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Química I 2007 Centro de Desarrollo Educativo [CDE] [Acuerdo No. MSB120051404 de Fecha 15 de Marzo 2005] [C.T. 14PBJ0076Z]

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SECRETARÍA DE EDUCACIÓN JALISCO

COORDINACIÓN DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR, SUPERIOR Y TECNOLÓGICA

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR

DIRECCIÓN DEL BACHILLERATO EN LA MODALIDAD INTENSIVA

SEMIESCOLARIZADA

Guadalajara, Jalisco Febrero de 2007

QUÍMICA I

PROYECTOS ACADÉMICOS DE LA

DGEMS


SECRETARÍA DE EDUCACIÓN JALISCO MATEMÁTICAS I

DIRECTORIO SECRETARIO DE EDUCACIÓN JALISCO

LIC. MIGUEL ÁNGEL MARTÍNEZ ESPINOSA

COORDINADOR DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR, SUPERIOR Y TECNOLÓGICA

LIC. EDUARDO DÍAZ BECERRA

DIRECCIÓN GENERAL DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR ING. ANTONIO MAGAÑA ZÚÑIGA

DIRECCIÓN DEL BACHILLERATO EN LA MODALIDAD

INTENSIVA SEMIESCOLARIZADA MTRA. DIMNA SILVIA GONZÁLEZ HERNÁNDEZ

PROYECTOS ACADÉMICOS DE LA DIRECCIÓN GENERAL

DE EDUCACIÓN MEDIA SUPERIOR PROFR. JUAN ANTONIO JIMÉNEZ GONZÁLEZ

Compilación

José Joaquín Sánchez Alejandro Gaona Andalón

Academia:

Aguayo Vargas Eduwiges del C.

Aldana Meza Brenda

Elizalde Camino Salvador

Flores Maciel Ma. De Lourdes

Pérez Cisneros Porfirio Rafael

Ibarra Moreno Ma. Rosaisela

Vallejo Vázquez Josué Abraham


UNIDAD 1

1.1. La química: una ciencia interdisciplinaria.

El mundo actual gracias a la química se desarrolla día con día, logrando mayores beneficios para el

hombre, ya que esta ciencia interviene en todos los aspectos de nuestra vida cotidiana, desde el

nacimiento hasta la muerte.

En el universo las reacciones químicas se realizan espontáneamente, produciendo diversas sustancias.

En la tierra, las reacciones químicas también ocurren espontáneamente en forma rápida, debido sobre

todo a la presencia del oxígeno en el aire y en las aguas de los mares, ríos y lagos.

Los vegetales producen una gran variedad de compuestos utilizando el bióxido de carbono de la

atmósfera, el agua, los minerales del suelo, y como fuente de energía, la luz solar.

La vida animal se mantiene gracias a la combustión que realiza el organismo, produciéndose bióxido de

carbono que se expulsa en la respiración, liberándose la energía necesaria para que se efectúen las

complejas reacciones químicas que los organismos necesitan para mantenerse vivos.

Se asegura que nada hay que escape a la intervención de la química, sea de una forma u otra. Se le

encuentra en una célula o una estrella, como manifestaciones de la naturaleza.

En muchos casos el hombre se sirve de ella para satisfacer sus necesidades creando bienes materiales

como vestidos, alimentos, combustibles, etc.

Por todo lo anterior expuesto, concluimos que la química es una ciencia interdisciplinaria, ya que para

su desarrollo, es necesario su relación con los seres vivos (Biología), en el estudio de las partículas

subatómicas (Física), con el petróleo y sus derivados (Matemáticas).

a) Concepto de ciencia.

La ciencia es un conjunto de conocimientos razonados y sistematizados opuestos al conocimiento

vulgar.

Podemos afirmar que la ciencia es uno de los productos mas elaborados del ser humano pues a través

de ella el hombre ha comprendido, profundizado, explicado y ejercido un control sobre muchos de los

procesos naturales y sociales.

Las principales características de la ciencia son:

Sistemática: ya que se emplea el método científico para sus investigaciones

Comprobable: porque puede verificarse si es falso o verdadero lo que se propone como

conocimiento


Perfectible: ya que constantemente se modifican sus enunciados, pues el hombre al aumentar

sus conocimientos la corrige y mejora.

Natural: estudia todo lo que se encuentra en el medio ambiente.

b) Ciencia formales y factuales.

La ciencia se divide para su estudio en:

Las ciencias formales son aquellas que estudian ideas. Su carácter principal es que demuestran o

prueban sus enunciados en principios lógicos. Ejemplos: lógica y matemáticas.

Las ciencias factuales comprueban mediante la observación y la experimentación sus hipótesis leyes o

teorías. Ejemplos: las ciencias naturales y sociales.

c) Método científico.

El método científico experimental es el más adecuado para trabajar en química, que es una ciencia

factual. Es el producto de una serie de investigaciones razonadas y organizadas de tal maneras que nos

llevan a una solución del problema planteado.

No siempre es posible experimentar con todos los fenómenos naturales, pues en muchos casos el

investigador no interviene en las causas del fenómeno en estudio, por ello para no alterar de manera

intencionada y controlada ninguna de las variables, solo puede llevar a cabo su investigación científica

mediante la observación sistemática y minuciosa de dichos fenómenos cuando se presentan.

Las etapas o pasos del método científico experimental son:

1. Definición del problema: en esta etapa se plantean las preguntas a las que se quieran responder con

claridad, consta de las siguientes partes:

Observación del fenómeno y expresión de éste en un lenguaje sencillo, natural o llano.

Realizar consulta bibliográfica sobre ese fenómeno.

2. - Plantear hipótesis de trabajo: Es en sí una predicción (suposición) en la que se explica cómo y

por qué sucede el fenómeno.

El enunciado de la hipótesis debe involucrar las variables del fenómeno, ya sea cualitativas (no

medibles) ó cuantitativas (medibles) debe formularse mediante proposiciones afirmativas, debe ser

clara y debe basarse en la investigación bibliográfica. La hipótesis estará formulada de tal manera que

sus consecuencias puedan ser comprobadas mediante la experimentación.

Debemos de escoger un método de enjuiciamiento que nos ayude a explicar el fenómeno observado.


3. - Elaboración de un diseño experimental: en esta etapa se escoge o elabora el procedimiento

experimental que se va a usar y los instrumentos de medición capaces de medir y controlar las variables

del fenómeno.

El procedimiento experimental es la secuencia de operaciones que va a realizar el investigador. Es el

investigador quien decide qué medir y cómo hacerlo, por lo cual considera los aspectos de equipo,

tiempo y dinero disponible.

Una vez que se han llevado a cabo los experimentos de prueba, al realizar el experimento final se

deberán tomar en cuenta todas las mediciones hechas, así como, anomalías y detalles que ocurran a la

hora de realizarlo.

4. - Análisis del resultado: una vez obtenidas las mediciones, es necesario el representarlas por medio

de tablas y/o gráficas que nos ayudan a representar el fenómeno en forma cuantitativa los cuales deben

de ayudar a contestar lo más claramente posible las preguntas planteadas.

5.- Obtención de conclusiones: en este punto toca responder con claridad las preguntas planteadas en

el experimento y manifestar si fue válida o no la hipótesis de trabajo.

Si hay preguntas que no se puedan responder deberá establecer el por qué o, si el caso lo amerita, hacer

una conjetura acerca de la hipótesis o modelo que describa el fenómeno estudiado.

6.- Elaboración del informe escrito: de los factores más importante a la hora de escribir un informe

científico es la claridad, también tomar en cuenta al nivel académico a quien va dirigido y el lenguaje a

usar. Otra cosa importante es la presentación del trabajo.

Definición.

La química es la ciencia que trata de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la

materia así como de las leyes que rigen esos cambios.

Así, todo el universo es su objeto de estudio. La química pertenece al grupo de la ciencias fácticas

(factuales) ya que estudia y mide hechos basados en la observación y la experimentación.

Como toda ciencia experimental, sigue los pasos del método científico para llegar al establecimiento de

teorías y leyes que describen el comportamiento de la naturaleza.

1.1.1 Relación con otras ciencias (subdivisiones).

El campo del estudio de la química es tan amplio, que no es posible, tan solo, interesarse en un dominio

particular y así contribuir a su desenvolvimiento. Por eso la química al relacionarse con otras ciencias,

forma nuevas ramas o subdivisiones.

Las subdivisiones de la química son:


Química inorgánica: campo de la química que estudia las reacciones y propiedades de los

elementos químicos y sus compuestos, excepto el carbono y sus compuestos, que se estudian en la

química orgánica. Históricamente la química inorgánica empezó con el estudio de los minerales y

la búsqueda de formas de extracción de los metales a partir de los yacimientos.

Química orgánica: rama de la química en la que se estudian el carbono, sus compuestos y

reacciones. Existe una amplia gama de sustancias (medicamentos, vitaminas, plásticos, fibras

sintéticas y naturales, hidratos de carbono, proteínas y grasas) formadas por moléculas orgánicas.

Química analítica: una de las ramas más importantes de la química moderna. Se subdivide en dos

áreas principales, el análisis cualitativo y el cuantitativo. El primero identifica los componentes

desconocidos existentes en una sustancia, y el segundo indica las cantidades relativas de dichos

componentes.

Bioquímica: estudio de las sustancias presentes en los organismos vivos y de las reacciones

químicas en las que se basan los procesos vitales. Esta ciencia es una rama de la Química y de la

Biología. El prefijo bio-procede de bios, término griego que significa ‗vida‘. Su objetivo principal

es el conocimiento de la estructura y comportamiento de las moléculas biológicas, que son

compuestos de carbono que forman las diversas partes de la célula y llevan a cabo las reacciones

químicas que le permiten crecer, alimentarse, reproducirse y usar y almacenar energía.

Otros campos especializados son: ingeniería química, metalurgia, petroquímica, química nuclear.

1.2 Materia.

1.2.1 Características y manifestaciones de la materia.

A la fecha no se ha podido obtener una definición clara y sencilla de lo que es materia. Algunos

autores la definen como ―todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa‖. Todo lo que

constituye el universo es materia.

De acuerdo con las teorías de la física relativista, la materia se manifiesta como masa y energía, en un

espacio y tiempo determinados.

La existencia de materia en forma de partículas se denomina masa.

A la energía actualmente se le considera como el principio de actividad interna

de la masa.

La materia y sus manifestaciones se rigen bajo las siguientes leyes:

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MASA. Esta ley fue enunciada por Lavoisier y establece

que ―la masa no se crea ni se destruye, sólo se transforma‖.


LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA. Esta ley fue enunciada por Mayer y establece

que ―la energía del Universo se mantiene constante de tal manera que no puede ser creada ni

destruida y sí cambiar de una forma a otra‖.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA. Esta ley se fundamenta en la Teoría de la

Relatividad de Albert Einstein, y dice que ―la cantidad de masa–energía se manifiesta en un

determinado espacio-tiempo constante‖.

1.2.2 Propiedades químicas y físicas, intensivas y extensivas de la masa.

La masa se manifiesta ante nuestros sentidos como elementos, compuestos, mezclas, sólidos, líquidos y

gases.

La masa presenta propiedades generales (extensivas) y específicas (intensivas).

Las generales, también llamadas extensivas, son aditivas y las presentan todas las substancias, pues

dependen de la cantidad de masa en estudio y son: masa, peso, inercia, volumen, divisibilidad,

porosidad; no nos sirven de mucho en cuanto a su valor para identificar una sustancia.

Las propiedades específicas o intensivas sí nos sirven para identificar o diferenciar una sustancia de

otra. Su valor es específico y no depende de la cantidad de masa en estudio. Algunos ejemplos son:

temperatura, densidad, color, índice de refracción y reflexión, puntos de fusión y ebullición,

poder oxidante y reductor, acidez, basicidad, dureza, solubilidad, elasticidad, presión vapor, etc.

Estas propiedades también las podemos clasificar como: físicas (masa, peso, divisibilidad, dureza

elasticidad, etc.) y químicas (poder oxidante, poder reductor, acidez, basicidad).

1.2.3 Estados de agregación.

Se ha dicho que la masa se hace notar en forma de partículas y que al agregarse constituyen las

sustancias. Si las partículas conservan determinada cantidad de energía cinética, existirá cierto grado de

cohesión entre ellas. Los estados de agregación de la masa son: sólido, líquido y gas.

Las sustancias en estado sólido ocupan un volumen definido normalmente tienen forma y firmeza

determinadas, la movilidad de las partículas que las constituyen es casi nula, existiendo una gran

cohesión, son incompresibles y no fluyen.

Un líquido ocupa un volumen definido, pero es necesario colocarlo en un recipiente, y éste tomara la

forma del recipiente, la movilidad y las fuerzas de cohesión son intermedias, son incompresibles y

fluyen.

Un gas no tiene forma ni volumen definidos, por lo que se almacena en un recipiente cerrado. El gas

tiende a ocupar todo el volumen del recipiente en que está confinado y sus partículas poseen gran

energía cinética, presentando movimientos desordenados, fluye y es compresible.


1.2.4 Cambios de estado.

En nuestro ambiente y bajo ciertas condiciones, las substancias se presentan en uno de los estados de

agregación antes mencionados, pero pueden cambiar de un estado a otro si las condiciones cambian.

Estas condiciones son presión y temperatura. Los cambios de estado son:

1. Fusión. Cambio que sufren las sustancias al pasar del estado sólido al líquido al incrementarse el

calor.

2. Evaporación. Cambio que se experimenta cuando un líquido pasa al estado de vapor o gas por

incremento de calor.

3. Sublimación. Es el paso del estado sólido al gaseoso o vapor sin pasar por el estado líquido,

necesitándose calor. El cambio contrario, de gas o vapor a sólido, se llama degradación.

4. Solidificación. Este cambio requiere de eliminar calor y ocurre cuando un líquido cambia al estado

sólido.

5. Condensación. Es el paso del estado de vapor al estado líquido. Este cambio también supone la

eliminación de calor.

6. Licuefacción. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido. Además de eliminar calor debe

aumentarse la presión para conseguir el cambio.

La diferencia entre un vapor y un gas es que el vapor se condensa y el gas se licua.

1.3 Energía.

Energia: es la capacidad de los cuerpos para realizar un trabajo.

1.3.1 Características y manifestaciones de la energía.

Al hablar de la energía existen solo dos tipos: la potencial y la cinética.

La energía potencial es la energía almacenada en una partícula debido a su posición dentro de un

campo de fuerzas eléctricas magnéticas o gravitacionales.

La energía cinética, es la energía que poseen los cuerpos en movimiento, o bien la energía debida a

una partícula y en virtud de su velocidad.

Con la transformación de estas dos, ocurren otras manifestaciones. Algunas manifestaciones

energéticas comunes son: solar, química, hidráulica, luminosa, eólica, mecánica, eléctrica, térmica o

calorífica, atómica o nuclear, geodésica, biomasa.


1.3.2 Beneficios y riesgos en el consumo de la energía.

Los beneficios que ofrecen el aprovechamiento de las diferentes manifestaciones son muchas, todas

enfocadas hacia el confort y avance de la humanidad, lamentablemente muchos de estos beneficios son

a corto plazo ya que muchas de estas energías son no renovables, es decir, no se pueden producir de

manera artificial.

Actualmente con el consumo excesivo y al ritmo que lo estamos viviendo, estos materiales se agotarán

y si no se buscan fuentes alternas de energía, la humanidad podría verse paralizada y retrocedería a

tiempos antiguos.

1.3.3 Aplicaciones de la energía no contaminantes.

La energía lumínica puede aprovecharse en las regiones donde la mayor parte del tiempo tiene días

soleados, ya que se han desarrollado equipos que utilizan esta energía.

Las celdas solares son dispositivos capaces de convertir la energía lumínica en eléctrica, está

constituida por una celda plana de material semiconductor que genera una corriente eléctrica, el flujo

de electrones es colectado y transportado por medio de contactos metálicos dispuestos en forma de

enrejado. Un módulo fotovoltaico consiste en un grupo de celdas montadas en un soporte rígido e

interconectadas eléctricamente, además es de fácil mantenimiento.

Con la energía nuclear o atómica es posible suministrar calor y electricidad. Las centrales núcleo

eléctricas son muy rentables, ya que es muy poca la cantidad de combustible (uranio) que necesita. En

las núcleo eléctricas el calor se obtiene de la fusión del uranio.

La biomasa se trata de toda materia orgánica que existe en la naturaleza (árboles, arbustos, algas,

desechos orgánicos, animales, estiércol, etcétera) que sean susceptibles de transformarse en energía por

medio de fermentación anaerobia o en ausencia de aire y en un recipiente cerrado llamado digestor.

Con la biomasa pueden generarse combustibles sólidos, gaseosos y líquidos para producir vapor

electricidad y gases (biogás).

1.4 Cambios de la materia.

A las modificaciones o cambios que experimentan las sustancias bajo la acción de las diferentes formas

de energía se les llama fenómenos.

a) Cambio físico.

Las modificaciones o cambios que no alteran la composición íntima de la sustancia, o que solo lo hacen

de modo aparente y transitorio, reciben el nombre de fenómenos físicos.

Estos fenómenos desparecen al cesar la causa que los origina, en su mayoría son fenómenos

reversibles. Ejemplos son: dilatación de un metal, transmisión del calor, velocidad, aceleración, etc.


b) Cambio Químico.

Cuando el cambio experimentado modifica permanentemente la naturaleza íntima de la sustancia y no

es reversible, el fenómeno es de tipo químico.

Antes y después del cambio se tienen sustancias diferentes con propiedades diferentes. Ejemplos son:

digestión de los alimentos, corrosión de los metales, explosión de una bomba, revelado de una

fotografía, combustión de un cerillo, fotosíntesis, fermentación.

c) Cambio Nuclear.

Fenómeno o cambio que consiste en la desintegración espontánea o decaimiento de los núcleos

atómicos de ciertos elementos, acompañada de emisión de partículas o radiaciones electromagnéticas.

Fue el científico Francés Becquerel el primero en descubrir la radioactividad al observar que el uranio

producía un tipo de rayos capaz de atravesar varias hojas de papel negro e impresionar una placa

fotográfica colocada al otro lado.

El descubrimiento de la radiactividad artificial ha sido uno de los logros más importante de la física

nuclear, ya que actualmente se producen en la industria una gran variedad de elementos radiactivos con

múltiples aplicaciones en la investigación científica, la medicina, la agricultura y la industria.

COMPLEMENTO DE LA PRIMERA UNIDAD

Elementos, compuestos y mezclas.

Las sustancias químicas se pueden clasificar en puras o no. Las sustancias puras se clasifican en

elementos y compuestos.

Los elementos son sustancias simples que no pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios

en algo más sencillo.

En la actualidad se conocen 118 elementos, 92 de los cuales son naturales y el resto son artificiales. La

mayoría son sólidos, cinco son líquidos en condiciones ambientales y doce son gaseosos. Varios de

ellos se conocen desde tiempos muy antiguos, unos son abundantes, otros extremadamente raros,

algunos son radiactivos y otros se han sintetizado en laboratorios con una vida promedio muy corta.

Los elementos se representan por símbolos y están ordenados por un número y por sus propiedades en

un arreglo llamado tabla periódica.

La mínima unidad material que puede existir representando las características de un elemento, es el

átomo. Un elemento tiene átomos iguales entre si y diferentes a los de otro elemento.


Los compuestos son sustancias que resultan de la unión química de dos o más elementos en

proporciones definidas, se combinan de tal manera que ya no es posible identificarlos por sus

propiedades originales e individuales y sólo una acción química los puede separar.

Los compuestos se representan por fórmulas y la mínima unidad material que puede existir

representando las características de los compuestos es la molécula. Algunos ejemplos son: agua(H2O),

Oxido de calcio (CaO), cloruro de sodio(NaCl)

Las mezclas son el resultado de la unión física de dos o más sustancias(elementos o compuestos) que

al hacerlo conservan sus propiedades individuales. La composición de las mezclas es variable y sus

componentes siempre podrán separarse por medios físicos o mecánicos.

Las mezclas pueden ser clasificadas como:

Homogéneas: son las que contienen la misma cantidad de sus componentes en toda la muestra, no

es posible a simple vista ver los componentes, se encuentran tan íntimamente ligados que forman

una sola fase.

Heterogéneas: se distinguen fácilmente sus componentes y las diferentes fases que las forman, la

composición no es constante en toda la muestra.

Además existen mezclas sólidas, gaseosas y líquidas. Las mezclas en estados intermedios constituyen

los sistemas de dispersión.

Mezclas

Sólidas Líquidas Gaseosas

Cemento

Bronce

Granito

Papel

Pólvora

Tierra

Acero

Petróleo

Agua de mar

Tinta

Refresco

Agua mineral

Aire

Gas

Para la separación de mezclas los métodos más comunes son:

1. Decantación. Método para separar un sólido, de grano grueso e insoluble, de un líquido. Consiste

en verter el líquido después que se ha sedimentado el sólido. Este método también se aplica en la

separación de dos líquidos no miscibles y de diferentes densidades, utilizando un embudo de

separación.


2. Filtración. Permite separar un sólido insoluble (de grano relativamente fino) de un líquido. Para tal

operación se emplea un medio poroso de filtración o membrana que deja pasar el líquido y retiene

el sólido.

3. Centrifugación. Método utilizado para separar un sólido (insoluble de grano muy fino y de difícil

sedimentación) de un líquido. La operación se lleva a cabo en un aparato llamado centrífuga, en el

que por medio de un movimiento de translación acelerado se aumenta la fuerza gravitacional

provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad.

4. Destilación. Método que permite separar mezclas de líquidos miscibles, aprovechando sus

diferentes puntos de ebullición. Este procedimiento incluye una evaporación y condensación

sucesivas. Existen diferentes tipos de destilación, entre ellos los más comunes son: simple,

fraccionada, por arrastre de vapor, al vacío, etc.

5. Cristalización. Este método consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra

disuelto en una solución; finalmente el sólido queda como cristal y el proceso involucra cambios de

temperatura, agitación, eliminación del solvente, etc. Otra forma de lograr una cristalización es

cuando una mezcla sólido – líquido contiene un solvente o líquido volátil.

6. Evaporación. Es la operación por la cual se separa un sólido disuelto en un líquido y por

incremento de temperatura hasta que el líquido hierve o ebulle y pasa al estado de vapor, quedando

el sólido como residuo en forma de polvo seco. El líquido puede o no recuperarse.

7. Sublimación. Método utilizado para la separación de sólidos, aprovechando que alguno de ellos es

sublimable, pasando del estado sólido al líquido por incremento de temperatura.

8. Diferencia de solubilidad. Permite separar sólidos de líquidos o líquidos de líquidos al contacto

con un solvente que selecciona uno de los componentes de la mezcla. Este componente es soluble

en el solvente adecuado y es arrastrado para su separación.

9. Imantación. En este método se aprovecha la propiedad de alguno de los componentes de la mezcla

para ser atraído por un campo magnético.

10. Cromatografía. Este método consiste en separar mezclas de gases o de líquidos por el paso de

éstas a través de un medio poroso y adecuado, con ayuda de solventes. El equipo para tal operación

puede ser tan simple como una columna rellena, un papel o una placa que contiene un medio

poroso, o bien un equipo tan sofisticado como lo es un cromatógrafo.


UNIDAD 2

2.1. Primeras aproximaciones al modelo atómico actual.

El atomismo ha sido la especulación científica más atrevida y fructífera que surgió de la antigua

Grecia. Leucipo y Demócrito desarrollaron la Primera Teoría Atómica, que sugería que toda la materia

estaba formada por partículas idénticas e indivisibles, llamadas átomos.

Empédocles, explicó la composición de la materia de otra forma, decía que la materia estaba compuesta

de cuatro sustancias básicas o ―elementos‖: tierra, aire, fuego y agua; misma que fue apoyada por

Aristóteles.

2.1.1. Leyes ponderales y la teoría atómica de Dalton.

A finales del siglo XVIII Jhon Dalton publica su obra ―Nuevo Sistema de Filosofía Química‖, la base

de la hipótesis expuesta está en el establecimiento de una relación de los conceptos de elemento

químico y átomo. Tomó como punto de partida los siguientes hechos y evidencias experimentales:

La ley de la conservación de la masa de Lavoisier. (Ley ponderal)

Ley de las proporciones constantes de Proust. (Ley ponderal)

Los elementos no pueden descomponerse en otras sustancias.

En la formación de un compuesto, los elementos no desaparecen, pueden volverse a recuperar por

descomposición del compuesto.

Para explicar estos hechos, propuso su modelo atómico mediante cuatro postulados:

Toda materia está formada por átomos.

Todos los átomos de cualquier elemento son iguales entre sí, pero diferentes a otros elementos.

Los cambios químicos son cambios en las combinaciones de los átomos entre sí.

Los átomos son como esferas de materia indivisibles.

2.2. Partículas subatómicas.

Las partículas fundamentales del átomo son: electrón, protón y neutrón; y sus características se

muestran en la siguiente tabla:

Nombre Símbolo Masa

(gramos)

Carga

eléctrica

Electrón e- 9.11 X 10

-28 -1

Protón p+ 1.67 X 10

-24 +1

Neutron n° 1.68 X 10-24

0

2.2.1. El protón y los rayos canales.


Hasta el descubrimiento del electrón, no tenía sentido buscar una partícula subatómica positiva, pero de

hecho el protón podía haberse descubierto antes que el electrón, puesto que el físico alemán Eugen

Goldstein (1850-1931), al estudiar los rayos catódicos, observó en 1886, que empleando un tubo de

rayos catódicos modificado, con el cátodo perforado, pasaban unos rayos catódicos y podían ser

estudiados en su avance hacia una pantalla, situada detrás del cátodo, y en la cual producían una

fluorescencia característica. Los denominó rayos canales.

En 1895 el francés Jean Perrin (1870-1942) demostró que los rayos canales consistían en partículas

cargadas positivamente, pues sufrían desviaciones hacia la placa negativa de un campo eléctrico

externo al que podían ser sometidos. A estos rayos J. J. Thomson les dio, en 1907, el nombre de rayos

positivos.

Los rayos canales o positivos están constituidos por iones positivos y dependen del gas encerrado en el

tubo. Si el gas es hidrógeno, la relación carga/masa es la mayor de todas las encontradas para los rayos

positivos, lo cual sugirió que el ión positivo del átomo de hidrógeno era otra partícula subatómica: el

protón, denominado así por Ernest Rutherford en 1914.

Por tanto: La masa del protón es 1836 veces mayor que la del electrón, siendo su carga igual pero de

signo contrario.

2.2.2. El electrón y el modelo atómico de Thomson.

El descubrimiento del electrón ha sido un hecho relevante para la química, pues las explicaciones

actuales de los fenómenos químicos se basan en la existencia de los electrones.

Los pasos previos a su descubrimiento son los siguientes:

Tras las experiencias de la electrólisis, y al estudiar las propiedades eléctricas de la materia, Faraday

intentó producir descargas eléctricas en recipientes en los que había hecho parcialmente vacío. Notó

que se producían unas tenues fluorescencias o luminiscencias, pero como el grado de vacío conseguido

no era elevado, no pudo extraer más conclusiones.

El alemán Heinrich Geissler (1814-1879) inventó en 1857 una bomba de vacío más eficaz y la conectó

a un tuvo donde estaban situados dos electrodos metálicos. El dispositivo así formado recibe el nombre

de tubo de Geissler.

Al encerrar en un tubo de Geissler un gas y conectar los electrodos a un generador eléctrico no se

observa fenómeno alguno, aunque se aplique un alto voltaje, ya que los gases son aislantes casi

perfectos en condiciones habituales. Pero al hacer el vacío, manteniendo un voltaje elevado, se empieza

a observar un hilo luminoso de forma sinuosa que enlaza los electrodos y se acusa el paso de una

corriente eléctrica.

Si el vacío se intensifica en el tubo de Geissler, el hilo luminoso desaparece y en estas circunstancias

puede verse una fluorescencia en la pared del tubo opuesta al cátodo.


Pronto comenzó una carrera para analizar la causa de esta fluorescencia. Así, se fue disminuyendo la

presión del gas encerrado en el interior del tubo, con objeto de mejorar el vacío, y se fue aumentando la

diferencia de potencial entre los electrodos. De esta forma, la fluorescencia producía sensación al

arranque de partículas del electrodo negativo, que se propagaban en línea recta y que, al chocar con el

cristal del tubo en su parte posterior, producían la característica fluorescencia. Asimismo, también se

comprobó que un imán podía desplazar la mancha fluorescente producida.

El inglés William Crookes (1832-1919) mejoró el tubo de Geissler, el cual amplió al colocar un par de

placas adicionales para crear un campo eléctrico externo. Su tubo se conoce como tubo de rayos

catódicos, ya que se admitió que los fenómenos observados eran debidos a la producción de unos rayos

en la descarga del cátodo (electrodo negativo), al aplicar una diferencia de potencial muy elevada entre

el cátodo y el ánodo (electrodo positivo). Los rayos son desviados por la acción del campo eléctrico

externo hacia la placa positiva y, al final del trayecto, cuando chocan contra las paredes del tubo,

producen una fluorescencia característica.

En 1894 Joseph John Thomson (1856-1940) midió la velocidad del flujo catódico, y tres años después

la desviación de los rayos catódicos hacia la placa positiva del campo eléctrico externo a que son

sometidos dentro del tubo de Crookes. Con ello calculó el cociente de la carga entre la masa (q/m) de

las partículas de los rayos catódicos.

Lo sorprendente de esta experiencia es que el valor obtenido de q/m es siempre el mismo,

independientemente del gas existente inicialmente en el tubo. Además, es 1836 veces mayor que el

valor de q/m obtenido para el ión del átomo de hidrógeno producido en los fenómenos de electrólisis.

Se admitió que el valor numérico de la carga eléctrica es igual a la carga mínima de los iones de las

experiencias electroquímica de Faraday, por lo que la masa de las partículas de los rayos catódicos es

1836 veces menor que la del ión del átomo de hidrógeno (átomo más pequeño).

El irlandés George Stoney (1826-1911) sugirió en 1891 el nombre de electrón para la mínima carga

eléctrica existente en los fenómenos electroquímicos. Los experimentos de J.J. Thomson demostraron

que los rayos catódicos eran corrientes de electrones, por lo que se reconoce a Thomson como el

descubridor del electrón.

Thomson considero la

existencia de e- en el

átomo, supuso que el

átomo estaba formado

por e- que se mueven

dentro de una esfera de

electrificación.

El electrón es la partícula de carga negativa que se toma como unidad de carga eléctrica.


En 1906 el americano Robert Millikan (1868-1953) determinó la carga del electrón, por lo que la masa

del electrón fue hallada inmediatamente a partir del valor de q/m obtenido por J.J. Thomson.

2.2.3. El neutrón y los experimentos de Chadwik.

El descubrimiento del electrón y del protón permite asignar un carácter neutro a la materia desde el

punto de vista eléctrico, si los átomos contienen igual número de protones que de electrones. Por otra

parte, estas partículas tienen carga y su detección en campos eléctricos y magnéticos es sencilla. Era

por ello difícil descubrir una partícula subatómica sin carga.

Posteriormente al descubrimiento del protón se realizaron diversas pruebas consistentes en someter a

los átomos de distintos elementos químicos ligeros como el berilio, a bombardeos de partículas alfa. De

este modo se originaba la emisión de un cierto tipo de radiación, cuya presencia se manifiesta por la

expulsión de protones de sustancias como la parafina, utilizada en este tipo de experimentos por poseer

un gran número de hidrógenos.

En 1932 el inglés James Chadwick (1891-1974) demostró que la mejor manera de explicar los efectos

producidos es suponer que las partículas alfa provocan la expulsión de partículas neutras del núcleo del

átomo de berilio y que dichas partículas neutras producen a su vez la expulsión de protones de la

parafina.

Dicha partícula recibió el nombre de neutrón, por carecer de carga eléctrica, siendo su masa similar a la

del protón.

Por tanto: La masa del neutrón es 1839 veces mayor que la del electrón.

2.2.4. Número atómico, masa atómica y número de masa.

El número atómico (N. A.) es igual al número de protones que contiene un átomo. En un átomo en

estado basal(eléctricamente neutro) el número de protones es igual al número de electrones.

N. A. = # p+ = # e

-

El número de masa (número másico) se refiere al número de neutrones más el número de protones

que contiene un átomo.

Número de masa = # nº + # p+

El peso atómico es el peso promedio de las masas atómicas de los diferentes isótopos de los átomos

del mismo elemento.

Para obtener el peso atómico de un elemento, se suma el producto del número másico por el porcentaje

de cada isótopo y se divide entre 100.

P. A. = NM% + NM% + NM%


100

2.2.5. Isótopos y sus aplicaciones.

Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número atómico pero diferente

número másico, esto es, que existen algunos átomos de un mismo elemento con diferente número

másico.

Cuando un isótopo es capaz de emitir radiaciones en forma espontánea recibe el nombre de

radioisótopo. Pueden obtenerse radioisótopos artificiales al bombardear con neutrones algunos

elementos químicos, con múltiples aplicaciones en la investigación científica, la medicina, la

agricultura y la industria.

2.3. La radiación y el Modelo de Rutherford.

Rutherford nació en Brighwater, Nueva Zelanda, en 1871. Graduado en física, dedicó sus primeras

investigaciones al electromagnetismo. Por sus resultados, obtuvo una beca que le permitió trasladarse a

Inglaterra a trabajar con J. J. Thomson en el Laboratorio Cavendish, al que llegó en 1895. En

Cambridge, Rutherford siguió la línea de investigación local estudiando los efectos de los rayos X y de

las radiaciones de Becquerel sobre la conducción eléctrica de gases enrarecidos. En 1898 demostró que

los rayos X y la radiactividad tienen efectos similares sobre los gases y encontró que hay al menos dos

tipos diferentes de radiactividad que él bautizó como y . Los rayos resultaban ser casi tan

penetrantes como los rayos X, en contraste con los rayos que eran detenidos con una hoja muy

delgada de aluminio. Posteriormente se descubrió otro tipo de radiación, mucho más penetrante que las

anteriores, que se denominó rayos . Estos rayos, capaces de penetrar placas gruesas de metal, son

radiación electromagnética de más alta energía que los rayos X.

Rutherford, quien en septiembre de 1898 había aceptado un cargo en la Universidad de McGill en

Montreal, recién llegado a Canadá se dedicó a estudiar la naturaleza de los rayos a. Pronto encontró

que, si bien más difíciles de deflectar, éstos también eran sensibles a los campos magnéticos y

eléctricos. Suponiendo entonces que se trataba de partículas cargadas, a partir de 1903, Rutherford

estudió sus deflecciones para determinar la relación carga / masa de los rayos a. Finalmente, en 1906,

sugirió que los rayos a no eran otra cosa que iones de helio. Esta hipótesis era apoyada por la aparente

emanación de helio en materiales radiactivos, descubierta por William Ramsay (Premio Nóbel de

química 1904) en 1895 en el uranio y por el mismo Ramsay y Frederick Soddy (Premio Nóbel de

Química, 1921) en sales de radio hacia 1903. En 1908 Rutherford recibió el Premio Nóbel de Química

por este trabajo.

El descubrimiento del núcleo puede considerarse como un descubrimiento indirecto del protón, puesto

que este último no es más que el núcleo del átomo de hidrógeno. Sin embargo, hay una diferencia, sutil

pero importante, entre el núcleo del hidrógeno y el concepto de protón como partícula elemental y

constituyente fundamental de la materia. Como veremos a continuación, no fue sino hasta 1919 que el

propio Rutherford demostró, a través de la desintegración del núcleo de nitrógeno, que éste estaba

constituido por partículas, a las que posteriormente bautizó como protones y que podían ser

identificadas con los núcleos del hidrógeno.


El modelo atómico Rutherford propone que los e- se encuentran

en la periferia del átomo y el núcleo que es muy pequeño en el

centro.

2.4. Modelo atómico actual.

El modelo atómico actual fue desarrollado por el Austriaco Erwin Schrödinger, en el que describe el

comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias.

Este modelo ha soportado la prueba del tiempo y actualmente todavía proporciona los conceptos

mediante los cuales los científicos explican el comportamiento de los sistemas atómicos y moleculares.

Esta teoría deriva de tres conceptos fundamentales:

Concepto de estados estacionarios de energía del electrón propuesto por Bohr.

Los electrones se encuentran en el nivel de mínima energía (estado basal o fundamental), pero pueden

absorber energía, pasando a un nivel superior, más alejado del núcleo (estado excitado); este estado es

inestable y al regresar el electrón a su nivel original emite la energía absorbida en forma de radiación

electromagnética (fotón).

Naturaleza dual de la masa sugerida por Luis de Broglie.

De Broglie concluyó que la masa, como la luz, tiene ambas características de partícula y de onda.

Principio de incertidumbre de Heinsenberg.

Heinsenberg presentó el principio de incertidumbre como consecuencia de la dualidad de la naturaleza

del electrón, que dice así: es imposible en un momento dado establecer la posición y velocidad del

electrón en un nivel energético.

2.4.1. Los números cuánticos y los modelos de Bhor y Sommerfeld.

En 1913 Niels Bohr propuso un modelo atómico cuántico, estableció que los e-, se mueven en niveles

estacionarios de energía, y sus trayectorias son circulares, semejantes a las trayectorias de los planetas

del sistema solar.


Mientras los e- describen una órbita, no hay emisión ni

absorción de energía (estado basal), pero pueden

absorber energía, pasando a un nivel superior, más

alejado del núcleo (estado excitado); este estado es

inestable y al regresar el e- a su nivel original emite la

energía absorbida en forma de radiación

electromagnética(fotón).

A pesar de los resultados sorprendentes de la teoría de Bohr, aparecieron ciertas cuestiones que la

hacían incompleta. Por eso en 1916 el físico alemán Arnold Sommerfeld propuso como extensión a la

teoría de Bohr, que las órbitas electrónicas podrían ser elípticas.

Con un estudio más detallado de los

espectros atómicos, descubrió que las

líneas de los espectros elementales

estaban formadas por otras líneas más

finas que representaban subniveles de

energía.

Fue así como Schrödinger, después de sopesar las ideas de Bohr y De Broglie, y tratando de aunar

todas, dedujo una ecuación matemática en la que el electrón era tratado en función de su

comportamiento ondulatorio.

2.4.2. Los orbitales atómicos.

Schörindger dedujo una ecuación matemática en donde el e- es tratado en función del comportamiento

ondulatorio. Y de esa manera nació el concepto de orbital, que es una región en el espacio donde existe

la mayor probabilidad de encontrar un e- en el átomo.

De acuerdo con la ecuación de onda de Schrödinger, la posición probable de un electrón está

determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.

Los números cuánticos son el resultado dela ecuación de Schrödinger, y la tabulación de ellos nos

indica la zona atómica donde es más probable encontrar un electrón.

Las literales que representan a los números cuánticos son: n, l, m y ms.


Número cuántico principal(n). Designa el nivel energético principal en el cual se localiza un electrón

dado, este número también expresa la energía de los niveles dentro del átomo, puede asumir cualquier

valor entero, de 1 a infinito, aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6,7), es posible satisfacer a los átomos

conocidos actualmente.

Número cuántico secundario(l). Determina la energía asociada con el movimiento del electrón

alrededor del núcleo; el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza al electrón y se

relaciona con la forma de la nube electrónica.

Cada nivel electrónico se divide en subniveles que contienen electrones de la misma energía.

Los valores de l están determinados por el valor de n; para cierto nivel, l, puede asumir cualquier valor

entero desde 0 hasta n – 1. Así:

Nivel principal ―n‖ Número de Subnivel(es) ― l ‖ Letra que lo(s) representa(n). Valor

1 1 s 0

2 2 s, p 0, 1

3 3 s, p, d 0, 1, 2

4 4 s, p, d, f 0, 1, 2, 3

5 4 s, p, d, f 0, 1, 2, 3

6 3 s, p, d, 0, 1, 2

7 2 s, p, 0, 1

De esta manera podemos decir que para l:

s = 0

p = 1

d = 2

f = 3

núcleo

sub nivel s s p s p d s p d f s p d f s p d s p

nivel n = 1 2 3 4 5 6 7

Número cuántico magnético (m). Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los

subniveles energéticos, cuando éstos están sometidos a un campo magnético. Los subniveles

energéticos están formados por orbitales. Un orbital es la región del espacio energético donde hay

mayor probabilidad de encontrar un electrón.


El número de e- por subnivel depende del valor de éste y está dado por la relación 2l + 1 que puede ser

desde –l hasta +l, pasando por cero.

En un subnivel s(l = 0), hay un solo orbital al que m da un valor de cero.

s

0

En un subnivel p(l = 1), hay tres orbitales, a los que m da los valores de: -1, 0, +1, respectivamente.

p p p

-1 0 +1

En un subnivel d(l = 2), hay cinco orbitales, a los que m da los valores de: -2, -1, 0, +1, +2,

respectivamente.

d d d d d

-2 -1 0 +1 +2

En un subnivel f(l = 0), hay siete orbitales, a los que m da los valores de: -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3,

respectivamente.

f f f f f f f

-3 -2 -1 0 +1 +2 +3

De esta manera cada orbital, de cada uno de los subniveles, queda perfectamente bien identificado por

el número cuántico magnético ―m‖.

Número cuántico spin(ms). Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su

propio eje, que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj(-1/2), y la

otra con sentido contrario(+1/2).

En cada orbital puede haber como máximo dos electrones uno con giro positivo y el otro con giro

negativo.

Ahora bien, resumiendo los datos de los números cuánticos nos proporcionan, podemos decir que:

Un orbital soporta como máximo dos electrones.

Los orbitales que tienen la misma energía forman los subniveles atómicos.

Un subnivel s, con un solo orbital, soporta como máximo 2 electrones.


Un subnivel p, con tres orbitales, soporta como máximo 6 electrones.

Un subnivel d, con cinco orbitales, soporta como máximo 10 electrones.

Un subnivel f, con siete orbitales, soporta como máximo 14 electrones.

En el primer nivel energético(n = 1) habrá máximo 2 electrones, ya que tiene solo un orbital s.

En el segundo nivel energético(n = 2) puede haber hasta 8 electrones: dos del orbital s y seis de

los tres orbitales p.

En el tercer nivel energético(n = 3) puede haber hasta 18 electrones: dos del orbital s, seis de

los tres orbitales p, y 10 de los cinco orbitales del subnivel d.

En el cuarto nivel energético(n = 4) puede haber hasta 32 electrones: dos del orbital s, seis de

los tres orbitales p, 10 de los cinco orbitales del subnivel d, y 14 de los siete orbitales del

subnivel f.

De esta misma manera es posible calcular la cantidad de electrones, en el quinto nivel

energético (n = 5), hay la misma cantidad de electrones que en el cuarto nivel energético(32 e-);

en el sexto nivel energético (n = 6), hay la misma cantidad que en el tercer nivel(18 e-); y en el

séptimo nivel energético (n = 7), hay la misma cantidad que en el segundo subnivel

energético(8 e-).

2.4.3. La configuración electrónica.

Es posible expresar la configuración electrónica de un átomo en su estado de mínima energía(estado

basal), en el que se indica el número de electrones en cada orbital de cada nivel energético.

Para ello se seguirá un proceso imaginario de orbitales aplicando las reglas citadas a continuación:

Principio de exclusión de Pauli.

No es posible la existencia de dos electrones en el mismo átomo que tengan sus cuatro números

cuánticos iguales.

Principio de edificación progresiva o regla de Auf – Bau.

De acuerdo con el principio de máxima sencillez, la energía de los orbitales aumenta al incrementarse

el valor de n + l; cuando hay dos subniveles con el mismo valor de n + l, las energías aumentan con el

valor de ―n‖. Por lo tanto, la ocupación de orbitales a un mismo número cuántico principal no es

progresiva.

Así, si tomamos la secuencia que obtuvimos en el número cuántico secundario y aplicamos la fórmula

n + l, para cada nivel y subnivel de energía, obtenemos la siguiente secuencia:

1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s, 5f, 6d, 7p

La separación de energía en los subniveles de los átomos poli electrónicos origina que se superpongan

o traslapen, en valor de energía, orbitales con diferentes valores de ―n‖. “Cada nuevo electrón

añadido a un átomo entrará en el orbital de mínima energía”.


Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund.

Los electrones entran de uno en uno en los orbitales que contienen la misma energía, cuando estos

orbitales se completan con un electrón, entonces cada uno de ellos se satura con dos electrones en el

mismo orden.

Para el desarrollo de la configuración electrónica de un átomo, se anota el nivel (1,2,3,4,5,6,7), el tipo

de subnivel (s, p, d, f) y como súper – índice el número de electrones que cada subnivel contenga.

Ejemplo:

Número de electrones

1H = 1s1 subnivel

nivel principal

Uso de Kernel.

Como podemos ver las configuraciones electrónicas para los átomos poli electrónicos serian muy

laboriosos, en estos casos es posible utilizar el Kernel, que es una abreviación de las distribuciones

electrónicas.

El Kernel es la configuración de cualquier gas noble la podemos representar:

[ 2He]2s, [ 10Ne]3s, [ 18Ar]4s, [ 36Kr]5s, [ 54Xe]6s, [ 86Rn]7s

Para simplificar una configuración electrónica, debe de partirse del gas noble cuyo número de

electrones sea inmediato inferior al del átomo que se desea representar. Ejemplos:

24Cr = [ 18Ar] 4s2, 3d

4

95Am = [ 86Rn] 7s2, 5f

7

Diagrama energético.

Existe otra manera de representar la distribución electrónica de un átomo con base en los diagramas

energéticos, que son las mismas configuraciones electrónicas con algunas modificaciones.

En los diagramas energéticos los electrones se representan con flechas y se anotan sobre guiones que

son los orbitales correspondientes a cada subnivel, así s con 1; p con 3; d con 5 y f con 7. debajo del

guión se anota el número del nivel energético y el subnivel que corresponde a cada orbital.

La flecha hacia arriba representa un electrón con giro positivo y la flecha hacia abajo es un electrón con

giro negativo.


Para el llenado de los diagramas energéticos se aplican los mismos principios de: principio de

exclusión de Pauli, regla de Auf – Bau, regla de Hund. Ejemplo:

5B = _____ _____ _____ _____ _____

1s 2s 2p 2p 2p

Electrón diferencial.

Se llama así al último electrón que entra en un átomo de acuerdo con las reglas de ocupación de

orbitales; es decir lo que distingue a un átomo de un elemento del que lo precede en la clasificación

periódica.

Si se desea identificar por los valores de sus 4 números cuánticos al electrón diferencial de un átomo

dado deberán considerarse, el orbital donde se encuentra este. Veamos el siguiente ejemplo:

6C = _____ _____ _____ _____ _____

1s 2s 2p 2p 2p

electrón diferencial

Dado que el ultimo electrón se encuentra en un orbital 2p, entonces n = 2; al subnivel p, l le da un

valor de 1; de los tres orbitales del subnivel p, el electrón diferencial ocupa el que ―m‖ da el valor de 0

y como la flecha se dirige hacia arriba ―s‖ = +1/2.

n = 2 l = p = 1 m = 0 s = +1/2

2.5. Tabla periódica actual.

La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus

masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dimitri I.

Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue

comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de

elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo,

aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y

la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más

tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición

en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las

predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de

la química inorgánica.

El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte

de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de


elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón,

helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John

William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la

interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos en términos de la teoría de Bohr (1913)

sobre la estructura electrónica del átomo.

2.5.1. Ubicación y clasificación de los elementos.

La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el

sistema periódico en la llamada forma larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el

sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los

elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un

periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta

el número de electrones de una capa subyacente.

2.5.2. Grupos y periodos, Bloques s, p, d y f.

Todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que

refleja la estructura de los elementos.

Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales llamadas periodos

y en 18 columnas verticales llamadas grupos.

El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes,

cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos.

Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y

5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido

completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio.

Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de

izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras ―A‖ o ―B‖, en donde la ―B‖ se

refiere a los elementos de transición.

En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la

Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema

enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica. Aunque en este curso

utilizaremos la clasificación de los grupos como ―A‖ y ―B‖.

Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los

elementos de los demás grupos. Por ejemplo:

Los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1;

así igual los elementos del grupo 2 (o IIA) y su configuración electrónica termina en el orbital s.


Mientras que los grupos del 13 al 18 (o IIA al VIIIA), su configuración electrónica termina en el

orbital p.

Los elementos de los grupos 3 al 12 (o IB al VIIIB) su configuración termina en el orbital d.

Los llamados elementos de transición interna terminan su configuración electrónica en el orbital f.

En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos

(valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman

compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos

con valencia -1.

Este fenómeno condujo a la teoría de que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición

de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico.

Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están

completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente

ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas.

Los elementos representativos son aquellos que pertenecen a los del grupo ―A‖, tienen orbitales ―s‖ o

―p‖ para su electrón diferencial o electrones de valencia.

Los elementos con electrones de valencia en orbitales ―d‖ se les llama elementos de transición y

corresponden a los elementos del grupo ―B‖. Dentro de estos elementos están los lantánidos y actínidos

sus electrones de valencia están en orbitales ―f‖ y se les llama de transición interna.

2.5.3. Metales, No metales y semimetales. Su utilidad e importancia en México.

Se distingue dos regiones de los elementos, los metálicos a la izquierda de la tabla y cuyo

comportamiento es el de perder electrones convirtiéndose en cationes.

La otra región esta a la derecha y corresponde a los no metales, cuyo comportamiento es el de ganar

electrones convirtiéndose en aniones.

El carácter metálico en la tabla periódica aumenta de derecha a izquierda en un periodo y de arriba

hacia abajo en un grupo.

Así el elemento más metálico es el francio (Fr) y el elemento más no metálico es el Flúor (F).

Los elementos no metales o semi metales son elementos que se encuentran en la región fronteriza entre

los metales y no metales, su comportamiento en algunos casos corresponde al de un metal además de su

aspecto y en otros casos se parecen a un no metal, estos son: Al, Si, As, SB, Te, At.

Aproximadamente el 10 % son no metales, el 5.5 % son gases nobles, El 79 % son metales y el resto

son semi metales.

Los elementos importantes por su grado de abundancia o deficiencia son:


Aluminio (Al): es un metal ligero, resiste muy bien la corrosión, resiste impactos, se puede laminar o

hilar, se emplea en la construcción, en la industria automotriz, en la aviación. Se le extrae de la bauxita,

en Veracruz hay una planta productora de lingotes de aluminio.

Azufre (S): es un no metal, sólido, de color amarillo, lo encontramos en yacimientos volcánicos y en

aguas sulfuradas; es empleado para elaborar fertilizantes, medicamentos, insecticidas, productos

petroquímicos.

Cobalto (Co): Metal de color blanco, utilizado para elaborar aceros especiales, pues resiste la corrosión,

la fricción y el calor. Se emplea en herramientas, imanes y motores. Cuando esta en polvo es utilizado

como pigmento azul para el vidrio, se han encontrado yacimientos de minerales oxidados y sulfurados

en Sonora, Jalisco, Michoacán, entre otros.

Cobre (Cu): metal de color rojo, con el aire húmedo se pone de color verde, empleado como conductor

de la corriente eléctrico, también para la elaboración de monedas, y en aleaciones como el latón y

bronce. Los estados productores de este metal son: Chihuahua, Sonora y Zacatecas.

Hierro (Fe): metal de color gris, dúctil y maleable, se oxida la contacto con el aire húmedo. Se extrae

de algunos minerales como la pirita, limonita, hematita. Se emplea en la industria, el arte, en la

medicina, para fabricar acero, cemento, en las fundiciones; la sangre contiene hierro en la hemoglobina.

Los estados minerales son: Jalisco, Baja California, Colima, Durango, Guerrero y Michoacán.

Flúor (F): no metal, que encontramos en la fluorita, en las calizas, la fluorita se utiliza para obtener HF,

en la industria química, cerámica y la potabilización del agua. Los estados con depósitos de fluorita

son: San Luis Potosí, Coahuila, Durango y Chihuahua.

Fósforo (P): no metal, contenido en las rocas fosfóricas o en la fosforita, se encuentran en los huesos y

los dientes. Se utiliza en la elaboración de detergentes, plásticos, cerillos, explosivos, alimentos para

ganado, como fertilizante, en la industria textil, fotografía, cerámica, alimentos para ganado y aves. Los

estados con yacimientos son: Zacatecas, Nuevo León, Baja California y Coahuila.

Mercurio (Hg): metal líquido a temperatura ambiente, de color blanco brillante, conductor de la

corriente eléctrica y resistente a la corrosión. Se utiliza en la construcción de instrumentos de

preescisión, termómetros, baterías, barómetros, amalgamas dentales, medicamentos, insecticidas. Los

estados con yacimientos son: Querétaro, Zacatecas, San Luis Potosí, Durango, Guerrero.

Plata (Ag): Metal de color blanco, conductor de la electricidad, del calor, maleable y dúctil, se emplea

en la fabricación de vajillas y joyas, en la fotografía, aparatos eléctricos, aleaciones, soldaduras, se usa

en la acuñación de monedas, los estados productores son: Guanajuato, Guerrero, San Luis Potosí e

Hidalgo.

Plomo (Pb): metal blando, de bajo punto de fusión, poco elástico, resistente a la corrosión, se obtiene

de la galeana, se usa en baterías, acumuladores, pigmentos, pinturas, linotipos, soldaduras, los

principales estados productores son: Chihuahua y Zacatecas.


Oro (Au): metal de color amarillo, maleable, dúctil, brillante, de gran valor. Se utiliza de patrón

monetario internacional. Se emplea en la joyería, piezas dentales, etc. Los yacimientos en el pais son

escasos, pero lo hay en Chiapas, Guanajuato, Chihuahua, Durango, Guerrero, Hidalgo, Oaxaca,

Michoacán, San Luis Potosí y Zacatecas.

Uranio (U): elemento raro en la naturaleza, nunca esta en estado libre, existen aproximadamente 150

minerales que lo contienen, es utilizado como combustible nuclear.


UNIDAD 3.

3.1 El Modelo de enlace iónico.

Los elementos forman compuestos, los compuestos son sustancias que se pueden descomponer en

dos o más sustancias sencillas(elementos) por medios químicos.

Un cambio químico es el que transforma los elementos en compuestos y viceversa. Esto es el

resultado de las combinaciones de los átomos, uno da los electrones, otro los recibe y se forma una

nueva sustancia.

Los átomos están unidos por fuerzas al constituir compuesto, estas fuerzas son los enlaces químicos.

La mínima unidad que presenta propiedades de un compuesto es la molécula.

Las moléculas de los compuestos se representan por formulas es decir representaciones por medio de

símbolos y números que indican la clase y número de átomos que se combinan.

Antes de conocer el tipo de enlace y las propiedades que derivan de cada uno es necesario conocer los

tipos fórmulas con que se habrán de explicar los enlaces.

Fórmula molecular o condensada: indica la clase y el número de átomos de constituye la

molécula de un compuesto, por ejemplo; el propano:

C3H8

Fórmula semi desarrollada: expresa por medio de grupos o radicales los átomos que forman la

molécula. Este tipo de fórmula es más común para los compuestos orgánicos, y también se les

llama de fórmula de estructura:

CH3 CH2 CH3

Fórmula desarrollada o gráfica: da idea de la distribución de los átomos en el espacio.

H H H

| | |

H – C – C – C – H

| | |

H H H

Cada línea (--) representa un enlace, de esta manera se tiene una idea sobre que átomo está unido a

otro.


3.1.1. Regla del octeto.

La tendencia de los átomos de los elementos del sistema periódico es completar sus últimos niveles de

energía con una cantidad de electrones tal, que adquieran configuración semejante a la de un gas noble.

Como los gases nobles terminan su configuración electrónica en s2p

6 con un total de ocho

electrones los otros elementos ganarán o perderán electrones hasta quedar con esa cantidad en

su capa externa. Esto se conoce como regla del octeto.

3.1.2. Estructuras de Lewis.

Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar

la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico, cuando los átomos se unen,

ejemplos:

H He Na Ne Cl Ca O Ar

Se observa que los gases nobles tienen completo su octeto, que el oxigeno y el cloro ganarán electrones

para completarlo y el sodio y el calcio los perderán. El hidrógeno completará dos electrones

pareciéndose al helio.

Son excepciones a esta regla los elementos del segundo periodo tales como Be, B y los de sus

respectivos grupos, ya que el berilio completa solo cuatro electrones y el boro completa seis, al

combinarse. Otras excepciones son para el fósforo y el azufre, que llegan a completar 10, 12 y hasta 14

electrones.

3.1.3. Formación de iones y las propiedades periódicas.

Las propiedades periódicas son:

Valencia o Estado de Oxidación.

Número que representa la capacidad de un átomo o radical individual para combinarse con otros

átomos o radicales. El valor expresa el número de electrones que un átomo puede dar a —o aceptar

de— otro átomo (o radical) durante una reacción química.

El concepto de número o estado de oxidación, se refiere a la carga eléctrica que presenta un elemento

dentro de un compuesto y que no se relaciona directamente con el grupo de la tabla periódica donde se

localiza. Una posible explicación de las valencias es el acomodo de lo electrones entre los orbitales,

traslapándose para completar unos y dejar vacíos otros. También se dice que es la carga eléctrica

formal que se asigna a un átomo en un compuesto.


Radio atómico.

Generalmente aumenta con el número atómico en un grupo, en un periodo disminuye de izquierda a

derecha debido a una contracción de la nube electrónica al ser atraída por el grupo.

Volumen atómico.

El volumen de un átomo no es una cantidad completamente definida debido a que tampoco lo es el

límite de la nube electrónica. Hacia el centro de la tabla periódica se hacen más pequeños los átomos,

lo que significa el aumento de densidad ya que se contiene una gran masa en un volumen pequeño. El

elemento más denso es el osmio.

Afinidad electrónica.

Cuando un elemento en estado gaseoso capta un electrón hay una variación de energía, ha esta

variación se le llama afinidad electrónica. Esta afinidad es mayor para los elementos no metales. La

facilidad con la que los elementos captan electrones es consecuencia de la configuración electrónica,

siendo mucho mayor para los elementos situados cerca de los gases nobles.

Energía de ionización(E. I.).

Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso. Este aumenta

de abajo hacia arriba en un grupo y de derecha a izquierda en un periodo.

Electronegatividad.

Es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo cuando forma parte de

un en lace químico. Así el elemento más electronegativo es el fluor(F) y el elemento más

electropositivo es el francio(Fr). Con esta propiedad se puede saber si un átomo cede o gana electrones

a otro átomo. El átomo del elemento más electronegativo gana electrones al menos electronegativo.

Así, todos los elementos de la tabla periódica ceden electrones al oxigeno(O), excepto el fluor, ya que

este es más electronegativo que el oxigeno.

Como ya se había mencionado anteriormente en el punto 2.2, los átomos están compuestos por

protones, electrones y neutrones, y que un átomo en estado basal es eléctricamente neutro, es decir

tiene la misma cantidad de electrones y protones.

Podemos clasificar a los electrones de los átomos de acuerdo a su distancia con el núcleo en:

Internos: los que están cercanos al núcleo.

Externos: mejor llamados de valencia, por estar alejados del núcleo.

Los átomos son capaces de donar o ganar electrones, con lo que pierden su neutralidad eléctrica, al

ocurrir esto se convierten en iones.


Un ión es un átomo con carga eléctrica.

Los iones los podemos clasificar en:

Cationes: cuando el átomo a perdido o cedido electrones.

Aniones: cuando el átomo a ganado electrones.

Los cationes son los elementos que presentan valencia positiva, en la tabla periódica los ubicaremos en

los elementos que llamamos metales. Para nombrarlos es muy sencillo, ejemplos: para el Na, ión sodio;

para el Mg, ión magnesio; etc.

Los aniones serán los elementos que presentan carga negativa, en la tabla periódica los ubicamos en los

elementos que llamamos no metales. Para nombrarlos es muy sencillo, solo al nombre del elemento se

le cambia la terminación por –uro, ejemplos: Cloro, cloruro, Fluor, fluoruro, Nitrógeno, nitruro, etc.

Propiedades de los compuestos iónicos.

Este tipo de enlace se efectúa entre un metal y un no metal, por transferencia de electrones del átomo

metálico al no metálico (más electronegativo). En esta transferencia se forman iones que se atraen

fuertemente por diferencia de cargas eléctricas.

Las propiedades de estos compuestos con este tipo de enlace son:

Su estado físico es sólido y pueden ser duros o frágiles.

Sus puntos de fusión y ebullición son altos.

Fundidos o en solución acuosa son conductores de la corriente eléctrica.

Son solubles en solventes polares.

En solución son químicamente activos.

La forma del cristal es geométrica.

No se forman verdaderas moléculas sino redes cristalinas, es decir existen igual número de

aniones y cationes.

Las sales orgánicas y los óxidos inorgánicos, donde existen un metal y un no metal, como NaCl, BaS,

KI, etc. Como se ve se unen los elementos de los grupos IA y IIA, de los grupos IB al VIIIB con

elementos de los grupos VIA y VIIA.

3.2. El Modelo de enlace covalente.

En el enlace covalente veremos que se comparten pares de electrones entre los átomos que forman este

enlace. Algunos ejemplos de estos son: los gases de la atmósfera, los combustibles comunes, la

mayoría de los compuestos del cuerpo humano. Este tipo de enlace permite que permanezcan unidos

los átomos de los iones más comunes con el ión carbonato, el sulfato, el nitrato, etc. Estas moléculas e

iones están formados exclusivamente de átomos no metálicos.

A continuación mostramos los tipos de enlace covalente:


1. Enlace covalente polar.

Se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, se tiene cuando dos átomos de un mismo

elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica. Las propiedades

de estos compuestos con este tipo de enlace son:

2. Enlace covalente NO polar.

Cuando dos átomos no metálicos de diferente electronegatividad se unen, comparten electrones pero la

nube electrónica se deforma y se desplaza hacia el átomo de mayor electronegatividad, originando

polos en la molécula, uno con carga parcialmente positiva y el otro con carga parcialmente negativa.

3. Enlace covalente coordinado.

Un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo pero el segundo los acomoda en

un orbital vacío. Se dice entonces que el primer átomo da un par de electrones o que ambos átomos se

coordina para completar su octeto.

3.2.1. Estructura de Lewis y electronegatividad.

Como ya mencionamos en el punto 3.1.2. la estructura de Lewis nos muestra los electrones de valencia

(los más alejados del núcleo), y que al serlo son los más reactivos y recordando que la

electronegatividad es una medida relativa del poder de atracción de electrones que tiene un átomo

cuando forma parte de un en lace químico, nosotros podemos predecir el tipo de enlace y el número de

enlace que presentará una molécula de determinado compuesto.

Es evidente que un enlace se formará cuando las fuerza de atracción sean más poderosas que las de

repulsión.

Linus Pauling hace uso del concepto de electronegatividad y en la tabla periódica vemos que el

elemento más electronegativo es el Fluor con 4.0 y el menos electronegativo es el Cesio con 0.7, los

gases nobles presentan un valor de 0.

Electronegatividades de Pauling

H 2.1

Li Be B C N O F 1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0

Na Mg Al Si P S Cl 0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0

K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br 0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8

Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh PD Ag Cd In Sn Sb Te I 0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 2.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5

Cs Ba La – Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At 0.7 0.9 1.1– 1.2 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.8 2.0 2.2


Cuando se combinan dos elementos, la evaluación de la diferencia entre sus electronegatividades

permite determinar el tipo de enlace que se presenta entre ellos, de acuerdo a la tabla periódica anterior.

En la siguiente tabla mostramos el tipo de enlace según la diferencia de electronegatividades:

Enlace Diferencia de

electronegatividad Propiedades y ejemplos

Iónico Mayor que 1.9 Formado generalmente por un metal y un no metal, muetran altos

puntos de ebullición y de fusión, son duros, frágiles, malos

conductores de la electricidad y del calor, presentan estructuras

ordenadas, se funden, se disuelven en solventes polares y conducen

la electricidad, ejemplos: LiF, NaCl, etc.

Covalente Menor que 1.9 Se da entre elementos no metálicos, presentan gran variedad en

puntos de ebullición y fusión, son aislantes eléctricos y térmicos,

formado por moléculas geométricamente bien definidas, ejemplos:

CH4, NH3, F2, etc.

Metálico Menor que 1.9 Formado por elementos metálicos, son sólidos con puntos de

ebullición y fusión muy altos, son densos, maleables, dúctiles, muy

buenos conductores de la electricidad y del calor, ejemplos: Fe, Ni,

Cu, aleaciones, etc.

3.2.2. Geometría molecular y polaridad.

Una molécula puede ser polar o no según su geometría y no su tipo de enlace.

El hecho de presentar polaridad le hará ser atraída por campos magnéticos o ser soluble en solventes

polares, conduciendo la corriente eléctrica.

En las moléculas no polares existe una distribución uniforme de electrones en el exterior de la

molécula y esta distribución ocurre a pesar del número de enlaces y su dirección en el espacio.

Ejemplo de estas sustancias son: CH4, CCl4, CO2, CF3.

En las moléculas polares, la distribución de los electrones hacia el átomo más electronegativo, permite

distinguir una región más negativa que otra, presentándose un dipolo(dos polos: + y -). Ejemplos: H2O,

HCl, NH3, PH3.

La polaridad de un compuesto se mide en un aparato llamado dipolarímetro y se reporta en unidades

Debye(D).

3.2.3. Propiedades de los compuestos covalentes.

1. Enlace covalente polar.


Moléculas verdaderas y diatómicas.

Actividad química media.

Baja solubilidad en agua.

No son conductores del calor o la electricidad.

Se presentan en los tres estados de agregación de la materia.

Moléculas que presentan este tipo de enlace: H2, O2, F2, Cl2, Br2, I2, N2.

2. Enlace covalente NO polar.

Las propiedades de este tipo de sustancias con este tipo de enlace son:

Existen en los tres estados de agregación de la masa.

Presentan gran actividad química.

Solubles en solventes polares.

En solución acuosa son conductores de la electricidad.

Sus puntos de ebullición son bajos, pero más altos que los de sustancias no polares.

Sustancias con este tipo de enlace son: HF, H2O, HCl, HBr, H2SO4, CH3COOH.

3.3. El Modelo del enlace metálico.

Enlace entre los átomos de los metales, de elementos muy electropositivos, los iones positivos se

mantienen unidos por los electrones de valencia que forman enlaces covalentes resonantes entre todos

los átomos, se forma una red cristalina de iones metálicos y en ella los electrones de valencia se

intercambian rápidamente.

3.3.1. Los electrones libres y la energía de ionización.

La energía de ionización de un átomo se define como la energía necesaria para formar un ión

unipositivo mediante la eliminación del electrón que se encuentre menos ligado a la atracción nuclear.

En la siguiente tabla se muestran los datos de energía de ionización (I) en un periodo y una familia de

la tabla periódica.

En un periodo En una familia

Símbolo I Símbolo I

Li 0.520 Li 0.520

Be 0.899 Na 0.496

B 0.801 K 0.419

C 1.086 Rb 0.403

N 1.402 Cs 0.376

O 1.314

F 1.681


Ne 2.081

Como a final de cuentas las reacciones entre los átomos de los elementos se reduce a la interacción de

los electrones más externos del átomo, este dato es un parámetro para decidir como suceden las

reacciones químicas y cual es la naturaleza del enlace químico en cada compuesto.

Las energías de ionización de los átomos metálicos son las más pequeñas entre los elementos. Debido a

esto, cuando se forma un metal, los electrones más externos quedan deslocalizados, es decir, dejan de

pertenecer únicamente a un átomo metálico, para pasar a ser parte de toda la red cristalina. Con una

pequeña aplicación de voltaje los electrones ―libres‖ de los metales se muevan a lo largo del sólido, por

eso son buenos conductores de la electricidad y el calor; ejemplos: Cu, Ag, etc.

3.3.2. Propiedades de los metales.

Las propiedades de los metales son:

Baja energía de ionización.

Poseen por lo general de 1 a 3 electrones libres en su último nivel de energía.

La mayoría son sólidos a excepción: Hg, Ga, Cs y Fr.

Brillosos y de aspecto metálico.

Buenos conductores del calor y electricidad.

Dúctiles y maleables.

Algunos tenaces y otros blandos.

Se oxidan por perdida de electrones, formando óxidos y al reaccionar con agua forman hidróxidos.

Los elementos alcalinos son los más activos.

3.4. Fuerzas intermoleculares (dipolos inducidos y dipolos instantáneos)

Analizaremos un conjunto de moléculas muy sencillas, similares entre sí, los halógenos. A temperatura

ambiente el flúor y el cloro son gases, mientras que el bromo es líquido y el yodo es sólido. En la

siguiente tabla se muestran sus pesos moleculares y sus temperaturas de ebullición. Estas temperaturas

son una medida de la cantidad de energía que hay que darle a un líquido, para separar sus moléculas y

formar un gas.

Halógeno Peso molecular # de electrones p. de ebullición (°C)

F2 38 18 -188.1

Cl2 71 34 -34.0

Br2 160 70 59.5

I2 254 106 185

De la información de la tabla , podemos concluir que es más difícil separar a las moléculas de yodo que

a las de bromo. También podemos decir que la cantidad de energía necesaria para separar a las

moléculas de los halógenos, aumenta con el tamaño del halógeno.


¿Cómo se explica que las moléculas de mayor tamaño se encuentren más atraídas entre sí que las más

pequeñas?

Recordemos que estas moléculas están formadas por dos núcleos que contienen protones, alrededor de

los cuales hay electrones formando nubes de carga negativa, como se muestra en la figura 9.

Aunque los electrones tienden a distribuirse uniformemente a través de toda la nube, debido a su

continuo movimiento, existe la probabilidad de que en un instante cualquiera, los electrones se

concentren en un extremo de la molécula, creando momentáneamente una distribución desigual de

cargas, como se muestra en la figura.

A esta situación, en la que hay cargas de la misma magnitud q pero de signo opuesto separadas por una

distancia r , se le llama momento dipolar , o momento dipolo.

En este caso particular, como el de la molécula de yodo, se le llama ―dipolo instantáneo‖, pues la

separación de cargas no es permanente. Sin embargo la probabilidad de que las cargas se distribuyan

momentáneamente de manera no homogénea, aumenta con el número de electrones en la nube, así

como del volumen total en el que éstos se mueven. Como se generan ―polos‖ de carga, se dice que la

molécula se polariza.

La polarizabilidad en las moléculas de los halógenos aumenta con el tamaño, es decir

Menos polarizable F2 < Cl2 < Br2 < I2 Más polarizable

Ahora imaginemos lo que provoca el acercamiento de una molécula de yodo ―polarizada‖, a una

molécula de yodo no polarizada veamos la figura.

Se dice que un dipolo instantáneo en una molécula, puede inducir un momento dipolo en una molécula

vecina, y el efecto puede propagarse a todo el material.

A este tipo de interacciones entre moléculas se le llama ―dipolo instantáneo- dipolo inducido‖


Aunque es una interacción débil, es la responsable de el aumento en el punto de ebullición de los

halógenos, pues es mas importante a medida que aumenta el tamaño de la molécula.

Este efecto también explica el aumento en el punto de ebullición ( y aun de fusión) de algunos

hidrocarburos, como se ve en la tabla:

Hidrocarburos lineales, sus masas molares y temperaturas de ebullición y fusión.

Dipolos permanentes

No en todos los átomos la atracción de los electrones hacia el núcleo es igual.

Esto es importante cuando se forma un enlace covalentes entre dos átomos con distinta capacidad de

atraer a los electrones.

En ejemplo es el HCl. Como el cloro atrae más a la nube electrónica que el hidrógeno, en esta

molécula hay mayor densidad electrónica negativa cerca de él, mientras que cerca del hidrógeno, hay

una deficiencia de carga negativa. En esta molécula la nube electrónica se encuentra polarizada; en el

HCl hay un dipolo permanente. En la Figura esto se representa mediante la letra griega seguida del

signo correspondiente a la carga en exceso.

Cuando un enlace covalente presenta un dipolo se forma un enlace covalente polar. Las moléculas que

están formadas por átomos diferentes, generalmente forman enlaces covalentes polares.

Las moléculas que poseen dipolos permanentes, se atraen unas a otras con mucha más fuerza que

moléculas de estructura similar y tamaño semejante, sin dipolos permanentes. Esto se refleja en

mayores puntos de ebullición para las sustancias polares, pues es necesario aplicar una mayor cantidad

de energía para romper las atracciones entre las moléculas.

En la siguiente tabla se muestran algunas sustancias polares y no polares con sus temperaturas de

ebullición:


Sustancias no polares Sustancias polares

Las flechas indican la dirección del momento dipolar.

OJO: ¡Una molécula puede tener enlaces polares, pero ser una sustancia no polar!

Dado que el momento dipolo es un vector definido entre dos átomos unidos por un enlace, en las

moléculas poliatómicas con varios enlaces polares, los vectores momento dipolar pueden cancelarse,

debido a su arreglo geométrico. Este es el caso de las siguientes moléculas (vea la figura), que a pesar

de tener enlaces polares, su momento dipolar global es igual a cero.


3.5. Puente de hidrógeno.

Se trata de la atracción electrostática entre el protón combinado y otro átomo de gran

electronegatividad y volumen pequeño. El protón atrae hacia el un par de electrones solitarios de un

átomo como C N O de una molécula próxima o a veces de la misma molécula.

Este ―puente de hidrógeno‖ no es un verdadero enlace y origina un comportamiento especial de las

sustancias que lo presentan. Ejemplos: H2O, HF, CH3OH, ADN.

3.5.1. Características del agua.

El agua, la sustancia más importante en nuestro planeta, está compuesta por moléculas polares capaces

de formar puentes de hidrógeno de una manera única. Comparemos a la molécula de agua, H2O, con

algunas que podríamos considerar parecidas, compuestas sólo por átomos de hidrógeno y algún átomo

muy electronegativo: el NH3, el HF, el H2S, el HCl. Todas estas moléculas pueden formar enlaces tipo

puente de hidrógeno, y de hecho los forman, pero los puntos de ebullición (ver en la tabla) estas

sustancias nos dicen que las atracciones entre sus moléculas son mucho menores que las que se dan

entre las moléculas de agua. ¿Qué característica estructural es la que hace al agua tan diferente?

Tabla. Temperaturas de ebullición de algunas sustancias con puentes de hidrógeno

Sustancia Temperatura ebullición (°C) Momento dipolar (D)

H2O 100.0 1.87

NH3 -33.0 1.46

HF 19.9 1.92

HCl -85.0 1.08

H2S -60.0 1.10

El agua, tiene dos átomos de hidrógeno unidos al átomo de oxígeno, que a su vez tiene dos pares de

electrones no compartidos. Esto permite que cada molécula de agua pueda participar simultáneamente

en cuatro enlaces de puente de hidrógeno. En el H2S, el número de átomos de hidrógeno y el número

de electrones no compartidos en el átomo electronegativo, es el mismo que en el agua, sin embargo, su

comportamiento es muy distinto al del agua, pues es un gas a temperatura ambiente. Esto puede

explicarse mediante la diferencia en los valores de electronegatividad entre el O(3.5) y el S(2.5). El


carácter polar del enlace O-H es mucho más marcado que el del enlace S-H, ya es mayor la diferencia

de electronegatividades.

3.5.2. Otros compuestos que presentan puente de hidrógeno.

Un enlace muy importante en los sistemas biológicos es el enlace por puentes de hidrógeno. Estos

enlaces se forman entre átomos de hidrógeno y otros átomos más electronegativos como oxígeno y

nitrógeno. Los enlaces por puentes de hidrógeno son enlaces débiles. Sin embargo, cuando se forman

muchos enlaces de este tipo en y entre macromoléculas la estabilidad general de la molécula aumenta

notablemente.

Las moléculas de agua se unen con facilidad mediante puentes de hidrógeno. Como el átomo de

oxígeno es relativamente electronegativo respecto al átomo de hidrógeno, el enlace covalente entre el

oxígeno y el hidrógeno es tal que los electrones compartidos en la capa externa giran más cerca del

núcleo del oxígeno que del hidrógeno. Esto crea una débil separación de carga eléctrica, quedando el

oxígeno ligeramente negativo y el hidrógeno ligeramente positivo; esto se indica por el signo δ, como

δ+ y δ

-, para indicar la separación parcial de carga. El carácter δ

+ del átomo de hidrógeno atrae al

oxígeno de una segunda molécula de agua creando un "puente" cargado positivamente entre los dos

átomos electronegativos de oxígeno de moléculas adyacentes de agua. Los enlaces de hidrógeno más

comunes entre macromoléculas implican interacciones Oδ-

...Hδ+

---Oδ-

, Oδ-

---Hδ+

...N , y Nδ-

...Hδ+

---Nδ-

en proteínas y ácidos nucleicos. Los enlaces por puentes de hidrógeno tienen un papel importante en las

propiedades biológicas de las macromoléculas, especialmente en el mantenimiento de las estructuras

terciarias y cuaternarias de proteínas y ácidos nucleicos.

3.6. Los nuevos materiales.

Además de los materiales cotidianos que configuran nuestro entorno, existe toda una fauna de

materiales invisibles. Son especies y subespecies de materiales que no están a la vista pero que

constituyen la esencia de multitud de dispositivos y productos que cada vez nos parecen más

indispensables.

Sólo tienes que mirar a tu alrededor y pararte un momento a pensar en los materiales que usamos para

construir nuestras cosas. Metales, plásticos, cada vez menos madera y algún que otro tejido natural

están por todas partes. Incluso aunque te escapes a la playa estos materiales te seguirán discretamente

en forma de sombrilla o bañador. En casa y en la oficina tenemos también yeso, cemento, gres, vidrio y

otros materiales minerales, y el camino lo haremos sobre ruedas de caucho vulcanizado y asfalto

derivado del petróleo. Todos estos son materiales estructurales y se usan en la construcción de todo tipo

de objetos, grandes y pequeños, modernos o antiguos. Son materiales cuya utilidad reside en sus

propiedades mecánicas, resistencia y bajo precio; se producen en cantidades masivas y están a la vista

por todas partes.

Pero hay otros materiales mucho menos conspicuos, casi invisibles a nuestros ojos que pasan

prácticamente desapercibidos delante de nuestras narices y que no obstante son imprescindibles en

numerosas aplicaciones y en dispositivos que hoy en día ya consideramos cotidianos. La televisión, un

tubo fluorescente, una cinta de vídeo o la tarjeta de crédito, por ejemplo. No se trata en esta ocasión de


materiales estructurales, sino de materiales funcionales, y su utilidad reside no tanto en sus propiedades

mecánicas como en sus propiedades químicas, magnéticas, ópticas o electrónicas. Puede que sólo

representen una pequeña parte de los dispositivos en los que actúan, pero cumplen en ellos un papel

estelar.

3.6.1. Principales características y usos de los nuevos materiales.

Ahí tenemos por ejemplo los materiales fosforescentes de las pantallas de TV, que se iluminan en

colores cuando los alcanzan los electrones del tubo de rayos catódicos. A escala casi microscópica se

distinguen en la pantalla de televisión pequeños puntos con pigmentos fosforescentes de color rojo

verde y azul que forman la imagen. Estos materiales han ido evolucionando y ganando en sofisticación

con el tiempo.

Estructura RGB (Red-Green-Blue) de

nuestras pantallas en color

En los televisores en blanco y negro por ejemplo el material fosforescente que cubría el interior de la

pantalla era una mezcla de sulfuro de cinc (ZnS) y de sulfuro de cinc y cadmio (ZnxCd1-xS) dopados

ambos con plata (Ag). La televisión en color impulsó el desarrollo de nuevos materiales fosforescentes

y hoy en día se emplean compuestos exóticos a base de las llamadas "tierras raras", elementos

metálicos pesados que deben su nombre a su escasa abundancia, pero que cada vez son menos raras y

más fáciles de encontrar en nuestras casas. Por ejemplo, el itrio (Y), el neodimio (Nd), el samario (Sm)

el europio (Eu), o el gadolinio (Gd) son tierras raras. El vanadato de itrio (YVO4) y más recientemente

el óxido de itrio (Y2O3) dopados con una pequeña cantidad de europio se usan como pigmentos

fosforescentes rojos en nuestros televisores. El color verde corre generalmente a cargo de un silicato de

cinc (Zn2SiO4) dopado con manganeso (Mn) y del color azul se suele encargar el sulfuro de cinc (ZnS)

dopado con plata.

Las tierras raras se emplean también en otros tipos de materiales funcionales. Los granates sintéticos a

base de itrio-hierro o itrio-aluminio, tienen un buen mercado como piedras preciosas artificiales pero

además se usan en la industria de las telecomunicaciones como filtros de microondas. O las aleaciones

de neodimio-hierro-boro o cobalto-samario que forman imanes permanentes de lo mejorcito que hay en

el mercado. Otra aplicación muy específica y reciente de tierras raras es el uso de un fosfato de bario y

europio en películas sensibles a los rayos-X que permiten la obtención de radiografías de buena calidad

con sólo la mitad de exposición del paciente a la radiación

Los avances en el desarrollo de materiales funcionales son continuos y abarcan efectivamente infinidad

de aplicaciones, pero son sólo perceptibles de forma indirecta. A menudo sólo son patentes a través de

las mejoras que propician en los dispositivos donde residen y a veces pueden pasar incluso


desapercibidos. Como en el caso de las películas ultrasensibles a los rayos-X, que pasarán normalmente

desapercibidas para los pacientes que se beneficien de ellas.

Sin embargo, en los tiempos que corren no faltan ejemplos de avances tecnológicos evidentes para

cualquiera y que están fundamentados en buena parte en el desarrollo de nuevos materiales funcionales.

Por ejemplo, el salto de ordenadores de sobremesa a ordenadores portátiles fue posible no sólo gracias

a la miniaturización de la electrónica, sino también gracias a la incorporación de pantallas planas que

pudieran sustituir al voluminoso tubo de rayos catódicos. Estas pantallas se pudieron desarrollar gracias

al descubrimiento de un tipo de materiales con una estructura y unas propiedades ópticas muy

peculiares: los cristales líquidos. Materiales con moléculas alargadas que se orientan de forma ordenada

como en los sólidos cristalinos pero que pueden desplazarse unas respecto a otras, como en un líquido.

Los cristales líquidos pueden permitir el paso de la luz o pueden bloquearla inducidos por la acción de

un campo eléctrico y gracias a ello sirvieron para el desarrollo de pantallas planas, que además de en

ordenadores portátiles se usan también en calculadoras, teléfonos móviles, paneles electrónicos y otros

dispositivos.

Representación de una molécula de cristal líquido

como las que se emplean en la fabricación de

pantallas ultraplanas.

Estructura de una célula solar fotoelectroquímica. El

ITO (Indium-Tin Oxide) es un material esencial en

el diseño de éste y cualquier otro tipo de

dispositivos en los que se precise conducción

eléctrica y transparencia óptica (por ejemplo en

pantallas planas. El ITO es un material literalmente

invisible

Por otra parte, para el desarrollo de pantallas planas fue necesario contar también con materiales

conductores transparentes en forma de finas películas depositadas sobre el vidrio para actuar como

electrodos sin bloquear el paso de la luz. En este caso se trataba de conseguir un electrodo literalmente

invisible. El óxido de estaño dopado con indio (SnO2:In2O3. ITO, según sus siglas en ingles, indium-tin

oxide) vino a cubrir el hueco tecnológico gracias a su peculiar combinación de propiedades

semiconductoras y transparencia óptica y dio pie a su vez al desarrollo de toda una nueva línea de

aplicaciones impensadas hasta entonces.

La batería es otra fuente de nuevas demandas tecnológicas. El equipo portátil necesita una fuente

autónoma de alimentación, pero una batería recargable convencional a base de plomo sería demasiado

pesada y con poca carga. ¿Quién compraría un portátil en el que la batería pesara más que el resto del

equipo?. Un diseño práctico requería baterías más ligeras. En este caso fue el oxihidróxido de níquel

(NiOOH) el que llegó al rescate como material electro activo en los cátodos de baterías de níquel-

cadmio (NiOOH/Cd) y de níquel-hidruro metálico. Ambas pueden almacenar mucha más carga por


unidad de masa (carga específica) que las de plomo. Cuando en nuestros portátiles, teléfonos móviles o

videocámaras coloquemos baterías recargables de litio, todavía con mayor carga específica y menor

impacto medioambiental, habremos dado un paso más en nuestro largo camino de evolución

tecnológica. Los nuevos materiales que lo hacen posible, óxidos mixtos como el LiCoO2, el LiMn2O4 y

otros óxidos, seguirán escondidos a nuestra vista pero el menor peso del equipo y la mayor duración de

la carga de la batería nos recordarán que están allí.

El óxido LiMn2O4 es uno de los

materiales en estudio para el

desarrollo de nuevas baterías

recargables de ion litio. La

figura muestra su estructura

(tipo espinela) en la que los

iones Li+ (azules)se difunden a

través de una red

tridimensional.

Baterías más ligeras y con mayor capacidad de carga, o dispositivos de almacenamiento de energía

ultraplanos y flexibles son sólo algunos de los productos que nos irán sorprendiendo en un futuro

próximo gracias al desarrollo de nuevos materiales funcionales. Pero no serán los únicos. Los

materiales semiconductores como el silicio, que ha reinado en los chips de los ordenadores desde su

nacimiento permitieron en su momento toda una revolución tecnológica e industrial con su

implantación en el "Silicon Valley" californiano. Pero a pesar de numerosas mejoras técnicas logradas

con muchos años de investigación y desarrollo, el silicio sigue siendo caro y delicado.

Modelo idealizado de las cadenas moleculares de un

polímero conductor (polianilina). Un plástico con

propiedades de semiconductor.

Ya hace años que investigadores de todo el mundo buscan alternativas que pudieran suplirlo al menos

en algunas aplicaciones. Una de estas alternativas, que hoy puede parecer de ciencia-ficción es el

desarrollo de semiconductores poliméricos. De momento no se trataría de sustituir al silicio en los

ordenadores, sino de inaugurar nuevas aplicaciones basadas en circuitos y dispositivos electrónicos

hechos de materiales plásticos, baratos, flexibles y resistentes. Desde los años 80 se conocen las

peculiares propiedades de toda una familia de polímeros orgánicos capaces de conducir la corriente

eléctrica en determinadas condiciones e impedir su paso en otras, de forma similar a como lo hace el

silicio. Estos primeros materiales orgánicos encontraron pronto diversas aplicaciones como materiales

funcionales, pero en el duro terreno de los semiconductores industriales no eran muy eficientes

comparados con el silicio. Sin embargo, los esfuerzos continuados de muchos laboratorios han ido

dando sus frutos. Recientemente se han desarrollado materiales orgánicos de segunda generación, así


como otros materiales inorgánicos e incluso híbridos orgánico-inorgánicos que se van acercando en

eficacia al silicio. Ahora ya parece sólo cuestión de tiempo que algunos de ellos lleguen a alcanzar un

nivel práctico de aplicación para que empecemos a ver etiquetas plásticas computerizadas o paneles

electrónicos flexibles y posiblemente nuevas aplicaciones que superarán nuestras expectativas. Nuevas

aplicaciones que serán posibles gracias al desarrollo de materiales que no podremos ver.

3.6.2. Impacto en la sociedad.

Los materiales sobre los que se asentaba la tecnología eran suficientemente cotidianos y limitados en

número como para ser socialmente asimilables. Los metales eran los de toda la vida, opacos y buenos

conductores, los plásticos eran aislantes y el diamante era el único duro de la película. Pero en un corto

espacio de tiempo nos han cambiado mucho las cosas. Los científicos del gremio parecen empeñados

en poner apellidos exóticos a los más variados materiales. En el mercado tecnológico tenemos ahora

nuevos productos como los óxidos superconductores, el carbono molecular, los polímeros conductores

e incluso los metales transparentes. Es natural que la gente se pregunte qué es todo esto. ¿Se trata de

una revolución en marcha o de una moda pasajera impulsada por los científicos en sus torres de

marfil?. En definitiva, ¿para qué queremos polímeros conductores?, ¿por qué necesitamos metales

transparentes?. ¿No nos vale con nuestros polímeros transparentes y nuestros metales conductores?.

La respuesta es sencilla; si decidimos limitarnos a disfrutar de los dispositivos y tecnologías de hace

años, entonces, efectivamente no nos hacen falta nuevos materiales. Pero si pretendemos continuar, aun

humildemente, el camino que va de la piedra filosofal a la ciencia y tecnología del mañana,

necesitaremos materiales avanzados. Materiales que se adelantan a sus propias aplicaciones y que en

algunos casos pueden llegar a constituir el germen de nuevas tecnologías. Como los materiales

funcionales antes descritos y muchos otros que darían para escribir mucho más.

Así pues, sin dejar de investigar en la mejora de los materiales convencionales, se diría que no

conviene perder el tren de los materiales avanzados y nuestra sociedad reconoce la necesidad de

invertir en el futuro.

El área de ciencia de materiales, por su propia naturaleza, puede servir de puente entre la investigación

científica básica y la aplicación industrial. En este sentido, junto con un aumento espectacular de

productividad científica en ciencia de materiales, el mundo se da cuenta ahora mismo que un recurso de

mayor importancia si cabe. Se trata de una nueva generación de físicos, químicos e ingenieros que se

han curtido en la investigación, básica y aplicada, en la resolución de dilemas técnicos, en el desarrollo

de materiales y prototipos; jóvenes científicos a los que no asusta enfrentarse a problemas del mundo

real y que son la fuente de recursos tecnológicos que necesitan las industrias con verdadera voluntad de

innovación y visión de futuro.


UNIDAD 4

4.1. Lenguaje de la química.

4.1.1. Lenguaje de la química.

A través del tiempo la química se ha desarrollado de tal manera que ha generado un sinfín de ―nuevas

palabras‖, estas han generado lo podríamos llamar un nuevo lenguaje, un lenguaje químico, para

entender esta ciencia es necesario el dominarlo, el traducir de nuestro lenguaje común al lenguaje

químico implica el conocer las palabras y reglas necesarios, a lo largo del curso ya bastante hemos

aprendido de esto, pero ahora iniciaremos con una de las partes más bellas de este lenguaje, los

nombres de las sustancias.

Primero será necesario bien aprender los símbolos de los elementos químicos, para así entender como

nombrar (nomenclatura) las sustancias químicas inorgánicas.

Símbolos y fórmulas químicas.

A lo largo de todo el punto 2.5. revisamos y estudiamos todos los elementos de la tabla periódica, así

como sus propiedades periódicas.

La necesidad de una nomenclatura general se hizo sentir en cuanto aumento el número de compuestos

conocidos y al mismo tiempo aumentaba el número de químicos en los diferentes países del mundo.

Entonces para facilitar la comunicación entre ellos surgió la necesidad de elaborar un lenguaje único,

sistematizado y uniforme para identificar a las sustancias químicas.

Este lenguaje a sido desarrollado por la IUPAC (UNION INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA Y

APLICADA) y está en estudio constante, con el fin de adaptarlo a los compuestos descubiertos cada

año. En nuestro curso de QUÍMICA I daremos las bases fijadas por la IUPAC para dar nombre a los

compuestos inorgánicos.

Existen algunos compuestos que tienen nombres que no siguen las reglas IUPAC, estos nombres son

considerados triviales y se aprenden en la práctica y no con reglas. Esto se considera la nomenclatura

trivial.

Número o estado de oxidación.

Para recordar las fórmulas de los compuestos y escribirlas correctamente, resulta útil el empleo de un

sistema de números denominados números de oxidación. Estos se basan en una serie de reglas y

criterios un tanto arbitrarios, estos son:

El número de oxidación de un elemento no combinado es cero.

En un compuesto los elementos más electronegativos poseen número de oxidación negativo,

mientras que los menos electronegativos poseen estados de oxidación positivos.

En un compuesto la suma algebraica de los números de oxidación siempre debe ser igual a cero,

porque las moléculas son neutras.


El hidrógeno en la mayoría de los compuestos su estado de oxidación es +1(a excepción de los

hidruros donde es –1).

El Oxigeno en la mayoría de los compuestos se estado de oxidación es –2( a excepción de los

peróxidos donde es –1).

Se puede predecir el número de oxidación de algunos elementos, en función del grupo al que

pertenecen. En la siguiente tabla se muestran algunos.

GRUPOS IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA

Números

de

oxidación

+1 +2 +3

+4

+2

-2

-4

+5

+3

+1

-3

+6

+4

+2

-2

+7

+5

+3

+1, -1

En la hoja de Anexo 1 encontrara la mayoría de los elementos e iones con sus respectivos valores de

números de oxidación.

Una vez conocido los números de oxidación es fácil deducir y escribir la fórmula de un compuesto

correctamente.

El método mecánico consiste en escribir el número de oxidación encima del símbolo de elemento o ión

y colocar cada uno de estos números como subíndice del otro símbolo. Nunca se escribe el subíndice 1

en una fórmula; se sobreentiende que es 1 cuando no hay subíndice.

Nombre del compuesto Método Fórmula

Óxido de aluminio Al

+3 O

-2 Al2O3

Nitrato de Bario Ba

+2 (NO3)

-1 Ba(NO3)2

Óxido cúprico Cu

+2 O

-2 CuO

En el último ejemplo se observa que al entrecruzar los números obtenemos Cu2O2. la razón es 2:2 pasa

a ser entonces 1:1 con lo que las fórmulas más sencilla será CuO.

Los iones con número de oxidación negativo cuando están formados por más de un elemento

también se les conoce como radicales.

Clasificación y nomenclatura de compuestos.

Los compuestos se pueden clasificar por el número de elementos que los forman en:

Binarios: de dos elementos.

Ternarios: de tres elementos.

Poliatómicos: se componen de más de tres elementos.


Otra clasificación es en base a su función de las propiedades químicas de los mismos en:

Óxidos metálicos

Óxidos no metálicos

Hidruros

Hidróxidos o bases

Ácidos hidrácidos.

Ácidos oxiácidos.

Sales haloideas o binarias.

Sales oxisales.

A continuación se verán las reglas de la IUPAC para los compuestos en base a la función química.

Nomenclatura de óxidos metálicos.

Se forman de la unión de un metal más el oxigeno(-2). Para nombrar estos compuestos se antepone la

palabra óxido, seguida del nombre del metal correspondiente. Ejemplo:

Dada la fórmula escribir el nombre.

Si el metal solo tiene un número de oxidación se escribe:

Óxido de ____________, ejemplos:

Metal

a) MgO: óxido de magnesio

b) CaO: óxido de calcio

c) Li2O: óxido de litio

d) Al2O3: óxido de aluminio

Si el metal tiene 2 números de oxidación, averiguar con cual esta trabajando en ese

compuesto y, se escribe:

1) Nomenclatura tradicional: + óxido de ___________ oso metal número de oxidación menor

+ óxido de ___________ ico metal número de oxidación mayor

2) Nomenclatura moderna: óxido de _____________ ______ metal número de oxidación con número romano.

a) Fe2O3: óxido férrico u óxido de hierro III

b) PbO2: óxido plúmbico u óxido de plomo IV

c) Au2O: óxido auroso u óxido de oro I

d) CuO: óxido cúprico u óxido de cobre II

Dado el nombre del óxido escribir la fórmula.


Primero se anota el metal con el número de oxidación dependiendo de la terminación del nombre y

enseguida el oxigeno con –2.

a) Óxido de zirconio: ZrO2.

b) Óxido ferroso: FeO

c) Óxido Plumboso: PbO

d) Óxido de mercurio II: HgO

Nomenclatura de óxidos no metálicos.

Resultan de la combinación de un no metal(con sus números de oxidación positivos) con el oxigeno –2.

Para darle nombre a estos compuestos se utilizan los prefijos numerales griegos, para indicar el número

respectivo de átomos del elemento en el compuesto, ejemplos:

Dada la fórmula escribir el nombre del compuesto.

_________ óxido de _______ ___________

prefijo prefijo no metal

a) CO: monóxido de monocarbono.

b) NO: monóxido de mononitrógeno.

c) P2O5: pentóxido de difósforo.

d) Cl2O7: Heptóxido de dicloro

Dado el nombre del compuesto escribir la fórmula.

Se anota primero el no metal con el número de oxidación de acuerdo con el prefijo que tiene el óxido y

enseguida el oxigeno con –2, se entrecruzan los números de oxidación y se obtiene la fórmula,

ejempos:

a) Trióxido de diazufre: S2O3.

b) Pentóxido de difósforo: P2O5.

c) Dióxido de monocarbono: CO2.

Nomenclatura de hidruros.

Los hidruros resultan de la combinación del hidrógeno con cualquier metal, el hidrógeno funciona con

–1.

Para nombrar estos compuestos se antepone la palabra hidruro seguida del metal, si tiene dos números

de oxidación se utilizará las terminaciones ―oso‖ para el número de oxidación menor e ―ico‖ para el

número de oxidación mayor; o también se puede utilizar los números romanos al final del nombre del

metal, según sea su número de oxidación, ejemplos:

a) NaH: hidruro de sodio.


b) LiH: hidruro de litio.

c) AuH: hidruro de oro I o hidruro auroso

d) CuH2: hidruro cúprico o hidruro de cobre II

Para escribir la fórmula dado su nombre, se anota primero el metal con su número de oxidación según

la terminación del nombre del compuesto y el hidrógeno con –1, ejemplos:

a) Hidruro de Itrio: YH3.

b) Hidruro de Bario: BaH2.

c) Hidruro de sodio: NaH.

d) Hidruro de Hierro III: FeH3.

Nomenclatura de hidróxidos.

Se forma al unirse un metal más el radical OH, que trabaja con valencia –1. Cuando se tiene la fórmula

se nombran de la siguiente forma: si tiene una sola valencia el metal se antepone la palabra hidróxido

de y el nombre del metal; si el metal tiene dos números de oxidación, se antepone la palabra hidróxido

de más el nombre del metal y la terminación ―oso‖ o ―ico‖ dependiendo el número de oxidación o con

el número romano según su número de oxidación, ejemplos:

a) NaOH: hidróxido de sodio

b) Ba(OH)2: hidróxido de bario

c) Fe(OH)3: hidróxido férrico o hidróxido de hierro III.

d) ZnOH: hidróxido de zinc

Cuando se tiene el nombre de la fórmula, se anota el metal con su número de oxidación dependiendo

del nombre del compuesto y enseguida el OH con –1, ejemplos:

a) Hidróxido de cobre II: Cu(OH)2.

b) Hidróxido de aluminio: Al(OH)3.

c) Hidróxido ferroso: Fe(OH)2.

d) Hidróxido de mercurio I: HgOH

Nomenclatura de ácido hidrácidos.

Los hidrácidos resultan de la combinación de los aniones de la serie de los haluros con el hidrógeno; es

decir, de la combinación de un no metal con el hidrógeno. En los hidrácidos el hidrógeno siempre tiene

número de oxidación de +1, ejemplos:

a) HF: Ácido fluorhídrico

b) HCl: ácido clorhídrico

c) HBr: ácido bromhídrico

d) HI: ácido iodhídrico


Para el nombre de estos compuestos se antepone la palabra ácido seguida siempre del nombre del no

metal correspondiente con la terminación hídrico. También se puede sombrar utilizando el anexo 1,

donde viene el ión junto con su nombre que formará al unirse al hidrógeno, ejemplos:

a) Ácido sulfhídrico: H2S.

b) Ácido cianhídrico: HCN

Nomenclatura de ácidos oxiácidos.

Los oxiácidos son aquellos que resultan de la reacción de agua con un óxido no metálico. Se nombran

anteponiendo la palabra ácido, seguida del nombre del radical negativo correspondiente(anexo 1). El

número de oxidación del H es +1, ejemplos:

a) H2SO4: ácido sulfúrico.

b) HNO3: ácido nítrico.

c) HClO: ácido hipocloroso

d) H3PO4: ácido fosfórico

Para realizar la fórmula según el nombre es necesario el identificar el radical para escribir la fórmula

(anexo 1), ejemplos:

a) Ácido cloroso: HClO2.

b) Ácido Nitroso: HNO2.

c) Ácido perclorico: HClO7.

d) Ácido sulfuroso: H2SO3.

Nomenclatura de las sales binarias.

Las sales binarias están formadas de un no metal más un metal. Para darles nombre se camia la

terminación del no metal por ―uro‖, seguida del nombre del metal, si este presenta dos valencias, para

distinguir los compuestos se les coloca el número de la valencia con que esta trabajando el metal en ese

compuesto en número romano al final del nombre, ejemplos:

a) NaCl: cloruro de sodio.

b) LiI: yoduro de litio.

c) CuF2: fluoruro cúprico o fluoruro de cobre II.

d) FeBr3: bromuro de hierro III o bromuro férrico.

Para escribir la fórmula de una sal binaria se identifica el halogenuro y se nombra según el anexo 1, y

se identifica el número de oxidación del metal según la terminación o su número romano, ejemplos:

a) Cloruro de magnesio: MgCl2.

b) Fluoruro de calcio: CaF2.

c) Bromuro de potasio: KBr.

d) Yoduro de zinc: ZnI


Nomenclatura de sales oxisales.

Son sales que se derivan de los oxiácidos; es decir, contienen un metal unido a un radical negativo que

contenga oxigeno.

Se nombran anteponiendo el nombre del radical negativo(anexo 1) y se hace seguir del nombre del

metal correspondiente, si el metal tiene dos números de oxidación se pone al final del nombre en

número romano, ejemplos:

a) MgSO4: sulfato de magnesio.

b) Fe2(CO3)3: carbonato de hierro III o carbonato férrico.

c) Na3PO4: fosfato de sodio.

d) Sr(NO3)2: nitrato de estroncio.

Par a escribir la fórmula se identifica el radical en el anexo 1 y se identifica el número de oxidación del

metal, ejemplos:

a) Carbonato de sodio: Na2CO3.

b) Nitrato de potasio: KNO3.

c) Hipoclorito de litio: LiClO

d) Fosfito de Oro III: AuPO3.

4.2. Ecuación química.

Una reacción química puede definirse como aquel proceso mediante el cual una o más sustancias

al interaccionar se transforman en otras como consecuencia de la ruptura de algunos enlaces existentes

y la formación de otros nuevos entre las especies participantes.

Una ecuación química es la representación abreviada y simbólica de una reacción química.

Además proporciona un medio de demostrar un cambio químico en los reactivos y los productos, su

composición atómica y la relación molecular, en donde intervienen. Las ecuaciones químicas

generalmente se emplean para describir los estados inicial y final del proceso.

Convencionalmente se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro los símbolos o formulas

de las sustancias iniciales, reactivos o reactantes. A la derecha de la ecuación o segundo miembro, se

escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman o productos de la reacción.

A + B C + D

REACTIVOS PRODUCTOS

NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl

Cloruro de sodio Nitrato de plata Nitrato de sodio Cloruro de plata


Para que una ecuación química represente con mayor fidelidad una reacción, es necesario que los

símbolos o fórmulas de las especies participantes involucren todas las propiedades físicas y químicas

de las mismas. Convencionalmente se hacen notar algunas de esas propiedades mediante SIGNOS

AUXILIARES.

(g) : gas. (hf): Energía de radiación electromagnética.

(l) : líquido. ): Gas que se desprende en el proceso.

(s) : sólido. ( ↓ ): Sólido que se precipita o precipitado.

(ac) o (aq) : en solución acuosa. ( →): Reacción irreversible(un sentido)

(E) : energía. (↔): Reacción reversible(doble sentido o ambos sentidos.

() : calor.

Ejemplo:

2 KClO3(s) + 2 KCl(s) + 3O2(g)

Dos moléculas de clorato de potasio sólido, que al aplicar calor, nos da o produce, dos

moléculas de cloruro de potasio sólido, más tres moléculas de oxigeno molecular diatómico gas, que se

desprende de la reacción.

4.3. Tipos de reacción.

Existen diferentes tipos de reacciones dentro de la química, a continuación los explicaremos:

4.3.1. Síntesis.

En este tipo de reacción, dos o más especies químicas sencillas se unen para determinar un solo

producto o especie más compleja. Ejemplo:

A + B AB

2H2(g) + O2(g) 2H2O(l)

4.3.2. Descomposición.

Es aquella en la cual una especie química, se descompone en dos o más productos, mediante la

aplicación de una fuente de energía externa. Ejemplo:

AB A + B

2H2O(l) + electricidad 2H2(g) + O2(g)

4.3.3. Sustitución simple.

Es aquella en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro

elemento, un ejemplo de esta reacción, es la realizada entre un ácido y un metal, obteniendo una sal y

desprendimiento de hidrógeno:


A + BC AC + B

Zn(s) + 2 HCl(l) ZnCl2(ac) + H2(g)↑

4.3.4. Sustitución doble.

Este tipo de reacción se realiza generalmente en solución acuosa, donde hay iones presentes y se

produce un intercambio entre ellas, ejemplos característicos son: la reacción entre sales en un medio

acuoso, otro sería, una reacción de neutralización entre un ácido y una base, obteniendo una sal y agua:

AB + CD AD + CB

HCl(aq) + Na(OH)(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

4.4. Balanceo de ecuaciones químicas.

En nuestro acontecer diario, si miramos a muestro alrededor y observamos cuidadosamente, sin duda

nos percataremos de las innumerables reacciones químicas que tienen lugar, por ejemplo: las plantas

producen su alimento por medio de la fotosíntesis, en la reacción interior se absorbe energía radiante a

medida que el bióxido de carbono y el agua se combinan para formar glucosa y oxigeno, durante esta

reacción ocurren transferencia de electrones.

Por lo anterior es fundamental el conocer y balancear las ecuaciones químicas, como un medio para dar

y recibir información científica, ya que las ecuaciones químicas poseen dos características: cualitativa

(nos indica que sustancias reaccionan y que productos se obtienen) y cuantitativa( relaciona la

composición de reactivos y productos).

Por lo general, las ecuaciones químicas deben de satisfacer tres condiciones:

1º Presentar hechos experimentales, es decir, la reacción ocurre realmente bajo condiciones dadas.

2º En ambos lados de la ecuación debe existir el mismo número de átomos que intervienen en la

misma ( ley de la conservación de la masa).

3º La carga eléctrica de los componentes que intervienen en la reacción debe ser la misma en ambos

lados de la ecuación.

2 Ca + O2 2 CaO + calor

En la ecuación anterior existen el mismo número de átomos, tanto para el calcio, como para el oxigeno,

en ambos miembros de la ecuación.

Es por ello que para cumplir con la ley de la conservación de la masa, es necesario que entre el primer

miembro y el segundo exista siempre una igualdad, es decir, que la ecuación este balanceada.

Balancear o ajustar una ecuación química significa igualar el número de átomos del primer miembro

(reactivos) con los del segundo (productos).

Para balancear o ajustar una ecuación química, tenemos los siguientes métodos:


4.4.1. Tanteo.

Este método es muy sencillo y se utiliza para balancear ecuaciones químicas simples, para efectuarlo se

sugieren los siguientes pasos:

i. Equilibrar todos los elementos diferentes del oxigeno y del hidrógeno.

ii. Equilibrar los hidrógenos, por lo general, al hacer esto se equilibra el agua.

iii. Equilibrar los oxígenos, y así toda la ecuación quedara balanceada.

Ejemplo:

4.4.2. Algebraico y óxido – reducción.

Este método nos permite detectar si una reacción química esta mal planteada, por ejemplo, puede

suceder que un compuesto no este bien colocado, pues debe estar en el otro miembro, esto se apreciara

si alguno de los coeficientes resultara negativo al resolver el sistema de ecuaciones. Consiste en

encontrar los coeficientes para cada reactivo y producto por medio de un sistema de ecuaciones

indeterminadas. Explicaremos este método con la siguiente ecuación química:

Paso Primero En la ecuación a balancear, a cada uno de los reactivos y productos se le da una

literal:

a b c d

Sr + Fe2(SO4)3 SrSO4 + Fe

Paso Segundo Se anotan los elementos en forma vertical y se plantea una ecuación para cada uno:

1st Sr; a = c

2nd Fe 2b = d

3rd S 3b = c

4º O 12b = 4c

Paso Tercero A la literal que aparece en la mayoría de las ecuaciones se le asigna el valor de 1, en

este caso c = 1.

En caso de que existan 2 literales en el mismo caso, se escogerá la que resuelva de manera más sencilla

las ecuaciones.

Paso Cuarto Se resuelven las ecuaciones en el orden más conveniente:

Para la ecuación 1º:

a = c

y como c = 1, entonces

a = 1


2b = d

y como b = 1/3, entonces

2(1/3) = d, multiplicando: d = 2/3



3b = c

y como c = 1, entonces

3b = 1, despejando para b: b = 1/3

Paso Quinto Como se observa el valor de algunos de los coeficientes es una fracción, y como

sabemos, los átomos o moléculas no se pueden fraccionar, así que, los

acomodaremos en forma vertical y los multiplicaremos por el denominador mayor de

todas las fracciones.

a = 1 x 3 = 3

b = (1/3) x 3 = 1

c = 1 x 3 = 3

d = (2/3) x 3 = 2

Paso Sexto Estos números son los coeficientes que corresponden a cada uno de las sustancias de

la ecuación química y se anotan del lado izquierdo.

3Sr + Fe2(SO4)3 3SrSO4 + 2Fe

Paso Séptimo Se comprueba que realmente haya la misma cantidad de átomos del mismo elemento

en cada uno de los miembros de la ecuación química.

3Sr + Fe2(SO4)3 3SrSO4 + 2Fe

= Sr =

= Fe =

= S =

= O =

Método de óxido – reducción.

En este tipo de reacciones existe un intercambio de electrones entre las especies participantes, que por

lo general se les llama reacciones redox. Por ejemplo para la reacción:

Znº + Sº → Zn 2+

+ S2–

El cinc cambia de número de oxidación de 0 a 2+, lo cual indica que al reaccionar con el azufre cede o

pierde dos electrones; a su vez, el azufre cambia de número de oxidación 0 a 2– , lo que nos indica que

ha aceptado o ganado los dos electrones que proporciono el cinc.


La oxidación es la perdida de electrones por parte de una especie química(elemento o

compuesto). Esto quiere decir que un átomo se oxida, al ceder electrones, aumenta su número de

oxidación, por ejemplo:

Znº – 2e- → Zn2+

La reducción es la ganancia de electrones por parte de una especie química(elemento o compuesto), es

decir, un átomo que se reduce, al aceptar electrones, disminuye su número de oxidación, por ejemplo:

Sº + 2e- → S2–

Es importante mencionar que una reacción de óxido – reducción implica ambos procesos

simultáneamente.

Con base en el concepto anterior, podemos decir que la especie química que se oxida induce la

reducción y la que se reduce induce la oxidación, por lo tanto, se llama agente oxidante a toda especie

química que acepta electrones en el transcurso de una reacción provocando así, en otra, una oxidación;

se llama agente reductor a toda especie química que cede electrones en el transcurso de una reacción

química provocando así, en otra, una reducción.

Cabe señalar que las reacciones redox, se pueden resolver también por el método algebraico.

4.5. Cambios energéticos en las reacciones químicas.

La rapidez con que se lleva a cabo una reacción química depende de varios factores, uno de los cuales

es la temperatura, por lo general la mayoría de las reacciones se llevan a cabo más rápido cuando

aumenta la temperatura, este efecto se explica en términos de la teoría cinético molecular, ya que al

aumentar las temperatura las moléculas de los cuerpos adquieren más energía, aumentando los choques

entre ellas lo que aumenta la posibilidad de una reacción química, este aumento de energía también

favorece el rompimiento de los enlaces químicos favoreciéndose así las reacciones químicas.

Los cambios de energía asociados a las reacciones químicas tienen una relación cuantitativa con las

cantidades de las sustancias químicas que se alteran.

Cuando al ocurrir una reacción se desprende calor se dice que es una reacción exotérmica y se anota

como producto la energía liberada.

Sea la reacción A y B para formar los productos C y D y la cantidad de calor liberado , siendo

= Eq – Ei ; lo que significa que el calor liberado en una reacción exotérmica es la diferencia de calor

contenido energético entre reactivos y productos.

EP – ER = - (calor liberado)

Ejemplo:

C(s) + O2(g) CO2(g) – 94.05 Kcal


H2SO4(ac) + Zn(s) ZnSO4(ac) + H2(g) – 37.63 Kcal

H2(g) + ½ O2(g) 2H2O(l) – 68.32 Kcal

Si por el contrario, se absorbe calor para llevar a acabo la reacción, se dice que la reacción es

endotérmica y la energía necesaria para llevarla a cabo se anota como reactivo, las ecuaciones que lo

representan se observan en los siguientes ejemplos en donde EP – ER = + .

Ejemplos:

BaO + ½ O2 + 18.6 Kcal BaO2(s)

2HCl + ½ O2 + 27.36 Kcal H2O + Cl2(g)

Ahora bien, cuando un sistema absorbe calor, parte de esa energía puede emplearse para producir un

trabajo. La otra parte de la energía se almacena dentro del propio sistema como energía de los

movimientos internos e interaccionan entre átomos y moléculas. A esta energía se le denomina

energía interna.

4.5.1. Entalpía de reacción.

La entalpía (grado de desorden) es una magnitud que se relaciona estrechamente con la energía interna

y se define de manera que el incremento de entalpía de cualquier sistema que sufre un cambio a presión

y temperatura constante es igual al calor absorbido en el proceso. La entalpía o calor interno se

representa con la letra H.

4.6. Velocidad de reacción.

Podemos definir la velocidad de reacción como la cantidad de sustancia reaccionante (reactivo) que se

transforma o la cantidad de producto obtenido en la unidad de tiempo.

La velocidad de reacción se mide en unidades de concentración sobre tiempo, por ejemplo mol/Ls.

4.6.1. Teoría de colisiones.

Para que ocurra una cualquier reacción la teoría de las colisiones de las velocidades de reacción afirma

que es necesario cumplir tres condiciones:

1. Las moléculas de los reactivos deben de chocar unas con otras.

2. Las moléculas de los reactivos deben de chocar con suficiente energía.


3. Las moléculas deben chocar en una orientación tal que permita un reordenamiento de átomos.

Esto queda explicado con los factores que modifican la velocidad de reacción (concentración y

temperatura).

4.6.2. Factores que la modifican.

Experimentalmente se ha demostrado que los factores que afectan la velocidad de una reacción son:

A) Naturaleza de los reactivos. En forma general podemos decir que las reacciones iónicas son muy

rápidas o casi instantáneas. En cambio, donde intervienen sustancias moleculares son muy

variadas. Las estructuras atómicas y moleculares de las sustancias, así como la fuerza de los

enlaces químicos influyen en la velocidad de la reacción.

B) La temperatura. Empíricamente al aumentar la temperatura aumenta la velocidad de cualquier

reacción.

C) La concentración de los reactivos. La velocidad de una reacción aumenta con la concentración de

los reactivos, ya que la cantidad de reactivo que se transforma dependerá del mayor o menor

número de choques. Éste será doble si se duplica la concentración de uno de los reactivos, y se

cuadruplica cuando se duplica la concentración de dos reactivos.

El efecto de la concentración de los reactivos sobre la velocidad de una reacción esta indicado por

la ley de acción de masas, formulada por Gulberg y Waage en 1867, la cual establece que ―la

velocidad de reacción es directamente proporcional al producto de las concentraciones de los

reactivos‖. Cada concentración se eleva a un exponente igual al coeficiente del reactivo en la

reacción. Para expresar simbólicamente la concentración de una sustancia en mol/L se emplea un

paréntesis rectangular [ ]. Así por ejemplo, y de acuerdo a la ley de acción de masas, la velocidad

de reacción (v).

A + B C + D, se indica v = K [A] [B]

Donde K es la constante de la velocidad de reacción de A con B a una temperatura determinada. La

velocidad de la siguiente reacción : 2A + 3B A2B3, será v = K [A]2 [B]

3.

D) Los catalizadores. La velocidad de una reacción también puede modificarse mediante la presencia

de catalizadores. Un catalizador es una sustancia que está presente en la masa reaccionante pero

que no sufre modificación alguna, únicamente acelera o retarda la velocidad de la reacción. El

proceso donde interviene un catalizador recibe el nombre de catálisis. Existen dos tipos de

catalizadores: positivo, el que acelera la reacción; negativo o inhibidor, el que retarda la reacción.

También podemos considerar el estado de división de los reactivos como otro factor que influye en el

tiempo de reacción. Si un reactivo es sólido, mientras más dividido se encuentre la reacción será más

rápida.

4.7. Consumismo e impacto ambiental.


El desarrollo científico tecnológico es uno de los elementos de cambio más radicales del siglo XX. Los

adelantos que tuvieron lugar en el conocimiento científico desde las primeras décadas, desencadenaron

a partir de los años cincuenta un proceso simultáneo de cambios en la ciencia, las tecnologías y el

sistema productivo, cambios que a su vez hicieron posible la transformación de la vida social a escala

planetaria.

Los cambios que han tenido lugar afectan por igual a los seres humanos y su proceso de vida; al

conocimiento y sus formas de producción y reproducción, y han colocado a la sociedad mundial ante la

alternativa de una nueva conceptualización. Para algunos, estamos entrando cada vez más en la

sociedad del conocimiento, mientras que para otros, sería más adecuado referirnos a la sociedad

contemporánea como sociedad del riesgo.

Uno de los resultados más impresionantes del avance científico y tecnológico ha sido el cambio

sustancial en la vida de millones de personas. La cotidianeidad había sido siempre sumamente

conservadora con relación al conocimiento, los modos de vivir y reproducir la vida social.

La vida cotidiana prefirió siempre la estabilidad al cambio. Durante milenios esa fue la lógica del

desenvolvimiento de la vida del hombre común.

La vida cotidiana del hombre en épocas anteriores cambió sólo a través de procesos en su mayor parte

dilatados en el tiempo. Esto es perfectamente compatible con el designio más profundo de la

cotidianeidad: garantizar la producción y reproducción de la vida humana.

Todo lo aprendido por el hombre de nada ha servido en el aspecto de cuidar nuestro planta es mucho

más importante la producción de muebles de madera, papel de cualquier tipo, o simplemente leña para

la fogata, que el cuidado de los árboles de u n bosque.

Igual pasa con el uso los combustibles fósiles (Petróleo y sus derivados), es de mayor importancia el

desplazarnos de un lugar a otro cómodamente un automóvil, que preservar el aire que respiramos.

4.7.1. Desarrollo sustentable.

Los nuevos conocimientos adquiridos por el hombre, el desarrollo de nuevas formas productivas a

partir de la ciencia y la tecnología, la ampliación de los flujos informativos; la inclusión de todo esto en

la vida cotidiana en forma de objetos e instrumentos, conocimientos y modos de vida transformados,

han hecho hoy día el cambio preferible a la estabilidad, y elevado el valor social de la novedad y la

creatividad.

Desde la revolución industrial, pero sobre todo a partir de la revolución científico técnica en la década

del cincuenta del siglo XX, el saber científico y tecnológico, —los modos de ser, conocer y actuar de la

ciencia y la tecnología—, han subvertido la vida cotidiana como proceso material y espiritual de vida.


Como proceso material, la vida cotidiana ha sido dotada de nuevos instrumentos que potencian las

capacidades humanas, cambian la vida de las personas, a la vez que la hacen dependiente del

conocimiento y los nuevos productos del saber que han de revolucionarla también en el futuro. Formas

ancestrales del hacer de la vida humana desaparecen, envueltas en un constante proceso de cambio,

homogeneización y creación de dependencias. La vida cotidiana se subvierte mediante la destrucción

de las formas de vida y la instrumentación de un modo material único de realización de la vida.

La subversión material de la vida cotidiana por los productos del conocimiento y la tecnología, ha

conducido a la mejora de las condiciones de vida de una parte significativa del mundo, pero este no es

el único resultado. La estandarización de la vida humana y la pérdida de la socio diversidad son

resultados igualmente notables, aunque absolutamente destructivos, e indeseables. Pero en términos de

vida y sociedad homogeneización y equilibrio son equivalentes a la muerte.

Como proceso espiritual, la vida cotidiana se subvierte mediante la destrucción de las costumbres y la

instrumentación de un modo ideológico único de realización de la vida. Uno de los efectos más

importantes de la subversión material y espiritual de la vida cotidiana por la ciencia ha sido la

activación del hombre común como sujeto social y epistémico. Como consecuencia del conjunto de

cambios introducidos por la ciencia y la tecnología en la vida cotidiana, el hombre común ha cambiado

su percepción de los problemas y ha incrementado su nivel de participación no sólo en la presentación

de nuevas demandas, sino también en la búsqueda de las soluciones a los problemas. Esto quiere decir,

que se está comenzando a producir un nuevo diálogo entre sectores sociales antes separados por el velo

del desconocimiento —atribuido a la vida cotidiana y el sentido común—, y el conocimiento

verdadero, —atribuido a la ciencia. En lugar de la contraposición entre científicos y no científicos, se

está abriendo la época del diálogo humano multilateral en busca de soluciones a los problemas de

naturaleza global que el propio desarrollo científico-técnico está planteando ante la humanidad. Por eso

no es difícil observar en la actualidad como pueden confluir en un foro ambiental, o contra la guerra,

especialistas científicos, activistas políticos y sociales, junto a los miembros de organizaciones

comunitarias que de conjunto están replanteando los problemas que tiene ante sí la humanidad.

4.7.2. Riesgos de la ciencia y la tecnología.

La influencia del desarrollo científico-tecnológico sobre la propia ciencia es notable. Han surgido

nuevas teorías científicas en cada una de las ciencias, y nuevas ramas del saber en las intersecciones

entre las ciencias. Por su parte, la tecnología se ha hecho cada vez más independiente y poderosa, tanto

en la generación de conocimientos y el planteamiento de problemas científico tecnológicos, como en la

dotación al hombre de medios de transformación de la naturaleza que permiten desarrollar la actividad

productiva humana a escala planetaria.

El desarrollo científico tecnológico, los avances en las modernas tecnologías de la información, la

constitución del conocimiento en un basamento esencial del sistema productivo y la realización de la

vida cotidiana del hombre contemporáneo permiten caracterizar a la sociedad mundial emergente de

estos procesos como sociedad del conocimiento. Simultáneamente, ese conocimiento nos permite

trabajar hoy con niveles básicos de la estructura de la materia y la vida; y convertir a la Naturaleza en

objeto de trabajo a escala planetaria. Estos dos factores, que hacen de la sociedad mundial actual una

sociedad basada en el conocimiento; permite transformaciones tan profundas del sistema de la


naturaleza, que los riesgos de destrucción marchan de la mano con nuestra capacidad incrementada de

creación. Esto plantea la disyuntiva de caracterizar a la sociedad actual como sociedad del riesgo.

química i 2007 - mxgo.net d.b - quimica i.pdf · podemos afirmar que la ciencia es uno de los...

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