MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES.

 TAMIZACIÓN

Este método nos permite separar sólidos formados por partículas de diferentes tamaños: un tamiz adecuado dejará pasar los sólidos formados por las partículas más pequeñas y  en el tamiz quedarán aquellos de partículas más grandes. 

Un ejemplo de aplicación sería cuando tenemos una mezcla de talco y sal gruesa: en el tamiz quedaría la sal gruesa.

FILTRACIÓN.

De esta manera podemos separar un sólido de un líquido a través de un material poroso: un filtro que puede ser de papel, de algodón, de arena, telas especiales, lana de vidrio, amianto, etc. (en la figura se muestra el caso de un filtro de papel)

Un ejemplo de aplicación sería una mezcla de agua y yerba: en el filtro quedaría la yerba y en el otro recipiente (un matraz en la figura) el agua.

DECANTACIÓN.

Si queremos separar 2 líquidos de diferente densidad y no miscibles (no se disuelven unos en otros) podemos utilizar este método: empleando un embudo de decantación (éste tiene una salida en la parte inferior con una llave de forma que cuando se encuentren bien delimitadas las fases podemos ir separándolas abriendo la llave para dejar pasar la inferior).
Un claro ejemplo de aplicación sería una mezcla de aceite y agua: por tener menor densidad el aceite queda en la parte superior de la mezcla y lo podemos separa por el método descrito.
Si no se dispone de un embudo de decantación, podríamos separar la mezcla de dos líquidos inmiscibles colocando la mezcla en un vaso, volcando ligeramente éste podemos trasvasar la fase superior (en el ejemplo: el aceite) a otro recipiente y dejar en el vaso la otra fase. Esta forma de separación es menos precisa que si la realizamos con el embudo de decantación.
La decantación también la podemos usar para separar sólidos de líquidos por diferencia de densidad: cuando el sólido es más denso que el líquido, se deja sedimentar el sistema (se deja en reposo) y con el tiempo el sólido se depositará en el fondo del recipiente y se separa de la parte superior líquida volcando ligeramente el vaso que lo contenga. Un ejemplo de aplicación para este caso sería agua y arena.

CENTRIFUGACIÓN.

Nos permite separar un sólido de un líquido aumentando la velocidad de decantación: cuando las partículas de sólido son muy pequeñas y de baja densidad, en este caso se usa una centrífuga que acelera el proceso de decantación del sólido; de esta manera el sólido quedara más apelmazado en el fondo del tubo de centrífuga y se separa del líquido sobrenadante (por filtración o volcando el tuvo para dejar caer el líquido en otro recipiente).

Un ejemplo de aplicación podría ser si tenemos talco y agua líquida. 

IMANTACIÓN.

Si una de las sustancias es atraída por los imanes, podemos utilizar un imán para separarla del resto de las sustancias que forman el sistema. Este método también se denomina separación magnética.
Un ejemplo de aplicación es cuando tenemos una mezcla de limaduras de hierro y arena: el hierro será atraído por el imán y lo separará del resto.

La imagen nos muestra una posible de la imantación en terapia magnética.
Un equipo de científicos de Corea del Sur ha desarrollado una nueva técnica con imanes que hace que los tumores se autodestruyan, lo que podría convertirse en un arma revolucionaria en la lucha contra este mal.
La innovadora terapia magnética pasa por la creación de nanopartículas de hierro (unidas a anticuerpos) que se adhieren a las moléculas que se encuentran sobre las células cancerosas. Cuando el campo magnético es activado, las moléculas comienzan a agruparse iniciando automáticamente una ‘señal de muerte’. El estudio ha demostrado que el proceso funciona en las células de cáncer de colon. Este enfoque alimenta la esperanza en la creación de nuevos tratamientos específicos frente a las células tumorales resistentes. De acuerdo a la investigación, publicada en la revista ‘Nature Materials’, más del 50% de las células de cáncer de colon murieron en el experimento.
La apoptosis o muerte celular programada, es un conjunto de reacciones químicas que se deshace de las células viejas, defectuosas o infectadas. El proceso concluye tras cierto número de divisiones celulares con la muerte celular de una forma ordenada y silenciosa. Pero en el cáncer este proceso falla y las células continúan dividiéndose sin control. Los investigadores planean ahora probar la técnica en una amplia gama de tipos de cáncer para ver si se pueden destruir otros tumores. Mientras tanto, los médicos recuerdan que el simple mantenimiento de un peso corporal saludable puede prevenir numerosas enfermedades, entre ellas el cáncer de vejiga, de páncreas, de mama, de colon, de esófago, de riñón, de útero y de vesícula. Según un informe publicado la semana pasada por el Fondo Mundial de Investigación del Cáncer, más de 22.000 casos podrían prevenirse cada año con tan solo controlar el exceso de peso.

DISOLUCIÓN.

Este método nos permite separar dos sólidos mediante un líquido en el cual se disuelve solamente uno de ellos.
A modo de ejemplo el carbonato cálcico (CaCO₃) y el cloruro sódico (NaCl) son dos sólidos que pueden separarse basándonos en sus propiedades de solubilidad en agua: el NaCl es muy soluble mientras que el carbonato cálcico es prácticamente insoluble en dicho solvente. Entonces si tenemos una mezcla formada por estos sólidos podemos separar a éstos utilizando agua. De esta manera nos quedará un sólido (el carbonato de calcio) y una solución líquida de cloruro de sodio; por filtración separamos luego el sólido de la solución líquida (el sólido queda retenido en el filtro utilizado). Por último el cloruro de sodio es separado del agua a través de la ebullición del agua, quedando en forma sólida.

SEDIMENTACIÓN.

El esquema de la figura nos indica las principales etapas del proceso de potabilización del agua y sirve de ejemplo para explicar este método de separación de fases.
La sedimentación se aplica en sistemas formados por una fase sólida pulverizada que se encuentra en suspensión en una fase líquida. El método se fundamenta en el hecho de que la fase sólida finamente dividida al ser más densa que la fase líquida se irá depositando en el fondo del recipiente debido a la fuerza de atracción de la gravedad. El método es lento y poco preciso: para lograr la separación de las fases, conviene inclinar el recipiente y trasvasar la fase líquida superior, intentando que la fase sólida no caiga.
El proceso de sedimentación en la potabilización del agua se realiza utilizando la sustancia sulfato de alúmina que aglutina las impurezas, cayendo luego al fondo.
Cabe agregar que otra aplicación conocida de la sedimentación es en el proceso de obtención de bebidas por fermentación como pro ejemplo el vino: las bebidas se dejan reposar, sin mezclar, en toneles para luego extraer la fase líquida, despreciando el fondo donde están sedimentadas las impurezas sólidas.

SUBLIMACIÓN.

Mediante este método se pueden separar fases sólidas basándose en que una de ellas al aumentar la temperatura sublima: cambia de estado sólido a gaseoso.
Por ejemplo, como se observa en la imagen, si tenemos una mezcla de yodo y arena: se puede separar el yodo que es un sólido negro brillante que sublima, obteniéndose vapores de color violeta. Al calentar la mezcla y luego dejando enfriar el recipiente (preferiblemente cerrado para evitar pérdidas de materia) los vapores de yodo al encontrar una superficie a menor temperatura (en el ejemplo: el vidrio) pasan al estado sólido en forma de pequeños cristales, quedando adheridos a la superficie. Por otro lado la arena queda en el fondo del recipiente.

ALDEHÍDOS Y CETONAS: GENERALIDADES, FORMULACIÓN, NOMENCLATURA, ISOMERÍA.

 

Los aldehídos y cetonas son sustancias químicas muy comunes y con múltiples aplicaciones. A modo de ejemplo citamos: el metanal o formaldehido (un gas,  irritante y tóxico, soluble en agua,  que se vende con el nombre de formol) se emplea en la elaboración de desinfectantes, como ingrediente para la producción de resinas, productos químicos y farmacéuticos, conservantes, etc.; el etanal (o acetaldehído) puede emplearse en la síntesis de plásticos, pinturas, en la industria del caucho y del papel..; la propanona (o acetona) es conocida por una de sus aplicaciones (indicada en la imagen). El componente principal del extracto de vainilla es un aldehído y el aldehído cinámico es el responsable del olor de la canela y se emplea en la manufactura de perfumes; el sabor de la menta se debe a una cetona.

Las moléculas de aldehídos y cetonas forman puentes de hidrógeno con las moléculas polares de agua. Lo anterior explica que estos compuestos con hasta 3 átomos de carbono sean totalmente miscibles en agua. 

Por otro lado, los puntos de fusión y de ebullición de los aldehídos y cetonas son relativamente bajo. Entonces a temperatura ambiente algunos se encuentren en estado gaseoso o son líquidos muy volátiles y por ello los vapores de estas sustancias llegan a la mucosa nasal y podemos percibir sus aromas.

Como lo ejemplifican las ecuaciones químicas mostradas, los aldehídos y cetonas se pueden  preparar por oxidación controlada de alcoholes. 

Son compuestos orgánicos que presentan al grupo funcional carbonilo: un átomo de carbono unido covalentemente con un átomo de oxígeno mediante un doble enlace.

Se diferencian en la ubicación del grupo funcional:

En los aldehídos el grupo carbonilo se encuentra en un átomo de carbono primario, o, dicho en otros términos: en el extremo de la cadena principal. En la figura: R indica grupo alquilo (cadena formada por átomos de carbono e hidrógeno).
En las cetonas, el carbono del grupo funcional carbonilo es un átomo de carbono secundario y por lo tanto está unido a otros 2 átomos de carbono (nuevamente: las letras R y R' representan a los grupos alquilos que correspondan).

La fórmula general de los aldehídos y cetonas es C_nH_2nO siendo n la cantidad de átomos de carbono.

Nota: para las cetonas n es igual o mayor que 3.

Los aldehídos y cetonas se nombran empleando los prefijos utilizados en hidrocarburos (1C: met; 2C: et; 3C: prop; 4C: but; 5C: pent; 6C: hexa; 7C: hept; 8C: oct…) y aplicando reglas similares cuando hay ramificaciones que se nombran primero.

Para los aldehídos se emplea la terminación al (también algunos se conocen por otros nombres). Los primeros 4 aldehídos con sus fórmulas moleculares (o global) y sus fórmulas desarrolladas son: 

La imagen siguiente nos ejemplifica el hecho de que los aldehídos presentan isomería de cadena: 

Ambos aldehídos tienen la misma fórmula molecular y diferente cantidad de C en la cadena principal (la de la izquierda es de 6 C y la otra es de 5 C) y en consecuencia son isómeros de cadena.

Nota: se muestra una fórmula semidesarrollada en el caso del 3-metilpentanal.

Para las cetonas se emplea la terminación ona. Las primeras 4 cetonas con sus fórmulas moleculares y sus fórmulas semidesarrolladas son: 

La imagen precedente nos muestra que las cetonas poseen isomería de posición: son ejemplo de ello la 2-pentanona y la 3-pentanona (ambas tienen la misma fórmula molecular y difieren en la posición del grupo funcional carbonilo que se ubica en los C2 y C3 respectivamente).

Las cetonas también presentan isomería de cadena como lo ilustra la imagen siguiente:

Las 3 estructuras de cetonas mostradas presentan la misma fórmula global, C₈H₁₆O, y difieren en la cantidad de carbonos en la cadena principal y por lo mismo son isómeros de cadena.

Los aldehídos y cetonas de igual fórmula molecular son isómeros de compensación de función. Esta isomería se da cuando varía la posición de un heteroátomo perteneciente a la cadena carbonada. En este caso el heteroátomo es el oxígeno, O, que forma el grupo carbonilo.

Por ejemplo: propanal y propanona tienen fórmula global C₃H₆0 y son isómeros de compensación de función; algo similar ocurre entre el pentanal y la 2-pentanona (ambos tienen la fórmula molecular C₅H₁₀0). 

 

ALCOHOLES. FORMULACIÓN, NOMENCLATURA Y ALGUNAS PROPIEDADES.

Los alcoholes, son sustancias química comunes, de variados usos (etanol como bactericida; 2-propanol como antiséptico empleado en limpieza de lentes de cámaras fotográficas entre otros; el metanol entre otros usos es empleado como aditivo para gasolina y como combustible; etc.) y los encontramos en diferentes productos comerciales como lo ilustra la imagen extraída del libro: “QUÍMICA. LA CIENCIA CENTRAL” Novena edición. De: Brown; Le May; Bursten. Editorial: Pearson Prentice Hall. Año 2004.

Desde el punto de vista estructural los alcoholes son compuestos orgánicos, derivados de hidrocarburos  en los cuales se ha remplazado un hidrógeno por un grupo funcional hidroxilo: OH, unido covalentemente a un átomo de C. La fórmula general es: C_nH_(2n+2)O siendo n la cantidad de C.

Para nombrarlos se emplean las reglas generales aplicadas en alcanos: los prefijos según la cantidad de C para la cadena principal (1C: met; 2C: et; 3C: prop; 4C: but; 5C: pent; 6C: hexa; 7C: hept; 8C: oct…); se utiliza la terminación ol (agregando la letra l al final del nombre del alcano correspondiente); cuando corresponde se indica  mediante un prefijo numérico la ubicación del grupo funcional y la ramificación en caso de tenerla. La imagen nos muestra un ejemplo de cada caso: 

Notas:

1) Dado que la ramificación metil en el compuesto anterior sólo puede estar en el C 2 no es necesario indicar su ubicación. Por tanto el nombre se puede simplificar a: metil-2-propanol

2) El C N°1 siempre es el del extremo más cercano al grupo funcional OH.

Algunos alcoholes se conocen por nombres formados por la palabra  alcohol seguida del prefijo con la terminación ílico. Ejemplos: 

Los átomos de C pueden ser: primarios (unidos a 1 átomo de C);  secundarios (unidos a 2 átomos de C) y terciarios (unidos a 3 átomos de C). En función de lo anterior, los alcoholes se clasifican en primarios, secundarios y terciarios. 

La imagen adjunta en la parte superior nos ilustra los tipos de C (R representan cadenas hidrocarbonadas que pueden ser iguales o diferentes) y en la parte inferior las estructuras del etanol, 2-propanol y metil-2-propanol, alcoholes primario, secundario y terciario respectivamente.

Los alcoholes presentan: isomería de cadena (cuando tienen 4 o más átomos de C) e isomería de posición (cuando tienen 3 o más átomos de C).

Las tres estructuras mostradas presentan la fórmula global (o molecular): C₄H₁₀O. Los compuestos 1-butanol y 2-butanol son isómeros de posición porque el grupo funcional OH está ubicado en diferentes C y la cadena principal en ambos casos es igual (4C). En cambio: el 2-butanol y metil-2-propanol difieren en la longitud de la cadena principal (4 y 3 C respectivamente) por lo que ambos compuestos son isómeros de cadena.

En general a temperatura ambiente los alcoholes están en estado líquido, son incoloros, presentan olores característicos y son inflamables.

El grupo funcional hidroxilo, OH, es polar y puede formar enlaces por puentes de hidrógeno; entonces los alcoholes son muchos más solubles que los hidrocarburos en disolventes polares como por ejemplo el agua. 

Además, la polaridad del enlace con el OH hace que las fuerzas de atracción entre sus moléculas sean mayores que en los alcanos y en consecuencia tienen puntos de ebullición y de fusión más altos que sus “progenitores” (alcanos de igual cantidad de átomos de carbono).

El metanol, el alcohol más sencillo, muy tóxico, se conoce como “alcohol de madera” dado que antiguamente se preparaba por destilación seca de la madera. Actualmente se obtiene a gran escala mediante calentamiento a altas temperaturas y presiones y en presencia de un óxido metálico como catalizador según la ecuación:

CO_(g) + 2H_2(g) → CH₃OH_(g).

El etanol, el alcohol más conocido, es un producto de la fermentación de carbohidratos como el azúcar y el almidón. En condiciones anaeróbicas, ausencia de oxígeno, las levaduras (y otros cultivos bacterianos) convierten a los carbohidratos en etanol y CO₂, en el proceso se libera energía que los microorganismos utilizan para su crecimiento y otras funciones: 

La reacción precedente se emplea en condiciones controladas para producir cerveza, vino y otras bebidas que contienen etanol como ingrediente principal.

Por otro lado el etanol se prepara de manera comercial mediante la reacción del etileno (eteno) con agua en presencia de ácido sulfúrico (H₂SO₄)  y a unos 280°C y 300 atm: CH₂=CH_2(g) + H₂O_(g) → CH₃CH₂OH_(g)

Los alcoholes primarios se oxidan fácilmente, los secundarios lo hacen lentamente mientras que los alcoholes  terciarios no se oxidan.

Por otro lado los alcoholes son ácidos muy débiles, no reaccionan con base fuertes como el hidróxido de sodio y al reaccionar con metales alcalinos producen hidrógeno y metóxido de sodio (en el ejemplo mostrado): 

2CH₃OH + 2Na → 2CH₃ONa + H₂

 

 

COMBUSTIÓN: TIPOS Y BALANCEO DE ECUACIÓN DE COMBUSTIÓN COMPLETA

Una combustión es un ejemplo de un cambio químico en el cual se produce llama y libera energía en forma de calor (reacción exotérmica) y por lo general uno de los reactivos es el oxígeno molecular, O₂ (que a temperatura ambiente está en estado gaseoso).

La figura nos muestra la combustión del gas propano, C₃H₈, un hidrocarburo utilizado para cocinar y para calefacción en hogares, que al reaccionar con suficiente O₂ gaseoso produce una llama azul y CO₂ y H₂O en estado gaseoso como productos.

Nota: un hidrocarburo es un compuesto que sólo contiene carbono, C e hidrógeno, H, y será el reactivo que junto al oxígeno molecular participa en la reacción química de combustión que priorizaremos.

Por otro lado según la cantidad de O₂ que interviene en la reacción (y las condiciones a las que ésta ocurre), a grandes rasgos podemos distinguir dos tipos de combustión:

1) Combustión completa: ocurre con suficiente O₂ y los productos obtenidos siempre son dióxido de carbono, CO₂, y agua, H₂O.

Aclaración: vale la pena resaltar que lo mismo sucede para derivados de hidrocarburos que contienen oxígeno (por ejemplo: la combustión completa de alcoholes, glucosa,... siempre dará como productos CO₂ y H₂O).

2) Combustión incompleta: ocurre cuando no hay O₂ suficiente y además de CO₂ y H₂O se produce monóxido de carbono, CO, partículas finas de carbono (C(s),hollín)...

Ecuación de combustión completa.

Recordemos que un cambio químico lo podemos representar mediante una ecuación química que incluye las sustancias participantes en la reacción química representadas por sus fórmulas químicas: los reactivos ubicados a la izquierda de la ecuación y los productos (es decir lo que se forma) a la derecha de la misma.

Dado que se cumple la ley de conservación de la masa, Ley de Lavoisier (que implica la conservación del elemento químico), la ecuación se debe balancear.

El balanceo de una ecuación puede hacerse al tanteo o siguiendo algún método.

En las reacciones de combustión completa de un hidrocarburo para balancearlas se aplica un método que es relativamente sencillo.

Describiremos el método a través del ejemplo de la combustión completa del propano, C₃H₈.

Ecuación química sin balancear:

C₃H₈ + O₂ → CO₂ + H₂O

Nota: para simplificar no se escriben en la ecuación los estados en la cual se encuentran las sustancias participantes.

Balanceo de la ecuación: método o pasos.

Primero se balancean los C.

Contamos la cantidad de carbonos de cada lado de la reacción.

Vemos: que del lado de los reactivos hay 3 C y del lado de los productos hay sólo 1 C. Por lo tanto debemos colocar el número 3 delante de la fórmula química del CO₂ y de esa forma tenemos la misma cantidad de C de cada lado de la reacción.

Por ahora la ecuación va quedando:

C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + H₂O

En segundo lugar se balancean los H.

Observamos que del lado de los reactivos hay 8 H y del lado de los productos hay 2. Por lo tanto debemos colocar un 4 delante del H₂O para tener la misma cantidad de H (4x2=8).

La ecuación química ahora es:

C₃H₈ + O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

En tercer lugar se balancea el O.

Igualamos los O recordando que al contarlos debemos tener en cuenta los números que ya colocamos. Asi: del lado de los reactivos tenemos 2 O. Del lado de los productos tenemos: 3x2 (los del CO₂) + 4x1 (los del H₂O).

O sea que en total tenemos: 6 + 4= 10 O del lado de los productos. En consecuencia debemos colocar el número 5 delante de la fórmula del O₂ para tener la misma cantidad de O en ambos miembros de la ecuación (5x2=10).

Así llegamos a la ecuación balanceada:

C₃H₈ + 5O₂ → 3CO₂ + 4H₂O

Notas:

1) Los números que hay que usar en la ecuación siempre se colocan delante de las fórmulas químicas de las sustancias (nunca en otra parte: porque si no se transformaría la fórmula de la sustancia y dejaría de ser tal)

2) Los números delante de las fórmulas químicas de las sustancias se llaman coeficientes estequiométricos. En este caso son: 1, 5, 3 y 4 para el C₃H₈, el O₂ , el CO₂ y el H₂O respectivamente.

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA, REPRESENTACIONES DE LEWIS Y MÁS.

Erwin Schrödinger (Viena,1887– 1961, físico austríaco): propone la ecuación que lleva su nombre y describe al comportamiento del electrón considerando su naturaleza dual (como partícula y como onda). La ecuación se resuelve en función de las variables llamadas números cuánticos: n, l, m_l y m_s.

El número cuántico principal es n y coincide con el nivel de energía del modelo atómico de Bohr. Observando la tabla periódica encontramos 7 niveles que se corresponden con los 7 períodos de la misma.

La energía aumenta a medida que aumenta el valor de n siendo n=1 el nivel de menor energía:

Concepto de orbital: zona de la periferia del átomo donde es mayor la probabilidad de encontrar a los electrones.

Máximo de electrones que puede tener un átomo por nivel: 

Los subniveles en los cuales se ubican los electrones indican la forma que tienen los orbitales y son 4: s, p, d y f. Las cantidades máximas de electrones por subnivel son: 2, 6, 10 y 14 respectivamente.

La distribución electrónica es la manera en que están distribuidos los electrones dentro del átomo: indica cómo se ubican entre los niveles, subniveles y los distintos orbitales.

La figura nos muestra un esquema de dos modelos atómicos relacionados que podemos emplear para hallar la distribución electrónica.

En la parte superior vemos el modelo de niveles de energía según Bohr.

Nota: en la actualidad se emplean números en vez de letras. Entonces en lugar de nivel k, l, m, n…se utilizará nivel 1, 2, 3, 4…

En el modelo de niveles de energía el orden de ubicación de los electrones es el siguiente: los 2 primeros electrones se ubican en el nivel 1; los siguientes 8 electrones van en el nivel 2; los próximos 8 electrones estarán en el nivel 3; los siguientes 2 electrones se ubicarán en el nivel 4; los siguientes 10 electrones los ubicaremos en el nivel 3...

En la parte inferior del esquema tenemos el modelo de subniveles (orbitales) de Schrödinger. En este caso la distribución electrónica la podemos realizar basándonos en el orden establecido por la regla de las diagonales: 

Ejemplos de configuración electrónica según el modelo de orbitales.

1) Elemento litio: Li. Tiene 3 electrones.

Según la regla de las diagonales: los 2 primeros electrones se ubican en el nivel 1 orbital s y el siguiente electrón en el nivel 2 orbital s.

Distribución electrónica: 1s²2s¹

Observación: el número delante de la letra indica el nivel, la letra el orbital y el superíndice la cantidad de electrones.

2) Elemento químico flúor: F. Tiene 9 electrones.

Los 2 primeros electrones estarán en el nivel 1 orbital s; los 2 siguientes electrones en el nivel 2 orbital s; los 5 electrones restantes irán al nivel 2 orbital p.

Distribución electrónica: 1s²2s²2p⁵

3) Elemento químico magnesio: Mg. Tiene 12 electrones.

Tenemos: los 2 primeros electrones estarán en el nivel 1 orbital s; los 2 siguientes en el nivel 2 orbital s; los siguientes 6 electrones se ubicarán también en el nivel 2 pero en orbital p: los 2 electrones restantes irán al nivel 3 orbital s.

Distribución electrónica: 1s²2s²2p⁶3s²

4) elemento químico azufre: s. Tiene 16 electrones.

Los 2 primeros se ubican en el nivel 1 orbital s; los 2 siguientes en el nivel 2 orbital s; los 6 siguientes en el nivel 2 orbital p; 2 electrones van al nivel 3 orbital s y los restantes 4 electrones estarán en el nivel 3 orbital p.

Distribución electrónica: 1s²2s²2p⁶3s²3p⁴

La tabla adjunta nos muestra la distribución electrónica por nivel de los primeros 20 elementos químicos de la tabla periódica y los electrones de valencia: aquellos electrones que en el estado fundamental del átomo se encuentran ubicados en el último nivel o subnivel de energía incompleto; son los electrones que permiten que un átomo de un elemento químico pueda unirse con otro y formar una sustancia química (determinan la capacidad de un átomo de formar un enlace químico).

Nota: como es de esperar, los ejemplos de distribución electrónica según el modelo de orbitales realizados nos muestra que los átomos de Li, F, Mg y S tienen 1, 7, 2 y 6 electrones de valencia respectivamente dados que esas son las cantidades de electrones que están en el último nivel (mayor n).

Las representaciones de Lewis consisten en colocar alrededor del símbolo del elemento químico los electrones de valencia representados por un punto. Para construirlas imaginemos que el símbolo del elemento químico está encerrado en un cuadrado. Entonces se irán colocando la cantidad de puntos necesarios que representan los electrones de valencia de a uno por lado.

Ejemplos. El litio, el carbono, el fósforo y el bromo presentan 1, 4, 5 y 7 electrones de valencia respectivamente. Así las representaciones de Lewis serán:

Estas representaciones son útiles porque nos permiten explicar cómo se unen algunos átomos. Los electrones que quedan libres (“solos”) participarán activamente en un enlace químico.

Representaciones de Lewis y tabla periódica.

Como muestra la imagen al comienzo del presente artículo, los elementos químicos que forman un grupo de la tabla periódica tienen representaciones de Lewis similares. Quiere decir que tienen similar cantidad de electrones de valencia y esto a su vez explica que tengan propiedades químicas y físicas parecidas.

Aclaración: por sus propiedades químicas y físicas el hidrógeno no pertenece al grupo 1 (se ubica ahí por su distribución electrónica).

¿QUÉ ES LA QUÍMICA?

QUÍMICA: UNA CIENCIA FENOMENOLÓGICA. 

 ¿Has cocinado alguna vez? ¿Te lavas las manos con jabón? ¿Has hecho algún dibujo? ¿Utilizas diariamente objetos de plásticos? ¿Has usado algún medicamento, desodorante o cosmético? ¿Quemas carbón o petróleo en la cocina?...

 Todos los días entramos en contacto con el cambio químico o con materiales útiles obtenidos gracias al conocimiento de esta ciencia. Ello ocurre porque la química no sólo está en los laboratorios o en las fábricas: se encuentra en  todas partes.

Hay química fuera y dentro de nuestro cuerpo. Ahora que estás leyendo, debes saber que la tinta es un producto químico y el papel se obtiene por procedimientos químicos. En tus ojos la recepción de una imagen provoca una reacción química en el compuesto llamado retinal, que desencadena la transmisión nerviosa a través de iones y miles de reacciones químicas en tu cerebro, y por eso reconoces estas letras y su significado…

 La química estudia la materia, la energía y el cambio.

La ropa, el techo de tu casa… Todo es materia y es objeto de estudio de la química.

El sol, el fuego, la electricidad y las diversas formas de la energía están relacionadas con la química ya que ésta también estudia la energía.

La fotosíntesis, la corrosión, la contaminación… y todo aquello que implica un cambio de la materia también forma parte del dominio de la química. 

Ahora preguntémonos: ¿para qué estudiar química? ¿qué nos aporta?

De inmediato encontramos algunas respuestas: nos brinda conocimientos para elaborar materiales semejantes a los naturales pero con mejores resultados y más baratos; nos permite conocer la composición y estructura de los materiales.

Así en nuestro ambiente y en la vida cotidiana encontramos muchos objetos y sustancias fabricadas por el hombre y éste es también uno de los objetivos de la química y al proceso mediante el cual se elaboran nuevas sustancias se conoce como síntesis química.

Por otro lado, es necesario conocer la estructura interna de la materia para poder transformarla, así como investigar los componentes de los materiales y separarlos para su estudio. Éste es otro de los objetivos de la química y el proceso correspondiente se conoce como análisis químico.

La química está en nuestro entorno de todos los días. Pero así como nos proporciona importantes beneficios, la falta de control o ética en su uso también puede causarnos problemas. Podemos decir en este sentido que el conocimiento obtenido de la química (al igual que el de otras ciencias) es un arma de doble filo: aplicado al beneficio de la humanidad elevará nuestra calidad de vida, pero su empleo indiscriminado o el mal uso puede conducir incluso a la desaparición de la especie.

Vemos beneficios importantes derivados de la química en medicina, alimentos…Sin embargo no debemos olvidar los riesgos entre los cuales a modo de ejemplos podemos citar: contaminación ambiental y daños en el equilibrio ecológico, aumento de la propensión a adquirir el cáncer de mamas por el uso de siliconas con fines estéticos, tragedias de diferentes tipos…

La norma entonces que deberá guiar el comportamiento de la humanidad en la utilización de los frutos derivados de la ciencia llamada química será analizar y utilizar lo más correctamente posible sus conocimientos teniendo en cuanta la relación beneficios/costos con mayor orientación a la sociedad que al individuo. Iniciamos pues el estudio de la química, una ciencia que nos llevará a conocer, interpretar y transformar nuestro ambiente en beneficio de la sociedad en su conjunto.

Material extraído de: “Tú y la Química” Garritz, A. y Chamizo, J.A. Editorial Pearson Educación. México 2001. Primera edición.

ENLACES QUÍMICOS

INTRODUCCIÓN. 

Las sustancias químicas tienen composición y propiedades definidas. Pueden ser simples o compuestas: las primeras están formadas por átomos de un sólo elemento químico (por ejemplo: oxígeno, O₂); las sustancias compuestas están formadas por átomos de dos o más elementos químicos unidos químicamente en proporciones determinadas (por ejemplo: dióxido de carbono, CO₂).

Las fórmulas químicas expresan la composición de las sustancias. La fórmula molecular indica el  número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia. Por ejemplo: la fórmula molecular del dióxido de carbono CO₂ indica que en la unidad más pequeña del mismo hay 1 átomo de carbono y 2 átomos de oxígeno. 

Nota: los subíndices numéricos colocados del lado derecho del símbolo del elemento químico indican la atomicidad del mismo: el número de átomos de cada elemento que están presentes (en el dióxido de carbono es: 2 para el O y 1 para el C, el 1 no se coloca).

Para los compuestos iónicos las fórmulas químicas en general son las mismas que las fórmulas empíricas. Éstas indican cuáles elementos químicos están presente y la proporción mínima entre sus átomos y no es necesariamente el número real en una sustancia determinada. Por  ejemplo para el peróxido de hidrógeno: fórmula empírica es HO y la fórmula química es H₂O_2.

Los gases nobles tienen el último nivel energético completo lo cual explica la escasa reactividad química, su estabilidad, su existencia como gases monoatómicos. La estabilidad máxima de un átomo de un elemento químico se logra cuando es isoeléctrico con el gas noble más próximo en la tabla periódica: por eso los átomos interaccionan ganando, perdiendo o compartiendo electrones para alcanzar la misma cantidad de electrones que el gas noble más cercano. 

Esas interacciones explican las fórmulas químicas de las sustancias. En general a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos que forman una sustancia química se les llama enlaces químicos y hay varios tipos principales. Veremos a continuación los enlaces iónicos y covalentes.

ENLACE IÓNICO.

En los compuestos iónicos los átomos se unen por atracción de iones de cargas opuestas y a la fuerza electrostática que los mantienen unidos se denomina enlace iónico. Este enlace se da principalmente al interaccionar átomos de un metal y un no metal. La interacción se puede explicar por la transferencia simultánea de electrones del metal al no metal: el metal pierde electrones y se transforma en un ion con carga positiva (un catión) y el no metal gana electrones transformándose en un ion con carga negativa (un anión). A su vez por tener cargas opuestas los iones formados se atraen eléctricamente y se unen entre sí formado la sustancia iónica. Nota: la cantidad de cationes y aniones formados son iguales por lo cual la sustancia es eléctricamente neutra (la suma total de cargas es 0). 

En general los compuestos iónicos: son sólidos a temperatura ambiente y tienen altos puntos de fusión; son solubles en agua e insolubles en otros solventes; en estado sólido no conducen la corriente eléctrica pero si lo hacen al disolverse en agua o fundirse (los iones se liberan de la posición ocupada en la red cristalina sólida).

Veamos algunos ejemplos de sustancias iónicas y la explicación del enlace empleando las representaciones de Lewis.

El fluoruro de litio es un polvo blanco venenoso usado para disminuir el punto de fusión de la soldadura y en la fabricación de cerámica. Su fórmula química, LiF, se explica mediante la unión por atracción electrostática de iones con cargas opuestas. El enlace lo podemos describir mediante el esquema que muestra la imagen siguiente: 

 

Vemos que: los átomos de litio, Li, pierden 1 electrón transformándose en un ion con carga positiva (el catión litio); los átomos de flúor ganan 1 electrón transformándose en un ion con carga negativa (anión fluoruro); por último los iones positivos y negativos producen el enlace iónico mediante atracción electrostática entre ellos.

Notas:  

• Normalmente se escribe la fórmula química del compuesto iónico sin mostrar las cargas, LiF, en este caso.
• Los átomos de Li al perder 1 electrón quedan con la misma cantidad de electrones (2) del helio que es el gas noble más próximo en la tabla periódica y alcanzan la estabilidad química.
• Los átomos de F al ganar 1 electrón quedan con la misma cantidad de electrones (10) del neón que es el gas noble más próximo en la tabla periódica y alcanzan la estabilidad química.

 El óxido de calcio se conoce con el nombre de “cal viva”. Se trata de un compuesto iónico ampliamente usado desde la antigüedad en materiales de construcción, en albañilería, en la fabricación de morteros, etc. Se obtiene mediante calcinación de rocas calizas en forma de piedras y su fórmula química es CaO. Los átomos de calcio ceden 2 electrones: se transforman en catión Ca con carga +2 y así queda con 18 electrones (la cantidad que tiene el gas noble más próximo: el argón). Por su parte: los átomos de O también alcanzan la cantidad de electrones del Ar al ganar 2 y transformarse en el anión correspondiente con carga -2.  Por atracción electrostática entre el catión y el anión se forma el compuesto iónico CaO. El esquema muestra el proceso descripto: 

 El Li₂O, óxido de litio, es un compuesto químico inorgánico utilizado principalmente en la elaboración de esmaltes cerámicos. Se trata de un compuesto iónico formado por dos átomos de litio, Li, y un átomo de oxígeno, O. En este caso los átomos de oxígeno necesitan 2 electrones para alcanzar la cantidad del argón que es el gas noble más próximo y como vimos en el ejemplo anterior, se transforma en un anión con carga -2. Por otro lado, los átomos de litio perderán un electrón para quedar con la misma cantidad de electrones del helio que es el gas noble más cercano y se formarán iones con cargas positivas. Por lo expuesto, y para obtener la neutralidad eléctrica, es que se formará un enlace iónico por la unión mediante atracción electrostática de 2 cationes de litio y 1 anión de oxígeno lo cual explica la fórmula química Li₂O del compuesto. El proceso descripto lo podemos representar mediante el esquema: 

ENLACE COVALENTE

A la fuerza de atracción producto de la unión de átomos mediante pares de electrones compartidos se denomina enlace covalente. Éste se da entre átomos de no metales unidos entre sí o entre átomos de hidrógeno y no metal. De esta manera compartiendo electrones libres (los que individualmente están “solos”) alcanzan la distribución electrónica del gas noble más próximo en la tabla periódica logrando mayor estabilidad química.

Nota: para representar el enlace covalente (los pares de electrones compartidos) se acostumbra emplear una línea.

Encontramos 2 tipos de enlaces covalentes: covalente no polar o apolar y covalente polar (se describen brevemente más adelante).

Las sustancias que presentan enlaces covalentes se denominan sustancias moleculares y en general cumplen con las siguientes características: tienen puntos de fusión más bajos que los compuestos iónicos;  no son solubles en agua y sí en solventes orgánicos; no conducen la corriente eléctrica.

Veamos algunas sustancias que presentan enlace covalente.

El flúor es un gas a temperatura ambiente, de color verde pálido, formado por moléculas diatómicas de fórmula química F₂. La formación de la molécula la podemos representar 

las estructuras de Lewis de la siguiente manera:

Observamos que cada átomo de flúor presenta 3 pares de electrones libres que no participan en la formación del enlace y 1 electrón libre que será compartido para formar el enlace covalente. De esa manera los átomos de F alcanzarán la distribución electrónica del gas noble más cercano (el Ne en este caso que posee 10 electrones).

El ácido clorhídrico, HCl, es el principal componente del jugo gástrico en el ser humano y tiene muchas otras aplicaciones (industriales, comerciales, etc.). Su fórmula química se explica mediante el enlace covalente formado por los electrones libres del H y del Cl:

Así (compartiendo el electrón de valencia libre que presenta cada átomo) el H y el Cl alcanzan la cantidad de electrones del gas noble más próximo en la tabla periódica (He y Ar respectivamente).

Nota. Recordemos las estructuras de Lewis de los elementos químicos participantes: 

ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad se define como la capacidad de un átomo de atraer hacia sí los electrones de un enlace químico. Es un concepto relativo: sólo se puede medir la electronegatividad de un elemento químico respecto de la de otros elementos. Linus Pauling (1901-1994, químico estadounidense) desarrolló un método para calcular las electronegatividades relativas, cuyos valores se muestran en la siguiente tabla:

La electronegatividad es una propiedad periódica: se relaciona con el carácter metálico de los elementos y sus valores aumentan de izquierda a derecha en un período (los elementos de transición no siguen esta tendencia) y en un grupo disminuyen al aumentar el número atómico.

La diferencia de electronegatividades (representada por ΔEN) entre los átomos que participan de un enlace químico es útil para predecir el tipo de enlace. La figura nos muestra el porcentaje de carácter iónico con la variación de ΔEN:

Si bien no hay una distinción tajante entre enlace covalente y enlace iónico podemos adoptar algunos valores para predecir el tipo de enlace.

• Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos de los elementos químicos que participan del enlace químico es 2,0 o más se formará un enlace iónico.

Los cálculos de diferencia de electronegatividad para los ejemplos vistos anteriormente son:

Fluoruro de litio: ΔEN= EN_F-EN_Li=4,0-1,0=3,0

Óxido de calcio: ΔEN= EN_O-EN_Ca=3,5-1,0=2,5

Óxido de litio: ΔEN= EN_O-EN_Li=3,5-1,0=2,5

Los resultados obtenidos son mayores que 2,0 lo cual predice que la unión entre los átomos se da por enlace iónico.

Aclaración: la diferencia de electronegatividad es un valor positivo o cero (al valor mayor se le resta el menor).

• Cuando los átomos son idénticos (como en el caso de la molécula de F₂ vista) la diferencia de electronegatividad ΔEN=0 (haciendo el planteo en el ejemplo: ΔEN=EN_F-EN_F=4,0-4,0=0)  y los electrones se compartan de manera equitativa (pasan el mismo tiempo alrededor de cada átomo, o dicho de otra manera: la distribución de cargas entre los átomos es uniforme). La molécula de F₂ es un ejemplo en la cual se produce  un enlace covalente apolar.

En general cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos tiende a 0 podemos inferir que de dará un enlace covalente apolar y una buena aproximación para tomar esto como regla general es que el valor ΔEN quede comprendida entre 0 y 0,4.

El metano, de fórmula química CH₄ y cuya representación de Lewis se muestra,  es un hidrocarburo. Para esta molécula: ΔEN= EN_C-EN_H=2,5-2,1=0,4, valor que sugiere un enlace químico covalente apolar entre los átomos de C e H.

• El  enlace  covalente polar ocurre cuando ΔEN aumenta, aumentando así el porcentaje de carácter iónico. Si bien no hay un valor exacto de diferencia de electronegatividad que permita predecir cuál enlace covalente ocurre,  en general una buena aproximación sería indicar que un enlace covalente polar se da cuando la diferencia de electronegatividad es mayor que 0.4 y tiende a 1,7. En este caso se unen átomos de elementos de diferente electronegatividad y el par de electrones compartido será atraído por los átomos del elemento más electronegativo. Dicho de otra forma: en la molécula los electrones del enlace se distribuyen de manera desigual (podemos pensar que están más tiempo alrededor del átomo más electronegativo).

En consecuencia la molécula resultante de la unión mediante este enlace es polar: alrededor del átomo más electronegativo hay una zona de elevada densidad de carga negativa al tiempo que sobre el átomo menos electronegativo queda con densidad de carga positiva. 

Para la molécula de ácido clorhídrico, HCl, señalada anteriormente, la diferencia de electronegatividad es: EN_Cl-EN_H=3,0-2,1=0,9 lo cual indica que ocurre un enlace covalente polar y los electrones del enlace serán más atraídos por los átomos de cloro que de hidrógeno dado que son más electronegativos. Asimismo sobre los átomos de cloro habrá una densidad de carga negativa y sobre los átomos de hidrógeno una densidad de carga positiva.

El amoníaco es una sustancia molecular de amplios usos y de fórmula química: NH₃. La figura muestra una representación (espacial en este caso) de la molécula: se señalan los enlaces entre los átomos de N e H y mediante la letra griega delta minúscula y los signos menos y más la densidad de cargas sobre cada átomo lo cual se corresponde con el concepto de enlace covalente polar. Para esta molécula la diferencia de electronegatividad es: ΔEN= EN_N-EN_H=3,0-2,1=0,9, valor que sugiere un enlace covalente polar.