada sustancia que forma parte de una mezcla se llama componente. Las mezclas pueden ser heterogéneas u homogéneas. Mezcla heterogénea es un sistema material en el que distintas partes del mismo tienen diferente composición y por tanto distintas propiedades. Los componentes de un sistema heterogéneo se pueden distinguir a simple vista, o bien con ayuda de una lupa o un microscopio. Ejemplos de mezclas heterogéneas son: el granito y la leche. Mezcla homogénea es un sistema constituido por dos o más sustancias químicas tal que, si tomamos una muestra cualquiera de dicho sistema, su composición y propiedades son las mismas, independientemente de su tamaño y de la zona del sistema de donde se escoja. Los componentes de una mezcla homogénea no se pueden distinguir ni siquiera con la ayuda de un microscopio convencional. Las disoluciones son mezclas homogéneas. Ejemplos de disoluciones son el vino y el agua de mar. Durante mucho tiempo se conocían sustancias químicas como el hierro, el azufre, el cobre, etc., que resistían cualquier intento de obtener a partir de ellas otras sustancias diferentes (es decir, de descomponerlas) por lo que se las llamó sustancias simples. Sin embargo esto no ocurría con otras. Así, por ejemplo, la puesta a punto de la técnica de la electrólisis1, permitió conocer, hacia el siglo XIX, que algunas sustancias químicas (hasta entonces tenidas por sustancias simples) estaban en realidad formadas por la combinación de otras. A las sustancias como la potasa, la sosa, el agua, el amoniaco, la sal común, los distintos alcoholes, etc., que se las podía separar en sustancias simples mediante procesos químicos se las denominó compuestos químicos. Conviene tener en cuenta que aunque, por ejemplo, el agua destilada esté formada sólo por hidrógeno y oxígeno no es una mezcla de estas sustancias. Se trata de una combinación en la que el hidrógeno y el oxígeno han perdido las propiedades que los caracterizan para dar lugar a una sustancia nueva, diferente, de propiedades muy distintas. Así el agua funde a 0ºC, hierve a 100 ºC, y tiene una densidad de 1 g/cm3, mientras que el hidrógeno, por ejemplo, es una sustancia que funde a una temperatura de -259 ºC, hierve a -253ºC, tiene una densidad de tan solo 0’0007 g/cm3 (a temperatura ambiente y 1 atm de presión) y además, es inflamable. Por otra parte, la simple mezcla de hidrógeno y oxígeno no da lugar a agua en cantidades apreciables; para formar agua a partir de 1 La electrólisis consiste en la descomposición de una sustancia mediante la corriente eléctrica.

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ellos no es suficiente con mezclarlos, sino que hay que conseguir que se combinen íntimamente, de tal manera, que desaparezcan las partículas de oxígeno e hidrógeno como tales y se formen las partículas de agua (reacción química). A.2. Un alumno afirma que el agua de mar es un compuesto químico ya que, por evaporación, la podemos separar en sal y agua, que son las dos sustancias simples que lo forman. Criticad este razonamiento y explicad qué es en realidad el agua de mar. A.3. Dados los siguientes sistemas: aire, zumo de naranja, chocolate puro, dióxido de carbono, leche, azufre, arena de playa, ozono. Señalad cuál o cuáles son: sustancia simple, compuesto, mezcla homogénea y mezcla heterogénea. A.4. Con los términos: Los materiales (sólidos, líquidos, gases), sustancias, mezclas, sustancias simples, compuestos químicos, homogéneas y heterogéneas, construid un esquema de clasificación de los distintos materiales. La realización de la actividad anterior, lleva a construir un esquema como el siguiente: Como acabamos de ver, las disoluciones son mezclas homogéneas. Dada su importancia en la química, nos detendremos a estudiar de forma particular este tipo de mezclas. 2. DISOLUCIONES En general podemos definir una disolución como una mezcla homogénea formada por dos o más sustancias llamadas componentes de la disolución. Habitualmente al componente que se halla en mayor proporción se le llama disolvente y, al resto, solutos. Existen distintos tipos de disoluciones según el estado del soluto y disolvente. Así por ejemplo: se considera que el aire es una disolución de gases en gases, el agua salada lo es de sólidos (sales) en líquido (agua), una bebida carbónica es una disolución de un gas (dióxido de carbono) y otras sustancias en agua, y el vino es una disolución de un líquido (etanol) y otras sustancias en otro líquido (agua). Las aleaciones de metales (el latón, por ejemplo, es una aleación de cobre y cinc) se consideran como disoluciones de sólidos en sólidos.

LOS MATERIALES (sólidos, líquidos, gases)

SUSTANCIAS

COMPUESTOS

MEZCLAS

SUSTANCIAS SIMPLES

HOMOGÉNEAS HETEROGÉNEAS

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Nosotros nos centraremos aquí en las disoluciones de un sólido o un líquido en agua como disolvente (disoluciones acuosas), ya que este tipo de disoluciones son muy frecuentes debido a que en el agua se pueden disolver muchas sustancias. El soluto será pues la sustancia que se disuelva en el agua. Antes de comenzar, conviene reflexionar sobre la importancia de las disoluciones. A.5. Enumerad y comentad diversas situaciones de interés en las que se utilicen o se fabriquen disoluciones acuosas. Podemos pensar que el agua de lluvia (agua bastante pura) al filtrarse en la tierra disuelve muchas sales. Ello hace que el agua de los manantiales tenga diversos contenidos en sales (dependiendo de los lugares por donde haya pasado), que pueden hacer incluso que sea recomendable para tratar diversas enfermedades. Al añadir fertilizantes al agua de riego estamos haciendo también disoluciones y facilitando que las plantas puedan absorber a través de sus raíces las sales que necesitan. El agua del mar, ríos y lagos tiene aire disuelto, haciendo posible que organismos como peces y plantas puedan respirar. Muchos medicamentos se toman en forma de disolución (jarabes, pastillas efervescentes, etc.). Las bebidas que ingerimos son disoluciones (vinos, refrescos, zumos, caldos, agua, combinados, etc.). Nuestra propia sangre lleva diversas sustancias disueltas. También el sudor lleva sales disueltas (sabe salado). Muchos productos comerciales que manejamos habitualmente se hallan en disolución o hay que disolverlos; éste es el caso, por ejemplo, de productos de limpieza como el amoniaco (disolución de gas amoniaco en agua), de ciertas pinturas y tintes, de los plaguicidas para tratar las enfermedades de las plantas, etc. Finalmente, conviene tener en cuenta que muchos productos químicos se manejan en disolución porque de esta forma se favorece el contacto entre ellos cuando se mezclan para realizar determinadas reacciones químicas. A.6. ¿Por qué cuando se hacen excursiones por la alta montaña y se suda abundantemente se recomienda no beber agua procedente de los neveros? Al sudar, perdemos muchas sales que son necesarias para nuestro organismo (por eso en la ropa en contacto con la piel puede quedar como una mancha blanca –sales- cuando se evapora el sudor). Si bebemos agua muy poco mineralizada (como lo es el agua de nieve) no estamos reponiendo esas sales perdidas y eso puede causarnos graves trastornos. Un aspecto muy importante cuando se manejan disoluciones es la concentración de la misma. Pensemos, por ejemplo: en la concentración de alcohol en las bebidas, de zumo en algunos refrescos, de sal en los guisos, etc. Además hay veces en las que el que la concentración de una disolución sea mayor o menor puede ser vital para nosotros. Pensemos, por ejemplo, en la concentración de glucosa (un tipo de azúcar) en la sangre, que si es muy elevada ocasiona una enfermedad llamada diabetes. Podemos plantearnos pues qué es exactamente la concentración de una disolución y cómo medirla. 2.1. Concentración de una disolución A.7. ¿Qué significa que una disolución tenga una concentración muy elevada? Naturalmente no significa que tenga mucho soluto. Una disolución puede contener “mucho soluto” y ser muy diluida. En efecto: no es lo mismo disolver 10 kg de sal común en una bañera que en el agua de un enorme lago o pantano. En ambos casos la masa de soluto disuelta es la misma, pero la concentración de sal en la bañera será mucho mayor que en el lago. Por tanto, para hablar de concentración no hemos de tener en cuenta únicamente la cantidad de soluto disuelta sino también la cantidad de disolvente o de disolución. Cuanto mayor sea la primera respecto de la segunda, mayor será la concentración de la disolución.

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Cuando la concentración es pequeña se dice que la disolución es diluida y cuando es grande se dice que la disolución es concentrada. A.8. Supongamos que fabricamos las disoluciones de sal común (NaCl) en agua que se indican en la tabla. Analizad la información que se os da, con el fin de contestar las siguientes preguntas: Disolución A B D E masa de soluto (g) 50 80 80 40 volumen de la disolución (l) 1 1 2 0’5 a) ¿Cuál es la disolución de mayor concentración? Ordenadlas de menor a mayor concentración. b) Pensad en lo que acabáis de hacer y proponed una fórmula general que permita calcular la concentración, expresada en gramos de soluto por cada litro de disolución. (Designad la concentración como “C”, masa de soluto como “ms” y volumen de disolución como “V”). De acuerdo con lo que hemos visto hasta aquí, habrá que determinar en cuál de las disoluciones anteriores hay más soluto en un mismo volumen de disolución. Está claro que en la A hay 50 g de soluto por cada litro de disolución, en la B hay 80 g de soluto por cada litro de disolución, en la D hay 40 g de soluto por cada litro de disolución y en la E hay 80 g de soluto por cada litro de disolución. Las disoluciones más concentradas son, pues, la B y la E. El orden de menor a mayor concentración es: D < A < B = E Para hallar la concentración en gramos de soluto por cada litro de disolución basta con dividir la masa total de soluto (expresada en gramos) entre el volumen total de la disolución (expresado en litros), de esa forma sabemos cuántos gramos de soluto hay por cada litro de disolución. Es decir:

C = V

ms donde ms representa la masa del soluto (en g) y V el volumen de la disolución (en l).

Utilizando la expresión anterior para las disoluciones de la tabla nos queda: CA = 50/1 = 50 g/l; CB = 80/1 = 80 g/l; CD = 80/2 = 40 g/l; CE = 40/0’5 = 80 g/l A.9. Supongamos que preparamos dos disoluciones de sal en agua. La primera de ellas (que llamaremos A) la hemos hecho colocando 100 g de sal común o cloruro de sodio (NaCl) en un recipiente y luego añadiendo agua hasta tener un volumen total de disolución de 2’5l. La segunda de ellas (que llamaremos B) la hemos hecho colocando 150 g de sal común en otro recipiente y luego añadiendo agua hasta tener un volumen total de disolución de 3 l. ¿Cuál es la concentración de cada una en g/l? A.10. El calcio es un elemento fundamental para nuestros huesos. En una caja de 1 litro de leche leemos que contiene 120 mg de calcio por cada 100 ml. Calcula la concentración de calcio en g/l. Al beber un vaso de leche de 250 cm3 ¿cuántos gramos de calcio ingerimos? A.11. Queremos preparar 200 cm3 de una disolución de sal común en agua, de concentración 20 g/l. Indicad detalladamente los pasos a seguir.

HACENDOSO

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A.12. En un matráz vacío se colocan 10 cm3 de alcohol etílico (ρ = 0’8 g/cm3) y luego se añade agua hasta tener un volumen total de disolución de 250 cm3. Calculad la concentración en g/l. A.13. Un enfermo necesita tomar un medicamento diluido en agua. Para que sea efectivo, su concentración ha de estar comprendida entre los 5 g/l y los 8’5 g/l. En unos laboratorios se fabricaron distintas disoluciones de ese medicamento con las cantidades que figuran en la tabla siguiente. Explicad cuáles de esas disoluciones debería rechazar. Disolución A B D E masa de soluto 11 g 2’1 g 3’6· 10-2 kg 4’75· 10-4 kg volumen de la disolución 2’75 l 300 cm3 9 l 40 cm3 Naturalmente la concentración de una disolución se puede expresar también de otras formas. Una de ellas es en tanto por cien en masa. En este caso, si seguimos utilizando el gramo como unidad de masa, la concentración representará el número de gramos de soluto disueltos por cada 100 g de disolución. A.14. ¿Qué significa que la concentración de una disolución de glucosa en agua sea del 2% en masa? Rdo. Que en cada 100 g de disolución hay 2 g de glucosa. A.15. Un total de 20 g de cloruro de sodio (NaCl) se disuelve en 140 g de agua. Calculad la concentración de la disolución en tanto por cien en masa. En primer lugar, tendremos que calcular los gramos de soluto que hay por cada gramo de disolución. Para ello basta con dividir la masa en gramos del NaCl entre la masa en gramos de disolución: mS/mD = 20/160 = 0’125 g de NaCl/g de disolución En segundo lugar, para saber la masa de soluto por cada 100 g de disolución, bastará multiplicar el resultado anterior por 100, con lo que:

100⋅D

S

m

m= 0’125 · 100 = 12’5 %

Es decir: por cada 100 g de disolución habrá 12’5 g de NaCl. Así pues la concentración de una disolución en tanto por cien en masa vendrá dada por:

C = 100⋅D

s

m

m siendo ms = masa de soluto y mD = masa disolución

A.16. Se desea preparar 500 g de una disolución de nitrato de potasio al 15% en masa. Indicad detalladamente los pasos a seguir. A.17. Se dispone de una disolución de sulfato de potasio al 5% en masa. Calculad que cantidad de disolución hemos de coger para que al evaporarla totalmente nos queden 80 g de sulfato de potasio.

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En el caso de disoluciones de líquidos en líquidos es habitual expresar la concentración en tanto por cien en volumen. En este caso, si utilizamos el ml como unidad de volumen, la concentración representará el número de ml de soluto disueltos por cada 100 ml de disolución. Mediante razonamientos similares a los anteriores se llega a la expresión:

C = 100⋅D

s

V

V (en % en volumen), donde Vs es volumen de soluto y VD el volumen de disolución

Al porcentaje en volumen se le denomina también “grado”, de modo que, por ejemplo, 12% en volumen equivale a 12 º. A.18. La concentración de alcohol etílico en una bebida, se suele expresar en grados. ¿Qué significa que un licor tenga 40 º? Naturalmente, la respuesta a la actividad anterior es que en cada 100 ml de ese licor habrá 40 ml de alcohol. A.19. Una persona ingiere 2 copas de brandy de 40º. Si cada copa tiene 100 ml, se pide: a) ¿Cuántos ml de alcohol se bebió? b)¿Cuál será la concentración de alcohol en su sangre en g/l ? c) ¿Podrían ponerle una multa si conduce? Datos: la densidad del alcohol etílico es de 790 g/l, la concentración máxima permitida en sangre es de 0’3 g/l, se supone que todo el alcohol ingerido va a la sangre y que el volumen total de la disolución (sangre y alcohol) es de 5 l. Rdo. b) 12’64 g/l Ahora que ya sabemos medir la concentración de una disolución, podemos plantearnos si, dada una disolución determinada (por ejemplo sal común en agua o azúcar en agua) podemos ir añadiendo más y más soluto a la disolución, de forma que la concentración aumente indefinidamente. 2.2. ¿La concentración de una disolución puede ser todo lo grande que se quiera? Es evidente que la respuesta es que no. Si tenemos un vaso con 1 litro de agua pura, le añadimos un poco de cloruro de sodio (sal común) y removemos, habremos obtenido una disolución diluida. Si vamos añadiendo más sal poco a poco y removiendo, la concentración de la disolución irá aumen-tando, pero llegará un momento en que la disolución estará tan concentrada que, si añadimos algo más de sal, ésta ya no se disolverá por mucho que removamos. Decimos entonces que la disolución está saturada. Para cuantificar este hecho se ha elaborado un nuevo concepto llamado solubilidad. La solubilidad de una sustancia se puede definir como una magnitud cuyo valor nos indica la máxima cantidad de dicha sustancia que puede disolverse en una cantidad dada de disolvente (a una cierta temperatura). La existencia de este límite máximo se puede comprobar fácilmente de forma experimental, tal y como se propone en los dos ejemplos siguientes.

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A.20. Colocad en un tubo de ensayo grande un poco de agua y añadid muy poco a poco y agi-tando, cromato de potasio; observad cómo llega un momento en que, por más que agitéis, no se disuelve más soluto. Notad cómo el color amarillento de la disolución ha ido aumentando su in-tensidad poco a poco debido a la cada vez mayor presencia de soluto en la disolución y cómo, cuando deja de disolverse el cromato de potasio, el color de la disolución permanece constante ante nuevas adiciones de cromato. A.21. Echad dentro de un tubo de ensayo grande 100 cm3 de agua, cerradlo con un tapón de goma y hallad la masa del conjunto mediante una balanza. A continuación destapad el tubo e id añadiendo poco a poco sucesivas cantidades de cloruro de sodio (NaCl), removiendo tras cada adición con una varilla de vidrio hasta que la sal se disuelva totalmente. Llegará un momento en que, por más que se remueva, la sal ya no se disolverá más. Si en ese instante volvemos a tapar el tubo y a calcular la masa total, veremos que ésta habrá aumentado, aproximadamente, en unos 35 g, correspondientes al cloruro de sodio disuelto. Otra alternativa es pesar unos 50 g de NaCl en una balanza y con una espátula ir añadiendo poco a poco esta sal al agua. En cuanto se alcanza la saturación, la diferencia entre la masa inicial y final de sal (dadas por la balanza) corresponderá al soluto añadido. La solubilidad de una sal en agua se puede expresar en gramos de soluto por cada 100 g de disolvente. Es necesario especificar la temperatura porque ésta influye en la solubilidad. En general la solubilidad de una sustancia aumenta con la temperatura (esto explica, por ejemplo, que se limpien las cosas mejor con agua caliente que con agua fría). A.22. ¿Qué significa que la solubilidad del NaCl en agua a 20 ºC es de 35 g de NaCl /100 g de agua? La respuesta a la actividad anterior es, evidentemente, que a 20 ºC la máxima cantidad de NaCl que se puede disolver en 100 g de agua pura es de 35 g. Conviene darse cuenta de que, en este caso, hablamos de disolvente y no de disolución. A.23. La solubilidad del nitrato de sodio (NaNO3) en agua a 20ºC es de 90g de NaNO3/100 g de agua. Hallad la masa en gramos de nitrato de sodio que quedará sin disolver cuando, a 20 ºC, añadamos 135 g de ese compuesto a 120 ml de agua. Rdo. 27 g A.24. Tenemos una disolución concentrada de un compuesto iónico, como, por ejemplo, sulfato de cobre a la temperatura ambiente. ¿Qué ocurrirá si la dejamos reposar y el agua se va evaporando poco a poco? Al ir evaporándose el disolvente, irá aumentando la concentración de la disolución y llegará un momento en que se alcanzará el límite de solubilidad de esa sal en agua. A partir de ahí, el sulfato de cobre comenzará a precipitar en forma de cristalitos azules (cristalización). Como es lógico, la solubilidad de una sustancia en agua, además de la temperatura, depende también del tipo de sustancia. No se disuelve igual en agua el NaCl que otras sales, como por ejemplo bromuro de potasio (KBr) o nitrato de plata (AgNO3), que son menos solubles. A veces una misma sustancia tiene una solubilidad baja en agua y en cambio alta en otro tipo de disolventes. Este es el caso, por ejemplo, del yodo (I2) que se disuelve poco en agua y, sin embargo, es muy soluble en tetracloruro de carbono o en gasolina.

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A.25. Añadid unos cristalitos de yodo sólido (I2) a un vaso con agua y comprobad que la solubilidad del I2 en agua es pequeña. A continuación repetid la experiencia, pero sustituyendo el vaso de agua por otro con la misma cantidad de gasolina y comprobad que la solubilidad del yodo en gasolina es mucho mayor que en el agua. La diferencia de solubilidad de unas sustancias en otras es la explicación de que, por ejemplo: para limpiar distintos tipos de manchas convenga utilizar diferentes sustancias, la grasa se disuelva bien en agua caliente y jabonosa, la laca de las uñas se quite fácilmente con acetona, etc. En el tema anterior vimos que el comportamiento de los gases se podía explicar mediante el modelo cinético-corpuscular. El químico inglés John Dalton conocía dicho comportamiento y también la existencia de mezclas, sustancias simples, compuestos, disoluciones y algunas leyes que se cumplían en todos los cambios químicos (como, por ejemplo, la ley de la conservación de la masa). Todo ello le llevó a elaborar a comienzos del siglo XIX una teoría científica denominada “Teoría atómica de la materia”. Veremos a continuación, los postulados básicos de dicha teoría y cómo ésta fue capaz de explicar de forma coherente tanto las propiedades de los gases como la existencia de sustancias simples, sustancias compuestas, disoluciones, etc. 3. LA TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR DE LA MATERIA El modelo corpuscular se basa esencialmente en suponer que todos los materiales están hechos de partículas, dotadas de un cierto estado de movimiento (caótico en los gases y más ordenado y restringido en sólidos y líquidos). No obstante, dicho modelo es insuficiente para explicar la información química que hemos descrito en los apartados anteriores, por lo que fue necesario profundizar en él y ampliarlo para poder explicarla, tal y como vamos a ver a continuación. 3.1. Teoría atómica de Dalton La enorme variedad de sustancias químicas puede explicarse si se admite que existen distintos tipos de partículas, de manera que una sustancia estará formada por un mismo tipo de partículas todas iguales entre sí. De acuerdo con esta idea si dos sustancias químicas son diferentes es por-que las partículas que las forman son diferentes. En una primera aproximación (realizada por Dalton, en 1802), se pensó que las partículas de las sustancias simples eran indivisibles. De este modo se justificaba que, a partir de una sustancia simple no se pudieran obtener otras sustancias diferentes. En cambio, las partículas de las sustan-cias compuestas serían, en realidad, "paquetes de diferentes partículas", de manera que podrían romperse y dar lugar a la formación de sustancias distintas. A las partículas de las sustancias sim-ples, se las llamó átomos y a los paquetes de partículas que formaban las sustancias compuestas, se les llamó moléculas. Algunos aspectos básicos de la teoría atómica de Dalton eran los siguientes: ü La materia está formada por átomos (partículas sumamente pequeñas e indivisibles) ü Cada elemento químico está constituido por una sola clase de átomos (todos ellos con igual masa

y propiedades). ü Los átomos de distintos elementos tienen diferente masa y propiedades. ü Los átomos son inmutables (no pueden transformarse unos en otros).

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ü Un compuesto químico está formado por moléculas (según Dalton “átomos compuestos”) idénticas entre sí y éstas, a su vez, están formadas por la unión de un número entero de átomos de distintos elementos, siempre en la misma proporción.

ü Dos o más tipos de átomos pueden unirse en distintas proporciones para dar lugar a diferentes moléculas y, por tanto, a compuestos distintos.

ü En las reacciones químicas no se crean ni se destruyen átomos; lo que ocurre es que los átomos existentes se reorganizan, rompiéndose unas uniones y formándose otras nuevas.

Conviene tener en cuenta que los enunciados anteriores fueron elaborados a comienzos del siglo XIX y que después fueron sufriendo modificaciones sustanciales, de forma que, en la actualidad, algunos de ellos no se aceptan tal y como fueron formulados. Así, por ejemplo, sabemos que los átomos se pueden romper y que se pueden transformar unos en otros (nunca en las reacciones quí-micas pero sí en reacciones nucleares); que hay moléculas formadas por átomos iguales (H2, N2, O2, O3, F2, Cl2, Br2, I2, etc.) y que, por tanto, existen sustancias simples cuyas partículas son moléculas, etc. De esta forma, la teoría atómica de Dalton fue sufriendo una serie de cambios que permitieron el desarrollo de la teoría atómico-molecular de la materia. Así pues, una sustancia simple es aquella que está formada por una sola clase de átomos (inde-pendientemente de que las partículas o unidades que la caracterizan sean monoatómicas o no). En cambio, una sustancia compuesta sería aquella en la que la unidad que la caracteriza (parte más pequeña de esa sustancia) está formada, al menos, por dos clases de átomos. A.26. Los siguientes esquemas representan muestras de diferentes sustancias en estado gaseoso. Indicad en cada caso si se trata de una sustancia simple, un compuesto o una mezcla y explicad la respuesta: Las sustancias representadas en los esquemas anteriores son las siguientes: helio (He), agua (H2O), hidrógeno (H2), dióxido de carbono (CO2), amoniaco (NH3), monóxido de carbono (CO) y oxígeno (O2). Identificad cuál es cada una. 3.2. ¿Cómo explicar las reacciones químicas? A.27. Proponed una explicación sobre cómo puede ocurrir una reacción química, es decir, cómo pueden desaparecer unas sustancias y formarse otras que no estaban inicialmente. Concretad para el caso en que las sustancias simples hidrógeno y cloro (en fase gaseosa) reaccionan quí-micamente, desapareciendo (en parte) y formándose una sustancia nueva (que es un compuesto). La teoría atómico-molecular explica la existencia de propiedades comunes de todos los materiales (masa, volumen, peso, etc.), el comportamiento físico de los gases y la diversidad de sustancias. Además, como vamos a ver ahora, permite una fácil interpretación de las reacciones químicas. Éstas, en una primera aproximación, pueden considerarse como un proceso de choques entre par-tículas, en el que moléculas de las sustancias iniciales (reactivos) desaparecen debido a su ruptura

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(si tienen varios átomos) y en el que se forman nuevas moléculas (lo que implica nuevas sustan-cias) mediante la unión de los mismos átomos pero de forma distinta. Así, la reacción entre hidrógeno y cloro gaseosos será: O bien, mediante símbolos: H2 + Cl2 → 2 HCl Este modelo de reacción química como reordenación de átomos no sólo explica que desaparezcan unas sustancias (reaccionantes) y aparezcan otras nuevas (productos) con propiedades muy distintas, sino el que en algunos casos sea posible recuperar las sustancias iniciales (que habían desaparecido) a partir de los productos. Esto es posible, porque, según el modelo, los átomos iniciales se encuentran formando parte de las moléculas de los productos, y, por tanto, es posible que, en determinadas condiciones, dichas moléculas se rompan y los átomos se vuelvan a unir formando moléculas idénticas a las iniciales. La validez de este modelo de reacción química puede ser contrastada, además por las predicciones macroscópicas (medibles directamente en el laboratorio) que se deducen de él, que coinciden, como veremos, con distintas leyes empíricas que se habían obtenido sin formular hipótesis alguna sobre la constitución submicroscópica de las sustancias y que aparentemente no guardaban relación entre sí (ley de conservación de la masa y ley de las proporciones constantes). 3.3. Los cambios materiales en los procesos químicos: Ley de la conservación de la masa y ley de las proporciones constantes Una transformación química supone, según la teoría atómico-molecular, una reordenación de átomos. Así, por ejemplo, el cloro puede reaccionar con el hidrógeno y dar una nueva sustancia, de propiedades muy diferentes al cloro o al hidrógeno, denominada cloruro de hidrógeno. Sin embargo, hay algo que debe permanecer: en cualquier transformación química que se realice en un recinto cerrado: los átomos presentes seguirán siendo los mismos aunque agrupados de forma diferente. A.28. De acuerdo con la información contenida en el párrafo anterior, sugerid alguna consecuencia respecto a las masas de las sustancias que intervienen en una reacción química. Puesto que los átomos y moléculas tienen masa, si la reacción química se produce de manera que pueda considerarse un sistema cerrado (un sistema en el que no entra ni sale sustancia alguna desde o hacia el exterior), la masa total, en cualquier momento de la reacción, será la suma de las masas de los átomos y, por tanto, como sólo suceden reordenaciones de los mismos, debe permanecer constante. Esta consecuencia, que había sido formulada de una manera empírica unos años antes de la teoría atómica de Dalton, recibe el nombre de “Principio de conservación de la masa” : La masa total de las sustancias que intervienen en una reacción química que se produce en un recipiente cerrado, es constante en cualquier momento del proceso.

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A.29. Las siguientes reacciones químicas parecen contradecir el principio de conservación de la masa: a) Cuando se oxida un trozo de hierro pesa más después de oxidarse que antes. b) Al añadir una pastilla efervescente a un vaso con agua, el peso total va disminuyendo. c) Al quemar un tronco de madera, la ceniza pesa menos que el tronco original. ¿Se trata de excepciones a dicho principio? Sugerid posibles explicaciones, así como la forma de comprobar alguna. No se trata de excepciones porque en ninguno de los casos el sistema se encuentra cerrado. El clavo se oxida porque el hierro se combina con el oxígeno del aire, por tanto, debe pesar más porque al final tendrá más masa (la de todo el oxígeno que se combinó con el hierro). La pastilla efervescente, se disuelve al entrar en contacto con el agua y desprende un gas (dióxido de carbono). Ese gas, tiene masa y, por lo tanto pesa, por lo que al escaparse al ambiente ocurrirá que el peso del vaso de agua con la pastilla disuelta será menor que el del vaso de agua y la pastilla entera. Análogamente sucede al quemar una madera, ya que entonces se desprenden gases, vapor de agua y humo, por lo que las cenizas pesarán menos que la madera original. Podemos comprobar la conservación de la masa, por ejemplo en el segundo caso de los que hemos analizado, si tenemos la precaución de cerrar herméticamente el matraz donde echamos una pastilla efervescente (o mejor sólo un trozo de ella, para evitar que salte el tapón) al agua. Si realizamos la experiencia (apretando el tapón lo suficiente como para que no salte al aumentar la presión por el gas desprendido) veremos que el peso del matraz con el agua y la pastilla es el mismo a lo largo de todo el proceso, porque evitamos que se escape el gas. Al estudiar las transformaciones químicas los científicos se dieron cuenta de otro hecho de especial importancia. Este consiste en que: “Siempre que se combinan dos sustancias, reaccionando para dar otra sustancia nueva determinada, las masas que reaccionan se encuentran en la misma proporción. Y análogamente sucede al descomponer un compuesto”. El resultado anterior se conoce como: Ley de las proporciones constantes y fue enunciado por primera vez a principios del siglo XIX, por el químico francés Proust. Vale la pena detenerse un poco en intentar clarificar esta ley. Lo que nos dice es que, por ejemplo, cuando reaccionan el hidrógeno con el cloro para dar cloruro de hidrógeno HCl no lo pueden hacer en cantidades cualesquiera, sino que siempre lo hacen en la misma proporción (en este caso, 1 g de hidrógeno por cada 35’5 g de cloro). Eso significa que, si mezclamos, por ejemplo, 2 g de hidrógeno con 98 g de cloro y los hacemos reaccionar, no vamos a poder obtener 100 g de HCl, sino tan solo 73 g de HCl (como máximo) y sobrarán 27 g de cloro que no se podrán combinar. Fijémonos que esta ley es, en realidad, una consecuencia de la estructura atómica de la materia: Cada átomo de hidrógeno sólo puede unirse a uno de cloro para dar una molécula de HCl, de modo que, una vez que se hayan combinado todos los átomos de hidrógeno existentes en esos 2 gramos iniciales, de nada nos servirá tener más cloro si ya no hay más átomos de hidrógeno con los que combinarse.

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Si suponemos que partimos de hidrógeno y cloro en fase gaseosa y monoatómicos y que el cloruro de hidrógeno es HCl, el proceso podría representarse esquemáticamente como: En cada uno de los rectángulos anteriores, las esferas oscuras corresponden a átomos de cloro y las blancas a átomos de hidrógeno. Como la molécula de cloruro de hidrógeno, HCl, está formada sólo por hidrógeno y cloro, la relación entre la masa de hidrógeno y la masa de cloro que reaccionan para dar el compuesto cloruro de hidrógeno, dependerá sólo de las masas de los átomos de hidrógeno y de cloro (que tienen un valor fijo cada una). Si admitimos, como hemos hecho en el dibujo anterior, que la "fórmula molecular" del cloruro de hidrógeno es HCl y sabemos experimentalmente que cada gramo de hidrógeno que reacciona lo hace siempre con 35’5 gramos de cloro, ¿qué consecuencias cabe esperar respecto a la relación existente entre las masas de un átomo de cloro y un átomo de hidrógeno? Como se combinan uno con uno, podemos afirmar que: “En 1 g de hidrógeno hay los mismos átomos que en 35’5 gramos de cloro” y, por tanto, que: “La masa de un átomo de cloro será 35’5 veces mayor que la de un solo átomo de hidrógeno”. 3.4. Masa atómica y masa molecular Fijémonos que la teoría atómica de Dalton no solo permitió explicar leyes básicas de la química, sino que también abrió la posibilidad de medir las masas relativas de los átomos. Se pudo establecer así una escala de masas atómicas relativas en la que se tomaba la masa del átomo de hidrógeno como unidad. En la tabla siguiente se indican las masas relativas de algunos átomos.

Elemento Hidrógeno (H) Oxígeno (O) Nitrógeno (N) Plata (Ag) Oro (Au) Uranio (U) Masa atómica relativa 1 16 14 107 198 238 De acuerdo con lo que acabamos de decir, que la masa atómica relativa del nitrógeno sea 14, significa que la masa de un átomo de nitrógeno es 14 veces mayor que la de un átomo de hidrógeno. A.30. Utilizad la tabla anterior para contestar la siguiente cuestión: Si tenemos 1 g de hidrógeno, ¿cuántos gramos de uranio se necesitarán para tener el mismo número de átomos de uranio que de hidrógeno?

+ +

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A.31. ¿Cómo podríamos calcular la masa relativa de una molécula? Con los datos de la tabla anterior calculad la masa molecular relativa de las siguientes sustancias: hidrógeno (H2); oxígeno (O2); ozono (O3); nitrógeno (N2); agua (H2O); amoniaco (NH3). A.32. ¿Qué significa que la masa molecular relativa del agua es 18? a) Que una molécula de agua tiene una masa de 18 g b) Qué la masa de una molécula de agua es 18 veces mayor que la de un átomo de hidrógeno c) Que en 1 g de agua hay 18 moléculas A.33. ¿Cuántas veces es mayor la masa de una molécula de amoniaco (NH3) que la de una molécula de hidrógeno(H2)? A.34. ¿Cuántos gramos de oxígeno, como máximo, se podrán obtener al descomponer totalmente 18 g de agua? ¿cuántos de hidrógeno? Cada átomo de oxígeno tiene una masa 16 veces mayor que 1 átomo de hidrógeno y, por tanto, 8 veces mayor que 2 átomos de hidrógeno. Como el agua es H2O, la masa correspondiente al oxígeno será 8 veces mayor que la que aporte todo el hidrógeno, así que, de los 18 g de agua, 2 g tendrán que ser de hidrógeno y los otros 16 de oxígeno (16 = 8· 2). 4. UN ÉXITO DE LA TEORÍA ATÓMICO-MOLECULAR: EL SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS A lo largo del siglo XIX se descubrieron nuevos elementos químicos. Por otra parte se fueron conociendo de forma más precisa las propiedades de muchos elementos y pronto se observó que existían elementos con propiedades químicas bastante parecidas. Ello permitió agrupar a los ele-mentos químicos en familias. La mayor aportación en este sentido la realizó el científico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834-1907). Su método para clasificar y disponer todos los ele-mentos químicos dio lugar al llamado “sistema periódico de los elementos”, uno de los instru-mentos más valiosos de la química. Mendeleiev ordenó los 63 elementos químicos entonces conocidos situándolos en fila según el orden creciente de su masa atómica y cuando llegaba a un elemento que tenía propiedades análo-gas a otro ya situado, iniciaba una nueva fila colocándolo debajo. De este modo los elementos quedaban organizados en forma de tabla en la que, los que se hallaban en una misma columna, tenían propiedades análogas y constituían un grupo o familia. A cada fila se la denominó perio-do. Al ordenar los 63 elementos químicos entonces conocidos según este criterio, Mendeleiev se en-contró con algunos inconvenientes. Así, por ejemplo, se dio cuenta de que el titanio (Ti), que tie-ne propiedades parecidas al carbono y al silicio, ambos pertenecientes al grupo IV, caía en cam-bio en el grupo anterior y que esta misma situación se repetía con los elementos que seguían al Ti, cuyas propiedades cuadraban más con las del grupo siguiente que con las del grupo en que caían. Este mismo problema se le planteó posteriormente con otros elementos. Mendeleiev supuso, acertadamente, que el lugar donde había colocado el titanio correspondía a un elemento todavía por descubrir (que resultó ser el escandio, Sc) de masa atómica intermedia entre el calcio y el titanio y análogamente sucedía con otros casos similares. Además, estudiando

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las propiedades de los elementos que había alrededor de los huecos, pudo hacer acertadas hipóte-sis sobre las propiedades y características de los elementos que todavía no se habían descubierto. En la actualidad se conocen más de un centenar de elementos químicos distintos (ved sistema periódico al final del tema). Como puede verse, los elementos de propiedades parecidas se hallan agrupados en columnas o familias. Conviene recordar especialmente las familias de los elementos más representativos (las más largas). Habitualmente, al conjunto de estas familias se le denomina sistema periódico corto, y es el que más utilizaremos en este curso.

SISTEMA PERIÓDICO CORTO

1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª

H (hidrógeno)

He (Helio)

Li (Litio)

Be (Berilio)

B (Boro)

C (Carbono)

N (Nitrógeno)

O (Oxígeno)

F (Flúor)

Ne (Neón)

Na (Sodio)

Mg (Magnesio)

Al (Aluminio)

Si (Silicio)

P (Fósforo)

S (Azufre)

Cl (Cloro)

Ar (Argón)

K (Potasio)

Ca (Calcio)

Ge (Germanio)

As (Arsénico)

Se (Selenio)

Br (Bromo)

Kr (Kriptón)

Rb (Rubidio)

Sr (Estroncio)

Sn (Estaño)

Sb (Antimonio)

Te (Teluro)

I (Yodo)

Xe (Xenón)

Cs (Cesio)

Ba (Bario)

Pb (Plomo)

Bi (Bismuto)

Rn (Radón)

Naturalmente, una pregunta que se plantea inmediatamente es a qué se debe que los elementos químicos de una misma familia tengan propiedades parecidas. Si los átomos fueran realmente partículas elementales, indivisibles e inmutables, sería un hecho de difícil explicación. Por el contrario, las agrupaciones de los elementos en familias hace pensar en átomos con una cierta estructura interna y que dicha estructura interna debe ser similar entre los elementos de una misma familia (y diferente a los de otras familias). 5. SEPARACIÓN DE LAS SUSTANCIAS COMPONENTES DE UNA MEZCLA Como ya hemos indicado, la mayoría de las sustancias químicas no se encuentran en la naturaleza aisladas sino acompañadas (en mayor o menor proporción) de otras formando mezclas. Por otra parte, cuando se obtiene una sustancia determinada en un laboratorio o mediante procesos indus-triales es frecuente que intervengan o se formen también otras sustancias no deseadas. Por ello, uno de los problemas principales que se plantea la química es cómo proceder a la separación y la purificación de los productos que, por una u otra razón, queremos obtener. Las técnicas de separación se basan, como es lógico, en que a sustancias distintas también corres-ponden propiedades distintas. Se trata, por tanto, de aprovechar esa diferencia de propiedades para conseguir separarlas. A continuación, para acabar el tema, veremos algunos ejemplos.

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Salinas de Yaiza

5.1. Separación de los componentes de una mezcla heterogénea Sabemos que una mezcla heterogénea es un sistema en el que distintas partes del mismo tienen diferente composición y, por tanto, distintas propiedades. Los componentes de un sistema hetero-géneo se pueden distinguir a simple vista o bien con ayuda de una lupa o un microscopio. A.36. Sugerid algún procedimiento para separar una mezcla de azufre en polvo (amarillo) y de hierro en polvo (negro). Luego, si es posible, llevadlo a cabo. Se trata de dos sustancias sólidas que pueden separarse fácilmente aprovechando la propiedad del hierro de ser atraído por un imán (propiedad que no presenta el azufre). No obstante, si coloca-mos un poco de la mezcla en una cápsula de porcelana y calentamos lo suficiente podremos com-probar que se forma un compuesto (sulfuro de hierro) y que en él ya no se detectan las propieda-des del azufre ni del hierro (las cuales conservaban cuando se hallaban simplemente mezclados). Así, el compuesto no es atraído por el imán. A.37. Nos presentan una mezcla de polvo de arcilla seca y de sal común (cloruro de sodio). Su-gerid un procedimiento para separar la mayor cantidad posible de cloruro de sodio. Sabemos que la sal común se disuelve perfectamente en agua. Por tanto podemos pensar en dis-poner la mezcla dentro de un vaso adecuado y añadir agua suficiente removiendo continuamente con una varilla de vidrio hasta que toda la sal se haya disuelto. La arcilla, sin embargo, queda en suspensión dando un aspecto turbio a la disolución salina. Si mirásemos con un microscopio no podríamos ver las partículas de sal pero sí apreciaríamos las de arcilla. La mezcla de arcilla y agua se denomina suspensión. Si la dejásemos reposar un tiempo suficiente toda la arcilla acaba-ría depositándose en el fondo del vaso y por encima quedaría la disolución de sal en agua.

suspensióndisolución desal en aguaarcilla

Si una suspensión se deja en reposo, la sustancia en suspensión acaba depositándose en el fondo del recipiente en más o menos tiempo (dependiendo del tamaño de las partículas). No obstante, si no queremos esperar, basta con filtrar la mezcla, ya que las partículas de arcilla son demasiado grandes como para atravesar los poros del papel de filtro. Para ello podemos pre-parar el papel de filtro y colocarlo en un embudo tal y como se indica en la figura siguiente.

Un método para obtener sal marina es disponer agua de mar en grandes extensiones de poca pro-fundidad (salinas) y dejar evaporar. El agua pura se va a la atmósfera y luego se recoge la sal quequeda depositada. En la foto adjunta, podemos ver las salinas de Yaiza en Lanzarote (Canarias).

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papel de filtro

embudo con papel de filtro

arcilla, sal y agua

disolución desal en agua

sal

Añadiendo poco a poco la mezcla, en el embudo queda la arcilla (y algo de cloruro de sodio en el agua) y en el vaso de abajo recogemos la mayor parte de la disolución acuosa de cloruro de sodio. Luego basta con evaporar el agua y recoger la sal que quede en el vaso. Si se quiere obtener más sal podemos añadir más agua destilada a la arcilla mojada del embudo y repetir la operación. En la experiencia anterior ha sido sencilla la separación porque en una suspensión las partículas tienen un tamaño demasiado grande para atravesar los poros del papel de filtro. Sin embargo, entre una suspensión y una verdadera disolución puede haber otros casos intermedios en los que las partículas de la fase dispersa tienen un tamaño mediano. En esos casos sí pueden atravesar el papel de filtro y no sedimentan (o lo hacen al cabo de mucho tiempo). Se trata de dispersiones coloidales. Éstas, a simple vista, tienen el aspecto de mezclas homogéneas, pero con una lupa (en unos casos) y con un microscopio convencional (en otros) es posible ver que no se trata realmente de una disolución. La mayoría de líquidos orgánicos (como por ejemplo la sangre) son dispersiones coloidales. Otros ejemplos son la mayonesa, clara de huevo, gelatinas, pinturas, leche, etc. Existen distintos tipos de dispersiones, según sea la fase dispersa y el medio en el que se halla. Cuando la fase dis-persa es un sólido o un líquido y el medio es un gas (humo, niebla, etc.) se habla de aerosoles. Cuando tanto la fase dispersa como el medio son líquidos que no se pueden mezclar (inmiscibles) se denomina emulsión. Existen sustancias que facilitan la formación de emulsiones (se llaman emulsionantes); este sería el caso de la yema de huevo en la mayonesa y de la caseína en la leche. En el caso de la leche, la fase dispersa está formada fundamentalmente por proteínas (sobre todo caseína), hidratos de carbono (principalmente lactosa), sustancias grasas, sales minerales y vita-minas, en distintos estados de dispersión. Las moléculas de proteínas recubren a otras partículas de la fase dispersa e impiden que se junten y precipiten. Sin embargo esas mismas proteínas en medio ácido precipitan (se dice que se coagula la caseína). A.38. Sugerid un procedimiento para separar la caseína de la leche y, si es posible, hacedlo. Un procedimiento casero muy sencillo consiste en poner la leche a calentar. Un poco antes de llegar al punto de ebullición se añade zumo de limón (medio ácido) poco a poco y se remueve hasta que se “corte” la leche. Se forma así un precipitado (grumoso) que contiene proteínas (sobre todo caseína), grasas, sales minerales y vitaminas liposolubles. Se puede filtrar y consumir como queso fresco (añadiéndole un poco de azúcar tiene un sabor estupendo). Lo que queda es el suero de leche que se emplea como alimento para animales y también para fabricar el requesón.

72

5.2. Separación de los componentes de una mezcla homogénea Sabemos que una mezcla homogénea es un sistema constituido por dos o más sustancias tal que si tomamos una muestra cualquiera de dicho sistema, su composición y propiedades son la mis-mas independientemente de su tamaño y de la zona del sistema de donde se escoja. Los compo-nentes de una mezcla homogénea no se pueden distinguir ni siquiera con la ayuda de un micros-copio convencional. Las disoluciones son mezclas homogéneas. Recordemos que la sustancia que se encuentra en mayor proporción se denomina disolvente y la otra, soluto. Como ya hemos visto anteriormente, existen distintos tipos de disoluciones según el estado del soluto y disolvente. Así, podemos tener disoluciones de gases en gases, de sólidos en líquido, de gases en líquido, de uno o más líquidos en otro líquido, etc. En todos los casos, realizar la separa-ción de las distintas sustancias que conforman la mezcla será más difícil que en el caso de las mezclas heterogéneas, por lo que tendremos que recurrir a otros métodos, que serán diferentes según el estado físico de los componentes. a) Destilación del vino. El vino es una mezcla homogénea bastante compleja. Además de alcohol etílico y agua contiene muchas otras sustancias como ésteres, taninos y sales minerales. El alcohol etílico o etanol hierve a 78ºC, mientras que el agua lo hace a 100 ºC (ambos a la presión atmosférica). Proponed un posible método para separar el alcohol etílico contenido en un vino tinto. Basándonos en que el alcohol hierve antes que el agua podemos proceder a la destilación del vino en un aparato de destilación.

termómetro

entra

da d

e agu

a

En el montaje para la destilación del vino conviene tener en cuenta que: ü El agua para la refrigeración debe entrar por la parte de abajo (así se mantiene siempre la

cámara llena de agua fría) y circular en sentido contrario al vapor. ü El bulbo del termómetro ha de estar justo por debajo de la embocadura lateral del matraz

de destilación, para que la temperatura leída corresponda realmente a la del vapor.

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ü Si añadimos unos trocitos de porcelana porosa al vino contenido en el matraz se facilita la ebullición homogénea del mismo.

ü El calentamiento del matraz de destilación se ha de realizar de forma suave tratando de que destile aproximadamente una o dos gotas cada segundo.

La temperatura de los vapores que se desprenden de la ebullición del vino se controla mediante el termómetro. El vino hierve a una temperatura menor de 100 ºC (su valor concreto depende de la proporción de alcohol). El etanol es más volátil que el agua pero en su vaporización arrastra parte de agua por lo que, en el destilado (si se realiza suavemente), se obtiene etanol mezclado con una pequeña cantidad de agua. De hecho, si recogemos unas gotas de ese destilado y las ponemos en un vidrio de reloj, acercando una llama podemos conseguir que se encienda (lo que indica una buena presencia de etanol). Una forma de enriquecer la mezcla obtenida en etanol es volver a destilar el líquido re-cogido en el colector las veces necesarias hasta obtener la riqueza en etanol que se desea. b) Cristalización. El tipo de disolución más corriente es la de un sólido en un líquido. La crista-lización es un método de separación que nos permite obtener un sólido (soluto) que está disuelto en un disolvente líquido. El proceso se basa en que, al ir evaporando el disolvente por calenta-miento, la disolución se hace cada vez más concentrada hasta que llega un momento en que se alcanza el punto de saturación. Si en ese instante dejamos de calentar, la disolución se enfría y, dado que la solubilidad disminuye (en general) con la temperatura, comenzará a separarse soluto del disolvente en forma de pequeños cristales sólidos que se van depositando. En el caso de que existan distintos solutos disueltos (con solubilidades sensiblemente diferentes) cristalizarán pri-mero los menos solubles, por lo que podremos realizar una separación selectiva de éstos. Una gran parte de sustancias inorgánicas que se preparan en la industria química se obtienen mediante cristalización en disoluciones concentradas de las mismas. A continuación se describe un método sencillo para obtener cristales gigantes (extraído del Nue-vo Manual de la UNESCO para la enseñanza de las ciencias): 1. Disolved completamente 50 g de sulfato de cobre II (CuSO4) en 100 cm3 de agua muy caliente y, si la disolución contuviese impurezas, filtradla. 2. Verted la disolución en un cristalizador (en su defecto vale un simple plato hondo de cocina) y dejadlo en reposo en un lugar donde no se produzca ningún movimiento ni vibraciones. 3. Volved a las dos horas y veréis que se han formado unos pequeños cristalitos en el fondo del recipiente. Escoged uno de ellos (que sea de los más gruesos) y atadlo a una barrita (vale un lápiz o una regla) mediante un hilo de seda muy fino y limpio. 4. Preparad otra disolución con 150 cm3 de agua muy caliente y 75 g de CuSO4. Filtradla para eliminar las impurezas y vertedla finalmente en un vaso bien limpio, colocándolo en un lugar estable, sin vibraciones. 5. Un cuarto de hora después, introducid con suavidad en la disolución anterior el cristalito sujeto a la barrita y lo dejáis estar. 6. Al día siguiente veréis que el cristalito se ha hecho más grande. Se trata entonces de repetir el proceso colocando ese cristal dentro de otro recipiente en el que habréis colocado más disolución de CuSO4 siempre con la misma concentración que la del punto 4 anterior y así sucesivamente,

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hasta que obtengáis un cristal del tamaño que os guste (atención, cada vez harán falta vasos más grandes y más disolución). En la experiencia propuesta conviene tener en cuenta que el sulfato de cobre se disuelve bien re-moviendo en agua caliente (y mal en agua fría) de forma que, cuando la disolución se enfría, po-see más soluto del que puede disolverse a esa temperatura y el exceso cristaliza. RECAPITULACIÓN El problema que iniciaba este capítulo era, una vez admitido que toda la materia está hecha de partículas extraordinariamente pequeñas, ¿cómo son dichas partículas? El estudio de las propiedades de las mezclas, sustancias simples, sustancias compuestas, las diso-luciones y los gases, permitió a Dalton elaborar su teoría atómica, según la cual, toda la materia ordinaria estaba formada, en última instancia, por átomos o partículas elementales sumamente pequeñas e inmutables. La teoría atómica y molecular de la materia, permite una primera aproximación a cómo ocurren las reacciones químicas y también explica la existencia de sustancias simples y compuestas. Así mismo, permite comprender algunas leyes básicas, como la conservación de la masa en las trans-formaciones químicas. Finalmente, hemos visto que también era posible averiguar la masa atómica relativa de los áto-mos y cómo se puede explicar la existencia de millones de sustancias químicas diferentes me-diante la combinación de poco más de un centenar de átomos distintos (representados en el siste-ma periódico de los elementos). En el próximo capítulo nos plantearemos si los átomos son realmente partículas elementales, co-mo pensaba Dalton, o si, por el contrario, tienen alguna estructura interna que permita dar cuenta de toda una serie de interrogantes tales como, por ejemplo, la forma en que se enlazan unos con otros para dar lugar a distintas sustancias.

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P Grupo

1A 1

Gases Nobles

18 (0)

1

1 1’0

H Hidrógeno

IIA 2

IIIA 13

IVA 14

VA 15

VIA 16

VIIA

17

1 4’0

He Helio

2

3 6’9

Li Litio

4 9’0

Be Berilio

5 10’8

B Boro

6 12’0

C Carbono

7 14’0

N Nitrógeno

8 16’0

O Oxígeno

9 19’0

F Flúor

10 20’1

Ne Neón

3

11 22’9

Na Sodio

12 24’3

Mg Magnesio

IIIB

3

IVB

4

VB 5

VIB

6

VIIB

7

8

VIII

9

10

IB 11

IIB 12

13 27

Al Aluminio

14 28’0

Si Silicio

15 31’0

P Fósforo

16 32’0

S Azufre

17 35’5

Cl Cloro

18 39’9

Ar Argón

4

19 39’1

K Potasio

20 40’0

Ca Calcio

21 44’9

Sc Escandio

22 47’9

Ti Titanio

23 50’0

V Vanadio

24 52’0

Cr Cromo

25 55’0

Mn Manganeso

26 55’8

Fe Hierro

27 58’9

Co Cobalto

28 58’7

Ni Níquel

29 63’5

Cu Cobre

30 65’4

Zn Cinc

31 69’7

Ga Galio

32 72’6

Ge Germanio

33 74’9

As Arsénico

34 78’9

Se Selenio

35 79’9

Br Bromo

36 83’8 Kr

Criptón 42 95’9 43 99’0 44 101’1 45 102’9 46 106’4 47 107’9 48 112’4 49 114’8 50 118’7 51 121’7 52 127’6 53 126’9 54 131’3

Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe 5

37 85’5

Rb Rubidio

38 87’6

Sr Estroncio

39 88’9

Y Itrio

40 91’2

Zr Circonio

41 92’9

Nb Niobio Molibdeno Tecnecio Rutenio Rodio Paladio Plata Cadmio Indio Estaño Antimonio Teluro Iodo Xenón

74 183’8 75 186’2 76 190’2 77 192’2 78 195’1 79 196’9 80 200’5 81 204’3 82 207’2 83 208’9 84 210’0 85 210’0 86 222’0

W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 6

55 132’9

Cs Cesio

56 137’3

Ba Bario

57 13 8’9

La Lantano

72 178’5

Hf Hafnio

73 180’9

Ta Tantalio Volframio Renio Osmio Iridio Platino Oro Mercurio Talio Plomo Bismuto Polonio Astato Radón

106 263 107 262 108 265 109 266 110 272 111 272 112 277 114 285 116 289 118 293

Sg Bh Hs Mt Uun Uuu Uub Uuq Uuh Uuo 7

87 223

Fr Francio

88 226

Ra Radio

89 227

Ac Actinio

104 261

Rf Rutherfordio

105 262

Db Dubnio Seaborgio Bohrio Hesio Meitnerio Ununnilio Unununio Ununbio Ununoctio

58 140’1 59 140’9 60 144’2 61 147 62 150’3 63 151’9 64 157’2 65 158’9 66 162’5 67 164’9 68 167’3 69 168’9 70 173’0 71 174’9 Lantánidos 6 Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu

Cerio Praseodim Neodimio Prometio Samario Europìo Gadolinio Terbio Disprosio Holmio Erbio Tulio Iterbio Lutecio 90 232’0 91 231 92 238’0 93 237 94 242 95 243 96 247 97 247 98 251 99 254 100 253 101 256 102 254 103 257 Actínidos 7 Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

Torio Protactinio Uranio Neptunio Plutonio Americio Curio Berkelio Californio Einstenio Fermio Mendelev Nobelio Laurencio

SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS

7 14’0

N

Nitrógeno

Clave

Número atómico

Nombre

Masa atómica

Símbolo

Ununquadio Ununhexio

El color indica el estado en que se encuentra en condiciones ordinarias de presión y temperatura, o si se trata de un elemento obtenido artificialmente

Sólidos Gases Líquidos Artificiales

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4. TEORÍA ATÓMICA Y MOLECULAR. ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Dadas las sustancias siguientes: agua destilada, cobre, cloruro de sodio (sal común), oro, oxí-geno, azúcar, hidrógeno y amoniaco; clasificadlas en sustancias simples y compuestos químicos. ¿Qué diferencia hay entre una sustancia simple y un compuesto? 2. Clasificad las siguientes mezclas en homogéneas o heterogéneas: sal disuelta en agua, sal y arena, arena y virutas de hierro, vino, alcohol de farmacia, granito. ¿Cómo se puede distinguir una mezcla homogénea de una heterogénea? 3. Poned dos ejemplos de mezclas de distintos sólidos, dos de mezclas de sólidos y líquidos, dos de mezclas de líquidos, dos de mezclas de líquidos y gases y dos de mezclas de gases. A conti-nuación clasificadlas como homogéneas o heterogéneas. 4. Dad cuatro ejemplos de disoluciones e identificad en cada caso el soluto y el disolvente. 5. Determinad la concentración en g/l de una disolución obtenida al disolver 50 g de sal común en 250 ml de agua, sabiendo que el volumen total de la disolución es de 255 ml. Rdo. C = 196 g/l 6. Tenemos una disolución de nitrato de potasio en agua cuya concentración es 12 g/l. Se pide: a) ¿Qué cantidad de disolución debemos tomar para conseguir 39 g de nitrato de potasio? b) Si dejamos evaporar el disolvente de 50 ml de disolución, ¿cuánto soluto nos quedará? Rdo. a) 3'25 l de disolución, b) 0'6 g. 7. Calculad la concentración, expresada en % en masa, de una disolución preparada al disolver 30 g de azúcar en 130 g de agua. Rdo. C = 18'75 g de azúcar/100 g de disolución. 8. Calculad la masa de bicarbonato de sodio necesaria para preparar 350 g de una disolución acuosa al 20 % en masa. Rdo. 70 g. 9. Una botella de vino tiene un volumen de 450 ml y lleva la siguiente indicación: 12°. Explicad su significado y calculad el volumen de alcohol que contiene la botella. Rdo. 54 ml. 10. Calculad la concentración en volumen de una disolución formada por 18 ml de alcohol etíli-co en 60 ml de disolución. Rdo.30 ml de alcohol/100 ml de disolución. 11. Un alumno afirma que, si añades 200 g de sal común a 0’5 l de agua y luego remueves hasta que se disuelva totalmente, la concentración de la disolución resultante será de 400 g de sal por cada litro de disolución. Explicad en qué se equivoca. 12. Indicad métodos para separar los componentes de las siguientes mezclas heterogéneas: arena y virutas de hierro, harina y arroz, arena y agua, agua y aceite. 13. Explicad detalladamente como proceder en el laboratorio para separar una mezcla formada por arena de mar, limaduras de hierro y sal común (NaCl). Si es posible, realizad la experiencia.

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14. Indicad dos métodos para separar los componentes de una disolución explicando en qué con-siste cada uno de ellos. 15. Calculad la masa (en g) de hidrógeno (H2) que reacciona completamente con 64 g de oxígeno (O2) si se obtienen 72 g de agua (H2O). Rdo. 8 g de H2 16. ¿Qué significa que la masa atómica relativa del oxígeno es 16? 17. Calculad la masa molecular relativa del cloruro de hidrógeno (HC1), del ácido nítrico (HNO3) y del ácido sulfúrico (H2SO4).

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79

En el tema anterior hemos estudiado algunos hechos que condujeron a la elaboración y aceptación de la teoría atómico-molecular de las sustancias. Podría parecer que hemos alcanzado un límite constituido por algo más de un centenar de átomos diferentes (llamando elemento al conjunto de muchos átomos iguales) a partir de los cuales se formarían todas las sustancias existentes (simples y compuestas). A finales del siglo XIX se pensaba que los átomos no podían ser partículas indivisibles, sino que debían tener una estructura interna a partir de la cual fuera posible explicar algunos hechos poco claros. En efecto, la propia tabla periódica de Mendeleiev tomando como base la masa atómica suponía una gran ordenación de la química, pero también planteaba interrogantes que apuntaban a la existencia de una estructura interna de los propios átomos: q ¿A qué puede ser debido que los elementos cuyos átomos tienen masas atómicas muy diferentes

(como ocurre en cada columna del sistema periódico) tengan, en cambio, propiedades muy semejantes?

q ¿Cómo explicar que elementos como el flúor (F) y el sodio (Na) cuyos átomos tienen masas atómicas muy próximas tengan, en cambio, propiedades tan distintas?

Pero además del propio sistema periódico, había también una serie de hechos que hacían dudar de la idea de que los átomos fueran partículas elementales. Algunos de estos hechos fueron los siguientes: q Se sabía que friccionando dos sustancias neutras se pueden electrizar. Ahora bien, si los átomos

son los mismos antes y después de friccionar (según Dalton los átomos son indivisibles e inmutables) ¿cómo se produce la electrización?

q ¿Cómo se enlazan los átomos entre sí? q El descubrimiento de la radiactividad a finales del siglo XIX permitió constatar la existencia

de tres tipos de emisión radiactiva: α (alfa), formada por partículas con carga positiva; β (beta), formada por partículas con carga negativa; y radiación γ (gamma) sin carga eléctrica. Como este fenómeno afectaba a distintos elementos químicos y todos los elementos están formados por átomos, las citadas radiaciones deberían proceder del interior de los mismos.

Los hechos enumerados anteriormente (y otros que se verán en cursos posteriores) ponían en cuestión que el átomo pudiera consistir únicamente en una sola partícula elemental, es decir, sin una estructura interna; pero fue el descubrimiento de una partícula mucho más pequeña que el más pequeño de los átomos y con carga eléctrica, lo que condujo, como veremos, a la elaboración del primer modelo de átomo. 1. EL DESCUBRIMIENTO DEL ELECTRÓN El hecho de que los átomos se puedan unir unos con otros también resultaría muy difícil de explicar si éstos fuesen partículas elementales. ¿Por qué y cómo se unen los átomos de un modo determinado para formar moléculas?

5. PRIMERAS IDEAS SOBRE LA ESTRUCTURA DE LOS ÁTOMOS

¿Cómo son los átomos por dentro?

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Cabe pensar que tiene que haber algo que los mantenga unidos, quizá se trate de fuerzas de tipo eléctrico, en cuyo caso, las cargas eléctricas podrían formar parte de los átomos. En efecto, los primeros avances con base experimental sobre la estructura interna de los átomos provinieron de estudios relacionados con la naturaleza eléctrica de la materia. En concreto era importante averiguar algo sobre la naturaleza de la chispa que, en ocasiones, salta entre dos objetos cargados que se aproximan. ¿De qué está hecha? ¿Depende del tipo de material de los objetos? El mismo aire que hay entre los objetos podía influir o hacer más complejo dicho estudio, de modo que se trató de conseguir que la "chispa" saltara entre un objeto cargado negativamente y otro positivamente, ambos colocados dentro de un tubo de vidrio en el que había un solo tipo de gas (neón, helio, mercurio gaseoso, hidrógeno...), y en el que se podía conseguir presiones muy bajas, llegando al "alto vacío". Los "objetos" cargados positiva y negativamente son los extremos de cables conectados a los polos de una batería. Faraday, en sus estudios sobre la conducción eléctrica en líquidos, dio el nombre de electrodos a estos extremos, y, en particular, cátodo al conectado al polo negativo y ánodo al conectado al polo positivo. Cuando la presión es alrededor de unas centésimas de la presión atmosférica normal, no salta chispa alguna, sino que se produce una luminosidad dentro del tubo cuyo color depende del gas que haya en él (estos tubos son los antecedentes de los modernos tubos de neón y las lámparas fluorescentes: así el neón emite una luz de color naranja brillante, el helio produce un halo blanco rosado y el vapor de mercurio da una luz azul verdosa). Al disminuir la presión hasta una cienmilésima de la presión atmosférica desaparece la luz de color característico emitida por el gas y aparece una débil fluorescencia azulada o verde en la pared del tubo de vidrio frente al cátodo. Plucker y Hittorf, en 1869, introdujeron un objeto sólido dentro del tubo, observando que el objeto proyectaba una sombra como si la fluorescencia de las paredes fuera provocada por rayos procedentes en línea recta del cátodo, por ello estos rayos recibieron el nombre de rayos catódicos.

Pronto se pudo comprobar que los rayos catódicos eran desviados por un imán y que también se desviaban cuando se les hacia pasar entre dos placas metálicas cargadas eléctricamente con cargas de distinto signo. En este último caso, se desviaban hacia la placa positiva. Todas estas propiedades se daban, independientemente de cuál fuese el gas residual presente en el tubo o de que material estuviese hecho el cátodo. Fue el físico inglés Thomson, en 1897, quien demostró que todas las propiedades de los rayos catódicos se podían explicar si estuvieran formados por partículas cargadas negativamente, mucho más pequeñas que los átomos, sugiriendo que se trataba de partículas subatómicas presentes en los átomos de todos los elementos. Thomson determinó, además, la relación entre la carga y la masa de dichas partículas demostrando que era constante e independiente del metal de que estuviera hecho el cátodo. Estas partículas con carga negativa, que están dentro de todos los átomos, recibieron el

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nombre de electrones y su masa resultó ser casi dos mil veces más pequeña que la masa de un átomo de hidrógeno. El descubrimiento del electrón abrió paso a la investigación sobre la estructura interna del átomo, permitiendo formular problemas basados en su existencia, como: q Si la materia se presenta neutra, en los átomos además de electrones debe existir carga positiva,

pero ¿Cómo se encuentra ésta en el átomo? q ¿Por qué las partículas que se obtenían de los átomos eran siempre electrones y nunca partículas

con carga positiva? q Si los electrones tienen una masa tan pequeña, ¿dónde se encuentra la mayor parte de la masa

de los átomos? q ¿En qué se diferencian internamente los átomos de elementos distintos? Iniciaremos, a continuación, la solución a estos problemas, que entran de lleno en la Física y la Química del siglo XX. 2. LOS PRIMEROS MODELOS ATÓMICOS 2.1 El modelo atómico de Thomson Uno de los primeros intentos para establecer la estructura de los átomos se debe a Thomson, quien dos años después de haber mostrado la existencia del electrón, propuso un modelo acerca de la estructura interna del átomo. A.1. Concebid una posible estructura de los átomos teniendo en cuenta que: a) Los electrones están presentes en los átomos de todos los elementos. b) La masa y el tamaño de los electrones son muchísimo más pequeños que el del átomo más pequeño que existe (el de hidrógeno). c) Los átomos son eléctricamente neutros y es posible extraer fácilmente partículas con carga negativa (electrones) pero no con carga positiva. Los átomos son neutros y los electrones (muchísimo más pequeños) tienen carga eléctrica negativa, luego debía existir, en un átomo neutro, una carga positiva igual a la carga negativa total de todos los electrones que contuviese. Como no era posible extraer de los átomos partículas cargadas positivamente (y, en cambio, sí electrones), Thomson concibió la idea de un modelo atómico en el cual se representaba al átomo como un globo formado por una masa fluida con carga positiva donde se hallaban los electrones. (Algo que recuerda a una sandía con sus semillas). A.2. Dibujad, de acuerdo con las ideas de Thomson, el átomo de hidrógeno (que tiene un solo electrón). El caso más simple de átomo es el de hidrógeno, con un solo electrón. De acuerdo con el modelo de Thomson correspondería a una esfera positiva y, en medio de ella, ya que solamente en ese punto se anularían las fuerzas que la masa positivamente cargada ejercería sobre él, se encontraría el electrón en reposo.

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El modelo atómico de Thomson también explicaba la electrización positiva o negativa mediante la pérdida o ganancia de electrones. Así, por ejemplo, cuando a un átomo X se le extraía un electrón el átomo quedaba cargado eléctricamente con una carga positiva, es decir: X → X+ + e- . Análogamente, si lo que ocurría es que un átomo ganaba electrones, entonces quedaba cargado negativamente (X + e- → X-). A los átomos con carga positiva se les denominó cationes (porque son atraídos por el cátodo o polo negativo) y a los átomos con carga negativa aniones (porque son atraídos por el ánodo o polo positivo). En el caso de átomos con más de un electrón, éstos se dispondrían simétricamente alcanzándose un estado de equilibrio. A continuación hemos representado, muy esquemáticamente los átomos de algunos elementos según el modelo de Thomson. Como podéis ver los electrones se encuentran "embebidos" en una esfera uniforme cargada positivamente. La masa de los electrones es muy pequeña comparada con la del resto del átomo. 2.2 Intentos de contrastación del átomo de Thomson: El modelo nuclear de Rutherford El modelo atómico de “sandía" de Thomson necesitaba ser puesto a prueba para contrastar su validez. Pero es necesario tener presente que el diámetro estimado de un átomo de hidrógeno es del orden de 0’000 000 01cm = 10-8 cm (es decir, 100 millones de veces más pequeño que una longitud de 1cm) por lo que no resulta nada fácil detectar experimentalmente como están formados los átomos. Un camino posible sería "bombardear" los átomos con partículas más pequeñas que ellos, que puedan chocar y atravesarlos, de modo que de las desviaciones sufridas por los "proyectiles", pudiera extraerse información sobre la estructura interna de los átomos. Naturalmente, se ne-cesitaban proyectiles y blancos adecuados, de modo que los proyectiles atravesaran los átomos y pudieran ser detectados después. El descubrimiento realizado por Madame Curie de que algunos elementos como el radio (a los que se llamó radiactivos), emitían partículas cargadas positivamente (con una carga doble de la del electrón), de masa igual a cuatro veces la del átomo de hidrógeno, y a gran velocidad (unos 20.000 km/s), suministró la fuente de proyectiles ideales para bombardear los átomos de finísimas láminas metálicas (habitualmente de oro por ser un metal muy laminable). El físico neozelandés Rutherford (que fue discípulo de Thomson), en 1907 estaba dirigiendo uno de los laboratorios de investigación más importantes de la época en la universidad inglesa de Manchester. Rutherford había observado que, cuando un haz muy fino de partículas α atravesaba una delgada lámina de metal se ensanchaba o dispersaba (antes de entrar, el haz tenía forma de un cilindro muy fino; y al salir, forma de cono) como consecuencia de los choques con los átomos que constituían dicha lámina. Se trataba de un efecto de gran interés ya que de esa dispersión podía obtenerse información acerca de cómo estaba distribuida la masa dentro de los átomos.

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En la figura anterior, la sustancia radiactiva que emite partículas α se encuentra dentro de un recipiente (R) forrado con plomo y con una sola abertura por donde sale un fino haz de partículas α. Dichas partículas han de atravesar una fina lámina de oro (O). Existe también un microscopio (M) que puede girar alrededor de la lámina de oro. Acoplada a ese microscopio va una pantalla (P) de sulfuro de cinc, material que cuando incide sobre él una partícula α, emite un destello visible con el microscopio. Como el conjunto formado por el microscopio y la pantalla se puede mover alrededor de la lámina, podrá detectarse cualquier partícula α que salga desviada de la lámina. El experimento trataba de ver el ángulo θ de dispersión o desviación que podían sufrir las partículas α al atravesar la lámina de oro. A.3. Pensad qué resultados sería lógico obtener, si los átomos fueran como Thomson suponía Dado que los electrones se encuentran distribuidos uniforme-mente dentro de la masa fluida cargada positivamente, cabría esperar que la fuerza de atracción o repulsión eléctrica sobre las partículas α fuera muy pequeña. Además, como éstas partículas tenían gran masa y gran velocidad, y las desviaciones hacia un lado o hacia el otro eran igualmente posibles, al atravesar cada una de las 1000 capas de átomos de oro, los grandes ángulos de dispersión eran altamente improbables. A.4. Teniendo en cuenta que, en realidad, la mayor parte de las partículas α atraviesan la lamina sin desviarse, que sólo unas pocas sufren grandes desviaciones y más raramente alguna partícula α retrocede, realizad un dibujo representativo de cómo podría ser el átomo.

Si resulta que algunas partículas α sufren grandes desviaciones y, lo que es más sorprendente, a veces alguna sufre un retroceso, el átomo no podía ser como Thomson pensaba. En lugar de una masa uniforme positiva ocupando todo el volumen del átomo había que pensar que la mayor parte de la masa del átomo estaba concentrada en una zona minúscula en comparación con el volumen total del átomo y cargada positivamente. La idea anterior fue desarrollada por Rutherford, quien propuso un modelo de átomo casi vacío, con casi toda su masa situada en un minúsculo núcleo central y con carga positiva. Según Rutherford, aunque cualquier átomo es inmensamente pequeño, el núcleo del mismo lo sería mucho más todavía (hoy sabemos que el radio nuclear es, aproximadamente, unas 10.000 veces menor que el radio atómico). Esto quiere decir que si, por ejemplo, agrandásemos el núcleo de un átomo hasta que su radio fuese de 1 m, el radio total del átomo podría tener más de 10 km.

θ

Rutherford concibió un experimento que consistía en lanzar partículas α (de una masa casi ocho mil veces mayor que la del electrón, y una carga dos veces mayor, pero positiva) contra una delgadísima lámina de oro de 0'00004 cm de espesor (lo que suponía que la lámina tendría unas 1000 capas de átomos de oro) y en registrar la desviación que sufrían las partículas después de atravesar la lamina (ved figura adjunta).

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Los electrones se encontrarían, pues, ocupando un gran espacio vacío (enorme en comparación con el tamaño del núcleo y de los mismos electrones), atraídos por la carga positiva del núcleo y, como no caen hacia él, Rutherford los imaginó dando vueltas alrededor del núcleo, análogamente a como los planetas giran en torno al Sol (atraídos por fuerzas gravitatorias).

Por supuesto, en la realidad, las partículas α no tienen que "tocar" el núcleo para ser desviadas: sufren una fuerte repulsión eléctrica cuando se acercan a un núcleo, bastando para ello que esta distancia sea de unos cuantos radios nucleares. Algunos alumnos no comprenden que muchas partículas α puedan pasar entre centenares de núcleos de átomos de oro sin chocar contra ninguno. Si queremos entenderlo hay que tener en cuenta que una de esas partículas α sería comparable a una pelota de tenis moviéndose en línea recta a unos 20000 km/s a través una gran nube formada por centenares de balones de fútbol ... pero hay que tener en cuenta que la distancia más corta entre dos balones vecinos sería de más de 10 km, por lo que haría falta lanzar muchas pelotas para que algunas pasaran cerca o más raro aún, chocasen contra alguno de los balones. Pues, lo mismo, en proporción, se puede decir de las partículas α y los núcleos de oro de la lámina usada en la experiencia de Rutherford. Los trabajos del físico inglés Moseley a principios del siglo XX, condujeron a la hipótesis (y posterior confirmación), de la existencia de partículas con carga positiva del mismo valor que la del electrón (y masa aproximadamente igual a la del átomo de hidrógeno), en el núcleo de los átomos, a las que se dio el nombre de protones. Más aún, en todos los casos se encontró que el número de protones del núcleo de un átomo de un elemento (llamado número atómico y simbolizado por Z), coincidía con el número de la casilla que ocupaba en el Sistema Periódico (número que le correspondía por ordenación creciente de masas atómicas, es decir, de un modo empírico, sin ninguna justificación teórica). Era la primera vez que se establecía una conexión entre la estructura interna del átomo y las propiedades empíricas. Inmediatamente surgieron dos tipos de preguntas sobre el modelo nuclear de Rutherford: q ¿Cuál es la estructura del núcleo? ¿Cómo pueden permanecer en un espacio tan pequeño cargas

positivas siendo que las fuerzas de repulsión eléctrica entre ellas a tan corta distancia deben ser muy grandes?

q ¿Cómo se encuentran los electrones en el espacio restante del átomo (también llamado

corteza)? ¿Qué es lo que hace que los distintos elementos tengan distintas propiedades?

Como el átomo, según este modelo, está inmensamente va-cío, es lógico que la gran mayoría de las partículas α atrave-sara la lámina sin apenas desviarse (como son mucho más grandes que el electrón y se mueven a gran velocidad, los posibles choques con los electrones apenas las afectarían). Sólo cuando alguna partícula α pasara cerca de un núcleo sería desviada apreciablemente por éste (ya que la partícula y el núcleo tienen carga eléctrica del mismo signo).

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La contestación adecuada a estas preguntas se realizará en estudios superiores, aunque aquí ya podemos avanzar algo. Así, respecto a la primera, se pensó que deberían existir unas partículas sin carga eléctrica junto con los protones en el núcleo, a las que se llamó neutrones, y que protones y neutrones debían ejercerse fuerzas atractivas de una nueva naturaleza que, a distancias tan pequeñas como las nucleares, son superiores a las electrostáticas. A estas fuerzas se las denominó fuerzas nucleares y permitían explicar la estabilidad del núcleo de los átomos (a pesar de la repulsión eléctrica entre los protones). Hacia 1930, Chadwick, un antiguo colaborador de Rutherford, comprobó la existencia de los neutrones, partículas de masa parecida a los protones pero sin carga eléctrica y que se encuentran también en el núcleo de los átomos. Así pues en la corteza de un átomo se encuentran los electrones y en el núcleo los protones y neutrones. Al número de protones se le denomina número atómico "Z" (que, en un átomo neutro, coincidirá con el número de electrones de la corteza). A la suma del número de protones y neutrones que forman el núcleo atómico se le llama número másico "A". Es habitual representar un átomo cualquiera X, mediante la notación XA

Z , que tiene la información necesaria para conocer fácilmente el número de protones, electrones y neutrones. A.5. Indicad toda la información contenida en NOC 14

7168

126 ,,

La resolución de la cuestión lleva a indicar que, en el núcleo del átomo de carbono, hay 6 protones y 6 neutrones. Para que el átomo sea neutro debe haber también 6 electrones en la corteza. Análogamente se procedería con los otros dos. El número atómico es lo que caracteriza a todos los átomos de un mismo elemento. El número atómico va aumentando en una unidad al pasar de un elemento al siguiente en el sistema periódico (en realidad la ordenación de los elementos en el sistema periódico se basa en el orden creciente de los números atómicos). Según esto un elemento químico está formado por átomos con el mismo número atómico.

protón

neutrón

electrón

86

Otra cuestión es que, en ocasiones, átomos iguales se puedan unir entre sí de formas diferentes para dar lugar a distintas sustancias simples, con distintas propiedades. Este es el caso, por ejemplo, del diamante y el grafito que son dos sustancias simples formadas por el mismo elemento (carbono). Todos los átomos de carbono (sean del grafito o del diamante) se caracterizan por tener un núcleo con 6 protones. Análogamente puede ocurrir con otros elementos como, por ejemplo, el oxígeno: El ozono (O3) y el oxígeno diatómico (O2) son dos sustancias simples diferentes, formadas ambas por el mismo elemento químico (oxígeno). Todos los átomos de oxígeno (pertenezcan al ozono, al oxígeno diatómico o sean iones como O2- ) se caracterizan por tener 8 protones en el núcleo. 2.3. ¿Los átomos de un elemento tienen que ser todos idénticos o puede haber diferencias? Concepto de isótopo Si tomamos una muestra de un cierto elemento, todos los átomos presentes tienen el mismo nú-mero atómico, es decir, el mismo número de protones. Sin embargo, el número de neutrones (N) puede variar en algunos casos. Así, por ejemplo, existen átomos de oxígeno con 8 neutrones, otros con 9 y otros con 10 (aunque todos ellos tienen 8 protones). A aquellos átomos que, tenien-do el mismo número atómico tienen, sin embargo, distinto número de neutrones (y por tanto dis-tinto número másico), se les denominó isótopos, porque ocupaban el mismo lugar en el sistema periódico (del griego iso = mismo; topos = lugar). La existencia de isótopos se da entre muchos elementos químicos. Por ejemplo: en el carbono se ha podido detectar la existencia de los siguientes isótopos:

CCCCCC 166

156

146

136

126

116 ,,,,,

Naturalmente, en la naturaleza, no todos los isótopos se encuentran en la misma proporción. Por seguir con el mismo ejemplo, diremos que en el caso de una muestra de carbono, el 98'9 % de los átomos que la integran son C12 . Fijémonos que hemos escrito 12C sin especificar Z. Esta notación es también frecuente ya que el símbolo C ya nos está diciendo que se trata del carbono, en el cual siempre se cumple que Z = 6 (si no, no sería carbono). En el caso del hidrógeno existen tres isótopos. El más abundante es H1

1 y los otros dos son H21 y

H31 llamados, respectivamente, deuterio y tritio. Observemos que en los tres Z = 1 (lo que carac-teriza al elemento hidrógeno). A.6. Dad la composición nuclear del C14

6 Rdo. 6 protones y 8 neutrones El hecho de que muchos elementos químicos tengan distintos isótopos con una abundancia relativa que puede variar, hace que la masa atómica de un elemento (la que figura en el sistema periódico) no sea la de ninguno de sus isótopos en particular, sino el promedio de las de todos ellos. A continuación proponemos algunos ejercicios en los que se maneja este concepto. A.7. En el cobre existen dos isótopos, el 63

29 Cu, con una abundancia del 69,09% y el 6529 Cu, con una

abundancia del 30,91%. Calculad la masa atómica promedio del cobre.

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De acuerdo con los datos del problema, la masa atómica relativa del cobre estará comprendida entre 63 y 65 y más cerca de 63 (que es la masa atómica del isótopo más abundante). Si suponemos un total de 100 átomos de cobre, 69,09 serán de 63

29 Cu y 30,91 de 6529 Cu por lo que la

masa atómica relativa promedio correspondiente a dicho elemento:

Ar = 100

6591,306309,69 ⋅+⋅ = 63,62

A.8. La plata natural tiene una masa atómica de 107’88. Dicho elemento tiene dos isótopos. Uno de ellos, el Ag107

47 , se encuentra en la proporción del 56%. Hallad el número másico del otro. Rdo. 109 Todos los isótopos que tienen el mismo número atómico, tienen idéntico comportamiento químico. Por esta razón, se considera que forman un mismo elemento químico, cuya masa atómica es la masa atómica promedio de las de todos los isótopos que lo forman. 2.4. Crisis del modelo atómico de Rutherford El modelo nuclear del átomo fue elaborado por Rutherford a comienzos del siglo XX, pero pronto se vio que presentaba una serie de importantes limitaciones. En primer lugar, de acuerdo con la física clásica, toda carga eléctrica acelerada (que cambia la rapidez con que se mueve y/o la dirección de su movimiento) emite radiación electromagnética (la luz es un tipo de radiación electromagnética y también las ondas de TV y de radio o los rayos X). Dicha emisión de radiación lleva asociada una energía. Como el electrón, según el modelo atómico de Rutherford, gira alrededor del núcleo, estará acelerado (ya que cambia continuamente la dirección de su movimiento) y por tanto debería ir perdiendo energía al ir emitiendo radiación electromagnética, lo que haría que, inevitablemente, fuese aproximándose cada vez más al núcleo hasta caer sobre él, cosa que, en realidad, no sucede. El modelo no explicaba tampoco, cómo con sólo tres tipos distintos de partículas pueden existir un centenar de átomos (de elementos) con propiedades diferentes. Es decir, ¿qué es lo que hace que el helio (que tiene 2 protones y 2 neutrones en el núcleo y 2 electrones en la corteza) y el litio (que tiene 3 protones y 4 neutrones en el núcleo y 3 electrones en la corteza) tengan propiedades tan diferentes, y, en cambio, el litio y el potasio (este último tiene 19 protones y 20 neutrones en el núcleo y 19 electrones fuera de él) tengan propiedades muy semejantes? Estos ejemplos evidencian, que las diferentes propiedades de los átomos no son debidas, principalmente, al número de protones que tiene en el núcleo (o al de electrones presentes en la corteza), y apuntan a que, posiblemente, es la "organización" de los electrones en el átomo la fuente de las diferencias y las semejanzas de propiedades entre los distintos elementos. Si ello fuera así, la organización o estado de los electrones en los átomos correspondientes a los elementos de una misma columna o familia del sistema periódico debería ser muy similar. Las limitaciones anteriores obligaron a reconsiderar el modelo atómico de Rutherford, dando paso así a otro modelo atómico posterior (modelo de Bohr) a principios del siglo XX. No obstante el modelo de Bohr también se enfrentó a hechos que no podía explicar y, tras sufrir una serie de retoques y cambios para intentar mantenerlo, hubo de ser finalmente abandonado y sustituido por el modelo atómico actual (modelo cuántico). Todo ello se estudiará en cursos superiores.

88

Durante este curso nos limitaremos a ver, de forma elemental, cómo están distribuidos los electrones en el átomo. 3. ORGANIZACIÓN DE LOS ELECTRONES EN EL ÁTOMO Una forma de obtener información sobre cómo están organizados los electrones en el interior de un átomo, consiste en determinar la energía1 que se necesita para arrancar o extraer cada uno de los electrones de dicho átomo. A la energía necesaria para extraer el primer electrón se la denomina primera energía de ionización (1ª EI.), a la energía necesaria para extraer el segundo (después de haber arrancado el primero), segunda energía de ionización (2ª EI.)...etc. El conocimiento de las sucesivas energías de ionización de un átomo puede servir para contestar a las preguntas planteadas. Antes es necesario, no obstante, prever qué esperaríamos conseguir en una experiencia como ésta. A.9. ¿Cómo es de esperar que varíen las sucesivas energías de ionización de un átomo con varios electrones? Tratad de representar cualitativamente, en un gráfico las energías de ionización en función del número de orden del electrón que se extrae de un átomo. Al arrancar un electrón a un átomo X, el número de protones supera en uno al número de electrones, por lo que el átomo se queda cargado con una carga positiva (forma un ion, X+). En ello se habrá empleado una cierta cantidad de energía (primera energía de ionización). Si ahora intentamos arrancar un segundo electrón y obtener X2+, será necesario realizar más trabajo que para extraer el primero (segunda energía de ionización), porque ahora el electrón es atraído por una carga neta positiva mayor y así sucesivamente: cada vez será necesario transferir más energía al átomo para poder arrancar otro electrón. Así pues, cabe esperar que las sucesivas energías de ionización vayan aumentando según el número del electrón extraído. Si los electrones estuvieran distribuidos uniforme-mente en el interior del átomo, al representar los valores de las energías de ionización en función del número del electrón extraído, debería salir una línea recta como la de la figura adjunta. Sin embargo, como veremos a continuación, no es eso precisamente lo que se obtiene A.10. En la tabla adjunta se dan los valores de las energías de ionización sucesivas para el átomo de sodio. Analizad cómo van evolucionando dichos valores y, si es posible, construid el gráfico correspondiente comparándolo con el supuesto anteriormente. EI ( · 10-19 J) 8 75 115 158 222 276 333 423 480 2341 2648

Elec. extraído 1º 2º 3º 4º 5º 6º 7º 8º 9º 10º 11º

Al representar gráficamente los datos reales anteriores, podemos ver que el aumento de la energía de ionización no se produce como correspondería a una distribución uniforme de los electrones. Por el contrario, a la vista de la gráfica real podemos ver que los once electrones del átomo de sodio se

1 La unidad internacional para medir la energía es el Joule (Julio). Su símbolo es J. La energía mínima necesaria para elevar 1 m un objeto de 1 kg de masa es, aproximadamente, 10 J.

EI

N

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distribuyen en tres niveles de energías claramente distintos: mientras que el primer electrón es bastante fácil de arrancar (una energía de sólo 8· 10-19 J), los dos últimos son muy difíciles (hace falta una energía aproximadamente 300 veces mayor para arrancar uno de los dos electrones más profundos que para arrancar el más externo). La energía necesaria para arrancar los 8 electrones de en medio va aumentando paulatinamente, no hay saltos tan grandes como del 1º al 2º o del 9º al 10º. Podemos organizar así a los electrones de un átomo en niveles de energía claramente diferenciados. En el caso del sodio, el nivel más externo tiene 1 electrón, el anterior 8 y el último (más profundo), dos. Esto puede representarse esquemáticamente mediante la siguiente distribución electrónica:

nivel de energía 3

nivel de energía 2

nivel de energía 1

externo

medio

interno Para comprobar la intuición de que las propiedades están relacionadas con la estructura electrónica de los átomos, se requiere hacer lo mismo con varios elementos de una misma columna del sistema periódico para hallar su distribución electrónica. Para los 20 primeros ele-mentos del sistema periódico se encuentra que:

Número de electrones en cada nivel de energía principal Elemento Número total

de electrones nivel 1 nivel 2 nivel 3 nivel 4

H 1 1 He 2 2 Li 3 2 1 Be 4 2 2 B 5 2 3 C 6 2 4 N 7 2 5 O 8 2 6 F 9 2 7

Ne 10 2 8 Na 11 2 8 1 Mg 12 2 8 2 Al 13 2 8 3 Si 14 2 8 4 P 15 2 8 5 S 16 2 8 6 Cl 17 2 8 7 Ar 18 2 8 8 K 19 2 8 8 1 Ca 20 2 8 8 2

Como se aprecia en la tabla anterior, en el primer nivel (o nivel de energía más profundo) pueden encontrarse, como máximo, dos electrones y en el segundo nivel "caben" hasta un máximo de 8 electrones. En cursos superiores se justificará el número de electrones que en total puede haber en los restantes niveles de energía y cómo se distribuyen en cada uno de ellos.

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Teniendo a la vista la tabla anterior y un sistema periódico corto (ver página 69), resolved las siguientes actividades: A.11. Determinad la distribución electrónica de los elementos Li, Na y K ¿En qué reside la semejanza de los elementos del primer grupo del sistema periódico corto? Todos estos elementos, junto con los restantes, del primer grupo, se caracterizan por tener un solo electrón en el último nivel de energía. Los electrones del nivel de energía más externo se llaman “electrones de valencia”. Dichos electrones son los que intervienen en los cambios químicos ya que los electrones internos, y particularmente el núcleo, son prácticamente inaccesibles en dichos cambios. Al conjunto formado por el núcleo de un átomo y todos los electrones internos se le denomina “resto atómico” Los elementos del primer grupo del sistema periódico, tienen propiedades químicas parecidas porque todos ellos tienen la misma distribución electrónica en su último nivel de energía: un solo electrón de valencia. Cabe esperar que algo análogo ocurra con el resto de los grupos. A.12. ¿En qué residirá la semejanza de los elementos del segundo grupo del sistema periódico corto? Verificadlo estableciendo las distribuciones electrónicas del Be, Ca y Mg. A.13. Escribid la distribución electrónica de B y Al. Señalad la relación entre ambas. Análogamente para el caso del C y Si. A.14. Justificad la semejanza de propiedades químicas en los casos de N y P; O y S; F y Cl Siguiendo la tendencia, vemos que los elementos de los grupos quinto, sexto y séptimo del sistema periódico corto, se caracterizan por tener 5, 6 y 7 electrones de valencia respectivamente. A.15. Indicad cuál es la característica común, desde el punto de vista de la distribución electrónica, de los gases nobles He, Ne y Ar. Los gases nobles se caracterizan experimentalmente por su escasa reactividad química y por tener una energía de ionización muy elevada. Al mismo tiempo, en cuanto a su estructura electrónica, se caracterizan por tener 8 electrones en su último nivel de energía (excepto el helio que completa su último nivel de energía con 2 electrones). De aquí se deduce que la escasa reactividad química de los gases nobles se debe a su estructura electrónica y que dicha estructura confiere una estabilidad química especial. Este hecho tiene una gran importancia, como veremos, para comprender el enlace químico entre unos átomos y otros. Las actividades anteriores nos han permitido constatar que: ü El número de electrones que un átomo de un elemento tiene en el último nivel de energía

(electrones de valencia) coincide con el número de orden del grupo del sistema periódico corto en el que se encuentra dicho elemento.

ü Distribuciones electrónicas semejantes suponen propiedades químicas también

semejantes. Los elementos que forman un grupo determinado del sistema periódico tienen propiedades químicas parecidas porque también tienen una estructura electrónica parecida.

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RECAPITULACIÓN En este tema hemos podido ver que el átomo no es una partícula elemental sino que, por el contrario, los átomos tienen una estructura interna. Constan de un núcleo extraordinariamente pequeño formado por protones y neutrones y fuera de él se hallan los electrones en movimiento y organizados en distintos niveles de energía. El modelo de átomo ha ido cambiando a lo largo de la historia, mostrando una vez más que los conceptos científicos no son inmutables y que pueden evolucionar con el tiempo. Hemos podido apreciar también lo pequeño que es un átomo en comparación con los objetos habituales que manejamos (por ejemplo una moneda) y, en cambio, lo grande que es cuando lo comparamos con el tamaño del núcleo. En el tema anterior vimos que la ordenación periódica de los distintos elementos químicos según su masa atómica creciente, ponía de relieve la existencia de propiedades parecidas entre aquellos que se situaban dentro de un mismo grupo o familia. En este tema hemos visto que el principio ordenador único para todos los elementos del sistema periódico es el número atómico (número de protones del núcleo) y que las diferencias y semejanzas en las propiedades de los distintos elementos se deben a la existencia de diferencias y semejanzas en la forma en cómo están organizados los llamados electrones de valencia o electrones más externos. Hemos profundizado también en la idea de elemento químico definiéndolo como el conjunto de muchos átomos caracterizados todos ellos por tener el mismo número atómico. Así mismo, hemos visto cómo en algunos elementos pueden haber átomos que, teniendo el mismo número atómico, se diferencian en el número de neutrones, lo que llevó a introducir el concepto de isótopo. Finalmente, hemos analizado cómo se distribuyen los electrones en torno al núcleo, comprobando la existencia de diferentes niveles de energía y cómo los átomos de los elementos que conforman una misma columna del sistema periódico se caracterizan todos ellos por tener la misma distribución electrónica en el nivel de energía más externo, lo que justifica la existencia de propiedades similares entre dichos elementos. Quedan, no obstante, abiertas algunas preguntas de gran interés como, por ejemplo: ¿Cómo se unen los átomos entre sí? ¿Pueden hacerlo en cualquier proporción? ¿Cómo se producen los cambios de unas sustancias en otras? En los próximos capítulos trataremos de avanzar en la solución de estas preguntas.

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5. ESTRUCTURA DEL ÁTOMO. ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Indicad las diferencias principales entre el modelo atómico de Thomson y el de Rutherford. 2. Resumid el experimento que llevó a Rutherford a establecer un modelo nuclear para el átomo 3. ¿Qué partículas constituyentes del átomo aportan prácticamente la totalidad de su masa? 4. Si un átomo neutro tiene 15 protones y 16 neutrones. a) ¿Cuántos electrones tendrá? b) ¿Cuál será su número atómico? ¿Cuál su número másico? 5. ¿Qué es el número atómico de un elemento? Indicad las partículas constituyentes de los nú-cleos de los siguientes átomos:

SPNaF 3216

3115

2311

199

6. Completad la siguiente tabla:

elemento protones electrones neutrones Z A N 7 7 O 9 8 Cl 17 35

7. Indicad el número de protones, neutrones, electrones, el número atómico y el número másico en los siguientes casos: a) Un átomo de bromo (Z = 35, A = 79) que ha ganado un electrón. b) Un átomo de bario (Z = 56, A =137) c) Un átomo de hierro (Z = 26, A = 55) que ha perdido dos electrones 8. Un átomo tiene Z = 9 y otro Z = 10 ¿pueden ser isótopos? Justificad la respuesta. 9. ¿Pueden dos átomos tener el mismo número másico y no ser isótopos? Justificad la respuesta. 10. Explicad la diferencia entre número másico y masa atómica. 11. Escribid la distribución electrónica del 6C y 14Si. ¿A qué grupo o familia del sistema periódico pertenecen? Idem para el 7N y 15P. 12. Tres elementos tienen de número atómico 3, 11 y 19 respectivamente. Situadlos en la tabla periódica. 13. Indicad la distribución electrónica de los elementos cuyos números atómicos son: 15, 16, 17 y 18 respectivamente. ¿A qué grupo y periodo del sistema periódico pertenece cada uno de ellos? 14. Un átomo tiene número atómico 11 y posee, a su vez, 12 neutrones. ¿Cuántos protones y elec-trones tiene? ¿Cuál es su distribución electrónica? ¿Dónde está situado en el sistema periódico?

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A.1. Anteriormente hemos visto que la materia ordinaria está compuesta por algo más de un centenar de átomos distintos. Sin embargo, sabemos que en la naturaleza existen millones de sustancias químicas con propiedades diferentes. ¿Cómo es posible que con tan pocos átomos haya tantas sustancias? La explicación es que los átomos se pueden agrupar entre ellos de maneras muy diferentes y en distintas proporciones, lo que da lugar a un número enorme de combinaciones posibles. Así podemos encontrar: Moléculas discretas. Conjuntos iguales de átomos (unidos en todos ellos en la misma proporción) con la misma forma geométrica, formando grupos desde 2 hasta centenares de átomos, que forman las unidades características de la sustancia que se trate. Este es el caso, por ejemplo, del agua, amoniaco, oxígeno, butano, etc.

C H 4 10ButanoAguaAmoniacoOxígeno O2 NH3 H O2

Macromoléculas. Conjunto indefinido de átomos que se extiende en las tres direcciones del espacio formando una especie de molécula gigante. Este es el caso, por ejemplo, del diamante, formado por una macromolécula de átomos de carbono unidos entre sí (en el esquema siguiente sólo hemos dibujado un trozo de la macromolécula, donde las líneas rectas representan enlaces y las esferitas átomos de carbono).

6. EL ENLACE QUÍMICO

¿Cómo se unen los átomos entre sí?

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Agregados formados por iones con cargas de distinto signo. Conjunto indefinido de diferentes iones positivos (cationes) y negativos (aniones) que se unen entre sí (en las tres direcciones del espacio) en una proporción determinada, formando redes cristalinas. Por ejemplo, el cloruro de cesio (CsCl).

Agregados de iones positivos (cationes). Conjunto indefinido de iones positivos (cationes), unidos entre ellos en las tres direcciones del espacio. Los átomos de los metales se agrupan de esta forma dando lugar a lo que se denomina “redes metálicas”.

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

+

Las distintas formas de agruparse unos átomos con otros puede explicar que existan millones de sustancias químicas diferentes. Sin embargo, queda pendiente la cuestión de cómo se unen unos átomos con otros o unas moléculas con otras. El estudio de los diferentes tipos de unión (enlace químico) que se pueden dar entre los átomos (neutros o cargados eléctricamente) para formar las distintas sustancias existentes constituye uno de los capítulos más importantes de la Química. A.2. ¿Qué importancia puede tener, en principio, el estudio del enlace químico?

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El interés que tiene el estudio de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos, a las moléculas y a los iones, para formar agregados de cierta estabilidad se comprende si tenemos en cuenta que dicho estudio puede ayudarnos a interpretar muchas de las propiedades que presentan las sustancias, como: q ¿Por qué algunos compuestos (como ocurre con el agua) pueden pasar de líquido a vapor con

bastante facilidad y, en cambio, cuesta mucha más energía conseguir descomponerlos? q ¿Qué hace que una sustancia pueda disolverse en otra? ¿Por qué, por ejemplo, el cloruro de

sodio (sal común) se disuelve bien en agua y, en cambio, no se disuelve en otras sustancias como el benceno?

q ¿Por qué algunas sustancias, como el cloruro de sodio, en fase sólida no conducen bien la corriente eléctrica y en cambio sí que lo hacen sus disoluciones o simplemente, cuando se funden?

q ¿Por qué los átomos se unen en unas proporciones determinadas para dar distintas sustancias? Por ejemplo: ¿Por qué el cloruro de sodio es NaCl y no es Na2Cl?

Además, conviene tener en cuenta que el conocimiento de los diferentes tipos de enlace químico es esencial para poder fabricar nuevas sustancias, que no existen en la naturaleza, de propiedades que por alguna razón nos interesen (colas y pegamentos sintéticos, medicamentos, plásticos, cristal líquido...) y también para interpretar las variaciones de energía que acompañan a muchos procesos químicos (a veces muy intensas, como ocurre, por ejemplo, con los explosivos). Por otra parte, de dicho estudio se puede obtener información respecto a la forma real de las moléculas y, en general, de los distintos agregados que constituyen los compuestos químicos. En este tema estudiaremos cómo se forman y en qué consisten los tipos de enlace más importantes, lo que nos permitirá dar unas primeras explicaciones a la mayoría de los interrogantes anteriores. 1. CLASIFICACION DE LAS SUSTANCIAS DE ACUERDO A SUS PROPIEDADES Parece lógico suponer que las propiedades características de las sustancias aporten alguna información acerca de la forma en que están unidos los átomos que las forman. Por eso comenzaremos por preguntarnos: A.3. ¿Qué propiedades de las sustancias pueden tener alguna relación con el tipo de unión existente entre sus partículas (fuerte o débil, existencia o no de partículas cargadas, etc.? La materia que nos rodea está constituida por sustancias con distinto aspecto y propiedades. El conocimiento de tales propiedades puede aportar alguna información acerca de las fuerzas que hacen unirse a las partículas que forman una sustancia. Así, por ejemplo, los puntos de fusión y ebullición de las diversas sustancias son indicativos de la mayor o menor fuerza de enlace entre las partículas (átomos, iones o moléculas) que constituyen el sólido o líquido (si son altos cabe pensar en enlaces fuertes y si son bajos en enlaces débiles). Si una sustancia, en determinadas condiciones, conduce la corriente eléctrica, podría pensarse en la existencia de partículas cargadas, ya que la corriente eléctrica supone precisamente un desplazamiento de cargas. Otras propiedades pueden ser la solubilidad, la facilidad de deformación, la dureza, la facilidad para romperse (fragilidad), etc. El agua, por ejemplo, es una sustancia que a la presión atmosférica funde a 0ºC, hierve a 100 ºC y apenas conduce la corriente eléctrica, mientras que el hierro funde a 1535 ºC, hierve a 3233 ºC y sí conduce la corriente eléctrica; el diamante es muy duro, mientras que el sodio se puede cortar con un cuchillo, etc.

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El hecho de que existan tantas propiedades y que éstas puedan tomar valores muy distintos dependiendo de la sustancia de que se trate, hace que resulte difícil clasificar en unos pocos grupos a todas las sustancias y cualquier regla que se establezca para ello dejará fuera a sustancias con propiedades intermedias o atípicas. No obstante, a pesar de estos inconvenientes, ha sido posible clasificar a la mayor parte de las sustancias en tres grandes grupos: ü En primer lugar nos encontramos con sustancias como el cloruro de sodio, sulfato de cobre,

sulfato de calcio, fluoruro de calcio... que suelen ser compuestos sólidos de aspecto cristalino, frágiles y con elevados puntos de fusión y ebullición. Son, en general, más o menos solubles en disolventes del tipo del agua y no lo son en disolventes tipo benceno. No son conductores de la corriente en estado sólido, pero sí lo son sus disoluciones acuosas y también ellos mismos cuando se funden. La existencia de este grupo de sustancias, está ligada a una forma de enlace que, por razones que luego veremos, se denomina enlace iónico, designando consecuentemente dichas sustancias como compuestos iónicos.

ü En segundo lugar, hay sustancias como el oxígeno, hidrógeno, nitrógeno, dióxido de carbono,

amoniaco, acetona, naftaleno, yodo, las ceras, etc., muchas de las cuales (como las 5 primeras citadas) se encuentran habitualmente en forma de gases constituidos por moléculas de una gran estabilidad, ya que resisten elevadas temperaturas sin descomponerse. En cambio, las que habitualmente se hallan en estado líquido o sólido (como las cuatro últimas citadas), tienen por lo general bajos puntos de fusión y de ebullición. Por otra parte, los sólidos de esta clase generalmente no se disuelven en disolventes del tipo del agua (sí que lo hacen en los del tipo del benceno). Además, estas sustancias no conducen la corriente eléctrica en estado líquido o sólido y tampoco lo hacen sus disoluciones. Todo este comportamiento hace suponer la existencia de fuertes uniones dentro de las moléculas (dada la dificultad para descomponerlas), y de débiles uniones entre unas moléculas y otras (dada la facilidad con que se logra separar las moléculas). Es decir, se pone de manifiesto la existencia en este tipo de sustancias de dos formas de enlace asociadas, denominándose a la primera enlace covalente y conociéndose las débiles uniones intermoleculares como enlaces por fuerzas de Van der Waals. A este grupo de sustancias se le denomina como sustancias covalentes.

ü En algunos casos se presenta sólo uno de los enlaces anteriores. Así, hay sustancias como los

gases nobles que son monoatómicas. Cuando se baja mucho la temperatura y un gas noble se licua, entre sus átomos se dan sólo débiles enlaces intermoleculares. Por otra parte, hay sustancias, como el diamante (C ) o el cuarzo (SiO2), en las que sólo existen fuertes enlaces de tipo covalente entre los átomos (sustancias covalentes atómicas). Como para fundir a estas últimas sustancias hay que romper un gran número de enlaces covalentes, presentan elevados puntos de fusión (del orden de 4000 ºC en el diamante y de 1700 ºC en el cuarzo), son muy duras e insolubles. Como tampoco hay posibilidad de movimiento de cargas (no hay iones y los electrones de enlace están muy localizados), no conducen la corriente eléctrica. Normalmente se hallan formando cristales (redes atómicas tridimensionales).

Diamante

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ü Por último, nos referiremos a los metales como, por ejemplo, sodio, hierro, cobre, mercurio, plomo, oro, calcio, aluminio, plata, etc., cuya propiedad más típica es su carácter conductor del calor y la electricidad en estado sólido. Los metales constituyen más de las tres cuartas partes de los elementos del sistema periódico, por lo que no es de extrañar que entre ellos exista una gran variedad en propiedades tales como dureza, punto de fusión, etc. Muchos tienen un brillo característico y son fácilmente deformables, es decir, son dúctiles y maleables (se les puede dar fácilmente forma de hilos y láminas). El tipo de enlace existente entre los átomos de un metal se denomina, por razones evidentes: enlace metálico. Los metales son insolubles en agua y otros disolventes y, a temperatura ambiente (salvo alguna excepción como el mercurio), son sólidos.

Medallade

Oro

A.4. Para evaporar totalmente 1 kg de agua (a presión y temperatura ambientes) se necesita una energía del orden de 2400 kilojulios (kJ). En cambio, para descomponer esa misma cantidad de agua en hidrógeno y oxígeno gaseosos, se precisa una energía del orden de 15600 kJ. ¿A qué se debe dicha diferencia? A.5. En la tabla siguiente se han recogido las propiedades características de cuatro sustancias sólidas a la temperatura y presión ordinarias. Señalad cuál de ellas puede considerarse un compuesto iónico, cuál un metal, cuál un compuesto cuyas partículas están unidas por fuerzas intermoleculares y cuál una sustancia en la que sólo hay enlace covalente entre los átomos que la forman.

Sustancia sólida analizada Propiedad analizada

P Q R S

Punto de fusión >3500 ºC 808 º 80 º 1083 º

Solubilidad en agua No Sí No No

Solubilidad en benceno No No Sí No

Conductividad eléctrica en estado sólido No No No Sí

Conductividad eléctrica en disolución o fundida No Sí No Sí

Deformabilidad del sólido No Frágil Frágil Sí

Atendiendo a las propiedades reflejadas en la tabla anterior, podemos pensar que la sustancia P, caracterizada por mantenerse en estado sólido a temperaturas muy elevadas, no ser soluble y no conducir la corriente eléctrica, es una sustancia covalente atómica (macromolécula). Análogamente, la sustancia Q, caracterizada por tener un punto de fusión alto, ser soluble en agua, no conducir la corriente eléctrica cuando se encuentra en estado sólido pero sí hacerlo cuando se funde, etc., es una sustancia típicamente iónica.

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Finalmente, analizando las propiedades de R y de S podemos concluir que se trata de una sustancia covalente molecular y un metal respectivamente. De hecho, P corresponde al diamante, Q corresponde al cloruro de sodio, R al naftaleno y S al cobre. A.6. Construid en vuestro cuaderno y completad, una tabla (del tamaño que sea necesario) como la que se propone a continuación, en la que se trata de resumir los tipos de sustancias y formas de enlace que acabamos de estudiar.

Sustancias covalentes Sustancias iónicas Sólo compuestos formados por iones con carga de distinto signo.

(Enlace iónico)

Sustancias atómicas simples o compuestas (Sólo fuertes enlaces covalentes entre los átomos)

Sustancias moleculares simples o compuestas. formadas por moléculas individualizadas (Enlace covalente entre los átomos de una misma molécula y, en el caso de sólidos y líquidos, débiles fuerzas intermoleculares entre las propias moléculas)

Metales

Sustancias simples formadas por átomos de un metal.

(Enlace metálico)

Punto de fusión

Solubilidad

Conductividad eléctrica

Propiedades mecánicas

Estado físico en condiciones ordinarias

Ejemplos típicos

En resumen, pues, el estudio de las propiedades de las sustancias nos permite agruparlas en tres grandes grupos (iónicas, covalentes y metálicas), poniendo en evidencia la existencia de cuatro formas distintas de interacción entre partículas: enlace iónico, enlace covalente, fuerzas intermoleculares y enlace metálico. A.7. Diseñad posibles experiencias (cualitativas) para caracterizar distintas sustancias atendiendo a las siguientes propiedades: a) solubilidad en agua y en xileno, b) conductividad en estado sólido y en disolución, c) puntos de fusión, d) deformabilidad.

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Para ver si una sustancia se disuelve o no en agua destilada o en un disolvente orgánico bastará con utilizar dos tubos de ensayo que llenaremos hasta la mitad con cada uno de dichos disolventes. Como disolvente orgánico es mejor utilizar xileno porque es menos tóxico que el benceno (y hacerlo en campana de gases). A continuación se trata de añadir un poco de la sustancia cuya solubilidad queremos investigar (mejor si está en polvo) y proceder a agitar el tubo con cuidado. Si la sustancia se disuelve en agua y no lo hace en xileno, es posible que se trate de una sustancia iónica, por el contrario, si no se disuelve en agua y sí lo hace en xileno, podría tratarse de una sustancia covalente. Para estudiar la conductividad eléctrica, conviene realizar primero una “prueba en blanco”: El agua pura apenas conduce la electricidad y tampoco lo hace el xileno. Se trata de comprobarlo utilizando para ello un circuito provisto de una pila, dos hilos de cobre con las puntas (de ambos extremos) peladas, un interruptor, y una pequeña bombilla o, mejor todavía, un amperímetro con el que se pueda detectar el paso de corriente eléctrica. A continuación en un vaso vertemos un poco de agua destilada y en otro un poco de xileno. Si conectamos los cables a la pila e introducimos los extremos libres en cualquiera de los dos vasos y conectamos el interruptor comprobaremos que la bombilla no se enciende en ninguno de los dos casos. Si además de la bombilla (o en su lugar) hemos dispuesto un amperímetro, podemos ver que la intensidad de la corriente es muy pequeña o nula. Para averiguar si la sustancia problema es o no un buen conductor en estado sólido, bastará con tomar un trozo alargado de la misma e intercalarlo en el circuito en lugar del vaso con el disolvente. En el caso de que lo que se quiera investigar sea la conductividad de la disolución, habrá que disolver la sustancia problema y sumergir los extremos libres de los cables en la disolución resultante. Si la sustancia conduce la corriente en estado sólido, puede tratarse de un metal. Si se disuelve en agua y la disolución resultante conduce la corriente eléctrica, habrá que pensar en una sustancia iónica. Finalmente, si se disuelve en xileno y la disolución resultante no conduce la corriente eléctrica, concluiremos que se trata de una sustancia covalente. Por lo que respecta a los puntos de fusión de distintos sólidos, como de lo que se trata es simplemente de averiguar si son altos o bajos, podemos recurrir a introducir una pequeña cantidad de la sustancia problema en un tubo de ensayo y calentar a la llama durante un cierto tiempo (como máximo 1 minuto). Si pasado ese tiempo la sustancia no funde, podemos concluir que su punto de fusión es alto, si por el contrario funde enseguida, antes de que transcurra el minuto, el punto de fusión será bajo. Sólidos que funden a temperaturas elevadas son indicativos de sustancias iónicas, mientras que si la temperatura de fusión es baja, en general corresponde a sólido covalente molecular. En los metales el punto de fusión puede variar ampliamente (alguno, como el mercurio, es líquido a temperatura ambiente; otros como el estaño y el plomo, funden con bastante facilidad y otros, como el cobre, tienen puntos de fusión de más de 1000 ºC). A.8.Proceded a la caracterización de las sustancias presentadas por el profesor y determinad a cuál de los tres grandes grupos (iónicas, covalentes o metálicas) pertenecen. Se pueden utilizar sustancias como: cloruro de sodio, yodo, granalla de cinc, cobre, naftaleno, azufre, etc., cuyas propiedades características pueden establecerse de forma cualitativa tal y como acabamos de indicar. Se trata de realizar las experiencias propuestas y rellenar la tabla siguiente con los resultados cualitativos obtenidos (basta señalar sí o no). En la última columna hay que indicar qué tipo de sustancia es (iónica, covalente o metálica).

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Sustancia

Solubilidad en agua

Solubilidad en xileno

Conductividad de la corriente eléctrica en estado sólido

Conductividad de la corriente en disolución

Punto de fusión (alto o bajo)

Tipo de sustancia (iónica, covalente o metálica)

Cloruro de sodio

Granalla de cinc

azufre

cobre

naftaleno

yodo

Según hemos visto, del estudio experimental de las propiedades de distintas sustancias parece deducirse la existencia de cuatro tipos distintos de enlace químico: iónico, covalente, por fuerzas intermoleculares y metálico. No obstante, no sabemos todavía por qué se forman esos enlaces ni en qué consiste exactamente cada uno de ellos. En lo que sigue nos detendremos en estos puntos y elaboraremos un modelo explicativo elemental de cada tipo de enlace. Como es lógico, estos modelos teóricos deberán explicar satisfactoriamente las propiedades observadas en los correspondientes grupos de sustancias. 2. EL ENLACE COMO CONSECUENCIA DE LA TENDENCIA A LA ESTABILIDAD La experiencia nos muestra que cualquier sistema que se deje en libertad, si espontáneamente sufre cambios, lo hace siempre de modo que pasa desde un estado inicial hacia otro estado final más estable que el primero. Habitualmente, el estado más estable es de menor energía y, por esta razón, durante los cambios se produce una pérdida de energía. Por ejemplo: si soltamos la bolita de un péndulo desde una posición inicial que no coincida con la vertical, veremos que se pone a oscilar y que poco a poco se va parando (va perdiendo energía a causa del rozamiento con el aire) hasta que, finalmente, queda en reposo con el hilo vertical.

Nadie ha observado nunca que tenga lugar el proceso contrario al anterior, es decir: dejar la bolita colgando del hilo en la vertical y que espontáneamente se mueva hasta quedar en reposo en una posición separada de la vertical. Decimos que el estado final de la bolita en el que el hilo está completamente vertical y ésta no se mueve, es más estable que el inicial (bolita separada de la vertical). Podemos plantearnos si en los procesos químicos ocurre o no algo parecido. La mayoría de los átomos en la naturaleza se hallan unidos unos a otros. Sin embargo los átomos de los gases nobles difícilmente se unen a otros y todos ellos se caracterizan por tener 8 electrones de valencia (excepto el helio que sólo tiene 2).

101

A principios del siglo XX los científicos Kössel y Lewis, de forma independiente, y basándose en el hecho de la escasa reactividad de los gases nobles (lo que permite suponer que la forma en como están distribuidos los electrones en estos átomos es muy estable), sugirieron que el resto de los átomos lo que “intentan” con sus uniones es que su estructura electrónica sea como la del gas noble más próximo. Esto se conoce habitualmente como regla del octeto y puede interpretarse, en principio, como el paso de un estado inicial (átomo normal) a otro estado final más estable (átomo con la misma estructura electrónica que un gas noble). Recordemos que, en el sistema periódico corto, el número de electrones de valencia de un átomo coincide con el número de la columna en la que se encuentra. Para observar mejor los electrones de valencia se recurre a representar el resto atómico (núcleo más electrones internos) por el símbolo del elemento y a los electrones de valencia como puntos que le rodean. Así, por ejemplo, la representación de los átomos de sodio, calcio, carbono, nitrógeno, azufre y neón sería respectivamente:

·Na ··

Ca ···

·C ··

··

·N ·:

··

·S ::

··

··Ne

En los símbolos anteriores, cada punto equivale a un electrón. La posición de dichos puntos es arbitraria, pudiendo estar en cualquier lado del símbolo que representa el resto atómico. Se denominan estructuras de Lewis. A.9. Ayudándoos de un sistema periódico corto representad los átomos de litio, cloro, magnesio, aluminio, silicio, fósforo, oxígeno, helio y argón, mediante el resto atómico rodeado de los puntos necesarios para indicar los electrones de valencia. Así pues, en una primera aproximación, podemos suponer que los átomos se enlazan unos con otros porque de esta manera evolucionan a un estado de mayor estabilidad, adquiriendo la misma configuración electrónica del gas noble más próximo. A continuación veremos como, mediante la regla del octeto, es posible también elaborar modelos de los distintos tipos de enlace químico y cómo cada modelo de enlace es capaz de explicar las propiedades que se observan experimentalmente en las sustancias en las que se presenta dicho tipo de enlace. 3. EL ENLACE IÓNICO En el tema anterior vimos que el sodio tiene 11 electrones distribuidos de la siguiente forma:

Como podemos ver, el sodio es un elemento que se encuentra en la primera columna del sistema periódico y que tiene un único electrón de valencia (un solo electrón en el nivel de energía más externo). Si perdiera ese electrón, su último nivel de energía sería el segundo y tendría 8 electrones (como el gas noble Ne). En principio podríamos pensar que también podría ganar 7 electrones y quedarse así con 8 en el tercer nivel de energía, pero esa es una idea que hay que descartar porque, como es lógico, el proceso de ganar 7 electrones sería mucho más difícil que perder sólo uno.

102

Igual sucede con todos los elementos de la primera columna del sistema periódico. A todos ellos les sobra un electrón para tener 8 en la última capa (excepto al Li que se quedaría con 2, como el gas noble He). Por lo que, cabe esperar que su comportamiento químico sea "tendente" a perder ese último electrón. A.10. Buscad en el tema anterior la estructura electrónica de algún elemento de la segunda y de la tercera columna del sistema periódico corto y justificad cuántos electrones deberían perder los elementos de la segunda y tercera columna para quedar en el último nivel de energía con estructura electrónica estable de gas noble. Los elementos que se encuentran en las dos primeras columnas del sistema periódico son ejemplos de elementos bastante metálicos. Se trata de elementos que pueden perder los electrones de valencia con relativa facilidad para así adquirir la estructura estable de gas noble. Fijémonos ahora lo que le ocurre a un elemento como el cloro. En el tema anterior vimos que el átomo de cloro (Cl) tiene 17 electrones distribuidos de la siguiente forma: Como podemos ver le falta tan solo un electrón para poseer 8 electrones en su último nivel de energía (y es más fácil que gane ese electrón que el que pierda 7). Lo mismo ocurre con todos los elementos de la columna VIIA del sistema periódico. A todos ellos les falta un electrón para tener una estructura electrónica estable de gas noble en el último nivel de energía. A.11. Buscad en el tema anterior la estructura electrónica de algún elemento de la quinta y de la sexta columna del sistema periódico corto y justificad cuántos electrones deberían ganar para quedar en el último nivel de energía con estructura electrónica estable de gas noble. Los elementos de la sexta y séptima columnas del sistema periódico corto son ejemplos de elementos bastante no metálicos. A todos ellos les faltan unos pocos electrones en su último nivel de energía para adquirir estructura electrónica de gas noble. Se comprueba experimentalmente que, en general, el carácter metálico (facilidad con que un átomo pierde electrones) aumenta hacia la izquierda y hacia abajo del sistema periódico (cuantos menos electrones ha de perder el átomo y más grande es) y que el carácter no metálico (facilidad con que un átomo gana electrones) aumenta, en general, hacia la derecha y hacia arriba del sistema periódico (sin contar la columna 8 de los gases nobles), es decir, cuantos menos electrones le faltan para completar el octeto y cuanto más pequeño es el átomo. Los elementos de las columnas IA, IIA y IIIA han de perder 1, 2 y 3 electrones respectivamente para tener en su último nivel de energía los mismos electrones que un gas noble. Los elementos de las columnas VA, VIA y VIIA, han de ganar 3, 2 y 1 electrones respectivamente para tener en su último nivel de energía la misma estructura electrónica que un gas noble. Los elementos de la cuarta columna, deberían ganar o perder cuatro electrones para tener 8 en su último nivel de energía. Sin embargo ganar o perder 4 electrones requiere mucha energía y estos elementos tienen un carácter especial, intermedio entre metal y no metal.

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A.12. Al analizar un cristal de cloruro de sodio (NaCl) se aprecia que: a) Está formado por iones Na+ y por iones Cl- b) La proporción de estos iones es 1:1 c) Cada ión está rodeado por iones de signo opuesto formando una red que se extiende en las tres direcciones del espacio. En la figura siguiente se reproduce de forma esquemática una pequeña parte de un cristal de NaCl, de dos formas diferentes. ¿Cómo se pueden explicar los hechos anteriores? Al átomo de Na le sobra un electrón para tener 8 en el último nivel de energía (estructura electrónica estable de gas noble), mientras que al átomo de cloro, le falta uno. Podemos pensar pues que el cloro le quite su electrón al sodio, quedando así Na+ y Cl-, tal y como se ilustra en el esquema siguiente:

Na + Cl → Na+ Cl-

Como los aniones Cl- tienen carga negativa y los cationes Na+ tienen carga positiva, se atraerán eléctricamente por ser cargas de distinto signo, es decir, se unirán formando un enlace iónico. Es importante darse cuenta de que una muestra de compuesto iónico no estará formada por unidades independientes Na+Cl- sino que cada catión Na+ estará rodeado de aniones Cl- y viceversa (cada anión Cl-estará rodeado de cationes Na+), formando así una red de iones que se extiende en las tres direcciones del espacio y que se llama "red cristalina".

+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cristal de NaCl. Modelo de puntos Cristal de NaCl. Modelo de esferas

104

Del esquema anterior, se deduce que, en los compuestos iónicos, no existen moléculas individuales. Se trata, por el contrario, de estructuras "macroscópicas" que se extienden en el espacio formando cristales. La forma de dichos cristales varía de unas sustancias a otras y depende del tamaño relativo de los iones y de su carga eléctrica. La fórmula NaCl indica que en ese compuesto por cada ion de sodio hay un ion de cloro, es decir, en un cristal de cloruro de sodio hay el mismo número de cationes Na+ que de aniones Cl- (anión cloruro). NaCl recibe también el nombre de unidad fórmula del cloruro de sodio. El enlace iónico se da fundamentalmente entre átomos muy metálicos (que pierden electrones de valencia fácilmente) y átomos muy no metálicos (que ganan electrones fácilmente). A.13. Atendiendo a las consideraciones anteriores, justificad las fórmulas químicas de los siguientes compuestos iónicos, explicando su significado: Bromuro de calcio (CaBr2), nitruro de litio (Li3N), sulfuro de potasio (K2S), óxido de magnesio (MgO), cloruro de aluminio (AlCl3). Podemos ahora, una vez conocida la forma de enlace, tratar de explicar algunas de las propiedades típicas de los compuestos iónicos que se citaron al comienzo del tema. A.14. Utilizando lo que se ha aprendido sobre el enlace iónico elaborad en la libreta de clase una tabla como la siguiente (del tamaño que sea necesario) y completadla.

Propiedades de los compuestos iónicos Justificación según lo tratado sobre el enlace iónico Tienen una temperatura de fusión alta En estado sólido no conducen la corriente eléctrica Fundidos sí que conducen corriente eléctrica Sus disoluciones acuosas son conductoras Son sustancias frágiles

La realización de la actividad anterior, debe haber llevado a señalar que los compuestos iónicos tienen en general altos puntos de fusión, porque cada ion está rodeado de iones con cargas de signo contrario a la del ion central. Es decir, existen cargas de signo contrario muy próximas que se atraen eléctricamente con fuerzas bastante intensas y que se ejercen en todas direcciones, dando como resultado una estructura macroscópica de partículas cargadas fuertemente unidas unas a otras. Por otra parte, esta fuerte atracción en todas las direcciones del espacio hace que las sustancias iónicas se encuentren en fase sólida (cristales) en condiciones ordinarias, de modo que los iones no pueden moverse de un sitio a otro. La corriente eléctrica no es sino un movimiento de cargas. Como en los sólidos iónicos las cargas están ocupando posiciones determinadas, no se pueden trasladar y, por eso, no conducen la corriente. Sin embargo, cuando se eleva la temperatura, la energía que se comunica puede llegar a ser suficiente para romper los enlaces entre los iones y la sustancia iónica funde. En ese estado los iones pueden moverse con una cierta libertad, por lo que sí conduce la corriente eléctrica. Cuando un sólido iónico se disuelve en agua, ocurre algo similar ya que el agua (como veremos más adelante) es capaz de separar los iones positivos y negativos rompiendo los enlaces que los mantienen unidos. En una disolución acuosa de un compuesto iónico, existen iones (positivos y negativos) que se pueden mover, de modo que estas disoluciones son conductoras de la corriente eléctrica. Es por eso que el agua destilada apenas conduce la corriente eléctrica pero el agua de grifo o de manantial sí lo hace porque siempre lleva sales (compuestos iónicos) disueltas. Resulta

105

peligroso, por ejemplo, manejar un aparato eléctrico enchufado a la red, cerca de la bañera en la que nos estemos bañando. La fragilidad de algunos compuestos iónicos se manifiesta a veces en que basta someter a una fuerza lateral a un cristal de una sustancia iónica (como el fluoruro de calcio o calcita) para que se rompa fácilmente en capas. Podemos ofrecer una interpretación elemental de este hecho si tenemos en cuenta que, al ejercer una fuerza, basta con desplazar ligeramente los iones de una capa para que inmediatamente se vean enfrentados a iones con cargas del mismo signo pertenecientes a la capa de al lado, por lo que se repelerán y se producirá una rotura. 4. EL ENLACE COVALENTE Hasta aquí hemos visto cómo se podía explicar el enlace entre un metal y un no metal. No obstante, hay casos de uniones entre átomos que no pueden explicarse de esta forma, como ocurre, por ejemplo, cuando los átomos que se enlazan son no metálicos (ambos tienen “apetencia” por los electrones). A.15. Al átomo de cloro (Cl), como hemos visto, le falta un solo electrón para completar su octeto y adquirir así estructura electrónica estable de gas noble. ¿Cómo explicar entonces la existencia de cloro molecular, Cl2 ? Una explicación sería suponer que cada átomo de cloro aporta un electrón, de modo que el par de electrones pertenezca a ambas cortezas electrónicas, obligando así a los dos átomos a permanecer unidos para que, de esa forma, cada uno tenga 8 electrones en el último nivel de energía, tal y como se observa en el esquema siguiente:

·:··

··lC + :·

··

··lC :::

··

··

··

··lCCl

Otra forma de representar la molécula de cloro es: Cl-Cl , donde el guión representa el par de electrones compartido. Como se trata de átomos iguales, los dos cloros atraerán por igual al par de electrones de enlace. A este tipo de compartición se le conoce como enlace "covalente puro". Conviene tener en cuenta que una muestra de gas cloro estaría formada por infinidad de partículas independientes (Cl2) llamadas moléculas de cloro, de manera que la fórmula de la sustancia simple llamada cloro no es Cl (eso es el símbolo de un átomo), sino Cl2. Existen también otros tipos de enlace covalente más complejos, como los que vamos a ver a continuación: a) ¿Qué ocurre cuando hay más de un electrón que compartir? Algunos elementos del sistema periódico tienen la particularidad de poder establecer uniones covalentes en las que entre dos átomos iguales se comparten más de un par de electrones formándose enlaces covalentes múltiples. Este es el caso, por ejemplo, de las moléculas de oxígeno (O2) y nitrógeno (N2).

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

106

A.16. Teniendo en cuenta las características esenciales del enlace covalente (compartición de electrones para completar el octeto), tratad de justificar la existencia de moléculas de O2 y de moléculas de N2. La formación de la molécula de O2, se puede explicar por la compartición de dos pares de electrones de valencia formándose un enlace covalente doble, como se explica en el siguiente esquema:

·:··

·O + :·

··

·O ::::

····

OO o también: O=O

En cuanto a la molécula de nitrógeno N2, conviene darse cuenta que el nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y le faltan tres para completar su octeto. La formación de la molécula de nitrógeno N2 se puede explicar por la compartición de tres electrones de valencia aportados por cada uno de los átomos, formándose un enlace covalente triple, según se indica en el siguiente esquema:

·:·

·N + :·

·

·N :N N: o también:

b) ¿Qué ocurre cuando los átomos que se enlazan no son iguales? Cuando se forma un enlace covalente (simple o múltiple) entre átomos iguales, como, por ejemplo H H Cl Cl O O N N− − = ≡, , , , etc., es lógico que los átomos compartan por igual los electrones de enlace. Pero cuando se trata de átomos distintos, la fuerza con que son atraídos los electrones de enlace varía de unos a otros. Cuanto mayor es el carácter no metálico de un átomo con tanta más fuerza atrae a los pares de electrones de enlace. El H es un átomo que tiene un solo electrón, de modo que le falta otro para tener la estructura electrónica estable del gas noble He, mientras que al átomo de Cl (con 7 electrones en el último nivel de energía) le falta también otro electrón para tener 8 en su último nivel de energía, por lo que se pueden unir para formar la molécula de HCl mediante un enlace covalente simple aportando cada uno de ellos un electrón.

No obstante, el Cl (más no metálico que el H) atrae al par de electrones del enlace con más fuerza que el hidrógeno, de forma que ambos electrones estarán más cerca del cloro, generándose así en la molécula una zona con un exceso de carga negativa (átomo de cloro) y otra con un defecto de carga negativa (átomo de hidrógeno).

.. .. .. N ≡≡N

107

El cloro no consigue arrancar del todo su electrón al hidrógeno, por lo que las cargas de ambos átomos son "parciales" y para designar este hecho se utilizan los símbolos δ- y δ+ El enlace covalente formado recibe el nombre de "enlace covalente polar". La molécula de HCl es una molécula polar porque en ella se aprecia una zona con mayor densidad de carga negativa separada de otra con defecto de carga negativa (dos polos). HCl A.17. Justificad que en la molécula de agua (H2O) existan dos enlaces covalentes polares. En el caso de la molécula de agua, al átomo de oxígeno le faltan dos electrones para tener 8 en su última capa, mientras que al hidrógeno, que tiene un solo electrón, le falta otro para tener así estructura electrónica estable igual a la del gas noble helio (He), de modo que podemos pensar que cada átomo de hidrógeno comparte su único electrón con uno de los electrones de valencia del átomo de oxígeno y así, se justifica la molécula de agua:

H.H HO

.

..... ..+

Sin embargo, el átomo de oxígeno atrae a los electrones con más fuerza que el átomo de hidrógeno por lo que los enlaces O-H serán enlaces covalentes polares. Por otra parte, se sabe que la molécula de agua no es lineal sino que los enlaces O-H forman un cierto ángulo entre sí. Ello trae como consecuencia que la molécula de agua sea una molécula polar. En el átomo de oxígeno habrá una zona con mayor densidad de carga negativa mientras que, en cada átomo de hidrógeno, la densidad de carga negativa será menor (porque al atraer más a los electrones de enlace éstos se acercan más al oxígeno que al hidrógeno). Todo ello se puede representar esquemáticamente como: Con el concepto de molécula polar se puede acabar de entender también alguna propiedad de los compuestos iónicos. Concretamente nos referimos a por qué muchos sólidos iónicos se pueden disolver en agua y, en cambio no se disuelven en otros disolventes tipo del benceno. A.18.Utilizando el concepto de molécula polar, tratad de explicar el hecho de que muchos sólidos iónicos, como el cloruro de sodio, puedan disolverse en disolventes polares como el agua y no lo hagan en otros no polares como el benceno. Cuando un sólido iónico como el cloruro de sodio entra en contacto con un disolvente polar como es el agua, los iones positivos situados en la superficie del cristal atraerán a las moléculas de agua por la parte del oxígeno (zona de la molécula en donde está el polo negativo). Análogamente ocurrirá con los iones negativos de la superficie del sólido, produciéndose una atracción entre éstos y las moléculas de agua, que se situarán a su lado colocando los hidrógenos (zona de mayor densidad de carga positiva) orientados hacia dichos iones negativos. En la figura adjunta se intenta mostrar este proceso de forma esquemática. Como puede comprenderse, la disolución del sólido iónico en agua

δ+ δ-

δ δ+

δ- δ- δ+ δ+

H-Cl

δ+ δ-

108

es el resultado de las roturas de los enlaces iónicos entre los cationes y los aniones debido a las fuerzas de atracción ejercidas por las moléculas de agua polares sobre ellos. En resumen, la disolución de un sólido o cristal iónico se produce porque las moléculas polares del disolvente ejercen atracciones lo bastante intensas sobre los iones como para poder separarlos. En el esquema anterior podemos ver cómo la orientación de las moléculas polares de agua varía según que éstas se encuentren enfrentadas a cationes o aniones. Naturalmente, en el caso de que, en lugar de agua, se utilice un disolvente cuyas moléculas no sean polares (como el benceno), o lo sean muy poco, el sólido iónico no se disolverá, porque dichas moléculas no podrán atraer a los iones o los atraerán poco (con menos fuerza de la que se necesita para romper los enlaces iónicos). El modelo de enlace covalente, bien sea puro o bien sea polar, que estamos manejando, supone que los electrones que se comparten o electrones de enlace, se hallan fuertemente localizados en una zona. No es lo mismo que en el enlace iónico en el que la fuerza de atracción que un ion hace sobre los de signo contrario se ejerce en todas direcciones. Ello hace que el enlace covalente sea un enlace muy fuerte. A.19. A partir del modelo establecido para el enlace covalente, justificad las propiedades más características de estos compuestos La ausencia de conductividad de la corriente eléctrica se explica porque no existen cargas libres, ya que los electrones de enlace entre dos átomos están ligados a ambos, muy localizados en una zona concreta. La misma explicación se puede dar para la falta de conductividad eléctrica de las disoluciones de estas sustancias en disolventes del tipo del benceno, donde se encuentran las moléculas individuales sin carga eléctrica neta moviéndose en la disolución. Debido a la elevada energía necesaria para romper un enlace covalente, cabe esperar un elevado punto de fusión cuando los átomos unidos extiendan sus enlaces en las tres direcciones del espacio (sustancias covalentes atómicas) como sucede en el diamante (átomos de C enlazados entre sí).

Cl-

Na+

δ+

δ+ δ-

δ+

δ+

δ-

Cl-

Na+

109

En el diamante los cuatro electrones de valencia del átomo de carbono se hallan dispuestos formando cuatro enlaces covalentes con otros tantos átomos de carbono. Los 4 pares de electrones de cada átomo se encuentran lo más alejados posible unos de otros (se repelen entre sí) y muy localizados siguiendo la dirección de los vértices de un tetraedro (de esa forma se hallan lo más alejados posible unos pares de otros), repitiéndose en toda la extensión del sólido, dando lugar a una especie de macromolécula en la que cada átomo de carbono está unido a otros cuatro (sólido covalente atómico). Cuando el número de enlaces es limitado, como sucede en la mayor parte de las sustancias con enlaces covalentes (oxígeno, hidrógeno, amoníaco, etc.), los átomos enlazados en la molécula quedan saturados, por lo que las fuerzas intermoleculares (o fuerzas entre distintas moléculas) serán débiles. Esto justifica que las temperaturas de fusión y ebullición de este tipo de sustancias sean bajas, razón por la cual suelen presentarse en fase gaseosa (en las condiciones ordinarias de presión y temperatura). A estas sustancias se las denomina “covalentes moleculares”. Al final de este capítulo veremos un ejemplo de fuerzas intermoleculares (enlace por puente de hidrógeno). 5. ENLACE METALICO La importancia del enlace metálico la podemos ver en el hecho de que las 3/4 partes de los elementos del sistema periódico son metales. El papel que estas sustancias han representado en el desarrollo de la humanidad ha sido y es extraordinariamente importante. A.20. Haced una lista nombrando repercusiones importantes que haya tenido para la humanidad el descubrimiento de metales y de sus propiedades. Podemos comenzar recordando que, en la historia de los seres humanos se distingue entre la Edad de Piedra, del Bronce y del Hierro. Con el descubrimiento de metales como el cobre y el hierro se pudieron sustituir herramientas y armas de piedra por otras de metal. Las flechas y lanzas con puntas de hierro, supusieron una sensible mejora en el rendimiento de la caza. También la inven-ción del arado de hierro (unos 1000 años antes de nuestra era), cambió radicalmente la agri-cultura. Asimismo, las llantas metálicas colocadas en las ruedas de los carromatos o las simples herraduras de los caballos, produjeron mejoras importantes en los primeros medios de transporte terrestre. Pensemos también en la importancia de disponer de herramientas de hierro como marti-llos, clavos, sierras, etc., para la construcción de viviendas. La capacidad de los metales en gene-ral para ser moldeados en diferentes formas, permitió la elaboración de diversos recipientes de gran utilidad en la alimentación: ollas, platos, cucharas, cacerolas, etc., o la construcción de ele-mentos de protección como las armaduras, escudos, cascos, mallas, etc. El descubrimiento de que el hierro podía mejorar muchas de sus propiedades al añadirle una cierta cantidad de carbón vege-tal (fabricación de acero), fue también un logro muy importante en la utilización de los metales. Otras propiedades generales de los metales, como son su capacidad para conducir la corriente en estado sólido y su ductilidad, permitieron más tarde transportar energía eléctrica de unos lugares a otros utilizando para ello largos cables de cobre, con lo que se hizo posible llevar la electricidad a ciudades y pueblos. Tampoco podemos olvidar la utilización cada vez mayor de ciertos metales que tienen propieda-des muy específicas. Podemos citar, por ejemplo, el aluminio, utilizado en la fabricación de di-versos vehículos y en la industria de la construcción en general, por su baja densidad y su alta resistencia a la corrosión. Metales como el cinc, el cadmio y el mercurio, se utilizan en la fabrica-ción de pilas eléctricas. El plomo en las baterías de los coches, etc.

110

Para explicar la unión entre átomos metálicos (o enlace metálico), tomaremos como ejemplo el sodio. Se trata de justificar que unos átomos de sodio se puedan unir con otros para formar una sustancia sólida con las propiedades típicas de los metales. Si intentamos explicar esto aplicando el modelo de enlace covalente desarrollado en el punto anterior, nos encontramos con una dificultad: cada átomo de sodio, en su nivel de energía más externo, sólo tiene 1 electrón, por lo que le faltarían 7 más para completar su octeto. Podemos pensar en la compartición de 8 electrones de valencia aportados por otros tantos átomos de sodio. Dichos electrones debido a su gran libertad de movimiento formarían una especie de nube de electrones común a 8 cationes Na+ . Si dispusiéramos de un número muy elevado de átomos, esto se extendería a todos ellos, en todas las direcciones del espacio, formando un conjunto de muchísimos cationes Na+ unidos entre ellos por la acción de una nube electrónica común de carga negativa.

Na+

Na+Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Na+

Así pues, el enlace metálico puede entenderse como un enlace entre muchos iones metálicos positivos (cationes metálicos) a través de una nube común de electrones. Esos electrones que forman la nube se encuentran entre los cationes, en un continuo movimiento desordenado, evitando su separación y gozan de una gran libertad de movimiento. A.21. Justificad, de acuerdo con el modelo propuesto, algunas de las propiedades de los metales. El hecho de que los metales sean buenos conductores de la corriente eléctrica en estado sólido se puede explicar por la gran movilidad de los electrones de valencia, de forma que, al conectar un trozo alargado de metal (por ejemplo un cable) a los polos de una pila eléctrica, dichos electrones se moverán globalmente en el mismo sentido (del polo negativo de la pila hacia el positivo) pa-sando sin mucha dificultad entre los cationes positivos del metal. El hecho de que un cable metá-lico se caliente cuando conduce la corriente eléctrica se debería, según el modelo propuesto, a las interacciones existentes entre los cationes metálicos (en continua vibración) y los electrones que constituyen la corriente, con el consiguiente frenado de éstos. Por esta razón, cuando se disminu-ye mucho la temperatura de un metal, los iones positivos de la red vibran con menos intensidad y disminuye el efecto de frenado de los electrones o lo que, es equivalente, la resistencia del con-ductor al paso de la corriente. El modelo de enlace metálico establecido también explica otras propiedades características de los metales como, por ejemplo, la posibilidad de deformación sin que se produzca rotura (como ocurre en los sólidos iónicos), ya que la deformación del metal supone únicamente un desplazamiento de cationes metálicos que conduce a una nueva situación que apenas se diferencia en nada de la anterior. En las figuras siguientes se puede diferenciar el efecto que produce a nivel atómico una deformación en un sólido metálico y en un sólido iónico:

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6. ¿CÓMO PUEDEN UNIRSE LAS MOLÉCULAS ENTRE SÍ? Las fuerzas de atracción entre moléculas (monoatómicas o poliatómicas) sin carga neta, se conocen con el nombre de fuerzas intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Un caso particularmente interesante de fuerzas entre moléculas es el de las moléculas de agua. El agua es una sustancia que, además de encontrarse en forma de gas, puede encontrarse fácilmente en fase líquida o sólida (hielo), de modo que se nos plantea la cuestión de cuál es el mecanismo mediante el cual las moléculas de agua se unen entre ellas, ya que si no existiera ninguna fuerza de enlace entre sus moléculas, el agua siempre se encontraría en estado gaseoso. A.22. Proponed una posible explicación que de cuenta de cómo es posible que se unan las moléculas de agua entre sí para formar agua líquida o sólida. La molécula de agua, es una molécula muy polar. El átomo de hidrógeno es muy pequeño y tiene una carga parcial positiva. El átomo de oxígeno es muy no metálico y tiene gran apetencia por los electrones del enlace con el hidrógeno, lo que hace que sobre él exista una zona de densidad de carga negativa. Ello abre la posibilidad de que se unan unas moléculas de agua con otras mediante fuerzas de atracción de tipo eléctrico entre polos de distinto signo, tal y como se indica esquemáticamente a continuación: El enlace anterior entre el oxígeno y el hidrógeno de moléculas de agua distintas (representado aquí por una línea punteada) recibe el nombre de enlace de hidrógeno. La carga parcial positiva originada en el átomo de hidrógeno atrae a los electrones del átomo de oxígeno de una molécula vecina. Un enlace de hidrógeno es una unión de tipo intermolecular generada por un átomo de hidrógeno que se halla entre dos átomos no muy grandes y que tienen una fuerte "apetencia" por electrones (en la práctica, además de con el oxígeno solo se da con el nitrógeno y con el flúor). Este tipo de enlace intermolecular es el responsable, por ejemplo, de la existencia de océanos y lagos de agua líquida en nuestro planeta. Si no existiera, las moléculas de agua no estarían unidas tan fuertemente entre sí, por lo que toda el agua se encontraría en forma de gas.

δ+

δ-

δ+

δ-

δ+

δ+ H

O H

H O

H H

O H

H O

H

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ +

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

+ -

112

A.23. En el agua en estado sólido (hielo) existe un gran número de enlaces de hidrógeno entre moléculas de agua. Ello hace que el hielo presente una estructura muy abierta. No obstante, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la fase líquida algunos de esos enlaces se rompen (aunque se conservan todavía bastantes) y por eso el agua líquida es más compacta (más densa) que el hielo. ¿Qué importancia tiene este hecho para el relieve en las altas montañas y la vida en los lagos? El hecho de que el agua en fase sólida (hielo) esté formada por estructuras más abiertas que el agua en fase líquida, hace que, una misma masa de agua ocupe un volumen mayor cuando se hiela que cuando está líquida. En zonas de alta montaña es frecuente que, después de llover durante el día, baje mucho la temperatura de noche o de madrugada, con lo cual el agua retenida en las grietas de las rocas se puede convertir en hielo. Como dicho cambio de fase implica un aumento de volumen, el fenómeno contribuye a que aumenten de tamaño las grietas entre las rocas y a la disgregación de las mismas. Por otra parte, como el hielo es menos denso que el agua líquida, cuando la temperatura baja lo suficiente en una zona de lagos, se forma una capa de hielo que queda flotando y aísla del frío el resto del agua líquida que queda debajo, permitiendo así la vida de animales y plantas en su interior.

RECAPITULACIÓN En este capítulo hemos intentado responder al problema de cómo se unen entre sí átomos y molé-culas para dar lugar a las distintas sustancias químicas. Ello nos ha llevado a introducir los con-ceptos de enlace iónico, covalente y metálico, así como al estudio, a modo de ejemplo, de un tipo de enlace intermolecular (el enlace por puente de hidrógeno). De esta forma, no solo ha sido po-sible una primera aproximación al enlace químico sino también a comprender las propiedades de muchas sustancias, tales como su dureza, fragilidad, si se disuelven o no en agua, si conducen la corriente eléctrica, etc., y las proporciones en que se unen los átomos (por qué, por ejemplo, el cloruro de sodio es NaCl y no Na2Cl). Así pues, estamos ya en condiciones, de abordar en el próximo capítulo, cómo se pueden trans-formar unas sustancias en otras diferentes (los cambios químicos).

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1. Justificad cuántos electrones deberían perder los siguientes átomos: Li, Be, Mg, K, B, Al, Ca; para adquirir en el último nivel de energía la estructura electrónica estable de gas noble. 2. Justificad cuántos electrones deberían ganar los siguientes átomos: F, O, N, P, S; para adquirir en el último nivel de energía la estructura electrónica de gas noble. 3. Indicad si los elementos de la actividad 1 tienen carácter metálico o no metálico, ídem para los elementos de la actividad 2. 4. ¿Qué tipo de enlace cabe esperar entre el Na y el F? ¿y entre el Ca y el O? Justificad las res-puestas y deducid las fórmulas de los compuestos que se obtienen en ambos casos. 5. Explicad, con ayuda de un dibujo, la fragilidad que presentan las compuestos iónicos (por ejemplo el cloruro de sodio). 6. Justificad la formación de las moléculas H2, F2, O2, utilizando estructuras de Lewis. 7. Explicad el tipo de enlace que se forma entre a) potasio y bromo, b) cloro y oxígeno, c) yodo y calcio. 8. Representad las estructuras de Lewis para las moléculas: H2O (agua), NH3 (amoniaco) y CH4 (metano). 9. El tetracloruro de carbono tiene de fórmula CCl4. ¿Qué tipo de enlace se dará entre el átomo de C y cada uno de los átomos de Cl? Representad la estructura de Lewis para este compuesto. 10. Representad las estructuras de Lewis para las moléculas de fluoruro de hidrógeno (HF) y bromo (Br2). Explicad si son moléculas polares. 11. ¿Qué tipo de enlace presentará una sustancia que funde a una temperatura elevada, conduce la corriente eléctrica y se deforma con cierta facilidad? 12. El diamante (carbono puro) presenta enlace covalente entre sus átomos y el yodo también presenta el mismo tipo de enlace entre sus átomos. Sin embargo, ambos tienen propiedades muy diferentes. ¿Cómo se explica? 13. ¿Cómo se explica que los icebergs floten en el agua del mar? 14. Razonad si las siguientes afirmaciones son verdaderas o falsas: a) Los compuestos con enlace covalente que forman moléculas tienen elevado punto de fusión. b) Las fuerzas intermoleculares entre los compuestos que forman moléculas son débiles. 15. ¿Cómo se explica que sustancias como el oxígeno, el hidrógeno, amoniaco, etc., cuyos áto-mos están unidos por enlaces covalentes, que son muy fuertes y por tanto se necesita mucha energía para romperlos, tengan bajos puntos de fusión y ebullición?

6. ENLACE QUÍMICO. ACTIVIDADES DE REFUERZO

114

115

INICIACIÓN A LA FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA

INTRODUCCION En la naturaleza hay muchos millones de sustancias más o menos mezcladas unas con otras. Desde hace mucho tiempo, los científicos han intentado separar de las mezclas naturales algunas sustancias que interesaban por un motivo u otro (obtención de minerales, sustancias con propiedades medicina-les, etc.). En otros casos, el proceso ha sido al revés y, a partir de unas sustancias, mediante las reac-ciones químicas apropiadas, se ha tratado de obtener otras sustancias nuevas, de propiedades diferen-tes a las que tenían las de partida. Estos procesos de separaciones y de síntesis, se han venido repitiendo a lo largo del tiempo y han permitido aislar ya varios millones de compuestos químicos. Sin embargo, como ya sabemos, todos los compuestos existentes están formados por distintas combinaciones de menos de un centenar de elementos químicos. Así, el butano está formado sólo por carbono e hidrógeno, el agua por oxígeno e hidrógeno, etc. Conforme el número de compuestos químicos conocidos fue aumentando, pronto se vio la necesi-dad de inventar un sistema internacional para poder nombrarlos y escribirlos igual por los científi-cos de los distintos países. Las normas para nombrar y formular compuestos, han sido establecidas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Para poder aplicarlas resulta es-pecialmente útil el siguiente sistema periódico corto 1. TABLA PERIÓDICA ABREVIADA

1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª 8ª H1

(hidrógeno) H

(hidrógeno) He

(Helio)

Li (Lítio)

Be (Berilio)

B (Boro)

C (Carbono)

N (Nitrógeno)

O (Oxígeno)

F (Flúor)

Ne (Neón)

Na (Sodio)

Mg (Magnesio)

Al (Aluminio)

Si (Silicio)

P (Fósforo)

S (Azufre)

Cl (Cloro)

Ar (Argón)

K (Potasio)

Ca (Calcio)

Ge (Germanio)

As (Arsénico)

Se (Selenio)

Br (Bromo)

Kr (Kriptón)

Rb (Rubidio)

Sr (Estroncio)

Sn (Estaño)

Sb (Antimonio)

Te (Teluro)

I (Yodo)

Xe (Xenón)

Cs (Cesio)

Ba (Bario)

Pb (Plomo)

Bi (Bismuto)

Rn (Radón)

A.1. Estudiad la tabla anterior aprendiendo de memoria qué elementos forman cada columna.

1 El hidrógeno es un caso especial ya que se trata de un átomo con un solo electrón y, por tanto, le falta uno para tener la estructura electrónica estable del gas noble helio. Cuando se enlace “tenderá”, pues, a ganar un electrón. Por eso, se ha colocado en las columnas 1ª (por tener un electrón de valencia) y 7ª (por tender a ganar un electrón).

116

Además de los elementos anteriores, hay también otros que conviene conocer. Estos son: Cu (cobre), Ag (plata), Au (oro) Zn (cinc), Cd (cadmio), Hg (mercurio) Fe (hierro), Ni (níquel), Co (cobalto) 2. METALES, NO METALES E ÍNDICE DE OXIDACIÓN PRINCIPAL El número de la columna coincide con el número de electrones de la última capa o nivel de energía de los átomos que la forman. Los átomos de los gases nobles (columna 8) son muy estables. El He tiene 2 electrones en el último nivel de energía (se llaman electrones de valencia). Los demás gases nobles tienen todos 8 electrones de valencia. Cabe pensar que los átomos del resto de las columnas, cuando se combinan con otros "tienden" a adquirir estructura electrónica estable de gas noble (2 u 8 electrones de valencia). A.2. Predecid qué iones tenderán a formar los elementos de cada columna del sistema periódico corto anterior. Concretad para el caso de Li, Na, Be, Ca, Al, N, O, Cl. La resolución de la actividad lleva a la conclusión de que los elementos de las columnas 1ª (excepto el hidrógeno), 2ª y 3ª tienden a perder 1, 2 y 3 electrones respectivamente. Por el contrario, los ele-mentos de las columnas 5ª , 6ª y 7ª , tienden a ganar 3, 2 y 1 electrones respectivamente. Los elemen-tos de la cuarta columna tenderían, en principio, a perder o ganar 4 electrones. Los iones que forma-rían los elementos propuestos serían: Li+; Na+; Be2+; Ca2+; Al3+; N3-; O2-; Cl- Cuando dos átomos diferentes se enlazan, siempre hay uno con más "apetencia" de electrones que otro, se dice que es más electronegativo. Los elementos cuyos átomos pueden perder los electrones de valencia más fácilmente, se denominan metálicos. El carácter metálico aumenta hacia la izquier-da y abajo del sistema periódico. Los elementos cuyos átomos pueden ganar electrones más fácil-mente, se denominan no metálicos. El carácter no metálico aumenta hacia la derecha y arriba del sistema periódico. En general, cuanto más no metálico es un elemento, es también más electronega-tivo.

1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª

El número de electrones sobre los que un átomo gana o pierde dominio, cuando se enlaza con otro, se llama índice (o número) de oxidación (positivo si se pierde dominio, negativo si se gana). A.3. Razonad cuál sería el índice de oxidación principal ( o número de electrones que a un átomo le sobran o le faltan para tener estructura electrónica estable de gas noble) de los elementos de cada columna del sistema periódico corto.

más no metálico

más metálico

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Exceptuando al hidrógeno, los elementos de las columnas 1ª , 2ª , y 3ª tendrían como índice de oxida-ción I, II, y III (positivos) ya que han de perder 1, 2, y 3 electrones respectivamente para adquirir estructura electrónica de gas noble. Los de la columna cuarta, actuarán con índice de oxidación IV. Para terminar, los de las columnas 5ª , 6ª y 7ª , tendrían como índices de oxidación principal, III, II y I (negativos), ya que han de ganar 3, 2 y 1 electrones respectivamente para completar su octeto. Fijémonos que el índice de oxidación principal, en valor absoluto, coincide con el número de la co-lumna del sistema periódico (en las cuatro primeras columnas) y con el número que hay que añadir (también en valor absoluto) al de la columna hasta obtener 8 (en el caso de las columnas 5ª , 6ª y 7ª ), tal y como se indica en el siguiente esquema.

1ª 2ª 3ª 4ª 5ª 6ª 7ª +I +II +III IV -III -II -I

Además de los anteriores, hay que recordar los índices de oxidación de los metales siguientes (que se justificarán en cursos superiores): Cu (+I, +II) Zn (+II) Fe (+II, +III)

Ag (+I) Cd (+II) Ni (+II, +III)

Au (+I, +III) Hg (+I, +II) Co (+II, +III) 3. COMBINACIONES ENTRE METALES Y NO METALES (SALES BINARIAS) A continuación trataremos acerca de los compuestos que se forman cuando se combinan dos ele-mentos (uno metálico y el otro no metálico). Nos centraremos en el caso de que ninguno de los dos sea el hidrógeno ni el oxígeno (sales binarias neutras). Nomenclatura de las sales binarias: Nombre del no metal acabado en URO, seguido del nombre del metal, con indicación del índice de oxidación de este último en números romanos y entre parén-tesis (sólo en el caso de que tenga más de uno). Ejemplos: CaCl2 cloruro de calcio; Fe2S3 sulfuro de hierro (III) Explicación: El metal pierde electrones y el no metal los gana. En el caso del CaCl2, por ejemplo, el átomo de calcio (segunda columna del sistema periódico) ha de perder 2 electrones (para quedar con estructura electrónica estable de gas noble), pero el átomo de cloro (séptima columna del sistema periódico) sólo puede ganar 1 electrón, por lo tanto, se necesitan dos átomos de cloro por cada átomo de calcio. Regla práctica para la formulación de las sales binarias: 1º) Se escribe el símbolo del metal seguido del símbolo del no metal 2º) Intercambiar los números de oxidación, colocándolos como subíndices (si es 1, no se pone). 3º) En caso de ser posible, se simplifica dividiendo por un número entero.

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Ejemplo: Sulfuro de plomo (IV): Primero se escribe PbS, luego se intercambian los números de oxidación (siempre como subíndices y en valor absoluto) Pb2S4; finalmente se simplifica dividiendo por 2, con lo que queda: PbS2 A.4. Formulad: a) nitruro de calcio, b) Ioduro de cobre (I), c) sulfuro de aluminio A.5. Nombrad los siguientes compuestos: a) AlBr3 b) K2 S c) AgBr 4. COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO CON UN METAL (HIDRUROS) Cuando el hidrógeno se combina con un metal se comporta como si "intentara" ganar un electrón (para así adquirir la estructura electrónica del He), por tanto en estos compuestos el hidrógeno siem-pre actúa con índice de oxidación -I (y el metal, con el que le corresponda). Se denominan hidruros.

1ª 2ª 3ª H +I +II +III -I

Nomenclatura de los hidruros: A la palabra hidruro se le añade el nombre del metal. Si se trata de un metal que puede actuar con varios índices de oxidación, se especifica cuál, indicándolo entre pa-réntesis. Ejemplos: MgH2 = Hidruro de magnesio. CuH = Hidruro de cobre (I). Explicación: El átomo de hidrógeno tiene tendencia a adquirir un electrón para quedar con la misma estructura electrónica estable del gas noble helio. Por ello, cuando se combine con un elemento muy metálico, podemos pensar que el metal pierde electrones y que el hidrógeno los gana. En el caso del MgH2, por ejemplo, el Mg (segunda columna del sistema periódico) ha de perder 2 electrones para adquirir estructura electrónica estable de gas noble, mientras que el hidrógeno sólo puede ganar 1 electrón, por eso se necesitan 2 átomos de H por cada átomo de Mg y la fórmula del compuesto es MgH2. Regla práctica para la formulación de los hidruros: 1º) Se coloca el símbolo del metal seguido del símbolo del hidrógeno 2º) Se le coloca al hidrógeno, en forma de subíndice, el número (en valor absoluto) que indica el índice de oxidación del metal (sólo si es distinto de 1) Ejemplo: Hidruro de hierro (III) Primero se escribe Fe H, luego se le pone al H como subíndice, el número 3, indicativo del índice de oxidación con que actúa el hierro, con lo que queda: Fe H3 A.6. Formulad: Hidruro de sodio; hidruro de cinc; hidruro de boro A.7. Nombrad: CoH3; BeH2; CuH2

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5. COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO CON UN NO METAL Las combinaciones binarias del H con los no metales de la sexta y séptima columna del sistema pe-riódico se denominan haluros de hidrógeno. Cuando éstos se disuelven en agua forman disolucio-nes acuosas ácidas y en ese caso se denominan hidrácidos. Tanto el hidrógeno como el no metal, tienen "apetencia" por los electrones, por lo que los enlaces en estos compuestos serán fundamentalmente covalentes (compartirán electrones). Como el no metal que acompaña al H es más electronegativo que él, se forman enlaces covalentes polares y, en consecuencia, el H actúa con índice de oxidación +I, mientras que el no metal actúa con su índice de oxidación principal (negativo) “tratando” de adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo.

H 6ª 7ª +I -II -I

Nomenclatura de los haluros de hidrógeno e hidrácidos: El nombre del no metal acabado en URO seguido de la expresión: de hidrógeno. En disolución acuosa se nombran anteponiendo la palabra ácido al nombre del no metal acabado en HIDRICO. Ejemplos: HCl = Cloruro de hidrógeno (en disolución acuosa ácido clorhídrico). H2S = Sulfuro de hidrógeno (en disolución acuosa ácido sulfhídrico). Explicación: El no metal tiene tendencia a ganar electrones (uno o dos según sea de la 7ª o de la 6ª columna respectivamente) mientras que el hidrógeno posee un único electrón y le falta otro para tener estructura electrónica estable de gas noble. Ello hace que se enlacen covalentemente. Así, en el caso del H2S, por ejemplo, al átomo de S (sexta columna) le faltan dos electrones, por lo que compartirá dos de sus electrones de valencia con otros tantos átomos de hidrógeno, según el esquema siguiente:

S... .....

H H Regla práctica para la formulación de los haluros de hidrógeno e hidrácidos. 1º) En primer lugar se coloca el símbolo del hidrógeno seguido del correspondiente al no metal. 2º) Se intercambian los números de oxidación colocando como subíndice del hidrógeno el índice de oxidación principal correspondiente al no metal (el del H es I y no se escribe). Ejemplo: Seleniuro de hidrógeno. Primero se escribe HSe. Luego se le coloca un 2 al H como subín-dice, porque el índice de oxidación principal del selenio (sexta columna del sistema periódico) es II. Al selenio habría que colocarle un 1 (índice de oxidación de H es I) pero, por convenio, cuando es 1 no se escribe. Cuando el H se combina con ciertos elementos como el oxígeno, nitrógeno etc., los compuestos formados reciben nombres especiales: NH3 = amoniaco. H2O = agua. CH4 = metano. A.8. Formulad: a) Fluoruro de hidrógeno. b) Ioduro de hidrógeno

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6. COMBINACIONES BINARIAS DEL OXIGENO CON UN METAL (ÓXIDOS METÁLICOS) Cuando el oxígeno reacciona con un metal forma un óxido metálico. En estos compuestos, el oxíge-no (que es muy no metálico y muy electronegativo) siempre actúa índice de oxidación -II, tratando de ganar los 2 electrones que le faltan para adquirir configuración electrónica estable de gas noble. El metal, en cambio, lo que hace es perder electrones.

1ª 2ª 3ª O +I +II +III -II

Nomenclatura de los óxidos metálicos: A la palabra óxido se añade el nombre del metal. En caso de que el metal presente varios índices de oxidación, se especifica de cuál de ellos se trata, poniéndolo entre paréntesis al final (y en números romanos). Ejemplos: CuO = Óxido de cobre (II); Al2O3 = Óxido de aluminio. Explicación: Cada átomo de oxígeno ha de ganar dos electrones. El átomo del metal ha de cedérse-los perdiendo los electrones que indique el índice de oxidación con el que actúe. Así, por ejemplo, el óxido de aluminio, ha de ser Al2O3 porque un átomo de aluminio pierde dominio sobre 3 electrones y uno de oxigeno gana dominio sobre dos, por lo que harán falta dos átomos de Al por cada 3 áto-mos de O (de esa forma los dos átomos de Al pierden en total 6 electrones, que son los que ganan 3 átomos de oxígeno). Regla práctica para la formulación de los óxidos metálicos: 1º) Se escribe el símbolo del metal seguido del símbolo del oxígeno. 2º) Se intercambian, como subíndices, los respectivos números de oxidación (en valor absoluto y numeración decimal). 3º) Si se puede, se simplifica dividiendo por un número entero. Ejemplos: Oxido de berilio = BeO; Oxido de hierro (III) = Fe2O3 ; Oxido de plomo (IV) = PbO2 Explicación: En el primer ejemplo anterior el Be ha de perder dos electrones para tener una estructu-ra más estable, mientras que el O los gana, por tanto la fórmula empírica del compuesto será BeO, indicando que por cada Be hay un O. De esa forma el compuesto es neutro. Siguiendo las indicacio-nes habríamos escrito Be2O2 y luego simplificando obtenemos BeO. Análogamente se pueden inter-pretar los restantes. Un óxido muy importante, aunque el C no puede considerarse como un metal, es el CO2. Su nombre sería óxido de carbono (IV), aunque se le designa habitualmente como dióxido de carbono (y anti-guamente como anhídrido carbónico). A.9. Formulad: Óxido de litio, óxido de hierro (II), óxido de cobre (I) A.10. Nombrad: K2O, BaO, ZnO

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7. COMBINACIÓN ENTRE UN METAL Y EL GRUPO OH- (HIDRÓXIDOS) Los hidróxidos son compuestos iónicos en los que el ion negativo o anión es el: OH- y el ion positi-vo o catión es un metal. En estos compuestos, el índice de oxidación del grupo hidróxido será siempre –I mientras que el del metal será positivo. El número de iones OH- tendrá que ser el necesa-rio para compensar la carga positiva del metal. Nomenclatura de los hidróxidos: Se añade a la palabra hidróxido el nombre del elemento o grupo que le acompaña. En el caso de que este último tenga más de un índice de oxidación se indicará, como siempre, en números romanos y entre paréntesis. Ejemplos: Fe(OH)2 = hidróxido de hierro (II); Al(OH)3 = hidróxido de aluminio. Formulación de los hidróxidos: 1º) Se escribe el símbolo del metal seguido del grupo OH. 2º) Se intercambian los números de oxidación de forma que al grupo (OH ) se le coloca como subín-dice el número correspondiente al índice de oxidación con que actúa el metal. (Recordad que, si el índice es I, no se ha de escribir). Ejemplo: Hidróxido de cobre (II) = Cu(OH)2 ya que se utiliza el Cu2+ y por tanto necesitamos 2 de OH- para compensar la carga. A.11. Formulad los siguientes compuestos: hidróxido de plomo (II), hidróxido de aluminio, hidróxi-do de bario, hidróxido de sodio, hidróxido de cinc. 8. OTROS COMPUESTOS Hemos aprendido a formular y nombrar diferentes tipos de compuestos químicos (sales binarias, hidruros, haluros de hidrógeno, óxidos metálicos e hidróxidos). En cursos superiores se estudia la formulación y nomenclatura de otros grupos de compuestos tales como los óxidos no metálicos, los oxoácidos y las oxisales. No obstante, conviene familiarizarse aquí con algunos casos importantes como los que, a título de ejemplo, damos a continuación: 7.1. Óxidos no metálicos: SO3 (trióxido de azufre); CO (monóxido de carbono); NO2 (dióxido de nitrógeno); CO2 (dióxido de carbono). 7.2. Oxoácidos: H2SO4 (ácido sulfúrico); HNO3 (ácido nítrico); H2CO3 (ácido carbónico) 7.3. Oxisales: CuSO4 sulfato de cobre (II); AgNO3 (nitrato de plata); Na2CO3 (carbonato de sodio).

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ACTIVIDADES DE RECAPITULACIÓN

Formulad Nombrad

hidróxido de hierro (III) LiH

hidróxido de berilio CuH

hidróxido de cinc CoH3

hidróxido de cadmio H2Te

hidróxido de cobre (I) HBr

hidróxido de níquel (II) NH3

hidruro de aluminio BH3

hidruro de bario KI

cloruro de hidrógeno FeCl2

sulfuro de hidrógeno Al (OH)3

ácido fluorhídrico Fe2 S3

ácido selenhídrico H2 S

óxido de cobalto (III) HgO

óxido de hierro (II) PbF2

óxido de cobre (II) BeCl2

óxido de estaño (IV) CaF2

óxido de magnesio CuH2

dióxido de carbono SO3

nitruro de mercurio (II) CdH2

ioduro de plomo (II) Al2O3

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Hasta aquí hemos visto que la estructura del átomo (cómo son los átomos por dentro) y el enlace químico (cómo se unen unos átomos con otros) permiten explicar algunos hechos problemáticos como, por ejemplo: la existencia de familias de elementos con propiedades parecidas, la propor-ción en que se unen los átomos para formar compuestos y las diferentes propiedades que presen-tan los distintos tipos de compuestos. No obstante, entre los problemas sin resolver queda pen-diente una importante cuestión: ¿Cómo explicar los cambios en los que, a partir de unas sustancias, se pueden obtener otras dis-tintas, con propiedades que pueden ser muy diferentes de las de las sustancias iniciales? A este tipo de cambios se les denomina cambios químicos, transformaciones químicas o reaccio-nes químicas. A las sustancias iniciales se las conoce como sustancias reaccionantes (o reacti-vos) y a las que se obtienen a partir de ellas como productos de la reacción. 1. ¿QUÉ INTERÉS PUEDE TENER ESTUDIAR LOS CAMBIOS QUÍMICOS? A.1. ¿Qué importancia puede tener la obtención de nuevas sustancias? Reflexionad sobre esta cuestión y proponed distintos ejemplos concretos, en los que se pueda apreciar la importancia (para la sociedad y el ser humano en general) de algunos de los tipos de sustancias obtenidas mediante reacciones químicas. Una reflexión como la que se demanda en la actividad anterior, puede conducir a un gran número de propuestas, a menudo con referencias específicas a sustancias tales como la aspirina, la dinamita, algunas drogas, etc. No es difícil hacer una clasificación como la siguiente: ü Explosivos. La dinamita y otros explosivos son fruto de reacciones químicas y se utilizan en

la construcción de carreteras, túneles, obtención de minerales, etc. ü Los combustibles que se obtienen del petróleo, como la gasolina (transporte) o el butano (co-

cinar alimentos, calefacción, etc.). ü Medicamentos. Productos como la aspirina, los antibióticos como la penicilina, la píldora

anticonceptiva (control de la natalidad), los anestésicos (para evitar el dolor), las vitaminas, la píldora de Viagra (para mejorar la sexualidad de muchas personas), etc.

ü Abonos para plantas. Ciertos productos (sulfatos, nitratos, fosfatos) fabricados

artificialmente permiten aumentar el rendimiento de muchos cultivos al conseguir que las plantas se desarrollen más rápidamente y mejor.

ü Herbicidas y plaguicidas. Se trata de sustancias para combatir las malas hierbas y las plagas

que atacan a las plantas. Su utilización ha permitido obtener un mayor rendimiento de las co-sechas, aumentando su eficacia y haciendo posible que la superficie del suelo que se dedica a los cultivos en todo el mundo (con más de 6000.000.000 de habitantes) sea la misma que hace 50 años (con tan solo 2500.000.000 de habitantes).

7. LOS CAMBIOS QUÍMICOS

¿Cómo se transforman unas sustancias en otras nuevas, de propiedades diferentes?

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ü Plásticos. El uso de plásticos para fabricar invernaderos ha supuesto una autentica revolución al permitirnos disponer de frutas y verduras durante todo el año. Los plásticos, tienen multi-tud de otros usos: bolsas, recipientes, tubos y cañerías, ventanales, envases y diversos objetos (juguetes, bolígrafos, muebles, etc.). La incorporación de materiales plásticos a los automóvi-les (más ligeros que los metales), hace que éstos pesen menos y gasten menos combustible.

ü Conservantes, potenciadores del sabor y colorantes. En la industria alimentaria tienen gran

importancia muchas sustancias que se incorporan a los alimentos para evitar que se estropeen demasiado rápidamente, otras para resaltar o darles sabor u aroma y otras para colorearlos.

ü Fibras sintéticas. La fabricación de tejidos sintéticos artificiales a partir del petróleo, algunos

de los cuales no precisan plancharse, ha sido de gran importancia en la confección de prendas de vestir y el aumento en la disponibilidad de tiempo libre. Así, por ejemplo, se dice que una sola fábrica de acrilonitrilo (un tipo de fibra sintética) que ocupa una extensión similar a la de un campo de fútbol, permite producir la misma cantidad de fibra que un rebaño de 12 millo-nes de ovejas (que, evidentemente, necesitarían una extensión de pastos enorme). Nuevas fi-bras sintéticas tales como el gore-tex (impermeable y transpirable) se están incorporando ma-sivamente a prendas deportivas.

ü Materiales para la construcción. En la construcción (casas, carreteras, etc.), se utilizan di-

versos materiales tales como el mármol, yeso, cemento, pinturas, asfalto, vidrio, hierro, alu-minio, plásticos, barnices, etc.

ü Productos de limpieza y cosméticos. Jabones, detergentes, lejía, amoniaco, abrillantadores,

ceras para el suelo, etc., son productos que han permitido una mayor higiene de la población. De igual forma, los perfumes y cosméticos en general (tintes de pelo, cremas antiarrugas, pro-tectores solares, etc.) hacen que nos encontremos mejor y con un aspecto más agradable.

Podríamos citar otros muchos materiales y productos importantes que se producen artificialmente mediante reacciones químicas. La lista sería prácticamente interminable: papel, quitamanchas, cristales líquidos, cintas de vídeo, cerámica, superconductores, caucho sintético para neumáticos, preservativos (para evitar enfermedades de transmisión sexual y embarazos no deseados), etc. A.2. De acuerdo con lo anterior, no cabe duda de que, en gran parte, debemos a la industria química el nivel de vida y las comodidades a que estamos acostumbrados. Sin embargo, a veces también se fabrican productos químicos con el propósito de destruir y en muchos casos, la fabricación masiva de ciertos productos entraña riesgos considerables o tiene efectos secundarios perjudiciales. Reflexionad sobre ello citando algunos casos concretos en donde esto ocurra. La resolución de la actividad anterior, puede conducir a considerar ejemplos como los que, en orden aleatorio, se enumeran a continuación: ü Efecto invernadero. El dióxido de carbono (CO2) es un gas que forma parte del aire, pero su

concentración en la atmósfera está aumentando mucho en los últimos años, ya que anualmen-te se producen en el mundo muchos millones de toneladas de este gas debido, sobre todo, a la combustión de la gasolina y otros derivados del petróleo (coches, calefacción, centrales tér-micas, etc.). Por otra parte la destrucción masiva de bosques hace que cada vez haya menos plantas capaces de absorber CO2 mediante la fotosíntesis. El CO2 es uno de los gases respon-sables del "efecto invernadero" que está produciendo un recalentamiento del planeta y una al-teración del clima.

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ü Lluvia ácida. En muchas reacciones químicas de utilización masiva, además de producirse las sustancias o los efectos deseados por nosotros, también se producen sustancias de efectos nocivos. Por ejemplo, la contaminación atmosférica y la lluvia ácida, se deben fundamental-mente a la presencia de ciertos gases en la atmósfera, como los óxidos de nitrógeno y de azu-fre. Dichos gases se generan, por ejemplo, al quemar combustibles fósiles (derivados del pe-tróleo y carbón). En la atmósfera reaccionan con el vapor de agua y dan lugar a lluvias ácidas, causantes de la destrucción de muchos bosques y el deterioro de los monumentos de piedra (catedrales, etc.). La existencia de contaminantes atmosféricos hace que en la actualidad, en algunas grandes ciudades, como la capital de Méjico, se deba restringir el uso de vehículos y que, incluso, haya momentos en los que se aconseje que los niños no corran o hagan ejercicio físico en el patio de las escuelas.

ü Destrucción de la capa de ozono. Algunos productos químicos presentes en los aerosoles

(gases utilizados como propelentes de insecticidas, etc.) y en algunos electrodomésticos (ga-ses en frigoríficos y aparatos de aire acondicionado), cuando se liberan a la atmósfera, destru-yen la capa de ozono (O3) que nos protege de la radiación ultravioleta procedente del Sol. Es-to ha hecho que aumenten de forma alarmante los casos de cáncer de piel.

ü Fabricación de armas químicas y de drogas. Mediante las reacciones químicas es posible

fabricar también productos que se utilizan en las guerras (explosivos, napalm, gases tóxicos, etc.). Asimismo se fabrican también drogas sintéticas cuyo consumo supone a menudo serios problemas de adicción y un grave costo económico a la sanidad pública.

La lista de materiales con efectos negativos sobre las personas y el medio ambiente podría seguir aumentando. Pensemos, por ejemplo, en la inmensa cantidad de latas, envases y bolsas (hojalata, aluminio, plásticos, etc.); los metales tóxicos o muy tóxicos, como el mercurio, plomo, cadmio, etc., que se utilizan en la fabricación de muchos productos (pilas y baterías eléctricas, pinturas, etc.); el plástico PVC (ventanales, puertas, envases, bolsas, vasos, persianas, tuberías, etc.) de graves efectos contaminantes. Contaminación de aguas subterráneas y productos del campo cau-sada por la utilización masiva de abonos químicos, herbicidas y plaguicidas en general; vertidos de petróleo al mar, etc., etc. La existencia a la vez de aspectos tan positivos y otros tan negativos, hace que no se pueda con-testar de manera simple a la pregunta de si la fabricación de nuevas sustancias es algo positivo o negativo para la humanidad y el medio ambiente. Quizás la pregunta debería ser a qué hemos de renunciar y qué límites y controles hemos de poner los seres humanos para lograr un desarrollo sostenible que sea respetuoso con nosotros mismos, nuestros descendientes y la propia naturaleza. En este sentido, las decisiones de los gobiernos tienen una gran importancia, pero también las que podamos tomar cada uno de nosotros. A.3. Sugerid posibles acciones, que podamos llevar a cabo fácilmente, y que tengan una inciden-cia positiva en la limitación y control de productos que pueden causar daño a las personas y/o al medio ambiente. Entre otras cabe referirse a la utilización de la bicicleta, caminar y transporte público (para dismi-nuir el consumo de combustibles y, en consecuencia, la contaminación atmosférica, lluvia ácida y efecto invernadero), conducir a velocidad moderada, usar varias veces las mismas bolsas de plás-tico, no consumir drogas, utilizar preferentemente aquellos productos que sean respetuosos con el medio ambiente, ducharse en vez de bañarse, no estar demasiado tiempo en la ducha consumien-do agua caliente (para producir electricidad se usan también centrales térmicas que contaminan la atmósfera con CO2 y óxidos de azufre), no malgastar papel, no tener aparatos eléctricos encendi-

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dos inútilmente, bajar y subir escaleras andando en vez de usar el ascensor, utilizar envases de vidrio retornables, llevar las pilas gastadas y los tubos fluorescentes a comercios en los que sean recogidos para reciclarlos, usar los recipientes que existen para depositar vidrio y papeles, votar a partidos políticos que se comprometan en impulsar medidas de protección al medio ambiente, etc. Con objeto de iniciar el estudio de las reacciones químicas, conviene que comencemos realizando algunos ejemplos prácticos. En todos los casos, es necesario estar acompañados por el profesor o la profesora, que indicarán las medidas de precaución adecuadas. 2. REALIZACIÓN Y OBSERVACIÓN DE ALGUNAS REACCIONES QUÍMICAS A.4. Realizad las siguientes reacciones químicas en el laboratorio (o algunas de ellas) y anotad los cambios que se observen en cada caso. Reacción de ácido clorhídrico con el cinc. Al introducir un trozo de cinc (menos de 1 g) en un erlenmeyer que contenga ácido clorhídrico concentrado, se desprende un gas (hidrógeno), que podemos recoger si realizamos el montaje de la figura siguiente:

En el montaje propuesto, la cubeta contiene agua y la probeta se ha llenado previamente de agua antes de darle la vuelta (tapando para que no se salga) y colocarla como se indica. Puede compro-barse que el gas recogido de esta forma es hidrógeno si, después de extraer la probeta de la cubeta con agua, sin inclinarla, aplicamos una llama a la boca de dicha probeta. Se observa cómo se pro-duce una pequeña explosión, resultado de la rápida reacción del hidrógeno con el oxígeno del aire, al tiempo que se produce agua, que se deposita sobre las paredes interiores de la probeta (se observará cómo éstas se empañan). Es importante no inclinar la probeta para evitar que el hidró-geno se mezcle con el aire dando lugar a una mezcla explosiva. Si se hace así no hay ningún peli-gro. No obstante se trata de una experiencia que hay que realizar en presencia del profesor o pro-fesora y con las adecuadas medidas de precaución (entre otras, colocarse unas gafas protectoras). Combustión del magnesio. Para realizar esta reacción se precisa únicamente un pequeño trozo de cinta de magnesio y unas pinzas largas de madera con las que sujetarla. Una vez que se ha hecho esto, se trata de alejar la cinta lo más posible de nosotros y, manteniéndola así, prender fuego al extremo libre de la cinta. Comprobaremos que arde rápida y violentamente, produciendo una luz muy intensa. (Esta reacción se ha venido utilizando en fotografía para obtener la ilumina-ción necesaria). Conviene dejar caer las cenizas de la combustión sobre una cápsula de porcelana y no mirar directamente al magnesio en combustión.

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Obtención de plomo a partir de óxido de plomo y carbono. En este caso se necesita disponer de óxido de plomo y carbón activo. En un tubo de ensayo se echa un poco de cada una de estas sustancias (cantidades similares) y se mezclan moviendo el tubo. A continuación se sujeta el tubo con ayuda de unas pinzas largas de madera y se coloca directamente a la llama. Para que la reac-ción ocurra la llama ha de ser muy potente. (Hay que tomar precauciones y no acercarse al cuerpo el tubo caliente ni la llama). Se observará un cambio de color que pasará del naranja al amarillo y, posteriormente, se apreciará la formación de una bolita de plomo fundido (color gris metálico), que se puede extraer fácilmente del tubo (todavía caliente) si se vuelca éste sobre una cápsula de porcelana. Reacción entre ioduro de potasio y nitrato de plomo (II). Se necesita preparar previamente una disolución acuosa de ioduro de potasio (KI) y otra de nitrato de plomo (II), cuya fórmula es Pb(NO3)2. Para ello podemos echar en un vaso de precipitados un poco de soluto (basta con me-nos de 1 gramo) y añadir agua destilada hasta que se disuelva totalmente. Obtenemos así dos di-soluciones transparentes. Luego, con ayuda de un embudo podemos echar unos 5 ml de una de las disoluciones (por ejemplo la de nitrato) en un tubo de ensayo. Seguidamente, con un cuentagotas, tomamos un poco de la otra disolución y añadimos unas gotas al tubo de ensayo.

KI

Pb(NO )3 2 PbI2

Comprobaremos que, inmediatamente que añadimos las gotas de la disolución de KI, se forma un precipitado amorfo de color amarillo de ioduro de plomo (II), que desaparece al calentar. Si pos-teriormente se enfría (por ejemplo metiendo el tubo en un recipiente con agua), se producen unos cristalitos de ioduro de plomo (II) de color amarillo (lluvia de oro). 3. DISTINCIÓN ENTRE CAMBIO FÍSICO Y CAMBIO QUÍMICO En los ejemplos anteriores, habréis tenido ocasión de comprobar algunos efectos que, parecen ser, característicos de las reacciones químicas: desprendimiento de un gas, formación de un precipitado, cambio de color, etc. No obstante, esos efectos, en sí mismos, no siempre garantizan que haya tenido lugar un cambio químico. Pensemos por ejemplo, en el cambio de color (y sabor) que se produce cuando mezclamos café con leche, en las burbujas de gas que se desprenden al abrir una botella de cava, en la sustancia de color blanco que se deposita en las resistencias de los lavaplatos y lavadoras, en la sustancia blanca que precipita al dejar enfriar leche en un vaso, etc., que no son indicativos de ninguna reacción química. A.5. ¿Por qué los cambios que acabamos de citar no se asocian a una reacción química?

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Para que pueda hablarse de una reacción química, han de producirse nuevas sustancias (productos de la reacción) diferentes a las sustancias iniciales (reaccionantes), cosa que no ocurre en ninguno de los ejemplos que acabamos de citar. Sin embargo, en los ejemplos de reacciones que hemos visto anteriormente, sí que se producían nuevas sustancias. Así, al reaccionar el ácido clorhídrico con cinc, se desprende hidrógeno, al reaccionar el nitrato de plomo (II) con el ioduro de potasio se obtienen unos cristalitos amarillos de una nueva sustancia, que no había antes, llamada ioduro de plomo (II) y al arder el magnesio, se produce óxido de magnesio. El problema esencial para decidir si ha habido o no una reacción química es, pues, determinar si se han producido o no nue-vas sustancias que no estaban presentes en las sustancias reaccionantes. A.6. Clasificad los siguientes procesos como químicos o como físicos, señalando los criterios utilizados para ello: obtención del vino a partir del mosto, destilación del vino, dilatación de un gas, evaporación del agua, combustión del gas butano, corrosión del hierro, disolución de sal común en agua, obtención de hierro a partir de sus minerales. En la destilación del vino se obtiene alcohol (etanol), pero esa sustancia no es nueva, sino que ya estaba presente (disuelta) en el vino. (Un vino que tenga, por ejemplo, 12º quiere decir que con-tiene 12 ml de alcohol por cada 100 ml de vino). El vino es una mezcla de distintas sustancias y, una de ellas, es el alcohol. Al dilatarse un gas, tiene lugar un aumento de volumen pero no se produce ninguna sustancia nueva a causa de ello. Análogamente ocurre en los cambios de estado físicos: cuando, por ejem-plo, se pasa de agua líquida a vapor, la sustancia sigue siendo agua (algunas personas piensan, erróneamente, que el vapor de agua es una mezcla de hidrógeno y de oxígeno). La combustión del gas butano (o de cualquier otra sustancia), sí que es una reacción química en la que el butano (o la sustancia que sea) se combina con el oxígeno del aire para dar sustancias nue-vas (en el ejemplo del butano se producen CO2 y H2O). Análogamente ocurre en la corrosión del hierro donde se produce una nueva sustancia que no había antes (óxido de hierro). Una disolución de sal común en agua, no se considera una reacción química porque la sal puede recuperarse por evaporación cuidadosa del agua, por lo que este proceso sería un cambio físico. La obtención del hierro a partir de sus minerales es una reacción química similar a la que hemos propuesto sobre la obtención de plomo a partir de óxido de plomo y carbón activo. Es cierto que los átomos de hierro están presentes en el mineral de hierro de que se parta, pero no están sim-plemente mezclados con otros sino que se hallan enlazados con otros átomos, formando com-puestos químicos (por ejemplo óxidos de hierro). Se trata de una reacción de descomposición. 4. UN MODELO ELEMENTAL PARA LAS REACCIONES QUÍMICAS Hemos visto que, lo que caracteriza esencialmente a una reacción química es que, a partir de unas sustancias, llamadas reaccionantes, se obtengan otras sustancias diferentes (que no estaban antes), llamadas productos de la reacción:

SUSTANCIAS REACCIONANTES

PRODUCTOS DE LA REACCIÓN

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No obstante, sabemos que todas las sustancias químicas están formadas, en general, por agrupa-ciones de átomos (como, por ejemplo, las moléculas: H2O, NH3, O2, etc.) y que los átomos, en las reacciones químicas, no se crean ni se destruyen. A.7. Si en cualquier cambio químico que se realice en un recipiente cerrado los átomos que in-tervienen son siempre los mismos, ¿cómo se puede explicar entonces que formen nuevas sustan-cias? Debemos pensar que, en los productos hay los mismos átomos que en los reaccionantes, solo que formando enlaces distintos a los que formaban en los reaccionantes. Así, por ejemplo, al reaccio-nar hidrógeno (H2) con oxígeno (O2) se forma agua (H2O). Como vemos, tanto en los reaccionan-tes como en los productos hay los mismos átomos (de hidrógeno y de oxígeno), pero en los reac-cionantes esos átomos están unidos formando moléculas de H2 (enlace H-H) y de O2 (enlace O=O), mientras que en el producto de la reacción, están unidos de forma diferente (dos enlaces H-O) dando lugar al agua (H2O), una sustancia muy diferente al oxígeno y al hidrógeno. A.8. Explicad, a modo de hipótesis, cómo puede producirse una reacción química. Señalad las principales etapas del proceso. Concretad, por ejemplo, para el caso de la transformación de hidrógeno y oxígeno en agua. Para que una reacción tenga lugar se necesita una ruptura de los enlaces existentes en las sustan-cias reaccionantes que permita la formación de nuevos enlaces, es decir, la formación de nuevas sustancias (productos de la reacción). El choque entre partículas (que ya sabemos que no son bo-las macizas) hace posible tanto la ruptura de enlaces (si la energía del choque es suficiente) como el establecimiento de nuevas uniones. El modelo que estamos manejando permite pensar que esto ocurre porque las partículas que chocan con una dirección favorable han de superar una energía mínima necesaria para que se puedan romper unos enlaces y formar otros (es decir, para que el choque sea "efectivo").

Moléculas de oxígeno Moléculas de agua

+

Moléculas de hidrógeno

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En el ejemplo considerado existen moléculas de 2H y de 2O que, tras reaccionar, producen mo-léculas de H2O. En nuestro caso, el átomo de oxígeno suelto podría reaccionar con una molécula de hidrógeno y obtener así otra molécula de agua: El agua es una sustancia que, aunque está formada por átomos de hidrógeno y de oxígeno, tiene unas propiedades muy distintas a las sustancias hidrógeno (H2) y oxígeno (O2). El agua funde a 0ºC, hierve a 100 ºC, y tiene una densidad de 1 g/cm3, mientras que el hidrógeno, por ejemplo, es una sustancia que funde a -259 ºC, hierve a -253ºC, tiene una densidad de tan solo 0’0007 g/cm3 (a temperatura ambiente y 1 atm de presión) y además es inflamable. Así pues: En una reacción química los átomos son los mismos en los reaccionantes y en los productos pero, el hecho de estar unidos de forma diferente, hace que los productos de la reac-ción sean sustancias de propiedades distintas a las que tenían las sustancias de partida. Este modelo elemental de reacción química nos indica que en una reacción, a nivel microscópico, lo que tiene lugar es una "reorganización" de los átomos que constituyen las sustancias reaccio-nantes, para dar lugar a nuevas sustancias. El proceso se puede esquematizar globalmente (es decir, aunque no sepamos los posibles pasos intermedios) diciendo que cada molécula de oxígeno que reacciona, lo hace con dos de hidrógeno para formar dos moléculas de agua: En la práctica, toda reacción química se representa mediante una ecuación llamada “ecuación química” que en nuestro caso sería la siguiente:

O2 (g) + 2 H2 (g) → 2 H2O(g)

En ella, como podemos ver, están representadas todas las sustancias que participan en la reacción (tanto reaccionantes como productos), la proporción en que se combinan y la fase de cada sustan-cia (en las condiciones de presión y temperatura a que tiene lugar la reacción). La ecuación anterior puede leerse diciendo que: En la síntesis del agua, cada molécula de oxígeno que reacciona lo hace con dos de hidrógeno para formar dos moléculas de agua.

+

O2 H2 H2

H2O

H2O

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Los números que hay delante de las fórmulas se llaman coeficientes. Normalmente son los nú-meros enteros más pequeños posibles, pero no hay inconveniente en poner números más grandes o incluso fracciones, siempre que se respete la proporción. Así la reacción de formación del agua también podría expresarse mediante otras ecuaciones como, por ejemplo: 4 H2 (g) + 2 O2 (g) → 4 H2O(g) ; 10 H2 (g) + 5 O2 (g) → 10 H2O(g) ; H2 (g) + 1/2 O2 (g) → H2O(g) ; Todas las ecuaciones anteriores significan lo mismo: que por cada molécula de oxígeno que reac-ciona, se necesitan dos de hidrógeno y se forman dos de agua. Los coeficientes nunca deben in-terpretarse como el número de moléculas que realmente intervienen, sino como la proporción en que reaccionantes y productos participan en la reacción. En realidad, en cualquier reacción quí-mica el número de unidades fórmula (sean éstas moléculas, iones o átomos) que participan, es inmensamente grande (muchos millones de millones). Es importante darse cuenta de que el número de átomos de cada elemento ha de ser el mismo en ambos lados de la ecuación. Para ello, una vez escritas las fórmulas de reaccionantes y productos, puede ser necesario ajustar la ecuación (equilibrarla) colocando los coeficientes adecuados (sin cambiar las fórmulas de las sustancias participantes). A.9. Ajustad las siguientes ecuaciones químicas: a) Fe + O2 → Fe2O3 d) H2S + O2 → SO2 + H2O b) PCl3 + H2O → H3 PO3 + HCl e) C5H12 + O2 → CO2 + H2O c) HCl + Zn → ZnCl2 + H2 f) HCl + CaCO3 → CaCl2 + CO2 + H2O 5. PUESTA A PRUEBA DEL MODELO DE REACCIÓN QUÍMICA ELABORADO A partir del modelo elemental de reacción química que hemos elaborado, podemos derivar una serie de consecuencias cuya contrastación experimental nos ayudará a profundizar en dicho modelo y contribuirá a su vez a aumentar la validez del mismo. A continuación analizaremos algunas de di-chas consecuencias. 5.1. Reversibilidad de algunas reacciones químicas. Hemos visto que una reacción química puede interpretarse mediante choques entre partículas con rotura de unos enlaces y formación de otros nuevos. Así se explica que unas sustancias determinadas (reaccionantes) se transformen en otras diferentes (productos de la reacción). A.10. ¿Qué podría ocurrir si, en las condiciones adecuadas, se hicieran reaccionar entre sí las mo-léculas de los productos de una reacción? Dado que están formadas por los mismos átomos que las sustancias reaccionantes sería posible obte-ner de nuevo las sustancias de partida, es decir, habrá algunas reacciones que serán reversibles. Éste es el caso, por ejemplo, del agua. Si realizamos el montaje de la figura, podemos utilizar la energía existente en la corriente eléctrica para descomponer el agua en hidrógeno y oxígeno gaseosos. Al cerrar el interruptor observamos que, lentamente, se producen unas burbujas sobre los electrodos. Podemos recoger el gas producido si recogemos cada uno de ellos en de un tubo de ensayo lleno de agua (no han de contener aire). El gas irá desplazando el agua poco a poco y además podremos ver que, el tubo

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correspondiente al polo negativo del generador (tubo A), al cabo de algunos minutos, se llena de un volumen de gas doble que el otro (tubo B).

pila

A B

+

Agua destilada con una cucharada de sulfato de magnesio o de sodio

Podemos identificar los gases producidos: Para ello basta acercar una astilla o un papel incandescen-te al tubo B (fuera de la cubeta, invertido y sin nada de agua) y observar que inmediatamente se en-ciende produciéndose una llama, indicando que el tubo contiene oxígeno (que aviva la combustión de la astilla). Si acercamos una llama al tubo A (también invertido y sin nada de agua dentro) obser-varemos que el gas se inflama produciéndose una pequeña detonación, lo que indica la presencia de hidrógeno. Además, en las paredes del tubo de ensayo podremos observar que han condensado gotas de agua. Esa agua proviene de la reacción del hidrógeno que había dentro del tubo, con el oxígeno del aire, reacción que ocurre rápidamente cuando acercamos una llama a la base del tubo. Así, pues, la electrólisis del agua es una reacción química en la que el agua (una sustancia química) se descompone en oxígeno e hidrógeno (dos sustancias diferentes). A su vez, la combustión del hidrógeno (reacción con el oxígeno del aire) cuando se le acerca la llama, da lugar a la síntesis de agua. 5.2. ¿Cómo favorecer una reacción química haciendo que transcurra más rápidamente? Según el modelo de reacción que venimos manejando, si aumentamos el número de choques efecti-vos (los que producen rotura de enlaces) entre las partículas características de las sustancias reaccio-nantes, debe aumentar también la velocidad a la que se forman los productos de la reacción. A.11. Sugerid algunos procedimientos para que aumente el número de choques efectivos que se producen en un tiempo dado entre las partículas de las sustancias reaccionantes. q Podemos pensar en varias formas de conseguirlo. Una de ellas consistiría en aumentar la tempe-

ratura a la que se encuentran las sustancias reaccionantes. En efecto, una elevación de tempera-tura supone un aumento de la energía con que se mueven muchas moléculas y, por tanto, de la violencia con que se producen los choques. Ello incrementa, a su vez, el número de choques

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efectivos, es decir, aquellos que producen roturas de enlaces en las sustancias reaccionantes, posibilitando así que se puedan formar más rápidamente los nuevos enlaces que darán lugar a los productos de la reacción.

q Otra forma podría ser haciendo que más moléculas de sustancias reaccionantes colisionaran

en un tiempo dado. En caso de que alguno de los reaccionantes se encuentre en estado sólido, se puede conseguir reduciéndolo a polvo (de esa forma la superficie de contacto se hace mu-cho mayor y entran en juego muchas más partículas). Si alguno de los reaccionantes está di-suelto, también podemos aumentar la concentración de esa disolución (de esa forma hay más partículas de soluto por unidad de volumen).

5.2.1. Influencia del grado de división de los reaccionantes Para comprobar cómo influye el grado de división de un reaccionante sólido, podemos utilizar trozos de mármol seco (carbonato de calcio CaCO3) y ácido clorhídrico concentrado (por ejemplo 2 molar 1). Fácilmente podemos constatar que, cuando en un vaso que contiene un poco de ácido clorhídrico concentrado, echamos un poco de mármol, la reacción es mucho más rápida si el mármol está pulverizado que si se encuentra en trozos grandes. El mismo fenómeno puede observarse haciendo reaccionar el HCl concentrado con otros reaccio-nantes habitualmente disponibles en los laboratorios de los centros escolares como, por ejemplo, polvo de magnesio y cinta de magnesio o polvo de cinc y granalla de cinc (siempre con las pre-cauciones necesarias y con el control del profesor, aquí y en el resto de experiencias). 5.2.2. Influencia de la temperatura Para comprobar cómo influye la temperatura podemos utilizar cualquiera de las reacciones ante-riores entre el ácido clorhídrico y el mármol en trocitos, la granalla de cinc o la cinta de magne-sio. El proceso consiste en llevar a cabo una de esas reacciones a diferentes temperaturas. Para ello se puede colocar la misma cantidad de clorhídrico en dos vasos y añadir a cada uno de ellos aproximadamente la misma cantidad de, por ejemplo, granalla de cinc. Si cogemos uno de los vasos y lo ponemos a calentar, veremos como se desprenden más burbujas y la reacción transcu-rre más rápida. 5.2.3. Influencia de la concentración Otro de los factores que, de acuerdo con el modelo de reacción, debería influir en los cambios químicos, es la concentración a la que se halle alguna de las sustancias reaccionantes. Utilizando las sustancias propuestas anteriormente, es fácil ver de forma cualitativa que si, por ejemplo, en lugar de utilizar ácido clorhídrico concentrado 2 molar utilizamos ácido clorhídrico diluido (por ejemplo añadiéndole agua destilada), la velocidad de cualquiera de las reacciones estudiadas dis-minuye sensiblemente. Otra práctica interesante para estudiar el efecto de la concentración en la velocidad de una reac-ción, es la reacción entre el tiosulfato de sodio y el ácido clorhídrico, en la cual se produce un precipitado de azufre tanto más rápidamente cuanto mayor sea la concentración. Para ello podemos fabricar un litro de disolución de tiosulfato de sodio con una concentración de 40 g/l. A continuación utilizaremos 5 vasos de precipitados en los que colocaremos distintos vo- 1 Una concentración de HCl 2 molar equivale a 73 g de HCl puro por cada litro de disolución. Las botellas de HCl comercial que se disponen habitualmente en el laboratorio tienen una concentración aproximada de 12 molar.

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lúmenes de dicha disolución (50 cm3, 40 cm3, 30 cm3, 20 cm3 y 10 cm3 que rotularemos como A, B, C, D y E respectivamente). A cada uno de esos vasos (excepto al A, que contiene ya 50 cm3) añadiremos agua destilada hasta completar un volumen de 50 cm3 de disolución. De esta forma tendremos 5 disoluciones de tiosulfato de una concentración cada vez menor. A.12. Hallad las concentraciones de tiosulfato en cada una de las disoluciones anteriores desde A hasta E. Rdo. 40 g/l; 32 g/l; 24 g/l; 16 g/l; 8 g/l respectivamente A continuación se trata de colocar debajo de cada uno de esos vasos un trozo de hoja de papel blanco en el que habremos dibujado una pequeña cruz, tal y como se indica en la figura. A conti-nuación se añadirá al primero (A) 6 cm3 de ácido clorhídrico 2 molar, anotando el tiempo necesa-rio para que la cruz desaparezca, recubierta por el azufre precipitado. Esto mismo hay que repetir-lo con cada uno de los restantes vasos. De esta forma tendremos una tabla de concentraciones y tiempos. El tiempo en cada caso será indicativo de la velocidad de la reacción.

A.13. ¿Qué cabe esperar que ocurra de acuerdo con el modelo de reacción que venimos mane-jando? Conforme la concentración de soluto es mayor, el número de choques entre las partículas reac-cionantes aumentará y, consecuentemente, también lo hará la velocidad de la reacción, de manera que el precipitado de azufre se formará tanto más deprisa cuanto mayor sea la concentración de la disolución de tiosulfato. Una forma de visualizar esto de manera global y rápida es representar gráficamente la concentración frente al tiempo. 5.3. ¿Cómo predecir la masa de una sustancia que podríamos obtener en una reacción? A.14. ¿Habrá alguna forma de conocer la proporción en que se combinan las masas en una re-acción química, a partir de la proporción en que se combinan las partículas? Una cuestión previa para poder contestar a la pregunta anterior es comprender que siempre que tengamos dos masas (por ejemplo en gramos) de dos sustancias diferentes que coincidan numéri-camente con sus masas moleculares relativas, habrá el mismo número de moléculas de cada una. Así, por ejemplo, como la masa molecular relativa del hidrógeno es 2 y la del oxígeno es 32 (es decir 16 veces mayor), en 32 g de oxígeno habrá un número muy grande de moléculas pero éste tendrá que ser el mismo que el de las moléculas de H2 existentes en 2 g de hidrógeno. El razonamiento anterior se puede hacer con el resto de sustancias, de modo que si, por ejemplo, la masa molecular relativa del amoniaco NH3 es 17, la del dióxido de carbono CO2 es 44, la del nitrógeno N2 es 28, etc., ocurrirá que en 17 g de amoniaco, 44 g de dióxido de carbono, 28 g de nitrógeno, etc., habrá el mismo número de moléculas.

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Si se trata de un compuesto iónico (como, por ejemplo, el NaCl o el CsCl) hablamos de la masa relativa de su unidad fórmula (ya que, como sabemos, no hay moléculas). En el ejemplo propues-to, dicha masa es de 58’5 y de 168’5 respectivamente, por lo que en 58’5 g de NaCl habrá el mis-mo número de unidades fórmula que en 168’5 g de CsCl. Lo mismo puede hacerse con la masa atómica relativa cuando se trata de sustancias simples. Por ejemplo, como la masa atómica relativa del helio (He) es 4 y la del calcio (Ca) es 20 (es decir 5 veces mayor), en 20 g de calcio habrá muchísimos átomos de Ca pero este número tendrá que ser el mismo que los átomos de He existentes en 4 g de helio. Al número de moléculas o de átomos anterior se le conoce como número de Avogadro y se re-presenta por NA. (Su valor es NA = 6’02· 1023 ). Una masa en gramos de cualquier sustancia (simple o compuesta) que numéricamente coin-cida con su masa molecular relativa, nos asegura que en esa masa hay NA moléculas (o uni-dades características) de esa sustancia. Análogamente, una masa en gramos de cualquier sustancia simple que coincida con su masa atómica relativa, nos asegura que en esa masa hay NA átomos de esa sustancia. A la cantidad de sustancia que contiene NA partículas características (en general, unidades fórmu-la) de esa sustancia se le llama mol. Así pues: En 1 mol de moléculas hay NA moléculas y en 1 mol de átomos hay NA átomos. En cursos superiores se profundizará más en el concepto de mol. En este nivel nos bastará con utilizar NA para predecir las masas de productos y reaccionantes que intervienen en una reacción química. Para ello conviene tener siempre presente que: A.15. Determinad la masa en gramos de una muestra de agua que contiene 2 NA moléculas. Hallad también la masa en gramos de una muestra de oxígeno que contiene NA moléculas de oxígeno. Finalmente, calculad la masa en gramos de una muestra de sodio que contiene NA/2 átomos de sodio. Datos: Ar(H) = 1; Ar(O) = 16; Ar(Na) = 23. Rdo. 36 g; 32 g; y 11’5 g respecti-vamente. Imaginemos una de las reacciones químicas que ya conocemos como, por ejemplo, la reacción de formación de agua mediante la combustión de hidrógeno:

2H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (g) Dicha reacción puede interpretarse diciendo que cada molécula de oxígeno que reacciona lo hará con dos de hidrógeno para formar dos de agua. Naturalmente, en cualquier reacción química habitual el número de moléculas que interviene es inmenso, pero la proporción en que se combi-

Al conjunto de NA moléculas de una sustancia (es decir a 1 mol de moléculas) le co-rresponde una masa total en gramos numéricamente igual a la masa molecular. Al conjunto de NA átomos de una sustancia simple (es decir a 1 mol de átomos) le corresponde una masa total en gramos numéricamente igual a la masa atómica.

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nan las moléculas viene establecida por la ecuación química ajustada. Así, la reacción anterior también podría interpretarse diciendo que cada millón de moléculas de oxígeno que reaccionen lo harán con dos millones de moléculas de hidrógeno para formar dos millones de moléculas de agua. Y también que: cada NA moléculas de oxígeno que reaccionan lo harán con 2 NA moléculas de hidrógeno para formar 2 NA moléculas de agua. A partir de la última proporción es fácil conocer en qué proporción se combinarán las masas de esas sustancias expresadas en gramos: cada 32 g de oxígeno que reaccionen lo harán con 4 gra-mos de hidrógeno para formar 36 g de agua. Como podemos ver, en el razonamiento anterior se halla implícito el principio de conservación de la masa. También será posible predecir la máxima cantidad de agua que podremos obtener a partir de una cierta cantidad de hidrógeno. Para ello bastará con realizar una sencilla proporción. A.16. ¿Qué masa de agua se podrá obtener a partir de la combustión completa de 100 g de hidrógeno? En primer lugar habrá que escribir la ecuación química debidamente ajustada: 2H2 + O2 →2H2O A continuación bastará tener en cuenta que para esa reacción debe cumplirse que:

364

m

m

aguademasa

hidrógenodemasa

OH

H

2

2 == y sustituyendo: 364

m100

OH2

= → g9004

3600m OH2

==

A.17. Para formar amoniaco (NH3) se hace reaccionar hidrógeno (H2) con nitrógeno (N2). a) Escribid la ecuación química de la reacción, debidamente ajustada b) Indicad la proporción entre las masas (en gramos) de las sustancias que intervienen c) Averiguad la masa de nitrógeno que se habrá combinado con 600 g de hidrógeno y la masa de amoniaco que se habrá formado. Rdo. b) Cada 6 g de H2 que reaccionan lo hacen con 28 g de N2 formándose 34 g de NH3. c) 2800 g de N2 y 3400 g de NH3 5.4. ¿Qué ocurrirá con la energía? Cambios energéticos en las reacciones químicas: Reac-ciones exotérmicas y endotérmicas Para romper cualquier enlace químico (como, por ejemplo, el que mantiene unidos a los dos áto-mos de oxígeno en la molécula de O2), se requiere siempre una cierta cantidad de energía. Por el contrario, cuando se produce un enlace químico entre átomos (o grupos de átomos) inicialmente aislados, siempre se "libera" energía. De acuerdo con el principio de conservación de la energía, la cantidad energía necesaria para romper un enlace determinado habrá de coincidir con la ener-gía que se libere al producirse ese mismo enlace. Como en cualquier reacción química se rompen y se forman muchos enlaces, lo normal será que la energía total necesaria para romper los enlaces que mantienen unidos a los átomos formando moléculas u otros agregados (que es la energía que más cuenta), no coincida con la energía que se

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desprende en la formación de otros enlaces, por lo que, según el modelo de reacción que venimos manejando, la mayoría de las reacciones químicas deberán ir acompañadas de estos cambios de energía. 5.4.1. ¿Qué ocurrirá cuando la energía que se libera en la formación de enlaces en los pro-ductos supere a la energía necesaria para romper los enlaces en los reaccionantes? (Reac-ciones exotérmicas) Existen muchos casos de reacciones químicas en las que el paso de las sustancias reaccionantes a los productos de la reacción va acompañado de una transferencia de energía mediante calor, des-de el sistema formado por los productos de la reacción al medio exterior. A veces podemos dar-nos cuenta de ello porque al tocar el recipiente donde tiene lugar la reacción notamos que está caliente. Este tipo de procesos se denominan "exotérmicos". A.18. Enumerad algunos ejemplos importantes en los que se utilice la energía transferida por una reacción exotérmica al medio exterior. Podemos referirnos a las combustiones de algunos gases como el butano o el gas natural en donde la energía desprendida se suele utilizar para cocinar, calentar viviendas, etc. También podemos citar el motor de explosión basado en la combustión de gasolina, gasóleo, alcohol, butano, etc., la combustión del carbón para producir electricidad (centrales térmicas), los diversos explosivos, las simples estufas de leña, braseros, etc. Otros ejemplos son el soplete oxhidrílico, las baterías y pilas eléctricas, los procesos metabólicos de los seres vivos, etc.

La combustión de gas butanoo de gas ciudad es una reacciónexotérmica que se puede utilizarpara cocinar los alimentos

Conviene destacar que, en todos los casos, se produce un aporte de energía desde la reacción al medio circundante, que se traduce normalmente en un aumento de la temperatura del mismo, así como otros cambios diversos (cocción de alimentos, rotura de rocas, producir movimientos, etc.). Esta transferencia de energía mediante calor desde la reacción al medio se produce porque, en este tipo de reacciones, la energía que se libera en la formación de los enlaces de los productos de la reacción, supera a la energía que se necesita para romper los enlaces de las sustancias reaccio-nantes. La diferencia se queda en los productos de la reacción, lo que se nota porque su tempera-tura aumenta, de forma que, si la reacción no ocurre en un recipiente aislado (y el medio exterior

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y las sustancias reaccionantes están inicialmente a la misma temperatura) se "cede calor" al me-dio circundante. A.19. Verted en un vaso de precipitados 50 cm3 de disolución de hidróxido de sodio (NaOH) con-centrado, a la temperatura ambiente, colocad un termómetro dentro y añadid entonces 50 cm3 de disolución de ácido clorhídrico HCl concentrado, a la misma temperatura. La reacción química que se produce viene dada por:

NaOH (aq) + HCl (aq) → NaCl (aq) + H2O (l) Comprobad que se trata de una reacción exotérmica. Si realizamos la reacción química propuesta, podremos comprobar que las paredes del vaso se calientan. Si hemos puesto un termómetro en su interior, observaremos que la temperatura as-ciende. Se trata de una reacción exotérmica. Al tener lugar la reacción se produce una diferencia de temperatura (el sistema formado por las sustancias que intervienen en la reacción se halla, al final de la misma, a una temperatura mayor que la del medio exterior). Como el sistema no está aislado, debido a esa diferencia de temperatura, se produce una transferencia de energía mediante calor desde el sistema al medio exterior. Se suele decir que "se cede" calor al exterior. Basta con tocar las paredes del vaso con la mano para darnos cuenta de dicho calor. 5.4.2. ¿Qué ocurrirá cuando la energía que se libera en la formación de enlaces en los pro-ductos sea inferior a la energía necesaria para romper los enlaces en los reaccionantes? (Reacciones endotérmicas) Existen reacciones químicas en las que ocurre el proceso contrario a las reacciones exotérmicas: se produce una transferencia de energía mediante calor desde el medio exterior hacia el sistema formado por los productos de la reacción. A estas reacciones se las denomina "endotérmicas". Esto ocurre porque la energía que se libera en la formación de los nuevos enlaces es menor que la energía que se precisa para romper los enlaces en las sustancias reaccionantes. Ello hace que los productos de la reacción se encuentren a menor temperatura que la existente al comienzo de la reacción. Si las paredes del recipiente donde tiene lugar la reacción, no fuesen aislantes (y el me-dio exterior y las sustancias reaccionantes estuvieran inicialmente a la misma temperatura), no cabe duda de que se produciría entonces una transferencia de energía mediante calor desde el entorno o medio exterior hacia el sistema formado por los productos de la reacción (que se ha enfriado). Lo anterior explica que si tocamos las paredes del recipiente donde se ha producido la reacción notemos como sus paredes están frías. A.20. Mezclad dentro de un vaso, 16 g de hidróxido de bario hidratado Ba(OH)2· 8H2O con 8 g de tiocianato de amonio NH4SCN. La reacción que se produce viene dada por la ecuación: Ba(OH)2· 8H2O + 2NH4SCN → Ba(SCN)2 + 2NH3 + 10H2O Comprobad que se trata de una reacción endotérmica. Si realizamos la reacción química propuesta, podremos constatar que las paredes del vaso se en-frían y el vapor de agua atmosférico condensa sobre ellas y se hiela. Si hemos puesto un termó-metro en el interior del vaso, observaremos que la temperatura desciende. Se trata de una reac-

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ción muy endotérmica. Como los productos formados se encuentran a menor temperatura que el medio exterior, si el vaso no está aislado, dichos productos "absorberán" calor del mismo. Por eso, si tocamos el vaso, notaremos que nuestra mano se enfría. 5.5. ¿Basta siempre con mezclar las sustancias reaccionantes para que una reacción quími-ca tenga lugar rápidamente? Introducción elemental al concepto de energía de activación. Papel de los catalizadores En los dos ejemplos prácticos que hemos propuesto sobre reacciones exotérmicas y endotérmicas, ha bastado mezclar las sustancias reaccionantes a la temperatura ambiente para que éstas reaccio-naran transformándose en los productos. Son reacciones espontáneas. Sin embargo, como vere-mos a continuación, los productos no siempre se forman rápidamente: A.21. Cuando simplemente se mezcla hidrógeno con oxígeno para formar agua (todos en fase gaseosa), no ocurre nada. Para que la reacción pueda empezar, es preciso aportar desde fuera una cierta cantidad de energía. Si lo hacemos así, esta reacción no solamente comienza sino que prosigue ella sola y "cede calor" al medio que la rodea. Tratad de interpretar este hecho. De acuerdo con el modelo de reacción que venimos manejando, para que se formen moléculas de agua (H2O), es necesario que se produzcan choques entre moléculas de hidrógeno (H2) y de oxí-geno (O2) y que a, consecuencia de estos choques, se puedan romper los enlaces H-H y los enla-ces O=O. Para que esto ocurra (es decir para que el choque sea efectivo) la colisión ha de reali-zarse en una dirección favorable. Sin embargo eso no es suficiente, ya que hay un valor mínimo de la energía con que las partículas llegan al choque, por debajo del cual las moléculas no se rompen y rebotan prácticamente inalteradas. Cuando simplemente se mezclan hidrógeno y oxígeno gaseosos a temperatura ambiente, se pro-ducen millones de choques por segundo, pero la mayor parte de ellos no son efectivos. Ello hace que, para que la formación de agua tenga lugar de forma visible, sea necesario suministrar una energía inicial para conseguir que aumente el número de choques efectivos. Se trata de una re-flexión a considerar, ya que algunas personas piensan, por ejemplo, que basta mezclar los ele-mentos de que consta cualquier compuesto para que éste se forme rápidamente. No es que en la mezcla de hidrogeno y oxígeno a temperatura y presión ordinaria no exista ningún choque efecti-vo (dado el inmenso número de partículas siempre habrá algunas que chocarán en la dirección más adecuada y serán lo suficientemente energéticas), lo que ocurre es que, como hay tan pocos, tendríamos que esperar mucho tiempo para obtener una cantidad apreciable de agua. Así pues, para que haya reacción (hablamos siempre de choques que se realizan en una dirección favorable para que se produzca la rotura de las moléculas) existe una energía mínima (de las mo-léculas en choque), que es necesario alcanzar. A dicha energía se la denomina energía de activa-ción. La energía de activación es la energía que, como mínimo, han de alcanzar las moléculas que chocan para poder reaccionar. Cuando no se alcanza, las moléculas no se rompen con la colisión (aunque la dirección del choque haya sido la mas favorable). En general, una reacción se favorece a temperaturas altas porque las colisiones son más frecuen-tes y porque la probabilidad de que un par de moléculas al chocar tenga una energía igual o supe-rior a la de activación, es más elevada (al aumentar la temperatura aumenta la energía con que se mueven muchas moléculas), con lo que aumenta la proporción de choques efectivos. En ocasiones, para controlar la velocidad de una reacción (en unos casos para aumentarla y en otros para disminuirla), se utilizan unas sustancias especiales llamadas "catalizadores". Dichas

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sustancias son especiales porque participan en la reacción modificando la velocidad a la que transcurre, pero no se consumen, de forma que su masa es la misma al principio que al final de la reacción. Esencialmente, el efecto de un catalizador es modificar el valor de la energía de activación de una reacción química, por ejemplo, rebajándola, con lo que se facilita la transformación de las sustan-cias reaccionantes en los productos de la reacción (catalizador positivo). También pueden aumen-tarla, con lo que se dificulta la reacción y transcurre más lentamente (catalizador negativo). Los catalizadores tienen gran importancia en los procesos biológicos. En efecto, muchas reaccio-nes químicas que tienen lugar en los organismos de los seres vivos pueden realizarse a temperatu-ra moderada gracias a la presencia de catalizadores. Sin ellos, para que se produjeran algunas de estas reacciones harían falta temperaturas demasiado altas, incompatibles con la vida del orga-nismo. También se utilizan en los procesos industriales, con el fin de hacer más barata y rentable la obtención de muchos productos, o para hacer más lentas algunas reacciones (por ejemplo las que tienen que ver con la descomposición de alimentos envasados, con la corrosión, etc.). Una reacción química en la que podemos apreciar el papel de un catalizador es la descomposición del agua oxigenada en agua y oxígeno, según:

2 H2O2 (l) → 2 H2O (l) + O2 (g) Dicha reacción ocurre muy lentamente en condiciones ordinarias, pero si en un tubo de ensayo al que hemos llenado hasta la mitad con agua oxigenada, añadimos un poco de dióxido de mangane-so (MnO2) como catalizador2 veremos que la reacción de descomposición ocurre rápidamente (se desprende oxígeno) sin que el catalizador se altere. Podemos comprobar que el gas desprendido es oxígeno porque, si acercamos con cuidado una cerilla encendida, la llama se aviva. Cuando se echa agua oxigenada sobre la piel no ocurre nada, pero si existe una herida, vemos que tiene lugar un proceso en el que se desprenden burbujas de oxígeno, formándose una especie de espumilla blanca. Ello ocurre debido a la presencia en nuestra sangre de unas sustancias que actú-an como catalizadores aumentando la velocidad de descomposición del agua oxigenada (análo-gamente a como lo hacía el MnO2 en la reacción anterior), que se denominan enzimas. 6. CÁLCULOS ENERGÉTICOS EN ALGUNAS REACCIONES QUÍMICAS. REAC-CIONES DE COMBUSTIÓN La energía se mide en una unidad llamada Julio cuyo símbolo es "J". Un julio es, por ejemplo, la energía que se utiliza, aproximadamente, para elevar una masa de 100 g una altura de 1 m. Tam-bién se utiliza habitualmente un múltiplo llamado kilojulio cuyo símbolo es kJ y que equivale a 1000 J (1 kJ = 1000 J). En la fotosíntesis, por ejemplo, el Sol suministra una energía de unos 15 500 J por cada gramo de glucosa (un tipo de azúcar, de fórmula C6H12O6) que se forma a partir de CO2 y H2O. Se trata de una reacción endotérmica. La fotosíntesis de la glucosa depende de una compleja secuencia de reacciones pero la reacción global es:

2 ¡Atención! Añadid muy poca cantidad de catalizador y alejando el tubo de ensayo del cuerpo y ojos. Hay peligro de que se produzcan proyecciones si se añade mucho catalizador. Utilizad gafas protectoras y realizad la experiencia bajo el control del profesor.

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6CO2 (g) + 6 H2O (l) C6H12O6 (s) + 6O2 (g)

Gracias a la fotosíntesis es posible la transformación de productos inorgánicos (como el CO2 y el H2O en orgánicos, como la glucosa y otros azúcares) utilizando para ello la energía que proviene del Sol. Tanto el petróleo como el carbón son restos orgánicos de organismos que vivieron hace millones de años y que, mediante la fotosíntesis, transformaron materia inorgánica en orgánica. Cada año las plantas crecen (aumento de la masa forestal) debido a la fotosíntesis. Por otra parte, al realizar esa función las plantas desprenden oxígeno (más del que utilizan en la respiración) y consumen dióxido de carbono (el exceso de dióxido de carbono está directamente relacionado con el efecto invernadero). En las reacciones de combustión habituales (cuando una sustancia se quema con el oxígeno del aire) se transfiere energía de la reacción al medio ambiente (son reacciones exotérmicas). En la tabla adjunta se dan los valores aproximados de las energías correspondientes a la combustión (en condiciones ordinarias de presión y temperatura) de algunas sustancias habitualmente utilizadas, expresados todos ellos en kJ/g

gasolina butano hulla hidrógeno gasóleo

49 49’4 32 143 47

A.22. ¿Qué significa que la energía de combustión del butano en condiciones ordinarias sea del orden de 49’4 kJ/g? Que si tenemos gas butano y lo quemamos en condiciones ordinarias (las del ambiente) de pre-sión y temperatura, por cada gramo de butano que se queme se transfiere al medio que rodea a la reacción, una energía aproximada de 49’4 kJ o 49 400 J. A.23. Determinad la energía total en julios que se puede obtener, aproximadamente, al quemar 10 kg del butano contenido en una botella de dicho gas. En la tabla anterior podemos ver que la sustancia que puede suministrar mayor energía en la combustión es el hidrógeno. En la actualidad se investiga la posibilidad de construir motores que funcionen con hidrógeno en vez de con gasolina. De hecho ya existen autobuses y otros vehículos que utilizan hidrógeno como combustible. Si esto llegara a generalizarse, tendría consecuencias muy positivas en el medio ambiente, ya que al quemarse hidrógeno no se desprende CO2 (como ocurre con todos los hidrocarburos), que es uno de los gases causantes del llamado "efecto inver-nadero", sino tan solo agua. Cuando se quema cualquier combustible orgánico (como, por ejemplo, todos los derivados del petróleo) siempre se produce dióxido de carbono CO2 y agua H2O. A.24. Escribid las reacciones de combustión ajustadas correspondientes a los siguientes com-puestos: Metano (CH4) y propano (C3H8), explicando su significado. La experiencia siguiente, permite reconocer la existencia de CO2 y de H2O en la combustión de cualquier materia orgánica.

luz solar

clorofila

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Para averiguar si un gas es CO2 se hace burbujear el mismo a través de una disolución transparen-te de agua de cal. Si se trata de CO2, el agua de cal se enturbia porque reacciona con el hidróxido de calcio Ca (OH)2 disuelto en el agua de cal formando un precipitado (turbidez) blanco de car-bonato de calcio (CaCO3) según la ecuación: CO2 (g) + Ca (OH)2 (aq) → CaCO3 + H2O (l) Una vela de cera está formada por sustancias orgánicas que, al arder con el oxígeno del aire, for-marán CO2 y H2O. Para comprobar el desprendimiento de CO2 y de H2O se puede preparar el montaje de la figura. El desprendimiento de agua se comprueba porque el vidrio del embudo se empaña condensando sobre él pequeñas gotas de agua: A.25. Al colocar cerca de la nariz y con la boca tapada, una superficie de cristal o metálica y brillante, si se respira profundamente sobre ella, se observa cómo se depositan finas gotas de agua. Dad una explicación adecuada de este hecho. La respiración es una combustión lenta de sustancias orgánicas (de ella obtenemos energía), por lo que debe producir dióxido de carbono y también agua. El vapor de agua resultante de la respiración (normalmente a una temperatura mayor que la del exterior del cuerpo) condensa sobre superficies brillantes y más frías. A.26. Elaborad un trabajo investigando los problemas derivados de las combustiones de diferentes productos orgánicos a gran escala. RECAPITULACIÓN Para explicar los cambios químicos hemos elaborado en primer lugar un modelo elemental de reacción química, basado en la ruptura de unos enlaces químicos en las sustancias reaccionantes y en la formación de otros enlaces nuevos en la formación de los productos de la reacción. A partir de este modelo hemos podido derivar toda una serie de consecuencias contrastables (reversibili-dad, cómo influir en la velocidad de una reacción, proporción en que se combinan las sustancias, existencia de reacciones exotérmicas y endotérmicas, etc.).

Agua de cal

CO2

H2O

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7. LOS CAMBIOS QUÍMICOS. ACTIVIDADES DE REFUERZO 1. Explicad la diferencia entre cambio físico y cambio químico. 2. Clasificad los siguientes procesos como físicos o como químicos: Dilatación de una varilla metálica al aumentar la temperatura; la descomposición del carbonato de calcio, en óxido de cal-cio y dióxido de carbono al calentar fuertemente; un cubito de hielo que se transforma en agua líquida; la digestión de los alimentos; el encendido de una bombilla; quemar un papel. 3. Ajustad las ecuaciones químicas siguientes: a) SO2 + O2 → SO3 d) C2H2 + O2 → CO2 + H2O b) NO + O2 → NO2 e) Ca + HC1 → CaCl2 + H2 c) HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + H2O f) Al + H2SO4 → Al2(SO4)3 + H2 4. Explicad cómo afectan en general a la velocidad de reacción los siguientes factores (si la aumentan, la disminuyen o no influyen en ella). a) Descenso de la temperatura. b) Utilizar reactivos de mayor concentración. c) Pulverizar los reactivos que se encuentran en estado sólido. 5. ¿Qué masa de calcio debemos tener para estar seguros de que contiene el mismo número de átomos que 23 g de sodio? 6. Indicad en qué masa (en gramos) de las siguientes sustancias hay el mismo número de molécu-las que en 4 g de hidrógeno: agua, dióxido de carbono, ácido sulfúrico y cloro. 7. ¿Dónde hay menos moléculas en 5 moles de amoniaco o en 6 moles de agua? 8. ¿Qué es el número de Avogadro? 9. ¿Cuántos gramos de amoniaco (NH3) hay en una mol de moléculas de amoniaco? 10. ¿Cuántos gramos de aluminio hay en 2 moles de átomos de aluminio? 11. El hierro reacciona con el oxígeno dando óxido de hierro (II). a) Escribid la ecuación química, debidamente ajustada, que representa la reacción. b) Expresad en qué proporción se combinan las masas de las sustancias que intervienen. c) Determinad la masa de hierro que reacciona con 3 g de oxígeno. d) Calculad la masa de óxido de hierro (II) que se obtiene si reaccionan totalmente 5 g de hierro. Masas atómicas: Ar (Fe) = 56; Ar (O) =16. Rdo. c) 10'46 g de Fe; d) 6'43 g de FeO.

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12. Dada la siguiente reacción: Al + O2 → Al2O3, ajustadla e indicad la masa de oxígeno que se necesita para oxidar 7 g de aluminio. Masas atómicas: Ar (Al) = 27; Ar (O) =16. Rdo. 6'2 g. 13. El oxígeno reacciona con el hidrógeno dando agua. a) Escribid y ajustad la ecuación química correspondiente a dicha reacción. b) Calculad la masa de agua que se obtendrá al reaccionar totalmente 20 g de hidrógeno. Masas atómicas: Ar (O) =16; Ar (H) =1. Rdo. 180g. 14. El ácido clorhídrico reacciona con el cinc obteniéndose como productos de la reacción cloru- ro de cinc e hidrógeno. a) Escribid y ajustad la ecuación química de la reacción. b) Calculad la masa de cloruro de cinc que se obtendrá si reaccionan totalmente 13 g de cinc. Masas atómicas: Ar (Cl) = 35’5; Ar (Zn) = 65’4. Rdo. b)27'l g. 15. Hacemos reaccionar 80 g de metano (CH4) con oxígeno en exceso, obteniéndose como pro-ductos de la reacción, dióxido de carbono y agua. Ajustad la ecuación química correspondiente a la reacción y calculad: a) La masa de oxígeno que reacciona. b) La masa de agua obtenida Masas atómicas: Ar (C) =12; Ar (O) =16; Ar (H) =1. Rdo. a) 320 g; b) 180g. 16. Escribid y ajustad la ecuación correspondiente a la combustión de la propanona (C3H6O) para dar dióxido de carbono y agua. A continuación, calculad la masa de agua que se obtiene al que-mar 200 g de propanona. Masas atómicas: Ar (C) =12; Ar (O) =16; Ar (H) =1. Rdo. c)186'2g. 17. Explicad la diferencia entre reacciones exotérmicas y endotérmicas. 18. ¿Qué son los catalizadores?¿Cómo actúan en las reacciones químicas? 19. Sabiendo que la energía de combustión de la gasolina en condiciones ordinarias es 49 kJ/g, determinad la energía en julios que se obtiene al quemar 2’5 toneladas de gasolina. Rdo. 122.500.000 J.