Introducción A La Química - Física 2k2j38

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INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA-FÍSICA Autor: Sergio H. Pratto Rillo

INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA-FÍSICA Aunque estas dos ciencias se consideran diferentes ya que la química se encarga de la constitución de la materia y sus transformaciones, la física se ocupa del análisis general de las formas de energía y de las fuerzas que actúan en los fenómenos naturales, existen problemas comunes a ambas que se estudian dentro de la llamada química - física.

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2 Dentro de este campo se trata el efecto de las estructuras químicas en las propiedades físicas, cuestiones relacionadas con la estructura interna del átomo y aspectos basados en teorías y métodos físicos que se engloban en la química inorgánica, orgánica o bioquímica

UNIDAD 1: LA MATERIA QUIMICA es la Ciencia que estudia la materia, su estructura, su composición, sus cambios, las leyes que rigen dichos cambios y su interrelación con la energía. Siendo la materia el objeto de estudio de la química, es fácil comprender el amplio campo de acción de esta ciencia y su importancia en el mundo moderno Denominamos materia a todo aquello que podemos percibir con nuestros sentidos, es decir, todo lo que podemos ver, oler, tocar, oír o saborear. El compañero que se sienta junto a ustedes está constituido por materia, lo mismo que la silla en la que se sienta, la mesa que usa para escribir y las hojas de papel que emplea para tomar apuntes. “Materia es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio”

Reciben el nombre de cuerpos a una porción de materia, delimitada por unas fronteras definidas, como una regla , el lápiz o la goma de borrar ; varios cuerpos constituyen un sistema material. Aunque todos los cuerpos están formados por materia, la materia que los forma no es igual, ya que hay distintas clases de materia: la materia que forma el papel es distinta de la que forma el agua que bebemos .. Cada una de las distintas formas de materia que constituyen los cuerpos recibe el nombre de sustancia. Las sustancias son materia y que cada una de ellas es distinta a las demás y estas sustancias pueden ser simples o compuestas Si todas son materia, han de tener algo en común, alguna propiedad que nos permite afirmar que todas ellas son materia. Por otro lado, como podemos distinguir una sustancia de otra, también debe haber algo que nos permite diferenciarlas. Ese algo que nos permite identificar y distinguir , es decir caracterizar las cosas recibe el nombre de propiedad. Propiedad es una característica o atributo de un objeto o una sustancia que nos permite clasificarla como igual o distinta a otra. Las propiedades de la materia pueden depender o no de la cantidad de sustancia que se estudia, de manera que deben distinguirse las propiedades extensivas y las intensivas.

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Propiedades extensivas son aquellas que dependen de la cantidad de materia presente, como el volumen y la energía interna. Por ejemplo, la energía interna es la suma de las energías cinéticas y potencial de cada partícula, por lo tanto, será mayor si aumenta el número de ellas. Propiedades intensivas son aquellas que no dependen de la cantidad de materia presente. Es el caso del punto de fusión, la densidad y todas las propiedades químicas. Así, por ejemplo, el punto de fusión del hielo a presión normal es de 0º C independientemente de que se trate de un cubito de hielo o de un enorme iceberg.

Las propiedades generales de la materia son aquellas que poseen todos los tipos de materia, sin importar las sustancias que la constituyan o el lugar en el que se encuentren, por lo que no nos permiten diferenciar los distintos tipos de sustancias. No tienen relación con el tipo de materia. Aunque son varias las propiedades generales de la materia nos vamos a centrar en dos de ellas: la masa y el volumen La masa es la propiedad de la materia que nos permite determinar la cantidad de materia que posee un cuerpo. La mesa tiene más masa que la silla en la que te sientas porque tiene más materia, el lápiz contiene menos materia que el cuaderno y, por tanto, tiene menos masa. La masa puede medirse en muchas unidades: libras, granos, kilates, kilogramos, etc. En el Sistema Internacional (abreviadamente S.I.) la masa se mide en kilogramos. No debemos confundir masa con peso. Mientras que la masa de un cuerpo no varía, sin importar el lugar en el que esté, el peso es la fuerza con la que la Tierra atrae a ese cuerpo, fuerza que varía de un sitio a otro, sobre todo con la altura, de forma que al subir una montaña, mientras que nuestra masa no varía, nuestro peso va siendo cada vez menor. En un mismo lugar, el peso y la masa son proporcionales, de forma que si un cuerpo pesa el doble que otro, tendrá el doble de masa. Además de masa, los cuerpos tienen una extensión en el espacio, ocupan un volumen. El volumen de un cuerpo representa la cantidad de espacio que ocupa su materia y que no puede ser ocupado por otro cuerpo. Al igual que la masa, el volumen puede medirse en muchas unidades: pintas, galones, arrobas, entre otras. pero las medidas más usadas son el litro (l) y la unidad del S.I. el metro cúbico (m3), que equivale a 1.000 litros o, lo que es lo mismo, un litro es igual que un decímetro cúbico (dm3) A simple vista podemos distinguir entre muchos tipos de sustancias: el agua; la celulosa, el oro o la plata, y muchas más. Existen, por lo tanto, características que nos permiten diferenciar los distintos tipos de materia y que reciben el nombre de propiedades características, ya que nos ayudan a caracterizar o identificar las distintas sustancias. Al contrario que propiedades generales, existen innumerables propiedades características por lo que sólo podremos considerar unas pocas, aunque nombremos muchas: color, sabor, dureza, densidad, brillo, conductividad térmica y eléctrica, punto de fusión, punto de ebullición, solubilidad, son las principales.

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4 Para identificar una sustancia no nos bastará con conocer una de sus propiedades características, sino que habremos de identificar varias de ellas, las más importantes, y las más fáciles de determinar son: la densidad, los puntos de fusión y ebullición, relacionados con la temperatura, y la solubilidad, que también tiene que ver, de otra forma, con la temperatura. Aunque toda la materia posee masa y volumen, la misma masa de sustancias diferentes tienen ocupan distintos volúmenes, así notamos que el hierro es pesado, mientras que la misma cantidad de goma de borrar son ligeras o más livianas. La propiedad que nos permite medir la ligereza o pesadez de una sustancia recibe el nombre de densidad. Cuanto mayor sea la densidad de un cuerpo, más pesado nos parecerá. La densidad se define como el cociente entre la masa de un cuerpo y el volumen que ocupa. Así, como en el S.I. la masa se mide en kilogramos (kg) y el volumen en metros cúbicos (m3) la densidad se medirá en kilogramos por metro cúbico (kg/m3). Esta unidad de medida, sin embargo, es muy poco usada, ya que es demasiado pequeña. Para el agua, por ejemplo, como un kilogramo ocupa un volumen de un litro, es decir, de 0,001 m3, la densidad será de:

La mayoría de las sustancias tienen densidades similares a las del agua por lo que, de usar esta unidad, se estarían usando siempre números muy grandes. Para evitarlo, se suele emplear otra unidad de medida el gramo por centímetro cúbico (g./cm3.), de esta forma la densidad del agua será: d= 1Kg/ 1l =1000g/1000cm3= 1g/cm3 Las medidas de la densidad quedan, en su mayor parte, ahora mucho más pequeñas y fáciles de usar. Además, para pasar de una unidad a otra basta con multiplicar o dividir por mil. Sustancia Densidad en kg/m3 Densidad en g/cm 3. Agua 1000 1 Aceite 920 0,92 Gasolina 680 0,68 Plomo 11300 11,3 Acero 7800 7,8 Mercurio 13600 13,6 Madera 900 0,9 Aire 1,3 0,0013 Butano 2,6 0,026 Dióxido de carbono 1,8 0,018 La densidad de un cuerpo está relacionada con su flotabilidad, una sustancia flotará sobre otra si su densidad es menor. Por eso los hidrocarburos flotan sobre el agua y el 4

5 plomo se hunde en ella, porque el plomo posee mayor densidad que el agua mientras que la densidad de los hidrocarburos es menor. Calor y Temperatura En el lenguaje cotidiano solemos confundir los términos calor y temperatura. Así, cuando hablamos del calor que hace en el verano , realmente nos referimos a la temperatura, a la mayor o menor temperatura del aire. La temperatura es una magnitud física que nos permite definir el estado de una sustancia, lo mismo que cuando decimos que un coche circula a 90 km/h o que una casa tiene 5 m de alto. Cuando se ponen en o dos sustancias a distinta temperatura, evolucionan de forma que el cuerpo a mayor temperatura la disminuye y el que tenía menor temperatura la aumenta hasta que al final los dos tienen la misma temperatura, igual que al echar un cubito de hielo a una bebida , la bebida se enfría y el cubito de hielo se calienta y termina convirtiéndose en agua. Decimos que la sustancia a mayor temperatura ha cedido calor a la sustancia que tenía menor temperatura. Sin embargo, el calor no es algo que esté almacenado en el cuerpo más caliente y que pasa al cuerpo más frío. Tanto uno como otro poseen energía, que depende de la masa del cuerpo, de su temperatura, de su ubicación, etc. y recibe el nombre de energía interna. Cuando esta energía interna pasa de una sustancia a otra a causa de la diferencia de temperatura entre ellas la llamamos calor. Una catarata es agua que pasa de un sitio a otro porque están a distinta altura, de forma similar el calor es la energía que pasa de un cuerpo a otro porque están a distinta temperatura. Como hemos visto, el calor es la energía que pasa entre dos cuerpos por encontrarse a distinta temperatura. Ésta es una propiedad de los cuerpos que depende de la velocidad con la que se mueven sus moléculas. Cuanto mayor sea la temperatura, con mayor celeridad se moverán las moléculas. Este hecho explica los cambios de estado de las sustancias y muchas otras propiedades. La temperatura puede medirse en tres distintas unidades: 1. La escala centígrada o Celsius. 2. La escala Fahrenheit. 3. La escala Kelvin o absoluta. La escala centígrada También conocida como escala Celsius en honor al científico sueco que la propuso. En esta escala de temperaturas, el agua hierve a 100 ºC (cien grados centígrados) y se congela a 0 ºC (cero grados centígrados). Esta es la forma más habitual de medir la temperatura en la Europa Continental, América Latina y gran parte de Asia y África. La escala Fahrenheit

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6 Denominada así por el físico inglés que la propuso y empleada en todos los países anglosajones, entre ellos Estados Unidos de América, en esta escala, el agua hierve a 212 º F (doscientos doce grados Fahrenheit) y se congela a 32 ºF (treinta y dos grados Fahrenheit). Así, en donde hay 100 º C en la escala usada en Argentina, (el intervalo de temperaturas en el que el agua es líquida, desde que se funde el hielo hasta que el agua hierve) la escala Fahrenheit tiene 180 ºF ( desde 32 hasta 212 ºF). Esto significa que 1 ºC es un intervalo de temperaturas más amplio que 1 º F, ya que 100 ºC es lo mismo que 180 ºF. La escala Kelvin En la escala centígrada, cuando la temperatura es muy baja puede llegar a ser negativa: en un congelador, la temperatura puede alcanzar los -20 ºC, y en la Antártida se han medido temperaturas de hasta - 70 ºC. A finales del siglo XIX el físico inglés Lord Kelvin descubrió que la más baja temperatura que puede existir es de -273 ºC. Aunque la temperatura puede ser todo lo alta que se quiera, no puede bajar de ahí. En ninguna parte se podrá estar a -300 ºC, ni a -274 ºC. Así que propuso que -273 ºC fuera el cero de una nueva escala de temperatura: la escala absoluta, denominada también Kelvin en su honor, de esta manera no podría haber temperaturas negativas. En la escala Kelvin, el agua hierve a 373 K (trescientos setenta y tres Kelvin -no grados Kelvin-) y se congela a 273 K (doscientos setenta y tres Kelvin -no grados Kelvin-). Como entre ambas temperaturas hay también 100 K, 1 ºC mide la misma diferencia de temperatura que 1 K Conversiones de escalas : K = °C + 273 °F -32/180 = °C/100

Punto de ebullición Si ponemos al fuego un recipiente con agua, como el fuego está a mayor temperatura que el agua, le cede calor y la temperatura del agua va aumentando, lo que podemos comprobar si ponemos un termómetro en el agua. Cuando el agua llega a 100 ºC, empieza a hervir, convirtiéndose en vapor de agua, y deja de aumentar su temperatura, pese a que el fuego sigue suministrándole calor: al pasar de agua a vapor de agua todo el calor se usa en cambiar de líquido a gas, sin variar la temperatura. La temperatura a la que una sustancia cambia de líquido a gas se llama punto de ebullición y es una propiedad característica de cada sustancia, así, el punto de ebullición del agua es de 100 ºC, el del alcohol de 78 ºC y el hierro hierve a 2750 ºC.

Punto de fusión 6

7 Si sacas unos cubitos de hielo del congelador y los colocas en un vaso con un termómetro verás que toman calor del aire de la cocina y aumentan su temperatura. En un principio su temperatura estará cercana a -20 ºC (depende del tipo de congelador) y ascenderá rápidamente hasta 0 ºC, se empezará a formar agua líquida y la temperatura que permanecerá constante hasta que todo el hielo desaparezca. Igual que en el punto de ebullición, se produce un cambio de estado, el agua pasa del estado sólido (hielo) al estado líquido (agua) y todo el calor se invierte en ese cambio de estado, no variando la temperatura, que recibe el nombre de punto de fusión. Se trata de una temperatura característica de cada sustancia: el punto de fusión del agua es de 0 ºC, el alcohol funde a -117 ºC y el hierro a 1539 ºC. Sustancia Punto de fusión (ºC) Punto de ebullición (ºC) Agua 0 100 Alcohol -117 78 Hierro 1539 2750 Cobre 1083 2600 Aluminio 660 2400 Plomo 328 1750 Mercurio -39 357

Cuando viertes sal en un vaso de agua y agitas el líquido estás preparando una disolución, una mezcla homogénea de dos sustancias. Si se usa medio vaso de agua, al echar media cucharada de sal y agitar, la sal se disuelve y desaparece, parece que sólo tenemos agua en el vaso, aunque su sabor salado nos indica que contiene sal; la sal, que es la sustancia que vamos a disolver, se denomina soluto, mientras que el agua, que es la sustancia en la que se va a dispersar la sal, se llama disolvente o solvente , el conjunto de agua y sal recibe el nombre de disolución o solución. En general, es fácil distinguir entre soluto y disolvente ya que el primero está en menor proporción. A la cantidad de soluto disuelto en una determinada cantidad de disolvente se le denomina concentración o composición. Y si tenemos en cuenta a la temperatura esta cantidad total disuelta será la solubilidad de la sal. Al calentar el agua, veremos que se disuelve más cantidad de sal: la solubilidad varía con la temperatura. Normalmente los sólidos, como la sal, el azúcar o el bicarbonato aumentan su solubilidad con la temperatura, mientras que los gases, como el dióxido de carbono o el oxígeno, la disminuyen.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

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Aclaración : Donde dice “Elemento” es lo que se llama sustancia elemental; NO SE REFIERE al ” elemento químico”.

Mezclas, soluciones y sustancias puras. La materia puede presentarse en dos formas distintas: Homogénea, si es completamente uniforme, esto es, que sus propiedades y composición sean las mismas en cualquier punto de la misma. Heterogénea, si está formada por dos o más porciones diferentes, separadas por superficies definidas a través de las cuales las propiedades cambian bruscamente. Un material heterogéneo es una mezcla y cada porción homogénea de la misma constituye, desde el punto de vista químico, una fase. Así, por ejemplo, un trozo de granito aparece moteado e incluso a simple vista pueden observarse en él tres clases distintas de cuerpos; unas partículas minúsculas, oscuras y brillantes que son de mica, unos fragmentos pequeños, duros y transparentes que son de cuarzo y unos cristales oblongos, translúcidos y grisáceos que son de feldespato.

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9 Cada fase de una mezcla presenta sus propiedades características y, en general, pueden separarse unas de otras por medios mecánicos. Una mezcla de azufre y hierro de color negruzco amarillento puede diferenciarse a simple vista o mediante la lupa o el microscopio, observándose las partículas amarillas de azufre y las grises oscuras de hierro. Sí las partículas de uno y otro cuerpo no fuesen excesivamente pequeñas, podrían seleccionarse a mano y en todo caso, podrían separarse por medio de un imán que atrae el hierro o tratando la mezcla con sulfuro de carbono que disuelve el azufre, filtrando la disolución obtenida (en esta operación queda retenido el hierro) y evaporando el disolvente que deja como residuo el azufre sólido. Si una fase homogénea puede tener una composición variable se denomina solución. Las soluciones pueden ser sólidas, pero la mayoría de ellas son líquidas. Las soluciones más utilizadas son las acuosas en que el disolvente o solvente es el agua. La composición de cualquier mezcla heterogénea puede cambiarse en la extensión que se quiera, pero la composición de una mezcla homogénea, esto es, de una solución, sólo puede variarse, en general, entre límites definidos Una fase homogénea de composición uniforme y completamente invariable constituye una sustancia pura, tal como el azufre, el hierro, sustancias simples , la sal y el azúcar , sustancias compuestas Cuando la proporción de uno de los componentes en una mezcla es preponderante más que como mezcla se considera como sustancia impura.

Clasificación según el estado de agregación: Los estados de agregación se refieren a los estados físicos de la materia. Estados de la materia Sólido Forma Volumen Compresibilidad Fuerza entre sus partículas Ejemplo

Líquido Gaseoso Del Del Definida recipiente recipiente Del Definido Definido recipiente Despreciable Muy poca Alta Muy fuerte

Media

Casi nula

Azúcar

Gasolina

Aire

CAMBIOS de ESTADO de la Materia

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MATERIA y ENERGÍA Analizaremos la relación entre materia y energía a partir de sus propiedades para comprender su vinculación con los fenómenos físicos y químicos de su entorno. ENERGÍA : Todos los cambios físicos y químicos están acompañados de energía. Ejemplos: Para un cambio de estado la sustancia debe absorber o liberar energía, tu cuerpo necesita energía para realizar sus actividades diarias, el automóviles necesitan energía para moverse y funcionar, los aparatos eléctricos necesitan energía para funcionar. En todos los procesos la energía está presente de alguna forma. Energía.- Es la capacidad para realizar un trabajo o para transferir calor. Energía potencial.- Es la que posee una sustancia en virtud de su posición o de su composición química. Energía cinética.- Es la que posee una sustancia en virtud de su movimiento. Ejemplo: El agua que está en la parte superior de una presa tiene energía potencial debido a la fuerza gravitacional. Cuando se permite que el agua fluya por una turbina, hacia un nivel inferior, la energía potencial se convierte en energía cinética (energía de movimiento). Conforme el agua cae, su energía potencial disminuye y su energía potencial aumenta. La turbina convierte parte de la energía cinética del agua en energía eléctrica. La electricidad así producida se transporta por medio de cables hasta los hogares y fábricas, donde se puede transformar en energía lumínica, energía calorífica o energía mecánica.

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11 Así pues, la energía puede manifestarse en diferentes formas y transformarse de una a otra. A continuación se muestra una tabla con diversas formas de energía y su fuente. Forma de energía Energía calorífica

Energía eléctrica Energía química Energía hidráulica Energía eólica Energía nuclear Biomasa

Energía lunar

Fuente Combustión de carbón, madera, petróleo, gas natural, gasolina y otros combustibles. Plantas hidroeléctricas o termoeléctricas. Reacciones química. Corrientes de agua. Movimiento del aire. Ruptura del núcleo atómica mediante la fisión nuclear. Cultivar plantas y quemarlas para producir energía. Potencia de las mareas

Fuerzas gravitaciones y radiactividad natural en el interior de la tierra (géiseres y volcanes). Onda electromagnéticas Energía radiante (ondas de radio, rayos luminosos, etc.) Energía geotérmica

Las diferentes formas de energía tienen ventajas y desventajas que deben ser analizadas. Es cierto que el mundo enfrenta problemas de recursos energéticos. La decisión debe ser tomada por personas bien informada que analicen los pro y los contra de las diversas alternativas que existen para obtener energía.

Ley de la conservación de la energía Todas las transformaciones físicas y químicas involucran energía, pero esta energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.

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Unidades de la energía : CALORÍA : Es la unidad estándar de la energía calórica (energía transferida de una sustancia a otra cuando hay una diferencia de temperatura entre ellas). JOULE: Es la unidad estándar para la medición de la energía calórica en el Sistema Internacional de unidades. 1 cal = 4.184 Joules En nutrición se utilizan las calorías para determinar el valor energético de los alimentos y la energía necesaria en una persona para realiza ciertas actividades. VER ANEXOS del Sistema Internacional de unidades TRANSFORNACIONES FÍSICAS y QUIMICAS Los cambios que experimentan las sustancias son de dos clases, físicos y químicos. Un cambio físico modifica algunas propiedades de la sustancia pero no, hay motivos para suponer que se ha formado una nueva, es decir que la sustancia mantiene su “identidad”. Por el contrario, en los cambios químicos, conocidos como reacciones, tiene lugar una modificación profunda de todas las propiedades del cuerpo, lo que obliga a suponer que se ha formado una nueva sustancia, es decir que altera la “identidad de la sustancia “ No existe una delimitación absoluta entre estas dos clases de transformaciones, pues hay diversos procesos que adquieren una significación intermedia. Por ejemplo: Si se llega a fundir un trozo de azufre o si al cloro se lo licua, las propiedades físicas cambian totalmente pero el comportamiento químico del azufre fundido o el del cloro líquido es el mismo que el del azufre sólido o el del cloro gaseoso, por lo que el proceso de fusión o el de licuación es también un cambio físico que afecta únicamente al estado de agregación de la sustancia correspondiente. En cambio, si se calienta carbonato de calcio, sólido de color blanco, en un tubo de ensayo, se desprende dióxido de carbono y se forma un sólido de óxido de calcio en el fondo del tubo, se ha producido un cambio químico. Las transformaciones físicas y químicas se diferencian fundamentalmente en los siguientes aspectos: 1) Los cambios químicos van acompañados por una modificación profunda de las propiedades del cuerpo o cuerpos reaccionantes; los cambios físicos dan lugar a una alteración muy pequeña y muchas veces parcial de las propiedades del cuerpo. 2) Los cambios químicos tienen casi siempre carácter permanente mientras que, en general, los cambios físicos persisten únicamente mientras actúa la causa que los origina.

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13 3) Los cambios químicos van acompañados por una variación importante de energía mientras que los cambios físicos van unidos a una variación de energía relativamente pequeña. Así, por ejemplo, la formación de 1 g de agua a temperatura ambiente, a partir de hidrógeno y oxígeno, desprende cerca de 3800 calorías, mientras que la solidificación a hielo de 1 g de agua o la condensación a agua líquida a 100 º C de 1 g de vapor de agua desprende tan sólo, respectivamente, cerca de 80 ó de 540 calorías. En algunos casos, tal como en la disolución del cloruro de hidrógeno gaseoso o la simple dilución del ácido sulfúrico concentrado, parece difícil decidir claramente si un proceso es químico o físico, ya que ofrece aspectos de uno y otro tipo de transformaciones. Se producen ambas disoluciones con liberación de Energía: procesos Exotérmicos. Cuando en una transformación se absorbe energía estos procesos son Endotérmicos: Ejemplo: • •

la fusión del agua ; proceso físico la fotosíntesis proceso químico

En la mayor parte de las reacciones químicas, la energía potencial de las sustancias que interviene disminuye. En otras palabras , los compuestos de alta energía se convierten por lo general en compuestos de baja energía. Cuando esto sucede , se libera energía en los alrededores, comúnmente en forma de calor. Si se invierte una reacción química que libera energía ( sólo es posible en algunas), precisan suministro de energía en forma continua para que la reacción prosiga: Compuestos de alta energía

compuestos de baja energía +Energía

Una reacción que libera energía calórica se llama Exotérmica , si se emplea el término exergónico significa que se libera energía en una forma distinta del calor. Cuando absorbe energía en forma de calor se dice que es Endotérmica o endergónicas cuando la absorción de energía no es en forma de calor.

ESTRUCTURA ATÓMICA EL ÁTOMO: su historia 13

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Durante los siglos VI a IV antes de Cristo, en las ciudades griegas surgió una nueva mentalidad, una nueva forma de ver el mundo no como algo controlado por los dioses, sino como una inmensa máquina gobernada por una leyes fijas e inmutables que el hombre podía llegar a comprender. Fue esta corriente de pensamiento la que puso las bases de la matemática y las ciencias experimentales. Demócrito, uno de estos pensadores griego, en el siglo IV antes de Cristo, se interrogó sobre la divisibilidad de la materia. A simple vista las sustancias son continuas y se pueden dividir. ¿Es posible dividir una sustancia indefinidamente? Demócrito pensaba que no, que llegaba un momento en que se obtenían unas partículas que no podían ser divididas ; a esas partículas las denominó átomos, que en griego significa indivisible. Cada elemento tenía un átomo con propiedades y forma específicas, distintas de las de los átomos de los otros elementos. Las ideas de Demócrito, sin estar olvidadas completamente, cayeron en desuso durante más de dos mil años. Mientras tanto, se desarrolló la química, se descubrieron nuevos elementos y se descubrieron las leyes que gobiernan las transformaciones químicas. Precisamente para explicar algunas de estas leyes, las leyes ponderales, Dalton, en 1808 propuso una nueva teoría atómica. Según esta teoría, los elementos estaban formados por átomos, indivisibles e indestructibles, todos iguales entre sí, pero distintos de los átomos de los otros elementos. La unión de los átomos daba lugar a la variedad de sustancias conocidas y la ruptura de las uniones entre los átomos para formar nuevas uniones era el origen de las transformaciones químicas. Cuando en 1800 el italiano Volta descubrió la pila eléctrica, los químicos tuvieron una fuente continua de electricidad y se descubrieron muchos nuevos elementos gracias a ella. También se descubrió que algunas sustancias, como la sal, al disolverse en agua, podían transmitir la

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15 electricidad, mientras que otras, como el azúcar, no lo hacían. El físico y químico inglés Faraday, en la primera mitad del siglo XIX, estableció las leyes de la electroquímica, poniendo en relación cuantitativa algunas transformaciones químicas y la electricidad e intentó hacer pasar electricidad a través del vacío (lo que demostraría la existencia de partículas de electricidad), fracasando al no lograr un vacío lo bastante perfecto. A finales del siglo XIX Crookes obtuvo un vacío suficiente, observó que al someter en el vacío unas placas metálicas a una gran diferencia de potencial, unas partículas, con carga negativa, que se llamaron electrones, abandonaban la placa cargada negativamente y se movían hacia la que tenía carga positiva. Esas mismas partículas aparecían si se iluminaba un metal con luz ultravioleta. Estaba claro que sólo podían proceder de los átomos del metal, así que el átomo no era indivisible, estaba formado por partículas. El físico inglés Thomson creyó que el átomo estaba formado por una esfera de carga positiva en la que se encontraban, , los electrones ,como pasas en un pastel, pero su propio discípulo Rutherford, descubrió que no podía ser así, que toda la carga positiva del átomo y casi toda su masa se encontraba en un reducido espacio, el núcleo atómico, mientras que su carga negativa de electrones estaban muy lejos de él, girando a su alrededor, de forma que la mayor parte del átomo estaba vacío (a escala, si el átomo tuviera el tamaño de una plaza de toros, el núcleo tendría el tamaño de un grano de arena). Posteriores investigaciones determinaron que el núcleo atómico estaba formado por dos tipos de partículas, los protones, de carga positiva, y los neutrones, sin carga eléctrica.

Átomo de Thomson

Átomo de Rutherford En 1860, los físicos alemanes Bunsen y Kirchhoff descubrieron que cada átomo, sin importar su estado, al ser calentado emite una luz de colores característica, los espectros atómicos. Gracias a su invención, se descubrió el elemento Helio, que se emplea en los globos. El físico danés Bohr, en 1913, explicó la existencia de los espectros atómicos suponiendo que los electrones no giran en torno al núcleo atómico en cualquier forma, sino que las órbitas de los electrones están cuantizadas mediante 3 números: el número cuántico principal, n, que determina la distancia al núcleo, el radio de la órbita; el número cuántico azimutal, l, que determina la excentricidad de la órbita; y el número cuántico magnético, m, que determina su orientación en el espacio. Con posterioridad se añadió un cuarto número cuántico, el número cuántico de spín, s, que indica la rotación del electrón sobre si mismo. Un átomo emitía o absorbía luz cuando un electrón pasaba de una órbita a otra , y no podían existir dos electrones en el mismo átomo, con los cuatro números cuánticos iguales.

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16 Ya en la década de 1920 se propuso, gracias a los esfuerzos de Schrödinger, Heisenberg y el propio Bohr, la teoría de la mecánica cuántica, que da explicación del comportamiento de los electrones y átomos individualmente, en compuestos y en las transformaciones químicas. CONSTITUCIÓN DEL ÁTOMO: Como resultado de las investigaciones científicas se logró determinar la carga y masa de cada partícula subatómica: PARTÍCULAS SUBATÓMICAS Partícula subatómica

PROTÓN

Símbolo

p+

Masa relativa Masa real Carga relativa Ubicación en el átomo Descubridor Año

1 uma 1.672 x 10-24g +1 En el núcleo atómico Goldstein 1886

NEUTRÓN n

ELECTRÓN

0

1 uma 1.674 x 10-24g sin carga En el núcleo atómico Chadwick 1932

ecero 9.109 x 10-28g -1 Fuera del núcleo Thomson 1875

Del cuadro se puede observar que las masas del protón y del neutrón son casi iguales, la diferencia es mínima. En cambio la masa del electrón con respecto a estás partículas es prácticamente despreciable. Se necesitarían 1837 electrones para tener la masa equivalente de un solo protón. Símbolo Químico Es una representación gráfica de un átomo de un elemento que nos da información sobre el número de partículas presentes en dicho elemento.

A = NÚMERO DE MASA = PROTONES + NEUTRONES 16

17 . En1926 Erwin Schrödinger formula la ecuación de onda de Schrödinger, que describe el comportamiento y la energía de las partículas submicroscópicas. Es una función análoga a las leyes de Newton para los sólidos macroscópicos que incorpora tanto el carácter de partícula (en función de la masa) como el carácter de onda en términos de una función de onda Ψ ( psi) Para resolver la ecuación de onda Schrödinger se requiere el uso de herramientas de cálculo complejas, que no vamos a analizar. Aunque la ecuación no tiene en sí significado físico el valor de la función de onda al cuadrado (Ψ 2) representa la distribución de probabilidad de encontrar al electrón en cierta región del espacio, también denominado densidad electrónica. La ecuación de Schrödinger inició una nueva era para la física y la química, y abrió un nuevo campo: el de la mecánica cuántica también conocido como mecánica ondulatoria Descripción mecánico cuántica del átomo de hidrógeno: Orbitales y números cuánticos Mientras que en el modelo de Bohr se hablaba de órbitas definidas en el modelo de Schrödinger sólo podemos hablar de las distribuciones probables para un electrón con cierto nivel de energía. Así para un electrón en el estado fundamental la probabilidad de la distribución se refleja en la siguiente figura, dónde la intensidad del color rojo indica una mayor probabilidad de encontrar al electrón en esa región, o lo que es lo mismo una mayor densidad electrónica. .

De la resolución de la ecuación de onda de Schrödinger se obtiene una serie de funciones de onda (ó probabilidades de distribución de los electrones) para los diferentes niveles energéticos que se denominan orbitales atómicos.

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18 La figura anterior representa el orbital de mínima energía del átomo de hidrógeno Mientras que el modelo de Bohr utilizaba un número cuántico(n) para definir una órbita el modelo de Schrödinger utiliza tres números cuánticos para describir un orbital: n, l y ml . A continuación vemos las características de estos números: Número cuántico principal “n” • • •

Toma valores enteros: 1,2,3... hasta 7 A mayor n más lejos se encuentra del núcleo la región de mayor densidad electrónica. A mayor n el electrón tiene mayor energía y se encuentra menos “cerca” del núcleo.

Número cuántico del momento angular ó azimutal “ •

•

Depende de “n” y toma valores enteros de 0 hasta (n-1) . Así para n =1 sólo hay un valor posible 0. Para n =2 hay dos valores de l: 0 y 1. Para n =3 hay tres valores posibles: 0, 1 y 2. Generalmente el valor de se representa por una letra en vez de por su valor numérico, definiendo la forma del orbital

nombre del orbital o subnivel

•

”:

0 s

1 p

2 d

3 f

Definen la forma del orbital

El número cuántico magnético “m” • •

El valor del número cuántico magnético depende de . Toma valores enteros entre - y , incluyendo al 0. Para cierto valor hay (2 +1) valores de m Describe la orientación del orbital en el espacio.

Veamos los diferentes orbitales que podemos tener para n = 3. Tendremos entonces tres valores de : 0,1 y 2. Los valores de ml para cada valor de l se compilan en la tabla siguiente: (los orbitales que comparten los valores de n y se dicen que pertenecen al mismo subnivel y todos los orbitales con el mismo n formarían un nivel) m Subnivel (define la forma) 0 1 2

3s 3p 3d

(define orientación) 0 -1,0,1 -2,-1,0,1,2

Nº de orbitales en el subnivel 1 3 5

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•

Para el hidrógeno todos los orbitales del mismo nivel tienen la misma energía, como podemos ver en el gráfico adjunto:

•

En condiciones normales todos los átomos de hidrógeno están en su estado fundamental (El electrón en el orbital 1s) El electrón puede pasar a un estado excitado mediante la absorción de un fotón con el nº apropiado de cuantos de energía.

•

Representaciones de los Orbitales Orbitales s El orbital 1s tienen simetría esférica:

19

20

Representado ψ 2 frente a la distancia al núcleo (r) vemos que la probabilidad de encontrar al electrón disminuye conforme aumenta r . Esto indica que en el estado fundamental la atracción electrostática del núcleo es lo suficientemente fuerte para mantener al electrón en un radio próximo al núcleo.

Los orbitales s de niveles superiores son también esféricamente simétricos , pero presentan nodos en la función de probabilidad:

• • •

En un n nodo la densidad electrónica se aproxima a 0. El orbital 2s tiene un nodo, el orbital 3s dos nodos..etc Los orbitales s para n>1 (estados excitados) tienen una densidad electrónica en la cual es más probable encontrar al electrón lejos del núcleo. El tamaño del orbital s aumenta al aumentar el número cuántico principal (n).

20

21

Generalmente se representan los límites de los orbitales atómicos de Schrödinger de manera que el orbital englobe al 90% de la distribución de densidad electrónica. En el caso de los orbitales s la representación es una esfera, de mayor radio cuánto mayor sea n..

Orbitales p • •

•

La forma de los orbitales p es de dos lóbulos situados en lados opuestos al núcleo y con un nodo en él. Hay tres tipos de orbitales p ( ; ml= -1,0,1) que difieren en su orientación. No hay una correlación simple entre los tres números cuánticos magnéticos y las tres orientaciones: las direcciones x, y y z. Los orbitales p del nivel n se denominan npx, npy, npz Los orbitales p al igual que los s aumentan de tamaño al aumentar el número cuántico principal.

21

22 Orbitales d En el tercer subnivel tenemos 5 orbitales atómicos (para n>3 l =2; ml=-2,-1,0,1,2) con diferentes orientaciones sen el espacio tal y como vemos en la figura :

Aunque el orbital 3dz2 difiere en su forma de los otros cuatro, los cinco orbitales d tienen todos la misma energía. Otros orbitales de mayor energía Para n>4 tendremos 7 orbitales f ( =3 y ml=-3,-2,-1,0,1,2,3) . Los orbitales f son importantes para comprender el comportamiento de los elementos con número atómico mayor a 57.

22

23 Para valores de >4 tenemos los orbitales g y subsiguientes (a partir de f sigue el orden alfabético de las consonantes). En química general nos bastará con los orbitales s, p y d para comprender las propiedades de los elementos.

Las energías de los orbitales atómicos

En el modelo de Bohr la energía de un electrón dependía únicamente del número cuántico principal. Lo mismo ocurre en la descripción de los orbitales atómicos en mecánica cuántica para el átomo de hidrógeno. Para átomos con más de un electrón (polielectrónicos) los orbitales atómicos tienen la misma forma que los orbitales del átomo de hidrógeno, pero la presencia de más de un electrón afecta a los niveles de energía de los orbitales (debido a la repulsión entre dos electrones). Así por ejemplo el orbital 2s tienen un valor de energía menor que los orbitales 2p para átomos con más de un electrón:

23

24 Efecto pantalla en átomos polielectrónicos En un átomo polielectrónico cada electrón es simultáneamente: • •

atraído por los protones del núcleo repelido por los otros electrones

Cualquier densidad electrónica presente entre el núcleo y el electrón reducirá la atracción que “siente” el electrón por parte del núcleo. A la carga neta positiva que atrae al electrón se le denomina carga nuclear efectiva. La carga positiva que es sentida por los electrones más externos de un átomo es siempre menor que la carga nuclear real, debido a que los electrones internos apantallan dicha carga La extensión del apantallamiento de un electrón por parte de los electrones más internos dependerá de la distribución de los electrones alrededor del núcleo Si nos basamos en la forma de los orbitales la probabilidad de estar cerca del núcleo según el tipo de orbital será:

Así por ejemplo para los electrones del nivel 3 los que estén en el orbital 3s experimentarán un apantallamiento menor y los que estén en un orbital 3d experimentarán el mayor apantallamiento. Por ello la carga efectiva de los electrones 3s será mayor que la de los electrones 3d. En un átomo polielectrónico para un número cuántico dado (n) la carga efectiva, disminuye al aumentar Como la energía del electrón depende de la carga efectiva los electrones con mayor carga efectiva , los del orbital 3s, tendrán menor energía que los electrones del orbital 3d. En un átomo polielectrónico para un número cuántico dado (n) el nivel de energía del orbital aumenta al aumentar Nota: todos los orbitales de un subnivel tienen la misma energía.

El número cuántico de espín electrónico y el Principio de exclusión de Pauli Los experimentos con los espectros de emisión de los átomos de sodio e hidrógeno indican que las líneas del espectro se pueden separar por la aplicación de un campo 24

25 magnético externo obteniéndose para cada línea dos muy próximas. Este efecto duplica los niveles de energía que se le suponen al átomo. Se considero entonces que los electrones actúan como pequeños imanes en un campo magnético debido a que giran sobre su propio eje. Ya que un electrón puede girar en dos sentidos (como las agujas del reloj ó en el sentido contrario a las agujas del reloj), se introdujo un cuarto número cuántico, conocido como número cuántico de espín electrónico, ms, que toma dos valores: + ó - .

Uhlenbeck y Goudsmit en 1924 aportaron pruebas concluyentes del espín electrónico mediante un experimento en el que lo electrones de átomos gaseosos se desdoblaban en dos sentidos opuestos al ser desviados por la interacción con un campo magnético. El principio de exclusión de Pauli establece que dos electrones en un átomo no pueden tener los mismos cuatro números cuánticos (n, l, ml y ms) Como en un orbital atómico los valores de n, l y m están fijados sólo podrán contener electrones que difieran en el valor de s. Ya que el número cuántico de espín sólo puede tomar dos valores (+1/2 y-1/2) , un orbital atómico podrá estar ocupado como mucho por dos electrones que tengan valores de m opuestos.

Configuración Electrónica La forma como están distribuidos los electrones de un átomo entre los distintos orbitales atómicos se denomina configuración electrónica Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital (Principio Mínima Energía)

Litio Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto ms. El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

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26 La flecha indica el valor del cuarto número cuántico: para +1/2: y para –1/2: ↓ También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como: 1s22s1 Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado. En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atómico (Z)

Elemento

Z

Diagrama de orbitales 1s

2s

2p

3s

Configuración electr ónica

H

1

1s1

He

2

1s2

Li

3

1s2 2s1

Be

4

1s2 2s2

B

5

1s2 2s2 2p1

C

6

1s2 2s2 2p2

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable. Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa. 26

27 En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da: la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos. Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3. N

7

1s2 2s2 2p3

Ne

10

1s2 2s2 2p6

Na

11

1s2 2s2 2p6 3s1

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable. Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Así la configuración del sodio la podemos escribir como [10Ne] 3s1 . También podemos escribir la configuración del litio como [2He] 2s1 A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia. El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3 1s 18

Ar

2s

2p

3s

3p [10Ne] 3s2 3p6

En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [18Ar] 4s1. Por lo tanto el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

27

28

El Calcio con 20 electrones completará el orbital 4s y el siguiente elemento con 21 electrones, el escandio, se empezará a llenar los orbitales 3d. Como hay 5 orbitales 3d en el cuarto período de la tabla periódica aparecen 10 elementos( del Sc al Zn) más que en los períodos anteriores. A estos elementos se les denomina metales de transición y se caracterizan por tener el subnivel 3d incompleto ó por dar fácilmente lugar a cationes con este subnivel incompleto. A partir del cerio (elemento 58) se empiezan a llenar los orbitales 4f que pueden albergar en su conjunto 14 electrones. Estos elementos adicionales vienen después del lantano y forman la serie de los lantánidos o tierras raras, que son elementos con los subniveles 4f incompletos o que producen fácilmente cationes con los subniveles 4f incompletos. Las energía de los orbitales 5d y 4f están muy próximas y así el lantano tiene la configuración electrónica [Xe]6s2 5d1 y el cerio [Xe]6s2 5d14f1 Después del actino ([Rn]7s2 6d1) viene la serie de los actínidos que empieza con el torio([Rn]7s2 6d15f1) dónde la mayoría de los elementos no se encuentran en la naturaleza sino que se han sintetizado.

Configuración Electrónica y la Tabla Periódica La tabla periódica esta estructurada de manera que todos los átomos de una columna tienen los mismos electrones de valencia. Así los metales alcalinos de la primera columna tienen todos un electrón de valencia en un orbital s, ó el grupo de los halógenos que tienen 7 electrones de valencia: dos en el orbital s y 5 en los tres orbitales

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29 p. Si agrupamos las columnas en función del último tipo de orbital que se ha llenado tendremos:

• •

A la izquierda, en lila, están los metales alcalinos y alcalinotérreos, donde se están llenando los orbitales s. A mano derecha, en verde, están los grupos del 13 al 18 , en los cuales se están llenando los orbitales p.

Estos dos grupos comprenden los elementos principales • •

En la mitad de la tabla periódica, en color amarillo, están los metales de transición, en los cuales se están llenando los orbitales d. Debajo de los metales de transición están las dos filas de elementos en los cuales se están llenando los orbitales f; los lantánidos y los actínidos.

En resumen: •

2, 6, 10 y 14 son el número de electrones que pueden albergar los orbitales s, p, d y f respectivamente(que corresponden al número cuántico del momento angular =0,1,2,3)

•

El primer subnivel de orbitales s es el 1s, del subnivel p es el 2p, del subnivel d es el 3d y del subnivel f es el 4f. (es decir no existen los orbitales 1p, 1d, 2d, 1f, 2f y 3f)

29

30

Representaciones de las configuraciones electrónicas: Muestra el acomodo de los electrones en el átomo en niveles y subniveles. La configuración electrónica puede mostrarse en dos formas: a) Condensada o convencional b) Desarrollada o por casilleros c) Abreviada Condensada o convencional: Solo muestra el nivel, el subnivel y el número de electrones. Ejemplo:

A continuación se muestra un diagrama fácil de elaborar, que nos ayuda a recordar la forma en los que niveles y subniveles del átomo se van llenando en orden creciente de Energía entre niveles y subniveles.

Para usar la Configuración abreviada es necesario conocer los números atómicos de los gases nobles anteriores:

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31 Si no se tiene la tabla periódica ¿cómo podemos razonar y tener los valores de los números atómicos de las Gases Nobles: Sólo se necesita memorizar el símbolo y orden menor a mayor número atómico de acuerdo a cada período: 1° Período: He Este nivel solo tiene subnivel “s” por ello ite como máximo 2 electrones , entonces el Z del He es 2 2° Período: Ne Este nivel tiene 2 subniveles “s y p” máximo 2+6 electrones = 8 electrones más 2 del nivel anterior sumasn 10, que es el Z del Ne 3° Período: Ar Este nivel igual que el 2° nivel , tiene subniveles “s y p” 8 electrones totales más 10 anteriores hace que el Z del Ar sea 18 4° Período: Kr Acá comienzan a aparecer el subnivel “d” que ite 10 electrones máximos: entonces se completa con electrones en “s, p y d” 2 + 6 + 10 = 18 ; sumados a los 18 electrones anteriores hace un total de 36 que es el Z del Kr 5° Período: Xe En este nivel tenemos los mismos subniveles que en el 4° es decir 18 electrones sumandos a los 36 , dan 56 ; Z del Xe 54 6° Período: Rn En este nivel aparece el subnivel “f” con 14 electrones como máximo , este nivel se completa con electrones en “ s, p, d y f” o sea 2 +6+ 10+14=32 electrones máximo, entonces el Z del Rn será 54 + 32 = 86 que es el Z del Rn. Haciendo este razonamiento podemos tener los Z de cada gas noble y asi escribir las Configuraciones electrónicas abreviadas sin el uso del Tabla periódica

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32 TABLA PERIÓDICA: Antecedentes de la tabla periódica. Ley periódica Fueron varios los intentos que se hicieron para ordenar los elementos de una forma sistemática. En 1817 J. W. Doberiner, químico alemán, recomendó la clasificación de los elementos por tríadas, ya que encontró que la masa atómica del estroncio, se acerca mucho al promedio de las masas atómicas dos metales similares: calcio y bario. Encontró otras tríadas como litio, sodio y potasio, o cloro, bromo y yodo; pero como no consiguió encontrar suficientes tríadas para que el sistema fuera útil. La distribución más exitosa de los elementos fue desarrollada por Dimitrii Mendeleev (1834-1907), químico ruso. En la tabla de Mendeleev los elementos estaban dispuestos principalmente en orden de peso atómico creciente, aunque había algunos casos en los que tuvo que colocar en elemento con masa atómica un poco mayor antes de un elemento co una masa ligeramente inferior. Por ejemplo, colocó el telurio (masa atómica 127.8) antes que el yodo (masa atómica 126.9) porque el telurio se parecía al azufre y al selenio en sus propiedades, mientras que el yodo se asemejaba al cloro y al bromo. Mendeleev dejó huecos en su tabla, pero él vio éstos espacios no como un error, sino que éstos serían ocupados por elementos aun no descubiertos, e incluso predijo las propiedades de algunos de ellos. Después del descubrimiento del protón, Henry G. J. Moseley (1888-19915), físico británico, determinó la carga nuclear de los átomos y concluyó que los elementos debían ordenarse de acuerdo a sus números atómicos crecientes, de está manera los que tienen propiedades químicas similares se encuentran en intervalos periódicos definidos, de aquí se deriva la actual ley periódica: "Los elementos están acomodados en orden de sus número atómicos crecientes y los que tienen propiedades químicas similares se encuentran en intervalos definidos." Periodos, grupos, familias, bloques y clases de elementos en la tabla periódica: Períodos: Son las filas horizontales de la tabla periódica. Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla periódica. Grupos: Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla periódica consta de 18 grupos. Éstos se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos A y grupos B numerados con números romanos del I al VIII .Las dos formas de designarlos se señalan en la tabla periódica mostrada a continuación

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33

Se distinguen 4 tipos de elementos en la tabla periódica: ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: ELEMENTOS DE TRANSICIÓN:

Están formados por los elementos de los grupos "A" o grupos 1,2 13 al 18 Elementos de los grupos "B", o desde el grupo 3 al 12 inclusive; excepto lantánidos y actínidos.

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA:

Lantánidos y actínidos.

GASES NOBLES:

Elementos del grupo VIII A (18) también representativos

Esta clasificación se basa en la ubicación del último electrón o electrón diferencial Electrón diferencial "s" Electrón diferencial "p" Electrón diferencial "d" Electrón diferencial "f"

GRUPOS 1 y 2 GRUPOS 13 al 18 ELEMENTOS DE TRANSICIÓN Grupos 3 al 12 ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA

FAMILIAS:

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34 Están formadas por los elementos representativos y son: GRUPO FAMILIA I A o 1 Metales alcalinos Metales II A o 2 alcalinotérreos III A o Familia del boro 13 IV A o Familia del 14 carbono Familia del V A o 15 nitrógeno VI A o Familia del 16 Oxígeno VII A o Familia del Fluor o 17 Halógenos VIII A o Gases nobles 18

Relación de la tabla periódica con la configuración electrónica.

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Periodo Tipo de elemento Número de grupo

Representa el nivel de energía más externo Representa el último subnivel que se está llenando Representa los electrones de valencia.

ACLARACIÓN : Si la Configuración electrónica externa (CEE) de un elemento es: 1s1; ele elemento por ubicar su electrón diferencial (último electrón) en un subnivel “n” es representativo; como es “n” la cantidad total de electrones de valencia (corresponden a los electrones de la CEE) el Grupo es 1, siguiendo la nomenclatura moderna para designación del Grupo, y como el número cuántico principal mayor es 1 , estará en el Período 1 . Si la CEE de un elemento es : 2s2 2 p1. Tendremos un elemento representativo, por que su electrón diferencial se ubica en un subnivel “p”; está en el Grupo 13, porque sumo los electrones de valencia más 10 para tener la nomenclatura actual; es decir que si la CEE teien electrones en “s y p” se suman los electrones de valencia más 10; y pertenece al período 2 por que el “n “ es 2. Si tenemos un elemento cuya CEE es 4s2 3d4 . El elemento es de transición por que el electrón diferencial se ubica en un subnivel “d”; sumo todos los electrones de valencia de “s y de d” y ahí tendré el grupo: 2 + 4 = 6 , pertenece al Grupo 6; y al período 4 , por que el “n “mayor es 4. Si un elemento ubica al menos un electrón en el subnivel “p” habiendo completado el subnivel “d” esos electrones del “d” NO son electrones de valencia. Ejemplo: CEE: 4s2 3d10 4p1. Este elemento es Representativo; del Grupo 13; Período 4.

Propiedades periódicas. Ciertas propiedades de los elementos pueden predecirse en base a su posición en la tabla periódica, sobre toda en forma comparativa entre los elementos. Estas propiedades son cuatro : • • • •

Radio Atómico Energía de Ionización Afinidad electrónica Electronegatividad

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36 Estas propiedades son las responsables que haya elementos que formen cationes o aniones y el tipo de enlace entre ellos cuando se forma una sustancia. RADIO ATÓMICO: El radio atómico es la distancia media entre los electrones externos y el núcleo. En términos generales, para analizar cómo y porque aumenta o disminuye en relación a la ubicación de un elemento en la tabla periódica lo debemos analizar en función de un mismo período o en función de un mismo grupo: Si lo analizamos en un mismo período; el nivel de energía es el mismo a medida que avanzamos en los diferentes grupos; la carga nuclear va aumentando, ya que aumenta el número atómico; por lo tanto la atracción entre el núcleo y el último electrón es mayor; entonces la distancia será menor. Si lo analizamos en un mismo grupo, como los niveles de energía van aumentando a medida que avanzamos en los diferentes períodos, se van “llenando” nuevos subniveles estos electrones de la CEI (configuración electrónica interna) aumentan , ejercen un efecto “pantalla” por lo tanto la atracción entre el núcleo y el último electrón es menor , entonces la distancia es mayor

Unidades de Radio atómico: A ( amstrong) 1 A= 10-8 cm; picómetro 1 pm= 10-12 m VER

ENERGÍA DE IONIZACIÓN: Cantidad de energía que se requiere para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los periodos a medida que avanzamos en los diferentes grupos por que la atracción es mayor entre el último electrón y el núcleo del átomo; en un mismo grupo a medida que avanzamos en los diferentes períodos la energía de ionización disminuye ya que la atracción es menor. Si ionizamos un átomo, al “arrancarle “ un electrón se está refiriendo a la 1° Energía de Ionización y se genera un ión monopositivo; si a este ión se le quiere “arrancar” otro electrón la Energía necesaria será mayor ya que estaremos en una zona más interna ; y es la 2° Energía de ionización generándose un ión bipositivo; y así sucesivamente Unidades de Energía de Ionización: KJ/ mol; eV/mol

36

37

AFINIDAD ELECTRÓNICA: Cantidad de energía desprendida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta , en un mismo período a medida que avanzamos en los diferentes grupos, cuando la analizamos en un mismo grupo a medida que avanzamos por los diferentes períodos la Afinidad electrónica disminuye, porque la tracción es menor entre el núcleo y el último electrón El valor de esta energía, va acompañado de un signo menos sólo para indicar que se trata de un proceso exotérmico por que en términos de Energía hay liberación al atraer electrones. Por ello cuanto más negativo es el valor más energía se libera. Valores altos de Afinidad electrónica en valores absolutos significa que ese átomo tiende con facilidad de formar iones con carga negativa: ANIONES SIMPLES, es decir libera mucha energía al atraer electrones .

ELECTRONEGATIVIDAD: Es una medida de la atracción que ejerce un átomo sobre los electrones en un enlace. Mayor atracción de los electrones que participan en un enlace , mayor electronegatividad; por lo tanto átomos con altos valores de afinidad electrónica; altas Energía de ionización, radios relativamente pequeños, tendrán valores altos de Electronegatividad. Es una medida arbitraria , una escala de valores que va desde 4 hasta 0; asignádole el valor 4 al átomos más electronegativo que participa en un enlace químico, siendo este átomo el FLUOR En la tabla periódica la electronegatividad en los periodos aumenta a medida que avanzamos en los diferentes grupos y en los grupos disminuye a medida que avanzamos por los diferentes períodos

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. CARÁCTER METÁLICO: La división entre metales y no metales es clara en la tabla. El carácter metálico se refiere a que tan marcadas son las propiedades metálicos o no metálicos con respecto a otros elementos. El carácter metálico aumenta a medida que la Energía de ionización es menor ya que le confiere características de generar cationes fácilmente; es decir que “pierden” electrones por lo tanto se “OXIDAN”. Mientras que los no metales tienden fácilmente a ganar electrones por tener altas afinidades electrónicas; generan aniones simples, ganado electrones, por lo tanto se “REDUCEN”

De acuerdo al tipo de propiedades períódicas de los elementos que participan en un enlace químico, fundamentalmente la ELECTRONEGATIVIDAD, podemos clasificar a las distintas uniones entre ellos para formar sustancias químicas

UNIDAD 2 DEDUCCIÓN DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN De acuerdo a la ubicación de un elemento representativo, se puede deducir sus números de oxidación, en el caso de no tener una tabla periódica con esos datos. Estas generalizaciones sirven para elementos representativos; por lo tanto: Elementos del Grupo 1 : tienen CEE general n s1, por lo tanto tienen 1 electrón en su último nivel y por ser metales su único número de oxidación es +1.

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39 Elementos del Grupo 2: tienen CEE ns2, por lo tanto su único número de oxidación es +2. Elementos del Grupo 13: acá comienza en el período 2 la diagonal que separa los metales de los no metales; en este grupo el Boro sólo es No metal el resto son metales. Los metales del grupo 13 su número de oxidación es +3. El boro por ser No metal su némuro de oxidación es -3 ; y se stabiliza con solo 6 electrones en su último nivel Elementos del Grupo 14: seguimos con metales y no metales; los elementos del período 2 y 3 son No metales; el resto metales; acá comenzamos a hablar de números de oxidación máximo positivo, en metales o no metales cuando se combinan con oxígeno o con halógenos, y del único número de oxidación negativo de los no metales: No metales único número de oxidación negativo – 4; máximo positivo sólo al combinarse con oxigeno o halógenos +4; los metales máximo positivo +4. Elementos del Grupo 15 ; periódo 2, 3 y 4 son No metales único número de oxidación negativo -3; máximo positivo cuando se combinan con oxígeno o halógenos + 5; los metales máximo positivo + 5. Elementos del Grupo 16; nometales son los del período 2, 3 ,4 y 5; máximo positivo, excepto el OXIGENO +6; único negativo -2; y el metal máximo positivo +6. Elementos del Grupo 17 todos son No metales; todos único negativo -1; y excepto el FLUOR el resto pueden tener máximo positivo cuando se combinan con Oxígenos y entre ellos +7. Cabe aclarar que cuando se habla de máximo número de oxidación positivo, podrán tener valores intermedios, cero es la sustancia simple. El Hidrógeno puede tener número de oxidación +1; y -1 este sólo cuando se combina con metales formando compuestos binarios llamados hidruros metálicos. El Oxígeno puede tener su número de oxidación común -2; pero además cuando está formando compuestos binarios también podrá tener número de oxidación -1 en peróxidos , con hidrógeno; o metales del grupo 1 y 2 desde el período 3 en adelante; o -1/2 cuando se combina con metales del grupo1 fundamentalmente y desde el periódo 4 formando los superóxidos; y con número de oxidación + 2 sólo la combinarse con fluor ; El fluor sólo tiene único número de oxidación negativo -1.

NOMENCLATURA QUÍMICA de sustancias Inorgánicas

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40 SUSTANCIAS SIMPLES Las sustancias pueden ser simples o compuestas, la nomenclatura de las sustancias simples, que pueden ser monoatómicas, biatómicas o poliátómicas llevan el nombre del elemento, aunque hay excepciones: Ejemplos: Los metales en su estado fundamental son monoatómicos: Ejemplos: Ca (s) : calcio metálico; Hg (l) mercurio metálico; Na(s) sodio metálico; Fe(s) hierro metálico, Al(s) aluminio Sustancias biatómicas H2(g) hidrógeno; N2 (g)nitrógeno; O2(g) oxígeno; F2(g) fluor ; Cl2(g) cloro; Br2(l) bromo; I2(s) yodo Sustancias poliatómicas: P4 (s) fósforo; O3 (g) ozono; S8(s) azufre

SUSTANCIAS COMPUESTAS SUSTANCIAS BINARIAS 1.1 Óxidos metálicos u óxidos básicos 1.2 Óxidos no metálicos u óxidos ácidos 1.3 Hidruros metálicos. 1.4 No metaluros de hidrógeno , algunos los llaman hidruros no metálicos.1.5 Hidrácidos.1.6 Sales binarias 2. COMPUESTOS TERNARIOS 2.1 Hidróxidos metálicos.2.2 Oxosales.2.3 Oxoácidos.La nomenclatura química inorgánica, es un conjunto de reglas que establecen de que forma se nombran y se escriben las fórmulas de los compuestos inorgánicos. 40

41

VALENCIA.-

Es la capacidad de combinación de un elemento.

NÚMERO DE OXIDACIÓN.-

Es el número de electrones cedidos, aceptados o compartidos de un elemento al combinarse con otro.

1.COMPUESTOS BINARIOS Se clasifican como compuestos binarios, todos aquéllos que estén formados por dos elementos, cualesquiera que éstos sean. En los compuestos binarios, los números se cruzan y aparecen como subíndices del otro elemento. 1.1 Óxidos metálicos.- Están formados por un metal y oxígeno. Fórmula general: MxOy, dónde: M: símbolo del metal O: símbolo del oxígeno subíndice del metal = número de x: oxidación del oxígeno subíndice del oxígeno = número de y: oxidación del metal

óxido de nombre del metal y si el metal Nombre: tiene más de un núemro de oxidación número de oxidación del metal con número entre paréntesis el romano

Ejemplos: Óxido de plata: Escribimos primero símbolo del metal con su número de oxidación, después el símbolo del oxígeno con su número de oxidación -2. Ag O , se cruzan los subíndices la fórmula es Ag2O Si el nombre no indica un número romano, quiere decir que el metal solo tiene un número de oxidación el cual se consulta en la tabla de números de oxidación. El catión siempre es el metal por su número de oxidación siempre es positivo, y el anión es el oxígeno con un número de oxidación

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42 constante de 2-. Óxido de níquel III Ni O , cruzamos, Ni2O3 El níquel tiene dos números de oxidación: 2+ y 3+, el III indica que en este compuesto está trabajando con 3+ Óxido de MnO cruzamos, Mn2O2, pero como los dos subíndices manganeso II son iguales, se simplifican La fórmula queda: MnO Ejercicios resueltos: Nombre

Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto

Óxido de aluminio

Al2O3

Al

O

óxido metálico

Óxido de cobre I

Cu2O

Cu

O

óxido metálico

Óxido de cobalto III

Co2O3

Co

O

óxido metálico

Óxido de magnesio

MgO

Mg

O

óxido metálico

Óxido de potasio

K2O

K

O

óxido metálico

Óxido de hierro II

FeO

Fe

O

óxido metálico

1+ 2+

1.2 Óxidos no metálicos .- Están formados un no metal y oxígeno. Fórmula general: AxOy. donde: A: símbolo del no metal O: símbolo del oxígeno subíndice del no metal = número de x: oxidación del oxígeno subíndice del oxígeno = número de y: oxidación del no metal Nombre: Utiliza prefijos numerales. Número de átomos 1 2 3 4

Prefijo MONO BI o DI TRI TETRA

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43 5 6 7

PENTA HEXA HEPTA

Ejemplos: CO2 dióxido de carbono P2O5 pentóxido de difósforo NO monóxido de nitrógeno El prefijo mono sólo se utiliza cuando hay un átomo de oxígeno, pero si hay un solo átomo del no metal no se usa. También se utilizan estás reglas de nomenclatura en compuestos formados por un metal y oxígeno, pero solamente si el metal usa un número de oxidación mayor o igual a 4. Ejemplos: petóxido de divanadio heptaóxido de Mn2O7 dimanganeso CrO3 trióxido de cromo NOTA: Como no aparece en el cromo el subíndice 2 del número de oxidación del oxígeno, el compuesto está simplificado de Cr2O6, por tanto el número de oxidación del cromo es 6. V2O5

En los óxidos no metálicos , el oxígeno es el anión y el no metal el catión, por esto, la fórmula se inicia con el símbolo del no metal. Ejercicios resueltos: Nombre Pentóxido de diarsénico Dióxido de azufre Trióxido de dinitrógeno

Fórmula Catión Anión As2O5

As

SO2

S

N2O3

N

5+

3+

Tipo de compuesto

O

Anhídrido

O

Anhídrido

O

Anhídrido

43

44 5+

Pentóxido de dicloro

Cl2O5

Cl

Trióxido de molibdeno

MoO3

Mo

CO

C

Monóxido de carbono

Anhídrido

O

6+

O O

22-

Anhídrido Anhídrido

Ejercicios de práctica.Completa la siguiente tabla con la información solicitada. Nombre

Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto CoO

S

6+

O

Óxido de hierro III NO2 Trióxido de renio Cu

O

Dióxido de azufre Mn2O5

1.3 Hidruros metálicos.- Están formados por un metal y oxígeno. Fórmula general: MxHy, donde: M: símbolo del metal H: símbolo del hidrógeno subíndice del metal = número de x: oxidación del hidrógeno

44

45 y:

subíndice del hidrógeno = número de oxidación del metal

IMPORTANTE: El número de oxidación del hidrógeno en los hidruros es negativo o sea H . Por eso en la fórmula general se muestra al final.

Nombre:

hidruro de nombre del metal y si el metal tiene Más de un número de oxidación entre paréntesis numero romano ( número de Stock)

Ejemplos: MeHx Hidruro de oro III AuH3 Hidruro de calcio CaH2 Ejercicios resueltos: Nombre

Fórmula Catión Anión

Hidruro de sodio

NaH

Na

Hidruro de cobre II

CuH2

Cu

Hidruro de niquel III

NiH3

Ni

Hidruro de estroncio

SrH2

Sr

H H H H

Tipo de compuesto hidruro metálico hidruro metálico hidruro metálico hidruro metálico

45

46 1.4 No metaluros de Hidrógeno- Están formados por un no metal del grupo 13 , 14 ,15 o 16 o 17 e hidrógeno. E hidrógeno tiene siempre número de oxidación +1. Fórmula general: AxHy donde: A: no metal del grupo 13; 14 o 15 o 16 o 17 H: símbolo del hidrógeno subíndice del no metal = número de x: oxidación del hidrógeno (H+1) Nombre: No metaluro de hidrógeno; muchos de ellos tienen nombres comunes. Ejemplos: METANO ARSINA

CH4 AsH3

FOSFAMINA PH3 AMONÍACO NH3 DiBORANO B2H6 La nomenclatura moderna sería: Cloruro de hidrógeno: HCl Fluoruro de hidrógeno HF Sulfuro de hidrógeno H2S

CUANDO LOS NOMETALUROS DE HIDRÓGENO ESTÄN EN SOLUCIóN ACUOSA SE LOS DENOMINA: 1.5 Hidrácidos.- Están formados por hidrógeno y un no metal de los grupos 16 o 17. IMPORTANTE: En estos compuestos el hidrógeno utiliza su número de oxidación más usual H1+.

Fórmula general: HxA H: símbolo del hidrógeno número de oxidación del x: no metal

46

47 A:

no metal del grupo 16 ó 17

Nomenclatura: ácido + raíz del no metal + terminación hídrico A continuación se muestra una tabla con los 7 hidrácidos más comunes. Con no metales del grupo VIA Nombre Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico Ácidos telurhídrico

Fórmula Catión Anión

Tipo de compuesto

H2S

H

S

Hidrácido

H2Se

H

Se

Hidrácido

H2Te

H

Te

Hidrácido

Con no metales del grupo 17 Nombre

Fórmula Catión Anión

Ácido fluorhídrico

HF

H

Ácido clorhídrico

HCl

H

Ácido bromhídrico

HBr

H

Ácido yodhídrico

HI

H

F Cl Br I

Tipo de compuesto Hidrácido Hidrácido Hidrácido Hidrácido

IMPORTANTE: Todos los compuestos que son ácidos empiezan su fórmula con el símbolo del hidrógeno H.

Ejercicios propuestos.- Completa la siguiente tabla con la información solicitada.

Nombre

Fórmula Catión Anión

Tipo de compuesto

47

48 Hidruro de plata PH3 H

S

metano CoH2 Ácido bromhídrico

Mg

H

H2Se

1.6 Sales binarias.- Son derivadas de los hidrácidos. Están formadas por un metal y uno de los no metales que forman hidrácidos (no metales de los grupos 16 o 17). Se caracterizan por no tener oxígeno. Fórmula general: MxAy M: símbolo del metal símbolo de un no metales del grupo 16 o A: del 17 subíndice del metal = número de x: oxidación del no metal subíndice del no metal = número de y: oxidación del metal Nombre: raíz del no metal + terminación uro + de + nombre del metal + del número de oxidación metal Ejemplos: NaCl cloruro de sodio Au2S3 sulfuro de oro III Ejercicios resueltos:

48

49

Nombre

Fórmula Catión Anión

Yoduro de potasio

KI

K

Teluro de aluminio

Al2Te3

Al

Cloruro de cobre II

CuCl2

Cu

Sulfuro de calcio

CaS

Ca

CoBr3

Co

Bromuro de cobalto III

Tipo de compuesto Sal haloidea

I Te

Cl S Br

Sal haloidea Sal haloidea Sal haloidea Sal haloidea

2. COMPUESTOS TERNARIOS Son todos aquéllos compuestos que están formados por tres elementos. Aquí se agrupan los hidróxidos metálicos, las oxosales y los oxoácidos. 2.1 Hidróxidos metálicos.- Se caracterizan por la presencial del grupo hidroxilo (OH) en su estructura. Cuyo número de oxidación del anión compuesto es -1. Fórmula general: M(OH)x M. símbolo del metal (OH): grupo hidroxilo subíndice del grupo hidroxilo = número de x: oxidación del metal Nombre: hidróxido de nombre metal + (número de Stock) de oxidación del metal si tiene más de uno. Ejemplos: hidróxido de oro I AuOH hidróxido de cromo Cr(OH)3 III

2.2 Oxosales.- Están formadas por un metal y un anión binario (formado por dos elemento).

49

50 Ejemplos: Na2SO4 sulfato de sodio o tetraoxosulfato(VI) de sodio El subíndice 2 del sodio, corresponde al número de oxidación del ión sulfato (SO4)2Fe3(PO4)2 ortofosfato ferroso o; tetraoxofosfato(V) de hierro (II) El subíndice 2 del ion fosfato, nos indica cuál de los números de oxidación del hierro que está utilizando, y el 3 del hierro es el número de oxidación del ion ortofosfato. Ejercicios resueltos.Nombre

Fórmula Catión

Nitrato(V) de cobre Cu(NO3)2 Cu II

Anión

(NO3)

Carbonato de sodio 1+ 2Na (CO3) o Na2CO3 trioxocarbonato(IV) de sodio Hipoyodito de plata o monoxoiodato(I) AgIO Ag (IO) de plata Trioxosulfato(III) de niquel (III) o sulfito Ni 2(SO3)3 Ni (SO3) de níquel Perclorato de oro I o tetraoxoclorato(VII) AuClO4 Au (ClO4) de oro(I)

Tipo de compuesto Oxosal

Oxosal

Oxosal

Oxosal

Oxosal

2.3 Oxoácidos.- Se forman con los mismo aniones utilizados en las oxosales, pero en lugar de un metal, tienen hidrógeno. El número de hidrógenos está determinado por el número de oxidación del metal. Las terminaciones de los aniones se modifican de la siguiente forma: Por ser compuestos ácidos, su fórmula se inicia con hidrógeno.

Ejemplos: 1+ 3ácido H (PO4) ortofosfórico 1+ ácido H HClO2 cloroso (ClO2)

H3PO4

50

51 ácido carbónico

H2CO3

H

(CO3)

Los oxoácidos se comportan como ácidos cuando están en solución acuosas

E jercicios resueltos.Nombre

Fórmula Catión

Ácido arsénico o tetraoxoarsenato H3(AsO4)2 H de hidrógeno

Anión

(AsO4)

Tipo de compuesto Oxoácido

Ácido nitroso

HNO2

H

(NO3)

Oxoácido

Ácido sulfúrico

H2SO4

H

(SO4)

Oxoácido

Ácido peryódico

HIO4

H

(IO4)

Oxoácido

Ácido fosfórico

H3PO4

H

(PO4)

Oxoácido

Ácido bromoso

HBrO2

H

(BrO2)

Oxoácido

Ejercicios propuestos.Complete el siguiente cuadro con la información solicitada. Nombre

Fórmula Catión Anión Tipo de compuesto HClO H

(CO3)

Ácido yodoso H3AsO3

51

52

H

(PO3)

Ácido sulfuroso

Ejercicios generales.Complete el siguiente cuadro con la información adecuada.

Nombre

Fórmula Catión Anión

Tipo de compuesto

Trióxido de azufre H2S Mg

H

Mn

O

Cu

Cl

Hidróxido de cobalto III

HNO3 Fosfito de cromo II

PH5 Ácido hipoyodoso

ESTE TEMA SE COMPLETA CON LA EJERCITACIÓN ANEXA.

52

53

Enlaces entre átomos Prácticamente todas las sustancias que encontramos en la naturaleza están formadas por átomos unidos. Las intensas fuerzas que mantienen unidos los átomos en las distintas sustancias se denominan enlaces químicos. ¿Por qué se unen los átomos? Los átomos se unen porque, al estar unidos, adquieren una situación más estable que cuando estaban separados. Esta situación de mayor estabilidad suele darse cuando el número de electrones que poseen los átomos en su último nivel es igual a ocho, estructura que coincide con la de los gases nobles, o dos para parecerse al He; son las llamadas Regla del Octeto (la más común) o Regla del Dueto. Los gases nobles tienen muy poca tendencia a formar compuestos y suelen encontrarse en la naturaleza como átomos aislados. Sus átomos, a excepción del helio, tienen 8 electrones en su último nivel. Esta configuración electrónica es extremadamente estable y a ella deben su poca reactividad. SON LO ÚNICOS GASES MONOATÓMICOS Podemos explicar la unión de los átomos para formar enlaces porque con ella consiguen que su último nivel esté completo , con 2 electrones o con 8 electrones, la misma configuración electrónica de los átomos de la mayoría de los gases nobles. Distintos tipos de enlaces Las propiedades de las sustancias dependen en gran medida de la naturaleza de los enlaces que unen sus átomos. Existen tres tipos principales de enlaces químicos: enlace iónico, enlace covalente y enlace metálico. Estos enlaces, al condicionar las propiedades de las sustancias que los presentan, permiten clasificarlas en: iónicas, covalentes y metálicas o metales.

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54

Tomado de http://concurso.cnice.mec.es/cnice2005/93_iniciacion_interactiva_materia/curso/materia les/enlaces/enlaces1.htm

ENCE tomado de http://fresno.cnice.mecd.es/~fgutie6/quimica2/ArchivosWORD/08EnlaceQu %EDmico.doc#Tipos_de_enlace

Tales agrupaciones forman agregados neutros: las moléculas y otras resultan con carga: los iones. Sólo los gases nobles y algunos metales en estado vapor están constituidos por moléculas monoatómicas. La unión entre átomos, iones o moléculas es lo que constituye en enlace químico. En la tabla periódica, todos los átomos de un mismo grupo tiene propiedades similares porque todos tienen los mismos electrones de valencia, y un átomo usa algunos o todos los electrones de valencia para combinarse con otros. Por otra parte, los gases nobles son muy estables ya que tienen una baja reactividad que se relaciona con su estructura electrónica; todos poseen los orbitales s y p , su último nivel completo (a excepción del He). El hecho de que los orbitales de más alta energía de un átomo estén completamente llenos, les da estabilidad. Esto también se puede comprobar experimentalmente diciendo que tanto la Energía de Ionización. como la Afinidad Electrónica de los gases nobles son muy altos, (no tienen tendencia ni a atraer ni a ceder electrones). El resto de los átomos, tienden a ganar, perder o compartir electrones con la finalidad de adquirir configuración electrónica de gas noble y ganar así estabilidad. Por ello, los átomos se clasifican según esta tendencia en (además de los gases nobles antes descritos):

54

55 Metales:

No metales:

• Elementos que tienen pocos electrones en el último nivel (1, 2 ó 3). • Tienen tendencia a perderlos para adquirir configuración electrónica de gas noble (tener el último nivel completo). • Se cargarán positivamente formando lo que se denomina un catión simple • Tienen muchos electrones en el último nivel(5, 6 ó 7). • Tienen tendencia a ganar electrones para adquirir configuración electrónica de gas noble (completar el último nivel). • Se cargarán negativamente formando lo que se denomina un anión simple

En general, se puede decir que cuando un átomo se combina con otro para formar un compuesto, lo hace de tal manera que con ello adquiere la configuración electrónica del gas noble más cercano, (ocho electrones en su último nivel , regla del octeto) y eso se puede conseguir a través de una cesión, captación o compartición de electrones (e-).Esta es la razón por la que los gases nobles son tan inertes. Hay elementos que no cumplen la regla del octeto, por ejemplo, el H, Li y Be, el número de electrones al que tienden es de dos puesto que el He, (gas noble más cercano), sólo tiene dos; y hay también muchos elementos del tercer período (o superior) que pueden albergar más de ocho electrones en su último nivel al poseer orbitales "d" vacíos. Existen tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico, y con ellos se pueden formar cuatro tipos de sustancias: las iónicas, las moleculares, las covalentes y las metálicas. Es importante comentar que para que un determinado enlace se forme, tiene que haber necesariamente un desprendimiento de energía, es decir, el compuesto o molécula formada tiene que ser más estable que los átomos de los que se parte, pues de lo contrario no se formará el enlace. Cuando dos átomos se encuentran infinitamente separados, no hay interacción entre ellos, sin embargo, a medida que se acercan empiezan a aparecer fuerzas de atracción entre el núcleo de uno y la nube electrónica de otro y viceversa con la consiguiente liberación de energía. A una distancia determinada (distancia de enlace), la energía liberada pasa por un mínimo (energía de enlace). Si la distancia de enlace se hace más pequeña, empiezan a aparecer fuerzas de repulsión entre los dos núcleos y las dos nubes electrónicas, tanto más grandes cuanto más cerca estén, para lo cual haría falta aportar energía, tal y como se muestra en la figura (los datos se refieren a la molécula de hidrógeno). Si los átomos nada más empezar a acercarse, generan fuerzas de repulsión, tal y como muestra la segunda figura, nunca formarán un enlace, porque no existe una distancia que estabilice el sistema. Es lo que ocurre al acercar dos átomos de He, por ejemplo.

55

56

Las sustancias iónicas. Características del enlace iónico. El enlace iónico es debido a fuerzas de atracción electrostática y no direccional entre iones de signo opuesto producidos por transferencia de electrones entre átomos de elementos de elevada diferencia de electronegatividad. Como hemos indicado anteriormente, siempre que se forma un enlace, (del tipo que sea), se produce una liberación de energía, es decir, que el nivel de energía de los átomos unidos es menor que el de los átomos por separado. En el caso de los compuestos iónicos se tiene que formar una red cristalina para que se produzca esa liberación de energía como ahora veremos en un ejemplo. Vamos a analizar la formación de NaCl a partir de los átomos libres de Na y Cl en estado gaseoso: Na (g) + Cl2 (g)



Na+ (g) + Cl- (g)

( Na+Cl-)n (s)



El NaCl es un sólido en el que 6 iones Cl-- rodean a un ión Na+ y a su vez cada ión Cl es rodeado por 6 iones Na+ formando una red tridimensional en la que la relación es 1:1, es decir, un ión sodio por cada ión cloro. -

Para explicar este fenómeno vamos a utilizar la representación electrónica o diagrama de Lewis, según la cual, el símbolo de un átomo representa su núcleo y los electrones de la configuración electrónica interna, y rodeando a éste se colocan puntos y/o cruces que representan los electrones de valencia. Los puntos se colocarán por pares si los e- están apareados y aislados si no lo están. Na



Z=11

1s2 2s2

2p6

3s1

Cl



Z=17

1s2 2s2

2p6

3s2

3p5

56

57 el átomo de sodio tiene sólo un electrón en su CEE que "tenderá" a perder, quedándose cargado positivamente y, por el contrario, al cloro le falta un electrón para completar su CEE , que lo captará del átomo de sodio, incorporándolo al orbital 3p, y así ambos tienen configuración electrónica de gas noble:

Na



Na+ + 1e-

∆ E = + 496 KJ/mol

Cl + 1e-



Cl-

∆ E = - 348 KJ/mol ∆ E = + 148 KJ/mol

Energía necesaria:

Aunque muchas veces se indique que los metales tienden a perder electrones, este fenómeno es siempre energéticamente desfavorable al igual que la aceptación de electrones por parte de los no metales, (salvo en el caso de algunos halógenos). Desde el punto de vista energético este proceso es desfavorable ya que hay que aportar 148 KJ/mol, (aporte de energía necesario para que los átomos se ionizaran en estado gaseoso). No obstante, la formación de la red cristalina libera gran cantidad de energía por la atracción electrostática que ahora sufren los iones. Imaginemos los iones Cl- y Na+ infinitamente separados en estado gas y que se van acercando para formar el enlace. En un principio se libera energía por la atracción de los iones, pero cuando éstos están muy cerca, empiezan a tener importancia las repulsiones entre los electrones y entre los núcleos de los iones, por lo tanto existe una distancia interiónica para la que la energía potencial electrostática pasa por un mínimo y, en consecuencia, se libera la máxima energía. Para los iones de Cloro y Sodio esta distancia es de 2,38 A°, (determinada por difracción de rayos X). Por lo tanto, la energía liberada al acercarse dos iones será: ∆E = − K

(

q1 ⋅ q2 1,609 ⋅10 −19 = − 9 ⋅10 9 ⋅ r 2,38 ⋅10 −10

)

2

= − 9,705 ⋅10 −19 J = − 580 ,4 KJ / mol

Sin embargo la formación de la red cristalina libera una cantidad de energía mucho mayor debido a que un ión Cl- es atraído por más de un ión Na+ y viceversa. En el caso de NaCl, la energía liberada al pasar de iones gaseosos a la red cristalina, (energía reticular), es de -790 KJ/mol (mayor que la calculada para dos iones aislados que era de – 580,4 KJ/mol). En definitiva, la energía necesaria para la ionización (que es de 148 KJ/mol), se ve compensada con la que se libera al formarse el cristal (-790 KJ/mol).

57

58 Todos aquellos elementos cuya energía de ionización se vea compensada suficientemente por la energía reticular, tendrán tendencia a formar este tipo de enlace. Esto ocurre únicamente cuando se combinan elementos muy electronegativos, (anfígenos y halógenos), de alta afinidad electrónica con elementos poco electronegativos, (alcalinos, alcalinotérreos), de baja energía de ionización. Ahora bien, no existe un enlace iónico puro (del 100 %), lo que quiere decir, que no hay una transferencia total de electrones del metal al no metal, habiendo siempre una parte de compartición de éstos entre los dos átomos enlazados. La mayoría de las sales que provienen de oxoácidos son también de naturaleza iónica; el anión está formado por varios átomos y también forman redes cristalinas. Lo mismo le ocurre al catión amonio. Los sólidos iónicos pueden cristalizar en varios tipos de redes. El que lo haga en un tipo u otro de red depende fundamentalmente del tamaño de los iones que la forman y de la carga que posean. Otras estructuras cristalinas diferentes de compuestos iónicos:

El ciclo de Born – Haber El cambio energético producido en la formación de un sólido iónico a partir de los elementos que lo constituyen, puede calcularse a partir del llamado ciclo de Born – Haber. Vamos a seguir con el mismo ejemplo anterior, es decir, la formación del cloruro sódico (sólido) según la siguiente reacción: Na (s) + ½ Cl2 (g)  NaCl (s) La reacción anterior tiene lugar en varios pasos: 1.- El sodio metálico sólido, en primer lugar tendrá que separar sus átomos entre sí. Para ello habrá que aportar la energía de sublimación del Sodio: Na (s) + Esublimación



Na (g) ;

Esublimación = 109 KJ/mol

58

59 2.- Al sodio gas, habrá que arrancarle un electrón para transformarlo en un ion positivo. Para este proceso necesitaremos aportar la energía de ionización del Sodio: Na (g) + Eionización



Na + (g) + 1 e- ;

Eionización = 496 KJ/mol

3.- El Cloro, no metal, en primer lugar tendrá que romper su molécula ya que es diatómico. Para ello tendremos que aportar la mitad de su energía de disociación, ya que por cada molécula que se rompe obtenemos dos átomos de Cloro, por lo tanto sólo habrá que disociar medio mol de moléculas de Cloro para obtener 1 mol de átomos de Cloro. ½ Cl2 (g) + ½ Edisociación 

Cl (g) ;

½ Edisociación = 122 KJ/mol

4.- Posteriormente, tendremos que aportar un electrón a cada átomo de Cloro para transformarlo en un ion negativo. Para ello tendremos que aportar la energía de la afinidad electrónica. Dicha energía suele ser positiva (es decir, hay que aportarla), pero en el caso de algunos halógenos puede llegar a ser negativa (energía desprendida): Cl (g) + 1 e- 

Cl - (g) + Eafinidad ;

Eafinidad = -348 KJ/mol

5.- Vemos que la energía desprendida no supera a la suministrada; nos faltan 379 KJ/mol. ¿Cómo puede formarse, entonces, el compuesto iónico?. La respuesta está en la energía reticular, que como ya hemos definido antes es la energía desprendida al pasar de los iones en estado gaseoso a la formación de 1 mol de sólido cristalino. En efecto, los iones en estado gaseoso se atraen con orden en la red y así, es evidente que la energía potencial eléctrica se hace menor. Na + (g) + Cl - (g)  NaCl (s) + Ereticular ;

= - 790 KJ/mol

La energía sobrante será la desprendida en la formación de 1 mol del compuesto iónico: ΔEf = Esublimación + Eionización + ½ Edisociación + Eafinidad + Ereticular = 109 + 496 +122-348 –790 = ΔEf = - 411 KJ/mol Esquema de todo el proceso:

Este sería el diagrama energético del proceso:

59

60

Propiedades de las sustancias iónicas. No contienen átomos sino iones y puesto que las fuerzas electrostáticas son muy fuertes, tendrán puntos de fusión y de ebullición muy altos. En estado sólido no conducen la electricidad, ya que los iones tienen posiciones fijas y carecen de movilidad, pero, al fundirse o disolverse en agua, se desmorona la red cristalina quedando los iones en libertad, por lo que estos compuestos fundidos o disueltos conducen la electricidad. Son sólidos muy duros porque las fuerzas electrostáticas que unen los iones son grandes, pero también son frágiles, ya que, al haber un ordenamiento tan perfecto en la red, pequeños desplazamientos de los iones hacen que las fuerzas que antes eran de atracción pasen a ser de repulsión, por lo que el sólido se rompe:

En general, los sólidos iónicos son solubles en disolventes polares y no en apolares, ya que, las moléculas del disolvente se colocan alrededor de los iones (orientando sus dipolos de forma adecuada), y éstos se separan de la red cristalina. Hay que tener en cuenta que, no todas las sustancias que en disolución dan iones son sustancias iónicas; también lo hacen algunas sustancias covalentes polares como HCl o H2SO4. Podemos estudiar la variación de algunas de las propiedades que acabamos de comentar en base a las fuerzas electrostáticas y no direccionales que unen a los iones en la red cristalina. Dichas fuerzas vienen determinadas por la Ley de Coulomb: →

F =K⋅

q1 ⋅ q2 → u r2

por lo tanto, a medida que los iones estén más cargados, y sus radios sean más pequeños, las fuerzas electrostáticas que los unen serán más fuertes, por lo que, tendrán puntos de fusión y ebullición más altos, serán más duros, serán menos solubles, etc. Con los siguientes datos podrás apreciarlo con mayor facilidad: Cristal NaI NaF

Q1 1 1

Q2 1 1

r (Aº) 3’11 2’31

Punto de fusión 660 988

Dureza 2’8 3’2

Solubilidad (gr/l) 158’70 4’22 60

61 CaF2 Al2O3

2 3

1 2

2’35 1’90

1360 2030

4’0 9’0

0’15 0’00

Sustancias moleculares. Fundamentos del enlace covalente. El enlace iónico se da entre átomos de electronegatividad muy diferente, en cambio, el enlace covalente se da entre elementos de alta electronegatividad muy parecida. En vez de una cesión de electrones, (como tiene lugar en el enlace iónico), se produce una compartición de pares de e-, que se concentran entre los núcleos enlazándolos. El número de pares de electrones compartidos será el necesario para que los dos átomos adquieran configuración electrónica de gas noble. A diferencia del enlace iónico, el enlace covalente es direccional y más fuerte; y su formación también comporta una liberación de energía. En la siguiente dirección puedes encontrar una simulación del enlace covalente en la molécula de Hidrógeno: http://www.visionlearning.com/library/flash_viewer.php?oid=1348 Clasificación de los enlaces covalentes. i) atendiendo al número de electrones compartidos: a) enlace covalente simple: Cada átomo aporta un electrón al enlace, es decir, se comparte un par de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Hidrógeno (H2):

Si los átomos están infinitamente separados, se considera que tienen energía cero, pero a medida que se acercan existen fuerzas de atracción (entre el e - de un átomo y el p+, protón, del otro), y fuerzas de repulsión, (entre las dos nubes electrónicas). Al principio las fuerzas de atracción son superiores a las de repulsión por lo que al acercarse se libera energía, pero llega un momento en el que las repulsiones empiezan a tener importancia y cuesta cada vez más acercarlos. Es decir, que la curva pasa por un mínimo y la distancia a la que se produce es la distancia de enlace que para la molécula de H2 es de 0,74 A°. La molécula de Hidrógeno presenta una energía menor a la de los átomos separados (que es una condición indispensable para que exista enlace). En este caso los dos átomos de Hidrógeno adquieren configuración electrónica de gas noble. Otro ejemplo de este tipo de enlace sería la molécula de cloro:

61

62 los dos átomos de cloro tienen 8 electrones a su alrededor y por lo tanto configuración electrónica de gas noble. b) enlace covalente doble: Cada átomo aporta dos electrones al enlace, es decir, se comparten dos pares de electrones entre dos átomos. Un ejemplo es la molécula de Oxígeno (O2):

c) enlace covalente triple: Cada átomo aporta tres electrones al enlace, es decir, se comparten tres pares de electrones entre dos átomos, por ejemplo, la molécula de Nitrógeno (N2 ):

Es conveniente señalar que a medida que se compartan más pares de electrones, la distancia entre los átomos unidos será menor y el enlace será más fuerte (hará falta más energía para romperlo). Esto se puede comprobar con los datos de la siguiente tabla: Molécula F2 (F - F) O2 (O = O) N2 (N ≡ N)

Energía (Kcal/mol) 36 118 225

distancia (Aº) 1,42 1,21 1,10

ii) atendiendo a cómo están compartidos los electrones: a) enlace covalente puro o apolar: Los dos átomos que comparten electrones son del mismo elemento o bien de elementos de la misma electronegatividad para que los electrones enlazantes se compartan por igual. Todos los ejemplos vistos hasta ahora son de este tipo. b) enlace covalente polar: En un enlace covalente entre dos átomos iguales, los electrones del enlace se hallan igualmente compartidos, y el caso del enlace iónico constituye el otro extremo en el que los e- se transfieren totalmente. Cuando dos átomos no son iguales, surgen situaciones intermedias en las que los dos e- se encuentran compartidos entre los dos átomos pero no por igual. Por ejemplo, en la molécula de HCl el átomo de cloro es más electronegativo, lo que indica que tiene mayor tendencia a atraer la nube electrónica hacia sí que el hidrógeno, con lo que la molécula es eléctricamente asimétrica con más carga negativa concentrada en el átomo de Cl y una cierta carga positiva en el átomo de H; se crea un momento dipolar. Algunos ejemplos de este tipo de enlaces son: El cloruro de hidrógeno:

62

63

al ser el átomo de cloro más electronegativo, atraerá más hacia él los electrones del enlace y se quedará cargado con una fracción de carga negativa. El agua:

la diferencia de electronegatividad entre el O y el H explica su elevada polaridad y ésto hace que pueda utilizar como disolvente. El amoniaco:

la molécula de amoniaco posee tres enlaces simples polares. c) enlace covalente coordinado o dativo: Es un enlace covalente en el que el par de e- que se comparte es aportado por un solo átomo. A los compuestos con este tipo de enlace se llaman complejos. Algunos compuestos con este tipo de enlace son: - el ion amonio; por ejemplo en el cloruro amónico (NH4Cl): es un compuesto iónico, forma redes tridimensionales, (NH4+ Cl-), donde el catión no es un átomo sino una especie poliatómica en la que sus átomos están unidos por enlaces covalentes, uno de ellos coordinado o dativo:

uno de los H ha perdido un e- y forma con el par de electrones que tiene el N un enlace covalente coordinado. - el ozono: En el enlace simple, es el átomo central el que aporta los dos electrones del enlace:

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aparecen dos estructuras para el Ozono que se denominan resonantes. El fenómeno de resonancia surge ante la imposibilidad de poder representar el estado electrónico de una molécula o ión mediante una sola estructura. En estos casos, ninguna de las dos (o más) estructuras resonantes tienen existencia real, sino una hibridación de todas ellas. Por ejemplo, en el caso del ozono, los dos enlaces que forma el átomo central con los de los extremos, son exactamente iguales a pesar de que, en la estructura de Lewis, uno de ellos sea un enlace covalente doble y el otro un enlace covalente coordinado. Este fenómeno de la resonancia es bastante frecuente.

Estructuras electrónicas o diagramas de Lewis. No debe confundirse un enlace polar con una molécula polar. Así, por ejemplo, el enlace C-H es covalente polar, pero la molécula de metano (CH4) es apolar ya que dicha molécula tiene una estructura tetraédrica que anula todos sus momentos dipolares.

Para conocer si una molécula es polar o no hay que conocer su estructura espacial. El H2O es la molécula polar más característica. El ángulo que forman los dos enlaces O-H es de 104,5º debido a la repulsión que ejercen sobre los electrones de los enlaces, dos pares de electrones que posee el oxígeno:

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En definitiva, una molécula con enlaces covalentes apolares, será necesariamente apolar, pero una molécula con enlaces covalentes polares, será apolar si tiene simetría y polar si carece de ella, es decir:

Para ver la estructura espacial de las moléculas y conocer, en definitiva su polaridad, es muy cómodo utilizar las estructuras de Lewis. Aunque ya las hemos utilizado, vamos a profundizar un poco más en ellas.

Para hallar la estructura de Lewis hay que tener en cuenta que: - El Hidrógeno nunca puede tener más de dos e- a su alrededor. - Los átomos del 2º periodo tienden a cumplir la regla del octeto. No pueden estar rodeados de más de ocho e-. - Los demás átomos siguen en general la regla del octeto, pero tienen orbitales “d” vacíos y por lo tanto pueden alojar más de ocho e- a su alrededor. Las estructuras de Lewis sirven tanto para representar átomos como iones o moléculas. Para ello hay que seguir los siguientes pasos: Por ejemplo, para el CO2: a) Se forma el esqueleto de la molécula, formada por los símbolos de los elementos, poniendo como átomo central el que menos electrones de valencia tenga (exceptuando al hidrógeno) y si hay varios se elige el de mayor volumen (es decir, el de mayor Z). siguiendo con el mismo ejemplo:

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b) Se disponen los electrones de valencia del átomo central de acuerdo al núemro de oxidación : a) de todas las formas posibles, con lo que se obtendrán hasta las estructuras resonantes si las hubiera. Después se completan el octeto del átomo central y luego el de los otros átmos en el caso del dióxido de carbono hay tres posibilidades de colocar 4 enlaces entre los tres átomos:

cada par de electrones se representa con un guión , cuando cada átomo aporta un e- y con una flecha si el enlace lo forma el par de un átomo solo

d) Se buscan las cargas formales de cada uno de los átomos en las estructuras obtenidas (analizando los electrones que hay alrededor de cada uno de los átomos); y la más estable será la que menos carga formal obtenga.

Para calcular la carga formal se usa la fórmula: Carga formal = e- de valencia – ½ e- compartidos – e- sin compartir Datos experimentales indican que el dióxido de carbono es una estructura resonante de las tres que hay representadas, teniendo mayor peso específico la del centro.

Veamos otro ejemplo representando la estructura de Lewis del ión nitrato (NO3-):

a) esqueleto:

b) y c) (entre paréntesis figuran las cargas globales):

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Datos experimentales demuestran que el ión nitrato es resonante siendo las tres estructuras equivalentes. Como hemos indicado anteriormente, hay elementos que no cumplen la regla del octeto. Las causas pueden ser: 1.- Tener pocos electrones de valencia, no llegando a completar el octeto. Así le ocurre al hidrógeno, alcalinos, alcalinotérreos, térreos 2.- Tener muchos electrones de valencia, pudiendo ampliar el octeto al poseer orbitales atómicos vacíos en el nivel de energía Generalmente es el átomo central de la molécula el que deja de cumplir la regla del octeto. Vamos a verlo con algunos ejemplos: 1a) Monóxido de carbono (CO): el carbono actúa con índice de oxidación +2.

1b) Monóxido de nitrógeno (NO): Hay un número impar de electrones en la molécula, y el problema se resuelve con la resonancia, dejando el electrón impar en cada uno de los átomos de la molécula:

1c) Tricloruro de aluminio (AlCl3): En los casos en los que no se cumple la regla del octeto, la ecuación: estructura de Lewis es:

El Al se estabiliza con 6 e2a) Pentacloruro de fósforo (PCl5):

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Su estructura de Lewis se obtiene ampliando el octeto del fósforo, ya que, al pertenecer al 3er período tiene orbitales atómicos vacíos ("3d") donde se pueden albergar electrones:

no hay cargas formales ni resonancia. El P se estabiliza con 10 e-

2b) Dióxido de azufre (SO2):

Estructura de Lewis:

serían dos estructuras resonantes con cargas formales, pero al poderse ampliar el octeto en el átomo de azufre, ya que pertenece al 3er periodo:

y datos experimentales demuestran la existencia de dobles enlaces. Siempre que sea posible eliminar cargas formales ampliando el octeto, se debe hacer.

2c) Ácido sulfúrico (H2SO4): Su estructura de Lewis sería: Para unir todos los átomos, pero, como el azufre pertenece al tercer período puede ampliar el octeto, y sabiendo que al tratarse de un ácido, los hidrógenos deben estar unidos directamente al oxígeno, se puede ver fácilmente que la estructura de Lewis del ácido sulfúrico será:

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o bien en lugar de ser dos dobles enlaces que se representen como enlaces dativos Estructuras espaciales de moléculas. Una vez realizada la estructura de Lewis de una molécula o ión en el plano, se puede representar su estructura geométrica en el espacio con sólo considerar los pares de electrones enlazantes y no enlazantes que tiene el átomo central de la molécula, teniendo en cuenta que éstos tenderán a separarse el máximo unos de otros, en base a las repulsiones electrostáticas que deben existir. Hay que tener en cuenta que el ángulo de separación entre ellos, también depende del núcleo del átomo al que esté enlazado el átomo central. La tabla de la página 77 nos indica las formas geométricas más corrientes: Si la molécula posee dobles o triples enlaces, en cuanto a su estructura geométrica, se trata como si fuese un enlace simple. Como se ha comentado con anterioridad, una molécula covalente será polar, en el caso de que, teniendo enlaces covalentes polares, no posee una simetría, por lo que no se anularan los momentos dipolares de cada uno de sus enlaces y la molécula global tendrá un momento dipolar permanente. Por el contrario, si la molécula posee simetría, se anularán sus momentos dipolares y será apolar. Por ejemplo: a) Hidruro de berilio (BeH2):

a pesar de que los enlaces son polares, al ser una molécula lineal y simétrica, será apolar ya que se anulan sus momentos dipolares. Lo mismo le ocurre al metano (CH4) o al tricloruro de aluminio (AlCl3) cuyas estructuras de Lewis ya hemos visto y tienen una estructura espacial tetraédrica y trigonal respectivamente, siendo las dos simétricas y por lo tanto apolares. El elemento más electronegativo es el que se carga negativamente en el dipolo.

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b) Amoniaco (NH3): Tiene una estructura espacial de pirámide trigonal que no es simétrica debido al par de electrones antienlazantes que tiene el nitrógeno, y por lo tanto será polar:

y el agua que también es una molécula polar; tiene una estructura tetraédrica angular que tampoco es simétrica debido a los dos pares de electrones que tiene libres el oxígeno:

A continuación hay una tabla con las estructuras geométricas de moléculas más sencillas y un ejemplo de cada una de ellas. Para deducirlas debes tener en cuenta los siguientes aspectos: - El número total de pares de electrones que hay alrededor del átomo central te ayudará a determinar la forma espacial de la molécula. - Fíjate bien en los pares que son enlazantes y no enlazantes ya que es lo que te permitirá deducir si la molécula es polar o apolar.

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71 - Por otro lado, también hay que tener en cuenta si los átomos a los que se une el átomo central son iguales o no, ya que la diferencia de electronegatividad entre ellos también influirá en la simetría o no de la molécula. - Recuerda que si existen dobles o triples enlaces, a la hora de establecer la estructura espacial de la molécula contarán como si fuese un solo enlace, sólo que al haber más electrones en una zona concreta, los ángulos con respecto a los enlaces adyacentes serán mayores.

Pares de electrones del átomo central

2

Pares enlazantes

Pares no enlazantes

2

0

lineal

3

Ejemplo

lineal

BeH2

Triangular plana

BCl3

0

3 2

Forma geométrica

1

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72 Triangular plana

4

4

3

2

Angular trigonal

SnCl2

Tetraédrica

CH4

Pirámide trigonal

NH3

Angular tetraédrica

H2O

Bipirámide trigonal

PCl5

Tetraedro irregular

TeCl4

Forma de T

ClF3

Octoédrica

SF6

Pirámide de base cuadrada

IF5

Cuadrangular plana

XeF4

0

1

2

Tetraédrica

5

0

4

1

3

2

5

Bipirámide trigonal

6

5

6

4

Octoédrica

0

1

2

Teoría del enlace de valencia (TEV). La mecánica cuántica proporciona una explicación más completa del enlace covalente de lo que lo hace la teoría de Lewis de la compartición de electrones, justificando el papel del par de electrones en la constitución de los enlaces y, al mismo tiempo, describiendo la geometría de las moléculas formadas.

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73 Consideremos la formación de una molécula de hidrógeno (H2). Cuando los dos átomos de Hidrógeno se aproximan, sus núcleos atraen cada vez más a las nubes electrónicas del otro átomo. Llega un momento en que las nubes se solapan parcialmente, con lo que la densidad electrónica entre los núcleos se ve incrementada. Es esta densidad electrónica elevada la que mantiene unidos, por atracción electrostática los dos núcleos, quedando así constituida la molécula. La formación del enlace H – H, puede expresarse, por tanto, diciendo que se solapan los orbitales 1s de los dos átomos. El solapamiento supone que ambos orbitales comparten una región común del espacio entre los dos núcleos, donde podríamos decir que la probabilidad de encontrar al electrón es máxima.

Desde el punto de vista energético, cuando los átomos están muy separados, no hay interacción (E=0). Al aproximarse, comienza el solapamiento de los orbitales 1s y la fuerza de atracción entre los átomos se incrementa, con lo que la energía potencial del sistema disminuye y llega a alcanzar un mínimo. En este momento, el solapamiento es el óptimo y la distancia entre los núcleos es precisamente la longitud del enlace H – H de la molécula H2. Si a partir de este momento, seguimos acercando los átomos, la energía potencial aumenta debido a la repulsión ejercida por los dos núcleos de los dos átomos. Una idea que conviene subrayar es que, para que el proceso sea favorable, los orbitales atómicos que se solapan espacialmente deben poseer electrones desapareados con espines opuestos (para no incumplir el principio de exclusión de Pauli). Esto también explicaría la razón por la que los gases nobles no se unen ni siquiera consigo mismos, ya que no tienen electrones desapareados. Así pues, la covalencia de un elemento o, el número de enlaces covalentes que podrá formar es igual al número de electrones que posee desapareados. Por ejemplo el flúor tiene una covalencia de 1, el oxígeno de 2. Algunos elementos tienen más de una covalencia ya que al tener orbitales vacíos pueden desaparear electrones, por ejemplo, el cloro tiene una covalencia de 1, 3, 5 ó 7 porque posee los orbitales “3d” vacíos.

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En la teoría de los enlaces de valencia (TEV), los orbitales moleculares se forman por solapamiento de los orbitales atómicos. Para un mejor solapamiento de los orbitales atómicos de partida, estos deben tener tamaño y energías parecidas, así como estructuras espaciales adecuadas. La simetría de los orbitales moleculares formados, depende de los orbitales atómicos que participan en el enlace y de la forma en que se solapan. No vamos a profundizar mucho en el tema, pero comentaremos que existen dos posibilidades: a) Orbitales moleculares sigma (σ): Los orbitales atómicos se solapan frontalmente y se produce un único solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Tiene un eje de simetría con respecto a la línea que une los dos núcleos. Una rotación con respecto a dicho eje no produce ningún cambio. La máxima probabilidad de encontrar a los electrones en este tipo de orbitales, se concentra entre los dos núcleos fundamentalmente. A continuación te presentamos algunos ejemplos:

b) Orbitales moleculares pi (π): Los orbitales atómicos se solapan lateralmente y se produce dos o más solapamiento de las respectivas nubes electrónicas. Existe un plano nodal de simetría que incluye a los núcleos y la máxima probabilidad de encontrar a los electrones en el orbital molecular formado no se concentra entre los núcleos:

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Un orbital molecular es tanto más estable cuanto mayor es el grado de solapamiento entre los orbitales atómicos que lo forman. Los orbitales moleculares σ son más estables que los Π porque el grado de solapamiento de los orbitales “s” es mayor que el de los “p”. 4.3.6.- La teoría de los orbitales moleculares (TOM). Dentro del marco de la Mecánica cuántica, existe otra teoría que también trata de explicar el enlace covalente. Esta es la teoría de los orbitales moleculares (TOM). La TOM es una teoría más completa, pero también más difícil de manejar y entender. Estudia la molécula como un conjunto de núcleos y electrones para los cuales hay que resolver la ecuación de Schördinger. De esta manera, se obtienen los orbitales del ámbito de toda la molécula que nos indican, al igual que los orbitales atómicos, la zona del espacio que encierra entre un 90 y un 99% de la probabilidad de encontrar a los electrones de la molécula. Los orbitales moleculares se forman por combinación de orbitales atómicos. Si esta combinación da lugar a un orbital molecular de menor energía que los dos orbitales atómicos de partida se llama enlazante, y si es de mayor energía antienlazante. En general, los e- sólo se disponen en orbitales moleculares antienlazantes cuando la molécula se encuentra en estado excitado, al haber absorbido energía. Hibridación de orbitales. En algunas moléculas se presenta el problema de explicar cómo a partir de orbitales atómicos diferentes se pueden formar enlaces idénticos. Hay que suponer que durante la reacción se produce un proceso de hibridación o recombinación de orbitales atómicos puros, resultando unos nuevos orbitales atómicos híbridos. Dichos orbitales se caracterizan por: 1) Se produce el mismo número de orbitales híbridos que orbitales atómicos de partida. 2) Son todos iguales, energéticamente y formalmente. Sólo se diferencian en su orientación espacial. 3) Para que pueda existir hibridación, la energía de los orbitales atómicos de partida debe ser muy similar. 4) Los ángulos entre ellos son iguales. Vamos a ver algunos ejemplos: a) Hidruro de berilio (BeH2); hibridación sp: El Berilio tiene de número atómico Z = 4 y su estructura electrónica es:

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con lo que al no tener electrones desapareados, no podría formar enlaces covalentes. Sin embargo, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

ya que al tener los orbitales atómicos 2s y 2p energías muy parecidas, resulta fácil que un electrón de los situados en el orbital 2s pase a ocupar un orbital 2p vacío evitando así la repulsión que podría existir al haber dos electrones en el mismo orbital 2s. De esta manera, al tener dos electrones desapareados podría formar dos enlaces covalentes. Al unirse con el hidrógeno, se puede pensar que el estar los dos electrones en orbitales atómicos distintos (en energía, forma, tamaño y orientación), los enlaces sean distintos, pero experimentalmente se comprueba que los dos enlaces son idénticos. Esto se explica diciendo que ha habido una homogeneización de un orbital s y otro p (hibridación sp). Se forman dos orbitales híbridos sp:

La molécula de hidruro de berilio es lineal.

b) Borano (BH3); hibridación sp2 : El Boro tiene de número atómico Z = 5 y su estructura electrónica es:

al tener un electrón desapareado, sólo podría formar un enlace. Sin embargo, por la misma razón que en el caso anterior, con un poco de energía, adquiere la siguiente configuración:

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Así, al tener tres electrones desapareados puede formar tres enlaces covalentes. Pero, al igual que antes los tres enlaces son iguales a pesar de que los orbitales atómicos en los que están los electrones a compartir son distintos. En este caso se produce una homogeneización de un orbital s y dos p (hibridación sp2). Se producen tres orbitales híbridos sp2:

La molécula de trihidruro de boro o borano es trigonal, cada enlace está separado del otro formando un ángulo de 120 º:

c) Metano (CH4); hibridación sp3 : El Carbono tiene de número atómico Z = 6 y su estructura electrónica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero la mayoría de los compuestos del carbono tienen lugar cuando éste actúa con valencia 4, adquiriendo la siguiente configuración:

Así, al tener cuatro electrones desapareados puede formar cuatro enlaces covalentes. Experimentalmente, también se ha comprobado que los cuatro enlaces son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s y tres p (hibridación sp 3). Se producen cuatro orbitales híbridos sp3: 77

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La molécula de tretrahidruro de carbono o metano es tretragonal.

d) Hexafluoruro de azufre (SF6); hibridación sp3d2 : El Azufre tiene de número atómico Z = 16 y su estructura electrónica es:

tiene dos electrones desapareados y puede formar dos enlaces. Así es su configuración cuando actúa con valencia 2. Pero, al tener los orbitales 3d una energía similar a la de los 3s y 3p, con un poco más de energía, desaparea todos sus electrones adquiriendo la configuración:

Los seis enlaces que puede formar son iguales, produciéndose una homogeneización de un orbital s, tres p y dos d, es decir, se forman seis orbitales híbridos sp3d2:

La molécula de hexafluoruro de azufre tiene una estructura espacial octoédrica.

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4.3.8.- Enlaces intermoleculares. Entre las moléculas covalentes se establecen fuerzas de atracción eléctrica, cuya intensidad depende de la naturaleza de las mismas. Vamos a diferenciar entre atracciones de dos tipos: a) Fuerzas de Van der Waals. b) Enlaces por puente de hidrógeno. a) Fuerzas de Van der Waals: Fueron postuladas por este científico en 1873, y a pesar de que son mil veces menores que un enlace covalente, sin ellas no se podría explicar la licuación de determinados gases formados por moléculas no polares. Las fuerzas de Van der Waals, son fuerzas débiles de atracción entre dipolos que pueden ser inducidos o permanentes. El primer caso se produce entre sustancias no polares como el N 2, O2, etc. e incluso entre átomos: He, Ne, etc. Si bajamos mucho la temperatura, los electrones de dichas sustancias pierden energía cinética, y entonces, es posible, que en un instante determinado exista más densidad de carga electrónica en un extremo de la molécula que en otro, creándose un dipolo inducido. Si ésto ocurre en moléculas (o átomos) contiguos, puede hacer que se atraigan formando uniones entre ellas, pudiéndose llegar a la licuación de dichos gases. A medida que el átomo o la molécula sea más grande, este dipolo inducido será más fácil de crear. En el segundo caso, si las moléculas ya son polares, los dipolos se orientan para atraerse con el polo de signo contrario de la molécula vecina, existiendo fuerzas de atracción entre ellas. Aunque estas fuerzas siguen siendo débiles, son mayores que las del primer caso en las que el dipolo tiene que ser inducido.

b) enlaces por puente de hidrógeno: Para que se produzca un enlace de este tipo, deben cumplirse dos condiciones:

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80 1.- El hidrógeno se une a un elemento muy electronegativo (F, Cl, O o N), con lo que, al ser la diferencia de electronegatividad elevada, se forma un enlace covalente muy polar, donde el hidrógeno es el que se carga positivamente. 2.- El elemento al que se une el hidrógeno debe tener pares de electrones que no formen parte del enlace covalente polar con el hidrógeno. 3.- La molécula debe ser polar, es decir, debe carecer de simetría que anule los dipolos creados. Entonces se produce una doble atracción de tipo electrostático entre: 1.- dipolos de moléculas contiguas, es decir, el polo positivo de una molécula con el negativo de otra. 2.- el polo positivo del dipolo de una molécula con los pares de electrones no enlazantes del elemento al que se une el hidrógeno, de otra molécula.

Este es el llamado enlace por puente de hidrógeno que es mucho más fuerte que las fuerzas de Van der Waals. Hay que señalar también que los enlaces por puente de hidrógeno se pueden dar entre moléculas diferentes (intermoleculares) o dentro de una misma molécula si su geometría es la adecuada (intramoleculares). Es importante que se entienda que tanto las fuerzas de Van der Waals como los enlaces por puente de hidrógeno son mucho más débiles que los enlaces covalentes, y de hecho, cuando calentamos una sustancia covalente, se rompen de forma relativamente fácil los enlaces intermoleculares pero nunca los enlaces covalentes que unen a los distintos átomos de la molécula. Por ejemplo, cuando hervimos agua, no obtenemos hidrógeno y oxígeno sino vapor de agua, es decir, se han roto los enlaces por puente de hidrógeno pero no los enlaces covalentes que unen a los átomos de hidrógeno con el de oxígeno.

4.3.9.- Propiedades de las sustancias moleculares. 80

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A temperaturas bajas, todos estos compuestos se encuentran en estado sólido formando redes cristalinas muy débiles. La formación de estas redes se explica por las débiles fuerzas de Van der Waals que se originan por atracción electrostática entre dipolos, ya sean permanentes o inducidos. Los de las moléculas apolares son sólidos blandos (como por ejemplo los de yodo), mientras que los de las sustancias polares son algo más duros ya que las fuerzas que unen las moléculas son algo más grandes, por ejemplo en el hielo. En general tienen puntos de fusión y ebullición muy bajos, y van aumentando en función de la mayor polaridad de las moléculas o del mayor peso molecular, ya que, de esta manera, al ser más fácil crear el dipolo, las uniones serán más fuertes, por ejemplo: Sustancia H2O CH4 CH3 - CH3 CH3 - CH2 - CH3 CH3 - CH2 - OH

Punto de ebullición (ºC) 100 - 164 - 89 - 42 78’5

Peso molecular (umas) 18 16 30 44 46

Momento bipolar (D) 1’85 0 0 0’084 1,69

Las sustancias apolares no son conductoras de la corriente eléctrica ya que no poseen partículas cargadas que puedan quedar libres; sin embargo, las polares, al tener dipolos permanentes, pueden conducir, aunque poco, la electricidad. Dichas sustancias suelen presentarse a temperatura ambiente y presión atmosférica como gases, aunque a medida que las fuerzas intermoleculares aumentan, pueden llegar a ser líquidos e incluso sólidos. Cabe resaltar, también, que los líquidos covalentes polares, como el agua, tienden a ser muy buenos disolventes de las sustancias iónicas, pero la tendencia de las sustancias moleculares es a disolverse en disolventes apolares.

4.4.- Los sólidos covalentes (macromoléculas). 4.4.1.- Enlaces de las sustancias covalentes. Las sustancias covalentes son gigantescas agrupaciones de átomos unidos por enlaces covalentes formando sólidos con redes tridimensionales. Dichos átomos deben tener una electronegatividad elevada, junto con la capacidad de tener tres o cuatro electrones enlazantes para formar fuertes enlaces covalentes. Se puede considerar a todo el sólido como una gran molécula. Ejemplos de estas sustancias son el carbono diamante, el cuarzo (dióxido de silicio), el carburo de Silicio, etc. 4.4.2.- Propiedades de las sustancias covalentes.

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Como los átomos están unidos por fuertes enlaces covalentes muy estables, no es de extrañar que, estos sólidos sean extremadamente duros, tengan puntos de fusión muy altos y sean virtualmente insolubles; sólo se disuelvan en compuestos que reaccionen químicamente con ellos. Tienen escasa conductividad eléctrica debido a la gran localización de los electrones en las regiones donde se encuentran los enlaces covalentes que hacen que sean incapaces de moverse libremente por la acción de un campo eléctrico externo. 4.4.3.- Estructuras de algunas sustancias covalentes. a) Cuarzo: El cuarzo es una estructura particular de cristalizar el dióxido de silicio. Cada átomo de Si se encuentra enlazado con 4 de O y a su vez cada O está unido a dos Si mediante enlaces covalentes polares, formando una red de gran número de átomos, (SiO2).

b) Carbono diamante y carbono grafito: En el carbono diamante, los átomos de carbono se unen para formar un retículo cristalino de dimensiones infinitas, en la que cada uno de ellos se une a otros cuatro mediante enlaces covalentes puros formando estructuras tetraédricas. Esto explica su elevada dureza, su baja reactividad, su nula conductividad eléctrica y su casi infusibilidad.

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Por otra parte, el carbono grafito, es otra estructura cristalina del carbono. Mientras que el carbono diamante es una red tridimensional, el grafito es un sólido con redes en forma de capa. Contiene agrupaciones de átomos de carbono unidos por enlaces covalentes puros, de dimensiones infinitas, pero en dos direcciones. De los cuatro electrones que tiene cada uno de los átomos de carbono, tres se utilizan para unirlo con un enlace covalente puro a otros tres en un mismo plano formando estructuras hexagonales de seis átomos, y el cuarto electrón está deslocalizado entre los planos tratando de unirlos. En virtud de esta estructura, el carbono grafito es conductor de la electricidad y del calor, carece de la dureza del diamante y se exfolia fácilmente, es decir, se puede laminar.

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4.5.- Las sustancias metálicas. 4.5.1.- El enlace metálico. La gran mayoría de los elementos conocidos son metálicos. Todos ellos son conductores del calor y de la electricidad. Se caracterizan por: a) Tener pocos electrones en su última capa. b) Bajo potencial de ionización. Los compuestos formados entre los metales se llaman aleaciones y no obedecen, generalmente a las reglas de la estequiometría; así, el cobre disuelve al cinc en cantidades que pueden variar desde la traza hasta el 38'4%. Cualquier aleación de estos dos elementos entre esos dos porcentajes recibe el nombre de latón, y como no posee una composición definida se le clasifica como una simple disolución, aunque sus iones estén unidos por fuertes enlaces metálicos. Todavía hoy no se conoce un modelo que explique de forma convincente como se unen los átomos de los metales. Estudios de rayos X confirman que en la red cristalina existen iones. Sin embargo debe descartarse el modelo de enlace iónico porque ello supondría la transferencia de electrones lo cual no es lógico en átomos iguales. Por otra parte el enlace covalente también queda descartado ya que en este caso los e- estarían localizados y los metales no conducirían la electricidad lo que no es cierto. Para explicar los hechos existen dos teorías: el modelo del gas de electrones y la teoría de bandas que a continuación pasamos a detallar. 4.5.2.- El modelo del gas de electrones. Es el modelo más sencillo basado en la intuición más que en conocimientos científicos rigurosos y está sustentado en las siguientes hipótesis: - Los átomos metálicos pierden sus electrones de la capa de valencia quedándose cargados positivamente. - Los cationes forman una red tridimensional ordenada y compacta cuya estructura depende en gran medida del tamaño de los cationes del metal. - Los electrones de valencia liberados ya no pertenecen a cada ión sino a toda la red cristalina, rodeando a los cationes como si fuesen un gas de electrones, neutralizando la carga positiva. - El gas de electrones se mueve libremente dentro de la red cristalina de cationes y no puede escapar de ella debido a la atracción electrostática con los cationes. es decir, el modelo sugiere que los electrones de valencia están totalmente libres y deslocalizados, formando una nube electrónica que interacciona simultáneamente con muchos cationes. Esto explicaría la presencia de iones y la

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85 conductividad eléctrica de los metales. Por lo tanto, al hablar de un metal como el Fe, habría que hablar de una gran macromolécula Fen. 4.5.3.- La teoría de bandas. La teoría de bandas está basada en la mecánica cuántica y procede de la teoría de los orbitales moleculares (TOM). En esta teoría, se considera el enlace metálico como un caso extremo del enlace covalente, en el que los electrones de valencia son compartidos de forma conjunta y simultánea por todos los cationes. Desaparecen los orbitales atómicos y se forman orbitales moleculares con energías muy parecidas, tan próximas entre ellas que todos en conjunto ocupan lo que se franja de denomina una “banda de energía”. Aunque los electrones van llenando los orbitales moleculares en orden creciente de energía, estas son tan próximas que pueden ocupar cualquier posición dentro de la banda. La banda ocupada por los orbitales moleculares con los electrones de valencia se llama banda de valencia, mientras que la banda formada por los orbitales moleculares vacíos se llama banda de conducción. A veces, ambas bandas se solapan energéticamente hablando. Este modelo explica bastante bien el comportamiento eléctrico no solo de las sustancias conductoras sino también de las semiconductoras y las aislantes. En los metales, sustancias conductoras, la banda de valencia se solapa energéticamente con la banda de conducción que está vacía, disponiendo de orbitales moleculares vacíos que pueden ocupar con un mínimo aporte de energía, es decir, que los electrones están casi libres pudiendo conducir la corriente eléctrica. En los semiconductores y en los aislantes, la banda de valencia no se solapa con la de conducción. Hay una zona intermedia llamada banda prohibida. En los semiconductores, como el Silicio o el Germanio, la anchura de la banda prohibida no es muy grande y los electrones con suficiente energía cinética pueden pasar a la banda de conducción, por esa razón, los semiconductores conducen la electricidad mejor en caliente. Sin embargo, en los aislantes, la banda prohibida es tan ancha que ningún electrón puede saltarla. La banda de conducción está siempre vacía.

4.5.4.- Propiedades de las sustancias metálicas. Las propiedades de las sustancias metálicas difieren mucho de unas a otras, pero vamos a hablar en general de todas ellas: a) Densidad: El empaquetamiento compacto de los iones en la red cristalina metálica hace que las densidades de los metales sean altas en general, aunque hay

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86 mucha diversidad y excepciones, por ejemplo, los metales alcalinos y el plomo son muy blandos, mientras que el osmio y el platino son muy duros. Todos son sólidos excepto el Mercurio, el Cesio y el Francio que son líquidos. b) Puntos de fusión y ebullición: En general el enlace metálico mantiene los iones fuertemente unidos dado que la mayoría poseen puntos de fusión y de ebullición muy altos, aunque hay grandes variaciones, desde el cesio, (29ºC), hasta el platino que es casi infusible. Los puntos de fusión y ebullición dependen en gran medida de dos factores: i) del tamaño: A medida que el tamaño del ion es mayor, el punto de ebullición disminuye. ii) del número de electrones cedidos por cada átomo: A medida que el número de electrones cedidos por cada átomo sea mayor, el punto de fusión será más alto. Aquí te damos unos datos para que lo compruebes tú mismo: Número de electrones enlazantes elemento: Punto de fusión (ºC)

1 K : 54 Rb : 39 Cs : 29

2 Ca : 851 Sr : 771 Ba : 717

3 Sc : 1397 Y : 1277 La : 887

c) Conductividad eléctrica y térmica: Son buenos conductores eléctricos, ya que los electrones de la nube electrónica se pueden mover con total libertad. Por la misma razón, si los metales se calientan, los electrones adquieren mayor energía cinética que se va trasladando por todo el metal. d) Propiedades mecánicas: Son dúctiles (se pueden hacer hilos por estiramiento) y maleables (se pueden laminar) debido a la naturaleza de las fuerzas que mantienen unido al sólido, es decir, que siempre que la separación entre los cationes no sea muy grande, la nube electrónica los mantendrá unidos).

e) Brillo: Debido a la movilidad de electrones, son capaces de absorber y después remitir prácticamente todas las longitudes de onda de la luz visible, por eso en general tienen un color negruzco y opaco; el cobre y el oro no remiten una parte de la radiación azul que reciben y por eso tienen un color amarillento.

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87

4.6.- Cuadro resumen de las propiedades de las sustancias. Propiedad Dureza Estado a temperatura ambiente Puntos de fusión Puntos de ebullición Solubilidad en agua Solubilidad en disolventes apolares Conductividad eléctrica Ejemplos

Sustancias iónicas

Sustancias moleculares

Sustancias macromoleculares

Sustancias metálicas

Duras pero frágiles

Blandas

Muy duras

Sólidas

Gases, líquidas y sólidas

Sólidas

Duras y blandas (gran variedad) Sólidas menos el Hg (líquido)

Altos

Variados sin llegar a ser altos Líquidos en pequeños rangos de temperatura Insolubles en general

Muy altos

Variados pero altos

Muy altos

Muy altos

Insolubles

Insolubles en general

Líquidos en gran rango de temperaturas Solubles en general Insolubles

Solubles en general

Insolubles

Insolubles

Si disueltos o fundidos; no en estado sólido NaCL HgO MgCO3

No

No

Si

F2 CO2 CH4

Diamante (Cn) Cuarzo (SiO2) Carburo de Silicio

Aln Fen Crn

UNIDAD 3 87

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LAS REACCIONES QUÍMICAS Tomado de http://www.educared.net/concurso2001/410/reaccion.htm con modificaciones adaptadas al curso

En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas o las estrellas, todo obedece a una dinámica de cambio. La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la delicada relación entre materia y energía, y en virtud de ello podemos clasificar todos los cambios que ocurren en la naturaleza en dos categorías: •

Los cambios físicos y los cambios químicos que llevan implícita una transformación de la estructura atómico-molecular, como en el caso de la oxidación del hierro.

A veces, la distinción entre ambas categorías no siempre resulta evidente y los estudios de los fenómenos físicos y químicos se superponen con frecuencia, tal es la situación de la disolución del cloruro de hidrógeno en agua. Los cambios químicos ocurren mediante la existencia de reacciones químicas, pudiéndose definir una reacción química como un proceso en el que unas sustancias se transforman en otras por la reordenación de sus átomos mediante la rotura de unos enlaces en los reactivos y la formación de otros nuevos en los productos. Una reacción muy estudiada es la que tiene lugar entre el yodo y el hidrógeno gaseoso para producir yoduro de hidrógeno, también en estado gaseoso, pudiéndose expresar la reacción química de la siguiente forma a través de una ecuación química: H2 + I2 → 2 Hl Todas las especies que intervienen en esta reacción son sustancias de naturaleza covalente, y la reacción consiste en un proceso de ruptura de unos enlaces y el establecimiento de otros nuevos. Para averiguar los enlaces rotos y formados, escribiremos la reacción mediante, la siguiente representación: H-H+I-I → 2H-I Los enlaces que se rompen son los de hidrógeno-hidrógeno (H—H) y yodo-yodo (I—I), para originar 2 moléculas de yoduro de hidrógeno, cada una de las cuales con un enlace hidrógeno-yodo (H—I). Se puede observar que la cantidad de átomos de los reactivos es la misma que la cantidad de átomos en productos, ecuación balanceada. VER ANEXO al final de la unidad sobre ECUACIONES Químicas

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LA ENERGÍA DE LAS REACCIONES QUÍMICAS La humanidad utiliza reacciones químicas para producir energía. En primer lugar mediante la combustión de madera o de carbón, pasando por las que tienen lugar en los motores de explosión de los coches y llegando hasta las más sofisticadas, que tienen lugar en los motores de propulsión de las naves espaciales. Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un desprendimiento y en otros de una absorción de energía, pero ¿de dónde procede esta energía? Cada átomo y cada molécula de una sustancia posee una determinada energía química o energía interna característica, que depende de las energías cinética y potencial de las partículas constituyentes: átomos, electrones y núcleos. Por tanto, se puede afirmar que los reactivos de una reacción química poseen un determinado contenido energético propio (energía interna) y los productos otro diferente. Si en una reacción química disminuye la energía interna del sistema, se desprende energía. Si, por el contrario, aumenta la energía interna, se absorbe energía. La energía de una reacción es la energía que se pone en juego en la reacción y, por tanto, es igual al balance de energía interna entre los productos y los reactivos. Si existe desprendimiento de energía, la reacción se denomina exoenergética y, por el contrario, si para que se efectúe la reacción, se requiere el aporte de energía, la reacción se llama endoenergética. La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa, eléctrica, etc, pero habitualmente se manifiesta en forma de calor, por lo que el calor desprendido o absorbido en una reacción química, se llama calor de reacción y tiene un valor característico para cada reacción, en unas determinadas condiciones de presión y temperatura. Las reacciones químicas pueden entonces clasificarse en: exotérmicas o endotérmicas, según se dé desprendimiento o absorción de calor.

TEORIA DE LAS COLISIONES LAS REACCIONES QUIMICAS El modelo actual que explica cómo tiene lugar una reacción química es la teoría de las colisiones, desarrollada por Lewis y otros químicos en la década de 1920. Según esta teoría, para que ocurra una reacción química, es preciso que los átomos, las moléculas o los iones de los reactivos entren en o entre sí, es decir, que choquen. Dadas las dimensiones de los átomos, moléculas o iones, en una reacción química toman parte tal número de partículas que sería impensable un choque simultáneo (al mismo tiempo) y adecuado de todas las partículas de los reactivos. En la formación del HI a partir de la reacción del con el I2, cada molécula de hidrógeno existente debe chocar con una sola de yodo para originar dos moléculas de yoduro de hidrógeno. De esta forma, para que puedan reaccionar las cantidades existentes de reactivos, toda reacción química requiere un tiempo, que se denomina tiempo de reacción.

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90 Por otro lado, generalmente, no toda la masa de reactivos se transforma íntegramente en productos, porque no todos los choques que se verifican dan lugar a la ruptura de enlaces; puede ocurrir como en el juego del billar, que el choque de las bolas produzca únicamente el cambio de dirección de las mismas. Por eso para que tenga lugar una reacción química los choques deben ser eficaces y cumplir las dos condiciones siguientes: 1.- Que los átomos, moléculas o iones de los reactivos posean suficiente energía (cinética), para que al chocar, puedan romperse sus enlaces y formarse otros nuevos. 2.- Que el choque se verifique con una orientación adecuada, pues aunque los átomos, moléculas o iones tengan la suficiente energía, puede suceder que el choque no sea eficaz, por tener lugar con una orientación desfavorable. Por tanto, para que una reacción química tenga lugar, es necesario que los átomos, moléculas o iones existentes entren en o, es decir, choquen, y mediante la colisión, se rompan los enlaces de las sustancias reaccionantes y se establezcan los nuevos enlaces. Según la primera condición, a la energía mínima requerida para efectuar una reacción se la llama energía de activación. De esta forma, se puede imaginar que una reacción química transcurre por un cierto camino de reacción, parecido a la carrera de un atleta que debe efectuar un salto de garrocha. La altura de listón se asemeja a la barrera energética que constituye la energía de activación, y que debe superarse para que la reacción química tenga lugar. No se deben confundir los conceptos energía de reacción con energía de activación, pues hacen referencia a aspectos distintos de una reacción química. La energía de reacción proporciona el balance energético que acompaña a una reacción química, independientemente de cómo se verifique la reacción. La energía de activación se refiere a la barrera energética que hay que vencer para que tenga lugar la reacción química. Veamos un ejemplo: La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica y pudiera parecer que, al ser el contenido energético de los productos menor que el de los reactivos, todas las reacciones exotérmicas deberían ocurrir de una forma espontánea. Pero, afortunadamente el papel no arde de forma espontánea en o con el oxígeno del aire. Todos sabemos que hace falta prender con un fósforo el papel para que éste se queme. De esta forma, el papel comienza a arder cuando el fósforo encendido comunica la energía de activación suficiente al papel y al oxígeno para iniciar la combustión.

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91

VELOCIDAD DE REACCIÓN Hemos visto que para que tenga lugar una reacción química se necesita un tiempo, y de esta forma puedan reaccionar las cantidades que existan de reactivos. Por ello, se define el tiempo de reacción como el tiempo en el que transcurre una reacción química. Según sea el valor del tiempo de reacción, las reacciones químicas se pueden dividir en: • •

Reacciones rápidas. Reacciones lentas.

Lo cual nos lleva a definir otro concepto, el de velocidad de reacción como la cantidad de una sustancia que se transforma en una reacción química en la unidad de tiempo. Puesto que en una reacción la sustancia transformada de reactivos produce otra cantidad de productos, la velocidad de reacción se puede representar tanto por la cantidad de uno de los reactivos que desaparece en la unidad de tiempo, como por la cantidad de uno de los productos que se forman en la unidad de tiempo. En muchas reacciones, las distintas sustancias que intervienen (reactivos y productos) suelen formar una mezcla homogénea, por lo que como medida de la cantidad de sustancia se suele utilizar la concentración, expresada en unidades de Molaridad:

¿CÓMO SE MIDE LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN? La determinación de la velocidad de una reacción pasa por la medida de la variación de la cantidad o concentración de uno de los componentes con el tiempo. Para ello se acude normalmente a un método indirecto, mediante la medida de una propiedad física que guarde una relación directa con la variación de la cantidad o concentración del componente a estudiar de la reacción. Cualquier propiedad física que varíe durante el curso de la reacción sirve para hallar la velocidad de reacción, siempre que esté asegurada una proporcionalidad directa entre la propiedad física y la cantidad de sustancia transformada.

REACCIONES REVERSIBLES E IRREVERSIBLES La combustión de un trozo de papel es una reacción exotérmica que proporciona CO2 y vapor de H2O, como productos más significativos. A alguien se le podría ocurrir aprovechar la energía desprendida y regenerar el papel a partir de los productos

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92 obtenidos. Pero esto es imposible porque la energía desprendida se gasta en calentar el aire circundante, volviéndose inaprovechable. Por otro lado, los gases producidos (CO 2 y vapor de H2O) se dispersan, imposibilitando las colisiones entre sus moléculas para formar de nuevo papel. Por otro lado, el carbonato cálcico, que se encuentra en la naturaleza como piedra caliza, yeso o mármol, se puede descomponer mediante el calor, a una temperatura de 200 0C, en óxido de calcio (cal) y dióxido de carbono, mediante la siguiente ecuación: CaCO3 (s) calor→ CaO (s) + CO2 (g) Pero si la reacción se efectúa en un recipiente cerrado y se deja enfriar, el óxido de calcio y el dióxido de carbono formados se vuelven a combinar entre sí, regenerando el carbonato de calcio. De esta forma, podemos afirmar que hay reacciones químicas, como la descomposición del carbonato de calcio, que una vez formados los productos de reacción, éstos pueden combinarse entre sí para dar nuevamente los reactivos primitivos. La transformación química será, en estos casos, incompleta. denominan a este tipo de reacciones químicas reacciones reversibles y se presentan de la siguiente forma: A+B

C+D

TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Modernamente, desde un criterio basado en la naturaleza de las reacciones éstas se clasifican en dos grandes grupos: a) Reacciones ácido-base. b) Reacciones de oxido-reducción.(REDOX) a) Reacciones ácido-base, en donde: La reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización, y es una reacción de transferencia de iones hidronio.

Por ejemplo: 2HC1 (aq) + Ca(OH)2 (aq)

→

CaC12 (aq) + 2H2O (l)

y se afirma que la reacción de neutralización entre un ácido y una base es una reacción de formación de sal más agua. 92

93 b) Reacciones de oxido-reducción: En un principio se definió oxidación como toda reacción de combinación de cualquier sustancia con el oxígeno, y reducción como la reacción inversa, de pérdida de oxígeno de una sustancia. Actualmente se considera que Oxidación es un proceso de pérdida de electrones y Reducción es el proceso inverso de ganancia de electrones. De forma que: Cu —> Cu2+ + 2 e-

representa uan hemiecuación de oxidación

Ag + + 1 e- —> Ag°

representa una hemiecuación de reducción

Ambos procesos no existen de forma independiente, de forma que todo proceso de oxidación va unido necesariamente a otro de reducción. Una reacción de oxidoreducción es una reacción en la que hay transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida a la que se reduce. De esta forma se tendrá que: Cu + 2 Ag+ —> Cu2++ 2 Ag Puesto que los cationes deben ir acompañados de un anión, se podrá escribir dicha reacción de la siguiente forma como ecuación molecular Cu + 2AgC1 —> CuCl2 + 2Ag

Reacciones de síntesis-combinación Son las reacciones en la que unos reactivos se combinan para dar lugar a un nuevo producto. De forma genérica se pueden representar mediante: A+B → C donde el reactivo A se combina con el B para producir C. Generalmente se denominan de Síntesis si los reactivos son las sustancias simples Si fuesen sustancias compuestas son Reacciones de Combinación Por ejemplo: • •

3H2 (g) + N2 (g) →2 NH3 (g) Reacción de síntesis. Con REDOX 2 CO(g) + O2 (g) →2 CO2 (g) Reacción de combinación de una sustancia simple y una sustancia compuesta. Con REDOX

93

94 •

CO2 (g) + H2O(l) → H2CO3 (l) Reacción de combinación de sustancias compuestas. Sin REDOX

Reacciones de descomposición Este es un tipo de reacción química inverso al de síntesis, en donde una sustancia reaccionante se descompone en dos sustancias simples. O una sustancia compuesta se descompone formando otras sustancias compuestas. Genéricamente estas reacciones se pueden representar mediante: A→B+C donde la sustancia A da origen a los productos B y C. Por ejemplo: • • •

HgO calor→ Hg + O2 (g) con REDOX H2O2 → H2O + O2 (g) con REDOX CaCO3 (s) calor→ CaO (s) + CO2 (g) sin REDOX

Reacciones de desplazamiento simple En este tipo de reacciones un elemento o grupo de elementos que forman parte de un compuesto son desplazados por otro compuesto, y se pueden representar por: AB + C —> AC + B que indica que el compuesto de fórmula AB reacciona con C para formar el compuesto AC y dejar libre B. Donde B puede ser H2 (g) generado por desplazamiento de un metal más activo que el Hidrógeno de un ácido de bajo poder oxidante. O bien B puede ser un metal menos activo que se deposita por desplazamiento de otro metal más activo; o bien un halógeno que se libere por desplazamiento de otro halógeno por ser menos oxidable. Por ejemplo: TODAS OCURREN con REDOX • • •

Ca (s) + HCl (aq) → CaCl2 (aq) + H2 (g) Mg (s) + CuCl2 (aq)→ MgCl2 (aq) + Cu (s) F2(g) + NaCl (aq) → NaF (aq) + Cl2 (g)

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95 Reacciones de metátesis ( antes llamadas de doble desplazamiento) En estas reacciones se da un intercambio entre los elementos o grupos de elementos de las sustancias que intervienen en la reacción, y se pueden representar mediante: AB (aq) + CD (aq) →AC + BD (aq) Donde uno de los productos podrá ser un sólido que precipite; o agua como único electrolito débil o un gas que se libere. Estas reacciones generalmente transcurren en fase acuosa. Los reactivos están en solución acuosa y el otro producto también. Ocurre sin cambios en los números de oxidación Por ejemplo: •

2NaOH (aq) + H2SO4 (aq) → Na2SO4 (aq) + 2H2O (l) el agua es el único electrolito débil AgNO3(aq) + NaCl(aq) → AgCl(s) + NaNO3 (aq) formación del AgCl(s) sólido que precipita o insoluble Na2S (aq) + HCl(aq) → H2S (g) + NaCl(aq) con liberación de un gas

• •

ELECTRÓLISIS Puesto que en una reacción de oxidoreducción se produce un flujo de electrones, su canalización puede aprovecharse para generar electricidad, como ocurre en las pilas galvánicas, a través de dos electrodos externos. En una pila , al liberarse una corriente eléctrica, se produce una reacción exoeléctrica, espontánea. Dado que muchos procesos químicos son reversibles, podríamos preguntarnos: ¿existe el proceso inverso? Nos referimos a la producción de una reacción química mediante el aporte de energía eléctrica. La respuesta es afirmativa y así, una electrólisis no es más que la producción de una reacción de oxidoreducción mediante una corriente eléctrica exterior, por tanto, esta reacción es endoeléctrica y se producen reacciones no espontáneas. Por ejemplo, la descomposición del CuCl2 en Cl2 + Cu requiere el aporte de energía eléctrica. Para ello, se introduce en la disolución acuosa de CuC12 dos electrodos unidos a una batería, y al hacer pasar la corriente eléctrica tiene lugar los siguientes procesos: •

Los iones Cu2+ se mueven hacia el electrodo negativo (cátodo) y se verifica:

95

96 Cu2- + 2 e-→ Cu (reducción) •

Los iones Cl- se desplazan hacia el electrodo positivo (ánodo) y se verifica: 2 Cl- → C12 + 2 e- (oxidación)

De esta forma, en la parte sumergida del cátodo aparecerá un recubrimiento de una capa de color rojizo, debido al cobre metálico; y en el ánodo aparecerán unas burbujas de cloro gaseoso, que subirán a la superficie de la disolución. En 1832 el inglés Michael Faraday (1791-1867) redujo el desarrollo de la electrólisis a expresiones cuantitativas, anunciando lo que hoy se llaman las dos leyes de la electrólisis, cuyos enunciados son: La masa de un electrólito descompuesto durante la electrólisis es proporcional a la cantidad de electricidad que atraviesa la disolución. La masa liberada por una corriente dada es proporcional a su peso equivalente. Estas dos leyes se pueden resumir en una única expresión. La cantidad de electricidad necesaria para liberar un equivalente de cualquier sustancia se ha determinado experimentalmente, y es igual a 96500 C/equivalente, que recibe el nombre de constante de Faraday.

ANEXO

Ecuaciones Químicas –Balance de ecuaciones: por Anthony Carpi, Ph.D. Las reacciones químicas ocurren a nuestro alrededor cuando: encendemos un fósforo, encendemos un auto ,ingerimos un alimento o paseamos al perro. Una reacción

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97 química es el proceso por el cual las sustancias se enlazan (o rompen el enlace) y, al hacerlo liberan o consumen energía. Una ecuación química es la taquigrafía que los científicos usan para describir la reacción química. Es decir la representación gráfica de la reacción que ocurre. Como por ejemplo, tomemos la reacción del hidrógeno con el oxígeno para formar agua. Si tuviésemos un contenedor de gas de hidrógeno y lo quemásemos con la presencia del oxígeno, los dos gases reaccionarían juntos, liberando energía, para formar agua. Para escribir la ecuación química de esta reacción, pondríamos las sustancias que reaccionan (los reactantes o reactivos) del lado izquierdo de la ecuación con una flecha apuntando a las sustancias que se forman al lado derecho de la ecuación (los productos). Dada esta información, uno podría suponer que la ecuación para esta reacción se escribe:

H+ O

H2O

El signo de suma de lado izquierdo de la ecuación significa que el hidrógeno y el oxígeno están reaccionando. Desafortunadamente, hay dos problemas con esta ecuación química. Primero, ya que los átomos prefieren tener sus últimos niveles completas, los átomos de H u O “sueltos” no existen . En la naturaleza, ambos el hidrógeno y el oxígeno se encuentran como moléculas biatómicas, H2 y O2, respectivamente (al formar moléculas biatómicas los átomos comparten electrones y completan sus niveles de energía). Por consiguiente, el gas de hidrógeno consiste de moléculas H2; el gas de oxígeno consiste de O2. Al corregir nuestra ecuación tenemos: H2 + O2

H2O

Pero todavía tenemos un problema. Tal como está escrita, esta ecuación nos dice que una molécula de hidrógeno (con 2 átomos H) reacciona con una molécula de oxígeno (2 átomos O) para formar una molécula de agua (con 2 átomos H y 1 átomo O). En otras palabras, parece que hemos perdido 1 átomo O en el camino. Para escribir una ecuación química correctamente, el número de átomos del lado izquierdo de la ecuación química tiene que estar precisamente balanceada con los átomos de la derecha de la ecuación. ¿Cómo puede ocurrir esto? En realidad, el átomo O que “perdimos” reacciona con la segunda molécula de hidrógeno para formar una segunda molécula de agua. Durante la reacción los enlaces H-H y O-O se rompen y los enlaces H-O se forman en las moléculas de agua Por consiguiente, la ecuación balanceada se escribe así: 2H2 + O2

2H2O

Al escribir ecuaciones químicas, el número delante del símbolo molecular (llamado coeficiente estequimétrico) indica el número de moléculas que participan en la reacción. Si ningún coeficiente aparece delante de la molécula, esto significa uno. Para escribir una ecuación química de manera correcta, hay que balancear todos los átomos del lado izquierdo de la reacción con los átomos en el lado derecho. Miremos otro ejemplo. Si usted usa una cocina de gas para cocinar su cena, es probable que su cocina queme gas natural, que es principalmente metano. El metano (CH4) es una 97

98 molécula que contiene cuatro átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de carbono. Cuando usted enciende la cocina, está suministrando la energía de activación para empezar la reacción del metano con el oxígeno en el aire. Durante esta reacción, los enlaces químicos se rompen y se vuelven a formar nuevos enlaces asi se generan los productos que este caso son el dióxido de carbono y el vapor de agua (y, por supuesto la luz y el calor que se ve en la llama). La ecuación química desbalanceada se escribe: CH4 (metano) + O2(oxígeno) CO2(dióxido de carbono) + H2O(agua) Mire la reacción átomo a átomo. Al lado izquierdo de la ecuación encontramos un átomo de carbono y uno en la derecha. CH4 + O2

CO2 + H2 O

Después vamos hacia el hidrógeno. Hay cuatro átomos de hidrógeno en el lado izquierdo de la ecuación, pero sólo dos en la derecha. Por consiguiente, debemos balancear el átomo H añadiendo el coeficiente 2 delante de la molécula de agua (solamente se puede cambiar coeficientes en una ecuación química, no subscriptos). Al sumar este coeficiente tenemos: CH4 + O2

CO2 + 2H2 O

Ahora hay 4 moles de átomos hidrógeno en reactivos y 4 moles de átomos de hidrógeno en los productos Lo que esta ecuación quiere decir ahora es que se producen dos moles de moléculas de agua por cada mol de moléculas de metano consumido. Pasando al átomo de oxígeno, encontramos 2 en la parte izquierda de la ecuación, pero un total de 4 en el lado derecho (2 de la molécula CO2 y 1 de cada 2 moléculas de agua H2O). Para balancear la ecuación química, debemos sumar el coeficiente 2 delante de la molécula de oxígeno del lado izquierdo de la ecuación, para demostrar que 2 moléculas de oxígeno se consumen por cada molécula de metano que se quema. C H4 + 2 O2

C O2 + 2H2 O

La ley de Dalton de las proporciones definidas se aplica a todas las reacciones químicas. Esencialmente, esta ley postula que una reacción química siempre prosigue de acuerdo a la relación definida por la ecuación química balanceada. Por consiguiente, se puede interpretar la anterior ecuación del metano como "1 parte de metano reacciona con 2 partes de oxígeno para producir una parte de dióxido de carbono y 2 partes de agua." Esta relación siempre permanece igual; por ejemplo, si empezamos con dos partes de metano, entonces consumiremos cuatro partes de O2 y generaremos dos partes de CO2 y cuatro partes de H2O. Si empezamos con un exceso de cualquiera de los reactantes (por ejemplo, 5 partes de oxígeno cuando sólo una parte de metano está disponible) los reactantes excedentes no se consumirán:

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99 Los reactantes excedentes no se consumirán. el reactante limitativo.

En este ejemplo, el metano se denomina

Mientras hemos discutido las ecuaciones balanceadas en términos de números de átomos y de moléculas, recuerde que nunca hablamos de átomos solos (o moléculas) cuando usamos ecuaciones químicas. Esto es debido a que los átomos solos (y las moléculas) son tan pequeñas que son difíciles de aislar. Las ecuaciones químicas se discuten en relación con el número de moles de los reactantes y de los productos usados o producidos. Ya que el mol se refiere al número de átomos (o moléculas) establecido, el término puede ser simplemente sustituido por ecuaciones químicas. Por consiguiente, la ecuación balanceada de metano de arriba también puede ser interpretada como "1 mol de metano reacciona con 2 moles de oxígeno para producir un mol de dióxido de carbono y 2 moles de agua”.

La Conservación de la Materia La ley de la conservación de la materia establece que la materia ni se pierde ni se gana en las reacciones químicas tradicionales, simplemente cambia de forma, es decir se transforma Por consiguiente, si tenemos un cierto número de átomos de un elemento en el lado izquierdo de una ecuación, tenemos que tener el mismo número en el lado derecho. Esto implica que la masa también se conserva durante la reacción química. Para la reacción de formación de agua, por ejemplo: 2H2 + O2 2H2O 2. 2.02g + 32.00g = 2 .18.02g La masa total de los reactantes, 36.04g, es exactamente igual a la masa total de los productos, 36.04g . Esto se aplica para todas las ecuaciones químicas balanceadas.

BALANCE DE ECUACIONES Entonces toda ecuación química debe estar balanceada, para balancear las ecuaciones existen diferentes métodos: • Al tanteo • Método algebraico • Método de ión-electrón El método del tanteo y algebraico sirve para cualquier tipo de reacción ocurra con o sin procesos de oxido-reducción REDOX Mientras que el método de ión-electrón sólo se puede utilizar para procesos que ocurren con oxido-reducción REDOX. Tomado y modificado de http://payala.mayo.uson.mx/QOnline/BALANCEO_DE_ECUACIONES_QUIMICAS. html Tanteo Consiste en dar coeficientes al azar hasta igualar todas las especies. Ejemplo :

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100

a) CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + HF Ecuación no balanceada El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF2 + H2SO4 → CaSO4 + 2 HF Ecuación balanceada b) K + H2O → KOH + H2 Ecuación no balanceada El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

K + 2 H2O → KOH + H2 Ecuación no balanceada Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H2O → 2 KOH + H2 Ecuación no balanceada El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 Ecuación balanceada Algebraico Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes. Ecuación a balancear:

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2 Los pasos a seguir son los siguientes:

1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la ecuación:

100

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A B C D FeS + O2  Fe2O3 + SO2 2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C . El símbolo produce (→ ) equivale al signo igual a (=).

Para el

Fe

A = 2C

Para el

S

A=D

Para el

O

2B = 3C + 2D

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una ecuación, en este caso C = 2 , de tal forma que al sustituir el valor en la primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el valor de B.

A

B

FeS Fe A = 2C S A=D O 2B = 3C + 2D

+

O2 Sí C =2 A= 2C A= 2(2)

C Fe2O3



A= D D=4

D +

SO2

2B = 3C + 2D 2B = (3)(2) + (2)(4) 2B = 14

A=4

B = 14/2

B=7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables: A 4 FeS

B +

7 O2

C 

2Fe2O3

D + 4SO2 Ecuación Balanceada

Redox Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , biatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) .

101

102 Antes es necesario enumerar regals que ayudarán a dterminar los cambios en los números de oxidación de los elementos o sustancias 1. Todas las sustancias simples tienen "número de oxidación", cero (0) . 2. La sumatoria de los números de oxidación de una sustancia compuesta debe ser cero Por ejemplo:

Na + H2O → NaOH + H2 Na0 + H+12O-2 → Na+1O-2H+1 + H02

Reacción de oxido-reducción:Redox Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambian al pasar de reactivos a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una especie que se oxida y otra que se reduce. Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen. Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan. Para la reacción anterior :

Na0 → Na+1 Oxidación H+12 → H02 Reducción

Para expresar ambos procesos, se utilizan hemiecuaciones donde se escriben las especies cambiantes y sobre las flechas se indica el número de electrones ganados y/o perdidos. BALANCEO REDOX Las reglas para el balanceo redox (para aplicar este método, usaremos como ejemplo la siguiente reacción) son:

K2Cr2O7 + H2O + S → SO2 + KOH + Cr2O3 1. Escribir los números de oxidación de todas las especies y observar cuáles son las que cambian. ( no es necesario hacerlo escrito) K+12Cr+62O-27 + H+12O-2 + S0 → S+4O-22 + K+1O-2H+1 + Cr+32O-23 Recordar que los sólidos, líquidos y gases NO SE DISOCIAN; y que los enlaces covalentes en solución acuosa ( excepto hidrácidos y oxoácidos ) tampoco se disocian

102

103

2-Escribir las hemiecuaciones de oxidación y de reducción, cuando una de las especies cambiantes tiene subíndices se escribe con él en la hemiecuación (por ejemplo el Cr2 en ambos lados de la reacción) NO se deben escribir coeficientes de disociación Cr2O72- → Cr2O3

hemiecuación de reducción

S → SO2 hemiecuación de oxidación 3- Balance de masa en ambas hemiecuaciones: balancear primero los átomos distintos de Oxígeno; en este caso hay dos átomos de cromo en ambos lados "se encuentran ajustados", y un átomo de azufre , también en ambos lados; en caso de no ser así se colocan coeficientes para balancear las hemiecuaciones al tanteo. Como los átomos de Cr y de S están acompañados de Oxígeno , estos átomos no están balanceados , por ello ahora debemos balancearlos con agua y iones H+ si el medio es ácido o agua y iones OH- si el medio es básico. En nuestro ejemplo como aparece un hidróxido el medio es básico, por lo tanto: se deben sumar moles de agua como átomos de oxígeno sobran del lado que sobran; y del otro lado sumar el doble de iones OH4 H2O +Cr2O72- → Cr2O3 + 8 OH4 OH- +S → SO2 + 2 H2O 4-Balance de carga en ambas hemiecuaciones Ahora debemos mantener el balance de carga, hay muchas formas : suman y/o restando electrones para lograr el balance, nosotros usaremos la suma de electrones en ambas hemiecuaciones: 6 e- +4 H2O +Cr2O72- → Cr2O3 + 8 OH4 OH- +S → SO2 + 2 H2O + 4 eahora para llegar a la ecuación iónica neta la que transcribe el proceso, debemos sumar miembro a miembro cada hemiecuación, pero para mantener el balance de carga se deben intercambiar los electrones y multiplicar cada una :

4 (6 e- +4 H2O +Cr2O72- → Cr2O3 + 8 OH- ) 6 (4 OH- +S → SO2 + 2 H2O + 4 e-) multiplico y s.m.m 24 e- + 16 H2O + 4 Cr2O7 2- + 24 OH- + 6 S → 4 Cr2O3 + 32 OH- + 6 SO2 + 12H2O + 24 e-

103

104 ahora todo lo que se repite en un mismo miembro se suma; si aparece la misma especie en diferentes , se debe hacer un pasaje de término y restar. 24 e- + 16 H2O + 4 Cr2O7 2- + 24 OH- + 6 S → 4 Cr2O3 + 32 OH- + 6 SO2 + 12H2O + 24 e16 H2O -12 H2O + 4Cr2O7 2- + 6 S → 4 Cr2O3 + 32 OH- - 24 OH- + 6 SO2

4 H2O + 4Cr2O7 2- + 6 S → 4 Cr2O3 + 8 OH- + 6 SO2 Ecuación iónica neta balanceada Una vez balanceada la ecuación iónica neta llevamos los coeficientes a la ecuación molecular teniendo en cuenta que la ecuación iónica neta da el número total de iones o especie, por tal motivo se debe tener en cuenta cunatos iones aporta por mol la sustancia en la ecuación molecular:

4K2Cr2O7 + 4 H2O + 6 S → 6 SO2 +8 KOH +4 Cr2O3 Se controla si quedó balanceada ya que podrían existir en la ecuación molecular sales espectadoras, es decir sales que están formadas por especies que NO intervinieron en la REDOX, si esto ocurre debemos balancearla al final , al tanteo. RECORDAR que no pueden aparecer coeficientes decimales ni fraccionarios; si quedaran se debe multiplicar a toda la ecuación por el denominador de la fracción; excepto a la sal espectadora si hubiese, la que siempre se balancea al final y al tanteo. Como se balancean las redox en medio ácido: El procedimiento es el mismo solo varia al balancear los átomos de Oxígeno: Se suman tantos moles de moléculas de agua como oxígenos faltan del lado que faltan, y del otro lado el doble de iones H+. Si la reacción no transcurre ni en medio ácido o básico y es necesario balancear oxígenos s elige el medio y luego se anularán los iones que se utilizaron: Veamos ejemplos: A) Fe (s) + HCl → FeCl2 + H2 (g) 2(Fe → Fe 2+ + 2e-) 2(2H+ + 2e- → H2 ) s.m.m Fe + 2 H+ → Fe2+ + H2

104

105 Fe (s) + 2 HCl → FeCl2 + H2 (g) “ en este ejemplo no fue necesario balancear oxígenos)

B) I2 + HNO3

→ HIO3

+

NO

+ H2 O

En medio ácido 10 (4H+ + NO3 - + 3 e- → 3 (I2

+ 6 H2 O

→

hemiecuación de reducción

2 IO3 - + 12 H+ + 10 e-)

40 H+ + 10 NO3- + 3 I2 4 H+ + 10 NO3- + 3 I2

NO + 2 H2O)

+ 18 H2 O → →

hemiecuación de oxidación

10 NO + 20 H2O + 6 IO3 - + 36 H+

10 NO + 2 H2O + 6 IO3 - Ecuación iónica neta

3 I2 + 10 HNO3

→ 6 HIO3

+ 10 NO

+ 2 H2 O

Ecuación molecular balanceada

DEFINICIÓN DE AGENTE OXIDANTE Y AGENTE REDUCTOR: Una sustancia actúa como agente oxidante cuando contiene al elemento que se reduce porque esto hace posible la oxidación de otro elemento, por lo tanto un agente reductor es aquella sustancia que contiene al elemento que se oxida haciendo factible la reducción de otro elemento. En el ejemplo anterior el HNO3 es el agente oxidante ya que el Nitrógeno fue el elemento que se redujo en esa reacción

BALANCEAR LAS SIGUIENTES ECUACIONES indicando en cada una el agente oxidante y reductor

-

a) Zn + NO3- + H+ b) Fe+2 + NO3-

Zn+2 + NH4+ + H2O Fe+3 + NO

(solución ácida)

105

106 c) MnO4- + I- + H2O d) CIO3- + e) Bi2O3 f) Cl2

g) C + HNO3

I-

+ KOH

+ KOH

MnO2 + I2 CI- + I2

+ KClO

KBiO3

+ OH(solución básica)

+ KCl + H2O

KClO3 + KCl + H2O CO2

+

NO2 + H2O

UNIDAD 4: Soluciones Las disoluciones tienen gran importancia en todos los procesos vitales y todas las áreas científicas. Una solución se define como una mezcla homogénea de sustancias puras, en las que no se producen sedimentaciones. Las soluciones verdaderas constan de un disolvente o solvente (sv), siendo este el medio donde se disuelven uno más solutos (st) cuyas proporciones varían de una 106

107 disolución a otra. Por esta razón se dice que las soluciones (o disoluciones) tienen composición variable, y se las diferencia de las sustancias puras cuya composición es fija. Las unidades fundamentales de los solutos son los iones, en sustancias iónicas o la propia molécula en sustancias covalentes. En las disoluciones pueden darse diferentes combinaciones, de acuerdo a los diferentes estados de agregación de solutos y solventes. Existen soluciones sólidas, soluciones líquidas y soluciones gaseosas, formadas por dos o más componentes •

Las soluciones sólidas se forman cuando los componentes son sólidos; generalmente son las aleaciones, pero no todas las aleaciones son soluciones sólidas.

•

Las soluciones gaseosas todos los componentes son gases, el aire es una solución gaseosa

•

Las soluciones líquidas cuando los componentes son líquidos; dentro de éstas podemos encontrar las acuosas donde sustancias gaseosas, líquidas o sólidas se disuelven en agua. u otro solvente líquido. El agua de mar es una solución líquida.

De acuerdo a la cantidad de componentes las soluciones pueden ser: • binarias • ternarias, etc Las soluciones binarias son las más comunes, donde se encuentra un componente como solvente y el otro como soluto, generalmente siendo el solvente más común el agua Las soluciones verdaderas se diferencian de las soluciones coloidales y de las suspensiones en que las partículas del soluto son de tamaño molecular, y se encuentran dispersas entre las moléculas del solvente.

Definiremos solvente y soluto de una solución: Solvente será el componente en mayor proporción siempre que ambos se encuentren en el mismo estado de agregación, pero cuando el estado de agregación del soluto y del solvente son diferentes se llama solvente a aquel componente que tiene el mismo estado de agregación que la solución resultante: veamos ejemplos: Si tenemos una solución que tiene 15 ml de alcohol y 45 ml de agua ; la solución tendrá un volumen de 60 ml , ya que son los volúmenes aditivos; y el soluto es el alcohol y el solvente el agua, por las proporciones en que se encuentran. Ahora si preparamos una solución con 4 g de cloruro de sodio con 26 g de agua, como la densidad del agua es 1 g/ml a 20°C , es lo mismo 26 ml de agua que 26 gramos de agua. La solución final tendrá como estado de agregación líquido, siendo una solución acuosa, por ello el agua es el solvente y la solución tiene una masa de 30 g. Recordar que densidad = masa / volumen; siendo las unidades: g/ml o cm3 δ = m/V 107

108

Las masas de soluto y solvente se pueden sumar, y dan la masa total de una solución st + sv = sn o sc (solución)

Propiedades físicas de las soluciones Cuando se añade un soluto a un solvente, se alteran algunas propiedades físicas del solvente. Al aumentar la cantidad del soluto, sube el punto de ebullición y desciende el punto de solidificación. Así, para evitar la congelación del agua utilizada en la refrigeración de los motores de los automóviles, se le añade un anticongelante (soluto). Pero cuando se añade un soluto se rebaja la presión de vapor del solvente. Otra propiedad destacable de una solución es su capacidad para ejercer una presión osmótica. Si separamos dos soluciones de concentraciones diferentes por una membrana semipermeable (una membrana que permite el paso de las moléculas del solvente, pero impide el paso de las del soluto), las moléculas del solvente pasarán de la solución menos concentrada a la solución de mayor concentración, haciendo a esta última más diluida. Estas son algunas de las características de las soluciones:  Las partículas de soluto tienen menor tamaño que en las otras clases de mezclas.  Presentan una sola fase, es decir, son homogéneas.  Si se dejan en reposo durante un tiempo, las fases no se separan ni se observa sedimentación, es decir las partículas no se depositan en el fondo del recipiente.  Son totalmente transparentes, es decir, permiten el paso de la luz.  Sus componentes o fases no pueden separarse por filtración Composición de las soluciones La composición de una solución es la relación entre el soluto y la solución o entre el soluto y el solvente, pueden ser relaciones de masa , de volumen o moles. Existen distintas formas de expresar la composición de una solución, pero las dos más utilizadas son: % m/m : gramos de st/100 g de sn % m/V : gramos de st /100 ml de sn % V/V : ml de st/100 ml de sn M : MOLARIDAD: moles de soluto / litro de solución m: MOLALIDAD : moles de st/ 1000g de solvente N: NORMALIDAD: equivalente gramo de soluto/ litro de solución X : FRACCIÓN MOLAR del st o del Sv 108

109

•

X st = moles st/moles st + moles sv

•

X sv = moles de solvente/ moles st +moles sv

El número de moles de soluto equivale al cociente entre la masa de soluto y la masa de un mol (masa molar) de soluto. n = masa st / masa molar del st Por ejemplo, para conocer la molaridad de una solución que se ha preparado disolviendo 70 g de cloruro de sodio (NaCl) hasta obtener 2 litros de solución, hay que calcular el número de moles de NaCl; como la masa molar del cloruro de sodio operativamente s ecalcula con la suma de las masas atómicas relativas de sus elementos, es decir, 23 + 35,5 = 58,5 de donde se puede decir que 1 mol de NaCl tienen una masa de 58, 5 g, El número de moles será 70 g/58,5 g/mol = 1,2 mol y, por tanto, Entonces 1,2 mol ----------- 2 litros de sn X=----------------1 litro de sn X= 1,2 mol. 1litro / 2litros = M= 0,6 mol de st /litro de sn La osmolaridad es la medida usada por farmacéuticos y médicos para expresar la concentración total ( medida en osmoles/litro en vez de en moles/ kg como se hace en a veces en química) de sustancias en disoluciones usadas en medicina. El prefijo "osmo-" indica la posible variación de la presión osmótica en las células, que se producirá al introducir la disolución en el organismo. En un organismo normal la concentración está alrededor de 300 mOsm (miliosmoles).

El fenómeno de ósmosis se presenta cuando una solución esta separada de su solvente por una membrana semipermeable. La ósmosis es la difusión de solvente a través de la membrana desde la parte de menor a la de mayor concentración. La presión osmótica es la presión que se debe aplicar sobre la solución de mayor concentración para impedir el paso del solvente (ósmosis) a través de la membrana. Las membranas biológicas tienen permeabilidades distintas y se dice que son semipermeables, es decir que son permeables para las moléculas del solvente o pequeñas moléculas, pero no permiten el paso libre todas las moléculas disueltas. El osmol es una unidad biológica que se usa para soluciones que tienen actividad osmótica. El osmol resulta ser una unidad muy grande para los fenómenos biológicos, se usa con mayor frecuencia la subunidad miliosmol (mosmol) que es más representativa. Para calcular un mosmol es necesario conocer si el soluto se ioniza o no lo hace. La ionización aumenta el número de partículas en solución, por ejemplo la Masa molar de la glucosa C6H12O6 es 180 g/mol , si disolvemos 180 g de glucosa en 1 litro de solución tenemos una solución de glucosa 1 M; si lo expresamos en mg de st / litro de solución sería 1mmol= 1 milimol

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110 Como esta sustancia no se ioniza, por ser una molécula covalente, también tenemos 1 mosmol de glucosa. Cuando se disuelven 58,5 mg de cloruro de sodio ( sabiendo que la masa molar del NaCl es 58, 5 g/mol) ,esta sal que se ioniza en solución; por ser una unidad elemental, es decir sustancia iónica, dando en total dos iones por mol NaCl (aq)→ Na+ + Clentonces los 58,5mg son iguales a 1 mmol de sal pero equivalen a 2 mosmol. Una solución 1 M equivale a 2 Osm es decir Osm = M . número de iones en solución La presión osmótica depende del número de partículas y no de su carga ni de su masa, la misma fuerza osmótica es ejercida por una molécula grande como una proteína, con masa molar de muchos miles y muchas cargas, como la molécula de hemoglobina o un ión de sodio o un ión de cloro. La mayoría de los líquidos corporales tiene una presión osmótica que concuerda con la de una solución de cloruro de sodio a 0,9 % y se dice que una solución es isosmótica con los líquidos fisiológicos. Los soluciones isotónicas con respecto unas de otras ejercen la misma presión osmótica, o sea contienen la misma concentración de partículas osmóticamente activas. Cuando se habla de soluciones isotónicas en el laboratorio suele tratarse de las soluciones que tienen la misma presión osmótica del plasma sanguíneo, que es aproximado de 300 miliosmoles / litro. Las soluciones fisiológicas de concentración menor de 300mosmol /litro se las llama hipotónicas y si su concentración es mayor se denominan hipertónicas. Una solución es isotónica con respecto a una célula viva cuando no ocurre ganancia ni pérdida neta de agua en la célula, tampoco se produce ningún cambio de la célula cuando entra en o con la solución. Si tenemos en cuenta que la concentración osmolar de una solución que contiene una mezcla de electrolitos y moléculas neutras es igual a la suma de las concentraciones osmolares individuales de todos sus componentes. DILUCIÓN Las soluciones concentradas que se preparan , se guardan y se utilizan para preparar soluciones más diluídas. La dilución es el procedimiento que se sigue para preparar una solución menos concentrada a partir de una solución más concentrada El procedimiento más sencillo es tener la composición de cada solución, la concentrada y la diluída a preparar expresada en MOLARIDAD; luego se buscan los moles contenidos en el volumen a preparar de la solución diluída y se busca asi la cantidad de volumen de solución concentrada que contenga dichos moles, para luego completar con agua destilada en matraz hasta el volumen a preparar. Es una igualación de moles , por lo tanto como M = n/V VsnC. MsnC = VsnD. MsnD Moles de soluto Antes de la dilución

Moles de soluto Después de la dilución

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Preparación de soluciones por dilución TECNICA DE TRABAJO: • Medir con pipeta graduada la cantidad de solución concentrada necesaria para preparar la solución deseada. • Colocar la solución concentrada en el matraz correspondiente. • Agregar un poco de agua destilada y agitar suavemente. • Seguir agregando agua destilada y agitando hasta llegar cerca de la línea de aforo del matraz. • Secar el cuello del matraz. • Enrasar con cuenta gotas y sin que caiga por las paredes del cuello del matraz (la punta del cuenta gotas debe quedar en la zona central del cuello del matraz y lo más cerca posible del nivel del líquido). • Tapar el matraz y homogeneizar lentamente invirtiendo varias veces el matraz.

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112 CLASIFICACIÓN DE LAS SOLUCIONES : POR SU COMPOSICIÓN SOLUCION NO-SATURADA; es aquella en donde la fase dispersa y la dispersante no están en equilibrio a una temperatura dada; es decir, ellas pueden itir más soluto hasta alcanzar su grado de saturación, a una determinada temperatura Ej: a 0 º C 100 g de agua disuelven 37,5 NaCl, es decir, a la temperatura dada, una disolución que contengan 20g NaCl en 100g de agua, es no saturada.

SOLUCION SATURADA: en estas disoluciones hay un equilibrio entre la fase dispersa y el medio dispersante, ya que a la temperatura que se tome en consideración, el solvente no es capaz de disolver más soluto. Ej una disolución acuosa saturada de NaCl es aquella que contiene 37,5 disueltos en 100 g de agua 0 ºC. Es decir es aquella solución , que a una temperatura dada, tiene disuelto máxima cantidad de soluto; es decir su Solubilidad a esa temperatura. SOLUCION SOBRESATURADA: representan un tipo de disolución inestable, ya que presenta disuelto más soluto que el permitido para la temperatura dada. Para preparar este tipo de disoluciones se agrega soluto en exceso, a elevada temperatura y luego se enfría el sistema lentamente. Estas soluciones son inestables, ya que al añadir un cristal muy pequeño del soluto, el exceso existente precipita; de igual manera sucede con un cambio brusco de temperatura.

Solubilidad La solubilidad es la capacidad que tiene una sustancia para disolverse en otra, la solubilidad de un soluto es la cantidad de este expresada en g de soluto/ 100 g de solvente, dependiendo de la naturaleza del soluto, del solvente, de la temperatura y si el soluto es gaseoso también depende de la presión. Algunos líquidos, como el agua y el alcohol, pueden disolverse entre ellos en cualquier proporción. En una solución de azúcar en agua, puede suceder que, si se le sigue añadiendo más azúcar, se llegue a un punto en el que ya no se disolverá más, pues la solución está saturada a esa temperatura. La solubilidad de un compuesto en un solvente concreto y a una temperatura y presión dadas se define como la cantidad máxima de ese compuesto que puede ser disuelta en la solución. En la mayoría de las sustancias, la solubilidad aumenta al aumentar la temperatura del solvente. En el caso de sustancias como los gases o sales orgánicas de calcio, la solubilidad en un líquido aumenta a medida que disminuye la temperatura. En general, la mayor solubilidad se da en soluciones con sustancias que tienen una estructura similar a las del solvente. La solubilidad de las sustancias varia , algunas de ellas son muy poco solubles o insolubles. La sal de cocina, el azúcar y el vinagre son muy solubles en agua, pero el bicarbonato de sodio casi no se disuelve.

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Efecto de la temperatura y la presión en la solubilidad de sólidos y gases Porque un refresco pierde más rápido el gas cuando esta caliente que cuando esta frio, o por que el chocolate en polvo se disuelve más fácilmente en leche caliente, son varios factores los que influyen a estos fenómenos, entre ellos está la temperatura y la presión. Por lo general la solubilidad varía con la temperatura. En la mayoría de las sustancias, un incremento de la temperatura causa un aumento de la solubilidad. Por eso el azúcar se disuelve mejor en café caliente, y la leche debe de estar en el punto de ebullición. Los cambios de presión no modifican la solubilidad de un sólido en un líquido. Si un sólido es insoluble agua, no se disolverá aunque se aumente bruscamente la presión ejercida sobre él. La solubilidad de los gases disueltos en líquidos es diferente de la que poseen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua aumenta con la presión del gas sobre el disolvente, si la presión disminuye, la solubilidad disminuye también. Se dice que la solubilidad de los gases es directamente proporcional a la presión. Cuando se destapa una botella de refresco, la presión sobre la superficie del líquido se reduce y cierta cantidad de burbujas de dióxido de carbono suben a la superficie. La disminución de la presión permite que el CO2 “salga”de la disolución. En relación con la temperatura, los gases disueltos en líquidos se comportan de forma inversa a como lo hacen los sólidos. La solubilidad de un gas en agua decrece a medida que aumenta la temperatura; esto significa que la solubilidad y la temperatura son inversamente proporcionales. Los gases disueltos en agua potable (oxigeno, cloro y nitrógeno) son las pequeñas burbujas que aparecen cuando el liquido se calienta y aún no llega al punto de ebullición. Cuando el agua hierve queda totalmente desgasificada, por lo cual su sabor es distinto del que posee el agua sin hervir, por ello se recomienda airear esta agua antes de beberla. La solubilidad no es solo diluir una sustancia en otra, ya que esto consiste en un proceso quimico-fisico que esta sometido a diferentes factores que predominan, como es el caso de la presión y la temperatura. Para finalizar, es bueno indicar dos situaciones muy importantes con respecto a la solubilidad: a) Si dos solutos son solubles en un mismo solvente, dependiendo de las cantidades (pequeñas) pueden disolverse ambos sin ninguna dificultad, pero en general la sustancia de mayor solubilidad desplaza de la solución a la de menor solubilidad, ejemplo: al agregar azúcar o sal a una bebida, inmediatamente se produce el escape del gas disuelto en ella. b) Si un soluto es soluble en dos solventes inmiscibles (no se mezclan) entre sí, el soluto se disuelve en ambos solventes distribuyéndose proporcionalmente de acuerdo a sus solubilidades en ambos solventes.

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Cálculo de miliequivalentes (meq) La definición de equivalente gramo hace parte de los conocimientos de química general. Como la concentración de electrolitos en la sangre es muy baja, se requiere utilizar un submúltiplo; estos son los meq , que no son otra cosa que el peso molecular del ión expresado en miligramos y dividido por el número de cargas eléctricas que posea. Cuántos meq de Na+ recibe un paciente a quien le han suministrado una bolsa de 500 ml de Solución de NaCl 0,9%m/v? Solución Se debe calcular la masa total de NaCl istrada al paciente: 100 mL 0.9 g NaCl 500 mL X X = 4.5 g = 4500 mg de NaCl Ahora calculamos el número de meq istrados: 1 meq de NaCl 58.5 mg X 4500 mg X = 76.9 meq de NaCl Como lo que piden son meq de Na+ , recordemos la disociación del cloruro de sodio: NaCl 1 meq

Na+ + Cl1 meq + 1 meq

Nótese como 1 meq de NaCl produce 1 meq de Na+ Por lo tanto 76.9 meq de NaCl producen 76.9 meq de Na+ Respuesta El paciente recibió 76.9 meq de Na+

La molécula de AGUA 114

115 El agua es la molécula más abundante en los seres vivos, y representa entre el 70 y 90% del peso de la mayor parte de los organismos. El contenido varia de una especie a otra; también es función de la edad del individuo (su % disminuye al aumentar la edad) y el tipo de tejido. Puedes ver ejemplos de esto en la siguiente :

EL CONTENIDO EN AGUA DEL CUERPO HUMANO

Este contenido se mantiene constante por el equilibrio entre ingresos y pérdidas. Los ingresos diarios en un hombre con dieta mixta, actividad física moderada y que habite en clima templado sonde 2,6 litros. De ellos: l,31 de la bebida, 1 litro de alimentos, y 0,3 de agua metabólica. Las pérdidas son otros 2,6 litros, de los cuales: 1,41 de la orina,1 por la evaporación por piel y pulmón y 0,21 de pérdida fecal. El papel primordial del agua en el metabolismo de los seres vivos se debe sus propiedades físicas y químicas, derivadas de la estructura molecular. A temperatura ambiente es líquida, al contrario de lo que cabría esperar, ya que otras moléculas de similar masa molar (SO2, CO2, SO2, H2S, etc) son gases.

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116 La molécula de agua está formada por dos átomos de H unidos a un átomo de O por medio de dos enlaces covalentes. La geometría electrónica es tetraédrica y la geometría molecular es angular , el átomo del oxígeno determina un ángulo entre los enlaces aproximadamente de 104,5° , además el oxígeno es más electronegativo que el hidrógeno y atrae con más fuerza a los electrones de cada enlace. Fig.1

Fig.3

Fig.2

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El resultado es que la molécula de agua aunque tiene una carga total neutra (igual número de protones que de electrones), presenta una distribución asimétrica de sus electrones, lo que la convierte en una molécula polar, alrededor del oxígeno se concentra una densidad de carga negativa, mientras que los núcleos de hidrógeno quedan desnudos, desprovistos parcialmente de sus electrones y manifiestan, por tanto, una densidad de carga positiva. Por eso en la práctica la molécula de agua se comporta como un dipolo

Fig.4 Fig.5 Así se establecen interacciones dipolo-dipolo entre las propias moléculas de agua, formándose enlaces o puentes de hidrógeno, la carga parcial negativa del oxígeno de una molécula ejerce atracción electrostática sobre las cargas parciales positivas de los átomos de hidrógeno de otras moléculas adyacentes.

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118

Aunque son uniones débiles, el hecho de que alrededor de cada molécula de agua se dispongan otras cuatro moléculas unidas por puentes de hidrógeno permite que se forme en el agua (líquida o sólida) una estructura de tipo reticular, responsable en gran parte de su comportamiento anómalo y de la peculiaridad de sus propiedades físicoquímicas.

Propiedades del agua 1. Acción disolvente El agua es el líquido que más sustancias disuelve, por eso decimos que es el disolvente universal. Esta propiedad, tal vez la más importante para la vida, se debe a su capacidad para formar puentes de hidrógeno con otras sustancias que pueden presentar grupos polares o con carga iónica ( alcoholes , azúcares con grupos R-OH , aminoácidos y proteínas con grupos que presentan cargas + y - , lo que da lugar a disoluciones moleculares Fig.7. También las moléculas de agua pueden disolver a sustancias salinas que se disocian formando disoluciones iónicas.(Fig.6)

Fig.6 Fig.7 Interacción Ión-dipolo Interacción por puente hidrógeno En el caso de las disoluciones iónicas (fig.6) los iones de las sales son atraídos por los dipolos del agua, quedando "atrapados" y recubiertos de moléculas de agua en forma de iones hidratados o solvatados. La capacidad disolvente es la responsable de dos funciones:

118

119 1. 2.

Medio donde ocurren las reacciones del metabolismo Sistemas de transporte

2. Elevada fuerza de cohesión Los puentes de hidrógeno mantienen las moléculas de agua fuertemente unidas, formando una estructura compacta que la convierte en un líquido casi incomprensible. Al no poder comprimirse puede funcionar en algunos animales como un esqueleto hidrostático, como ocurre en algunos gusanos perforadores capaces de agujerear la roca mediante la presión generada por sus líquidos internos. 3. Elevada fuerza de adhesión Esta fuerza está también en relación con los puentes de hidrógeno que se establecen entre las moléculas de agua y otras moléculas polares y es responsable, junto con la cohesión del llamado fenómeno de la capilaridad. Cuando se introduce un capilar (Fig.8) en un recipiente con agua, ésta asciende por el capilar como si trepase agarrándose por las paredes, hasta Fig.8 alcanzar un nivel superior al del recipiente, donde la presión que ejerce la columna de agua , se equilibra con la presión capilar. A este fenómeno se debe en parte la ascensión de la savia bruta desde las raíces hasta las hojas, a través de los vasos leñosos. 3. Gran calor específico También esta propiedad está en relación con los puentes de hidrógeno que se forman entre las moléculas de agua. El agua puede absorber grandes cantidades de "calor" que utiliza para romper los p.de h. por lo que la temperatura se eleva muy lentamente. Esto permite que el citoplasma acuoso sirva de protección ante los cambios de temperatura. Así se mantiene la temperatura constante . 4. Elevado calor de vaporización 119

120 Sirve el mismo razonamiento, también los puente de hidrógeno son los responsables de esta propiedad. Para evaporar el agua, primero hay que romper los puentes y posteriormente dotar a las moléculas de agua de la suficiente energía cinética para pasar de la fase líquida a la gaseosa. Para evaporar un gramo de agua se precisan 540 calorías, a una temperatura de 20°C.

Funciones del agua Las funciones del agua se relacionan íntimamente con las propiedades anteriormente descritas. Se podrían resumir en los siguientes puntos 1. 2. 3. 4. 5. 6. 7.

Soporte o medio donde ocurren las reacciones metabólicas Amortiguador térmico Transporte de sustancias Lubricante, amortiguadora del roce entre órganos Favorece la circulación y turgencia Da flexibilidad y elasticidad a los tejidos Puede intervenir como reactivo en reacciones del metabolismo, aportando hidrogeniones o hidroxilos al medio.

Ionización del agua Disociación del agua

Fig.9 El agua pura tiene la capacidad de disociarse en iones, por lo que en realidad se puede considerar una mezcla de : • • •

agua molecular (H2O ) protones hidratados (H3O+ ) e iones hidroxilo (OH-)

En realidad esta disociación es muy débil en el agua pura, y así el producto iónico del agua a 25°C es

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121 Este producto iónico es constante. Como en el agua pura la concentración de iones hidrógenos = Hidronios y de hidroxilos es la misma, significa que la concentración de hidronios es de 1 x 10 -7. Para simplificar los cálculos Sörensen ideó expresar dichas concentraciones utilizando logaritmos, y así definió el pH como el logaritmo cambiado de signo de la concentración de hidronios. Según : • • •

disolución neutra pH = 7 disolución ácida pH < 7 disolución básica pH > 7

En la figura 10 se señala el pH de algunas soluciones. En general hay que decir que la vida se desarrolla a valores de pH próximos a la neutralidad.

Figura 10 Los organismos vivos no soportan variaciones del pH mayores de unas décimas de unidad y por eso han desarrollado a lo largo de la evolución sistemas reguladores o buffer, que mantienen el pH constante mediante mecanismos homeostáticos. Los sistemas tampón consisten en un par ácido-base conjugada que actúan como dador y aceptor de protones respectivamente. El buffer bicarbonato es común en los líquidos intercelulares, mantiene el pH en valores próximos a 7,4, gracias al equilibrio entre el ión bicarbonato y el ácido carbónico, que a su vez se disocia en dióxido de carbono y agua:

Si aumenta la concentración de iones hidrógenos en el medio por cualquier proceso químico, el equilibrio se desplaza a la derecha y se elimina al exterior el exceso de CO2 producido. Si por el contrario disminuye la concentración de

121

122 hidrogeniones del medio, el equilibrio se desplaza a la izquierda, para lo cual se toma CO2 del medio exterior.

Ósmosis 1. Ósmosis y presión osmótica Si tenemos dos disoluciones acuosas de distinta concentración separadas por una membrana semipermeable (deja pasar el disolvente pero no el soluto ), se pruduce el fenómeno de la ósmosis que sería un tipo de difusión pasiva caracterizada por el paso del agua ( disolvente ) a través de la membrana semipermeable desde la solución más diluida ( hipotónica ) a la más concentrada (hipertónica ), este trasiego continuará hasta que las dos soluciones tengan la misma concentración ( isotónicas o isoosmóticas ).

Figura 11 Y se entiende por presión osmótica la presión que sería necesaria para detener el flujo de agua a través de la membrana semipermeable. La membrana plasmática de la célula puede considerarse como semipermeable, y por ello las células deben permanecer en equilibrio osmótico con los líquidos que las bañan.

Figura 12 Cuando las concentraciones de los fluidos extracelulares e intracelulares es igual , ambas disoluciones son isotónicas.

122

123 Si los líquidos extracelulares aumentan su concentración de solutos se hacer hipertónicos respecto a la célula, y ésta pierde agua, se deshidrata y mueren (plamólisis). Y si por el contrario los medios extracelulares se diluyen, se hacen hipotónicos respecto a la célula, el agua tiende a entrar y las células se hinchan, se vuelven turgentes ( turgescencia ), llegando incluso a estallar. (Figura 12). 2. La difusión y la diálisis Los líquidos presentes en los organismos son dispersiones de diversas sustancias en el seno del agua. Según el tamaño de las partículas se formarán dispersiones moleculares o disoluciones verdaderas como ocurre con las que se forman con las sales minerales o por sustancias orgánicas de moléculas pequeñas, como los azúcares o aminoácidos.

Las partículas dispersas pueden provocar además del movimiento de ósmosis , estos otros dos: La diálisis. En este caso pueden atravesar la membrana además del disolvente, moléculas de bajo peso molecular y éstas pasan atravesando la membrana desde la solución más concentrada a la más diluida. (Figura 13). Es el fundamento de la hemodiálisis que intenta sustituir la filtración renal deteriorada. La difusión sería el fenómeno por el cual las moléculas disueltas tienden a distribuirse uniformemente en el seno del agua. Puede ocurrir también a través de una membrana si es lo suficientemente permeable.

Figura 13 Así se realizan los intercambios de gases y de algunos nutrientes entre la célula y el medio en el que vive.

Sales minerales Además del agua existe otras biomoléculas inorgánicas como las sales minerales. En función de su solubilidad en agua se distinguen dos tipos: insolubles y solubles en agua. 1. Sales insolubles en agua. Forman estructuras sólidas, que suelen tener función de sostén o protectora, como :

123

124 Esqueleto interno de vertebrados, en el que encontramos : fosfatos, cloruros, y carbonatos de calcio o Caparazones de carbonato cálcico de crustáceos y moluscos. o Endurecimiento de células vegetales, como en gramíneas (impregnación con sílice). o Otolitos del oído interno,formados por cristales de carbonato cálcico (equilibrio). 2. Sales solubles en agua. o

Se encuentran disociadas en sus iones (cationes y aniones ) que son los responsables de su actividad biológica. Desempeñan las siguientes funciones: o o

o

Funciones catalíticas. Algunos iones, como el Cu+, Mn2+, Mg2+, Zn+,...actúan como cofactores enzimáticos Funciones osmóticas. Intervienen en los procesos relacionados con la distribucisn de agua entre el interior celular y el medio donde vive esa cilula. Los iones de Na, K, Cl y Ca, participan en la generacisn de gradientes electroqummicos, imprescindibles en el mantenimiento del potencial de membrana y del potencial de accisn y en la sinapsis neuronal. Función reguladora. Se lleva a cabo por los sistemas carbonatobicarbonato, y también por el monofosfato-bifosfato.

Parte del apunte fue TOMADO DE www.arrakis.es/~lluengo/agua.html

124

125

CONCEPTOS DE ACIDEZ Y BASICIDAD Algunos datos fueron extraídos del sitio http://personales.com/chile/valparaiso/anarkimia/apuntes.html mayo 2003 La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de propiedades características de dos importantes grupos de sustancias químicas: los ácidos y las bases. La acidez y la basicidad son dos formas contrapuestas de comportamiento de las sustancias químicas cuyo estudio atrajo siempre la atención de los químicos. En los albores mismos de la ciencia química, Boyle y Lavoisier estudiaron sistemáticamente el comportamiento de las sustancias agrupadas bajo los términos de ácido y álcali (base). Pero junto con los estudios descriptivos de sus propiedades, el avance de los conocimientos sobre la estructura del átomo y sobre la naturaleza íntima de los procesos químicos aportó nuevas ideas sobre los conceptos de ácido y de base. En la actualidad, el resultado final de la evolución de esos dos conceptos científicos constituye un importante capítulo de la química general que resulta imprescindible para entender la multitud de procesos químicos que, ya sea en la materia viva, ya sea en la materia inerte, se engloban bajo el nombre de reacciones ácido-base. El estudio de los procesos químicos en los que intervienen ácidos y bases ocupa un lugar destacado en la historia de la química. Antes de que se conociera el comportamiento a nivel molecular de este tipo de sustancias, se reconocían por sus propiedades características. Esta idea de definir el concepto de ácido y de base indicando cómo ha de comportarse químicamente una sustancia para que pueda considerarse como miembro de una u otra familia de compuestos fue introducida por Boyle en 1663. Posteriormente un conocimiento más preciso de las fórmulas químicas llevó a algunos investigadores, como Justus von Liebig (1803-1873), a definir los ácidos por su composición molecular; sin embargo, la vieja idea de Boyle, aunque transformada con las sucesivas definiciones de ácidos y bases, sigue aún en pie. Propiedades químicas de los ácidos La mayoría de los ácidos protónicos (H+) en solución acuosa tienen características específicas que se refieren a los iones hidrógeno hidratados

125

126 El comportamiento químico de los ácidos se resume en las siguientes propiedades: •

Poseen un sabor agrio. La palabra ácido procede, precisamente, del latín (acidus = agrio) y recuerda el viejo procedimiento de los químicos antiguos de probarlo todo, que fue el origen de un buen número de muertes prematuras, por envenenamiento, dentro de la profesión.

•

Colorean de rojo el papel de tornasol. El tornasol es un colorante de color violeta azulado en disolución acuosa (tintura de tornasol) que puede cambiar de color según el grado de acidez de la disolución. Impregnado en papel sirve entonces para indicar el carácter ácido de una disolución. Es, pues, un indicador.

•

Sus disoluciones conducen la electricidad. La calidad de una disolución ácida como conductor depende no sólo de la concentración de ácido, sino también de la naturaleza de éste, de modo que, a igualdad de concentración, la comparación de las conductividades de diferentes ácidos permite establecer una escala de acidez entre ellos.

•

Desprenden gas hidrógeno cuando reaccionan en disolución con cinc o con algunos otros metales activos, los ácidos son no oxidantes o con poco poder oxidante Reaccionan con óxidos básicos o metálicos y con hidróxidos , formando sales y agua

• HCl

+ NaOH

→

HCl + Na2O → forman hidróxidos)

NaCl + NaCl +

H2O Reacción de neutralización H2O ( ya que los óxidos básicos en agua

•Reaccionan con sales de ácidos más débiles o volátiles, formando el ácido más débil y una nueva sal HCl

+ NaF

→

HF + NaCl

Propiedades químicas de las bases Las bases, también llamadas álcalis, fueron caracterizadas, en un principio, por oposición a los ácidos. Eran sustancias que intervenían en aquellas reacciones en las que se conseguía neutralizar la acción de los ácidos. Cuando una base se añade a una disolución ácida elimina o reduce sus propiedades características. La mayoría de las bases (hidróxidos) en solución acuosa eliminan al medio iones OH- . Otras propiedades observables de las bases son las siguientes: •

Tienen un sabor amargo característico.

•

Al igual que los ácidos, en disolución acuosa conducen la electricidad.

126

127 •

Colorean de azul el papel de tornasol.

•

Reaccionan con los ácidos para formar una sal más agua.

•

Tienen un tacto resbaladizo

Hidróxidos Anfóteros: Son aquellos hidróxidos metálicos insolubles. Se los llama anfóteros porque reaccionan con ácidos para dar agua y sal y también reaccionan con bases solubles para formar sales cuaternarias, ejemplos: Al(OH)3 + 3HNO3

→

Al (NO3)3

+ 3 H2O

Al(OH)3 + NaOH

→

NaAl (OH)4 aluminato de sodio

TEORÍAS ÁCIDO-BASE Los conceptos de ácido y de base según Arrhenius Cuando el HCI se disuelve en el agua (aq) sus moléculas se disocian en la forma: HCl (aq)

→

H+ (aq) + Cl- (aq)

Este mismo comportamiento puede aplicarse a los ácidos típicos:

y extenderse a otros ácidos. De acuerdo con su idea de disociación iónica, la existencia en todos los casos de iones H+ libres en la disolución, llevó a Arrhenius a postular que el carácter ácido está relacionado directamente con la capacidad de una sustancia para dar en disolución acuosa iones H+. La diferencia en la fuerza de los ácidos se puede cuantificar mediante la medida de la conductividad eléctrica de sus respectivas disoluciones acuosas; cuanto más fuerte es un ácido mejor conduce la electricidad. Según la teoría de Arrhenius, la relación entre ambos hechos es clara. La reacción de disociación de un ácido en disolución es un caso particular de equilibrio químico. Representando por AH la fórmula de un ácido genérico, la reacción de disociación del ácido se puede escribir, de acuerdo con las ideas de Arrhenius, en la forma: HA

A-(aq) + H+(aq)

En los ácidos fuertes la reacción estaría desplazada hacia la derecha de modo que abundarían más los iones H+(aq), ya que todo el HA estaría prácticamente disociado. Ello explicaría a la vez el fuerte carácter ácido y su elevada conductividad, debida a la abundancia en la disolución de iones portadores de carga. Por el contrario, en los ácidos débiles el grado de disociación sería pequeño, es decir, sólo una pequeña 127

128 fracción de sustancia estaría disuelta en forma de iones, estando el equilibrio desplazado hacia la izquierda. De acuerdo con las ideas de Arrhenius, un esquema explicativo análogo podría aplicarse a las bases. Los hidróxidos, que eran las bases mejor conocidas, al disolverse en el agua se disociarían en la forma: KOH(aq) → K+(aq) + OH-(aq) NaOH (aq) → Na+(aq) + OH-(aq) Mg(OH)2 (aq)→ Mg2+aq) + 2OH-(aq) Generalizando los resultados de las anteriores reacciones, Arrhenius concluyó que eran bases todas aquellas sustancias capaces de dar en disolución acuosa iones OH-. Al igual que para los ácidos, la fuerza de una base y su conductividad estarían relacionadas entre sí y ambas, con el grado de disociación ( α )que presenta dicha base en disolución acuosa. Aun cuando no sean las únicas sustancias que se comportan como bases, las combinaciones de óxidos metálicos con el agua, es decir, los hidróxidos, son bases típicas. Las disoluciones acuosas de bases fuertes, como el hidróxido de sodio (NaOH) o el hidróxido de potasio (KOH), son agresivas o cáusticas con los tejidos animales blandos, como las mucosas; de ahí que el NaOH se denomine usualmente sosa cáustica y el KOH potasa cáustica. Sus disoluciones acuosas reciben el nombre de lejías. Una explicación para la neutralización La reacción mediante la cual una base neutraliza las propiedades de un ácido recibe el nombre de neutralización y se ajusta, en términos generales, a una ecuación química del tipo: ácido + base

→

sal + agua

Así, por ejemplo: HCI(aq)

+

NaOH (aq)

→

NaCl (aq) + H2O (l)

De acuerdo con la teoría de Arrhenius, la neutralización se reduce a una reacción entre los iones H+ y OH- característicos respectivamente de ácidos y bases para dar agua: H+ + OH H2O Si la concentración de base es suficiente, todos los iones H+ procedentes del ácido serán neutralizados por los OH- procedentes de la base. Un exceso de base otorgará a 128

129 la disolución resultante un carácter básico. Por el contrario, la existencia de iones H+ no neutralizados, debido a un exceso de ácido, dará lugar a que la disolución tenga carácter ácido. Aun cuando la teoría de Arrhenius tiene esa validez restringida característica de las primeras aproximaciones, constituyó, sin embargo, un adelanto importante en la explicación de los procesos químicos, y a pesar de sus limitaciones, se sigue aún utilizando por su sencillez en aquellas circunstancias en las que la facilidad de comprensión pesa más que el estricto rigor científico.

CONCEPTOS ACTUALES DE ÁCIDO - BASE Limitaciones de las definiciones de Arrhenius Las definiciones de ácido y base dadas por Arrhenius tropiezan con algunas dificultades. En primer lugar, el ión H+ en disolución acuosa no puede permanecer aislado; dado el carácter dipolar de la molécula de agua, el ión H+ se unirá, por lo menos, a una de ellas formando el ión hidronio H3O+ según la reacción: H2O + H+ → H3O+ Por ello, cuando se escribe H+(aq), se ha de sobrentender que el ión H+ está hidratado como H3O+.La formación de unidades moleculares más grandes en las que un ion H+ es rodeado por cuatro moléculas de agua es, asimismo, posible. Se trata de una hidratación que se manifiesta, por ejemplo, en el calentamiento que se produce al disolver en agua ácidos como el sulfúrico o el clorhídrico concentrados. La energía liberada en el proceso de hidratación (solvatación) calienta el sistema. En segundo lugar, el concepto de base de Arrhenius implica la capacidad de ceder iones OH- a la disolución. Sin embargo, sustancias tales como el amoníaco (NH3) se comportan a todos los efectos como bases sin contener en sus moléculas iones OH-. Así, reaccionan con el ácido clorhídrico de una forma semejante a la de los hidróxidos:

En disolución acuosa conducen la corriente eléctrica y presentan un comportamiento alcalino análogo en todo al característico de los hidróxidos. En tercer lugar, las definiciones de Arrhenius se refieren únicamente a sustancias en disolución acuosa e ignoran, por tanto, la posibilidad de que existan ácidos y bases en condiciones diferentes. De acuerdo con todo lo anterior, las nociones de ácido y base de Arrhenius, sin ser falsas, poseen una validez limitada. Los conceptos actuales debidos a Brönsted y Lowry amplían dichas nociones y contienen a aquéllas como un caso particular. Teoría de Brönsted-Lowry La disociación de un ácido genérico de fórmula HA en un medio acuoso, lleva consigo la cesión de un H+ a una molécula de agua según una reacción del tipo:

129

130

HA + H2O → H3O + + APero el H+ es un átomo de hidrógeno que ha perdido su electrón; es por tanto un protón o iones hidrógenos, de modo que el ácido ha cedido un protón durante el proceso. Razonamientos de este estilo llevaron al químico danés J.N. Brönsted (1879-1947) a proponer la siguiente definición de ácido: Ácido es toda sustancia capaz de ceder iones hidrógeno a otra molécula. Al proponer este nuevo concepto de ácido, Brönsted buscaba una definición que se pudiera relacionar con la correspondiente de base, tal y como lo estaban las propiedades químicas de ambos tipos de sustancias. Puesto que un ácido tiene propiedades opuestas a las de una base, la definición de base debería reflejar una propiedad opuesta a la del ácido. Así, de acuerdo con la definición de Brönsted: Base es una sustancia capaz de aceptar uno o más protones de otra molécula. El comportamiento del amoníaco (NH3) se explica como consecuencia de la siguiente reacción con el agua:

El NH3 ha actuado como base captando un ión hidrógeno del agua en el caso de los hidróxidos, grupos OH-:

Estas nuevas definiciones de ácido y de base salvan los inconvenientes de las de Arrhenius, pudiendo ser aplicadas independientemente de cuál sea el medio disolvente en el que tiene lugar el proceso de donación o de aceptación de protones. Reacciones ácido-base Como se deduce de sus propias definiciones, los conceptos de Brönsted de ácido y base están relacionados entre sí. Recurriendo a un símil económico puede decirse que en una operación de compra-venta, la existencia de un comprador va ligada necesariamente a la de un vendedor y viceversa; en otras palabras, si alguien compra algo es porque alguien se lo ha vendido. Análogamente sucede en los procesos en los que intervienen ácidos o bases (reacciones ácido-base) y que implican una transferencia de iones hidrógenos: si una molécula cede iones hidrógeno a otra, la molécula que lo cede se comporta como ácido y la que lo recibe como base. El análisis detallado de la reacción del ácido clorhídrico con el agua puede servir de ejemplo: HCI(aq) + H2O Ácido 1 base2

H3O+(aq) + Cl-(aq) ácido 2 base1

130

131

Si el HCI cede un ión hidrógeno al H2O, de acuerdo con el concepto de Brönsted, ésta actúa como base y aquél como ácido. Pero tal reacción es reversible, de modo que puede escribirse en la forma:

El CI- puede aceptar un protón del H3O+ y convertirse de nuevo en HCI. Así, pues, considerada la reacción de partida en el sentido inverso, CI- se comporta como base y H3O+ como ácido. Los números iguales indican una relación mutua y definen lo que se llama un par conjugado ácido/base. Ello significa que cuando un ácido cede iones hidrógenos, se convierte en una especie química capaz de aceptar nuevamente otro ión hidrógeno, es decir, en una base de Brönsted; y viceversa. Tales especies, que difieren tan sólo en un mismo número de iones hidrógenos, constituyen un par conjugado ácido-base. Por Ejemplo: HF + H2O H3O+ + F Ácido1

base2

ácido2

base1

Teniendo en cuenta la fuerza de ácidos; cuanto más débil sea un ácido, mayor es la fuerza como base de su base conjugada, y viceversa El fluoruro es una base más fuerte que el agua que actuó como base en la reacción ácido/base 2)

HCl + H2O Ácido1

base2

H3O+ + Cl ácido2

base1

El Cloruro es una base más débil que el agua, en esta reacción ácido/base. Todo es relativo, esto NO hace que se los clasifique como electrolitos fuertes o débiles El agua puede actuar según esta teoría como ácido o como base Los pares conjugados ácido/base se relacionan entre sí mediante procesos de transferencia de iones hidrógenos.

Independientemente del trabajo de Brönsted, otro químico, el inglés T. M. Lowry (1874-1936) llegó a conclusiones análogas, por lo que estas nuevas definiciones de ácido y de base se conocen como definiciones o Teoría de Brönsted y Lowry.

131

132

Fuerza de ácidos El ión hidronio H3O+ es el ácido más fuerte en disolución acuosa y los iones hidróxidos OH- son las bases más fuertes Con respecto a los hidrácidos hay que tener en cuenta la fuerza del enlace de acuerdo a la electronegatividad del átomo al cual está unido el H; a mayor electronegatividad menor facilidad para provocar la disociación y viceversa HF ≤

HCl

Ácido Más débil

≤

HBr

≤

HI Ácido menos débil o más fuerte

Ácidos ternarios: Cuando contienen el mismo átomo central , mayor fuerza cuanto mayor sea el número de oxidación del átomo, es decir tiene más átomos de O, unidos a él por esta razón la nube electrónica se distorsiona más y provoca que los hidrógenos unidos covalentemente a los oxígenos se liberen más fácilmente y por ello son más fuertes. Si el átomo central no es el mismo , e debe analizar en función de la electronegatividad del mismo, a mayor electronegatividad , mayor distorsión de la nube electrónica, el enlace entre O y el H se hace más lábil y se disocia con mayor facilidad, por ello será más fuerte

Acidos y Bases según la Teoría de Lewis Entre los años 1915 y 1938, el químico norteamericano G.N. Lewis realizó estudios acerca de ácidos y bases y encontró muchos ejemplos que apoyan los cuatro criterios sobre ácidos y bases, que son el punto de partida de su trabajo: 1. - Las reacciones de neutralización son rápidas. 2. - Los ácidos y las bases desplazan de sus compuestos a otros ácidos y bases más débiles. 3. - Para determinar el punto de equivalencia en titulaciones con ácidos o con bases, se pueden usar indicadores. 4. - Los ácidos y las bases funcionan frecuentemente como catalizadores. Los conceptos de Lewis son más generales que los de Brönsted porque no consideran indispensables al ión hidrógeno. Lewis más bien toma como característica la clase de enlace que se forma cuando un ácido reacciona con una base y la presencia o ausencia de pares de electrones no compartidos como carácter distintivo de los ácidos y bases. Lewis definió un ácido como una substancia que puede aceptar un par de electrones (frecuentemente tiene solo 6 electrones en lugar de 8 en su capa de valencia), y a una base como una sustancia capaz de donar un par de electrones(tiene un octeto, pero por lo menos un par de electrones no compartidos). El resultado de la reacción entre un ácido y una base es un producto con un enlace covalente coordinado. 132

133 Este concepto incorpora a los ejemplos anteriores y también a muchos otros, incluye reacciones en fase sólida o en la fase gaseosa y muchas reacciones de compuestos orgánicos. Los ácidos de Lewis son electrofílicos ( deficientes en e-) y las bases nucleofílicas( fuente de e-) Ejemplos: BCl3 + xxNH3 Ácido

→ Cl3BxxNH3

base

AlCl3 + Cl- → Ácido base

AlCl4-

Electrolitos: Se denominan electrolitos a las sustancias que en solución acuosa se encuentra total o parcialmente en forma iónica, motivo por el cual la solución es capaz de conducir la corriente eléctrica. Ejemplo:

NaCl (aq) → Na+ (aq)

+

Cl- (aq)

Las sustancias que no exhiben este comportamiento, se conocen como no electrolitos, permaneciendo en solución en forma molecular. Ejemplo: Yodo, glucosa, urea. Electrolitos fuertes: Son aquellas sustancias que en solución se encuentran en su totalidad en forma iónica. Su disociación es un proceso irreversible, de modo que prácticamente no existen moléculas sin disociar. La disociación de un electrolito fuerte se representa por una sola flecha, para significar que el proceso ocurre en un solo sentido: AB

→

A+

+

B-

Electrolitos débiles: Se denominan de esta manera a las sustancias que se disocian parcialmente en solución, quedando una buena parte de sus moléculas como tales, es decir, no disociadas. Este es un proceso reversible, estableciéndose un equilibrio entre las moléculas no disociadas y sus iones, lo que se representa por una flecha doble: AB

↔

A+ +

B-

Constante de disociación: La constante de equilibrio aplicada a los equilibrios iónicos recibe el nombre de “constante de disociación” y para un electrolito dado ,su valor depende sólo de la temperatura. Cuánto mayor sea el valor de la constante, mayor será la concentración de los iones (numerador de la constante), y menor será la

133

134 concentración de la forma no disociada (denominador).Ejemplos de constante de algunos ácidos y bases débiles son: ⇐⇒ CN-

HCN

Ka(HNC)

[CN-] [H+] = [HCN] ⇐⇒

NH4OH

Kb(NH4OH)

H+

+

[NH4+] [OH-] = [NH4OH]

= 4 x 10-10

NH4+

+

OH-

= 1,8 x 10-5

La constante de disociación tiene aplicación sólo en los electrolitos débiles, ya que solamente en estos casos se establece un verdadero equilibrio. No se da la expresión de la constante para los electrolitos fuertes, como por ejemplo los ácidos: HCl, H2SO4, HNO3, HclO4, ni para las bases fuertes: NaOH, KOH, Ca(OH)2, LiOH. Los ácidos que poseen más de un hidrógeno disociable (ácidos polipróticos), los ceden en sucesivas etapas, y a cada una le corresponde una constante. Por ejemplo: ⇐⇒ H2PO4

-

H3PO4

-

H2PO4

⇐⇒

+

-2

+ H

+

+

HPO4

HPO4 ⇐⇒ PO4 -2

-3

H

+

H

+

Ka1 =

[H2PO4-] [H+] = 7,5 x 10-3 [H3PO4]

Ka2 =

[HPO4-2 ] [H+] = 6,2 x 10-8 [HPO4-2 ]

[PO4-3 ] [H+] Ka3 = = 1 x 10-12 [HPO4-2 ]

Grado de disociación: Se define como grado de disociación (α ) a la relación entre el número de moléculas disociadas y el número de moléculas totales del electrolito presentes en la solución:

NO de moléculas disociadas α

= N0 de moléc. disociadas + N0 de moléc. sin disociar

134

135 Debido a que las moléculas se encuentran en un determinado volumen de solución, se expresa a α en términos de concentración molar. El grado de disociación puede variar entre 0, para los no electrolitos , y 1, para los electrolitos completamente disociados. Para una determinada solución, α depende de la constante de disociación y de la concentración del electrolito. Supongamos un electrolito AB, de concentración C mol/l;, que se disocia según: AB ⇐⇒ A+ +

B-

Las concentraciones de las especies en el equilibrio pueden calcularse de la siguiente manera: [A+] α = C Y por la estequiometría de la reacción, la concentración de B- será igual a la de A+, por lo tanto: [B-] α =

C

[B-] = [A+] =

De donde:

α .C

Y la concentración de AB en el equilibrio será la concentración inicial C menos la cantidad disociada α . C : [A+] [B-] Kd = [AB]

y reemplazando valores:

Kd =

α 2 . C2 C. (1-α )

En los electrolitos muy débiles, α toma valores pequeños, de modo que (1-α ) = 1, con lo que la expresión anterior pude simplificarse: Kd = α 2 . C

Kd

de donde

α =

C

De aquí surge que el grado de disociación disminuye con el aumento de la concentración, esto es, que para un electrolito dado, existe un mayor porcentaje de moléculas disociadas cuanto más diluida es la solución . El agua como electrolito: El agua es un electrolito débil debido a que se halla muy poco disociada. A 20 0 C , la relación entre las moléculas disociadas y sin disociar es de 1 a 55 x107, de modo que no conduce la corriente eléctrica. El agua se disocia según: H2O

⇐⇒ H+

+

OH135

136

O bien : 2 H2O

⇐⇒ H3O+ +

OH-

Por comodidad, se suele trabajar con la primera de ellas, y su constante de disociación será: Kd =

[H+] [OH-] = 1,8 x 10-16 [H2O]

la concentración de H2O permanece prácticamente constante, y su valor es 55mol/l. Valor que surge debido a que 1 litro tiene una masa de 1000 g y por lo tanto tendrá: 1000 g = 55 moles 18 g/mol Reemplazando este valor en la Kd: [H+] [OH-] 1,8 x 10-16 = 55 mol/l 1,8 x 10-16 x 55 = [H+] . [OH-]

de ahí:

Kw = 10-1 4= [H+] . [OH-] O sea que el producto de las concentraciones de los iones del agua es una constante, llamada “producto iónico del agua”(Kw). El agua pura representa, por convención, el medio de reacción neutro, por lo tanto la neutralidad puede caracterizarse en términos de los valores de las concentraciones de H+ y OH- . Es indistinto elegir la concentración de uno u otro ión, porque están ligados por la constante del producto iónico del agua. El valor de las concentraciones en el agua pura puede calcularse sencillamente: Como : [H+] = [OH-] puede escribirse : Kw = [H+] 2 = [OH-]2 = 10-14 de donde

: [H+] = 10-7

medio neutro

En una solución en que la [H+] sea mayor que la [OH-] , se dice que se trata de una solución ácida, mientras que si [OH-] es mayor que la [H+] , la solución es básica o alcalina. En resumen :

136

137 [H+]

>

10-7 o

[OH-]

<

10-7 solución ÁCIDA

[H+] <

10-7 o

[OH-]

>

10-7 solución ALCALINA

[H+]

10-7 =

[OH-]

=

solución NEUTRA

Por ejemplo, consideremos una solución en la que se ha disuelto 0,1 mol/l de HCl, el cual por ser un electrolito fuerte, se encuentra totalmente disociado, de modo que existe una concentración de H+= 0,1M = 10-1 M. Se trata de una solución ácida y puede calcularse la [OH-] mediante la Kw: [H+] . [OH-]

= 10-14 10-14

de donde: [OH-] =

= 10-13 M -1

10

Expresión de acidez y alcalinidad : Una forma práctica de expresar la acidez de un medio, que evita el número exponencial, es el concepto de “pH “ ,definido: pH = - log [H+] = log 1/ [H+]

de ahí : [H+] = 10-pH

por ejemplo, una solución cuya [H+] = 10-6 M , tendrá un pH: pH = - log. 10-6 = - (-6) .log.10 = 6 x 1 = 6 O conociendo el pH, se puede conocer la concentración de H+. Supongamos una solución de pH = 4,7 ; la concentración de H+ será: 4,7 = log 1/{H+]

por lo tanto : [H+] = 10-4,7 = 2,0 x 10-5 M

De manera similar, se define pOH como: POH = log.1/[OH-] = - log.[OH-]

de ahí : [OH-] = 10-pOH

Aplicando logaritmos a la expresión del producto iónico del agua (Kw) ,tendremos la vinculación entre [H+] y [OH-] : log Kw = log[H+] + log [OH-] multiplicando la ecuación por (-1) : -14 - log Kw = - log 10 = 14 = - log [H+] - log [OH-] = pH + pOH En toda solución acuosa, la suma del pH más el pOH es igual a 14, por lo tanto, en base a lo visto anteriormente : pH < 7 pH > 7 pH = 7

y consecuentemente “ “ “ “

pOH > 7 pOH < 7 pOH =

solución ÁCIDA solución ALCALINA solución NEUTRA

137

138 Ejemplos : 1) Calcular el pH de una solución 0,004M de Ca(OH)2. Por tratarse de un hidróxido fuerte, se encuentra totalmente disociado según : Ca(OH)2 → Ca+2 + 2 OHEs decir que cada mol de hidróxido da dos moles de OH-, por lo tanto, en nuestro caso tendremos que la [OH-] = 0,004 x 2 = 0,008 M. El pOH será: pOH = - log 0,008 = 2,1

y

pH = 14 – 2,1 = 11,9

2) Calcular el pH de una solución 0,05M de Ácido acético (HAc) . Ka = =1,8 x 10-5 En este caso no podemos hacer una relación directa entre la concentración del ácido acético y la concentración de H+ que proporciona a la solución, pues se trata de un electrolito débil. Aquí debemos plantear el siguiente equilibrio: Hac

↔

H+

+

Ac-

Las concentraciones iniciales serán: [HAc] = 0,05M [H+] = [Ac-] = X M Suponiendo que en el equilibrio se encuentran X moles/l de H+ , por la estequiometría de la reacción , se encontrará igual concentración de Ac- ; y la de HAc = 0,05 – X. Reemplazando en la expresión de la constante de disociación : X2 -5

1,8 x 10

= 0,05 - X

Por ser ecuación cuadrática, tendrá dos respuestas. La única con sentido físico será aquella raíz positiva y menor que 0,05 ; de modo que : [H+] = 9,5 x 10-4 M

y

pH = - log [9,5 x 10-4] = 3,02

Se debe tener en cuenta que es posible que matemáticamente existan valores de pH inferiores a 0 y superiores a 14; o que una solución muy diluida de un ácido, por ejemplo de HCl 10-8M , resulte tener un pH = 8 , dato que se obtiene al aplicar los cálculos anteriores. Pero al ser un ácido no puede ser superior a 7.Existen cálculos para determinar dicho valor, porque la cantidad a la cantidad de H+ aportados por el ácido se deben sumar los H+ provenientes del H2O. Lo mismo sucede para una solución de NaOH 10-8 M .En síntesis: cuando la concentración de una solución de ácido o base fuerte es menor que 10-7M, para calcular el pH de la misma se deben considerar los H+ ( u OH-) aportados por el H2O. La determinación del pH es uno de los procedimientos analíticos más importantes y más utilizados en bioquímica ya que el pH determina muchas características de la estructura y la actividad de las macromoléculas biológicas y por lo tanto de la conducta de las células y de los organismos. En la naturaleza un pH adecuado es exigencia vital. Traspasar los límites impuestos en más o en menos, es siempre alterar gravemente las funciones que están regidas por un determinado pH. Por ejemplo, el siguiente cuadro

138

139 nos muestra, los estrechos rangos de pH del suelo que son indispensables para que se desarrollen normalmente ciertas especies vegetales: ESPECIE

rango de pH

Rosas – orquídeas Tomates – melones Violetas – cebollas – zanahorias Ciruelas- trigo – peras

4,5 – 5,5 5,5 – 6,0 6,7 – 7,0 7,0 – 7,5

Así mismo ciertos líquidos naturales poseen un pH que los caracteriza: Jugo de naranja Jugo de pomelo Vinagre Leche fresca

2,6 – 4,4 3,2 3,0 6,6 – 6,9

Indicadores de pH: El pH de una solución puede determinarse prácticamente mediante dos métodos: a) el método electrométrico, utilizando un instrumento que permite su medición a través de un electrodo sumergido en la solución, o bien, en determinaciones que no exigen tanta precisión, se acude al uso de indicadores. Estas son sustancias capaces de virar su coloración por encima o por debajo de un intervalo de pH, denominado intervalo de viraje. Existe un gran número de sustancias que actúan como indicadores, cada una con su propio intervalo de viraje, de tal manera que pueden cubrirse todos los valores de pH.. El comportamiento de los indicadores se interpreta en base a su condición de ácidos o bases orgánicos débiles , con la característica especial de que las formas disociadas y no disociadas presentan distinto color: HIn color A

⇐⇒

-

In + color B

H

+

[H+] [In-] KInH = [HIn]

En soluciones ácidas, en las que la [H+] es alta, el equilibrio anterior se halla desplazado hacia la izquierda, predominando la concentración de la forma no disociada, y por lo tanto, mostrando el color A; en soluciones con [H+] bajas , el indicador sufre disociación aumentando la concentración de la forma disociada, adquiriendo el color B. El intervalo de viraje del indicador depende de su constante de disociación. Observemos que cuando [H+] = KInH , ambas formas del indicador se encuentran en la misma concentración, por lo que la solución posee la mezcla de ambos colores: [H+]

[HIn] = [In-]

=1 KHIn

Tratamiento semejante tendrán los indicadores de naturaleza alcalina:

139

140 OHIn ↔ InColor A Color B Ejemplos de algunos indicadores:

+ OH-

Indicador

Naturaleza

Zona de viraje

Azul de timol Heliantina Azul de bromotimol Fenolftaleína

ácida básica ácida ácida

1,2 – 2,8 3,1 – 4,4 6,0 – 7,8 8,2- 10,0

color forma ácida y alcalina rojo – amarillo rojo – amarillo amarillo – azul incoloro – rojo

Si se posee una selección de indicadores de intervalos de viraje conocido, se puede determinar el pH de una solución, mediante comparación del color obtenido con el indicador mezclado con la solución y una escala previamente preparada con el mismo indicador y soluciones de pH conocido. Aunque menos sensible, es muy práctico utilizar papeles indicadores, embebidos en solución del indicador y luego secados, que vienen acompañados en su envase por una escala conteniendo los colores que adquiere dicho indicador según el pH de la solución en la cual es embebido para efectuar la determinación. Una vez embebido en la solución problema, se compara el color que adquiere con dicha escala. Hidrólisis: Las soluciones acuosas de sustancias como las sales nos enfrentan a una situación distinta a la estudiada con las soluciones de ácidos y bases. Dado que las sales al disociarse no generan protones ni oxhidrilos (exceptuando por ahora a las sales hidrogenadas y a las básicas) podría esperarse que las soluciones acuosas de las mismas fueran neutras. Sin embargo, las soluciones de cianuros son básicas, mientras que las sales férricas son ácidas. Esto implica algún proceso que tiene lugar en las soluciones acuosas, que es el responsable del carácter final del sistema. El término hidrólisis se utiliza para describir el fenómeno en el que una sustancia reacciona con el agua provocando la escisión de ésta en H+ y OH-, e incorporando uno de estos iones a la especie que provoca la hidrólisis. El otro ión permanece libre, con lo cual el medio (originalmente neutro) se modifica, pasando a ser ácido, si quedan libres H+, o alcalino si quedan libres OH-. Las reacciones de hidrólisis constituyen equilibrios ácido-base , y como todo equilibrio se desplaza en el sentido de la formación de las sustancias más débiles. Así , los cationes Na+, K+ y Ca+2 , no sufren hidrólisis pues sus hidróxidos constituyen bases fuertes. Si el ión que se hidroliza es el catión, se unirá al OH- , y la reacción se desplazará más hacia la derecha a medida que más débil sea la base formada. Por ejemplo: NH4+

+

H2O

↔

NH4OH

+

H+

Por otro lado, si es el anión el que se hidroliza, se unirá al H+ para dar el ácido no disociado, con lo que se producirá un aumento del pH de la solución : CN-

+

H2O

↔

HCN

+

OH-

mientras que aniones tales como Cl- , SO4=, ClO4- , cuyos ácidos son fuertes, no toman parte de este fenómeno. 140

141 De acuerdo con lo dicho, podemos clasificar a las sales en cuatro tipos, según estén constituidas por: 1) CATIÓN DE BASE FUERTE Y ANIÓN DE ÁCIDO FUERTE El NaCl, por ejemplo, se disocia en solución en forma prácticamente completa: →

NaCl

Na+

Cl-

+

estos iones formarían en presencia de H2O : NaOH y HCl, pero como se encuentran totalmente disociados por ser una base fuerte y un ácido fuerte, no se produce la hidrólisis y en consecuencia la solución es NEUTRA.

2) CATIÓN DE BASE FUERTE Y ANIÓN DE ÁCIDO DÉBIL Ejemplos : acetato de sodio , cianuro de potasio. El primero de ellos se encuentra disociado según : ⇐⇒

NaAc

Na+

Ac-

+

Como ya se ha dicho, el catión Na+ no se hidrolizará , en cambio el Ac- se unirá al H+ para formar HAc (ácido acético), parcialmente disociado: Ac-

+

H2O

⇐⇒

HAc

+

OH-

ecuación que evidencia un aumento en la concentración de OH- .Se puede concluir que la hidrólisis de una sal de base fuerte y ácido débil originará una solución ALCALINA. 3) CATIÓN DE BASE DÉBIL Y ANIÓN DE ÁCIDO FUERTE Ejemplos: NH4Cl , FeCl3 En el caso del FeCl3 , la disociación puede representarse: →

FeCl3

3Cl-

+

Fe+3

Los iones Cl- no se hidrolizan , pero los iones Fe+3 lo hacen según : Fe+3

+

3 H2O

↔

Fe(OH)3

+ 3 H+

lo que demuestra un aumento en la concentración de H+ y que la solución tenga un pH ÁCIDO. 4) CATIÓN DE BASE DÉBIL Y ANIÓN DE BASE DÉBIL

141

142 Ejemplos : acetato de amonio, acetato de aluminio. La solución de estas sales puede ser NEUTRA, ÁCIDA o BÁSICA Dependerá en cada caso de la fuerza del ácido y de la base: →

NH4Ac Ac-

+

NH4+

Ac↔

H2O

H2O ↔

+

+

NH4+

HAc

+

OH-

NH4OH

+

H+

En estos casos de doble hidrólisis, prevalecerá la correspondiente al ión que forma el compuesto más débil. En el caso especial del ejemplo anterior, el grado de desplazamiento de ambos equilibrios es el mismo, por lo que solución resultante es neutra. El ácido y la base formados poseen la misma fuerza, ya que ambos poseen el mismo valor de la constante de disociación. Si Ka es mayor que Kb , el medio será ácido, ya que se hidrolizará más el catión (Por ejemplo las soluciones de NH4NO2. Si Ka es menor que Kb , el medio será básico, ya que se hidrolizará más el anión (Por ejemplo : soluciones de NH4CN). CONSTANTE DE HIDRÓLISIS : Consideremos la hidrólisis del acetato de sodio: Ac-

+

↔

H2O

HAc

+

OH-

Como es un equilibrio, puede expresarse : [HAc] . [OH-] Kh = [Ac-] Kh, denominada constante de hidrólisis, se puede obtener relacionando otras dos constantes: Ka y Kb. Si multiplicamos y dividimos la expresión anterior por [H+], llegamos a: [HAc] . [OH-] . [H+] Kh = = + [Ac ] [H ] Ya que:

Kw Ka

[H+] . [Ac-] Ka = [HAc]

Cuánto mayor sea Ka , menor será Kh , o sea que la hidrólisis que experimenta la sal será menor a una temperatura dada. GRADO DE HIDRÓLISIS: Es la fracción de la sal que se ha hidrolizado. Por ejemplo, si consideramos una solución de NaAc 0,1 M, el grado de hidrólisis podrá determinarse a través de: 142

143

Ac-

+

H2O

↔

OH-

HAc +

Sea X el número de moles del ión Ac- que se hidrolizan por litro, se formarán X moles de HAc y otros tanto de ión OH- de acuerdo a la estequiometría de la reacción, quedando (0,1-X) moles de Ac- sin hidrolizar. En el equilibrio se tendrá: [HAc] = X mol/l [OH-] = X mol/l [Ac-] = (0,1 –X) mol/l Sustituyendo estos valores en la expresión de Kh se tiene: 1x10-14

Kw Kh =

X.X = 5,6x10-10

= 1,8x10-5

Ka

= (0,1 – X) X2

itiendo que X es muy pequeño frente a 0,1, queda:

= 5,6x10-10 0,1

-6

por lo tanto X= 7,5x10 M , de donde

el grado de hidrólisis resulta:

moles de Ac- hidrolizados

7,5x10-6 = 7,5x10-7

= total de moles de Ac-

0,1

FACTORES QUE FAVORECEN LA HIDRÓLISIS: A) La hidrólisis es más intensa cuanto menor es el valor de la constante de disociación del ácido o la base formados: al disminuir Ka o Kb , aumenta Kh B) La hidrólisis se ve favorecida si uno de los productos formados es volátil o insoluble .Por ejemplo, la hidrólisis del hidrógeno carbonato de potasio : KHCO3

→

HCO3= ↔

HCO3- +

H2O

H2CO3 ↔

CO2 (g)

H2CO3 +

+ +

K+ OH-

H2O

Lo mismo ocurre con la hidrólisis del (SH=) y del (SO3H-) , por eliminación de los gases H2S y SO2 respectivamente. C) El aumento de temperatura y la dilución favorecen la hidrólisis, aumentando la concentración de H+ y OH-, según el caso, pues el aumento de la temperatura influye sobre el valor de Kw y Ka o Kb ( el efecto sobre estas últimas es, en general, mucho menor que sobre Kw, la cual aumenta mucho con la temperatura).Por ejemplo, las sales férricas por calentamiento, aumentan la precipitación del Fe(OH)3. D) Se favorece la hidrólisis eliminando del medio los H+ u OH- generados en la reacción. Por ejemplo: 143

144

B4O72- +

H2O

↔

4 H3BO3

2 OH-

+

Si se adicionan H+, se eliminan OH- por la formación de H2O, desplazándose el equilibrio hacia la derecha. FACTORES QUE RETROGRADAN LA HIDRÓLISIS El agregado de uno de los productos de la hidrólisis , desplaza el equilibrio en el sentido de impedir que la misma se produzca .Por ejemplo adicionando H2SO4 a una solución de (NH4)2SO4 : (NH4)2SO4

+

H2O

↔

SO42- +

2 NH4OH

+ 2 H+

HIDRÓLISIS DE SALES HIDROGENADAS El fósforo que las plantas requieren para su desarrollo lo toman del suelo absorbiéndolo bajo las formas denominadas “fosfato primario”: ( H2PO4)- y “fosfato secundario”: (HPO4)- . La disponibilidad de estos iones depende de varios factores y en particular del pH del suelo. Los mayores resultados en la nutrición fosfórica se logran para valores de pH entre 6 – 7 . Los fosfatos primarios en solución tienen reacción débilmente ácida (pH aproximado a 5) ,porque las propiedades ácidas del ión (H2PO4)- predominan sobre las básicas, o sea que la disociación del ión prevalece sobre la hidrólisis. Los valores de las Keq de los procesos que se producen nos explican este comportamiento. Así, en solución acuosa el ión (H2PO4)- reacciona según los siguientes equilibrios: 1) disociación:

(H2PO4)-

↔

H+

2) hidrólisis:

(H2PO4)- + H2O

↔

+

(HPO4)-

Kd = 10-8

H3PO4 + OH- Kh = 10-11

Como puede apreciarse Kd > Kh , por lo tanto las soluciones son ácidas Por otra parte, los fosfatos secundarios solubles dan soluciones alcalinas (pH aproximado a 10) puesto que las propiedades básicas del ión (HPO4)= son mucho más fuertes que las básicas y la hidrólisis entonces, predomina sobre la disociación: (HPO4)2(HPO4)2-

↔

+ H2O ↔

H+

+

(H2PO4)(PO4)3-

+ OH-

Kh = 10-6 Kd = 10-13

El comportamiento exhibido por los fosfatos primarios y secundarios es característico de las sales hidrogenadas (o ácidas) ; por ejemplo: NaHCO3 , KHS, KH2PO4 , K2HPO4 . Resulta evidente que el pH de las soluciones de este tipo de sales depende directamente del equilibrio que predomine.

144

145

Ejemplo: Indicar el medio de reacción de una solución de NaHS , si para el H2S Ka1 = 10-7 y Ka2 = 10-14 En primer lugar planteamos la disociación de la sal : NaHS → Na+ + (HS)Hemos visto que el catión Na+ , por provenir de una base fuerte no hidroliza. El anión (HS)-, por otra parte, puede sufrir dos tipos de procesos : ↔

1) disociación

(HS)-

2) hidrólisis

(HS)- + H2O

S= ↔

H+

+

SH2 +

OH-

El valor de Kd está determinado por Ka2 puesto que el equilibrio corresponde a la segunda disociación del H2S.Por lo tanto: Kd = 10-14 [H2S] [OH-] El valor de Kh puede hallarse a través de la expresión:

que como ya sabemos es equivalente a:

Kh = [ (HS)-]

Kh =

= 10-7

= Ka1

Entonces resulta que:

10-14

Kw

10-7

Kh = 10-7 > Kd = 10-14

Y en consecuencia la solución es alcalina. Soluciones amortiguadoras (buffer o tampón): Concepto. Comportamiento. Si a 50 ml de H2O (pH= 7) se le agrega una gota (0,05 ml) de un ácido 0,1M como el HCl, la concentración de iones H+ será 0,0001M, porque el ácido se diluye 1.000 veces ( de 0,05 ml a 50 ml). Como la [H+] = 0,0001M, resulta que el pH = 4 . O sea que el pH del H2O ha variado de 7 a 4. (1.000 veces más ácido). Realizando el mismo experimento, pero ahora agregando una gota de KOH 0,1M, resulta que el H2O adquiere un pH = 10 (1.000 veces más básica). Como podemos observar, la variación de pH es muy grande, tanto en uno como en otro caso. Si trasladamos este hecho a nivel de los líquidos celulares podríamos decir, sin temor a equivocarnos, que estas variaciones tan amplias de pH son incompatibles con la vida Las llamadas soluciones reguladoras, tampones, amortiguadoras o buffer poseen la característica de resistir o amortiguar cambios bruscos de pH, que pudieran ser provocados por el agregado de un ácido o base fuertes y están constituidas por un ácido

145

146 débil y una sal del mismo o por una base débil y su sal. Esta resistencia al cambio de pH se denomina ‘acción reguladora “ de la solución , y a la intensidad de dicha acción “capacidad reguladora’. Supongamos que una solución posee un ácido débil HA y una sal cuyo anión es común al del ácido: AM. Se producen los siguientes procesos: HA AM

⇐⇒ A- + H+ ⇐⇒ A-

+ M+

(1) (2)

El mecanismo de amortiguación puede explicarse cualitativamente de la siguiente manera: La sal AM provee una concentración considerable de iones A- , lo que provoca un desplazamiento del equilibrio (1) hacia la izquierda, de modo que la solución contiene alta concentración de ambas formas: asociada y disociada. El equilibrio (1) puede desplazarse en uno y otro sentido, según se introduzca en la solución un ácido, en cuyo caso se desplazará hacia la izquierda; una base, en cuyo caso , mediante la eliminación de H+ por formación de H2O ,provocará un desplazamiento hacia la derecha. Se puede calcular el pH en que tendrá mayor capacidad reguladora la solución planteando Ka: [A-] .[H+] Ka = [AH] por lo dicho anteriormente, la concentración de A- es prácticamente igual a la concentración de la sal AM, puesto que se encuentra totalmente disociada, y el aporte de dicho anión por la disociación de HA es despreciable; a su vez, la concentración de HA es prácticamente igual ala del ácido, pues, como vimos, su disociación es despreciable, por lo tanto :

Csal . [H+] Ka =

Ka . Cácido despejando:

Cácido

[H+] = Csal

Por la definición de pH, aplicando logaritmo a la expresión anterior tendremos: [sal] pH = pKa + log

Ec. de HENDERSON -HASSELBACH [ácido]

Esta ecuación nos permite determinar el pH en el cual la solución tiene su máximo poder regulador y preparar soluciones reguladoras para un pH determinado, con solo variar la relación [sal] / [ácido]. Las soluciones reguladoras usadas con mayor frecuencias son: SOLUCIONES

RANGO DE pH QUE REGULAN

146

147

HAc/ NaAc Na2HPO4/ NaH2PO4 NH3 / NH4Cl

4,5 – 5,0 ~7,0 9,0 –9,5

Las mezclas reguladoras desempeñan un importantísimo papel en los sistemas biológicos. Así una buena regulación del pH en los suelos hace que los ácidos que dejan en libertad las raíces de las plantas, durante su nutrición, no ocasionen perjuicios, impidiendo la acidificación del suelo. Asimismo, la sangre humana tiene su pH regulado en 7,40, mediante diversos sistemas reguladores entre ellos: H2CO3 / HCO3- , H2PO4- / HPO4= , y el ciertas proteínas capaces de actuar como aceptoras de H+. Ejemplos de cálculo: 1) pH de una solución buffer: Calcular el pH de una solución formada por 200 ml de HAc 0,2M y 200 ml de NaAc 0,3 M. Efectuada la mezcla, se produce una dilución de las soluciones, variando por lo tanto sus concentraciones: Para el ácido:

1000 ml ------------0,2 moles HAc 200 ml ----------- X = 0,04 moles HAc

como el volumen final es 400 ml: 400 ml ----------0,04 moles HAc 1000 ml -------- X = 0,1 mol HAc por lo tanto la concentración de HAc : 0,1M Con idéntico razonamiento, concluimos que la concentración de la sal será : [NaAc] = 0,15M. 1,8x10-5 . 0,1 Reemplazando en la ecuación : [H+] =

= 1,2 x10-5 0,15

pH = 4,92 2)variación del pH de la mezcla buffer por el agregado de una base/ácido fuerte A 100 ml de la mezcla buffer anterior, se le agrega 1 ml de NaOH 0,1N. Calcular el pH de la solución resultante. En primer lugar debemos calcular la cantidad de equivalentes presentes en el NaOH añadido : 1000 ml ------------- 0,1 equivalentes de NaOH 1 ml------------- X = 10-4 equivalentes de NaOH Estos equivalentes neutralizarán el mismo número de equivalentes de ácido contenidos en los 100 ml de la mezcla buffer:

147

148

100 ml de buffer-----------10-4 equivalentes 1000 ml de buffer----------X = 10-3 eqivalentes quedando: [HAc] = 0,1 – 0,001 = 0,099 [AM] = 0,15 + 0,001 = 0,151 por lo tanto : [H+] = 1,8 x10-5 x 0,099 = 1,18 x 10-5 0,151 y pH = 4,93 Se observa que la variación de pH, debida al este agregado fue sólo de 0,01 unidades. Si el mismo agregado se hubiese realizado sobre 100 ml de H2O ( pH = 7) : 10-3 equivalentes OH- / 1000 ml de OH- dan un pH = 11, dando ahora una variación de pH de 4 unidades.

148

149

UNIDAD 5 QUÍMICA ORGÁNICA

Introducción: La química orgánica es la química de los compuestos de carbono. El nombre "orgánico" es una reliquia de los tiempos en que los compuestos químicos se dividían en dos clases: inorgánicos y orgánicos, según su procedencia. Los compuestos inorgánicos eran aquellos que procedían de los minerales, y los orgánicos, los que se obtenían de fuentes vegetales y animales, o sea, de materiales producidos por organismos vivos. De hecho, hasta aproximadamente 1850 muchos químicos creían que los compuestos orgánicos debían tener su origen en organismos vivos y, en consecuencia, jamás podrían ser sintetizados a partir de sustancias inorgánicas. Los compuestos de fuentes orgánicas: todos contenían el elemento carbono. Aún después de haber quedado establecido que estos compuestos no tenían necesariamente que proceder de fuentes vivas, ya que podían sintetizarse en el laboratorio, resultó conveniente mantener el nombre orgánico para describir éstos y otros compuestos similares, persistiendo hasta la fecha esta división entre compuestos inorgánicos y orgánicos. Aunque aún hoy muchos compuestos del carbono se aíslan mejor a partir de fuentes vegetales y animales, la mayoría de ellos se obtienen por síntesis. A veces se sintetizan a partir de sustancias inorgánicas, como carbonatos y cianuros, pero más a menudo se parte de otros compuestos orgánicos. Hay dos grandes fuentes de las que se pueden obtener sustancias orgánicas simples: el petróleo y el carbón. (Ambas son orgánicas en el sentido tradicional, puesto que son producto de la descomposición de plantas y animales). Estas sustancias se emplean como materia prima básica, a partir de los cuales se pueden hacer compuestos más complicados. Reconocemos al petróleo y al carbón como combustibles fósiles, acumulados durante milenios y no renovables que se están consumiendo a una velocidad alarmante, en particular el petróleo, para satisfacer nuestra siempre creciente demanda de energía. Hoy, menos del 10% del petróleo utilizado se consume en la fabricación de productos químicos; la mayor parte, sencillamente, se quema para proporcionar energía. Afortunadamente, existen otras fuentes de energía: la solar, la geotérmica y la nuclear, pero ¿dónde habremos de encontrar una reserva sustitutiva de materias orgánicas?. Tarde o temprano, por supuesto, tendremos que volver al lugar de donde proceden originalmente los combustibles fósiles -la biomasa- aunque ahora directamente, 149

150 prescindiendo de los milenios que intervinieron. La biomasa es renovable y, utilizada adecuadamente, puede perdurar en este planeta tanto como nosotros mismos. Mientras tanto, se ha sugerido que el petróleo es demasiado valioso para ser quemado. ¿Qué tienen de especial los compuestos del carbono que justifique su separación de los otros ciento y pico elementos de la tabla periódica? Al menos parcialmente, la respuesta parece ser ésta: hay muchísimos compuestos del carbono, y sus moléculas pueden ser muy grandes y complejas. El número de compuestos que contienen carbono es muchas veces mayor que el número de los que no lo contienen. Estos compuestos orgánicos se han dividido en familias que, en general, no tienen equivalentes entre los inorgánicos. Se conocen moléculas orgánicas que contienen miles de átomos, cuyo ordenamiento puede ser muy complicado, aún en moléculas relativamente pequeñas. Uno de los principales problemas en química orgánica es encontrar cómo se ordenan los átomos en las moléculas, o sea, determinar las estructuras de los compuestos. Hay muchas maneras en que estas complicadas moléculas pueden romperse o reordenarse para generar moléculas nuevas; hay muchas formas de agregar átomos a estas moléculas o de sustituir átomos nuevos por antiguos. Una parte importante de la química orgánica se dedica a encontrar estas reacciones, cómo suceden y cómo pueden emplearse para sintetizar las sustancias que queremos. ¿Qué tiene de especial el carbono para formar tantos compuestos? La respuesta a esta pregunta se le ocurrió a August Kekulé en 1854 durante un viaje en ómnibus en Londres. "Era una noche de verano. Regresaba en el último ómnibus absorto como siempre, por las calles desiertas de la ciudad, que a otras horas están llenas de vida. De pronto los vi, los átomos danzaban ante mis ojos... Vi cómo, frecuentemente, dos pequeños átomos se unían formando un par; vi cómo uno más grande aceptaba dos más pequeños; cómo uno aún mayor sujetaba a tres e incluso a cuatro de los más pequeños, mientras el conjunto continuaba arremolinándose en una danza vertiginosa. Vi cómo los más grandes formaban una cadena... Pasé parte de la noche vertiendo al papel algunos esbozos de estas formas soñadas." (August Kekulé, 1890) Los átomos de carbono pueden unirse entre sí hasta grados imposibles para los átomos de cualquier otro elemento. Pueden formar cadenas de miles de átomos o anillos de todos los tamaños; estas cadenas y anillos pueden tener ramificaciones y uniones cruzadas. A los carbonos de estas cadenas y anillos se unen otros átomos; principalmente de hidrógeno, pero también de flúor, cloro, bromo, yodo, oxígeno, nitrógeno, azufre, fósforo y algunos metales. Cada ordenamiento atómico diferente corresponde a un compuesto distinto, y cada compuesto tiene su conjunto de características químicas y físicas. No es sorprendente 150

151 que hoy se conozcan cerca de diez millones de compuestos del carbono y que este número aumente en medio millón cada año. No es de sorprender que el estudio de su química sea un campo especializado. La química orgánica es un campo inmensamente importante para la tecnología: es la química de los colorantes y las drogas, del papel y las tintas, de las pinturas y los plásticos, de la gasolina y los neumáticos; es la química de nuestros alimentos y de nuestro vestuario, herbicidas, medicamentos, etc. La química orgánica es fundamental para la biología y la medicina. Los organismos vivos están constituidos principalmente por sustancias orgánicas, además de agua; las moléculas de la "biología molecular" son orgánicas. A nivel molecular, la biología es química orgánica.

CARACTERIZACIÓN DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS: La Química Orgánica se esfuerza para dar una descripción completa de cada uno de los compuestos, el conocimiento de cuántos y cuáles son los átomos que se unen entre sí, con qué disposición, es decir que fórmula estructural tienen; para ello es necesario determinar con exactitud la identidad de cada compuesto. Cada compuesto orgánico tiene una serie de propiedades físicas y químicas que lo caracterizan y diferencian de los demás, siendo estas propiedades físicas: Punto de Fusión, Punto de Ebullición, Solubilidad, radiaciones típicas, etc. Toda muestra para poder identificarla debe ser homogénea y pura para que estas propiedades físicas no varíen. Las técnicas de purificación más comunes son recristalización, destilación, cromatografía. Una vez purificada la sustancia a identificar, es necesario realizar un análisis elemental, el que nos permitirá saber qué átomos están presentes y en qué relación molar; esto se realiza a través del llamado: Análisis elemental cuali y cuantitativo respectivamente.

Análisis Elemental Cualitativo A través de este análisis químico se determinarán todos los elementos presentes en una sustancia o muestra a identificar. Las sustancias orgánicas son todas moléculas, todos los constituyentes son átomos de elementos unidos covalentemente entre sí. Para que estos elementos puedan identificarse es necesario transformarlos, a la mayoría, en iones detectables por medio de reactivos específicos.

151

152 Una vez que se han identificado los elementos presentes, en una sustancia o muestra orgánica, se realizarán las determinaciones cuantitativas. Debemos saber cuánto hay de cada uno de los átomos de los elementos presentes. Lo que primero hacemos es llevar los datos experimentales de cantidad de gramos de cada átomo a la llamada expresión de la composición centesimal, es decir por cada 100g de sustancia qué porcentaje le corresponde a cada átomo presente. A partir de esta composición porcentual se determina la fórmula mínima o empírica, es decir la mínima relación molar entre los átomos presentes. Una vez que se llega a esta fórmula, con la masa molar de la sustancia, que se determina con instrumental específico, se puede llegar a la llamada fórmula molecular de la sustancia, y esta fórmula nos indica la verdadera relación molar entre los átomos presentes. Resumiendo en un esquema: Análisis elemental cualitativo

qué átomos están presentes

en qué cantidad: Análisis elemental cualitativo

por cada 100g de sustancia: Composición centesimal con la masa molar Fórmula mínima

Fórmula Molecular

Trabajaremos con ejemplos para aprender los cálculos: • ¿Cuál es la fórmula mínima o empírica de una sustancia que al quemar 92g de ella se

obtienen como productos de esta reacción de combustión 176g de CO2 y 108g de H2O; solamente? Resolución: Como no tenemos otros datos más que cantidad de CO2 y de H2O llegamos a la conclusión que la sustancia está constituida por átomos de Carbono y de Hidrógeno y tal vez Oxígeno, solamente. Como los datos son directos es decir que no tenemos la cantidad porcentual de ellos; debemos calcularlo: ¿qué relación conocemos?

152

153

MrCO2 = 44  1 mol CO2

44g

1 mol át C y 2 mol át O entonces por cada

44g CO2

12g át C

176g CO2

x g át C

dato

x = 48 g át C

Para llegar al dato porcentual de carbono realizo el siguiente cálculo 92 g sustancia

48 g Carbono

100 g sustancia

52,17 % C

es decir que 92g de sustancia produjeron 176g de CO2 y que corresponden a 48g de C; como debo tener la composición centesimal (porcentual) realizó el cálculo sobre 100g de muestra o sustancia. Ahora realizo lo mismo para el H2O que me dará el dato del hidrógeno: MrH2O = 18

1 mol H2O 2 mol át H

18g H2O

2gH

108g H2O

x = 12 g H

18g 1 mol át O

dato entonces en: 92 g sustancia

12 g H

100 g sustancia

13,04 % H

Hasta aquí tenemos los siguientes datos: 52,17 % C 13,04 % H

153

154

Recordemos que el Oxígeno no se determina por análisis elemental cualitativo, por lo tanto debo verificar si estos % se aproximan a 100; de lo contrario la diferencia será presencia de Oxígeno. Y vemos que es de 34,7% Oxígeno lo que tiene esta muestra. Ahora tenemos la composición centesimal completa, correspondiente a esta sustancia: 52,17 % C 13,04 % H 34,7 % O Una vez que tenemos estos datos, es necesario calcular los moles de cada uno de estos átomos presentes en esas cantidades porcentuales, para llegar a la fórmula mínima: Sabemos que:

12 g C

ArC: 12

Datos

52,17 g C

ArH: 1

de la

ArO: 16

T.P

1 mol át C 4,34 mol át H

1gH

1 mol át H

13,04 g H

13,04 mol át H

Y 16 g O

1 mol át O

34,7 g O

2,16 mol át O

Cuando tenemos cada una de estas cantidades molares dividimos por el menor valor y obtendremos los siguientes datos: 2 mol át C 6 mol át H

C2 H6 O

1 mol át O Fórmula mínima o empírica Respuesta: C2 H6 O Si además de esta sustancia sabemos su masa molar que es 46g, podemos llegar a la fórmula molecular de la misma. ¿Cómo se calcula la fórmula molecular? Debemos calcular el valor de un número llamado "n" y que se obtiene de la siguiente relación:

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masa molar de la sustancia n=

masa molar de la fórmula mínima de la sustancia

(Fórmula mínima)n = Fórmula molecular Para este caso será: 46 g n=

Masa molecular =1

Fórmula mínima

46 g

C2 H6 O 2.12+6.1+16 = 46

en este caso la fórmula mínima coincida con la molecular (C2 H6 O)1 = C2 H6 O

Fórmula Molecular

Ejemplo para resolver: • Se tienen 9,67 g de una sustancia orgánica que al quemarse produjo: 26,53 g de CO 2 y

21,56 g de H2O. Calcular la fórmula molecular de la sustancia sabiendo que su Mr = 16 Rpta.: CH4

Ahora conocemos la fórmula molecular pero no tenemos información de cómo están unidos estos átomos de Carbono, para ello es necesario conocer qué Grupos Funcionales puede contener cada sustancia. Antes de comenzar con los grupos funcionales, es decir átomos o grupos de átomos que le confieren características específicas a las sustancias que lo poseen; vamos a estudiar más profundamente el átomo de Carbono.

El átomo de Carbono El átomo de Carbono constituye el elemento esencial de toda la química orgánica, y dado que las propiedades químicas de los elementos y compuestos son consecuencia de las características electrónicas de sus átomos y de sus moléculas, es necesario considerar la configuración electrónica del átomo de Carbono para poder comprender su comportamiento químico y sus diferentes grupos funcionales que puede originar.

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Enlaces del carbono Estructura electrónica del carbono Al átomo de carbono con número atómico 6 le corresponde la configuración electrónica: 1s2 2s2 2p2 Siguiendo el principio de máxima multiplicidad de Hund podemos representar la configuración como: 1s

2s

2p

esta configuración justifica una covalencia 2 para el carbono. A pesar de esto, el carbono sólo presenta la covalencia 2 en el monóxido de carbono y en un grupo de compuestos conocidos como isonitrilos. El carbono, de ordinario, presenta covalencia 4, y ello no es explicable por la configuración que presenta en estado normal. De hecho, lo que sucede es que al formarse los enlaces, uno de los dos electrones 2s capta energía y es promocionado al orbital 2pz en el subnivel 2p. 1s

2s

2p

px py pz átomo de carbono en estado normal

Energía

1s

2s

2p

px py pz átomo de carbono en estado excitado

La configuración: 1s2 2s1 2p3, para el átomo de carbono explica su tetravalencia, pero no explica el que los cuatro enlaces C—H del metano (CH4) sean idénticos como prueban la existencia de un solo derivado monoclorado (ClCH3) y de un sólo derivado diclorado (Cl2CH2). Así, la forma de los orbitales de valencia del carbono sería la siguiente:

existiendo un electrón en cada uno de los orbitales. Según esto, los cuatro átomos de hidrógeno del metano se dispondrían así:

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Esta disposición es incompatible con la conocida equivalencia de los cuatro enlaces C —H del metano. Por otra parte los espectroscopistas insisten en que el ángulo entre cada dos enlaces C—H es de 109° 28',1o que sólo puede estar de acuerdo con una estructura como esta:

Es evidente que a los orbitales del átomo de carbono aislado les ocurre «algo» cuando el átomo de carbono se combina con otros cuatro átomos. Según Pauling, el átomo de carbono se dispone situando cada uno de los cuatro electrones de valencia en uno de los cuatro orbitales idénticos que se forman a partir del orbital 2s y de los tres orbitales 2p. El proceso se denomina hibridación, y cada uno de los orbitales formados es un orbital híbrido. Como en la formación de estos orbitales intervienen un orbital s y tres orbitales p, se denominan orbitales híbridos sp3.

De este modo la configuración electrónica del átomo de carbono en el momento de combinarse sería: 1 s 2 2(sp 3 ) 4

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158 Las condiciones para que haya hibridación son: a) Los orbitales que se hibridan han de tener energías muy próximas. b) La energía liberada en la formación de enlaces con los orbitales hibridados ha de ser superior a la energía que se liberaría en la formación de los mismos enlaces con los orbitales sin hibridar, y la diferencia ha de ser mayor que la energía consumida en la hibridación. Cumpliéndose estas condiciones, la formación de orbitales híbridos está favorecida, pues las estructuras resultantes son más estables. Hay que hacer notar que en los átomos de carbono no enlazados no puede hablarse de orbitales híbridos. El carbono adopta la hibridación sp3 para formar los enlaces C—C y C—H. Ambos son enlaces : el primero es (2sp3-2sp3), mientras que el segundo es (2sp3-1s). Los enlaces C—C son covalentes puros mientras que los C—H presentan una polaridad pequeñísima. Son enlaces muy estables. La hibridación sp3 no es la única que adopta el átomo de carbono, pues en la formación de enlaces dobles, el carbono adopta la hibridación trigonal, sp2. Como indica su denominación, en la hibridación sp2 intervienen un orbital s (el 2s) y dos orbitales p (los 2px y 2py). En esta ocasión, los orbitales híbridos se disponen en un plano formando ángulos de 120°, siendo el conjunto perpendicular al orbital 2pz que queda sin hibridar.

hibridación

La configuración electrónica del carbono en el momento de combinarse sería: 1 s 2 2(sp 2 ) 2 pz 1 Este tipo de hibridación se da en los casos de formación de doble enlace: carbonocarbono, por ejemplo, en la molécula de etileno: . El átomo de carbono aún puede sufrir otro tipo de hibridación, la hibridación digonal sp. Como indica su nombre, en ella intervienen un orbital s (el 2s) y otro p (el 2py). En esta ocasión los orbitales híbridos se disponen alineados formando ángulos de 180°, y dirigidos según el eje OY. Los orbitales 2px y 2pz que no intervienen en la hibridación conservan su forma y posición.

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hibridación

La configuración electrónica del carbono en el momento de combinarse será: 1 s 2 2 (sp) 2 2 px 1 2pz 1 Este tipo de hibridación se da en los casos de formación de triple enlace: carbonocarbono, por ejemplo, en la molécula de acetileno: . En el triple enlace carbonocarbono, uno de los enlaces es un enlace (2sp-2sp) y los otros dos son enlaces (2px2px y 2pz-2pz). El enlace triple es aún más reactivo que el doble enlace debido a la presencia de los dos enlaces

Cadenas carbonadas El enorme conjunto de los compuestos orgánicos del carbono puede estudiarse atendiendo a las formas de los distintos «esqueletos» carbonados o cadenas de carbono. Estas cadenas de carbono llegan a formarse por la facilidad que presenta el carbono de poder unirse consigo mismo. Los compuestos con un esqueleto en forma de cadena abierta se denominan alifáticos (del griego: aleiphar = grasa, ya que las grasas presentan esqueleto carbonado de este tipo). Los compuestos orgánicos también pueden presentar estructuras en forma de ciclo, por ejemplo:

Se conocen dos clases de compuestos cíclicos: alicíclicos y aromáticos. Los compuestos alifáticos sólo se diferencian de los alicíclicos en que estos últimos presentan la cadena cerrada. Los compuestos aromáticos, sin embargo, presentan estructuras especiales.

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160 Tanto los compuestos alifáticos como los cíclicos pueden presentar ramificaciones en sus estructuras. En las cadenas llamaremos: • •

Carbonos primarios, a los que están unidos a un sólo átomo de carbono (no importa que el enlace sea simple o no); Carbonos secundarios, terciarios o cuaternarios, a los que están unidos respectivamente a dos, tres o cuatro átomos de carbono diferentes.

Representación de compuestos orgánicos Los compuestos químicos se pueden representar mediante las llamadas fórmulas químicas. El primer paso para el conocimiento de un compuesto es determinar su composición cualitativa, es decir, los elementos que lo constituyen, lo que se consigue mediante el llamado análisis elemental cualitativo. El conocimiento de la composición cualitativa es relativamente vago, en particular en Química orgánica, donde un elevado número de compuestos pueden tener la misma composición cualitativa. Este número se reduce enormemente cuando, mediante el llamado análisis elemental cuantitativo, se determina la composición cuantitativa de una sustancia, es decir, la relación en que se encuentran los elementos componentes de la misma. El resultado del análisis elemental cuantitativo permite establecer la llamada fórmula empírica, formada por los símbolos de cada uno de los elementos componentes, a los que se añaden los subíndices enteros más pequeños, que indican la relación existente entre ellos. Así, por ejemplo, la fórmula empírica CH2O representa un compuesto formado por carbono, hidrógeno y oxígeno, en la proporción 1: 2: 1 (por sencillez, el subíndice 1 se omite en la fórmula empírica); pero estos números no indican necesariamente el número de átomos de cada elemento que forman la molécula, sino únicamente la relación en que se encuentran. Para conocer el número de átomos de cada elemento que forman la molécula, es decir, la llamada fórmula molecular, es necesario conocer el peso molecular de la sustancia en cuestión, que puede determinarse por diferentes métodos, como, por ejemplo, ebulloscopía, crioscopía, osmometría, densitometría, ultracentrifugación, etcétera. La fórmula molecular no define unívocamente a un compuesto, en particular tratándose de compuestos orgánicos. Un determinado número de átomos pueden unirse entre sí de distintas formas para dar lugar a diferentes compuestos. Por ejemplo, la sencilla fórmula molecular C2H4O2 puede corresponder a tres compuestos distintos: ácido acético, formiato de metilo y aldehído glicólico. Para poder identificar unívocamente un compuesto es necesario indicar los enlaces que existen entre los átomos que lo forman. Para ello, se utilizan las llamadas fórmulas estructurales, que pueden ser, principalmente, de tres tipos: 1) Fórmulas condensadas, llamadas también lineales y en las que los pares de electrones de cada enlace se representan por un trazo o guión, que une a los dos átomos correspondientes. En este tipo de fórmulas se suelen omitir algunos enlaces simples, en particular los enlaces C—H, e incluso, muchas veces, algunos dobles enlaces, poniendo los átomos ordenados para dar idea de su forma de enlace. Por ejemplo:

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161 CH2=CH2 ,

CH2Cl—CH3 ,

CH2OH—CHO

2) Fórmulas expandidas, o fórmulas planas, en las que se representan en el plano todos los enlaces. Por ejemplo:

Es muy frecuente en Química orgánica utilizar una mezcla de las fórmulas condensadas y expandidas, representando sólo por trazos los enlaces más importantes o los que tengan interés en cada tipo de reacción. 3) Fórmulas tridimensionales, en las que se representan las direcciones de los enlaces en el espacio mediante distintos tipos de proyecciones. Entre las más usadas se encuentran la proyección en caballete, proyección de Newman y proyección de enlaces convencionales. La siguiente figura muestra estos tres tipos de representación aplicados a la molécula de etano (C2H6):

Proyección en Proyección modificada Proyección de caballete de Newman enlaces convencionales

Las fórmulas anteriores son las más corrientes en Química orgánica, si bien existen otros tipos de representaciones especiales, utilizados para poner de manifiesto algunas propiedades particulares, como son, por ejemplo, los llamados diagramas moleculares, en los que se indican numéricamente las longitudes y ángulos de enlace, e incluso la densidad de carga electrónica sobre cada átomo, resultado de complicados cálculos mecanocuánticos. Además de estos tipos de fórmulas, en Química orgánica son muy utilizados los llamados modelos moleculares, que son insustituibles para poder visualizar de forma muy clara la estructura geométrica de las moléculas. Los modelos moleculares más utilizados son los llamados de bolas y varillas, en los que las distancias de enlace están aumentadas en relación con el tamaño de los átomos, resaltando así los ángulos de enlace y simetría molecular, y los llamados modelos de esferas interpenetradas, que proporcionan una representación real de las moléculas, poniendo claramente de manifiesto las relaciones espaciales, tanto entre los átomos enlazados como entre los no enlazados aunque en la actualidad se tiene en cuenta las densidades de cargas, nubes electrónicas. Modelos moleculares del etano

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Modelo de bolas y varillas

Modelo de esferas interpenetradas

El conocimiento de la estructura molecular es de suma importancia y constituye, en la actualidad, uno de los principales temas de investigación de numerosos químicos, puesto que todas las propiedades fisicoquímicas de una sustancia dependen de su estructura molecular. Por otro lado, el conocimiento de la estructura molecular de un compuesto es el punto de partida para su síntesis en el laboratorio y posteriormente en la industria, por lo que constituye la base de muchas de las ramas de la técnica actual. Desde la fabricación de nuevos plásticos y fibras sintéticas hasta la de productos farmacológicos están basadas en gran parte en los conocimientos adquiridos en el análisis estructural. Toda esta investigación se realiza, hoy en día, con la ayuda de potentes ordenadores, que permiten la creación de auténticos "modelos virtuales" de las moléculas, los cuales, dotados de animación, llevan los límites del realismo a extremos insospechados. Como muestra (y salvando distancias) podemos ver el efecto que se consigue dotando de animación a los dos modelos moleculares anteriores: Animaciones de modelos moleculares del etano (rotación de 360º sobre el eje Y)

Modelo de bolas y varillas

Modelo de esferas interpenetradas

http://www.juntadeandalucia.es/averroes/recursos_informaticos/concurso1998/accesit8/ main.htm

Isomería Tipos de isomería La isomería consiste en que dos o más sustancias que responden a la misma fórmula molecular presentan propiedades químicas y/o físicas distintas. Los distintos tipos de isomería se clasifican según el siguiente esquema:

Tipos de isomería

Isomería estructural o plana

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163 La isomería estructural o plana se debe a diferencias de estructura y puede explicarse mediante fórmulas planas. a) Isomería de cadena Es la que presentan las sustancias cuyas fórmulas estructurales difieren únicamente en la disposición de los átomos de carbono en el esqueleto carbonado, por ejemplo: Isómeros con fórmula molecular C4H10

2-metil-propano (isobutano)

n-butano

b) Isomería de posición Es la que presentan sustancias cuyas fórmulas estructurales difieren únicamente en la situación de su grupo funcional sobre el esqueleto carbonado. Veamos algún ejemplo: Isómeros con fórmula molecular C3H8 1-propanol

2-propanol

c) Isomería de función Es la que presentan sustancias que con la misma fórmula molecular presentan distinto grupo funcional, por ejemplo: Isómeros con fórmula molecular C2H6O etanol

metano-oxi-metano

propanal

propanona

1.Isomería geométrica. El doble enlace de los alquenos se representa mediante una doble línea que une a los dos átomos de carbono olefínicos. La orientación de los orbitales sp2 y el solapamiento de los orbitales p en el etileno obliga a colocar a los cuatro átomos que componen esta olefina en el mismo plano. En el

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164

esquema que aparece a continuación se indican varias representaciones de Lewis del etileno, así como las correspondientes representaciones en el modelo de varillas y bolas. La vista superior pone de manifiesto la planaridad de este compuesto.

El siguiente alqueno en complejidad estructural, después del etileno, es el propileno, de fórmula molecular C3H6. La representación de este compuesto se da en el siguiente esquema.

Obsérvese que en la molécula de propileno los tres átomos de carbono y los tres átomos de hidrógeno unidos a los carbonos sp2 están contenidos en un plano, no así los tres átomos de hidrógeno del grupo metilo (CH3) que están enlazados a un carbono con hibridación sp3. Después del propileno el siguiente hidrocarburo olefínico es el de fórmula molecular C4H8. Con esta fórmula se pueden 164

165

dibujar hasta un total de cuatro olefinas diferentes, que son las que se indican a continuación:

Dos de los isómeros anteriores, los denominados cis-2buteno y trans-2-buteno no son isómeros estructurales entre sí, puesto que ambos tienen la misma secuencia de átomos enlazados covalentemente. La diferencia entre ellos estriba en la posición relativa en la que se encuentran dispuestos los grupos metilo y los átomos de hidrógeno y esta clase de isómeros, que se forman como consecuencia de la distinta orientación espacial de átomos o grupo de átomos alrededor de un enlace doble, se denominan isómeros geométricos. En el denominado cis-2-buteno los dos grupos metilo están del mismo lado del doble enlace, mientras que en el trans-2buteno estos dos grupos metilo están situados en lados opuestos del doble enlace. A continuación, se dan las representaciones en los modelos de varillas y bolas de cis- y trans-2-buteno.

La representación del cis- y trans-2-buteno en el modelo space-filling pone de manifiesto la forma diferente de ambos isómeros:

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¿Cómo se explica la existencia de dos isómeros diferentes del 2-buteno? La respuesta reside en la rotación restringida a lo largo del doble enlace carbonocarbono. La energía de disociación del doble enlace C=C es aproximadamente de 146 kcal/mol y la energía de disociación de un enlace simple C-C es de 83 kcal/mol. Por tanto, la energía de disociación del enlace p? debe ser de 63 kcal/mol. Los extremos de la molécula de 2-buteno no pueden torcerse entre sí, porque para ello se debería romper el enlace pi. Por tanto, a diferencia de lo que ocurre en los enlaces simples, en los enlaces dobles C=C no hay libre rotación. Como se ha apuntado antes, este es el origen de la isomería cis-trans. Nomenclatura de los isómeros geométricos. El cis-2-buteno se denomina así porque los dos grupos iguales, como los dos grupos metilo (CH3), están del mismo lado del doble enlace. Por el contrario, en el trans-2-buteno los dos grupos iguales (CH3) están en lados opuestos del doble enlace. Por tanto, la configuración cis de los enlaces dobles se asigna en aquellos isómeros geométricos que contienen grupos iguales o similares del mismo lado del doble enlace y la denominación trans se aplica en aquellos isómeros geométricos que contienen grupos iguales o similares de lados opuestos del doble enlace. El problema de la nomenclatura cis/trans es que presenta muchas ambigüedades ya que muy a menudo se hace complicado elegir cuáles son los grupos iguales o similares situados en los carbonos olefínicos. Por ejemplo, no sería fácil asignar la configuración cis o trans de los dos isómeros geométricos del 1-bromo-1-fluoro-propeno:

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Para evitar las ambigüedades que se producen en el sistema de nomenclatura cis/trans la I.U.P.A.C. ha propuesto un sistema de nomenclatura basado en las reglas de CahnIngold-Prelog, que establecen un orden de prioridad según el número atómico. Si el doble enlace presenta los dos grupos de mayor prioridad del mismo lado del plano de referencia se le asigna la configuración Z (del alemán zusammen). Si el doble enlace presenta los dos grupos de mayor prioridad de lados opuestos del plano de referencia se le asigna la configuración E (del alemán entgegen).

La asignación de prioridades se basa en el número atómico de los átomos directamente unidos a los carbonos sp2. Por ejemplo, si se dese asignar la configuración E o Z del isómero I 1-bromo-1-fluoro-propeno se procede del siguiente modo:

1. El carbono sp2 de la izquierda de la figura está unido a CH3 y a H. Como el C tiene mayor número atómico que el H se le asigna a este átomo, y por tanto al grupo CH3, la prioridad:

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2. El carbono sp2 de la derecha de la figura está unido a Br y a F. Como el Br tiene mayor número atómico que el F se le asigna a este átomo la prioridad:

3. Como los dos átomos o grupos de átomos prioritarios están de lados opuestos del doble enlace éste tiene configuración E. (Para asignación de prioridades en otros átomos y grupos de átomos ver más adelante).

Aplicando las mismas reglas se puede ver como el estereoisómero II del 1- bromo-1-fluoro-propeno es de configuración Z:

2. Quiralidad: noción de centro esteroquímico. Nomenclatura R y S. El tipo de estereoisomería más interesante es el que da lugar a la actividad óptica. A principios de siglo XIX Biot señaló que algunas sustancias orgánicas de origen natural poseían la propiedad de girar el plano de la luz polarizada. Este fenómeno consiguió explicarse cuando los químicos comenzaron a considerar la disposición tridimensional de las moléculas en el espacio y la configuración tetraédrica del átomo de carbono. Las propiedades geométricas de un carbono con hibridación sp3 hacen que, en el caso de que esté unido a cuatro átomos o grupos de átomos diferentes, la

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molécula no tenga plano de simetría y que existan dos maneras diferentes de ordenar a los cuatro átomos o grupos de átomos. Estas dos ordenaciones o configuraciones generan dos formas isoméricas denominadas enantiómeros, que son imágenes especulares entre sí pero que no son superponibles. Cuando esto ocurre se dice que la molécula es quiral y óptimamente activa, puesto que es capaz de desviar el plano de la luz polarizada. Dos enantiómeros desvían el plano de la luz polarizada en la misma magnitud pero en sentidos opuestos. Al carbono con hibridación sp3 que está unido a cuatro átomos o grupos de átomos diferentes se le denomina estereocentro o centro estereogénico. En la siguiente figura se dibuja un compuesto de carbono con hibridación sp3 unido a cuatro grupos diferentes, representados por cuatro colores distintos. El reflejo de esta estructura genera su enantiómero:

En la siguiente representación se indican dos compuestos enantioméricos, cuyo estereocentro está unido a cuatro grupos diferentes simbolizados por dos bolas una de color granate y otra verde, un triángulo de color azul y un rectángulo de color naranja. Se puede observar en el dibujo la imposibilidad de superposición entre los enantiómeros. 169

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Cuando una molécula es superponible con su imagen especular se dice que no es ópticamente activa y por tanto es incapaz de desviar el plano de la luz polarizada. Normalmente esto ocurre cuando la molécula presenta un plano de simetría. La quiralidad no es una propiedad exclusiva de las moléculas orgánicas que contienen estereocentros. En la vida ordinaria se pueden encontrar objetos quirales, y por tanto, no superponibles con su imagen especular, como la mano derecha y la mano izquierda, el pie derecho y el izquierdo, el zapato derecho y el izquierdo, etc.

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Nomenclatura de los isómeros configuracionales. El sistema más aceptado para nombrar la configuración de un centro estereogénico es la denominada convención de Cahn, Ingold y Prelog, que asigna una letra R o S a cada centro estereogénico de una molécula quiral. Las reglas que hay que seguir para asignar una configuración R o S son las siguientes: 1º. Cada átomo unido al carbono estereogénico recibe un número 1, 2, 3 ó 4. El 1 se asigna al grupo de mayor prioridad y el 4 al de menor prioridad. La prioridad se establece según el número atómico: el átomo de mayor prioridad es el de mayor número atómico. 2º. Una vez asignado el orden de prioridad se mira el

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carbono estereogénico desde el lado opuesto al grupo de menor prioridad. Si el orden de prioridades decreciente de los restantes grupos representa una secuencia en el sentido de las agujas del reloj se asigna al estereocentro la configuración R (rectus, derecha). Si la secuencia gira en el sentido opuesto a las agujas del reloj la configuración del estereocentro es S (sinister, izquierda). A continuación se aplican estas reglas de prioridad para la asignación de las configuraciones de centros estereogénicos en una serie de compuestos quirales. Ejemplo 1: Asignación de la configuración R o S de los dos enantiómeros del 1- cloro-1-fluoroetano. La representación tridimensional de los dos enantiómeros del 1-cloro-1-fluoroetano es la siguiente:

Para asignar las configuraciones de estos dos compuestos se procede del siguiente modo: 1º. El orden de prioridad de los grupos unidos al carbono estereogénico en base al número atómico es, de mayor a menor, Cl > F > C > H. Por tanto, el orden de prioridad será Cl (1º), F (2º), C (3º) y H (4º). 2º. Una vez asignado el orden de prioridad hay que mirar al compuesto quiral desde el lado opuesto al que ocupa el último grupo en prioridad, tal y como se indica en los siguientes esquemas:

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Ejemplo 2: Asignación de la configuración R ó S en estereocentros unidos a más de un átomo igual, como en el compuesto que se da a continuación:

1º. Se asigna el orden de prioridad de los átomos unidos al carbono estereogénico en base al número atómico que es, en este caso, C, C, C > H. Esta claro que el átomo de hidrógeno es el último en prioridad pero no está claro cual es la prioridad del grupo CH3, del grupo CH(CH3)2 y del grupo CHBr2 puesto que todos estos grupos están unidos al estereocentro por un átomo de carbono. Para establecer la prioridad entre estos tres grupos se procede del siguiente modo: Para cada uno de los átomos de carbono unido directamente al esterocentro se ordenan, de mayor a menor número atómico, los átomos a los que está unido, tal y como se indica en la siguiente figura:

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A continuación, se establece la prioridad comparando los tres primeros átomos dentro de cada paréntesis. En el ejemplo que se está considerando estos átomos son Br, C y H, que aparecen subrayados en la siguiente figura:

Como el número atómico es Br > C > H esto hace que la prioridad de los grupos sea CHBr2 > CH(CH3)2 > CH3. Según esta ordenación la configuración del estereocentro será R:

Ejemplo 3: Asignación de la configuración R o S en el siguiente compuesto quiral:

1º. Se asigna el orden de prioridad de los átomos unidos al carbono estereogénico en base al número atómico que es, en este caso, C, C, C > H. Está claro que el átomo de hidrógeno

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175 es el último en prioridad pero no está claro cual es la prioridad del grupo CH3, del grupo CH(CH3)2 y del grupo C(CH3)3 puesto que todos estos grupos están unidos al estereocentro por un átomo de carbono. Para establecer la prioridad entre estos tres grupos se procede del siguiente modo: Para cada uno de los átomos de carbono unido directamente al esterocentro se ordenan, de mayor a menor número atómico, los átomos a los que está unido, tal y como se indica en la siguiente figura:

A continuación se establece la prioridad comparando los tres primeros átomos dentro de cada paréntesis. En el ejemplo que se está considerando estos átomos son C, C y H, que aparecen subrayados en la siguiente figura:

Esta primera comparación permite asignar al grupo CH3 el número 3 en el orden de prioridad.

Para diferenciar al grupo C(CH3)3 del CH(CH3)2 se pasa a comparar el segundo átomo dentro del paréntesis de cada grupo. Como este segundo átomo es en ambos casos el C se pasa a comparar el tercer átomo dentro del paréntesis de cada grupo que en este caso es C y H, lo que determina que el el grupo C(CH3)3 es prioritario sobre el grupo CH(CH3)3.

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Según la ordenación anterior la configuración del estereocentro será R:

Para asignar la prioridad de átomos unidos mediante enlaces múltiples se considera que cada enlace pi equivale a un enlace simple adicional. Las equivalencias de una serie de grupos que contienen enlaces múltiples se da en la siguiente figura.

Proyección de Fischer. Configuraciones de los enantiómeros. La proyección de Fischer es una forma de representar una 176

177

molécula tridimensional en una superficie bidimensional. Para transformar la representación tridimensional de una molécula con un estereocentro en una proyección de Fischer se siguen los siguientes pasos: 1. Se orienta la estructura de manera que el carbono del esterocentro quede contenido en el plano del papel, dos de los sustituyentes se dirijan hacia el observador y los otros dos sustituyentes se alejen del observador:

2. Con la orientación correcta se proyectan los dos enlaces que se acercan al observador en la horizontal y los dos enlaces que se alejan del observador en la vertical:

Para asignar la configuración R o S en las proyecciones de Fischer se determina primero el orden de prioridad según la convención Cahn-Ingold-Prelog. En el caso anterior sería:

Se unen los tres grupos prioritarios en el orden 1 -> 2 -> 3 y se observa si está unión va en el sentido de reloj o en el sentido contrario. Si el último grupo en prioridad está en la vertical y la unión 1 - 2 - 3 va en sentido R la configuración del estereocentro será R. Si el último grupo en prioridad está en la vertical y la unión 1 - 2 - 3 va en sentido S la configuración del estereocentro será S.

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Por ejemplo, en la proyección de Fischer anterior la unión 1 - 2 - 3 va en sentido S y como el hidrógeno (último en prioridad) está en la vertical la configuración correcta del estereocentro es S.

Si el último grupo en prioridad está en la horizontal y la unión 1 - 2 - 3 va en sentido R la configuración del estereocentro es opuesta, o sea, S. Por ejemplo,

Si el último grupo en prioridad está en la horizontal y la unión 1 -2 - 3 va en sentido S la configuración del estereocentro es opuesta, o sea, R. Por ejemplo:

Propiedades de las proyecciones de Fischer. Las proyecciones de Fischer pueden ser movidas 180° en el plano sin que cambie la configuración del estereocentro, por

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179

ejemplo:

Este giro de 180° en el plano en una proyección de Fischer equivale a un número par de intercambios de grupos, lo que permite deducir que un número par de intercambios en una proyección de Fischer deja la configuración del estereocentro inalterada y, por tanto, un número impar de intercambios cambia la configuración del estereocentro. Si una proyección de Fischer se gira 90° se cambia la configuración del estereocentro, porque un giro de 90° equivale a un número impar de intercambios (un total de tres interconversiones).

3. Compuestos con varios carbonos quirales: diastereoisómeros y compuestos meso. Cuando un compuesto orgánico contiene dos o más centros estereogénicos son posibles un máximo de 2n estereoisómeros. A continuación, se indican las proyecciones de Fischer de los cuatro posibles estereoisómeros del 3-bromobutan-2-ol y las relaciones de estereoisomería que se establecen entre ellos.

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Compuestos meso. En la siguiente figura se describen las proyecciones de Fischer de los cuatro posibles estereoisómeros del 2,3dibromobutano:

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En la proyección de Fischer se observa que los estereoisómeros 2R,3S y 2S,3R presentan un plano de simetría y, aunque aparentan ser imágenes especulares uno del otro, en realidad son el mismo compuesto porque son superponibles. Este tipo de estereoisómeros que carecen de actividad óptica, a pesar de contener en su estructura centros estereogénicos, se denominan compuestos meso.

UNIDAD 6 181

182 http://es.geocities.com/quimicorganica/ CLASIFICACIÓN Y NOMECLATURA DE LOS COMPUESTOS ORGÁNICOS.

1. Concepto de radical o resto y grupo funcional. Series homólogas. En Química Orgánica se conoce como grupo funcional al átomo, o grupo de átomos, que define la estructura de una familia particular de compuestos orgánicos y al mismo tiempo determina sus propiedades. A continuación, se indican tabuladas las distintas familias de los compuestos orgánicos con indicación de su grupo funcional.

Para cada una de las familias se señala en negrita el grupo funcional y se representa con una R la parte alquílica, que en

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183 Química Orgánica es un simbolismo que hace referencia a una cadena de átomos de carbono. Las reacciones típicas de la familia ocurren en el átomo, o grupo de átomos, que constituyen el grupo funcional.

2. Principales tipos de compuestos orgánicos 2.1. Hidrocarburos Los alcanos, o hidrocarburos saturados, son compuestos que sólo contienen carbono e hidrógeno. Estos compuestos pueden ser lineales, como el heptano, o ramificados, como el 3-metilhexano, un isómero del heptano.

La unión entre los átomos de carbono se realiza mediante enlaces simples C-C. Son los principales componentes de los combustibles (gas natural y gas licuado de petróleo), la gasolina, el aceite para motores y la parafina. Los alquenos, son hidrocarburos que contienen al menos un enlace doble C-C. Se denominan también olefinas.

Los alquinos, denominados también hidrocarburos acetilénicos, se caracterizan por poseer al menos un triple enlace C-C en su estructura.

Por otra parte, existen hidrocarburos que presentan en su estructura uno o varios anillos aromáticos y por ello reciben el nombre de hidrocarburos aromáticos. El ejemplo más representativo de esta familia de compuestos orgánicos es el benceno.

Todos los hidrocarburos que presentan algún enlace múltiple en su estructura se denominan también hidrocarburos insaturados. La clasificación de los hidrocarburos se representa gráficamente a continuación: 183

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La fórmula general de los alcanos de cadena lineal (alcanos normales) es una cadena de grupos -CH2 (grupos metileno) con un átomo de hidrógeno en cada extremo. Los alcanos lineales se diferencian entre si sólo por el número de metilenos de la cadena. A esta serie de compuestos, que sólo se diferencia en el número de grupos -CH2- , se le llama serie homóloga, y a los individuales de la serie se les llama homólogos. Por ejemplo, el butano es un homólogo del propano y ambos son homólogos del pentano.

Nomenclatura de los hidrocarburos. Hidrocarburos alifáticos. 2.1.1. Hidrocarburos saturados: alcanos. a) Lineales. Se nombran con un prefijo que indica el número de C que posee y la terminación -ANO.

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b) Ramificados. Las cadenas laterales (radicales) formadas por átomos de carbono e hidrógeno que forman parte de cualquier compuesto orgánico se nombran utilizando el prefijo correspondiente según el número de átomos de carbono que posea (tal y como se acaba de ver para los alcanos lineales) y la terminación -ILO.

Para nombrar hidrocarburos ramificados hay que seguir los siguientes pasos: 1. Numerar la cadena más larga comenzando por el extremo más próximo al radical. 2. Se escribe y nombra el número correspondiente a la posición del radical delante de su nombre. 3. Si hay varios radicales iguales, el nombre del radical va precedido de un prefijo que indica el número de radicales (di-, tri- tetra-,...). 4. Los radicales distintos se nombran por orden alfabético, comenzando a numerar por el extremo más próximo a un

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radical.

2.1.2. Hidrocarburos insaturados: a) Alquenos. Son hidrocarburos en los que existen dobles enlaces. Estos hidrocarburos se nombran de la siguiente forma: 1. Los que sólo tienen un enlace doble se nombran cambiando la terminación -ano por -ENO indicando con un número la posición del doble enlace (empezando a contar por el extremo más próximo al doble enlace). 2. Si hay ramificaciones se toma como cadena principal la cadena más larga de las que contienen el doble enlace y para comenzar la numeración de los carbono se realiza de manera que el doble enlace posea el número más pequeño posible. 3. Si contiene más de un doble enlace el sufijo es ?dieno, -trieno, -tetraeno,...

c) Alquinos. Son hidrocarburos con triples enlaces. Estos hidrocarburos se nombran de la siguiente forma:

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1. Los que sólo tienen un enlace doble se nombran cambiando la terminación -ano por -INO indicando con un número la posición del triple enlace (empezando a contar por el extremo más próximo al triple enlace) 2. Si hay ramificaciones y / o más de un triple enlace la nomenclatura es análoga a la de los alquenos. 3. Si hay dobles y triples enlaces se nombran en el orden -eno -ino con el localizador correspondiente de forma que sea lo más bajo posible independientemente de que las insaturaciones sean dobles o triples. 4. Cuando las ramificaciones también poseen insaturaciones, la cadena principal es aquella que cumple los siguientes requisitos: -Contiene mayor número de insaturaciones. -Contiene mayor número de átomos de C. -Contiene mayor número de dobles enlaces.

2.1.3. Hidrocarburos aromáticos. Todos los hidrocarburos aromáticos poseen en su estructura uno o más anillos de benceno más o menos sustituidos. Los sustituyentes de un anillo bencénico se nombran como radicales seguidos de la palabra benceno. Si hay dos sustituyentes su posición relativa se indica con los localizadores: o mediante los prefijos siguientes:

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2.2. Haloalcanos o haluros de alquilo. Son compuestos en los que por lo menos un átomo de hidrógeno de los hidrocarburos ha sido sustituido por un átomo de halógeno. Cuando el átomo de carbono que está unido al halógeno está unido también a otro átomo de carbono el haluro de alquilo se denomina primario. Si el átomo de carbono unido al halógeno está unido a otros dos átomos de carbono el haluro de alquilo es secundario. Si el atomo de carbono está unido al halógeno y a otros tres átomos de carbono el haluro es un haluro terciario:

Se nombran como si se tratara de hidrocarburos que poseen sustituyentes de manera que se da el nombre del halógeno precedido de su localizador seguido del nombre del hidrocarburo correspondiente:

2.3. Alcoholes. Son compuestos que poseen el grupo hidroxilo (-OH) en su estructura. Al igual que los haluros de alquilo, los alcoholes también pueden clasificarse en primarios, secundarios o terciarios, según el grado de sustitución del carbono que está unido al grupo hidroxilo.

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Los alcoholes son compuestos muy polares debido a la presencia del grupo hidroxilo. En la siguiente figura se representa la estructura general de un alcohol así como el contorno de densidad electrónica del metanol, en el que se aprecia una zona coloreada en rojo, que es la situada en la proximidad del átomo de oxígeno, y una zona coloreada en azul, que denota falta de densidad electrónica y que corresponde al átomo de hidrógeno unido al oxígeno.

Algunos de los alcoholes son compuestos orgánicos muy comunes, como el metanol que se emplea como disolvente industrial y combustible en los coches de carreras, o el etanol que es el alcohol que se encuentra en las bebidas alcohólicas. Se nombran añadiendo -OL al hidrocarburo de referencia numerando la cadena de forma que los localizadores de los grupos alcoholes sean lo más bajos posibles.

2.4. Éteres. Los éteres poseen un átomo de oxígeno unido a dos cadenas alquílicas que pueden ser iguales o diferentes. El más conocido es el éter dietílico que se empleaba como agente anestésico en operaciones quirúrgicas.

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190 En la siguiente figura se representa la estructura general de un éter así como el contorno de densidad electrónica del dimetiléter. La zona de mayor densidad electrónica (coloración en rojo) corresponde a la región situada alrededor del átomo de oxígeno.

Los éteres se nombran colocando el nombre de las dos cadenas alquílicas que se encuentran unidas al átomo de oxígeno, una a continuación de la otra, y, finalmente, se añade la palabra éter.

2.5. Aminas. Son compuestos que poseen el grupo amino en su estructura. Se consideran compuestos derivados del amoníaco, por tanto, presentan propiedades básicas. También pueden clasificarse como primarias, secundarias o terciarias, según el grado de sustitución del átomo de nitrógeno.

En la siguiente figura se indican las estructuras de la metilamina (una amina primaria), la dimetilamina (una amina secundaria) y la trimetilamina (una amina terciaria), así como el correspondiente contorno de densidad 190

191 electrónica. La zona coloreada en rojo corresponde a la densidad electrónica asociada al par electrónico libre situado sobre el átomo de nitrógeno.

Tradicionalmente las aminas se nombran colocando los nombres de los radicales en orden alfabético seguido de la terminación AMINA.

En la actualidad se emplea otro sistema para nombrar a las aminas. Este sistema consiste en: 1. Identificar la cadena principal como aquella que contiene mayor número de átomos de carbono y además contiene el grupo amino. 2. Colocar la terminación AMINA al final del nombre del hidrocarburo que constituye el esqueleto de la cadena principal. 3. Para localizar el grupo amino dentro de la cadena principal se utiliza el número del carbono que está unido directamente al nitrógeno y este número o localizador se coloca delante del nombre de la terminación AMINA. 4. Si la amina es secundaria o terciaria, se dan los nombres de los radicales alquilo que están unidos al nitrógeno

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precedidos de la letra N en cursiva para indicar que dichos grupos están unidos al nitrógeno y no a un carbono.

2.6. Aldehídos y cetonas. Estos compuestos contienen el grupo funcional carbonilo que está formado por un átomo de oxígeno unido mediante un doble enlace a un átomo de carbono (C=O). En los aldehídos el grupo carbonilo está unido a un átomo de carbono y a un átomo de hidrógeno y en las cetonas el grupo carbonilo está unido a dos átomos de carbono. El grupo carbonilo es bastante polar de manera que los aldehídos y cetonas de bajo peso molecular son solubles en agua. De hecho, tanto la acetona como el acetaldehído son miscibles en agua en cualquier proporción. A continuación, se dan las estructuras del formaldehído y de la acetona, y sus respectivos contornos de densidad electrónica. La zona coloreada en rojo, que denota elevada concentración de densidad electrónica, corresponde a la región situada alrededor del átomo de oxígeno.

El grupo aldehído (-CHO) se halla siempre en uno o ambos extremos de la cadena y se nombran con la terminación -AL

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Las cetonas nombran con la terminación -ONA numerando la cadena de forma que los localizadores de los grupos cetona sean lo más bajos posible.

2.7. Ácidos carboxílicos. Estos compuestos se caracterizan por poseer en su estructura al grupo funcional carboxilo (-COOH). Muchos ácidos carboxílicos simples reciben nombres no sistemáticos que hacen referencia a las fuentes naturales de las cuales proceden. Por ejemplo, el ácido fórmico se llama así porque se aisló por primera vez de las hormigas (formica en latín). El ácido acético, que se encuentra en el vinagre, toma su nombre de la palabra acetum, "ácido". El ácido propiónico da el aroma penetrante a algunos quesos y el ácido butírico es el responsable del olor repulsivo de la mantequilla rancia.

El contorno de densidad electrónica del ácido acético se indica a continuación. La zona fuertemente coloreada en rojo (elevada concentración de densidad electrónica) corresponde a la región alrededor del átomo de oxígeno carbonílico (CH3COOH), y la zona de color azul (poca densidad electrónica) corresponde a la región alrededor del hidrógeno unido al oxígeno (CH3COOH).

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Al igual que los aldehídos y cetonas, los ácidos carboxílicos de bajo peso molecular son muy polares y, por tanto, muy solubles en agua. El grupo ácido (-COOH) se halla siempre en uno o ambos extremos de la cadena y se nombran con la terminación -OICO. 2.8. Derivados de los ácido carboxílicos: cloruros de ácido, ésteres y amidas. Los cloruros de ácido, los ésteres y las amidas se consideran derivados de los ácidos carboxílicos puesto que se pueden preparar fácilmente a partir de éstos. a) Cloruros de ácido. El grupo funcional de los cloruros de ácido (RCOCl) se puede considerar formado por la combinación carbonilo + cloro. A continuación se indica la estructura del cloruro de acetilo y su contorno de densidad electrónica. La zona de elevada concentración de densidad electrónica (zona en rojo) corresponde a la región situada alrededor del átomo de oxígeno.

Se nombran colocando las palabras cloruro de y el nombre del ácido carboxílico del que deriva cambiando la 194

195 terminación -OICO por -ILO.

b) Ésteres. Los esteres se consideran como el resultado de la condensación entre un ácido carboxílico y un alcohol. Los ésteres de bajo peso molecular, como el acetato de butilo (CH3COOBu) y el acetato etilo (CH3COOEt) se emplean como disolventes industriales, especialmente en la preparación de barnices.

El olor y sabor de muchas frutas se debe a la presencia de mezclas de ésteres. Por ejemplo, el olor del acetato de isoamilo recuerda al de los plátanos, el propionato de isobutilo al del ron, etc.

A continuación se indica el contorno de densidad electrónica del acetato de metilo. De las dos zonas en rojo, la superior, de un color rojo intenso, corresponde a la región alrededor del oxígeno carbonílico (CH3COOCH3), y la inferior, de coloración menos intensa que la primera, corresponde a la región alrededor del átomo de oxígeno unido al metilo (CH3COOCH3), que contiene menos densidad electrónica que la zona situada alrededor del oxigeno carbonílico.

Se nombran de la siguiente manera: nombre del ácido del

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196 que deriva con la terminación –ato de + nombre del radical que sustituye al H del ácido correspondiente con la terminación –ilo

c) Amidas. Las amidas se pueden obtener por reacción entre un ácido carboxílico y una amina, que puede ser primaria o secundaria. La estructura de algunas amidas simples, como la acetamida y la propanamida, se indica a continuación:

El contorno de densidad electrónica de la acetamida, que se indica a continuación, denota la existencia de una zona de elevada densidad electrónica (zona coloreada en rojo) que es la región situada alrededor del átomo de oxígeno (CH3CONH2). La zona en azul (baja densidad electrónica) corresponde a la región alrededor de uno de los dos átomos de hidrógeno enlazados al nitrógeno.

Se nombran cambiando la terminación -o del hidrocarburo correspondiente por la terminación -AMIDA

2.9 Nitrilos. El grupo funcional de los nitrilos es el grupo ciano (CN), que está constituido por un átomo de carbono unido mediante un triple enlace a un nitrógeno. Uno de los nitrilos más usuales en los laboratorios de Química Orgánica es el acetonitilo, donde se emplea como disolvente. 196

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Se nombran añadiendo la terminación NITRILO al nombre del hidrocarburo correspondiente.

LAS REACCIONES EN EL ENLACE COVALENTE Tipos de reacciones orgánicas. Una reacción química se puede definir como un proceso de interacción entre especies químicas y en el que, como consecuencia de la ruptura y formación de enlaces, se origina una nueva entidad química. A continuación, se indican diferentes métodos de clasificación de la reacciones más usuales en Química Orgánica. - Clasificación por el tipo de transformación. Las reacciones orgánicas se pueden agrupar y clasificar atendiendo al tipo de transformación que tiene lugar en el compuesto orgánico como: a) Reacciones de adición b) Reacciones de sustitución c) Reacciones de eliminación d) Reacciones de transposición 1.1. Reacciones de adición. Este tipo de reacciones consisten en la adición de dos especies químicas al enlace múltiple de una molécula insaturada, tal y como se indica de forma genérica en la siguiente ecuación química:

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Este tipo de reacciones es muy común en los compuestos olefínicos y acetilénicos, como ocurre en la adición de bromo a un doble enlace, en la adición de HBr o en el proceso de hidrogenación:

1.2. Reacciones de sustitución. En las reacciones de sustitución se engloban aquellas en las que un átomo o grupo atómico es sustituido o desplazado por otro. La ecuación general para un proceso de sustitución es:

Ejemplos de este tipo de reacciones son las que experimentan los alcoholes con hidrácidos o las reacciones de sustitución nucleofílica de haluros de alquilo. A continuación, se indican dos ejemplos concretos de reacciones de sustitución.

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1.3. Reacciones de eliminación. Este tipo de reacciones constituyen el proceso inverso de las reacciones de adición y consisten en la pérdida de átomos, ó grupo de átomos de una molécula, con formación de enlaces múltiples o anillos. La formulación general de las reacciones de eliminación es:

La reacción de deshidratación de un alcohol para formar un alqueno o la reacción de deshidrobromación inducida por bases son ejemplos de reacciones de eliminación:

1.4. Reacciones de transposición. Esta clase de reacciones consisten en un reordenamiento de los átomos de una molécula que origina otra con estructura distinta. Un ejemplo de este tipo de reacciones es el proceso de conversión del n-butano en isobutano en presencia de determinados catalizadores. 199

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- Clasificación por la forma en la que se rompen los enlaces. Las reacciones orgánicas se pueden clasificar atendiendo a la forma en la que se rompen y se forman los enlaces químicos en dos grandes grupos: a) Reacciones de homólisis b) Reacciones de heterólisis 1.5. Reacciones de homólisis. Estas reacciones tienen lugar cuando el enlace covalente se rompe de manera equitativa; esto es cada uno de los fragmentos que surgen de la ruptura se lleva consigo a uno de los electrones que formaban parte del enlace original. Normalmente, este proceso da lugar a especies radicalarias, que son entidades químicas con un número impar de electrones. La formulación general de un proceso de homólisis es:

1.6. Reacciones de heterólisis. Este tipo de reacciones se producen cuando la ruptura del enlace es asimétrica, es decir, uno de los dos fragmentos del enlace se queda con los dos electrones del enlace covalente original. Normalmente, este proceso origina una especie cargada negativamente (la que se lleva el par de electrones del enlace) y otra cargada positivamente, tal y como se describe a continuación:

-Clasificación por la forma en la que se forman los enlaces.

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Las reacciones orgánicas también se pueden clasificar atendiendo al proceso de formación los enlaces como: a) Reacciones de coligación b) Reacciones de coordinación 1.7. Reacciones de coligación. Estas reacciones se producen cuando dos radicales libres se unen formando un enlace covalente. Este proceso es el inverso al de homólisis. Su formulación general es:

1.8. Reacciones de coordinación. Reciben este nombre las reacciones en las que se enlazan un anión (o una especie con un exceso de densidad electrónica) y un catión (o una especie con huecos electrónicos). Este proceso es el inverso al de heterólisis. Su formulación general es:

-Clasificación por la forma en la que se rompen y se forman los enlaces. Atendiendo a la forma en la que se rompen y forman los enlaces las reacciones se clasifican como: a) Reacciones concertadas b) Reacciones no concertadas 1.9. Reacciones no concertadas. Son aquellas en las que la rotura y formación de enlaces se produce en etapas separadas: En esta clase de reacciones se forman especies intermedias más o menos estables, como en el proceso general que se indica a continuación:

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1.10. Reacciones concertadas. Son aquellas en las que la rotura y formación de enlaces se produce simultáneamente, como se indica a continuación:

1.11. Reacciones de oxidación y reducción. La oxidación y reducción no representan un tipo nuevo de reacciones sino más bien cambios que pueden acompañar a las reacciones de adición, sustitución y eliminación. En química inorgánica se refieren a la pérdida o ganancia de electrones por un átomo o ión. En los compuestos orgánicos esta transferencia de electrones no suele ser completa y el proceso redox se produce como consecuencia de un cambio en los enlaces covalentes entre átomos de distinta electronegatividad. Para calcular el estado de oxidación en las moléculas orgánicas se ite que el carbono elemental se encuentra en un estado de oxidación de cero. La formación de un enlace entre el carbono y con un átomo más electronegativo es un proceso de oxidación y la formación de un enlace entre el carbono y un átomo menos electronegativo es un proceso de reducción, ya que en estos cambios se produce una disminución o un aumento de la densidad electrónica sobre 202

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el átomo de carbono. Por ejemplo, en la reacción de cloración del metano con cloro molecular a alta temperatura:

Aparentemente no ha ocurrido ninguna reacción redox, pues todos los átomos siguen compartiendo el mismo número de electrones. Tanto en los reactantes como en los productos los átomos de hidrógeno comparten dos electrones. El átomo de carbono del CH4 comparte ocho electrones y en el clorometano (CH3Cl) el átomo de carbono también comparte ocho electrones. Los dos átomos de cloro siguen teniendo, tanto en el Cl2 como en el CH3Cl, tres pares electrónicos libres y un par electrónico compartido. Si se analiza la reacción con más profundidad se puede apreciar que el átomo de carbono ha experimentado una cesión parcial de densidad electrónica y los átomos de cloro una ganancia parcial de densidad electrónica: el átomo de carbono del CH4 se ha oxidado y los átomos de cloro se han reducido debido a la mayor electronegatividad del átomo de cloro respecto del carbono e hidrógeno. En conclusión, en la reacción de cloración del metano el cloro ha actuado de oxidante y el metano de reductor.

2. Mecanismos de reacción. El mecanismo de reacción es una descripción detallada, paso a paso, de la forma en la que los reactivos se transforman en los productos. La descripción debe incluir: • El movimiento de los electrones que producen la ruptura y formación de enlaces. • Las relaciones espaciales de los átomos durante dichas transformaciones. En el caso ideal, un mecanismo debería responder a los cambios estructurales y a los energéticos que ocurren en cada paso de la reacción. Nunca hay que esperar que un mecanismo quede completamente demostrado, pues es muchas reacciones no es posible conseguir datos experimentales para cada detalle del proceso. A menudo es posible que haya más de un camino distinto para una reacción. Los químicos orgánicos están muy

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acostumbrados a proponer mecanismos para explicar un proceso químico nuevo, la formación de una especie química inesperada, etc. De entre los posibles mecanismos para una nueva reacción química hay que elegir el que sea consistente con los datos experimentales disponibles.

Reactivos electrofílicos y nucleofílicos. Una clasificación importante de las reacciones orgánicas se basa en la naturaleza del reactivo atacante. Según la definición de Lewis, un ácido es aquella especie capaz de aceptar electrones y una base es un dador de un par de electrones. Los reactivos electrofílicos (o electrófilos) se definen como especies capaces de aceptar electrones y por consiguiente son acidos de Lewis. Los reactivos nucleofílicos o nucleófilos son reactivos dadores de electrones y por tanto bases de Lewis. Según esta definición ¿qué diferencia hay entre un ácido de Lewis y un electrófilo, o entre una base de Lewis y un nucleófilo? ¿a qué reactivos hay que aplicar el concepto de electrófilo o de nucleófilo? La diferencia electrófilo/ácido de Lewis o nucleófilo/base de Lewis se basa en conceptos cinéticos y termodinámicos. La basicidad y la acidez son conceptos termodinámicos y por tanto se refieren a la posición de equilibrio entre un dador de electrones y un ácido. Por ejemplo, cuando se afirma que una base es fuerte se entiende que, en la reacción con ácidos, el equilibrio está desplazado hacia la derecha.

Al contrario que el concepto de acidez/basicidad, la electrofilia y la nucleofilia son conceptos cinéticos: un buen nucleófilo es una especie química que reacciona rápidamente con electrófilos. Por ejemplo, cuando el ión metóxido CH3O- y el ión mercapturo CH3Sreaccionan con el agua, se deja que las reacciones alcancen el equilibrio, se miden las concentraciones de las especies y se calculan las constantes de equilibrio se observa que la Kb de la reacción del metóxido es mayor que la Kb de la reacción del ión

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mercapturo. Por tanto se concluye que el metóxido CH3Oes una base más fuerte que el ión CH3S-.

Al contrario que la basicidad, la nucleofilia es un concepto cinético y se refiere a la velocidad con que determinadas especies reaccionan con los sustratos

http://www.arrakis.es/~lluengo/glucidos.html

UNIDAD 7: CONCEPTO DE GLÚCIDOS

Los glúcidos son biomoléculas formadas básicamente por carbono (C),hidrógeno (H) y oxígeno (O). Los átomos de carbono están unidos a grupos alcohólicos (-OH), llamados también radicales hidroxilo y a radicales hidrógeno (-H). En todos los glúcidos siempre hay un grupo carbonilo, es decir, un carbono unido a un oxígeno mediante un doble enlace (C=O). El grupo carbonilo puede ser un grupo aldehído(-CHO), o un grupo cetónico (-CO-). Así pues, los glúcidos pueden definirse como polihidroxialdehídos o polihidroxicetonas.

El primer glúcido es el más pequeño que existe, tiene 3 átomos de carbono solamente, es además una aldosa porque posee un grupo aldehído (-CHO ); el segundo ejemplo correspondería a una cetosa, por tener un grupo cetona (C=O )

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MONOSACÁRIDOS Los monosacáridos son glúcidos sencillos, constituídos sólo por una cadena. Se nombran añadiendo la terminación -osa al número de carbonos.

Por ejemplo, en el dibujo están representados una triosa, una tetrosa, una pentosa y una hexosa. Las triosas , son abundantes en el interior de la célula, ya que son metabolitos intermediarios de la degradación de la glucosa Las pentosas, son glúcidos de 5 carbonos y entre ellos se encuentran: Ribosa y Desoxirribosa , que forman parte de los ácidos nucléicos y la ribulosa que desempeña un importante papel en la fotosíntesis, debido a que a ella se fija el CO2 atmosférico y de esta manera se incorpora el carbono al ciclo de la materia viva. Las hexosas , son glúcidos con 6 átomos de carbono. Entre ellas tienen interés en biología, la glucosa y galactosa entre las aldohexosas y la fructosa entre las cetohexosas. En disolución acuosa, los monosacáridos se cierran formando unos anillos de 5 ó 6 lados , furanos y piranos, respectivamente.

Aquí está representada la fórmula lineal y cíclica de la fructosa, formando un anillo de cinco lados que corresponde al furano Al cerrarse la molécula el grupo -OH (marcado en rojo), puede ocupar dos posiciones, respecto al grupo -CH2OH del C5. Son dos nuevos isómeros, denominados anómeros alfa (en posición trans)y beta(en posición cis)

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Estas fórmulas representan a la glucosa en su forma lineal y cíclica, en este caso el anillo formado tiene 6 lados y corresponde al esqueleto pirano. Es el glúcido más abundante, llamado azúcar de uva; en la sangre se encuentra en concentraciones de un gramo por litro Al polimerizarse da lugar a polisacáridos con función energética (almidón y glucógeno) o con fución estructural, como la celulosa de las plantas.

Ciclación de monosacáridos

En este esquema puede apreciarse como se cierra la molécula de un monosacárido, en este caso una hexosa. El grupo carbonilo del C1 queda próximo al C5 y entre ellos reaccionan sus radicales en una reacción intramolecular entre un grupo aldehido (el del C1) y un grupo alcohol (el del C5), formándose un hemiacetal.Ambos carbonos quedarán unidos mediante un átomo de oxígeno. El C1 se denomina Carbono anomérico y posee un grupo -OH llamado hemiacetálico y según la posición de este grupo, se originan dos anómeros (alfa y beta). El estudio de la ciclación fue realizado por Haworth y se conoce con el nombre de proyección de Haworth

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DISACÁRIDOS los disacáridos están formados por la unión de dos monosacáridos, que se realiza de dos formas: Mediante enlace monocarbonílico, entre el C1 anomérico de un monosacárido y un C no anomérico de otro monosacárido, como se ve en las fórmulas de la lactosa y maltosa. Estos disacáridos conservan el carácter reductor .

MALTOSA

LACTOSA 1.

Mediante enlace dicarbonílico, si se establece entre los dos carbonos anoméricos de los dos monosacáridos, con lo que el disacárido pierde su poder reductor, por ejemplo como ocurre en la sacarosa

SACAROSA

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POLISACÁRIDOS Los polisacáridos están formados por la unión de muchos monosacáridos (puede variar entre 11 y varios miles), mediante enlace O-glucosídico,similar al visto en disacáridos, con pérdida de una molécula de agua por cada enlace. Tienen pesos moleculares muy elevados, no poseen poder reductor y pueden desempeñar funciones de reserva energética o función estructural.Los polisacáridos que tienen función de reserva energética presentan enlace aglucosídico y son : Almidón, que es el polisacárido de reserva propio de los vegetales, y está integrado por dos tipos de polímeros: la amilosa, formada por unidades de maltosa,unidas mediante enlaces a(1-4). Presenta estructura helicoidal. la amilopectina , formada también por unidades de maltosas unidas mediante enlaces a(1-4), con ramificaciones en posición a(1-6).

POLÍMEROS QUE FORMAN EL ALMIDÓN

AMILOSA

AMILOPECTINA

Glucógeno es el polisacárido propio de los animales. Se encuentra abundantemente en el hígado y en los músculos. Molécula muy similar a la amilopectina; pero con mayor abundancia de ramificaciones.

Entre los polisacáridos estructurales, destaca la celulosa , que forma la pared celular de la célula vegetal. Esta pared constituye un estuche en el que queda encerrada la célula, que persiste tras la muerte de ésta. La celulosa está constituída por unidades de b-glucosa, y la peculiaridad del enlace b(beta) hace a la celulosa inatacable por las enzimas digestivas humanas, por ello, este polisacárido no tiene interés alimentario para el hombre..

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Concepto de Lípido Los lípidos son biomoléculas orgánicas formadas básicamente por carbono e hidrógeno y generalmente también oxígeno; pero en porcentajes mucho más bajos. Además pueden contener también fósforo, nitrógeno y azufre . Es un grupo de sustancias muy heterogéneas que sólo tienen en común estas dos características: Son insolubles en agua Son solubles en disolventes orgánicos, como éter, cloroformo, benceno, etc.

Clasificación de los lípidos Los lípidos se clasifican en dos grupos, atendiendo a que posean en su composición ácidos grasos (Lípidos saponificables) o no lo posean ( Lípidos insaponificables ). Lípidos saponificables Simples Acilglicéridos Céridos Complejos Fosfolípidos Glucolípidos Lípidos insaponificables Terpenos Esteroides Prostaglandinas

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Ácidos grasos Los ácidos grasos son moléculas formadas por una larga cadena hidrocarbonada de tipo lineal, y con un número par de átomos de carbono. Tienen en un extremo de la cadena un grupo carboxilo (-COOH).

Se conocen unos 70 ácidos grasos que se pueden clasificar en dos grupos : Los ácidos grasos saturados sólo tienen enlaces simples entre los átomos de carbono. Son ejemplos de este tipo de ácidos el mirístico (14C);el palmítico (16C) y el esteárico (18C) . Los ácidos grasos insaturados tienen uno o varios enlaces dobles en su cadena y sus moléculas presentan codos, con cambios de dirección en los lugares dónde aparece un doble enlace. Son ejemplos el oléico (18C, un doble enlace) y el linoleíco (18C y dos dobles enlaces).

Propiedades de los ácidos grasos Solubilidad. Los ácidos grasos poseen una zona hidrófila, el grupo carboxilo (-COOH) y una zona lipófila, la cadena hidrocarbonada que presenta grupos metileno (-CH2-) y grupos metilo (-CH3) terminales. Por eso las moléculas de los ácidos grasos son anfipáticas, pues por una parte, la cadena alifática es apolar y por tanto, soluble en disolventes orgánicos (lipófila), y por otra, el grupo carboxilo es polar y soluble en agua (hidrófilo). Desde el punto de vista químico, los ácidos grasos son capaces de formar enlaces éster con los grupos alcohol de otras moléculas. Cuando estos enlaces se hidrolizan con un álcali, se rompen y se obtienen las sales de los ácidos grasos correspondientes, denominados jabones, mediante un proceso denominado saponificación.

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Lípidos simples Son lípidos saponificables en cuya composición química sólo intervienen carbono, hidrógeno y oxígeno.

Acilglicéridos Son lípidos simples formados por la esterificación de una,dos o tres moléculas de ácidos grasos con una molécula de glicerina. También reciben el nombre de glicéridos o grasas simples

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Según el número de ácidos grasos, se distinguen tres tipos de estos lípidos: los monoglicéridos, que contienen una molécula de ácido graso los diglicéridos, con dos moléculas de ácidos grasos los triglicéridos, con tres moléculas de ácidos grasos. Los acilglicéridos frente a bases dan lugar a reacciones de saponificación en la que se producen moléculas de jabón.

Ceras Ceras Las ceras son ésteres de ácidos grasos de cadena larga, con alcoholes también de cadena larga. En general son sólidas y totalmente insolubles en agua. Todas las funciones que realizan están relacionadas con su impermeabilidad al agua y con su consistencia firme. Así las plumas, el pelo , la piel,las hojas, frutos, están cubiertas de una capa cérea protectora. Una de las ceras más conocidas es la que segregan las abejas para confeccionar su panal.

Lípidos complejos Son lípidos saponificables en cuya estructura molecular además de carbono, hidrógeno y oxígeno, hay también nitrógeno,fósforo, azufre o un glúcido. Son las principales moléculas constitutivas de la doble capa lipídica de la membrana, por lo que también se llaman lípidos de membrana. Son tammbién moléculas anfipáticas.

Fosfolípidos Se caracterizan pr presentar un ácido ortofosfórico en su zona polar. Son las moléculas más abundantes de la membrana citoplasmática. Algunos ejemplos de fosfolípidos

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Glucolípidos Son lípidos complejos que se caracterizan por poseer un glúcido. Se encuentran formando parte de las bicapas lipídicas de las membranas de todas las células, especialmente de las neuronas. Se sitúan en la cara externa de la membrana celular, en donde realizan una función de relación celular, siendo receptores de moléculas externas que darán lugar a respuestas celulares.

Terpenos Son moléculas lineales o cíclicas que cumplen funciones muy variadas, entre los que se pueden citar: Esencias vegetales como el mentol, el geraniol, limoneno, alcanfor, eucaliptol,vainillina. Vitaminas, como la vit.A, vit. E, vit.K. Pigmentos vegetales, como la carotina y la xantofila.

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Esteroides Los esteroides son lípidos que derivan del esterano. Comprenden dos grandes grupos de sustancias: Esteroles: Como el colesterol y las vitaminas D. Hormonas esteroideas: Como las hormonas suprarrenales y las hormonas sexuales.

COLESTEROL

El colesterol forma parte estructural de las membranas a las que confiere estabilidad. Es la molécula base que sirve para la síntesis de casi todos los esteroides

HORMONAS SEXUALES

Entre las hormonas sexuales se encuentran la progesterona que prepara los órganos sexuales femeninos para la gestación y la testosterona responsable de los caracteres sexuales masculinos.

HORMONAS SUPRARRENALES

Entre las hormonas suprarrenales se encuentra la cortisona, que actúa en el metabolismo de los glúcidos, regulando la síntesis de glucógeno.

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Prostaglandinas Las prostaglandinas son lípidos cuya molécula básica está constituída por 20 átomos de carbono que forman un anillo ciclopentano y dos cadenas alifáticas.

Las funciones son diversas. Entre ellas destaca la producción de sustancias que regulan la coagulación de la sangre y cierre de las heridas; la aparición de la fiebre como defensa de las infecciones; la reducción de la secreción de jugos gástricos. Funcionan como hormonas locales.

Funciones de los lípidos Los lípidos desempeñan cuatro tipos de funciones: Función de reserva. Son la principal reserva energética del organismo.Un gramo de grasa produce 9'4 kilocalorías en las reacciones metabólicas de oxidación, mientras que proteínas y glúcidos sólo producen 4'1 kilocaloría/gr. Función estructural. Forman las bicapas lipídicas de las membranas. Recubren órganos y le dan consistencia, o protegen mecánicamente como el tejido adiposo de piés y manos. Función biocatalizadora. En este papel los lípidos favorecen o facilitan las reacciones químicas que se producen en los seres vivos. Cumplen esta función las vitaminas lipídicas, las hormonas esteroideas y las prostaglandinas. Función transportadora. El tranporte de lípidos desde el intestino hasta su lugar de destino se raliza mediante su emulsión gracias a los ácidos biliares y a los proteolípidos.

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Reacción de saponificación Saponificación.Es una reacción típica de los ácidos grasos, en la cual reaccionan con álcalis y dan lugar a una sal de ácido graso, que se denomina jabón.Las moléculas de jabón presentan simultáneamente una zona lipófila o hifrófoba, que rehuye el o con el agua, y una zona hidrófila o polar, que se orienta hacia ella, lo que se denomina comportamiento anfipático.

Reacción de esterificación Esterificación. Un ácido graso se une a un alcohol mediante un enlace covalente, formando un éster y liberándose una molécula de agua.

CONCEPTO DE PROTEÍNA Las proteínas son biomóleculas formadas básicamente por carbono, hidrógeno, oxígeno y nitrógeno. Pueden además contener azufre y en algunos tipos de proteínas, fósforo, hierro, magnesio y cobre entre otros elementos. Pueden considerarse polímeros de unas pequeñas moléculas que reciben el nombre de aminoácidos y serían por tanto los monómeros unidad. Los aminoácidos están unidos mediante enlaces peptídicos. La unión de un bajo número de aminoácidos da lugar a un péptido; si el n: de aa. que forma la molécula no es mayor de 10, se denomina oligopéptido, si es superior a 10 se llama polipéptido y si el n: es superior a 50 aa. se habla ya de proteína.

LOS AMINOÁCIDOS Los aminoácidos se caracterizan por poseer un grupo carboxilo (-COOH) y un grupo amino (-NH2).

Las otras dos valencias del carbono se saturan con un átomo de H y con un grupo

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218 variable denominado radical R.o resto orgánico Según éste se distinguen 20 tipos de aminoácidos.

COMPORTAMIENTO QUÍMICO En disolución acuosa, los aminoácidos muestran un comportamiento anfótero, es decir pueden ionizarse, dependiendo del pH, como un ácido liberando protones y quedando (-COO'), o como base , los grupos -NH2 captan protones, quedando como (-NH3+ ), o pueden aparecer como ácido y base a la vez. En este caso los aminoácidos se ionizan doblemente, apareciendo una forma dipolar iónica llamada zwitterion

EL ENLACE PEPTÍDICO Los péptidos están formados por la unión de aminoácidos mediante un enlace peptídico. Es un enlace covalente que se establece entre el grupo carboxilo de un aa. y el grupo amino del siguiente, dando lugar al desprendimiento de una molécula de agua.

El enlace peptídico tiene un comportamiento similar al de un enlace doble, es decir, presenta una cierta rigidez que inmoviliza en un plano los átomos que lo forman. Si entras a la página podrás ver en animación la formación del enlace peptídico. Página: http://www.arrakis.es/~lluengo/pproteinas.html

ESTRUCTURA DE LAS PROTEÍNAS La organización de una proteína viene definida por cuatro niveles estructurales denominados: estructura primaria, estructura secundaria, estructura terciaria y estructura cuaternaria. Cada una de estas estructuras informa de la disposición de la anterior en el espacio.

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ESTRUCTURA PRIMARIA La estructura primaria es la secuencia de aa. de la proteína. Nos indica qué aminoácidos. componen la cadena polipeptídica y el orden en que dichos aas. se encuentran. La función de una proteína depende de su secuencia y de la forma que ésta adopte.

ESTRUCTURA SECUNDARIA La estructura secundaria es la disposición de la secuencia de aminoácidos en el espacio.Los aas., a medida que van siendo enlazados durante la síntesis de proteínas y gracias a la capacidad de giro de sus enlaces, adquieren una disposición espacial estable, la estructura secundaria. Existen dos tipos de estructura secundaria: 1. la a(alfa)-hélice 2. la conformación beta

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220 Esta estructura se forma al enrollarse helicoidalmente sobre sí misma la estructura primaria. Se debe a la formación de enlaces de hidrógeno entre el -C=O de un aminoácido y el -NH- del cuarto aminoácido que le sigue.

En esta disposición los aas. no forman una hélice sino una cadena en forma de zigzag, denominada disposición en lámina plegada. Presentan esta estructura secundaria la queratina de la seda o fibroína.

ESTRUCTURA TERCIARIA La estructura terciaria informa sobre la disposición de la estructura secundaria de un polipéptido al plegarse sobre sí misma originando una conformación globular. En definitiva, es la estructura primaria la que determina cuál será la secundaria y por tanto la terciaria.. Esta conformación globular facilita la solubilidad en agua y así realizar funciones de transporte , enzimáticas , hormonales, etc.

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Esta conformación globular se mantiene estable gracias a la existencia de enlaces entre los radicales R de los aminoácidos. Aparecen varios tipos de enlaces: 1. 2. 3. 4.

el puente disulfuro entre los radicales de aminoácidos que tiene azufre. los puentes de hidrógeno los puentes eléctricos las interacciones hifrófobas.

ESTRUCTURA CUATERNARIA Esta estructura informa de la unión , mediante enlaces débiles ( no covalentes) de varias cadenas polipeptídicas con estructura terciaria, para formar un complejo proteico. Cada una de estas cadenas polipeptídicas recibe el nombre de protómero.

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El número de protómeros varía desde dos como en la hexoquinasa, cuatro como en la hemoglobina, o muchos como la cápsida del virus de la poliomielitis, que consta de 60 unidades proteícas.

PROPIEDADES DE PROTEINAS 1. Especificidad. La especificidad se refiere a su función; cada una lleva a cabo una determinada función y lo realiza porque posee una determinada estructura primaria y una conformación espacial propia; por lo que un cambio en la estructura de la proteína puede significar una pérdida de la función. Además, no todas las proteinas son iguales en todos los organismos, cada individuo posee proteínas específicas suyas que se ponen de manifiesto en los procesos de rechazo de órganos transplantados. La semejanza entre proteínas son un grado de parentesco entre individuos, por lo que sirve para la construcción de "árboles filogenéticos" 2. Desnaturalización. Consiste en la pérdida de la estructura terciaria, por romperse los puentes que forman dicha estructura. Todas las proteínas desnaturalizadas tienen la misma conformación, muy abierta y con una interacción máxima con el disolvente, por lo que una proteína soluble en agua cuando se desnaturaliza se hace insoluble en agua y precipita. La desnaturalización se puede producir por cambios de temperatura, ( huevo cocido o frito ), variaciones del pH. En algunos casos, si las condiciones se restablecen, una proteína desnaturalizada puede volver a su anterior plegamiento o conformación, proceso que se denomina renaturalización.

CLASIFICACIÓN DE PROTEÍNAS Se clasifican en : 1. HOLOPROTEÍNAS Formadas solamente por aminoácidos 2. HETEROPROTEÍNAS Formadas por una fracción proteínica y por un grupo no proteínico, que se denomina "grupo prostético HOLOPROTEÍNAS Globulares

 Prolaminas:Zeína (maíza),gliadina (trigo), hordeína (cebada)  Gluteninas:Glutenina (trigo), orizanina (arroz).

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223  Albúminas:Seroalbúmina (sangre), ovoalbúmina (huevo), lactoalbúmina (leche)  Hormonas: Insulina, hormona del crecimiento, prolactina, tirotropina  Enzimas: Hidrolasas, Oxidasas, Ligasas, Liasas, Transferasas...etc.

Fibrosas

   

Colágenos: en tejidos conjuntivos, cartilaginosos Queratinas: En formaciones epidérmicas: pelos, uñas, plumas, cuernos. Elastinas: En tendones y vasos sanguineos Fibroínas: En hilos de seda, (arañas, insectos)

HETEROPROTEÍNAS

Glucoproteínas

   

Lipoproteínas

 De alta, baja y muy baja densidad, que transportan lípidos en la sangre.

Nucleoproteínas

 Nucleosomas de la cromatina  Ribosomas

Cromoproteínas

 Hemoglobina, hemocianina, mioglobina, que transportan oxígeno  Citocromos, que transportan electrones

Ribonucleasa Mucoproteínas Anticuerpos Hormona luteinizante

FUNCIONES Y EJEMPLOS DE PROTEÍNAS

Estructural

    

Enzimatica

Son las más numerosas y especializadas. Actúan como biocatalizadores de las reacciones químicas y puedes verlas y estudiarlas con detalle aquí.

Hormonal

   

Defensiva

 Inmunoglobulina  Trombina y fibrinógeno

Transporte

 Hemoglobina

Como las glucoproteínas que forman parte de las membranas. Las histonas que forman parte de los cromosomas El colágeno, del tejido conjuntivo fibroso. La elastina, del tejido conjuntivo elástico. La queratina de la epidermis.

Insulina y glucagón Hormona del crecimiento Calcitonina Hormonas tropas

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 Ovoalbúmina, de la clara de huevo  Gliadina, del grano de trigo  Lactoalbúmina, de la leche

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