T3. Química by Jhoselyn

QUÍMICA

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO La existencia de unas partículas mínimas de materia, llamadas átomos, ya fueron intuidas por los antiguos griegos. Átomo significa indivisible. Esta idea de indivisibilidad se mantuvo hasta el siglo XIX. Fue entonces cuando empezaron a aparecer partículas constituyentes del átomo y aún hoy nos encontramos en este proceso de desmembración de aquel átomo unitario. Figura 1

EL ÁTOMO

Vacío

Dalton, al buscar la estructura de la Cátodo materia, definió el átomo como la porción más pequeña de un elemento. Actualmente se admite que en el átomo existen dos partes muy diferenciadas: el núcleo y la corteza o periferia. El núcleo, donde Alta tensión 20.000 V está concentrada prácticamente toda la masa, ocupa un volumen muy pequeño respecto el volumen total, de tal forma que su diámetro es unas diez mil veces inferior al de la periferia. La química clásica sólo estudiará y manipulará la corteza. Estos procesos superficiales provocarán pequeños cambios de energía y modificarán las propiedades físicas y químicas de las sustancias pero no cambiarán ni la naturaleza de los átomos, ni su número. Los procesos en los que interviene el núcleo son estudiados preferentemente por los físicos y comportan una variación de la naturaleza de los átomos y también de su número con una enorme variación de energía.

APARICIÓN DE PARTÍCULAS EN EL ÁTOMO

Placas para crear un campo eléctrico Ánodo

neutrones que fueron llamadas partículas fundamentales.

EL ELECTRÓN En el tubo de Crookes se logra que las cargas circulen por Con campo Pantalla de SZn eléctrico los gases a pesar de que éstos, por naturaleza son aislantes. Para que exista la circulación de cargas es necesario aumentar la diferencia de potencial entre los electrodos hasta unos 20.000 voltios y disminuir la presión. A una presión del orden de 0,001 mm Hg, en la pared de vidrio opuesta al cátodo aparece una emisión de luz verdosa producida por fluorescencia (figura 1). Todo parece indicar que la luz está producida por unos rayos que salen del cátodo en dirección perpendicular hacia el ánodo, por esta razón se les llamó rayos catódicos. Los rayos catódicos se desplazan en línea recta, hecho que pudo ser comprobado al introducir un obstáculo dentro del tubo de Crookes entre el cátodo (electrodo negativo) y el ánodo (electrodo positivo). El obstáculo introducido produce una sombra sobre el ánodo con su misma forma. Al estudiar los efectos de campos eléctricos y magnéticos sobre estos rayos, en 1897 el inglés Joseph John Thomson vio Figura 2

Con la aparición de las radiaciones en los tubos de gas enrarecido (tubo de Crookes) fue posible encontrar partículas en un átomo que hasta aquel momento se creía indivisible. Entre estas partículas, las primeras que fueron descubiertas fueron los electrones, los protones y los

Pulverizador

Telescopio Alta tensión

146

ESTRUCTURA DEL ÁTOMO

que se desviaban como cargas negativas y que su relación carga-masa era la misma que la de los electrones. También se observó que los rayos catódicos tienen masa porque son capaces de hacer girar un molinillo introducido en el tubo con sus aspas colocadas perpendicularmente a la trayectoria de los rayos. Más tarde, en 1911, Millikan pudo medir la carga del electrón (figura 2) y con ello se comprobó que los rayos catódicos están compuestos por electrones. Como la naturaleza de los rayos catódicos no depende del gas a baja presión introducido en el tubo, se pudo asegurar que los electrones son parte constituyente de todos los átomos. Pantalla fluorescente de SZn

se conocía por los estudios existentes sobre los ácidos. Hubo que esperar unos años hasta que Rutherford, en 1909, realizó la primera transmutación artificial y descubriera el protón como partícula constituyente de los átomos.

EL NEUTRÓN La existencia del neutrón fue intuida para justificar la estabilidad de los núcleos atómicos. En los núcleos existía una acumulación de cargas positivas en un pequeño volumen, sin embargo, existían núcleos estables. Debían existir otras partículas sin carga. Fue en 1932 cuando Chadwick, bombardeando berilio con partículas (alfa), que son átomos de He (helio) con la carga de dos electrones pero positiva, identificó otra partícula fundamental del átomo con una masa casi idéntica a la del protón, pero sin carga eléctrica, a la que se llamó neutrón.

Ánodo Rayos canales

TEORÍA ACTUAL DE LAS PARTÍCULAS FUNDAMENTALES

En la actualidad se cree que las partículas fundamentales Vacío Quark up están formadas a su vez por 2 Q=+— partículas más pequeñas de 3 Quark up hasta 18 tipos llamadas EL PROTÓN 2 quarks y 6 llamadas leptoAl existir en todos los áto- Q = + — 3 nes. Estas partículas poseen mos cargas negativas y ser cargas eléctricas fraccionarias neutros era de esperar la exisy otras cargas llamadas de tencia de cargas positivas en color. Se encuentran a faltar un número idéntico al de cardoce partículas más no desgas negativas. La primera vez cubiertas todavía. De esta que se pudo tener la evidencia forma habría en total 36 parexperimental de unos rayos llatículas cuya combinación enmados anódicos o canales fue en tre ellas se formarían todas 1886, cuando Goldstein, usando Quark down las demás: electrones, neutambién un tubo de descarga de gases 1 trones, protones, neutrien el que se habían practicado unos orifiFigura 4 Q=+— 3 nos, positrones, etc. Así, los cios en el cátodo, vio una luminiscencia soprotones estarían formados por bre una pantalla colocada detrás de los orifitres quarks de distinto tipo (figura 4). Como la cios. Con este experimento se tuvo la certeza de ciencia no se detiene y los medios instrumentales que mientras en el cátodo del tubo de Crookes se mejoran constantemente, nuestra duda ha de ser producían los rayos catódicos que se dirigían hasi estas partículas descubiertas están formadas cia el ánodo, en éste se producían unos rayos depor combinación de otras partículas que siguen nominados, en principio, canales, que se dirigían sin descubrirse. Una sola convicción ha sido una hacia los orificios practicados en el cátodo y pasaconstante en todos los tiempos: los científicos ban a través de ellos hasta chocar contra el cristal siempre han creído que la materia, con toda su vaemitiendo energía (figura 3). La relación entre la riedad, está formada por combinación de un núcarga y la masa de estas emisiones dependía del mero relativamente pequeño de partículas elegas que ocupaba el tubo, y en el caso de que fuementales. ra hidrógeno era igual al protón, partícula que ya Cátodo

–

Figura 3

147

QUÍMICA Fotón final

MODELOS ATÓMICOS

chorro de electrones (se ha de recordar que la difracción es un Figura 5 fenómeno de ondas), lo que Desde los últimos años puso una base experimental al del siglo XIX hasta meFotón inicial principio de De Broglie. diados del siglo XX ha ido f2 < f1 También en 1927, Werner Heiapareciendo una serie de f1 Electrón semberg dio a conocer su prinmodelos atómicos que cipio de incertidumbre, intentan situar las partíque expresaba la imposibiliculas fundamentales: modelo de Thomson, de 1 2 — me · ve 2 dad de la existencia de Rutherford, de Bohr, de Sommerfeld, entre otros. unas órbitas fijas y compleLa evolución de los modelos físicos del átomo se Electrón después tamente determinadas vio impulsada por los datos experimentales. A lo del choque como las del átomo de largo del siglo XX han sido necesarias nuevas meSommerfeld, indicando la joras de los modelos para explicar otros fenómeimpracticabilidad de la determinación exacta y sinos espectrales. multánea de la velocidad y la posición de un electrón que gira alrededor de un núcleo. Este principio se basa en el hecho de que para estudiar la BASES DEL MODELO posición y la energía de un átomo se utiliza la luz y ACTUAL DEL ÁTOMO Luz ésta posee una energía de orden similar a la de los electrones estudiados. La luz incidente sobre el elecEl modelo actual debe su existrón modifica, seguramente, la energía del electrón, tencia a una serie de conocipor lo que los datos recogimientos y pruebas que hicieron E=h· dos son dudosos. posible el estudio del átomo desde Figura 6 Estos dos principios la mecánica clásica. Estos estudios indican la necesidad los realizó gran cantidad de científicos de Electrón de un estudio de los la época relacionados todos ellos con Albert electrones periféricos Einstein. Es la redacción final la que correspondel átomo como onde a Schrödinger y Heisemberg. das abandonando los Los estudios llevados a cabo por Planck y por principios de la mecánica Einstein les llevaron a observar que la luz tiene Placa metálica clásica e indican también la algunas veces comportamientos propios de las falsedad de la existencia de las ondas electromagnéticas –difracción, interferenórbitas rígidas de los modelos anteriores sugiriencias, etc.– y otras veces su comportamiento es do la existencia de los orbitales. propio de los corpúsculos o partículas con masa –efecto Compton (figura 5), efecto fotoeléctrico (figura 6), etc. Estas partículas de luz recibieron el nombre de fotones y a la teoría que lo explica se AUTOEVALUACIÓN la llama teoría de la dualidad onda-corpúsculo de la luz. En 1924, un noble francés, Louis-Victor de 1. Si la carga del electrón es –1,6 · 10–19 C, ¿cuál será la Broglie, sugirió esta dualidad al revés, es decir, que carga del protón? cualquier cuerpo en movimiento era susceptible 2. Los a)… son parte constituyente de todos los átomos, de tener propiedades de onda, y editó una fórmuporque su aparición no depende del b)… enrarecido, la que relacionaba la masa del cuerpo con su veintroducido en el tubo. locidad y la longitud de onda que lleva asociada: 3. Señala las frases falsas: a) las partículas fundamentales f2

son indivisibles, b) la materia está formada por un número pequeño de partículas elementales, c) las partículas fundamentales están formadas por dos subpartículas iguales. 4. ¿Qué hechos experimentales confirman que la luz se comporta como partícula?

h = –––––– m·v donde h es la constante de Planck. En 1927, Clinton Joseph Davison y Lester Halbert Germer, físicos estadounidenses, consiguieron difractar un 148

ESTADOS DE LA MATERIA Según las condiciones de presión y temperatura, la materia puede presentar diversos estados de agregación e incluso pueden observarse en determinadas condiciones varios de ellos a la vez. Así, en los géiseres simultanean el estado líquido y el gaseoso de una forma inestable, pero a una temperatura determinada los diversos estados pueden estar en equilibrio.

ESTADO SÓLIDO

ESTADO LÍQUIDO

Existe confusionismo y disparidad de criterios para definir un sólido. Para la mayoría de autores, un sólido posee una temperatura de fusión que le es característica. Esta propiedad lo distingue de otro estado, que con la apariencia parecida se reblandece con la temperatura. Es el estado amorfo. Muchos científicos consideran el sólido amorfo como un líquido de gran viscosidad. El sólido es un estado rígido y compacto de la materia. Los sólidos están constituidos por cristales, es decir, por formas geométricas limitadas por superficies planas. A una presión y temperatura determinadas, un cristal de una sustancia tiene una forma que le es característica. En el estado sólido, las partículas sólo tienen la libertad de efectuar un tipo de movimiento, el de vibración alrededor de un punto. Los sólidos son incompresibles, un aumento considerable de la presión no provoca a efectos prácticos ningún cambio de volumen. La temperatura, sin embargo, sí tiene efectos, aunque mínimos sobre el volumen de los sólidos. A este fenómeno se le conoce con el nombre de dilatación: V = V0 (1 + t) donde V es el volumen que ocupa el sólido a una temperatura determinada, V0 es el volumen que ocupa el sólido a cero grados centígrados, t es la temperatura en grados centígrados y es el coeficiente volumétrico de dilatación.

Los líquidos, como los sólidos, son un estado compacto de la naturaleza (figura 7), es decir, ocupan un volumen propio aunque, en este caso, las partículas de los líquiFigura 7 dos se pueden desplazar y resbalar las unas sobre las otras por lo que se dice que los líquidos son fluidos. Debido a esta movilidad no poseen forma propia pero son incompresibles. Las partículas de un líquido tienen unas fuerzas de cohesión entre ellas suficientemente grandes como para que no puedan separarse. Estas fuerzas son las responsables de las siguientes propiedades: – La superficie libre de un líquido es llana y horizontal. – En los bordes de un recipiente el líquido forma un menisco (fiGasolina gura 8). – La superficie libre del líquido se comporta como una membrana en tensión. Esta propiedad

149

Meniscos

Mercurio

Cóncavo

Convexo

Figura 8

QUÍMICA

se denomina tensión superficial. – La capilaridad, propiedad por la que los líquidos ascienden (si mojan) o descienden (si no mojan) por tubos finos, no cumpliendo de esta manera, la ley física de los vasos comunicantes. La cera asciende por la mecha de una vela o la tinta empapa el papel secante gracias a la capilaridad (figura 9). – La viscosidad, que es la resistencia que encuentran las moléculas de un líquido para moverse unas sobre otras.

Ley de Boyle-Mariotte. El enunciado de esta ley dice: a temperatura constante, el volumen ocupado por una determinada masa de gas, es inversamente proporcional a la presión a la que está sometido. Figura 9 Edme Mariotte, uno de los pioneros de la predicción meteorológica, fue quien expresó matemáticamente la ley formulada por el irlandés Boyle: k P = ––– V

P1 · V1 = P2 · V2

o también:

donde P1 y V1 son la presión y el volumen iniciales y, P2 y V2 las finales. Esta función tendría la representación gráfica de la figura 12.

FUSIÓN A una temperatura determinada, distinta para cada sólido, la amplitud de vibración de las partículas es tan enorme que éstas no pueden regresar y se separan. Esta temperatura recibe el nombre de punto de fusión. La fusión es un fenómeno endotérmico. Mientras dura este proceso, como en todos los procesos de cambio de es10 tado, la temperatura no varía (figura 10). La solidificación es un fenómeno contrario 5 a la fusión, por tanto es exotérmica. El punto de solidificación coincide con el de fusión. 0

Leyes de Gay-Lussac. Las leyes de Gay-Lussac (figura 13) surgieron del estudio de la dilatación de los gases.

Temperatura °C

Temperatura °C 150 130 110

Líquido + Vapor

Sólido + Líquido

Vapor

90 Líquido 70

–5

ESTADO GASEOSO

Sólido –10

Líquido

Tiempo (min)

Los gases, como los líquidos, no poseen forma propia sino que adoptan la de su recipiente, pero a diferencia de aquellos no tienen volumen propio ya que tienden a ocupar todo el recipiente. El gaseoso es un estado expandido y compresible de la materia. Para definir una cierta cantidad de gas por su volumen, habrá que especificar además la temperatura a la que se ha medido y la presión que soportan las paredes del recipiente (figura 11).

Tiempo (min)

Curvas de calentamiento del agua Figura 10

P1 · V1 = P2 · V2 PV = Constante

LEYES DE LOS GASES Las leyes de los gases se refieren a la relación del volumen de un gas con la presión y la temperatura:

Ley de Boyle-Mariotte Figura 11

150

Figura 12

ESTADOS DE LA MATERIA

La escala de temperaturas absolutas es la misma que la de los grados centígrados, pero desplazada en 273,16 grados, de tal manera que una temperatura en grados absolutos T es igual a su temperatura en grados centígrados más 273 (en la práctica se desechan las 16 décimas de grado). Si aplicamos la escala de temperaturas a la función (1) resulta:

273 K

Leyes de Gay-Lussac P –– = Constante T

V –– = Constante T

Figura 13

Si se calcula el denominador común, resulta: 273 t 273 + t ––––– + ––––– es decir: –––––––– 273 273 273

Si se aplica la ley de las dilataciones a los gases:

y por tanto:

V = V0 (1 + t) (1) donde V es el volumen que ocupa un gas a una temperatura determinada, V0 es el volumen que ocuparía a cero grados centígrados, es el coeficiente de dilatación volumétrica de los gases, y t es la temperatura en grados centígrados. Los gases difieren de los líquidos y los sólidos en que todos los gases tienen el mismo coeficiente de dilatación: 1 = ––––––––––– 273,16 °C Lord Kelvin intentó buscar experimentalmente, la temperatura a la cual el volumen de una determinada masa de gas sería cero. Sin embargo, a medida que la temperatura disminuía se hacía cada vez más difícil y costoso disminuirla, o bien el gas condensaba. Halló la temperatura que buscaba por extrapolación en la función de dilatación de los gases (figura 14), de tal manera que igualando la V a cero resulta:

1 0 = V0 1 + ––––––– t 273,16 así:

1 V = V0 1 + –––– t 273

273 K

273 + t V = V0 –––––––– pero: 273 + t = T 273 y 273 es igual a cero grados centígrados expresado en grados Kelvin y se representa como T0, donde resulta:

T V = V0 ––– T0

y si se pasa la T al otro miembro: V V0 ––– = ––– T T0 Si se calienta un gas dentro de un recipiente rígido y con una dilatación desestimada, y se compara con la del gas, éste no habrá aumentado su volumen, ya que adopta siempre la forma y el volumen del recipiente. Sin embargo, sí que auEscala absoluta de temperaturas

1 1 + ––––––– t = 0 273,16 P0

o sea: 273,16 + t = 0 y por tanto: t = –273,16 °C. A esta temperatura, –273,16 °C, se le denomina cero grados absolutos o grados Kelvin que se expresan por K. 151

–273 °C 0K

0 °C 273 K

100 °C 373 K Figura 14

t T

QUÍMICA

mentará la presión, según la función: P = P0 (1 + · t) donde P es la presión, P0 es la presión que poseería a cero grados centígrados, y es el coeficiente de dilatación común a todos los gases que es igual a , es decir, 1/273,16 °C–1. Fácilmente se puede comprender que se llegará a la expresión: P P0 ––– = ––– T T0 La definición de estas dos leyes resulta: – Para una misma masa de gas a presión constante, la relación entre el volumen y la temperatura absoluta es constante. – Para una misma masa de gas a volumen constante, la relación entre la presión y la temperatura absoluta es constante.

Figura 16

EVAPORACIÓN Cuando las partículas, sean de la superficie de un sólido en su movimiento de vibración, o sean de la superficie de un líquido en su movimiento de traslación, adquieren la energía suficiente para separarse del resto de las partícuFigura 15 las de su estado (figura 15), al vencer la fuerza recuperadora o la tensión superficial, pasan al estado gaseoso como sucede en las salinas para la obtención de cloruro de sodio (figuP (atm) ra 16). A este fenómeno se denomina evaporación. Si ésta tiene lugar en un recipiente cerrado, a medida que avanza, la presión del recipiente aumenta hasta una presión determinada, característica de cada sustancia a cada temperatura, en que la evaporación, aparentemente, ha cesado. Este incremento de presión se denomina presión de vapor. La evaporación es un fenómeno endotérmico y de superficie, necesita calor para realizarse y su intensidad depende de la superficie de contacto entre el medio que se evapora y el medio gaseoso. Por ejemplo, si nos mojamos la mano con agua, o mejor con alcohol, notaremos una sensación de

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frío. Es el líquido que para evaporarse nos quita calor de la mano. En la figura 17 se indica la variación de la presión de vapor de un sólido con la temperatura, hasta llegar a un punto de inflexión que corresponde a la temperatura de fusión a la que el sólido deja de existir. La recta que parte de este punto ligeramente inclinada hacia la izquierda (se trata de un líquido que aumenta de volumen al solidificar, como el agua) representa la variación de la temperatura de fusión con la presión. A partir del mismo punto se puede observar otra curva que nos señala la presión de vapor de la misma sustancia en estado líquido a distintas temperaturas.

Líquido Sólido Sólido-Líquido Gas PT Sólido-Vapor

Líquido-Vapor

Vapor Diagrama de fases Figura 17

T °C

ESTADOS DE LA MATERIA

EBULLICIÓN

de soluto y la de disolución o de disolvente:

cantidad de soluto Cuando la presión de vapor de un líquido auconcentración = ––––––––––––––––––––––––––––––– cantidad de disolución o de disolvente menta con la temperatura, con ella aumenta la velocidad de evaporación, pero cuando la preA la máxima concentración que se puede sión de vapor iguala la presión externa, la formaalcanzar a una temperatura dada con ción de vapor deja de ser un fenóun soluto determinado en un dimeno de superficie y afecta a toda solvente se le llama solubilila masa, formándose burbujas de dad de este soluto en el divapor en el seno del líquido. A este solvente. Para cada disolvenfenómeno lo llamamos ebullición te dividiremos a las especies (figura 18). A la ebullición se le químicas en: solubles e insoopone la condensación. Para valubles. riar la temperatura de ebulliLa solubilidad varía con la ción de una sustancia se temperatura pero no puede variar la presión. existe una ley que rija Así, para cocer más ráesta variación; mienpidamente los alimentras en sustancias tos se utiliza la olla a como la sal de cocipresión (figura 19). na al variar la tempeFigura 18 Sublimación. Si la presión ratura de 10 a 80 °C exterior es inferior a la que su solubilidad en agua señala este punto de coincidencia de las tres aumenta apenas un curvas, denominado punto triple (PT), al 10 %, el azúFigura 21 aumentar la temperatura de un sólido, car lo hace éste no fundirá sino que pasará dien más de un 300 %. rectamente a estado gaseoso. A En general se puede este proceso se le llama sublimadecir que la solubilición. dad de los sólidos y líquidos aumenta con la temperatura y es indiferente a la presión (figura 20) DISOLUCIÓN mientras que la solubilidad de los gases disminuye con la Cuando dos o más sustancias se mezclan Figura 19 temperatura y aumenta con homogéneamente se dice que se ha realila presión (figura 21). zado una disolución o que se ha obtenido una solución. De todos los componentes uno será el disolvente y los demás los soluTIPOS tos. El disolvente de una diDE DISOLUCIÓN solución será el componente que aporte la mayor parte de Las disoluciones se pueden la masa y que posea el mismo clasificar según varios criteestado de agregación que la rios. Hemos de tener en disolución. cuenta que una misma disolución estará clasificada en todas y cada una de estas clasificaciones. Así, el CONCENTRACIÓN agua de mar será una disolución diluida pero también será Llamamos concentración a la reuna disolución líquida. lación que existe entre la cantidad Figura 20

153

QUÍMICA

POR EL TAMAÑO DE LAS PARTÍCULAS DEL SOLUTO Por el tamaño de las partículas del soluto las disoluciones pueden ser: – Disoluciones coloidales. Una disolución será coloidal, cuando el diámetro es mayor que una millonésima de milímetro, es decir, un nanómetro (nm). – Disoluciones verdaderas. El diámetro de las partículas será inferior a 1 nm. Las disoluciones verdaderas pueden ser: iónicas o moleculares según las partículas sean iones, moléculas o pequeñas agrupaciones de moléculas.

Figura 22

– Disoluciones concentradas serán aquellas en las que el soluto está presente en una cantidad del mismo orden que la de disolvente. – Disoluciones saturadas son aquellas en las que coincide la cantidad de soluto con la que indica la solubilidad. – Disoluciones sobresaturadas son las que contienen más soluto del que marca la solubilidad, en equilibrio inestable.

PROPIEDADES DE LAS DISOLUCIONES

POR EL ESTADO DE AGREGACIÓN Por el estado físico que presenta una solución que será además el estado físico del disolvente las disoluciones pueden ser: – Sólidas. Cuando tienen forma y volumen propios, aunque sus componentes no tienen que ser necesariamente sólidos, como las aleaciones metálicas (figura 22). – Líquidas. Como el agua azucarada, presentan el estado líquido aunque todos sus componentes no lo sean. – Gaseosas. Como el aire, sus componentes pueden presentar, como en los casos anteriores, cualquier estado de agregación si exceptuamos el disolvente que será un gas.

Las propiedades de las disoluciones varían respecto a las del disolvente, tanto por la naturaleza del soluto como por la concentración del mismo. A la naturaleza del soluto se deben propiedades como Figura 23 el sabor, color, conductividad eléctrica, etc. Existen unas propiedades, llamadas coligativas que dependen de la naturaleza del disolvente y a la concentración de soluto pero casi son independientes de la naturaleza de éste. Estas propiedades son: la presión de vapor, el aumento ebulloscópico, el descenso crioscópico y la presión osmótica.

VARIACIÓN DE LA PRESIÓN DE VAPOR POR LA CONCENTRACIÓN Es una clasificación subjetiva ya que no existe una frontera entre las disoluciones de distinta clase, así, cuando decimos que una sopa está salada, estamos diciendo que la concentración de sal (figura 23) es demaSoluto no volátil Disolvente siado grande pero, de ninguna manera, la disolución será concentrada. Por este criterio las disoluciones pueden ser: – Disoluciones diluidas son aquellas en las que la cantidad de soluto es pequeña comparada con la de disolvente.

La adición de un soluto no volátil disminuye la presión de vapor del disolvente puro, ya que la evaporación es un fenómeno de superficie y parte de ésta está ocupada por el soluto (figura 24), incapaz de salir del seno del líquido y, además, partículas de líquido que serían capaces de atravesar la tensión superficial y pasar a la fase gaseosa, chocan contra las partículas de soluto y rebotando regresan al seno del líquido.

VARIACIÓN DE LAS TEMPERATURAS DE FUSIÓN Y DE EBULLICIÓN

Figura 24

154

Al disminuir la presión de vapor con la presencia del soluto no volátil también varían las temperaturas de ebullición y de fusión,

ESTADOS DE LA MATERIA

ya que la temperatura a la cual la presión de vapor de la disolución alcanza la presión exterior es superior a la que alcanzaba el soluto puro (aumento ebulloscópico), y, la temperatura a la que el líquido posee la misma presión de vapor que el disolvente en estado sólido disminuye (descenso crioscópico) como se puede ver en la figura 25. P (atm)

Figura 27

FILTRACIÓN

Líquido Sólido

1 atm Sólido-Líquido Gas Figura 28 Sólido-Vapor

Líquido-Vapor

Vapor

Figura 25

Ebulloscopia–crioscopia

ÓSMOSIS Se llama ósmosis al paso de disolvente a través de una membrana semipermeable y presión osmótica a la presión hidrostática que equilibra el paso de disolvente entre dos disoluciones de distinta concentración, separadas por una membrana (figura 26).

mecánicos que no servirían para la separación de disoluciones. En la actualidad se está estudiando la actuación de membranas de microfiltración y de nanofiltración para la separación por métodos mecánicos de las disoluciones.

T °C

Tubo capilar

Es una de las operaciones de laboratorio más frecuentes; se utiliza para separar sólidos insolubles de líquidos mediante un filtro que puede ser de arena, arcilla, carbón o de papel poroso. Los poros van a retener a todas las partículas que posean un tamaño superior al suyo (figura 28). El papel,

Figura 29 h Embudo

Membrana semipermeable

Papel de filtro

SEPARACIÓN DE MEZCLAS Para separar los componentes de una mezcla Solución existen muchos métodos. Unos son para todo tipo de mezclas y otros específicos.

Mezcla heterogénea (suspensión) Sólido retenido

Líquido filtrado

Disolvente Figura 26

de forma circular, se dobla en cuatro cuadrantes y se abre por uno de ellos quedando en forma de cono, que se adapta a la forma del embudo (figura 29).

MÉTODOS MECÁNICOS DECANTACIÓN Para la separación de mezclas heterogéneas como arena en agua (figura 27) bastan los métodos

Se trata de la separación de dos líquidos o de un líquido y un sólido aprovechando su diferencia

155

QUÍMICA

MÉTODOS DE CAMBIO DE ESTADO

Líquido

Se utilizarán estos métodos para separar el soluto o solutos de una disolución del disolvente. Se podrían utilizar también, en general, en la separación de mezclas.

Sólido depositado en el fondo del vaso

Figura 30

DESECACIÓN de densidades. Para separar un líquido de un sólido de mayor densidad se deja reposar durante el tiempo necesario, para que el sólido se deposite en el fondo del recipiente. Si las partículas sólidas son Figura 31 muy pequeñas este tiempo puede ser de muchas horas, incluso días. Una vez depositado todo el sólido se inclina cuidadosamente el recipiente hasta verter el líquido sin que el sólido se transvase (figura 30). Este método nunca es completo y si se desea una separación más eficaz se deberá recurrir posteriormente a otros métodos. Para separar dos líquidos inmiscibles se utiliza un embudo, llamado embudo de decantación (figura 31). Abriendo la llave que posee en su parte inferior se deja fluir en primer lugar el líquido más denso al llegar al cambio de líquido, se cierra la llave quedando el más ligero en el embudo (figura 32).

CENTRIFUGACIÓN Cuando tenemos una mezcla de líquido y sólidos de muy pequeño tamaño no es útil la filtración, ni la decantación. El pequeño tamaño de las partículas sólidas obstruye los poros del filtro haciendo la filtración muy lenta aun produciendo el vacío mediante una bomba, dentro del vaso. Por el pequeño tamaño las partículas son retenidas por el líquido de manera que pueden tardar mucho tiempo en depositarse en el fondo del recipiente haciendo ineficaz la decantación. En este caso se introduce la mezcla en tubos de ensayo que colocados en una centrífuga giran en posición casi horizontal a gran velocidad aumentando así la velocidad a la que se deposita el sólido que queda fuertemente compactado en el fondo del tubo. Se vierte el líquido que sobrenada y se ha completado la separación.

Se produce calentando directamente a la llama, con un calefactor eléctrico o bien en una estufa apropiada la muestra con el fin de evaporar el líquido volátil que empapaba o disolvía a un sólido. Éste permanecerá en el recipiente. La desecación ha terminado cuando pesando el recipiente a pequeños intervalos de tiemLíquido menos po, éste no varía de peso. denso

Líquido más denso

CRISTALIZACIÓN

Cuando se desea separar el Llave componente sólido de una disolución líquido-sólido, se puede dejar evaporar el líquido hasta que la disolución se transforme en saturada; a partir de este momento el sólido se irá separando formando cristales. Se puede Figura 32 acelerar este proceso aumentando la temperatura y la aireación. Los cristales húmedos se podrán secar con un papel de filtro, en una estufa o por filtración o decantación si la cantidad de líquido es muy grande. Existen cristalizadores industriales que logran que se formen los cristales de una forma continua (figura 33).

DESTILACIÓN Se utiliza principalmente para la separación de dos o más líquidos miscibles entre sí. Como cada uno de ellos posee una temperatura de ebullición distinta, se hierve la mezcla dentro de un destilador (figura 34) y la primera fracción que se recogerá será la que corresponde al líquido más volátil. Se podrá utilizar eficazmente siempre que los líquidos mezclados no tengan las temperaturas de ebullición muy parecidas. Sublimación. Se podrá utilizar para separar sólidos uno de los cuales sublima a la presión ambien-

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ESTADOS DE LA MATERIA

Vapor al condensador

tal, como para separar sal y yodo. El yodo sublima a baja temperatura y se separa de la sal con suma facilidad.

MAGNETISMO Vapor Alimentación T

ÓSMOSIS INVERSA Cuando se requiere la separación de gran cantidad de disolución diluida se recurre, a imitación de lo que ocurre en las células de los animales, a la ósmosis inversa que consiste en hacer circular mediante presión el disolvente en el sentido inverso al que circularía por la presión osmótica. Se utiliza en la desalinización del agua de mar o la descalcificación Cristales y Motor y bomba aguas madres del agua doméstica. Aumentando la presión en el depósito de la izFigura 33 quierda (figura 35) se logra que el disolvente circule hacia la derecha.

Si una mezcla contiene cobalto, níquel y principalmente hierro, éste se puede separar molturando finamente la muestra y pasando un imán que retendrá las partículas de hierro (figura 36).

CROMATOGRAFÍA El fundamento es muy sencillo: una mezcla fluida (líquida o gaseosa) circula a través de un sólido (o líquido estacionario) poroso. El sólido tiene la propiedad de retener más a unos componentes que a otros, de esta forma se irán separando.

Figura 35

∆h

Termómetro Salida de agua de refrigeración Refrigerante Disolución

Entrada de agua de refrigeración

Matraz de destilación

Tapón semipermeable

Disolvente puro Mineral

Mezcla de dos sustancias (disolución)

Cinta transportadora Ganga

Erlenmeyer Imán

Calentador Figura 34

Mena

Figura 36

Sustancia con punto de ebullición más bajo

AUTOEVALUACIÓN

OTROS MÉTODOS MÁS ESPECÍFICOS Son métodos sólo aplicables en algunos casos particulares y algunas sustancias concretas y no son tan generales como los métodos anteriormente descritos. Los principales son la extracción, el magnetismo y la cromatografía.

EXTRACCIÓN Si poseemos una mezcla y se conoce un disolvente de uno de los componentes que no lo es de los demás, se puede utilizar este disolvente para separar la sustancia soluble de las demás.

157

5. A una temperatura de 25 °C y una masa de gas ocupa un volumen de 2 m3, ¿qué volumen ocupará a 100 °C? 6. Un balón de capacidad 2 l contiene aire a 5·105 Pa. ¿Qué volumen ocuparía este aire a presión normal (aproximadamente 1·105 Pa)? 7. Una disolución acuosa que contiene un soluto no volátil solidifica por debajo de los 0 °C.Verdadero o falso. 8. Las propiedades coligativas son las que dependen principalmente de: a) de la naturaleza del soluto, b) de la naturaleza del disolvente, c) de la concentración de disolvente, d) de la concentración de soluto.

Página 158

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS En el siglo XIX ya se conocían y se clasificaron muchos elementos. Newlands y Mendeléiev nos proporcionaron una tabla ordenada por el número de masa y Henry Gwynn Moseley mejoró este primer logro al ordenar los elementos en la Tabla por su número atómico.

LA TABLA PERIÓDICA La Tabla actual (figura 37) consta de dieciséis grupos que son configurados por las dieciocho columnas ya que el grupo octavo está formado por tres columnas y posee también siete períodos que podemos ver como siete hileras de elementos. De estos períodos habrá uno, el primero, que consta de solamente dos elementos, dos serán períodos cortos de ocho elementos y los otros Número atómico

cuatro serán largos: el tercero y el cuarto de dieciocho elementos; el sexto con 32 y el séptimo que está por completar. La Tabla dispone de dos apéndices: las hileras correspondientes a los lantánidos del período sexto, y los actínidos del período séptimo. La Tabla va numerada según los grupos y según los períodos. La numeración de los períodos es muy universal (1, 2, 3, ..., 7) indicando el orden de las hileras. La numeración de los grupos ha sufri-

Electrones externos Símbolo del elemento

1 2 3 4 5 6 7

Nombre del elemento Masa atómica

Las masas atómicas –pesos atómicos–, están establecidas sobre la base 126C = 12,0000 (las masas atómicas entre paréntesis corresponden al núclido más estable)

Figura 37

158

Volumen atómico

do numerosas modificaciones según 80 Cs los países y las épocas. Actualmente la 70 numeración más frecuente es: IA, IIA, Rn 60 IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (que consRb Xe ta de tres columnas de tres elementos 50 K cada una de ellas), IB, IIB, IIIA, IVA, VA, Kr 40 VIA, VIIA y VIIIA o 0. Aunque esta He Ar 30 Na numeración parezca un poco arbitraria, tiene la virtud de distinguir los ele20 Ne H Li mentos normales o representativos 10 (A) de los elementos de transición (B). Los lantánidos y los actínidos se 1 3 11 19 37 55 87 consideran todos ellos en la casilla IIIB Número atómico Figura 38 del período correspondiente. Además de estos elementos, existen ionización. Si se quiere liberar un segundo o un otros grupos que reciben un nombre propio: Así a tercer electrones habrá potenciales sucesivos cada los elementos pertenecientes al grupo IA, si exvez mayores. ceptuamos al hidrógeno, recibirán el nombre de Los elementos de la izquierda, todo al contrario, metales alcalinos. poseen sus electrones más externos muy poco Los de grupo IIA serán los metales alcalinotérreos. unidos al núcleo por lo que los pueden perder con Los elementos de todos los grupos B reciben el facilidad. nombre genérico de metales de transición. Dentro Los gases nobles, que ocupan el grupo VIIIA, pode ellos, los lantánidos y actínidos se les nombra seen 8 electrones externos menos el helio que pocomo metales de transición interna o de doble see 2 y son muy estables. Los demás elementos transición. ganarán, perderán o compartirán electrones hasA los elementos del grupo IIIA se les llama metata tener los mismos que los gases nobles. les térreos. Al número de electrones ganados o perdidos se le A los del grupo IVA carbonoideos. llama valencia iónica y marca la capacidad de A los del VA nitrogenoideos. combinación de cada elemento. En los grupos A A los del VIA anfígenos. la valencia iónica coincide con el número de gruA los del VIIA halógenos. po en los cuatro primeros y con su diferencia a Y a los del grupo 0 o VIIIA se les denomina gases ocho en los restantes. Así la valencia de sodio, Na, nobles. es +1 (el más significa electrón perdido), el oxígeno (6 – 8 = –2) posee una valencia –2 y los gases nobles (8 – 8 = 0) cero, es decir, su capacidad de PERIODICIDAD combinación es nula. En los elementos B la regularidad no es notable: la mayoría posee la valencia Se denomina Tabla periódica porque algunas pro2 y varias otras. piedades de los elementos, llamadas propiedades periódicas, se van repitiendo cada ocho o dieciocho elementos. Vamos a ver algunas de estas propiedades. La periodicidad queda bien refleAUTOEVALUACIÓN jada en el volumen atómico (figura 38). El carác9. El fósforo está situado en el grupo VA, ¿qué valencia ter metálico que disminuye hacia la derecha y tendrá? hacia arriba. Los elementos situados a la derecha y en la parte 10. Dados los tres elementos siguientes: Rb, F y As. superior de la Tabla tienen los electrones de las caOrdenarlos en orden creciente de potencial de ionización. pas superiores muy unidos al núcleo y atraen 11. De los siete períodos de la tabla uno es el más largo y con fuerza a los electrones de los átomos vecinos. otro es el más corto. Indica cuáles son y el número de La energía necesaria para arrancar el primer elecelementos que contienen cada uno de ellos. trón de un átomo se llama primer potencial de

159

ASOCIACIONES DE ÁTOMOS Los elementos que están formados por átomos no suelen presentarse aislados en la naturaleza sino que están presentes formando agrupaciones de átomos. Las fuerzas que mantienen estos átomos unidos reciben el nombre de enlace y son las responsables de las propiedades químicas

ENLACE QUÍMICO

una realidad que nadie conoce, son más bien una justificación razonada de las propiedades de la materia.

Lewis vio que los elementos más estables poseían ocho electrones en su capa más externa. Eran los gases nobles, entre los cuales sólo el helio no INTERCAMBIO DE ELECTRONES cumplía este requisito. Su modelo de enlace está Cuando se unen dos elementos muy separados en establecido sobre la base que los elementos se la tabla periódica como sucede en el cloruro de unen para que entre los átomos unidos tensodio (figura 40) existe un intercambio de elecgan ocho electrones en su nivel más externo (Retrones. El elemento situado más a la izquierda, en gla del octete). Este número se puede alcaneste caso el sodio. perderá sus electrones superfizar compartiendo estos electrones externos o por cesión de un átomo hacia otro o, finalmente, mediante ambos fenómenos a la vez. Esta regla es de aplicación general, aunque tiene numerosas excepciones. Lewis representaba a los átomos por sus símbolos rodeados por los electrones de Átomo de hidrógeno Átomo de litio Átomo de sodio su nivel más externo que eran expreH Li Na sados mediante puntos (figura 39). Los cuatro primeros puntos los represenMg Al Ne Si O N taba aislados y a partir del quinto se iban Magnesio Oxígeno Silicio Nitrógeno Neón Aluminio apareando como se puede ver en la fiFigura 39 gura; los electrones apareados se pueden representar como segmentos. ciales y los cederá al que está situado a la derecha, en este caso al cloro quedando ambos con ocho electrones en su nivel externo. TIPOS DE ENLACE El número de átomos de cada elemento será el apropiado Existirán diversos tipos para que se ajuste el número de de enlace según la funelectrones transferido, en este ción de los electrones en caso es un átomo de cada especie. su efecto enlazante. Hay Si en vez del sodio y el cloro fueran que tener en cuenta que los Figura 40 el flúor y el litio la unión sería de la modelos expuestos no representan 160

ASOCIACIONES DE ÁTOMOS

misma especie (figura 41). Este tipo de enlace se llama iónico porque con el intercambio se forman iones (átomos con carga eléctrica). En la figura 41 se puede ver el litio que posee 3 electrones y que está situado en la columna IA de la Tabla, con lo que, de los tres electrones, dos estarán en el primer nivel y uno en el segundo (coincide con el número del grupo). El litio si pierde el electrón del nivel externo quedará con dos electrones como el gas noble más cercano, el helio. Como poseerá un electrón menos que el elemento el resultado será un ión positivo (catión):

Moléculas

Cloro Cl2

Li → Li+ + e– + Li

Nitrógeno N2

Oxígeno O2

e–

– LiF

–

Figura 41

El flúor que está situado en el grupo VIIA poseerá, por tanto, siete electrones en su nivel externo. Si capta uno de sus alrededores el número de electrones se incrementará a ocho que es el que posee el gas noble más cercano, el neón, quedando con un electrón más que el elemento y transformándose en un ión negativo (anión): F + e– → F– Como las cargas positivas atraen a las negativas el ión flúor se rodea de iones litio y viceversa formando una red cristalina.

COMPARTICIÓN DE ELECTRONES El modelo de enlace propuesto en el apartado anterior no se puede explicar cuando los dos átomos

Figura 42

poseen los electrones fuertemente adheridos a su corteza, es decir, ambos están situados a la derecha de la Tabla o son iguales (figura 42). El enlace en este caso recibe el nombre de covalente. En este tipo de en– lace se considerará que alcanzarán el número apropiado de electrones (ocho en general y dos para el hidrógeno), compartiendo los electrones desapareados, hasta que el total de electrones propios del nivel externo más los compartidos sumen ocho. Veamos tres ejemplos ilustrativos representados en la figura 43. El cloro del grupo VIIA posee siete electrones. Dos átomos de cloro se unirán entre sí compartiendo un electrón formando una molécula de cloro Cl2. A este enlace covalente se le llama simple. El oxígeno del grupo VIA, y posee seis electrones en el nivel externo, se unirá a otro átomo de oxígeno formando una molécula de oxígeno, O2, compartiendo dos pares de electrones, así, para cada uno de ellos, el número de electrones será: los seis propios más los dos compartidos del otro, total, ocho. Es un enlace doble. Finalmente existirá también el enlace triple. El nitrógeno, del grupo VA, posee cinco electrones en el nivel externo, llamado también de valencia; de estos cinco puede compartir tres con otro nitrógeno que también aporta tres a la compartición (5 + 3) alcanzándose el número de ocho electrones.

161

QUÍMICA

Figura 44

Figura 46

ENLACE METÁLICO Si los elementos unidos están situados a la izquierda de la Tabla dará lugar a un tipo de sustancia con unas propiedades muy características a las que llamamos metales. Estos átomos tienen los electrones externos muy poco unidos a sus núcleos, por este motivo, el modelo de enlace metálico está reFigura 45 presentado por los iones positivos de los átomos unidos entre sí por los electrones externos que han dejado de pertenecer a un núcleo determinado y Figura 43 son compartidos por varios núcleos simultáneamente, alcanzando una gran movilidad (figura 43).

ENLACE Y PROPIEDADES Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, en general solubles en agua, de moderado o alto punto de fusión, conducen la corriente eléctrica fundidos y también disueltos. No son solubles en disolventes orgánicos. Los compuestos covalentes tienen unas propiedades muy dispares. Todos los líquidos y gases son 162

covalentes pero también pueden ser sólidos de bajo punto de fusión como el azúcar (figura 44) o de altísimo punto de fusión como el diamante o el cuarzo (figura 45). Insolubles en agua con notabilísimas excepciones y solubles en disolventes orgánicos como la gasolina. Disueltos no conducen la corriente eléctrica (los ácidos sí) ni tampoco lo hacen en estado líquido. Los metales son dúctiles y maleables, de alto punto de fusión, conductores del calor y de la electricidad (figura 46), incluso en estado sólido.

AUTOEVALUACIÓN 12. Una sustancia es sólida, funde a 700 °C, disuelta en agua conduce la electricidad y también lo hace fundida. ¿Cuál es el tipo de enlace que contiene? 13. El calcio y el bromo se encuentran en los grupos IIA y VIIA respectivamente. ¿Qué clase de enlace unirá sus átomos? 14. Indica la fórmula más probable del compuesto expuesto en el ejercicio anterior. 15. Los compuestos iónicos son siempre sólidos a temperatura ambiente.Verdadero o falso. 16. Los gases nobles poseen en su nivel más externo a)… electrones con la excepción del b)… que tiene dos.

FORMULACIÓN INORGÁNICA Hasta mediados del siglo XX existió un verdadero desorden en la nomenclatura y en la formulación químicas. Ante este estado de confusión, la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) dio unas reglas de formulación y de nomenclatura que no han anulado por completo los métodos tradicionales.

BASE DE LA FORMULACIÓN La formulación y la nomenclatura se basan fundamentalmente en la valencia y en el índice de oxidación de los elementos. Llamamos valencia de un elemento a su capacidad de combinación que es el número de enlaces que puede formar cuando se combina. Normalmente, la valencia coincide con el llamado número o índice de oxidación que es un número que nos indica el estado de oxidación de un elemento en un compuesto que se puede calcular, a partir de unas reglas arbitrarias. Como se puede observar (figura 47) los índices de oxida-

1 2 3 4 5 6

II A

III A

IV A

VI A

VII A

ción de los elementos situados en una misma columna son iguales o muy parecidas. En la Tabla constan los índices más comunes de los elementos más usuales. Esto confirma el hecho que el índice de oxidación es una propiedad periódica (figura 48).

COMPUESTOS BINARIOS Los compuestos binarios son los compuestos iónicos o moleculares formados por dos átomos. Se escribirán en el orden que figuran en la Tabla de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba.

VIII B

II B

III A

IV A

VI A

VII A

H +I

–I

Li +I

+II

+III –III

+III

Ca +II

Rb +I

Sc +III

+IV +III +II

+V +IV +III +II

Cr +VI +III +II

+VII +IV +III +II

Fe +III +II

Co +III +II

Ni +III +II

Cu +II +I

Pd +IV +II

+II

C +IV

–IV

Mg +II

VIII A

Pt +IV +II

+II

7 Figura 47

163

–IV

P +V +III

+II

Sn +IV +II

+IV +II

–III

–II

–I

–II

Se +VI +IV

–II

Te +VI +IV

Bi +V +III

O S +VI +IV

Sb +V +III

Hg +II +I

–III

As +V +III

+II

+III +I

Si +IV

Ag +I

+V +IV +III +II –III

–II

+VII +V +III +I

Ne Ar

–I

I –I

QUÍMICA

H He Li Be B C N O

F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr In Sn Sb Te I Xe Cs Ba TI Pb Bi Po

8 7 6 5 4 3 2 1 0 –1 –2 –3 Figura 48

OH se comporta como un elemento de índice de oxidación –1. Los óxidos metálicos se utilizan, Se suele utilizar la nomenclatura entre otras cosas, en la obtende Stockes. ción de pigmentos de diversos Fórmula general M(OH)V y se colores (figura 49). Se suele utilizar la nomenclatunombrarán: ra de Stockes. Hidróxido de Nombre del metal Fórmula general: M2OV o bien (V) como por ejemplo: MOV/2 donde M es el símbolo del KOH hidróxido de potasio metal, O es el símbolo del oxígeno y Figura 49 AuOH hidróxido de oro (I) V es el índice de oxidación del metal. Se Ca(OH)2 hidróxido de calcio nombrarán de la siguiente forma: Óxido de nombre del metal (V). El índice de oxidaPb(OH)4 hidróxido de plomo (IV) ción se expresará en cifras romanas y solamente en los casos que el metal tenga más de uno. ÓXIDOS DE LOS NO METALES Ejemplos: Sus fórmulas generales coinciden con la de los metales: A2OV o bien AOV/2 donde A es el símboAl2O3 lo del elemento no metálico. óxido de aluminio Se suelen nombrar con la nomenclatura sistemáCaO óxido de calcio tica: Au2O3 óxido de oro (III) Prefijo numeral 1-óxido de prefijo numeral 2 nomCuO óxido de cobre (II) bre del no metal. PbO2 óxido de plomo (IV) El prefijo numeral 1 será: mono, di, tri, tetra... seLi2O óxido de litio gún sea V o V/2 y el prefijo 2 será inexistente o di según A lleve o no subíndice: HIDRUROS METÁLICOS Se suele utilizar la nomenclatura de Stockes. CO monóxido de carbono Su fórmula general MHV N2O5 Se nombrarán: hidruro de Nombre del metal (V) pentaóxido de dinitrógeno en las mismas condiciones que el anterior: SO2 dióxido de azufre Cl2O3 trióxido de dicloro NaH hidruro de sodio CuH hidruro de cobre (I) ÁCIDOS HIDRÁCIDOS CrH3 hidruro de cromo (III) Es la combinación de los elementos de más a la AlH3 derecha de la tabla (F, Cl, Br, I, S, Se,...) con el hihidruro de aluminio drógeno. Se suelen nombrar como ácidos o con la formulación sistemática: HIDRÓXIDOS Aunque los hidróxidos no son compuestos binaHCl ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno rios se suelen agrupar con ellos ya que el grupo

ÓXIDOS METÁLICOS

164

FORMULACIÓN INORGÁNICA

HI H2S

Figura 50

ácido yodhídrico o yoduro de hidrógeno ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno

OTRAS COMBINACIONES BINARIAS Se nombran, en general, según la nomenclatura sistemática. Son la combinación de dos elementos no metálicos y su fórmula general sería: Am Bn donde m y n son los índices de oxidación de B y de A, respectivamente. Se nombran asi: Prefijo numeral 1-raíz latina de B-uro de prefijo numeral 2 nombre de A. Los prefijos 1 y 2 serán: di, tri... según indiquen n y m, respectivamente: CS2 PCl5 ClF SiCl4

disulfuro de carbono pentacloruro de fósforo fluoruro de cloro tetracloruro de silicio

pero la superior sería: ácido per-raíz latina de A-ico: H2CO3 HNO2 HNO3 H2SO2 H2SO3 H2SO4

Ácido sulfuroso

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Ácido clórico

ácido carbónico (4) ácido nitroso ácido nítrico (3, 5) ácido hiposulfuroso ácido sulfuroso ácido sulfúrico (2, 4, 6) ácido hipocloroso ácido cloroso ácido clórico ácido perclórico (1, 3, 5, 7)

donde los números entre paréntesis corresponden a los índices de oxidación del elemento central. – Sales. (mezcla tradicional y stockes) Es el producto de sustituir los hidrógenos de un ácido por un metal. El metal sustituye tantos hidrógenos como indica su valencia. Se nombran como los ácidos cambiando el sufijo -hídrico por -uro; -oso por -ito e -ico por -ato:

Ácido sulfúrico

Se denominan por su nombre común compuestos como: H2O agua, NH3 amoníaco; BH3 borano; SiH4 silano, etc.

ÁCIDOS Y SALES – Ácidos (tradicional). La mayoría de los ácidos poseen una fórmula general: Hx AOy (figura 50) donde x tendrá valor 1 (no se pone) si el índice de oxidación de A es impar y 2 si es par; en todos los casos: x+v y = –––––– 2 donde v es el índice de oxidación de A. Se nombrarán asi: Si A posee sólo un índice de oxidación: ácido raíz latina de A-ico. Si posee 2, exactamente igual pero los sufijos serán -oso para el índice menor e -ico para el mayor. Si posee de menor a mayor ácido hipo-raíz latina de A-oso; ácido raíz latina de A-oso y ácido raíz latina de A-ico y si tiene 4: igual que tres 165

NaCl CuCl2 Na2SO4 Cr(ClO4)3 Li2CO3 Fe(NO3)2

cloruro de sodio cloruro de cobre (II) sulfato de sodio perclorato de cromo (III) carbonato de litio nitrato de hierro (II)

AUTOEVALUACIÓN

17. Sabiendo que la suma de los índices de oxidación de un compuesto es igual a cero, indica el número de oxidación del átomo central de los compuestos siguientes: NaClO3, HNO2, CaCO3, Al2(SO4)3. 18. Pon nombre a los siguientes compuestos binarios o pseudo binarios: NaI, CuCl2, FeH3, Ba(OH)2, CuOH. 19. Indica la fórmula de los siguientes compuestos binarios o pseudo binarios: tricloruro de dinitrógeno, disulfuro de silicio, pentayoduro de fósforo, pentaóxido de diarsénico. 20. ¿Qué tipo de compuestos suelen nombrarse mediante el método llamado de Stockes?

LA REACCIÓN QUÍMICA El noventa y nueve por ciento de las reacciones químicas tienen lugar en la naturaleza. Los animales y las plantas respiran, se alimentan, crecen, se reproducen, envejecen y mueren. Todo ello es producto de reacciones químicas. Los minerales se forman y se transforman como resultado de reacciones sucesivas.

RELACIONES DE MASAS

se combinan con una cantidad fija del otro, están siempre en una relación de números naturales sencillos. Eso no significa que cuando reaccionan dos elementos tengan que dar varios compuestos distintos, pero admite la posibilidad de que eso sea posible. Ejemplo: El hierro y el oxígeno al combinarse pueden dar lugar a dos compuestos distintos. En uno de ellos, de color negro, reaccionan 77,73 g de hierro por cada 22,77 g de oxígeno. En el otro compuesto, de color amarillo-pardo por cada 69,94 g de hierro reaccionan 30,06 g de oxígeno: Por cada gramo de oxígeno se necesitan 3,4903 g de hierro en el primer caso y 2,3267 g en el segundo. Dividiendo estas dos cantidades entre sí:

Hasta el último cuarto del siglo XVIII los químicos no conocían de antemano las masas de los productos que se obtendría en un proceso. La dificultad se encontraba en el difícil control de los gases. En 1789 con la ley de Antoine L. Lavoisier se inicia la química cuantitativa y se dio pie a las Leyes ponderales: – Ley de Lavoisier o de conservación de la masa. La suma de las masas de las sustancias reaccionantes de una reacción es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción. Esta ley no es totalmente exacta. Albert Einstein demostró que la aparición o desaparición de energía iba acompañada de la desaparición o aparición, respectivamente, de una cierta masa según la expresión E = m · c 2, donde E es la variación de energía, ∆m la variación de masa y c es la velocidad de la luz, Oxígeno 300.000 km/s (3 · 108 m/s). Como c es tan grande la variación de masa es muy pequeña en las reacciones no nucleares, siendo la ley de Lavoisier aplicable. Hidrógeno – Ley de Proust o de las proporciones definidas. Cuando dos o más elementos se combinan para formar un compuesto, lo hacen siempre en las mismas proporciones de masa. Así, por ejemplo: siempre que el aluminio y el oxígeno reaccionan entre sí para formar óxido de aluminio lo hacen en una proporción de 35,94 g de aluminio por cada 32,03 g de oxígeno. – Ley de las proporciones múltiples o de Dalton. Cuando dos elementos que se combinan entre sí pueden dar distintos productos de reacción, las cantidades de un mismo elemento que

3,4903 g de Fe 3 –––––––––––––– = 1,5 = ––– 2,3267 g de Fe 2 que es una relación de números enteros sencillos. 1 volumen

Agua 1 volumen

2 volúmenes

Figura 51

LEYES VOLUMÉTRICAS DE LA COMBINACIÓN QUÍMICA Joseph Louis Gay-Lussac, estudioso de las reacciones en las que intervenían gases, dio a conocer la ley que lleva su nombre. En cualquier reacción química los volúmenes de todas las sustancias ga-

166

LA REACCIÓN QUÍMICA Figura 52

Oxígeno 1 volumen

en forma molecular, agrupándose los átomos de dos en dos (figura 52).

Hidrógeno 2 volúmenes

Agua 2 volúmenes

seosas que intervienen en la misma, están en una relación de números enteros sencillos. Esta ley no es aplicable a la relación entre los volúmenes de sólidos ni de líquidos que intervengan en una reacción. Esta relación de volúmenes en números enteros sencillos hizo suponer que se debía a que las partículas, cuando se combinaban, lo hacían en proporciones sencillas; todo ello llevó a Avogadro a emitir la hipótesis que lleva su nombre.

HIPÓTESIS DE AVOGADRO El mismo volumen de cualquier gas, medido en las mismas condiciones de presión y temperatura, contiene el mismo número de partículas. Al intentar aplicar la teoría atómica de Dalton, conjuntamente con la hipótesis de Avogadro, se entra en una contradicción, que Figura 53 habrá que corregir. Tenemos (figura 51) seis partículas de oxígeno que ocuparán un volumen 1, también disponemos de doce partículas de hidrógeno que tendrán un volumen 2, es decir, el doble, si aplicamos la hipótesis de Avogadro. De la reacción obtenemos seis moléculas de vapor de agua, mismo número que partículas de hidrógeno y, por tanto el mismo volumen, 1. La experiencia demuestra que el agua en forma de vapor que se obtiene de la reacción son 2 volúmenes. Ante este fallo que se repetía en otros casos Avogadro tuvo que emitir una segunda hipótesis, que rectificaba la teoría atómico-molecular de Dalton. Aquella decía que: los elementos están formados por átomos. Avogadro añade: los elementos gaseosos, con la excepción de los gases nobles, están formados por moléculas diatómicas. Así escribiremos: H2, Cl2, O2,... para indicar que estos gases no se encuentran en forma atómica sino

CAMBIO FÍSICO-CAMBIO QUÍMICO Al observar un cambio, muchas veces no podemos apreciar si ha existido un fenómeno físico o uno químico. Si vemos unos refrescos burbujeantes (figura 53) y un matraz también burbujeante, nos podemos dar cuenta que la transformación en el matraz ha sido más radical. En el primer caso el dióxido de carbono abandona los recipientes, mientras que el segundo hay además un desprendimiento notable de energía. Vamos a definir una serie de diferencias entre los dos procesos: Una mezcla homogénea o no puede separarse por medios físicos, mientras que en una reacción las sustancias mezcladas han desaparecido. En una mezcla, los componentes conservan sus propiedades específicas, pero en una reacción, éstas han desaparecido y han aparecido unas nuevas propiedades. Los componentes de una mezcla pueden estar presentes en cualquier proporción con la sola limitación de la solubilidad en las disoluciones. En la reacción química, las sustancias reaccionarán en unas proporciones específicas de cada reacción (leyes ponderales). En la formación de una mezcla los cambios de calor con el ambiente no existen o son pequeños, aunque se encuentran excepciones como en la disolución de ácido sulfúrico, en la cual se produce una elevada cantidad de calor.

167

i AUTOEVALUACIÓN

21. Si para formar óxido de aluminio para cada 35,94 g de aluminio se necesitan 32,03 g de oxígeno, ¿qué masa de oxígeno se necesita para reaccionar con 26,9 g de aluminio? 22. Según la ley de Lavoisier, calcula el óxido de aluminio obtenido con el oxígeno y el aluminio del ejercicio anterior. 23. Calcula la energía que se desprendería si la masa de los reactivos disminuyera en 1 g.

ECUACIONES QUÍMICAS Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (reactivos), las que se obtienen (productos) y además indica las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción.

DESCRIPCIÓN DE UNA ECUACIÓN

O2 para dar 2 moléculas de H2O; 2 moles de H2 reaccionan con 1 mol de O2 para dar 2 moles de H2O; 4 gramos de H2 reaccionan con 32 gramos de O2 Hidrógeno para dar 36 gramos de H2O; 44,8 l (en C.N) de H2 reaccionan con 22,4 l de O2 también en condiciones normales para dar 36 cm3 de agua, aproximadamente, ya que la densidad del agua líquida a cero Ánodo grados centígrados no es exactamente de 1 g/cm3.

Así como los elementos se representan por símbolos y los Oxígeno compuestos mediante fórmulas, las reacciones químicas se simbolizan mediante ecuaciones que nos darán toda la información cualitativa y cuantitativa que podemos precisar. Una ecuación consta Cátodo de dos miembros separados por una o dos flechas que nos indicará el sentido de la reacción o que la reacción es reversible y puede realizarse en los dos sentidos. CÁLCULOS Figura 54 En el miembro de la izquierda estará forEN UNA ECUACIÓN mado por las sustancias reaccionantes representadas por sus fórmulas y en el de la derecha los Con toda la información que nos proporciona, productos de la reacción. una ecuación química nos permite hacer los cálcuCada fórmula irá precedida por un coeficiente, los de masa y de volumen en una reacción. Estos que nos indicará, en primera instancia, la proporcálculos reciben el nombre de cálculos estequioción en número de moléculas en que cada sustanmétricos. Existen métodos de actuación para reacia interviene en la reacción. lizarlos, uno de ellos es el siguiente: La ecuación puede también indicar el estado de agregación de cada reactivo o producto median1. Escribir la ecuación química correspondiente te un subíndice entre paréntesis y el calor por mol a la reacción estudiada y ajustarla para que se desprendido o absorbido durante el proceso. Los cumpla la ley de Lavoisier. subíndices más usuales son: s, l, g, aq, alc,... que 2. Entre todos los datos habrá por lo menos uno significan: sólido, líquido, gaseoso, disolución que será cuantitativo: masa, volumen de un líacuosa, disolución alcohólica, respectivamente. quido o un sólido acompañado de su densidad, Vamos a indicar todas las informaciones que nos moles, volumen de un gas, siempre que se coda directa o indirectamente una ecuación química nozcan las condiciones en que se ha efectua(figura 54): do la medición, número de moléculas, etc. Este dato, si no lo está, lo expresaremos en moles. 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) 3. La relación (estequiométrica) en número de moles entre la sustancia de la cual se nos pregunta la cantidad y la de la que hemos calcula2 moléculas de H2 reaccionan con 1 molécula de 168

ECUACIONES QUÍMICAS

do el número de moles nos viene dada por la ecuación. Con su ayuda calcularemos el número de moles de esta sustancia. 4. Una vez conocido el número de moles se podrá calcular la magnitud requerida por un proceso inverso al utilizado en el apartado dos.

CÁLCULO MASA-VOLUMEN Para poder comprobar la fiabilidad de este tipo de cálculos se precisa una balanza (figura 55) y una bureta de gases (figura 56) para medir la masa del reactivo inicial y el volumen de gas producido además de un barómetro y un termómetro. Ejemplo: ¿Qué volumen de hidrógeno en condiciones normales se puede obtener con 5,4 g de aluminio y el ácido clorhídrico necesario?

del ZnS y de O2 que son 97,4 y 32 g/mol, respectivamente: 1 mol ZnS 3 mol O2 487 g ZnS ––––––––––– –––––––––– 97,4 g ZnS 2 mol ZnS 32 g O mol O2

2 –––––––– = 240 g O2

CÁLCULO VOLUMEN-VOLUMEN Pondremos primero un caso en el cual los volúmenes estén en distintas condiciones de presión y temperatura: Calcular el volumen de oxígeno medido en condiciones normales necesario para que al combinarse con hidrógeno, nos proporcione 100 litros de vapor de agua, medidos a 227 °C y 104 Pa. Consideraremos que el vapor de agua tiene un comportamiento ideal. 227 °C = 500 K y 100 litros son 0,1 m3. La ecuación sería: 2H2 + O2 → 2H2O

1. La ecuación ajustada será:

El número de moles de vapor de agua:

2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2(g) Figura 55

2. El número de moles que representan los 5,4 moles de aluminio:

1 mol Al 5,4 g Al –––––––– = 0,2 mol Al 27 g Al

así podremos calcular el volumen de oxígeno: 1 mol O2 22,4 l O2 0,241 mol H2O –––––––––– ––––––––– = 2 mol H2O mol O2

3. Teniendo en cuenta los coeficientes de la ecuación diremos:

= 2,70 l O2

3 mol H2 0,2 mol Al ––––––––– = 0,3 mol H2 2 mol Al 4. Como el hidrógeno es un gas y se encuentra en condiciones normales podremos escribir: 22,4 litros H2 0,3 mol H2 –––––––––––– = mol H2 = 6,72 litros H2

CÁLCULO MASA-MASA Por tostación de sulfuro de cinc se obtiene dióxido de azufre y óxido de cinc. Calcular la masa de oxígeno necesaria para tostar 487 g de sulfuro. La ecuación es:

104 Pa 0,1 m3 nH O = –––––––––––––––– = 0,241 mol H2O J 8,31 –––––––– K mol

Figura 56

También se puede calcular a través de la ecuación química, la composición de una mezcla de gases, como sucede en el siguiente caso: Determinar la composición de una mezcla gaseosa compuesta por monóxido de carbono y acetileno, sabiendo que si le añadimos 65 cm3 de oxígeno y hacemos arder la mezcla, el dióxido de carbono que se obtiene ocupa un volumen de 70 cm3 en las mismas condiciones de presión y temperatura. Llamaremos 2x al volumen de CO y 2y al volumen de C2H2 según las ecuaciones:

2ZnS + 3O2 → 2ZnO + 2SO2

2CO + O2 → 2O2; 2C2H2 + 5O2 → 4CO2 + 4H2O(l)

Veamos ahora cómo se pueden reunir todos los pasos en una sola operación, mediante factores de conversión, conociendo las masas moleculares

se podrá afirmar que: el volumen de oxígeno necesario para quemar los 2x cm3 de CO será x y para el C2H2 será 5y, según el principio de Avoga-

169

QUÍMICA Figura 57

dro, y el volumen de CO2 que se desprenderá en cada caso será 2x y 4y. De esta manera podremos plantear las ecuaciones: (1) x + 5y = 65 y (2) 2x + 4y = 70 multiplicando (1) por dos se obtendrá: (3) 2x + 10y = 130; restando (3) – (2) queda: 6y = 60 como el volumen de acetileno era 2y, éste será de 20 cm3 y 2x, que es el volumen de monóxido de carbono tendrá un valor de 30 cm3.

HCL Figura 58

REACCIONES CONSECUTIVAS Una reacción química puede realizarse directamente o en varias etapas consecutivas de manera que los productos de una reacción sean las sustancias reaccionantes de la siguiente etapa. CaCO3 El ácido sulfúrico puede obtenerse por tostación de pirita, seguido de una oxidación catalítica del dióxido de azufre producido y con adición de agua al trióxido de azufre que nos ha proporcionado la oxidación: 4FeS2 + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO2 2SO2 + O2 → 2SO3 SO3 + H2O → H2SO4

medida se pueden hacer imprescindibles. Los reactivos muchas veces se encontrarán disueltos. Los conocimientos expuestos en el tema anterior nos bastarán para poder aplicar los cálculos estequiométricos a las reacciones realizadas con una o más disoluciones: La caliza es un mineral que contiene carbonato de calcio, CaCO3. Calcular la riqueza de una caliza en carbonato de calcio si 0,8 g de la misma consumen 25 cm3 de una disolución de ácido clorhídrico 0,4 M, dando CO2, CaCl2 y agua (figura 58): CaCO3 + 2HCl → → CaCl2 + CO2 + H2O

H2O

El número de moles del dato cuantitativo lo calcularemos a partir de la concentración de la disolución de ácido y del volumen consumido: 0,4 mol HCl 1 l HCl (aq) ––––––––––– 25 cm3 HCl(aq) –––––––––––––– 3 1000 cm HCl (aq) 1 l HCl (aq) 1 mol CaCO 2 mol HCl

100 g CaCO mol CaCO3

3 3 –––––––––––– –––––––––––– = 0,5 g CaCO3

dividiendo por la masa de la caliza y multiplicando por 100 tendremos la riqueza de la caliza:

Ejemplo: ¿Qué cantidad de ácido sulfúrico se podrá obtener con 23,96 g de pirita? La masa molecular del sulfuro de hierro (pirita) es 119,8 y la del ácido sulfúrico 98 g/mol.

0,5 g CaCO3 –––––––––––– 100 = 62,5 % en CaCO3 0,8 g caliza

1 mol FeS2 8 mol SO2 23,96 g de FeS2 ––––––––––– –––––––––– 119 g FeS2 4 mol FeS2

i AUTOEVALUACIÓN

24. Escribe la ecuación que simboliza la reacción química siguiente: En la combustión de 1 mol de naftaleno sólido (C10H8) con el oxígeno del aire se forma dióxido de carbono y agua líquida. 25. Para reaccionar con 0,654 g de Zn con ácido nítrico ¿qué volumen de hidrógeno se formará, teniendo en cuenta que la masa atómica de Zn = 64,6 g/mol? 26. El CaCl2 reacciona con el AgNO3 obteniéndose AgCl y Ca(NO3)2. Calcula la masa de CaCl2 necesaria para obtener 14,35 g de AgCl.

2 mol SO3 1 mol H2SO4 98 g H2SO4 –––––––––– –––––––––––– –––––––––––– = 1 mol SO3 mol H2SO4 2 mol SO2 = 39,2 g H2SO4

VOLUMEN DE DISOLUCIÓN Para la medición de volúmenes de disolución se precisan buretas, pipetas y matraces aforados (figura 57). Como una gran cantidad de reacciones se realizan en disolución, estos aparatos de 170

TIPOS DE REACCIÓN Las reacciones se pueden clasificar en unos grupos, en los que se reúnen las que poseen unas propiedades determinadas. La dificultad estriba en la variedad de criterios por los que se pueden escoger dichas propiedades. Por este motivo no es extraño que una misma reacción se encuentre en distintos grupos, según el criterio elegido.

REACCIONES DE SÍNTESIS O2

Las reacciones cuya ecuación general es: A + B → → AB se denominan de síntesis. En ellas, un producto final único se ha formado por reacción entre dos sustancias más sencillas. Donde A y B pueden ser cualquier compuesto o elemento químico y sus coeficientes pueden ser distintos a la unidad. Ejemplos: N2 + 3H2 → 2NH3

KClO 3

Figura 60

donde la reacción (figura 59) entre dos elementos gaseosos da un producto también gaseoso. Fe + S → FeS en este caso los dos elementos son sólidos así como lo es el producto. N2

Compresor

Cámara de reacción

Refrigerante

Purificador Inyector Separador de amoníaco

NH3

H2 Figura 59

REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN

N2 + H2

Es el proceso contrario al caso anterior. Una sustancia compleja se descompone para dar dos o más sustancias simples, no necesariamente un elemento. Su ecuación general será: AB → A + B Por ejemplo, los carbonatos con el calor se descomponen en dióxido de carbono y óxido metálico: CaCO3 + calor → CaO + CO2

Método empleado para la fabricación de cal viva, CaO. También los cloratos por acción del calor o con un golpe se descomponen en cloruros y desprenden oxígeno: 3 KClO3 + energía → KCl + ––– O2 2 Es el método utilizado para obtener pequeñas cantidades de oxígeno en el laboratorio (figura 60).

171

QUÍMICA

H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O

REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO En ellas uno de los elementos de un compuesto es sustituido por otro. Su ecuación general es (figura 61):

el agua hace desaparecer los iones H+ y OH– del ácido y del hidróxido: H2SO4 + MgCO3 → MgSO4 + H2O + CO2

AB + C → AC + B

Figura 61

Ejemplos generales podrían ser: los metales más activos que desplazan a los que son más nobles en las sales:

el CO2 se desprende y abandona el medio acuoso. También puede realizarse este tipo de reacciones, entre sustancias moleculares, como en el caso de la formación del acetato de etilo a partir de alcohol etílico y ácido acético: CH3—CH2OH + CH3—COOH → → CH3—COOCH2—CH3 + H2O

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 El desplazamiento del hidrógeno del agua, por parte de los metales alcalinos en una reacción violenta: 2Na + 2H2O → H2 + 2NaOH También, los metales activos desplazan al hidrógeno de los ácidos: Zn + H2SO4 → H2 + ZnSO4

en esta reacción el producto se separa de las sustancias reaccionantes por su menor temperatura de ebullición (figura 62).

REACCIONES REVERSIBLES Y REACCIONES IRREVERSIBLES Los procesos químicos pueden ser reversibles, es decir, en una reacción química los productos de la Agua

REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO Son reacciones en las que tiene lugar una doble sustitución o un intercambio: AB + MN → AM + BN

Agua

Estas reacciones se realizan, en general, entre sustancias iónicas en disolución acuosa, cuando se forma con el intercambio de iones una sustancia insoluble, una sustancia molecular que hace desaparecer uno o más iones, o bien se desprende un gas que abandona el recipiente: Alcohol etílico + ácido acético

KCl + AgNO3 → AgCl(s) ↓ + KNO3

Acetato de etilo

por precipitación:

Figura 62

172

TIPOS DE REACCIÓN

reacción pueden ser, a su vez, sustancias reaccionantes de una reacción inversa. Ejemplo: Si hacemos pasar una corriente de vapor de agua por una muestra de hierro al rojo (figura 63) tendrá lugar la reacción:

Este fenómeno se podrá expresar con una ecuación química: → Fe O + 4H 3Fe + 4H2O ← 3 4 2

REACCIONES GENERALES H2O(vapor)

Fe3O4

Existen reacciones que son específicas de una sustancia o de un reducido número de sustancias. Otras son generales y son aplicables a un extenso grupo de especies químicas. Son las reacciones de combustión, de neutralización y de oxidación-reducción.

H2O(vapor) Fe3O4

REACCIONES DE COMBUSTIÓN Se llama combustión a la combinación espontánea de una sustancia llamada combustible con otra oxidante llamada comburente. Si la combustión se realiza en el aire, el comburente es el oxígeno del aire (figura 64). Las reacciones de combustión más comunes son las de las sustancias orgánicas, compuestas en general por carbono, hidrógeno y muchas veces oxígeno, con el oxígeno del aire. Estas reacciones se pueden representar por ecuaciones del tipo:

Reacciones reversibles Figura 63

3Fe + 4H2O → Fe3O4 + 4H2 Si invertimos la reacción, y ahora, hacemos pasar una corriente de hidrógeno sobre el óxido de hierro se obtendrá vapor de agua y hierro metálico:

combustible orgánico + oxígeno → → dióxido de carbono + agua

Fe3O4 + 4O2 → 3Fe + 4H2O Si la primera de estas reacciones se realizara en un recipiente cerrado se podría comprobar que a medida que la cantidad de hierro metálico y vapor de agua van disminuyendo, las de hidrógeno y de óxido de hierro (II) Figura 64 y hierro (III) van aumentando, pero nunca se agotará ninguna de las especies químicas presentes, de tal manera, que pasado algún tiempo, las cantidades de las cuatro especies se mantendrán estables, siempre que la temperatura sea constante. Se ha llegado a un equilibrio, un equilibrio dinámico, ninguna de las dos reacciones ha dejado de realizarse, pero la velocidad de las dos se ha igualado, de manera que el número de moles de hierro que han desaparecido en la reacción directa se han formado en la reacción inversa.

Veamos algunos ejemplos de ecuaciones de este tipo igualadas: 2C4H10 + 13O2 → 8O2 + 10H2O C2H5OH + 3O2 → 2CO2 + 3H2O Algunas reacciones de este tipo son tan rápidas y con gran desprendimiento de calor que pueden ser muy peligrosas, como la combustión del gas metano que se acumula en las minas de carbón (gas grisú): CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O Si la combustión se realiza con falta de oxígeno se puede formar monóxido de carbono en vez de dióxido de carbono: C + 1/2O2 → CO esta es la combustión incompleta del carbón.

173

QUÍMICA

REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN Se llama neutralización a la reacción entre dos sustancias antagónicas que tienen efectos contrarios que se contrarrestan. En química estas dos sustancias son los ácidos y las bases. Existen sustancias naturales que son ácidas o básicas como los limones (figura 65) que contienen ácido cítrico. Figura 65 Existen varios modelos para definir las ácidos y las bases. Estos modelos no son excluyentes, por tanto, no se desmienten los unos a los otros sino que con ellos se va ampliando el concepto de ácido y de base.

ÁCIDO Y BASE

hólica de fenolftaleína, sus disoluciones presentan un tacto jabonoso que irrita la piel y puede producir eczemas y reaccionan con los ácidos neutralizando sus propiedades. – Modelo de Arrhenius Para Arrhenius, ácido es aquella sustancia covalente que en disolución acuosa se disocia en un anión y un protón (H+): HO

2 HA → A– + H+

Actualmente, no se admite la existencia de un protón en disolución acuosa sino que se asocia a una molécula de agua mediante un enlace covalente coordinado formando un ión hidronio, H3O+. Según esta misma teoría base sería toda aquella sustancia que en disolución acuosa, al disociarse da iones OH–:

El modelo más intuitivo de ácido Figura 66 H2O y de base es el modelo empírico. BOH → B+ + OH– Con él se describen estos dos tipos de sustancia por lo que se ve – Modelo de Brønsted y Lowry a simple vista. Ácido es toda sustancia capaz de Ácidos son aquellas sustancias dar protones y base aquella que que poseen un sabor agrio como es capaz de aceptarlos. el vinagre, el limón, el pomelo; Así pues, la neutralización de un conducen la corriente eléctrica en ácido por una base sería una redisolución acuosa, modifican el acción tan sencilla como: color de numerosos colorantes orgánicos. Colorean de rojo el azul H+ + OH– → H2O de tornasol, o bien, decoloran una disolución de fenolftaleína enrojecida por una por esto esta reacción es siempre muy parecida, base (figura 66), atacan a muchos metales con indiferente a los iones acompañantes o espectadesprendimiento de hidrógeno (figura 67) y reacdores: cionan con las bases neutralizando sus propiedades. HCl + NaOH → NaCl + H2O Bases son aquellas sustancias que tienen un sabor cáustico, o bien, en general: conducen también la corriente Ácido rico clorhídrico eléctrica en disolución. Las baácido + base → sal + agua ses son iónicas en general, modifican el color de numeroPara indicar el punto final de la reacción (fiHidrógeno sos colorantes orgánicos, progura 68), además de la fenolftaleína exisduciendo la variación contraria ten otros colorantes como el anaranjado C Cinc a la de los ácidos. Colorean de de metilo que adopta el color rojo en meazul el rojo de tornasol y colodio ácido y amarillo en medio básico (figuFigura 67 rean de rojo una disolución alcora 69). 174

TIPOS DE REACCIÓN

Figura 68

sado de ser un elemento a su forma iónica, Fe3+; pero este cambio puede hacerlo sin la colaboración del oxígeno:

Figura 69

3 Fe + ––– Cl2 → FeCl3 2

HCl (0,1 M)

Aquí el hierro ha perdido sus tres electrones de valencia y se ha transformado en su ión. Como el cambio sufrido ha sido el mismo, vamos a ampliar el concepto de oxidación y reducción:

NaOH + Indicador Valoración Figura 71

Hidrógeno

CuO

REACCIONES DE OXIDACIÓN-REDUCCIÓN La oxidación es un proceso conocido desde tiempos remotos. Es la que nos permite respirar, pero también es la responsable del envejecimiento de los tejidos animales y vegetales (figura 70).

– Oxidación es todo proceso en el cual existe una pérdida de electrones. – Reducción es todo proceso que conlleva una ganancia de electrones. Agua

Todo proceso de oxidación exige que simultáneamente exista un proceso de reducción. Así, no existen reacciones de oxidación y reacciones de reducción, sino, reacciones de oxidación y reducción, es decir, reacciones redox.

Figura 70

i AUTOEVALUACIÓN

Desde el punto de vista más tradicional, oxidación es la combinación de una sustancia con el oxígeno, y la reducción es el proceso inverso, esto es, la disminución del contenido en oxígeno. Ejemplo: 3 1 Fe + ––– O2 → ––– Fe2O3 oxidación 2 2 CuO + H2 → H2O + Cu (figura 71) Si pensamos en la modificación que ha sufrido el hierro en esta reacción, podremos ver que ha pa175

27. Indica la falsedad (F) o veracidad (V) de las siguientes afirmaciones sobre la reacción C + O2 → CO2: a) es una reacción reversible, b) es una reacción de combustión, c) es una reacción de síntesis. 28. Las reacciones que pueden realizarse en los dos sentidos se llaman… 29. ¿De qué clase o clases es la siguiente reacción?: CH3—CH2OH + CH3—COOH ⇔ ⇔ CH3—CH2OOCH2—CH3 + H2O. 30. Clasifica las siguientes reacciones según su forma: a) CaO + CO2 → CaCO3, b) H2CO3 → CO2 + H2O, c) NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2 HCl 31. En la a)… existe pérdida de electrones y en la b)… ganancia de electrones.

TERMOQUÍMICA Una de las señales que disponemos para distinguir una mezcla de una reacción es la fuerte variación de energía que sufre esta última. Esta energía suele ser en forma de calor. Por este motivo, la parte de la química que estudia los intercambios de energía entre un sistema reactor y el ambiente se denomina termoquímica.

CALOR EN UNA REACCIÓN QUÍMICA

para medir el calor desprendido en la reacción:

Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 + calor Los procesos químicos pueden ser endotérmicos o exotérmicos según en su desarrollo se absorba o desprenda calor, respectivamente. Este calor Por la temperatura alcanzada por el agua que hay dentro del recipiente aislado se podrá conocer el puede ir acompañado de otra forma de energía o de realización de trabajo. Como en la Naturacalor desprendido en la reacción: leza se tiende degradar la energía los procesos espontáneos suelen ser exotérmicos (paso de caQ = m · Ce · (t – t0) lor al ambiente) aunque en los procesos en los que existe un fraccionamiento molecular puede sudonde m es la masa de líquido, Ce el calor especíceder lo contrario, entendiendo como fraccionafico del líquido (si se trata del agua será igual a miento fenómenos de: formauno) y t y t0 las temperaturas final e ción de gas, descomposición inicial del agua. de sustancias, disolución de sales, etc. No se debe confundir un proTRABAJO EN UNA REACCIÓN ceso endotérmico con el calor QUÍMICA CuSO4 Zn que hay que dar a un sistema para que reaccione. A esta Se dice que hay trabajo de expanenergía inicial se la denomisión cuando existe una variación de na energía de activación, y si volumen durante un proceso físico o una vez aplicada al retirar este químico. Este trabajo de expansión se aporte de energía el proceso puede transformar en trabajo mecánicontinúa adelante y no tiene co como sucede en la combustión de que ser forzosamente endotérla gasolina en el motor de los coches mico. Por ejemplo, el gas pro(figura 73). Figura 72 pano arde con el oxígeno del En todas estas reacciones en las que aire: se produce o se recibe trabajo del ambiente existe una variación de volumen, siendo en C3H8 + 5O2 → 4H2O + 3CO2 los procesos en los que se producen variaciones en el número de moles de gas donde más trabajo se produce: siendo el proceso, como todas las combustiones, exotérmico; sin embargo, para que se inicie la re2C6H6(l) + 15O2(g) → 12CO2(g) + 6H2O(g) acción es necesario la aplicación de un foco de calor: una cerilla, una chispa eléctrica... El calor cedido o absorbido por un proceso se El agua después de la combustión está en estado mide en un calorímetro (figura 72). En la figura de vapor y el número de moles ha pasado de 15 mose puede observar un calorímetro preparado les de oxígeno a 18 entre el dióxido de carbono y 176

TERMOQUÍMICA

Figura 73

el vapor de agua; al variar el número de moles habrá variado también el volumen. El trabajo producido se podrá calcular:

Miliamperímetro

Zn Puente salino

W = –P · V donde V es la variación de volumen y P la presión. Se puede tener en cuenta, que según la ley de estado de los gases:

Zn 2+ Cu 2+

si el intercambio electrónico lo hacemos a través de un circuito externo y con un puente salino, tenemos una pila capaz de crear una corriente eléctrica (figura 74). – Electrólisis. La corriente eléctrica puede ser la responsable de la realización de reacciones químicas en unos procesos inversos al anterior. Mediante una pila se hace circular la corriente a través de una disolución de ácido clorhídrico, HCl (figura 75). Si los polos de la pila se sitúan en la posición señalada en la figura se producirá la reacción:

Figura 74

2Cl– → Cl2(g) + 2e– y 2H+ + 2e– → H2(g)

R · T · n V = ––––––––– P

Hidrógeno

donde n es la variación en número de moles.

Cloro

2HCl → H2 + Cl2

CORRIENTE ELÉCTRICA EN UNA REACCIÓN QUÍMICA En una reacción puede intervenir la co+ rriente eléctrica como resultado de la misma (pilas) o como reactivo (electrólisis). – Pilas. Las cargas eléctricas pueden intervenir de manera activa en los procesos químicos. En las reacciones que hemos nombrado de oxidación-reducción existe un intercambio de electrones entre los reactivos, así en la reacción: Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4 + calor se podría estudiar más a fondo. El sulfato de cobre se disocia al disolverse en sus iones: el SO2– 4 y el ión Cu2+ y la reacción en sí se puede estudiar descompuesta en dos semiecuaciones: Cu2+ + 2e– → Cu

sumando todas las ecuaciones tendríamos la ecuación global:

Zn → Zn2+ + 2e– 177

Disolución de ácido clorhídrico Figura 75

–

Mediante la electrólisis se pueden recubrir de metal apropiado a su uso objetos construidos con materiales más baratos: dorados, estañados, etc.

i AUTOEVALUACIÓN

32. ¿Una reacción de electrólisis es exotérmica o endotérmica? 33. ¿Cuáles de las siguientes frases son falsas?: a) la energía que se gana o se pierde en una reacción lo es en forma de calor, b) las reacciones espontáneas son exotérmicas, c) las reacciones espontáneas pueden ser endotérmicas. 34. El trabajo en una reacción suele comportar una variación de… 35. Las pilas funcionan mediante una reacción de oxidaciónreducción. ¿Es endotérmica o exotérmica?

QUÍMICA ORGÁNICA La química orgánica, llamada también química del carbono, estudia los compuestos que contienen principalmente carbono e hidrógeno. Forman parte de los seres vivos o han formado parte de ellos en otros tiempos, por lo que algunos autores la han llamado «química de la vida». El petróleo es su fuente principal.

CADENAS ORGÁNICAS

– Cuando un carbono forma solamente enlaces simples Lineales da a la molécula una forma de tetraedro regular (figuC ra 77), como ocurre en el ca1 2 3 4 Abiertas so del metano que se repreC C C C C senta en la figura. Los hidrógenos ocupan la posición de C C los vértices de un tetraedro C imaginario, en cuyo centro Ramificadas está situado el átomo de carbono. – Cuando un átomo de carboC no forma un enlace doble Cerradas C C (ciclos) compartiendo dos de sus electrones de valencia con C C otro átomo de carbono o Figura 76 con otro de distinta naturaleza proporciona a la molécula una forma triangular plana (figura 78). Esto significa que tanto el enlace doble como los otros dos enlaces que sufrirá, al ser tetravalente, están situados en un mismo plano. En el eteno representado en la figura se puede observar que los cuatro hidrógenos forman un plano y que la geometría de este compuesto es la de dos triángulos unidos por un vértice, este vértice imaginario estaría situado en el centro del enlace doble.

C C C C C

Todos los elementos poseen un determinado número de compuestos que lo contienen. Este número suele ser reducido: decenas o centenares. Sólo el silicio y el boro llegan a tener miles de compuestos. El carbono rompe esta regla y actualmente se conocen cerca de un millón de compuestos. El secreto de esta rareza que comparte en menor medida con el boro y el silicio estriba en la posibilidad de formar cadenas enlazándose consigo mismo y con otros elementos la longitud de las cuales va desde dos hasta muchos miles de átomos. Estas cadenas carbonadas pueden ser de distintos tipos según su forma: abiertas o cerradas, formando ciclos (figura 76). Las cadenas abiertas pueden ser, a su vez, lineales o ramificadas. En la figura están represenFigura 77 tados los esqueletos de las cadenas. Los ciclos pueden ser homociclos o heterociclos según todos los átomos del esqueleto sean carbonos o exista en él algún átomo de otro tipo. La unión entre carbonos será siempre compartiendo electrones (enlace covalente). Los enlaces covalentes que forma pueden ser:

Figura 78

178

QUÍMICA ORGÁNICA

Figura 79

– Finalmente, el enlace triple o dos dobles enlaces aplicados a un mismo átomo proporcionan una forma rectilínea (figura 79). En el etino, llamado también acetileno, los dos hidrógenos ocupan posiciones opuestas uno a cada lado de los carbonos.

O H

H H

Hidrocarburos

Figura 81

Compuesto orgánico

Sufijo

Grupo funcional

Fórmula general

Alcano

-ano

R CH2 CH3

Alqueno

-eno

C C

R CH CH2

Alquino

-ino

C C

R C CH

Alcohol

-ol

R OH

Éter

-éter

Aldehído

-al

R C R'

Compuestos oxigenados

O C

O R C

Cetona

-ona

O Ácido carboxílico

-oico

O H

O R C

-oato de

OR' Amina

NH2 NH N

-amina

OR' NH2 NH N

R R 2

O Amida

O R C

-amida

NH2 Nitrilo

C N

-nitrilo Figura 80

179

R C

C OH

Éster

Compuestos nitrogenados

Los hidrocarburos son compuestos de carbono e hidrógeno que se ob-

Acetaldehído, CH3CHO

FUNCIONES ORGÁNICAS

HIDROCARBUROS

Formaldehído, HCHO

Además de los carbonos y los hidrógenos, un compuesto orgánico puede poseer también átomos de otros elementos: oxígeno y nitrógeno principalmente y otros menos frecuentes como el azufre, fósforo, cloro, flúor, etc. Se llaman funciones orgánicas (figura 80) a aquellas agrupaciones de átomos que confieren al compuesto unas propiedades comunes que sólo varían ligeramente en toda la serie homóloga, siendo componentes de una serie aquellos compuestos que se diferencia solamente por la longitud de su cadena, uno o más —CH2—, como el formaldehído y el acetaldehído (figura 81).

NH2 R

C N

QUÍMICA

tienen generalmente del petróleo (figura 82) pudiendo ser de distintas clases según todos sus enlaces sean simples o exista alguno de doble o triple.

que es un radical alquilo: —CH3 o radical metilo; —CH2—CH3 o radical etilo...

ALQUENOS U OLEFINAS

ALCANOS Llamados también parafinas, su fórmula general será:

Pueden considerarse derivados de las parafinas por pérdida de dos hidrógenos contiguos con la aparición de un doble enlace. Un método de obtención es la deshidratación de un alcohol (figura 83). Su fórmula general es:

Cn H2n + 2 donde n es el número de carbonos que lo compone, tienen sus cadenas abiertas lineales o ramificadas y todos sus enlaces son simples. Los cuatro primeros miembros de su serie homóloga son gases: CH4, CH 3 —CH 3 , CH 3 —CH 2 —CH 3 y CH3—CH2—CH2—CH3, es decir, metano, etano, propano y butano. Cuando el número de carbonos sea de cinco hasta dieciséis serán líquidos y con más de dieciséis carbonos, sólidos. Todos ellos son insolubles en agua pero sí se disuelven en éter, alcohol, bencina, etc., se mezclan entre ellos en cualquier proporción y sus puntos de fusión o de ebullición aumentan según aumenta su masa molecular o el número y complejidad de sus ramificaciones. Los hidrocarburos saturados dan compuestos de sustitución, de tal manera que pueden, por ejemplo, sustituir uno o más hidrógenos por un halógeno obteniéndose así los derivados halogenados: CH3CH2Cl, cloroetano. Los cicloalcanos son hidrocarburos saturados con la cadena cerrada. El más sencillo de todos ellos es el ciclo propano, C3H6: CH2—CH2 CH2 Su fórmula general es CnH2n y se pueden obtener por ciclación, tratando derivados dihalogenados con sodio: ClCH2—CH2—CH2Cl + 2Na → → 2NaCl + CH2—CH2 CH2

Cn H2n

Figura 82

y su grupo funcional es C C . Se encuentran en pequeñas cantidades en el petróleo. El primer miembro de su serie homóloga es el eteno, H2C CH2. Figura 83

Ácido sulfúrico

Eteno

Alcohol etílico

Los cuatro primeros de la serie son gases, hasta el dieciocho son líquidos, siendo sólidos todos los demás. Al igual que las parafinas son insolubles en agua y solubles en alcohol, éter y gasolina. Sus puntos de fusión y ebullición son ligeramente superiores a los de los hidrocarburos saturados de su mismo número de carbonos. Dan fácilmente productos de adición. Con el hidrógeno, dan el hidrocarburo saturado correspondiente:

Cuando a un hidrocarburo saturado le falta un hidrógeno quedándole libre una valencia, diremos

CH3—CH CH2 + H2 → CH3—CH2—CH3 180

QUÍMICA ORGÁNICA

C Hidrogenando el propeno se obtendrá el propano. Los hidrocarburos reaccionan con los halógenos obteniéndose, en primera instancia, el halógeno derivado correspondiente: clorando el eteno se obtendrá el dicloroetano:

CH CH + H2 → CH2 CH2 o bien CH CH + 2H2 → CH3—CH3

Igualmente, con los halógenos; se podrán obtener los derivados etilénicos dihalogenados o los derivados tetrahalogenados del hidrocarburo saturado:

C Figura 84

CH2 CH2 + Cl2 → CH2Cl—CH2Cl Con los hidrácidos, se obtendrá también un compuesto monohalogenado:

Naftaleno

CH2 CH2 + HCl → CH3—CH2Cl

HC CH + Cl2 → CHCl CHCl o HC CH + 2Cl2 → → CHCl2—CHCl2

HIDROCARBUROS AROMÁTICOS

Los hidrocarburos etilénicos tienen una gran tendencia a polimerizarse, dando (CH 2) n, llamado polietileno, se utiliza en la fabricación de plásticos y de cauchos sintéticos.

Cuando un compuesto químico cíclico y con doFigura 85 bles enlaces alternados adquiere una gran estabiCH CH HC lidad porque los dobles enlaces pueden situarse ALQUINOS CH HC en varias posiciones, deciO HIDROCARBUROS mos que es un compuesto ACETILÉNICOS CH HC aromático. Para represenSe pueden considerar derivaCH HC tar esta aromaticidad se dos de los hidrocarburos satuNH N sustituyen, muchas veces, rados por pérdida de cuatro Pirrol Piridina Figura 86 los dobles enlaces por un hidrógenos correspondientes anillo (figura 84) para indicar a dos carbonos contiguos. Su que los enlaces simples se pueden transformar en fórmula general es: dobles y viceversa, de tal manera que todos los carbonos son idénticos. Además del benceno, Cn H2n – 2 existen muchos productos aromáticos con un esqueleto de carbono como el naftaleno y el antray su grupo funcional es —C C—. Se encuentran ceno (figura 85) o con otros elementos formando en muy escasa cantidad en el petróleo y el primer su estructura como el nitrógeno en el pirrol o la pimiembro de la serie es el etino o acetileno HC CH. ridina (figura 86). Los tres primeros: el acetileno, propino y el 2-butino o el 1-butino: Antraceno

CH CH, CH C—CH3 y CH3—C CH—CH3 o CH C—CH—CH3

i AUTOEVALUACIÓN

son gaseosos. Desde el miembro de cinco carbonos hasta el de catorce C14H26 son líquidos y sólidos los de un número superior de carbonos. Hierven a una temperatura superior a la de los etilénicos y a la de las parafinas, y arden con suma facilidad. Al reaccionar dan generalmente productos de adición. Con el hidrógeno dan hidrocarburos etilénicos o bien saturados: 181

36. ¿Es posible un hidrocarburo de fórmula CH3—C C C? 37. Indica de qué tipo de hidrocarburo se trata en cada caso: a) CH3—CH CH2, b) CH3—CH2—CH2—CH3, c) CH C—CH2—CH2—CH3. 38. Indica otros elementos que también forman cadenas. 39. Además de carbono e hidrógeno, ¿cuáles son los elementos más frecuentes en los compuestos orgánicos?

COMPUESTOS OXIGENADOS Y NITROGENADOS Los compuestos oxigenados y los nitrogenados son de vital importancia para los animales, entre ellos el ser humano. Estos compuestos forman parte de la materia orgánica y están presentes en todos los alimentos.

ALCOHOLES

Alcohol Los alcoholes son conocidos R C O H primario desde los tiempos más antiH guos. La Biblia ya habla de la embriaguez de Noé antes H del Diluvio. Esto es debido al Alcohol hecho que puedan obtenerR C O H secundario se por fermentación de R1 granos de cereales o de frutas con muchos azúcares. R2 Los alcoholes se pueden considerar compuestos deri- R C O H Alcohol terciario vados de los hidrocarburos R1 Figura 87 por sustitución de uno o más hidrógenos por grupos hidroxilo (—OH). Los alcoholes pueden ser también primarios, secundarios o terciarios según lo sea el carbono al que está unido el grupo funcional (figura 87). Los primeros de la serie, tanto si son priEl marios como si son secundarios son líquidos incoloros, de olor agradable, solubles en el agua en todas las proporciones y menos densos que ella. Los alcoholes terciarios son todos sólidos. Tienen temperaturas de ebullición y de fusión muy superiores a la de los hidrocarburos de su mismo número de carbonos debido a la polaridad del enlace O—H; esta misma polaridad da a los alcoholes un cierto carácter ácido, pero no todos ellos son igualmente ácidos. La acidez dependerá del tipo de alcohol y

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H O

variará de la siguiente forma: fenol > metanol > alcohol primario > alcohol secundario > alcohol terciario. Siendo su reacción con los metales alcalinos: 2R—CH2OH + 2Na → → 2NaR—CH2O + H2

El primero de la serie, el metanol o alcohol metílico HCH2OH, se puede obtener por hidrogenación del monóxido de carbono en presencia de catalizadores: Fenol

CO + 2H2 → H—CH2OH etanol, o alcohol de vino se obtiene por fermentación de azú-

Figura 88

COMPUESTOS OXIGENADOS Y NITROGENADOS

mo orden que el de los hidrocarburos de su mismo número de carbonos. Se utilizan como disolvente de sustancias orgánicas y, en general, son insolubles en agua. Se obtienen por deshidratación de alcoholes primarios con ácido sulfúrico a baja temperatura: R—CH2OH + HOH2C—R' → → R—CH2—O—CH2—R’ + H2O

ALDEHÍDOS Y CETONAS Figura 89

cares (figura 88), fécula o almidón. En resumen esta fermentación la podríamos expresar: C6H12O6 → 2CH3—CH2OH + 2CO2 glucosa etanol Figura 90

Reacciones generales de obtención son: Acción del hidróxido de potasio sobre derivados halogenados de los hidrocarburos: R—CH2Cl + KOH → → KCl + R—CH2OH

Los azúcares puede presentar dos formas: una de cetona (cetosas) y otra de aldehído (aldosas) ya que poseen la misma forma y sólo se diferencian en la posición del grupo funcional. Ambos son productos de oxidación de los alcoholes, los aldehídos de los alcoholes primarios y las cetonas de los secundarios. Tienen el mismo grupo funcional, el grupo carbonilo, C O y sus fórmulas generales son: R—CHO para los aldehídos y R—CO—R' para las cetonas.

Por hidratación de alquenos: Son propiedades físicas comunes a los aldehídos y cetonas el estado físico que presentan y su solubilidad en disolventes orgánicos (figura 91). Todos son líquidos exceptuando el

R—CHOH—CH3 R—CH CH2 + H2O R—CH2—CH2OH obteniéndose una mezcla de alcohol primario y secundario.

ÉTERES El éter más sencillo, el dimetiléter (CH3—O— CH3) ha sido utilizado hasta hace poco como anestésico (figura 89). Hoy día su uso está muy restringido. También los poliéteres, llamados resinas epoxi se usan en la fabricación de adhesivos (figura 90). Su grupo funcional es —O— y su fórmula general R—O—R'. Son compuestos apolares de un punto de ebullición y fusión del mis183

Figura 91

QUÍMICA

pondientes. El ácido más conocido es el ácido acético que da su sabor característico al vinagre (figura 92).

metanal, HCHO. Los primeros de cada serie son solubles en agua debido a la polaridad del grupo carbonilo +C O–. Por reducción con hidrógeno, del aldehído se obtendrá un alcohol primario mientras que con una cetona se obtendrá un alcohol secundario:

ÉSTERES Los ácidos reaccionan con los alcoholes dando lugar a unos compuestos de olor a frutas muy agradable, llamados ésteres:

O // CH3—CH2—C + H2 → \ H

R—COOH + HOH2C—R' → → R—COO—CH2—R'

→ CH3—CH2—CH2OH o CH3—CO—CH3 + H2 → CH3— —CHOH—CH3 Los aldehídos tienen también propiedades químicas que los diferencian de las cetonas; así, mientras los aldehídos son reductores, es decir, se oxidan con facilidad, las cetonas no se oxidan. Además de oxidando alcoholes primarios, los aldehídos se pueden obtener por reducción con hidrógenos de los cloruros de ácidos orgánicos:

Son más conocidos los poliésteres utilizados en la industria textil, envases, recubrimientos de piscinas (figura 93), tejados, etc.

Figura 92

R—CClO + H2 → R—CHO + HCl y las cetonas por destilación en seco de las sales cálcicas de ácidos orgánicos: CH3—COO \ Ca / CH3—COO

CH3 \ → CO + CaCO3 / CH3

Figura 93

ÁCIDOS

AMINAS

Por oxidación de los alcoholes primarios o de los aldehídos se obtienen los ácidos carboxílicos con su grupo funcional llamado carboxilo —COOH, que es un grupo carbonilo y un grupo hidroxilo situados en un mismo carbono. Al ser un derivado de los aldehídos, el grupo carboxilo estará situado siempre en el extremo de una cadena. Los ácidos con una cadena de menos de diez carbonos son líquidos y los demás, sólidos. Los primeros de la serie son solubles en agua en todas proporciones; su solubilidad y su acidez disminuyen con la longitud de la cadena, son en general ácidos débiles pero mucho más fuertes que los alcoholes corres-

Las aminas son compuestos que provienen de la sustitución de uno o más hidrógenos del amoníaco por un radical alquilo. Según los hidrógenos sustituidos sean uno, dos o tres, las aminas pueden ser primarias, secundarias o terciarias (figura 94). Las aminas primarias y secundarias tienen una temperatura de ebullición y fusión más alta que los hidrocarburos y más baja que la de los alcoholes de su mismo número de carbonos; sin embargo, las terciarias poseen estas temperaturas inferiores a la de los hidrocarburos de masa molecular parecida. Su propiedad química más acusada y 184

COMPUESTOS OXIGENADOS Y NITROGENADOS

H R

AMIDAS Amina primaria

Los ácidos orgánicos, en las condiciones adecuadas reaccionan con el amoníaco para dar amidas que se utilizan en grandes cantidades en la fabricación de fibras sintéticas (figura 95):

H R

Amina secundaria

R''

Amina terciaria

O // CH3—CH2—C + NH3 → \ OH O // → H2O + CH3—CH2—C \ NH2

R' H R

Fenilamina (anilina)

R' Figura 94

general es la basicidad que presentan en disolución acuosa, más fuerte que la del hidróxido de amonio en el caso de las aminas abiertas. Las aminas se pueden obtener de distintas formas. Por el método de Hofmann se obtiene una mezcla de aminas de todos los tipos y consiste en calentar en un tubo cerrado un halógeno derivado de un hidrocarburo con amoníaco:

En las amidas el grupo OH de los ácidos está sustituido por el grupo amino, NH2

Figura 95

CH3Cl + NH3 → HCl + CH3NH2 pero éste puede reaccionar con más cloruro de metilo y obtenerse:

i AUTOEVALUACIÓN

40. Los alcoholes pueden ser primarios, secundarios, terciarios o cuaternarios.Verdadero o falso. 41. Por oxidación de un alcohol primario se obtiene un a)… y si el alcohol es secundario se obtiene b)… 42. ¿Qué tipo de sustancia se obtendrá por condensación de dos alcoholes? 43. ¿Cuál de las siguientes afirmaciones es falsa?: a) los alcoholes son ligeramente ácidos, b) los alcoholes son líquidos, c) los alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios. 44. El grupo carboxilo se puede considerar como dos grupos situados en un mismo carbono, ¿cuáles?

CH3NH2 + CH3Cl → HCl + CH3—NH—CH3 y finalmente la dimetilamina o la amina secundaria que corresponda puede reaccionar con otro halógeno derivado dando: CH3—NH—CH3 + CH3Cl → → HCl + CH3—N—CH3 | CH3 fórmula que corresponde a la trimetilamina. 185