Tercera parte del extraordinario Libro de Quimica en la Vida Cotidiana conteniendo atractivas lecturas y ejercicios amenos: Enlaces y Nomenclatura de Compuestos Quimicos.

1. Después de leer detenidamente el texto ”Un banco muy especial”, resuelve los
problemas que se te plantean.
Lectura No. 32: “Un banco muy especial”
Para este banco los únicos sujetos de crédito son aquéllos que demuestren tener
exclusivamente 8,000.00. Ni más ni menos. Para ajustar esta cantidad, se vale
establecer contratos por 2,000.00 pesos entre dos diferentes personas. Es decir
que si dos personas quieren compartir 4,000.00, tienen que establecer dos
contratos. Se vale pedir prestado (no es necesario especificar la fuente del
préstamo). Se vale también deshacerse de dinero (tampoco se requiere explicar
cómo ni a quién).
Algunos posibles clientes, junto con el capital del que disponen, son:
Norberto 5,000.00 Concha 4,000.00
Carmen 4,000.00 Hércules 1,000.00
Orlando 6,000.00 Felipe 7,000.00
Clara 7,000.00 Fabián 7,000.00
Herminia 1,000.00 Argón 8,000.00
Susana 6,000.00 Nabor 9,000.00
Pedro 5,000.00 Homero 1,000.00
Orestes 6,000.00 Fabiola 7,000.00
Clotilde 7,000.00 Krispín 8,000.00
Héctor 1,000.00 Norma 5,000.00
Francisco 7,000.00 Beto 3,000.00
El dueño del banco se llama Horacio. Por eso, a todos aquéllos cuyo nombre
empiece con H, les presta con sólo demostrar 2,000.00.
Por ejemplo, para que Norberto, Clotilde y Orestes puedan demostrar la tenencia
exacta de 8,000.00 y, por lo tanto, ser sujetos de crédito en este excéntrico banco,
se tienen que asociar del siguiente modo:
Norberto y Clotilde establecen un contrato, en el que cada quién aporta 1,000.00
(es decir comparten 2,000.00). Por otro lado, Norberto establece dos contratos
con Orestes y comparte con él 4,000.00 (cada quien aporta 2,000.00). Ahora los
tres pueden demostrar 8,000.00. Cuando el magnate Horacio le exija la
190

2. comprobación de sus 8,000.00 a Orestes, éste podrá mostrar 4,000.00 en su
cuenta personal y 4,000.00 pesos compartidos con Norberto a través de dos
contratos. A Clotilde no le será difícil enseñar los 6,000.00 que constan en su
cuenta personal junto con los 2,000.00 que comparte con Norberto. Finalmente, el
excéntrico Horacio se verá obligado a prestarle también a Norberto, puesto que a
éste le quedan 2,000.00 en su cuenta personal, comparte 2,000.00 con Clotilde y
4,000.00 (en dos contratos) con Norberto.
Después de leer el ejemplo anterior, tu tarea consiste en pensar en otras posibles
combinaciones que permitan ser sujetos de crédito a estos desesperados clientes.
Para ello te puedes auxiliar con las siguientes preguntas:
¿Con quién o quienes tendría que asociarse Carmen para poder ser sujeto de
crédito?
¿Pueden Norma y Norberto ser sujetos de crédito sin asociarse con nadie más?
¿Puede Concha asociarse sólo con Orlando?
¿Pueden asociarse Concha, Orlando y Orestes para ser sujetos de crédito?
¿Qué tienen que hacer Carmen y Norma para ser sujetos de crédito ellas solitas?
¿Qué tienen que hacer Norma y Orestes para ser sujetos de crédito ellos dos
solitos?
¿Qué tendría que hacer Nabor para ser sujeto de crédito sin tener que asociarse
con nadie más? ¿Y Clotilde?
¿Pueden asociarse Carmen, Concha, Herminia, Homero, Héctor y Hércules?
¿Pueden asociarse Carmen, Concha, Francisco y Fabiola?
Representa a los clientes con las letras iniciales de su nombre y con líneas entre
cada letra, el contrato que comparten ambos clientes.
Ejemplo: Para la primera pregunta, una opción es la sociedad entre Carmen con
Herminia, Hércules, Héctor y Homero, la cual quedaría representada de la
siguiente manera:
Herminia
Héctor Hércules
Homero Carmen
191

3. En equipos de 4 estudiantes, lean el tema “Definición de enlace químico”,
elaboren un resumen y contesten las siguientes preguntas.
1. ¿Qué es enlace químico?
R:
2. ¿Qué es electronegatividad?
R:
3. ¿Qué diferencia de electronegatividad determina la formación de un enlace
covalente?
R:
4. ¿Cuál es el tipo de enlace que presentan el CO, SO2, KF y LiBr, tomando en
cuenta la diferencia de electronegatividad entre sus átomos.
R:
CO
Electronegatividad carbono
Electronegatividad oxígeno
Diferencia
El enlace es:
SO2
Electronegatividad azufre
Electronegatividad oxígeno
Diferencia
El enlace es:
KF
Electronegatividad potasio
Electronegatividad flúor
Diferencia
El enlace es:
LiBr
Electronegatividad litio
Electronegatividad bromo
Diferencia
El enlace es:
3.1.1 Definición de enlace químico.
Sustancias tan importantes para la vida como el agua (H2O), el oxígeno (O2), la
sal común (NaCl) y todos los compuestos que nos rodean, deben sus propiedades
192

4. al tipo de enlace que los formó y una vez formados, sigue manteniéndolos unidos.
Tenemos entonces océanos (H2O), aire (O2, N2, ....) y montañas de sal (NaCl) que
nos sorprenden por su majestuosidad y abundancia, sin los cuales no sería
posible la vida sobre la tierra.
Se denomina enlace químico a las fuerzas que mantienen unidos a los átomos,
iones o moléculas en un compuesto. Los enlaces son de varios tipos, según el o
los elementos en cuestión.
Las primeras explicaciones de los enlaces químicos fueron hechas por Kössel y
Lewis en 1916, quienes propusieron que existían dos tipos de enlaces químicos:
1) Enlaces iónicos o electrovalentes. Formados por la transferencia de uno o más
electrones de un átomo o grupo de átomos a otro.
2) Enlaces covalentes. Se forman cuando se comparten uno o más electrones
entre los átomos.
Pero... ¿Cómo se forman los enlaces?, ¿Cómo se combinan los átomos y qué los
mantiene juntos? ¿Por qué hay un límite definido del número de átomos que se
combinan en las moléculas?. Las respuestas a estas preguntas están dadas por
la estructura electrónica del átomo y por el concepto de electronegatividad.
La combinación química, se debe a la atracción de los electrones de los átomos
por otros átomos hacia sus capas externas incompletas; si la atracción es lo
suficientemente grande, los electrones pueden abandonar sus átomos originales
para llenar las capas de otros átomos y si la atracción no es tan grande, os
electrones pueden compartirse entre átomos. Los átomos generalmente ganan,
pierden o comparten electrones para adquirir la configuración electrónica del gas
noble del periodo al que pertenecen. La unión de los átomos se logra donando,
aceptando o compartiendo electrones. Cuando completan ocho electrones en su
último nivel, se dice que cumplen con la regla del octeto.
La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer electrones,
cuando se encuentra formando parte de un compuesto.
Al unirse dos átomos de diferentes electronegatividades, por un enlace covalente,
la pareja de electrones se encuentra más cerca del átomo de mayor
electronegatividad, es decir, la distribución de la densidad electrónica no es
uniforme. Esto hace que uno de los átomos sea más negativo que el otro y el
enlace adquiere un carácter polar o, hasta cierto punto iónico.
Pauling dijo que “cuando dos átomos tienen una diferencia de
electronegatividades mayor de 1.7 unidades, los enlaces que se forman
tienen un carácter iónico”.
193

5. Si la diferencia de electronegatividades es menor que 1.7, los enlaces son
principalmente covalentes.
Los átomos de menor electronegatividad son aquellos que inician un nivel
energético con sólo uno o dos electrones, como los elementos de las familias IA y
IIA (orbital s). Los átomos de mayor electronegatividad, son los que tienen un
subnivel p parcialmente lleno y los átomos cuyos subniveles d y f están
parcialmente llenos tienen una electronegatividad intermedia.
La siguiente tabla presenta las electronegatividades de Pauling para algunos
elementos:
H
2.1
Li Be B C N O F
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Br
0.8 2.8
Las electronegatividades se obtuvieron observando el comportamiento de los
elementos al formar enlaces y Linus Pauling ideó una escala relativa en la que el
flúor tiene la mayor electronegatividad (valor asignado: 4) y las
electronegatividades de los átomos de los demás elementos pueden expresarse
relativas al flúor.
Ejemplos: Usando la tabla de electronegatividades de Pauling, identifica el tipo de
enlace que presentan los compuestos: cloruro de sodio y agua
NaCl
Electronegatividad sodio 0.9
Electronegatividad cloro 3.0
Diferencia 2.1
Como la diferencia de electronegatividades es mayor de 1.7, se deduce que el
enlace es iónico.
H2O
Electronegatividad hidrógeno 2.1
Electronegatividad oxígeno 3.5
194

6. Diferencia 1.4
Como la diferencia de electronegatividades es menor a 1.7, se deduce que el
enlace es covalente.
La diferencia entre las electronegatividades de los elementos que forman al
compuesto no es el único factor que determina su carácter iónico o covalente,
existen otros que se discutirán en otros cursos.
Prácticamente no hay un enlace iónico o covalente al 100%, sino que
dependiendo de las diferencias de electronegatividades, éste se da en
porcentajes como se muestra en la escala siguiente:
Carácter iónico porcentual de un enlace químico simple.
Diferencia de 0.1 0.2 0.3 0.4 0.5 0.6 0.7 0.8 0.9 1.0 1.1
Electronegatividades
% iónico 0.5 1 2 4 6 9 12 15 19 22 26
Diferencia de 1.2 1.3 1.4 1.5 1.6 1.7 1.8 1.9 2.0 2.1 2.2
Electronegatividades
% iónico 30 34 39 43 47 51 55 59 63 67 70
Diferencia de 2.3 2.4 2.5 2.6 2.7 2.8 2.9 3.0 3.1 3.2
Electronegatividades
% iónico 74 76 79 82 84 86 88 89 91 92
En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Clasificación de enlaces químicos” y
“Enlace iónico” y resuelve lo que se te plantea.
1. ¿Cuál es la clasificación de los enlaces químicos?
R:
2. ¿Cómo se forma un enlace iónico?
R:
3. Escribe los símbolos y los nombres de los iones sodio, potasio, calcio, bario,
aluminio, óxido, seleniuro, cloruro, bromuro y sulfuro.
195

7. R:
4. Representa mediante la estructura de Lewis la unión que se produce entre el
aluminio y el oxígeno.
R:
3.1.2 Clasificación de enlaces químicos.
Los enlaces químicos se clasifican de la siguiente manera:
iónico
polar
Entre átomos covalente no polar
(interatómico) coordinado
metálico
Enlace Químico
Puente de hidrógeno
Entre moléculas
(intermolecular)
Fuerzas de Van der Waals
3.1.3. Fuerzas interatómicas
3.1.3.1 Enlace iónico
Generalmente, siempre que se combine un elemento metálico (IA, IIA, IIIA) con
un no metálico (VIIA, VIA, VA), los átomos del metal pierden sus electrones, en
tanto que los átomos del no metal los ganan.
Por ejemplo: el sodio (3s1) tiene un electrón en su capa de valencia que fácilmente
lo pierde, formando el ion sodio (Na+); es decir:
1e
Na Na+
1s22s22p63s1 1s22s22p6
Este ion recibe el nombre de catión, en tanto que un ion con carga negativa recibe
el nombre de anión; ejemplo:
196

8. .. + 1e ..
. Cl : : Cl :
 
1s22s22p63s23p5 1s22s22p63s23p6
(El cloro gana un electrón para convertirse en el anión cloruro).
Los iones son partículas con carga eléctrica, los cuales se forman como resultado
de la pérdida o ganancia de electrones. Los iones positivos resultan de la pérdida
de electrones y los negativos de la ganancia de electrones.
Un enlace iónico se debe a la fuerza de atracción entre los iones positivos y
negativos. Los cationes y aniones deben su nombre a que son atraídos por el
cátodo y ánodo respectivamente durante la electrólisis. Los átomos de los metales
pueden perder uno, dos o tres electrones formando de este modo cationes.
En el ejemplo anterior se muestran los átomos mediante su símbolo rodeado por
puntos que representan a los electrones presentes en el último nivel. A estas
estructuras se les denomina diagramas o estructuras de Lewis (estructura
electrónica puntual):
Para representar los iones se utiliza el símbolo del elemento en cuestión, con la
carga del ion como exponente, es decir:
F1-, Cl1- , S2-, Al3+, Ca2+, K1+, etc.
y mediante diagramas de Lewis .................
Se observa que estos aniones de los elementos representativos cumplen con la
regla del octeto.
El nombre de los iones monoatómicos se obtiene:
Para los aniones monoatómicos se antepone la palabra ion al nombre del
elemento seguido de la terminación uro, es decir: ion fluoruro F 1-, ion cloruro Cl1-,
ion sulfuro S2-.
Para los cationes se antepone la palabra ion seguido del nombre del elemento, es
decir: ion aluminio Al3+, ion calcio Ca2+, ion potasio K1+, etc.
Un enlace iónico se forma cuando dos átomos de electronegatividad muy distinta
se unen entre si, por ejemplo:
Los átomos de cloro tienen 7 electrones en su última capa, mientras que el de
sodio sólo tiene uno, por lo que éste se separa fácilmente como lo indica la baja
197

9. energía de ionización. El átomo de sodio pierde su electrón y el cloro lo absorbe a
su capa externa, originando los iones correspondientes.
.. ..
+
La ecuación puede representarse como: Na. + .Cl: Na :Cl:
 
Estos iones poseen cargas opuestas que se atraen mutuamente, lo que origina la
formación de enlaces iónicos. Estos iones se unen formando una red cristalina en
la cual los iones positivos y negativos ocupan una posición específica como se
indica a continuación.
Na+ Cl Na+ Cl
Cl Na+ Cl Na+
Na+ Cl Na+ Cl
Cl Na+ Cl Na+
Este es el acomodo de los iones en un cristal de la sal que se consume a diario en
nuestros hogares.
Es importante señalar que los compuestos iónicos no forman moléculas, sino
redes de iones dispuestos de acuerdo a su carga y tamaño.
En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Enlace covalente” y “Enlace
covalente polar” y contesten el siguiente ejercicio.
1. ¿Cuándo se forma un enlace covalente?
R:
2. ¿Qué es una molécula?
R:
3. ¿Cuándo se forma un enlace covalente no polar?.
R:
4. ¿Qué es un compuesto no polar?
R:
5. Escribe 10 compuestos no polares ¿Cuál es su estructura de Lewis?
R:
198

10. 3.1.3.2 Enlace covalente
El enlace covalente, como se mencionó anteriormente, es aquél donde las
sustancias comparten pares electrónicos dando lugar a moléculas. Una molécula
es un conglomerado eléctricamente neutro de dos o más átomos, unidos por este
enlace, que se comporta como una sola partícula. A una sustancia formada por
moléculas se le llama sustancia molecular a diferencia de los compuestos iónicos
que no las forman.
Las moléculas se representan mediante diagramas de Lewis: Cl2 , para
observar claramente los pares electrónicos de enlace. En moléculas con un átomo
central se siguen algunos pasos ya sistematizados. Para nuestro curso sólo
incluiremos ejemplos sencillos en los que se coloca el símbolo del elemento
menos electronegativo (del que hay menos átomos ) en el centro de la estructura,
rodeado de sus electrones de valencia. Estos últimos, se acomodan de manera
que el átomo central complete 8 electrones al unirse con los electrones que
aportarán los demás átomos que se han acomodado a su alrededor.
Nota: El H completa su nivel con 2 electrones solamente, el B con 6 electrones, el
P con 10 electrones y tambien hay otras excepciones.
Los enlaces covalentes se
pueden clasificar en:
a) Covalente no polar. Se forma a partir de la unión de átomos de igual
electronegatividad. Por ejemplo el hidrógeno H2, cloro Cl2, flúor F2, bromo Br2,
yodo I2, neón Ne2 etc.
b) Covalente polar. Cuando dos átomos de diferente electronegatividad forman
un enlace covalente y el átomo de mayor electronegatividad atrae el par de
electrones de enlace, acercándolo más a él y formando una carga parcial
199

11. negativa y en el otro átomo una carga parcial positiva, es decir se forman
compuestos polares.
Por ejemplo: el cloruro de hidrógeno HCl, bromuro de hidrógeno HBr, fluoruro de
hidrógeno HF y sulfuro de hidrógeno H2S, etc.
c) Covalente coordinado. Se forma cuando en un enlace covalente, el par de
electrones compartidos son suministrados por un solo átomo y no por ambos
como en el enlace covalente polar.
3.1.3.2.1 Enlace covalente no polar.
El hidrógeno es el primer elemento que presenta este tipo de enlace, por ejemplo,
cuando dos átomos comparten sus electrones, ambos adquieren la configuración
del helio: 1s2.
H. + H. H:H
Átomo de átomo de par de electrones compartidos,
hidrógeno + hidrógeno forma la molécula de hidrógeno
A este enlace, en el que dos átomos son iguales electronegativamente y
comparten electrones provenientes de cada uno de ellos, se le conoce como
enlace covalente no polar.
La manera usual de representar al par de electrones es empleando una línea, es
decir, en vez de escribir H : H se escribe como H - H, donde el par de electrones
ha sido sustituido por un guión y se forma la molécula de H2.
Otro ejemplo lo constituye el flúor, elemento que tiene siete electrones de valencia
y que requiere uno más para adquirir la configuración del neón.
Al unirse el flúor con otro átomo de flúor, ambos comparten un electrón de cada
uno a través de un enlace covalente y así cada átomo completa su octeto,
formando un compuesto covalente.
.. ..
:F: + :F: F F
 
Lo mismo sucede con el átomo de cloro.
Cl – Cl
En este ejemplo no se escribe la estructura de Lewis, únicamente por
conveniencia se indican los electrones compartidos mediante un guión; el cual se
debe interpretar como una pareja de electrones compartidos.
Hasta ahora sólo se ha contemplado un par de electrones compartidos entre dos
átomos, sin embargo, éstos también pueden compartir dos y tres pares de
electrones respectivamente, dando origen a enlaces dobles y triples. Por ejemplo:
200

12. Para el nitrógeno (5 electrones en la capa de valencia), se requiere arreglar los
electrones de tal forma que se obtenga la siguiente estructura al cumplir con la
regla del octeto:
:N + N: N N
Donde los enlaces representan 3 pares de electrones compartidos entre los
átomos de nitrógeno, y un par de electrones sin compartir, dando un total de 8
electrones por cada átomo.
Compuestos no polares.
Un compuesto puede tener enlaces polares (compartidos por átomos de diferente
electronegatividad) y por su geometría ser un compuesto no polar. Es decir, sus
cargas se cancelan entre sí, como un sistema de fuerzas que se oponen.
Si se tiene una fuerza jalando hacia la derecha y otra de la misma magnitud hacia
la izquierda, ambas se neutralizan.
El dióxido de carbono (CO2) es un ejemplo típico, se representa como:
Se observa que el carbono (4 electrones en su capa de valencia) comparte sus
electrones con los átomos del oxígeno, para completar su octeto y el oxígeno (6
electrones en su capa de valencia) comparte dos electrones con los átomos de
carbono para completar su octeto quedando 4 electrones sin compartir, en cada
átomo de oxígeno.
En el caso mencionado se tienen 16 electrones de valencia (6 de cada oxígeno y
4 del carbono), que para distribuirlos conforme a la regla del octeto fue necesario
colocar dos parejas de electrones entre el carbono y cada oxígeno.
Otro compuesto no polar es el etino o acetileno, usado para soldar, por las altas
temperaturas que alcanza al quemarse. Su representacion es la siguiente:
201

13. Lee “La gran máquina del clima” e investiga en qué otros procesos naturales o
industriales se encuentra involucrado el CO2. Presenta tu tarea al maestro.
Lectura No. 33: “La gran máquina del clima”
El océano y la atmósfera mantienen una curiosa danza de equilibrios cuya
expresión más importante es el ciclo del carbono, por el cual el dióxido de carbono
(CO2) del mar, entra en balance con el del aire. Además de que el agua absorbe
grandes cantidades de este gas, durante la fotosíntesis el fitoplancton, extrae
dióxido del ambiente y lo transforma en oxígeno. Si descendiera la cantidad de
fitoplancton, aumentaría la cantidad de dióxido en el aire. Las microplantas y otros
organismos como los corales, algunas algas y los bivalvos utilizan también
carbono para construir esqueletos y conchas de carbonato cálcico (CaCO3) que,
cuando mueren, se depositan en el fondo del mar. Así, el océano actúa como un
gran sumidero de este elemento que, de otro modo, saldría a la atmósfera en
forma de dióxido. Otra voraz consumidora de este gas es la masa de plantas
verdes que lo utilizan para la fotosíntesis.
Dado que el dióxido es vital para la regulación de la temperatura global, cualquier
alteración en este sutil equilibrio puede ser dramática. Las erupciones volcánicas,
los incendios, la respiración animal, la descomposición de restos orgánicos y la
contaminación humana, son emisores de dióxido que pueden influir en el clima. El
deterioro de los cultivos también desequilibra el balance de dióxido emitido y
absorbido.
El anhídrido carbónico (CO2) que emiten las industrias estadounidense,
responsable principal del probable cambio climático, es absorbido por los bosques
costarricenses, gracias a un plan piloto que pusieron en marcha ambos países.
Las empresas pagan la repoblación y regeneración de los bosques del país
centroamericano a precios que oscilan entre 150 y 200 dólares anuales por
hectárea. A cambio, no reducen sus emisiones ni pagan las tasa que por ellas
tienen establecidas. La rentabilidad para el propietario del terreno es así mayor
que si lo dedica a otras actividades.
Es importante entonces, mantener un balance entre las actividades humanas en
pro de no romper el equilibrio del dióxido de carbono.
202

14. En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Enlace covalente polar” y “Enlace
covalente coordinado” y resuelvan lo que se pide.
1. ¿Qué características tiene el enlace covalente polar?
R:
2. ¿Qué compuestos presentan enlace covalente coordinado?
R:
3. ¿Cuáles son las estructuras de Lewis de los siguientes compuestos:
yodoformo (CHI3), dióxido de azufre (SO2) , ion carbonato (CO32-), tetracloruro
de carbono (CCl4), cloruro de hidrógeno (HCl), ion perclorato (ClO41-) y
tricloruro de fósforo (PCl3)? De acuerdo a su diferencia de electronrgatividad.
Intuye (sin considerar la geometría) el tipo de enlace covalente que presentan.
R:
4. ¿Cuál es el enlace metálico?
R:
3.1.3.2.2 Enlace covalente polar.
Este enlace se forma cuando dos átomos de diferente electronegatividad se unen
para formar enlaces covalentes, pero como uno de los elementos es más
electronegativo, éste hace que atraiga al par de electrones con mayor facilidad
originando un dipolo y por lo tanto un enlace covalente polar.
Por ejemplo:
El fluoruro de hidrógeno se forma de la siguiente manera:
En este compuesto, ambos átomos comparten un par de electrones, obteniendo
cada uno la configuración electrónica del gas noble más cercano (helio y neón
respectivamente).
203

15. En este caso, no existe una compartición electrónica simétrica, dada la diferencia
de electronegatividades existente y como la electronegatividad del flúor es mayor,
hace que éste atraiga más densidad electrónica, originando el enlace covalente
polar.
El átomo del flúor (más electronegativo), atrae los electrones enlazantes y esto
hace que el hidrógeno tenga una deficiencia de electrones, generando una carga
positiva parcial ( +), en tanto que en el flúor origina una carga parcial negativa ( ),
lo que se representa de la siguiente manera.
+
H F
Donde la letra griega ( ) sigma, nos indica que hay una carga parcial, negativa o
positiva, a cada lado de la molécula y como esta molécula tiene una carga parcial
positiva y otra parcial negativa, se dice entonces que forma un dipolo.
En el enlace covalente polar, la polaridad es mayor cuanto mayor sea la
diferencia de electronegatividad entre los átomos participantes (mayor que 0 y
menor que 1.7).
El agua es un compuesto covalente polar formado por átomos de hidrógeno y
oxígeno. El oxígeno tiene 6 electrones en su capa de valencia y para completar su
octeto comparte un par de electrones con 2 átomos de hidrógeno. Es decir:
El amoniaco es un compuesto covalente polar cuya fórmula es NH 3 y debido a
que el nitrógeno tiene 5 electrones en su capa de valencia, la estructura del
amoniaco será:
3.1.3.2.3 Enlace covalente coordinado
204

16. A diferencia del enlace covalente simple, en el que ambos átomos comparten un
electrón, en un enlace covalente coordinado, uno de los átomos proporciona el
par de electrones y el otro ofrece el espacio para acomodarlos; por ejemplo el
catión hidronio, H3O+, que se forma por la reacción de un ion hidrógeno y una
molécula de agua, es decir:
Otro ejemplo es la fosfina:
Este tipo de unión es muy frecuente, se presenta en muchos compuestos, por
ejemplo el ácido sulfúrico H2SO4, en el cual 2 átomos de hidrógeno se unen
covalentemente a 2 átomos de oxígeno, además estos a su vez, también por
covalencia, se unen a un átomo de azufre, con lo que todas sus ultimas capas
electrónicas quedan saturadas, como se ve en la fórmula electrónica siguiente:
Como se ve, en esta forma, la última capa electrónica del azufre queda saturada,
pero 2 pares de electrones de ella, no se usan para la unión covalente con otros
átomos; por otro lado los átomos de oxígeno, presentan en su última capa 6
electrones, teniendo capacidad para 8 electrones, es decir, no se encuentra
saturada, por lo que se unen al conjunto, complementando su última capa con los
pares de electrones del azufre, precisamente los que no se han usado para la
unión covalente.
Este tipo de unión no sólo se efectúa entre átomos y moléculas, sino que también
entre moléculas e iones, por ejemplo
en la formación de los iones de amonio
y del tetrafluoruro de boro:
205

17. Nota: Se omiten los electrones de no enlace.
Desde luego, como el par o los pares de unión estan formados por dos electrones
que originalmente correspondían a la última capa electrónica del mismo átomo, en
muchos casos, este tipo de unión es menos fuerte que el iónico y el covalente.
Los compuestos iónicos y covalentes son los principales compuestos químicos,
sin embargo hay muchos compuestos que no se pueden incluir categóricamente
en ninguno de estos grupos, ya que sus átomos están unidos por enlaces
covalentes e iónicos, por ejemplo en el cloruro de amonio (NH 4+ Cl ), los cuatro
hidrógenos están unidos al nitrógeno por enlaces covalentes, formando el ion
NH4+1, este ion positivo llamado amonio está atraído por el ion Cl -1 (cloruro) y su
representación es:
Estos iones se llaman poliatómicos y son la agrupación de varios átomos unidos
con enlaces covalentes y carga positiva o negativa, formando iones en lugar de
moléculas.
Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.
Práctica No. 19: “Elaboración de una pelota”
Objetivo: Elaboración de un objeto de uso común mediante una reacción sencilla
observando la aplicación de los enlaces covalentes en la formación de polímeros.
206

18. Teoría: La formación de enlaces covalentes en la elaboración de polímeros se da
gracias a la facilidad con que se enlaza el carbono; lo vemos a diario en objetos
que usamos cotidianamente.
La polimerización que se realiza en esta práctica es sencilla y se evidencia al
reaccionar el bórax con el alcohol polivinilico.
Material: Reactivos:
1 agitador 30 g de bórax Na2B4O7 • 10H2O (se compra
1 mechero de Bunsen en la farmacia)
1 soporte universal 50 mL de resistol 850 ( su nombre químico es
1 tela de alambre alcohol polivinílico [–CH=CHOH]n)
1 espátula
2 vasos de precipitados de 500 mL
Desarrollo de la práctica.
1. Monta el equipo como se muestra en el esquema:
Vaso de precipitados
Tela de alambre
Mechero de Bunsen
Soporte universal
2. Calienta en un vaso de precipitados aproximadamente 100 mL de agua de la
llave.
3. Coloca tres gramos de bórax en otro vaso de precipitados y agrega 25 mL de
agua caliente.
4. Agita hasta que se disuelva la mayor parte de bórax.
5. Agrega a la disolución 10 mL de resistol 850.
6. Mezcla con tus dedos el resistol con la disolución, dándole una forma esférica.
7. Saca la pelota del vaso y moldéala hasta que esté lo más redonda posible.
8. La pelota puede rebotar contra superficies duras (compruébalo).
9. Repite el experimento con diferentes proporciones de resistol y bórax. Anota
tus observaciones e investiga la fórmula de un polímero identificando en él los
enlaces covalentes.
Preguntas:
207

19. a) ¿Qué participación tiene el enlace covalente para la formación de este nuevo
compuesto?
b) ¿Qué polímero se forma en el experimento?
c) ¿Qué otros polímeros importantes existen?
Después de leer detenidamente el texto ¿Qué es lo último en superconductores?,
comenten en grupo sobre sus conocimientos previos del tema.
Realicen en equipo una búsqueda en Internet sobre otros superconductores y la
institución que los produce, comenten sus resultados y presenten un resumen al
maestro.
Lectura No. 34: “¿Qué es lo último en superconductores?”
En un reciente artículo sobre el tema, ¿Superconductores en
caliente?, el doctor Shahen Hacyan explica: “La corriente
eléctrica que fluye por los cables y penetra en todos los
hogares modernos es, a nivel microscópico, un flujo de
partículas llamadas electrones. Por lo general, los cables se
fabrican de cobre porque este metal es un buen conductor:
ofrece poca resistencia al paso de los electrones. A mayor
resistencia de un material, más energía (voltaje) se debe invertir para mantener
una corriente a través de él. Lo ideal sería un material que no ofrezca ninguna
resistencia al flujo de los electrones, con lo cual se podría mantener
indefinidamente una corriente eléctrica sin necesidad de utilizar baterías, pilas o
generadores. Tales materiales existen: son los superconductores. El problema es
que operan a temperaturas extremadamente bajas que sólo se alcanzan en
laboratorios especializados ...” Continúa con una breve reseña de las primeras
experiencias con superconductores y señala: “Luego, en 1986, vino una sorpresa.
Los físicos suizos Bednorz y Muller descubrieron un material a base de oxígeno,
cobre y otros elementos que se vuelve superconductor a una temperatura
bastante por arriba de la predicha por la teoría. Desde entonces, siguiendo
recetas de estos investigadores (que obtuvieron un Premio Nóbel en 1987), se
descubrieron materiales superconductores a temperaturas cada vez menos bajas,
siendo el record comprobado hasta ahora de 14º C bajo cero; esta temperatura se
puede alcanzar con nitrógeno líquido (de uso comercial)...”
208

20. Lee el tema “Enlace metálico” e investiga la definición de las propiedades que se
mencionan y otras características más de los metales.
3.1.3.3 Enlace Metálico.
Los átomos de los metales poseen pocos electrones de
valencia por lo que tienden a cederlos, formando iónes
positivos (cationes). Estos se disponen en forma
tridimensional regular en donde los electrones de valencia
sujetos débilmente, pueden moverse con facilidad por todo el
cristal a la manera de un fluido.
Un metal sólido como el hierro, oro o plata, está formado en su
totalidad por átomos del mismo tipo y la falta de movilidad de los
átomos en el interior del cristal y otras propiedades ( ductilidad,
conductividad termica y electrica, etc.) se debe a la fuerza de
atracción existente entre los átomos; ésta fuerza se denomina
enlace metálico.
Las principales características diferenciales de los distintos tipos de enlace, se
pueden apreciar en la siguiente tabla:
Enlace Químico
Tipo de Ejemplo Partículas Condiciones Naturaleza del Puntos de Dureza Solubilidad
enlace en estado de enlace fusión y
sólido deformación ebullición
Iónica NaCl Iones Entre Atracciones y Altos Duros y Solubles en
elementos de repulsiones quebradizos disolventes
muy distintos coulómbicas polares.
potenciales Insolubles en
de ionización disolventes no
y afinidad polares
electrónica
Covalente H2 Moléculas Entre Intramolecular: Bajos Suaves, Solubles en
molecular Cl2 C6H6 no polares elementos de uniones céreos, disolventes no
(no polar) parafina muy similares covalentes. líquidos o polares.
potenciales Intermolecular: gases Insolubles en
de ionización Fuerzas de Van disolventes
209

21. y afinidad der Waals polares
electrónica
Covalente H2O Moléculas Entre Intramolecular: Bajos, Suaves Poco solubles
molecular NH3 dipolares elementos de uniones pero en disolventes
(polar) electronegativ covalentes. superiores no polares,
idad similar Intermolecular: al caso más solubles
dipolo – dipolo anterior en disolventes
Puentes de polares
hidrógeno y
fuerzas de Van
der Waals
Covalente C Átomos Entre Uniones Muy altos Muy duros Insolubles en
atómico SiC elementos covalentes disolventes
cuya valencia entre átomos polares y no
es igual al polares
número de
coordinación
Metálico Na Arreglo de Entre Cohesión por Variables, Suaves y Insolubles o
cationes y elementos de electrones relativame maleables reaccionan
Ca
Electrones bajo potencial deslocalizados nte bajos con el
Fe móviles de ionización disolvente
En equipos de 4 estudiantes, lean “Fuerzas intermoleculares” y “Enlaces por
puente de hidrógeno”; elaboren una síntesis la cual será expuesta al grupo.
3.1.4 Fuerzas Intermoleculares.
Las fuerzas intermoleculares son aquellas que mantienen unidas a las moléculas
y son las interacciones dipolo-dipolo y las fuerzas de Van der Waals.
Las interacciones dipolo-dipolo son las atracciones que se ejercen entre el
extremo positivo de una molécula polar y el extremo negativo de otra molécula
semejante, por ejemplo:
210

22. En el cloruro de hidrógeno HCl, el hidrógeno parcialmente positivo ( +) de una
molécula, es atraído por el cloro parcialmente negativo ( ) de otra molécula es
decir:
+ +
+
Cl H Cl H
Cl H
+
+ M
H Cl Cl
H Cl ol
éc
ul
as
El resultado de esta interacción, hace que las moléculas se unan entre sí más
de
firmemente, que las moléculas no polares de peso molecular considerable; estas
ag
fuerzas intermoleculares afectan a las propiedades físicasua los compuestos.
de
3.1.4.1 Enlace por puente de hidrógeno.
Una atracción dipolar particularmente fuerte es la de puente de hidrógeno, en
donde este se forma entre un átomo de hidrógeno unido por un enlace covalente
a un átomo más electronegativo, comúnmente el flúor (HF), oxígeno (H 2O) o
nitrógeno (HNO3) y el átomo electronegativo de una molécula adyacente con
características similares, es decir, un hidrógeno hace puente entre dos átomos
electronegativos HF----HF, sujetando a uno con un enlace covalente y al otro con
fuerzas puramente electrostáticas. Por ejemplo, el hielo (menos denso que el
agua), flota en el agua, debido a los puentes de hidrógeno que hay en ese
compuesto.
En la molécula del agua, un átomo de oxígeno con 6 electrones se enlaza con dos
átomos de hidrógeno, con lo que el oxígeno completa la configuración del neón,
formando una molécula no lineal, sino más bien angular.
:O H --- : O H --- : O H
l l l
H H H
Los pares de electrones del oxígeno que no participan en los enlaces covalentes,
establecen el enlace por puente de hidrógeno, con los átomos de hidrógeno
(parcialmente positivos) de otra molécula de agua.
En condiciones normales de presión y temperatura, el agua debería ser un gas,
como lo son el sulfuro y el seleniuro de hidrógeno, pero debido a los puentes de
hidrógeno, el agua se sale de las normas y es líquida.
211

23. La estructura del hielo ordenada hexagonalmente por medio de estos enlaces,
forma huecos vacíos en su interior y cuando el hielo se funde, los espacios
intermoleculares se reducen y por lo tanto el volumen, por lo que la densidad del
agua líquida es mayor que la del agua sólida.
La siguiente figura muestra el arreglo de las moléculas de agua en el hielo y los
puentes de hidrógeno que lo forman (con línea punteada).
La menor densidad del hielo respecto a la del agua, evita
que en invierno se congelen completamente los ríos y
lagos, debido a que la capa superior de hielo funciona
como aislante, por lo que permite la vida de animales y
plantas en la parte interior. Una característica del
aumento de volumen del agua al solidificarse, es romper
los ductos por los que circula, razón por la que se agrega
ticongelante (etilenglicol) a los radiadores de los
automóviles, ya que de no ser así, se romperían los
ductos por los cuales circula el agua, en condiciones de bajas temperaturas.
Las siguientes figuras muestran compuestos enlazados por puentes de hidrógeno.
H
/
H O H O
H
b) H F H F Moléculas de fluoruro de hidrógeno
c) H H
l l
H N H N
Moléculas de amoniaco
l l
H H
En los ejemplos anteriores los enlaces de puente de hidrógeno están
representados por el símbolo .
El puente de hidrógeno no solamente influye en el punto de fusión y solubilidad de
los compuestos sino también juega un papel importante en la fijación de las
formas de moléculas grandes, tales como en las proteínas y ácidos nucleicos,
formas que a su vez determinan sus propiedades biológicas, la forma espiral de
las moléculas de -queratina y colágeno, que proporciona resistencia a la lana y el
pelo y da tenacidad a los tendones y a la piel.
212

24. En equipos de 4 estudiantes, lean el tema “Fuerzas de van der Waals”, elaboren
un resumen y expongan al grupo 5 preguntas.
3.1.4.2 Fuerzas de Van der Waals.
Entre las moléculas de un compuesto no polar existen fuerzas de atracción,
debidas a una asimetría electrónica instantánea, conocidas como fuerzas de
Van der Waals, es decir si durante una fracción de tiempo, la distribución
electrónica de un átomo o de una molécula llega a ser asimétrica, las sustancias
tendrían un extremo ligeramente positivo y otro extremo ligeramente negativo, lo
que origina en la molécula un dipolo temporal y esto hace que se generen
temporalmente fuerzas de atracción por los dipolos temporalmente formados ya
que los dipolos no duran mucho tiempo porque las moléculas o átomos se
mueven rápidamente, descomponiendo los dipolos temporales, sin embargo, una
pequeña fracción de las moléculas está experimentando fuerzas de atracción
netas que se conocen con el nombre de fuerzas de Van der Waals.
Estas fuerzas aumentan su importancia cuando los electrones se encuentran
menos unidos a un átomo o a una molécula y por esta razón los átomos de las
moléculas de volumen grande presentan mayores fuerzas de atracción de Van der
Waals, por ejemplo el yodo molecular, en el llamado hielo seco.
La relación entre la magnitud de las fuerzas de Van der Waals y el área de
superficies moleculares ayuda a comprender el efecto del tamaño molecular en
las propieades físicas.
No se debe subestimar la importancia de las más débiles fuerzas
intermoleculares, actuando entre las cadenas no polares de los fosfolípidos que
constituyen el mortero de las paredes de las células vivas.
En equipos de 4 estudiantes, lean los temas “Punto de ebullición” y “solubilidad”,
elaboren un resumen y además 5 preguntas con sus respuestas.
3.1.5 Propiedades de las sustancias de acuerdo a su tipo de
enlace.
213

25. 3.1.5.1 Punto de ebullición.
En un líquido las moléculas tienen un arreglo menos regular y mayor libertad de
movimiento que en un sólido, cada una de ellas es atraída por muchas otras. La
ebullición implica la separación de las moléculas individuales o pares de iones con
carga opuesta del seno del líquido y esto sucede cuando se alcanza una
temperatura suficiente para que la energía térmica de las partículas alcance a
superar las fuerzas de cohesión que las mantienen en el líquido.
En un compuesto iónico, cada ion es retenido firmemente por varios otros de
carga opuesta. En este caso se necesita mucha energía para que un par de iones
de carga opuesta puedan abandonar el estado líquido y la ebullición sólo se
produce a temperatura muy alta por ejemplo el punto de ebullición del cloruro de
sodio es de 1413 y en estado gaseoso aun se conserva el par iónico como
unidad del cloruro de sodio.
Las sustancias iónicas siempre son sólidas a temperatura ambiente, y por lo
general tienen altos puntos de fusión, por ejemplo: el cloruro de sodio (NaCl) se
funde a 800°C, el fluoruro de litio (LiF) a 870°C, y el fluoruro de magnesio (MgF 2)
a 1400°C.
En un compuesto covalente las fuerzas moleculares (interacciones dipolo-dipolo y
fuerzas de Van der Waals), son más fáciles de vencer por lo que la ebullición se
produce a temperaturas mucho más bajas, por ejemplo el metano hierve a una
temperatura de –162 C, mientras que el cloruro de hidrógeno tiene un punto de
ebullición de – 85 C.
Los líquidos que tienen puentes de hidrógeno se llaman líquidos asociados y la
ruptura de estos puentes requiere una energía considerable.
Entre más grandes son las moléculas más fuertes son las fuerzas de Van der
Waals. Conservándose otras propiedades (polaridad, puentes de hidrógeno), el
punto de ebullición aumenta con el tamaño molecular.
Los puntos de ebullición de sustancias orgánicas son más elevados que el de la
molécula no polar de metal, pero rara vez encontramos puntos de ebullición
mayores a 350 C.
3.1.5.2 Solubilidad
Cuando se disuelve un sólido o un líquido, las unidades estructurales (iones o
moléculas), se separan una de otra y el espacio entre ellas es ocupado por
moléculas del disolvente. En una disolución, tal como en la fusión y ebullición se
necesita suministrar energía para vencer las fuerzas interiónicas o
intermoleculares.
214

26. En una solución cada ion esta rodeado por muchas moléculas de disolvente por lo
que se dice que está solvatado; si el disolvente es agua se dice que el ion está
hidratado.
El agua debe sus propiedades a ésto como un disolvente de sustancias iónicas no
sólo a su polaridad y a su elevada constante dieléctrica, sino también a que
contiene el grupo OH que le permite formar puentes de hidrógeno.
El agua es capaz de solvatar tanto cationes como aniones; a los cationes en su
polo negativo (electrones no compartidos) y a los aniones por el puente de
hidrógeno.
Las características de solubilidad de los compuestos no iónicos están
determinadas por su polaridad. Los compuestos no polares o débilmente polares
se disuelven en disolventes no polares o apenas polares, por ejemplo el metano
es soluble en tetracloruro de carbono porque las fuerzas que mantienen unidas
las moléculas del metano entre sí y también las del tetracloruro de carbono son
reemplazadas por otras muy similares, las que unen las moléculas de tetracloruro
de carbono al metano.
Ni el metano ni el tetracloruro de carbono son solubles en agua, pues las
moléculas muy polares de ésta se atraen mutuamente por interacciones dipolares
considerables (puentes de hidrógeno), esto ocasiona que no haya atracción entre
el agua y las moléculas no polares del tetracloruro de carbono y del metano.
El metanol (muy polar), es bastante soluble en agua ya que los puentes de
hidrógeno entre las moléculas de ambas sustancias pueden reemplazar
fácilmente los puentes de hidrógeno muy similares entre diferentes moléculas de
metanol o de agua.
Otras propiedades como el punto de fusión, las características metálicas como
brillo, maleabilidad, conductividad, etc. están determinadas por el enlace presente
en las sustancias.
Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.
Práctica 20: “Propiedades de los compuestos en función a su tipo de enlace”
Objetivo: Identificar los solutos que forman soluciones iónicas y clasificarlos en
electrolitos fuertes y débiles, al observar la intensidad con que se enciende un
foco. Analizar el resto de las disoluciones de acuerdo a sus propiedades.
215

27. Teoría: La sal y el azúcar son compuestos de uso cotidiano que se parecen entre
si, son solubles en agua; sin embargo un examen minucioso revela que sus
soluciones se comportan de manera muy diferente. Cada una de ellas es típica de
una clase de soluciones, con diferentes propiedades eléctricas, físicas y químicas.
Las soluciones que forma el agua con estos compuestos se denominan
electrolito y no electrolito respectivamente, la mayoría de los compuestos
cristalinos están formados por iones, la atracción electrostática mantiene unidos
los iones en el cristal.
Cuando un compuesto disuelto en agua o en otros disolventes polares, permite
conducir la electricidad, se le llama electrolito; en caso contrario será un no-
electrolito.
Cuando en su solución o en el cristal fundido se introduce un par de electrodos y
se aplica una diferencia de potencial eléctrico, los iones son atraídos hacia uno de
los electrodos, los que emigran hacia el polo negativo (cátodo) se les llama
cationes y tienen carga positiva; los que emigran hacia el polo positivo (ánodo)
son llamados aniones y tienen carga eléctrica negativa.
La fuerza solvatadora de un disolvente polar tiende a separar los iones del
compuesto disuelto, dejándolos relativamente libres en el seno de la solución.
A los electrolitos que se encuentran totalmente ionizados en una solución se les
llama electrolitos fuertes y los que se ionizan parcialmente se les llama
electrolitos débiles. Esto se determina por la intensidad de la luz de un foco al
que se le introdujeron sus electrodos en una solución.
Material: Reactivos:
3 vasos de precipitados de 100 mL. agua destilada
agitador sal común
espátula azúcar
2 metros de cable del número 16 ácido sulfúrico concentrado (H2SO4)
1 socket ácido acético (CH3COOH)
1 foco de 40 w
1 clavija
1 desarmador
1 pinzas de punta (se puede sustituir por una hoja de rasurar)
1 pipeta graduada de 10 mL.
1 balanza granataria
1 cinta masking
Desarrollo:
1. Instala un circuito eléctrico como sigue:
216

28. a) Une los extremos del cable a la clavija, usando el desarmador y la hoja de
rasurar para quitar la cubierta aislante del cable.
b) Une el socket al cable, haciendo los cortes necesarios, a fin de que se
construya lo siguiente, cuidando que las puntas del cable que van al vaso
deben tener medio centímetro libre de aislante.
cable
Socket y foco
clavija
Vaso de precipitados
con solución
2. Coloca 50 mL de agua destilada en el vaso de precipitado de 100 mL.
3. Introduce una punta del cable (sin aislante) en el vaso de precipitados, sujétala
a la pared del mismo con masking y la otra punta, déjala libre para que la
puedas maniobrar, como se observa en el dibujo anterior.
4. Conecta con precaución el circuito al contacto eléctrico.
5. Enseguida introduce la punta libre de cable al vaso de precipitados de tal
manera que hagas contacto con el agua sin juntar los extremos de los cables y
anota tus observaciones en la tabla correspondiente. Cada vez que
introduzcas los cables, anota tus observaciones en el cuadro de resultados,
según los códigos que se te dan. Enjuaga los electrodos con agua destilada.
Nota: Si juntas los cables provocas un corto circuito.
6. Desconecta el circuito y pesa 0.5 g de cloruro de sal común.
7. Adiciona la sal al agua y agita hasta la disolución.
8. Repite los pasos 3,4 y 5.
9. Continúa adicionando cantidades de 0.5 g de sal, hasta un total de 3 gramos,
repitiendo el paso 7.
10. En otro vaso de precipitados, deposita 50 mL de agua destilada y repite los
pasos 3,4,5 utilizando azúcar en vez de sal hasta completar 7 observaciones,
adicionando en cada una de ellas 0.5g. y anota los resultados.
11. Repite el paso 9 pero ahora con ácido acético, iniciando con un volumen de
0.5 mL de ácido, aumentándolo en esa cantidad hasta llegar a 3 mL.
12. Repite el punto anterior, sustituyendo el ácido acético por ácido sulfúrico.
217

29. Nota: Al preparar disoluciones ácidas, se mide el volumen de agua necesaria y
posteriormente se añade con precaución el ácido. No se invierte el proceso, es
decir, no se le añade agua a un ácido.
Tabla de resultados
g de sal o azúcar Sal NaCl azúcar ácido acético Ácido sulfúrico mL de ácido
0.0 0.0
0.5 0.50
1.0 1.0
1.5 1.5
2.0 2.0
2.5 2.5
3.0 3.0
Códigos Representa
 no enciende el foco
 encendido bajo
 encendido regular
 encendido mediano
 encendido normal
 encendido intenso
Anota las conclusiones a que se ha llegado en la práctica.
Preguntas
1. ¿En qué se basa el experimento para mostrar la ionización?
R:
2. ¿ Cuáles de las sustancias analizadas son iónicas y cuáles no?
R:
3. ¿Qué sustancia se considera electrolito y por qué?
R:
218

30. En equipos de 4 estudiantes lean “El cloruro de sodio NaCl, un compuesto binario
clásico” y contesten las siguientes preguntas:
1. ¿Qué importancia tuvo la sal en África en la segunda mitad del siglo XIX?
R.
2. ¿Qué padecimiento ayuda a evitar el consumo moderado de sal yodatada?
R.
3. ¿Qué elemento químico se encuentra tanto en la sal de mar como la hormona
tiroxina?
R.
4. ¿Qué función desempeña la Tiroxina?
R.
5. ¿Cómo se le llama a los grandes cristales de sal que se encuentran en grutas
próximas al mar? ¿Por qué?
R.
Lectura No. 35: “El cloruro de sodio (NaCl), un compuesto binario clásico”
Las sales son compuestos químicos que podemos encontrar en nuestro
alrededor. Aparecen disueltas en el agua de mar, formando parte de las plantas y
distribuidas por la litosfera; todos conocemos por lo menos una, el cloruro de
sodio o sal de mesa.
Pues bien, este compuesto es un sal indispensable para el mantenimiento de la
vida y en algunas comunidades apartadas donde es sumamente difícil adquirirla,
tiene un costo muy elevado, por ejemplo, los exploradores europeos que se
internaron en África en la segunda mitad del siglo XIX usaban sacos de sal como
219

31. moneda ante grupos del interior de la selva. Los naturales entregaban marfil o
diamantes a cambio de sal, por que habían observado que la ingestión de este
producto evitaba muchos trastornos de la salud.
Aunque hay muchos alimentos que la contienen, el uso moderado y diario de la
sal de mesa contribuye a evitar ciertos padecimientos, por ejemplo el bocio; esta
enfermedad se relaciona con un efecto de la glándula tiroides, en la que se
producen varias hormonas, una de las cuales es la tiroxina, interviene en la
regulación de la síntesis de proteínas en los tejidos, la tiroxina contiene yodo,
elemento que no abunda en la naturaleza pero que se encuentra en el agua de
mar, cuando se extrae cloruro de sodio del mar, pequeñas pero indispensables
porciones de yodo la acompañan. La sal de mar no es una sustancia pura, es una
mezcla que al agregar a nuestros alimentos para darle sabor, nos proporciona una
de las escasas fuentes de yodo que requiere nuestro organismo. Conocedores de
esto, los químicos de las industrias productoras de sal se preocupan por añadir
yodo al producto que se va al consumidor, cuando en sus análisis descubren que
las proporciones de este elemento no son suficientes para garantizar la buena
salud del consumidor.
Es tan sorprendente la naturaleza para quien sabe contemplarla, que de repente
nos presenta la sal con la apariencia de una piedra preciosa. Sal gema, la
llamaron quienes descubrieron sus yacimientos formando grutas en las
proximidades interiores del mar, en ellas la sal aparecía recubriendo las paredes
de la gruta, formando grandes y refulgentes cristales que al llegar a ellas la luz de
las antorchas se reflejaba en las paredes multiplicando la luminosidad y llenándola
de colores. Ésta sal, es solo una de las muchas sales que conocemos y
determinan nuestra vida.
En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Aspectos básicos de nomenclatura” y
contesten las siguientes preguntas.
1. ¿Qué es una fórmula?
R:
2. Escribe la fórmula y el nombre de los compuestos que se forman, al
combinarse los siguientes iones:
a) Mg2+, Br1- R:
2+ 2-
b) Fe , O R:
1+ 2-
c) K , O R:
3. ¿Por qué se le llama nombre sistemático?
220

32. R:
4. Escribe los nombres triviales de los siguientes compuestos:
a)NaCl R:
b)CaO R:
c)KOH R:
d)C12H22O11 R:
3.2.1 Aspectos básicos de nomenclatura
Existen muchos compuestos químicos, cuyos nombres han sido asignados en
forma sistemática, según las reglas establecidas por comités internacionales; sin
embargo hay otros compuestos químicos cuyos nombres fueron asignados antes
que Lavoisier y sus contemporáneos iniciaran la nomenclatura sistemática.
Antes de conocer las reglas de nomenclatura, es necesario clasificar de manera
general a las familias de compuestos inorgánicos:
a) De acuerdo al número de elementos que forman al compuesto (este es el
orden que se sigue en la unidad).
b) De acuerdo a su composición y función química.
221

33. La habilidad que se tenga para nombrar compuestos químicos y deducir su
fórmula química a partir del nombre es de gran importancia en el estudio de la
química.
Una fórmula, nos indica los componentes de que está constituida una sustancia,
por ejemplo, la fórmula del agua es H2O lo cual nos indica, que el agua está
formada por los elementos hidrógeno y oxígeno. Tamién nos dice además, que
cada unidad de agua tiene 2 átomos de hidrógeno y 1 de oxígeno.
La fórmula sin embargo, no indica si los átomos están unidos por enlaces iónicos
o covalentes.
Cuando escribimos una fórmula, es necesario tener en mente los conceptos de
números de oxidación. El número de oxidación es el número que aparece con un
signo, en la parte superior derecha del símbolo de los elementos, y en algunos
casos, coincide con el número de electrones generados o perdidos por el
elemento durante una reacción química.
Las reglas que se han establecido arbitrariamente para asignar números de
oxidación a los elementos en un compuestos, son:
1. El estado de oxidación de un elemento no combinado es cero.
2. En un compuesto, los elementos más electronegativos tienen estados de
oxidación negativos, mientras que los elementos menos electronegativos tienen
estado de oxidación positiva.
222

34. 3. En la fórmula de un compuesto los estados de oxidación positivos son iguales a
la suma de los estados de oxidación negativos, por ejemplo: en el cloruro de
sodio NaCl, el número de oxidación del sodio es 1+ y el número de oxidación
del cloro es 1 , por lo que la suma algebraica es igual a cero.
En el compuesto Na2SO4: El estado de oxidación del sodio es: (1+) 2 = 2+
El estado de oxidación del oxígeno es:(2 )4 = 8 -
Para que la suma algebraica sea cero,se necesita que
el número de oxidación del azufre sea 6+
Para el CO2: El estado de oxidación del O es: (2 ) 2 = 4 -
Se deduce que el número de oxidación del C es: 4+
Para escribir una fórmula química, primero se escribe el símbolo del elemento que
tiene un número de oxidación positivo, por ejemplo:
Las fórmulas del dióxido de carbono, metano, sulfuro de hidrógeno y amoniaco se
escriben respectivamente:
CO2 CH4 H2S NH3
Una vez conocidos los números de oxidación se puede encontrar la relación que
existe entre los átomos del compuesto y a partir de esto su fórmula.
El procedimiento que se lleva a cabo para escribir una fórmula química es el
siguiente:
1. Conocer el nombre del compuesto.
2. Escribir el número de oxidación en la parte superior derecha de cada elemento
o ion.
3. Escribir cada uno de los valores anteriores, como subíndice del símbolo
contrario, esto es:
Compuesto No. de oxidación No. de oxidación Valencia
Óxido de aluminio Al3+ O2 Al2O3
Cloruro de calcio Ca2+ Cl1 CaCl2
Nitrato de bario Ba2+ NO31 Ba(NO3)2
Sulfato de sodio Na1+ SO42 Na2SO4
Nota: Cuando el subíndice tiene el valor de uno, éste no se escribe.
Cuando el nombre de un compuesto químico se deduce por algún sistema de
nomenclatura, se llama nombre sistemático y cuando el nombre del compuesto
químico en cuestión, no se deduce por algún método, sino más bien el nombre se
ha conocido en forma histórica, se les denomina nombres comunes o triviales.
223

35. La siguiente tabla proporciona los nombres triviales de algunos compuestos
comunes.
Fórmula del Nombre común o Fórmula del Nombre común o
Compuesto trivial compuesto trivial
CH4 Gas natural NaCl Sal
SiO2 Vidrio NH3 Amoniaco
C2H6 Etileno ArH3 Arsina
PbS Galena H2O Agua
PH3 Fosfina CaOH Cal apagada
HCl Ácido muriático NaHCO3 Polvo de hornear
Al2O3 Alúmina CaCO3 Mármol, Calcíta, Caliza
Na2B4O7 10H2O Bórax CaSO4 2H2O Yeso
KHC4H4O6 Cremor tártaro N2O Gas hilarante
Fórmula del Nombre común o Fórmula del Nombre común o
Compuesto trivial compuesto trivial
C2H5OH Alcohol de caña CaO Cal viva
PbO Litargirio KOH Potasa
NaOH Sosa NaNO3 Salitre
NH4Cl Sal amoníacal C12H22O11 Azúcar
CH3COOH Vinagre CH3OH Alcohol de madera
Lee el tema “Compuestos binarios” y elabora una lista de 20 sustancias con esta
característica. Preséntala a tu maestro.
3.2.2 Compuestos binarios
Los compuestos binarios son aquellos que están formados por dos clases
distintas de átomos, por ejemplo:
Compuesto Está formado por átomos de:
NaCl sodio y cloro
K2O potasio y oxígeno
N2O5 nitrógeno y oxígeno
CaH2 calcio e hidrógeno
Na2O sodio y oxígeno
224

36. Un gran número de compuestos están constituidos por dos elementos diferentes,
cuyas fórmulas se escriben de manra que el símbolo de menor electronegatividad
quede primero, seguido del símbolo de mayor electronegatividad.
Existen dos principales tipos de compuestos binarios, los cuales son:
Los que presentan elementos con un sólo estado de oxidación posible y aquéllos
que presentan más de un estado de oxidación.
Las familias de compuestos binarios son las sales binarias, óxidos metálicos y no
metálicos, hidrácidos, hidruros y peróxidos.
En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Sales binarias” y resuelvan el siguiente
ejercicio.
1. Escribe la fórmula y el nombre de los compuestos que contienen:
1. zinc y oxígeno R:
b) bario y cloro R:
c) plata y bromo R:
d) potasio y azufre R:
2. Escribe la fórmula y el nombre de los compuestos formados por:
+ +
a) Plomo y cloro (números de oxidación del plomo 2 ,4 , número de oxidación
del cloro 1-).
R:
b) Cobre y oxígeno (números de oxidación del cobre 1+, 2+).
R:
c) Cromo y oxígeno (número de oxidación del cromo, 2+,3+).
R:
d) Níquel y azufre [número de oxidación del Níquel (2+, 3+) y del azufre (2 )].
225

37. R:
3. Escribe el número de oxidación de cada elemento así como el nombre del
compuesto correspondiente:
a) KBr R:
b) Al2O3 R:
c) CoCl2 R:
d) Ag2O R:
e) PtBr2 R:
f) PtBr4 R:
4. Escribe la fórmula y el nombre del compuesto binario que contiene azufre en
estado de oxidación 6+ y oxígeno.
R:
5. Escribe el nombre de los siguientes compuestos.
a) CO R:
.
b) P4O6 R:
c) HCl R:
d) SiO2 R:
e) SO2 R:
3.2.2.1 Sales binarias
Las sales son un grupo de compuestos que se clasifican en sales neutras y sales
ácidas. A su vez las neutras se dividen en haloides y oxisales. Se estudiarán
como sales binarias a las sales neutras haloides formadas por un metal y un no
metal.
Para nombrar las sales binarios, primero se nombra el elemento no-metal, al
que se le cambia la terminación a “uro”, seguido por el nombre del elemento
metálico es decir:
226

38. NaF fluoruro de sodio
ZnCl2 cloruro de zinc
KF fluoruro de potasio
NaCl cloruro de sodio
CaBr2 bromuro de calcio
MgI2 yoduro de magnesio
KBr bromuro de potasio
Mg3N2 nitruro de magnesio
Estas sales tienen metales con número de oxidación fijos. Pertenecen a los
grupos IA, IIA y a otras familias (Zn2+, Al3+, Cd2+, Ga3+ y Ag1+)
Si los compuestos binarios tienen más de un estado de oxidación, se utiliza el
sistema Stock de nomenclatura donde el nombre del metal va seguido de un
paréntesis que contiene el número de oxidación expresado con números
romanos.
Cabe aclarar que el sistema stock, fue aceptado como la nomenclatura oficial, por
la Unión Internacional de Química Pura y aplicada (UIQPA), razón por la cual,
dicho método se acepta como el reconocido por este organismo.
El hierro tiene estados de oxidación de 2+ y 3+ y el cloro de 1 , por lo que los
compuestos probables son:
Fe2 + Cl1 FeCl2
Fe3 + Cl1 FeCl3
y sus nombres en este sistema son: FeCl2 cloruro de fierro (II)
FeCl3 cloruro de fierro(III)
Es importante reafirmar que el valor del número romano, se refiere
específicamente al número de oxidación del primer elemento.
Si lo que deseamos es nombrar los compuestos que resultan al combinar hierro y
azufre, realizamos lo siguiente:
El hierro tiene estados de oxidación de 2+ y 3+ y el azufre de 2 , por lo que los
compuestos resultantes son:
Fe2 + S2 FeS
Fe3 + S2 Fe2S3
227

39. y sus nombres: FeS sulfuro de fierro (II)
Fe2S3 sulfuro de fierro (III)
Otro método utilizado todavía para nombrar los compuestos binarios que
presentan estados de oxidación diferentes, consiste en:
Usar la raíz del nombre del metal con la terminación (sufijo) “oso” para el estado
de oxidación menor y la terminación “ico” para el estado de oxidación mayor,
por ejemplo:
Refiriéndonos a los compuestos obtenidos en el caso anterior, los nombres para
las fórmulas FeCl2 y FeCl3 serán cloruro ferroso y cloruro férrico,
respectivamente, mientras que para las fórmulas FeS y Fe2S3, sulfuro ferroso y
sulfuro férrico.
La siguiente tabla muestra las terminaciones oso e ico para algunos metales:
Metal Símbolo No. De oxidación Nombre
Cromo Cr 2+ Cromoso
3+ Crómico
Manganeso Mn 2+ Manganoso
3+ Mangánico
Mercurio Hg 1+ Mercuroso
2+ Mercúrico
Hierro Fe 2+ Ferroso
3+ Férrico
Cobre Cu 1+ Cuproso
2+ Cúprico
Cobalto Co 2+ Cobaltoso
3+ Cobáltico
Bajo estas condiciones, podemos resumir que cuando se conocen los números de
oxidación de los elementos contenidos en un compuesto, es posible deducir su
fórmula y su nombre.
En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Luces de bengala” y resuelvan el
siguiente ejercicio.
1. ¿Cuáles son las sustancias que forman la pólvora?
228

40. R.
2. ¿Cuáles son los principales usos que se le han dado a esta mezcla?
R.
3. ¿Cuáles son los compuestos o elementos químicos empleados en la
fabricación de las luces de bengala?
R.
4. ¿A qué se debe el brillo y el efecto sonoro de las luces de bengala?
R.
5. ¿Cuáles son los colores obtenidos con las luces de bengala y qué elementos
los producen?
R:
6. Investiga que otro uso tiene el estroncio además de la fabricación de las luces
de bengala.
R:
Lectura No. 36: “Luces de bengala”
El arte de usar las mezclas de productos químicos para
producir explosivos es muy antiguo. La pólvora, una mezcla
de nitrato de potasio, carbón y azufre, se usaba en China
mucho antes del año 1000 a.C. y ha sido empleada durante
siglos para explosivos militares y en la fabricación de luces de
bengala.
Antes del siglo XIX, las luces de bengala se utilizaban sólo como parte de la
industria pirotécnica y en la producción de algunos efectos sonoros. Los colores
anaranjado y amarillo que resultan de su combustión, se deben a la presencia de
carbono y limaduras de hierro. Sin embargo, debido al gran avance de la química
en el siglo XIX se comenzaron a emplear nuevos compuestos con el propósito de
lograr mejores efectos policrómicos.
Las sales de cobre, estroncio y bario permitieron añadir colores brillantes, el
magnesio y aluminio metálico, producen luz blanca y deslumbrante, pero
realmente la composición actual de las luces de bengala ha cambiado muy poco
desde el siglo pasado.
229

41. ¿Cómo producen las luces de bengala los colores brillantes y las explosiones
sonoras?, en realidad estos efectos se debe a unos cuantos compuestos químicos
que se incorporan en su composición. Por ejemplo, para producir el ruido y
destellos, se hace reaccionar un oxidante (una sustancia con fuerte afinidad
electrónica) con algún metal como magnesio o aluminio mezclado con azufre; la
reacción resultante produce un destello brillante debido a la oxidación del aluminio
o del magnesio y el ruido o estallido, se debe a la rápida expansión de los gases.
Para obtener el efecto de color se incluye un elemento que se oxide con flama
coloreada.
El color amarillo de las luces de bengala se debe al sodio, las sales de estroncio
producen el color rojo, producto que también se utiliza en las luces de seguridad
que se emplean en carretera. Las sales de bario producen un color verde.
Aunque se podría pensar que la composición química de las luces de bengala es
sencilla, para lograr la combinación de los destellos de color blanco, los colores
brillantes y efectos sonoros, se requiere realizar complejas combinaciones de
elementos. En resumen, para fabricar luces de bengala que produzcan los efectos
deseados y que además sean seguras de manejar, es necesario elegir los
productos químicos cuidadosamente, debido a que las mezclas químicas de estos
compuestos son altamente inflamables.
Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla, e investiga las
reacciones que se llevan a cabo.
Práctica No. 21: “Preparación de sales”
Objetivo: Obtener sales por seis procedimientos.
Teoría: Una sal se considera como resultado de la unión de aniones (iones
negativos) con cationes (iones positivos), de tal manera que sus cargas eléctricas
se encuentren equilibradas. Cuando se quiere obtener una sal, se pueden seguir
distintos procedimientos, como el desplazamiento de hidrógeno de un ácido por
un metal, la neutralización de un ácido por un hidróxido y otros procedimientos
que veremos en esta práctica.
De acuerdo a Arrheius, un ácido es una sustancia que al disolverse en agua libera
iones hidrógeno (HCl, H2SO4, etc), mientras que un hidróxido, es la sustancia que
libera iones OH– (NaOH, Ca(OH)2, etc)
Material: Reactivos:
230

42. 3 tubos de ensayo de 15x125 mm Zinc en polvo o granalla Zn
1 pinzas para tubo de ensayo Ácido clorhídrico HCl
1 agitador Óxido de magnesio MgO
1 vaso de precipitados de 100 mL Solución de Hidróxido de Sodio NaOH 0.1N
1 soporte con anillo Solución de ácido clorhídrico HCl 0.1N
1 tela de asbesto Papel tornasol azul y rosa
1 mechero Bunsen Carbonato de calcio CaCO3
1 embudo de tallo corto Solución diluida de cloruro férrico FeCl3
1 cápsula de porcelana Solución diluida de sulfuro de sodio Na2S
1 balanza granataria Solución diluida de cloruro de calcio CaCl2
1 piseta Fenolftaleina
5 pipetas de 10 ml
1 gradilla Papel filtro
Precaución: Al mezclar el Zinc (Zn) con ácido clorhídrico (HCl), no trabajar en
presencia de flama alguna.
Realiza cada uno de los experimentos, anotando las observaciones en cada paso.
Desarrollo:
I. Acción de un ácido sobre un metal.
1. Coloca en un tubo de ensayo 0.5 g de zinc (Zn).
2. Agrega lentamente y con cuidado 5 mL de ácido clorhídrico HCl concentrado.
3. Deja que se efectúe la reacción por 5 minutos, si hay residuo de zinc (Zn) que
no reaccionó, sepáralo por filtración.
4. Desecha la mitad del filtrado y el resto evapóralo a sequedad para que
observes la sal sólida que queda en el tubo. Anota tus observaciones y
contesta las siguientes preguntas:
Nota: La evaporación se realiza bajo una campana de estracción
Preguntas
a) ¿Cuál es la fórmula del ácido? R:
b) ¿Cuál es el nombre y símbolo del metal? R:
c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal formada? R:
d) Completa la reacción:
2HCl + Zn +
ácido metal gas sal
231

43. e) ¿Cuál es el nombre de la sal obtenida? R.
f) ¿Cuál es el nombre del gas obtenido? R:
II. Acción de un ácido sobre un óxido.
1. Mezcla en un tubo de ensayo 1 g de óxido de magnesio (MgO) con un poco de
agua destilada.
2. Agrega gota a gota ácido clorhídrico, (HCl) concentrado hasta que se disuelva
el óxido de magnesio, (MgO)
3. Evapora la mitad de la solución y observa la sal.
4. En el recipiente indicado por el profesor, elimina el resto de la solución y
contesta las siguientes preguntas.
Nota: La evaporación se realiza bajo una campana de estracción
Preguntas
a) ¿Cuál es el nombre y la fórmula del ácido? R:
b) ¿Cuál es el nombre y fórmula del óxido? R:
c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R:
d) Completa las siguientes reacciones (recuerda que el elemento magnesio, (Mg)
pertenece al grupo IIA de la Tabla periódica)
a) MgO + H2O
óxido agua hidróxido
b) Mg(OH)2 + HCl +
hidróxido ácido sal agua
e) ¿Cuál es el nombre de la sal obtenida? R:
III. Acción de un ácido sobre un hidróxido.
1. Coloca 10 mL de solución de hidróxido de sodio (NaOH) 0.1 N en una cápsula
de porcelana
2. Agrega 5 gotas de fenolftaleína.
3. Agrega gota a gota solución de ácido clorhídrico (HCl) 0.1 N agitando
constantemente hasta que la coloración desaparezca.
4. Elimina la mitad de la solución
5. Evapora el resto de la solución a sequedad en una cápsula de porcelana
232

44. 6. Deja enfriar, observa el residuo.
Preguntas
a) ¿Cuál es el nombre y fórmula del ácido? R:
b) ¿Cuál es el nombre y fórmula del hidróxido? R:
c) ¿Cuál es el nombre del indicador? R:
d) ¿Cuál es el color de la disolución al agregar el indicador? R:
e) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R:
f) Escribe la reacción
g) ¿Cuál es el nombre y al fórmula de la sal obtenida? R:
IV. Acción de un ácido sobre una sal.
1. Coloca un gramo de carbonato de calcio (CaCO3) en un tubo de ensayo y
mézclalo con un poco de agua destilada.
2. Agrega lentamente ácido clorhídrico (HCl) concentrado y describe lo que
observas.
3. Elimina la mitad de esta disolución en el recipiente indicado por el profesor,
evapora a sequedad y contesta las siguientes preguntas:
Preguntas
a) ¿Cuál es el nombre y fórmula del ácido? R:
b) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la sal utilizada? R:
c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R: .
d) Escribe la reacción:
e) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la sal obtenida? R:
V. Acción de una base sobre una sal.
1. Coloca en un tubo de ensayo 3 mL de solución diluida de cloruro férrico,
(FeCl3).
2. Agrega lentamente hidróxido de sodio, (NaOH) 0.1N hasta que no se forme
más precipitado.
233

45. Preguntas
a) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la base? R: .
b) ¿Cuál es el nombre y fórmula de la sal utilizada? R:
c) ¿Cuál es el color y aspecto de la sal obtenida? R:
d) Completa la reacción:
e) ¿Cuál es el nombre de la sal obtenida? R:
VI. Acción de una sal sobre otra sal.
1. Coloca en un tubo de ensayo 5 mL de solución diluida de sulfuro de sodio
(Na2S).
2. Agrega 3 mL de cloruro de calcio (CaCl2) lentamente hasta que no se forme
más precipitado.
3. Filtra y elimina la mitad del filtrado, la otra mitad evapórala a sequedad y
contesta las siguientes preguntas.
Preguntas
a) ¿Cuáles son los nombres de las sales utilizadas? R:
b) Completa la reacción:
Na2S + CaCl2 +
sal sal sal sal
c) ¿Cuál es el nombre de las sales obtenidas? R:
d) ¿Cuál de las dos sales obtenidas queda como sólido en el papel filtro?
R:
e) ¿Qué aspecto y color tiene? R:
f) ¿Cuál de las dos sales obtenidas queda como residuo en la cápsula al
evaporar?
R:
g) ¿Qué aspecto y color tiene? R:
234

46. h) Menciona los seis métodos que utilizaste en esta práctica para la obtención de
sales:
1 4
2 5
3 6
En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Óxidos metálicos, comunicación y
joyería” y contesten las siguientes preguntas.
1. ¿Qué son las fibras ópticas? R:
2. ¿Qué problema tecnológico tuvo que vencerse para fabricar las fibras ópticas?
¿Cómo se logró?
R:
3. ¿Qué aplicaciones tienen las fibras ópticas?
R:
4. ¿Qué usos tiene la alúmina u óxido de aluminio Al2O3
R:
5. ¿Qué gemas produce la alúmina u óxido de aluminio Al2O3 cuando contienen
las siguientes impurezas?
R:
a) Cromo Cr3+
b) Titanio Ti4+
c) Hierro Fe3+
d) Berilio Be2+
6. ¿En qué se emplean los cristales de alúmina Al2O3 muy pequeños o de mala
calidad?
R:
235

47. 7. ¿Cuál es una de las propiedades físicas de la alúmina Al 2O3 que la hacen tan
apreciable?
R:
Lectura No. 37: “Óxidos metálicos, comunicación y joyería”
Hace muchos años era un sueño pensar que la comunicación humana pudiera
ocurrir a la velocidad de la luz. Hoy, esto es posible gracias a las fibras ópticas,
que son cables de óxido de silicio SiO2 con gran pureza. Uno de los problemas
tecnológicos que hubo que vencer para fabricar fibras ópticas, fue la eliminación
de las impurezas, principalmente los iones cúprico Cu2+ y ferroso Fe2+, la manera
de lograrlo, fue mediante la destilación el vidrio.
Con fibras ópticas es factible lograr una comunicación más rápida y transmitir una
mayor cantidad de información. La siguiente figura muestra un cable de óxido de
silicio SiO2.
Cable de fibra óptica
(óxido de silicio)
La alúmina Al2O3 es un compuesto
iónico excepcional. En la
http://www.innovainst.com/ofr_fiberbench.htm
naturaleza se encuentra como el
mineral corundum, al que sólo el diamante supera en dureza. Su alto punto de
fusión (2045 C), poca reactividad química y desde luego, imposibilidad para
conducir la corriente eléctrica, lo han hecho muy útil en la producción de abrasivos
(como los de las pastas de dientes), agujas de tocadiscos, materiales cerámicos y
aislantes eléctricos (como los que se encuentran en las bujías de los automóviles).
La siguiente figura muestra el uso de una cerámica hecha de alúmina u óxido de
aluminio Al2O3, la cual soporta altas temperaturas.
La cerámica de una
bujía contiene alúmina
Al2O3.
Cerámica
Recientemente se han preparado fibras microcristalinas de este material y están
reemplazando a otros aislantes térmicos y eléctricos en aviones, helicópteros y
236

48. naves espaciales, ya que son iguales de resistentes, con únicamente un tercio de
su densidad.
Su arreglo cristalino presenta agujeros, los cuales pueden ser ocupados
ocasionalmente por otros iones; así, cuando el corundum tiene impurezas de
cromo Cr3+, se tiene un cristal rojo intenso muy valioso llamado rubí; si la
impureza es titanio Ti4+, lo conocemos como zafiro, de color azul y si se
encuentran presentes ambos iones, la gema resultante es la amatista color
violeta.
El aluminio (Al) también forma estructuras semejantes a las anteriores con el
silicio (Si), llamados aluminosilicatos; entre ellas encontramos joyas como el
topacio, cuando la impureza es hierro Fe3+ (que produce una coloración amarilla)
y la espléndida esmeralda con berilio Be2+.
Además de joyería se les usa en la elaboración de cojinetes para relojes donde su
dureza es muy apreciada.
En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Óxidos metálicos” y contesten las
siguientes preguntas.
1. ¿Cuál es la fórmula química de los siguientes óxidos básicos o metálicos?.
Nombre Fórmula química
Óxido de sodio
Óxido cuproso
Óxido de cobre (II)
Óxido de magnesio
Óxido ferroso
Óxido de hierro (III)
Óxido de calcio
Óxido de aluminio
Óxido de zinc
Óxido de mercurio (I)
2. Escriba en la tabla, el nombre clásico y el aceptado por la UIQPA para las
siguientes fórmulas químicas de óxidos básicos o metálicos?
Fórmula Nomenclatura clásica Nomenclatura UIQPA
Li2O
Cu2O
237

49. CuO
Al2 O3
CaO
K2O
MgO
FeO
Fe2O3
B2O3
3.2.2.2 Óxidos metálicos
El oxígeno es el elemento más abundante sobre la Tierra, se encuentra en la
atmósfera en forma de moléculas diatómicas (O2); combinado con el hidrógeno
formando el agua, la tierra y las rocas de la corteza terrestre y en muchos
productos naturales como el azúcar y las grasas.
El oxígeno elemental es un gas incoloro e inodoro que requieren los seres vivos
para sus procesos vitales y se obtiene mediante licuefacción de aire y por
electrólisis de agua. Se usa como oxidante en la manufactura del acero, en el
proceso de soldadura y en la combustión. Se combina con la mayoría de los
elementos para formar numerosos compuestos. Forma los iones óxido O2- y
peróxido (O2)1-
El ion óxido (O2-) forma compuestos binarios de suma importancia por su
aplicación en las actividades cotidianas del ser humano. Al unirse con metales,
forma óxidos básicos, y cuando lo hace con nometales, forma óxidos ácidos o
anhídridos.
Existen infinidad de óxidos en el mundo que nos rodea, habrás escuchado hablar
del dióxido de carbono, el cual se produce como resultado de una combustión, o
el mortal monóxido de carbono que se genera en las combustiones incompletas.
Habrás sido testigo también del fenómeno de la corrosión del hierro, el cual se
produce por la reacción del metal con el oxígeno atmosférico formando Fe 2O3.
Como podrás darte cuenta, los óxidos son compuestos de gran importancia en el
estudio de la química, de ahí la necesidad de conocer la forma en que se
nombran.
La nomenclatura de óxidos básicos o metálicos, se pueden desarrollar de dos
maneras:
1. Nomenclatura clásica: Se menciona la palabra genérica óxido, más el
nombre del metal y la terminación oso para el de menor número de oxidación e
ico para el mayor, según sea el caso.
238

50. 2. Nomenclatura de la UIQPA: Se menciona la palabra genérica óxido, más el
nombre del metal y su número de oxidación con números romanos y entre
paréntesis (cuando el metal tenga más de un número de oxidación).
Ejemplos:
Fórmula Nomenclatura clásica Nomenclatura UIQPA
Na2O Óxido de sodio u óxido sódico óxido de sodio
FeO Óxido ferroso óxido de hierro (II)
Fe2O3 Óxido férrico óxido de hierro (III)
Hg2O Óxido mercuroso óxido de mercurio (I)
HgO Óxido mercúrico óxido de mercurio (II)
MgO Óxido de magnesio óxido de magnesio
Lee cuidadosamente la siguiente práctica antes de realizarla.
Práctica No. 22: “Obtención de óxidos”.
Objetivo: Obtención práctica de un óxido característico de algunos grupos de la
tabla periódica, así como la comprobación de algunas de sus propiedades
químicas.
Teoría: Un óxido es un compuesto binario en el cuál el oxígeno puede ser
combinado con los metales o los no metales. En el primer caso, se forman los
óxidos básicos o metálicos, mientras que en el segundo, se forman os óxidos
ácidos o anhídridos.
Propiedades: Cuando un óxido básico reacciona con el agua se obtiene un
hidróxido.
Material: Reactivos:
1 soporte con anillo Nitrito de sodio NaNO2
1 mechero Bunsen Sodio metálico Na
1 tela de asbesto Gotero con fenolftaleína.
1 cápsula de porcelana Nitrato de bario Ba(NO3)2
1 agitador Ácido sulfúrico H2SO4
2 tubos de 15X125mm Nitrato cúprico Cu(NO3)2
1 pinzas para tubo Sulfato cúprico CuSO4
3 tubos de ensayo de 25X200mm Sulfato de sodio Na2SO4
2 espátulas Carbonato de sodio Na2CO3
1 piseta Sulfato de aluminio Al2(SO4)3
239

51. 1 pipeta de 10 mL Hidróxido de amonio NH4OH
1 gradilla
Desarrollo de la práctica:
Realiza cada uno de los experimentos, anotando las observaciones en cada paso.
I . Óxidos del grupo I.
1. En una cápsula de porcelana agrega un poco de nitrito de sodio NaNO 2 y un
poco de sodio metálico Na .
2. Calienta la mezcla con cuidado. (El sodio Na se funde y reacciona con el
nitrito NO21- produciendo una luz amarilla.)
3. Toma una parte del sólido formado y agrégalo a un tubo de ensayo con 2 mL
de agua.
4. Calienta suavemente.
5. A la porción de la cápsula agrégale una gota de fenolftaleína.
Preguntas:
a) El óxido de sodio Na2O que se forma ¿es un óxido metálico o no metálico?
¿cuál es su color?
R:
b) Parte del sodio reacciona con el oxígeno formando otro óxido, ¿Cuál es su
nombre?
R:
c) Al calentar el óxido de sodio Na2O con agua ¿qué le sucede?
R:
d) Al agregar la fenolftaleína al contenido de la cápsula, ¿qué color toma?
R:
II . Óxidos del grupo II.
1. En un tubo de ensayo coloca un poco de nitrato de bario Ba(NO 3)2 y calienta
fuerte.
2. Cuando termine de reaccionar saca un poco de residuo.
240

52. 3. Colócalo dentro de un tubo de ensayo limpio.
4. Añade 2 mL de agua H2O.
5. Añade unas gotas de ácido sulfúrico H2SO4.
6. Al residuo de la cápsula agrega una gota de fenolftaleína.
Preguntas:
a) Al calentar el nitrato de bario Ba(NO3)2, ¿qué sustancia se forma?
R:
b) Al agregar el agua H2O al óxido de bario, BaO ¿qué sustancia se forma?
R:
c) ¿Qué sustancia (indicador) se usó para identificar el hidróxido de bario
Ba(OH)2? ¿Qué color tomó ésta?
R:
d) ¿Qué sustancia se forma al agregar el ácido sulfúrico H2SO4 al hidróxido de
bario Ba(OH)2? y ¿Cuál es el color de ésta sustancia
R:
III . Óxidos de elementos de transición.
1. En una cápsula coloca 0.5 g de nitrato cúprico Cu(NO3)2 y calienta. Observa.
2. A un tubo de ensayo agrégale 0.5 g de sulfato cúprico CuSO4, 0.5 g de sulfito
de sodio Na2SO3 y 0.5 g de carbonato de sodio Na2CO3 y mézclalos bien.
3. Agrega 2 mL de agua H2O y calienta lentamente.
Preguntas:
a) Al calentar el nitrato cúprico Cu(NO3)2 ¿Qué sustancia se obtiene?
R:
b) Al reaccionar la mezcla de sulfato cúprico CuSO4, sulfito de sodio Na2SO3y
carbonato de sodio Na2CO3, ¿Cuáles óxidos se forman?
R:
IV. Óxidos del grupo III.
241

53. 1. A un tubo de ensayo agrega 0.5 g de sulfato de aluminio Al 2(SO4)3 calienta
fuerte.
2. Ya que el tubo esté frío agrega lentamente unas gotas de hidróxido de amonio
NH4OH.
Preguntas:
a) ¿Qué sustancia se forma al calentar el sulfato de aluminio Al 2(SO4)3?
R:
b) ¿Qué sustancia se forma al agregar hidróxido de amonio NH 4OH al óxido de
aluminio, Al2O3?
R:
En equipos de 4 estudiantes lean el tema “Dióxido de carbono y la vida” y “El
dióxido de carbono y el efecto invernadero” y contesten las siguientes preguntas.
1. ¿A partir de qué compuestos, las plantas elaboran sus azúcares y almidones
durante la fotosíntesis?
R:
2. ¿Qué porcentaje de la atmósfera está constituida por dióxido de carbono,
CO2?
R:
3. ¿Cuáles son las fuentes de donde se obtiene el dióxido de carbono, CO 2?
R:
4. ¿En qué consiste el efecto de invernadero?
R:
5. ¿Cuáles son los gases que pueden producir el efecto de invernadero además
del dióxido de carbono, CO2?
R:
242