Semana

Química I Semana 3 y 4
Taller de Química I
1 Universidad CNCI de México

Química I Semana 3 y 4
Temario
5. Define el concepto de enlace químico
5.1. Enuncia la regla del octeto
5.2. Estructura de Lewis
6. Describe la formación del enlace iónico y las propiedades que presentan los
compuestos de este tipo de enlace
6.1. ¿Qué es la electronegatividad
6.2. ¿Cómo se forma un enlace iónico
6.3. Propiedades de los compuestos iónicos
7. Describe el concepto de enlace covalente
7.1. Estructuras de Lewis y electronegatividad
7.2. Geometría molecular y polaridad
8. Explica las propiedades de los compuestos covalentes
9. Describe las teorías que explican el enlace metálico
10. Reconoce las características que se derivan del enlace metálico
11. Refiere la formación de las fuerzas intermoleculares
11.1. Fuerzas de atracción dipolo‐dipolo
11.2. Fuerzas de atracción dipolo‐dipolo inducido
11.3. Fuerzas de dispersión o fuerzas de London
12. Identifica las características de los compuestos con puente de hidrógeno
como el agua y las moléculas de importancia biológica
12.1. Puente de hidrógeno
12.2. Otros elementos que presentan puentes de hidrógeno
13. Valora la utilidad y manejo del lenguaje químico
13.1. Nomenclatura
13.2. Nomenclatura tradicional
13.3. Nomenclatura stock
13.4. Nomenclatura sistemática
14. Aprende la escritura de fórmulas químicas
14.1. Compuestos binarios
14.2. Compuestos ternarios o superiores
15. Reconoce el significado de los símbolos en la escritura de ecuaciones
químicas.
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16. Distingue los diferentes tipos de reacciones químicas
16.1. Reacciones de combinación y síntesis
16.2. Reacciones de descomposición
16.3. Reacciones de sustitución simple
16.4. Reacciones de sustitución doble
16.5. Reacciones de combustión
17. Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas
17.1. Método por tanteo o de ensayo y error
17.2. Balanceo por óxido‐reducción (Redox
18. Explica los cambios energéticos en las reacciones químicas
19. Entalpía de reacción
20. Explica el concepto de velocidad de reacción
20.1. Factores que afectan la velocidad de reacción
21. Conoce el consumismo e impacto ambiental
Química I Semana 3 y 4
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Química I
I Semana 3 y 4
Sesión 9
Los temas a revisar el día de hoy son:
5. Definee el concepto de enlace químico
5.1. Enuncia la regla del octeto
5.2. Estructura de Lewis
6. Describe la formación del enlace iónico
y las propiedades que presentan los
compuestos de estee tipo de enlace
6.1. ¿Qué es la electronegatividad
6.2. ¿ Cómo se forma un enlace iónico
6.3. Propiedades
de los compuestos iónicos
5. Define el concepto de enlace químico
¿De qué manera se forma un compuesto Se necesitan de
enlaces químicos que
son
los que mantienen
unidos a los átomos de un compuesto, aquí intervienen los
electrones del último nivel energético. Los tipos de enlaces presentes en un
compuesto se deben en gran medida a las propiedade
s físicas y químicas de la
sustancia. Por ejemplo, la sal se disuelve en aguaa mucho mejor que en el aceite debido
a las diferencias
de los enlaces.
5.1. Enuncia la regla del octeto
Los electrones de valencia, los del nivel de
energía
más externo,
tienen gran
importancia porque son los que participan
en las reacciones químicas.
La regla del octeto establece que cuando los elementos se combinann pueden ganar,
perder o compartir electrones hasta obtener un
total de ocho electrones en su nivel o
capa más externa de energía, también conocida
como capa de valencia; lo anterior,
para adquirir la configuración electrónica del gas noble
más cercano, el cual se
caracteriza por tener una estabilidad notable a excepción del He que sólo presenta dos
electrones de valencia.
Esta regla se aplica a casi todos los elementos representat
ivos, excepto el hidrógeno,
litio, berilio y boro, a razón
de que no completan los 8e‐.
Veamos un ejemplo de la regla del octeto:
10 Ne=
1s 2 , 2s 2 , 2p 6
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Ne
2e
8e
El átomo de Neón tiene 8
electrones de valencia en
su capa más externa, por
lo tanto se encuentra en el
grupo VIIIA
5.2. Estructura de Lewis
El químico estadounidense Gilbert Lewis (1875‐1946) es conocido por haber empleado
unas representaciones simbólicas de los elementos que muestran los electrones de
valencia como puntos, estas representaciones se conocen como Símbolos de Lewis de
puntos.
Como ya hemos visto, cada grupo de los elementos en la tabla periódica te indica la
cantidad de electrones de valencia, en el caso del magnesio, se encuentra en el grupo
IIA y por lo tanto tiene 2 electrones.
A continuación, se presenta un ejemplo de cada grupo con su símbolo de Lewis.
Para escribir la estructura de Lewis es importante escribir correctamente la
configuración electrónica. Revisemos algunos ejemplos.
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La configuración electrónica y los símbolos de Lewis para los siguientes elementos son:
1.-
12
Mg= 1s2,2s2, 2p6,3s2
La capa de valencia tiene 2 electrones y la estructura de símbolos de Lewis sería la siguiente:
Mg o Mg
2.- 13 Al= 1s 2 ,2s 2 ,2p 6 , 3s 2 ,3p 1
La capa de valencia tiene 3 electrones y la estructura de Lewis quedaría de la siguiente manera:
Al o Al
3.- 35 Br= 1s 2 ,2s 2 ,2p 6 ,3s 2 ,3p 6 ,4s 2 ,3d 10 ,4p 5
La capa de valencia posee7 electrones y la estructura de Lewis sería la siguiente:
Br
En el caso de los elementos del grupo B la representación es la misma, por ejemplo, el
escandio se encuentra en el grupo IIIB, es decir; se le dibujarán 3 puntos.
Es indispensable familiarizarse con los niveles o capas de energía, los electrones de
valencia y los símbolos de Lewis para el estudio de lo que vendrá más adelante en
relación con los enlaces químicos de los átomos y la formación de compuestos.
Un enlace químico es una unión, como bien dice la frase “la unión hace la fuerza”, y
estos mantienen una estabilidad entre los compuestos, los enlaces se rompen para
formar otros compuestos y ocurren reacciones químicas.
La vida se trata de “reacciones químicas” como el grupo de acróbatas, que están
unidos unos con otros para hacer formas diferentes con una distribución distinta.
Práctica 17
Instrucciones: realiza en forma individual los siguientes ejercicios, apoyándote en la
lectura del texto anterior y en la tabla periódica.
Elemento
Número
atómico
Configuración electrónica
Electrones de
valencia
Estructura de
Lewis
Be
S
Kr
Rb
O
Cd
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6. Describe la formación del enlace iónico y las propiedades que presentan los
compuestos de este tipo de enlace
Cuando los átomos interaccionan con otro átomo diferente en las reacciones químicas,
dependiendo de sus características distintivas, pueden ganar, perder o compartir sus
electrones.
Cuando un átomo pierde o gana electrones se convierte en un ión. Los iones tienen
importancia para las reacciones básicas de la vida. Hay dos tipos de iones:
Iones positivos o cationes: es cuando un átomo pierde electrones del último nivel de
energía (electrones de valencia) y adquieren carga positiva. Los metales suelen perder
electrones y convertirse en cationes. Veamos un ejemplo:
11 Na
Un átomo de sodio
pierde su único
electrón de valencia y
seconvierteenunión
de sodio con carga
positiva.
Iones negativos o aniones: cuando un átomo gana electrones (1,2,3) y su carga se
vuelve negativa. En este comportamiento participan los no metales, que suelen ganar
los electrones que perdieron los metales. Veamos un ejemplo:
Gana
17 CI
Un átomo de cloro en el grupo 7A con 7 electrones de valencia, gana un electrón. El
ión cloro resulta con carga negativa de ‐1.
6.1. ¿Qué es la electronegatividad
Como vimos anteriormente, la electronegatividad es la que nos ayuda a medir la
tendencia de atraer electrones cuando el átomo de un elemento está químicamente
combinado con otro átomo. En un periodo, la electronegatividad aumenta con el
número atómico y dentro de un grupo disminuye. Los metales tienen
electronegatividades bajas y los no metales altas.
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Con la diferencia de electronegatividad se estudiarán los 3 tipos de enlaces:
• Iónico
• Covalente no polar
• Covalente polar
Revisa en la siguiente figura cómo se distribuyen los electrones en los 3 tipos de enlace
que se están analizando.
Conforme aumenta la diferencia de electronegatividad, los electrones compartidos se
atraen fuertemente hacia el átomo más electronegativo.
6.2. ¿Cómo se forma un enlace iónico
El enlace se puede imaginar como un “estira y afloja” entree dos átomos por compartir
electrones. El enlace iónico
es la transferencia completa de electrones,
donde el catión
(metal) le cede los electrones por completo al anión (no metal). Comentamos que los
metales poseen
baja electronegatividad y no retienen a sus electrones de la última
capa de valencia, por lo que los ceden a los no
metales. Así, lo átomos metálicos se
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convierten en un ión positivo y el átomo no metálico en un ión negativo al ganar
electrones. Cargas opuestas, hay atracción electrostática.
Veamos las propiedades de los elementos que forman la sal de mesa:
a) Sodio: es un metal sólido, plateado y blando que se puede cortar con un cuchillo.
b) Cloro: un no metal reactivo, es un gas amarillo verdoso de olor irritante.
Cuando se coloca un trozo tibio de sodio metálico en un matraz que contiene cloro
gaseoso, se produce una reacción química y se forma un sólido blanco estable, se trata
del cloruro de sodio que se emplea como sal de mesa.
+ =
Revisemos el sodio y el cloro para formar la sal de mesa.
El sodio le transfiere el electrón de la capa más externa al cloro, de esta manera se
forma el cloruro de sodio con dos elementos de propiedades distintas. El cloruro de
sodio es un compuesto iónico
Una pizca de sal contiene billones de iones positivos y negativos, estas uniones se
organizan en una formación ordenada llamada esferas (B) y el modelo de puntos (A),
para formar cristales.
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El sodio tiene una electronegatividad de 0.9 de acuerdo a Pauling y el cloro un valor de
3.0; la diferencia de electronegatividad se calcula:
dE= 3.0‐0.9 = 2.1
La electronegatividad es mayor a 1.8, lo que conlleva a un enlace iónico.
Veamos otro ejemplo de enlace iónico:
La electronegatividad
del litio es 1.0 y el flúor
de 4.0, la diferencia de
electronegatividad es
3.0, por lo tanto es
enlace iónico.
6.3. Propiedades de los compuestos iónicos
• Sólidos y forman cristales.
• Tienen un alto punto de fusión y ebullición.
• No forman moléculas verdaderas, sino conglomerados gigantes de iones.
• Disueltos en solución son capaces de conducir la electricidad.
Un sustancia que se disuelve en agua para formar una solución que conduce
electricidad recibe el nombre de electrolito.
Práctica 18
Instrucciones: resuelve los ejercicios apoyándote con los conocimientos adquiridos en
la sesión.
1.‐ Resuelve la siguiente tabla para la formación de iones positivos y iones negativos.
Elemento
Número de
grupo
Número de
Electrones de
valencia
Iones ganados Iones perdidos Ión formado
Magnesio IIA Mg 2 +
Calcio IIA Ca 2 +
Azufre VIA S 2 -
Bromo VIIA Br-
¿Qué característica deben tener los átomos para formar un enlace iónico
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Sesión 10
Los temas a revisar el día de hoy son:
7. Describe el concepto de enlace covalente
7.1. Estructuras de Lewis y electronegatividad
7.2. Geometría molecular y polaridad
8. Explica las propiedades de los compuestos covalentes
9. Describe las teorías que explican el enlace metálico
10. Reconoce las características que se derivan del enlace metálico
11. Refiere la formación de las fuerzas intermoleculares
11.1. Fuerzas de atracción dipolo‐dipolo
11.2. Fuerzas de atracción dipolo‐dipolo inducido
11.3. Fuerzas de dispersión o fuerzas de London
12. Identifica las características de los compuestos con puente de hidrógeno
como el agua y las moléculas de importancia biológica
12.1. Puente de hidrógeno
12.2. Otros elementos que presentan puentes de hidrógeno
7. Describe el concepto de enlace covalente
Los enlaces covalentes pueden explicar la forma de cómo se unen los átomos en las
moléculas de diferentes sustancias. Resulta difícil hacer una descripción detallada de
todas las sustancias con enlaces covalentes, pues aunque los tengan, son muy
diferentes entre los átomos. Pueden ser polares, no polares, enlaces sencillos, dobles o
triples.
Sabías que algunas moléculas de importancia que se forman por medio de enlaces
covalentes son: la molécula del agua (H 2 O), el oxígeno (O 2 ), el dióxido de carbono
(CO 2 ), la glucosa (C 6 H 12 O6), los hidrocarburos como el metano (CH4), los diamantes, la
clorofila en las plantas, la albúmina en la sangre, entre otras.
¡Imagina qué sería de tu vida si estas moléculas no se pudieran enlazar!
Los enlaces covalentes son las fuerzas que mantienen unidos entre sí a los átomos no
metálicos (elementos situados a la derecha en la tabla periódica: C, O, F, Cl), y estos se
forman cuando dos o más átomos comparten pares de electrones. El agua, el azúcar y
los compuestos derivados del carbono presentan enlace covalente.
Podemos distinguir 3 tipos de enlace covalente:
• Enlace covalente no polar
• Enlace covalente polar
• Enlace covalente coordinado
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Enlace covalente no polar
Este tipo de enlace se forma cuando dos átomos del mismo
elemento se unen y comparten pares de electrones y por lo
tanto
su electronegatividad es cero. Todo los elementos
diatónicos (H 2 , O 2 , F2, C l2 , I 2 , N 2 , Br 2 2) presentan este tipo
de
enlace, así comoo el CO (monóxido de carbono).
Revisemos una molécula de
Cl 2
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Cada átomo de cloro tiene 7 electrones de
valencia, compartirá un electrón cada cloro
para mantener el nivel ocupado y alcanzar
un
octeto de electrones y convertirse en una
molécula estable comolos gases nobles.
Dos átomos de hidrógeno, cada uno con
su
electrón, comparten un par para formar una
molécula de hidrógeno, que es más estable
que los
átomos de hidrógeno individuales.
También existen
moléculas
con dos pares de electrones compartidos; se habla de un
enlace doble: O = O ( O 2 )
Enlace covalente polar
Los electrones se comparten de manera desigual entre átomos no
metálicos para
completar una
capa de
ocho electrones. Aquí existe una diferencia
de
electronegatividad notable, de manera que, un átomo tiene tendencia a atraerr más
electrones. La diferencia de electronegatividad debe ser menor a 1.7 y se indica con la
letra griega delta δ.
Revisemos el enlace covalente polar con la molécula de agua.
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Con símbolos de Lewis quedaría de la siguiente manera, donde
comparten el único electrón con el oxígeno:
los hidrógenos
Otro ejemplo sería el HCI
La electronegatividadd del
HCI es
de 0.9, en
la
escala de Pauling lo que
nos representa un enlace
covalente polar.
El átomo de hidrógeno con un electrón, se lo comparte
al átomoo de cloro para
completar un octeto de electrones y este átomo es más electronegativo. Un enlace
polar es cuando
se comparten electrones de manera desigual y como consecuencia
genera un dipolo como el HCI. La polaridad de un
enlace covalente se puede conocer a
partir de la diferencia de electronegatividad entre los 2 átomos. A mayor
electronegatividad el enlace se vuelvee más polar.
Enlace covalente coordinado
Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de
electrones con otros átomos. Para que
se presente este tipo
de enlace,
se requieree que
el átomo electropositivo tenga un par de electrones libres
en un orbital exterior y el
átomo electronegativo tenga capacidad para recibir ese par
de electrones en su última
capa de valencia.
7.1. Estructurass de Lewis y electronegatividad
Pasos para escribir la fórmula de Lewis de puntos en un compuesto.
Paso
1. Escribe
primeramente el símbolo del
átomo central de la estructura (si
intervienen tres
o más átomos) y distribuye los
demás átomos alrededor del átomo
central.
Paso
2. Escribe el número de electrones de valencia, representando con puntos, cada
átomo de la molécula o ión.
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Paso 3. Une cada átomo al átomo central. Distribuye los electrones restantes
alrededor de todos los átomos para completar un octeto de electrones en cada átomo
(excepto el hidrógeno y el helio que sólo pueden tener 2 electrones).
Paso 4. Si el número total de electrones disponibles es menor que el número necesario
para completar un octeto, desplaza los pares de electrones no compartidos para
formar dobles y triples enlaces.
Veamos un ejemplo del CCI 4
Paso 1 Paso 2 Paso 3
Estructuras de Lewis para el NH 3 y CH 4
7.2. Geometría molecular
Las fórmulas de Lewis nos permiten explicar cómo se distribuyen los electrones entre
los átomos de una molécula, pero no sirven para predecir la forma molecular, ni la
polaridad de una molécula.
La geometría molecular o estructura molecular es la disposición tridimensional de los
átomos que constituyen una molécula. Para predecir la distribución, recurrimos a la
teoría RPECV (repulsión de pares electrónicos de la capa de valencia).
El concepto es que los pares de electrones que rodean al átomo central se mantienen
alejados unos de otros como sea posible. En este modelo se visualizan los pares de
electrones no compartidos, así como los pares de electrones sencillos y múltiples. Las
formas de las moléculas son similares a la distribución que se crea cuando se atan
globos del mismo tamaño. Veamos la distribución de las formas moleculares.
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Estas geometrías son importantes porque incluyen todas las formas que se observan
comúnmente en las moléculas o iones que obedecen la forma del octeto.
8. Explica las propiedades de los compuestos covalentes
• Se forman moléculas de estos enlaces.
• Pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
• Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
• No conducen la electricidad.
• Pueden disolverse en sustancias polares o
no polares.
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9. Describe las teorías que
explican el enlace metálico (teoría del mar de electrones)
Los metales representan
el grupo más numeroso de
elementos de la
tabla periódica, todos los elementos
del grupo IA y IIA, al igual que los metales de
transición. El enlace entre los átomos
metálicos tiene
características muy diferentes a los enlaces iónicos y
covalentes.
La unión de los átomos en los cristales metálicos
sólidos forman un enlace metálico. El modelo de mar
de electrones, señala que un sólido
metálico puede
visualizarse como una matriz tridimensional de
iones
positivos que permanecen inmóviles en una red
cristalina, mientras que los electrones de valencia,
débilmente sujetos, se desplazan libremente por todo
el cristal como en un “mar de electrones".
Debido a esta
libertad se les llama electrones
deslocalizados.
El movimiento, similar al de un líquido
de estos electrones de valencia a través de la red
cristalina, hace de los metales buenos conductores de
calor.
Química I
10. Reconoce las características que se derivan del enlace metálico
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Los metales derivados de la naturaleza presentan las siguientes características:
• Tienen brillo o lustre metálico.
• Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) por ser líquido.
• Dúctiles o que forman alambres.
• Maleables, pueden
hacerse láminas.
• Reaccionan con el oxígeno y forman óxidos.
• Forman
cationes (iones positivos).
• Conducen calor y electricidad.
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Práctica 19
Instrucciones: completa la siguiente tabla, determinando para cada sustancia la
diferencia de electronegatividad entre sus átomos y predice con base a ello el tipo de
enlace (consulta la tabla de electronegatividades).
Compuesto
Electronegatividad
de cada átomo
Diferencia de
electronegatividad
Tipo de enlace
F 2
F: 4.0 F: 4.0 0.0 Covalente no polar
H 2 S
CCI 4
NaF
O 2
1.‐ Escribe los símbolos químicos de 10 metales.
a) _____ f) _____
b) _____ g) _____
c) _____ h) _____
d) _____ i) _____
e) _____ j) _____
2.‐ Menciona las propiedades que identifican a los metales.
3.‐ Explica por qué los metales son: maleables, dúctiles, conductores de calor y
electricidad.
11. Refiere la información de las fuerzas intermoleculares
Las fuerzas que unen a las moléculas entre sí reciben el nombre genérico de fuerzas
intermoleculares o fuerzas de Van der Waals. Las propiedades físicas de las sustancias
formadas por moléculas dependen de éstas.
La magnitud de las fuerzas intermoleculares depende del número de electrones, del
tamaño de la molécula y la forma de la misma. Hay varios tipos de fuerzas
intermoleculares:
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11.1. . Fuerzas de
atracción dipolo‐dipolo
También son llamadas fuerzas de Keeson, se originan
entree moléculas
que forman dipolos permanentes. Las
moléculas que son dipolos
se atraen entre sí cuando la
región positiva de una está cerca de la región negativa
de la otra. En
un líquido las moléculas están muy
cercanas y se atraen por sus fuerzas intermoleculares.
Las moléculas deben tener suficiente energía para
vencer esas fuerzas de atracción, y hacer que el líquido
pueda entrar en ebullición. Moléculas como el etanol,
presente en el alcohol, experimentan
estas atracciones.
11.2. . Fuerzas de
atracción dipolo‐dipolo inducido
También llamadas fuerzas de Debye, se producen cuando una molécula polar
distorsiona la nube electrónica de otra molécula próxima, generalmente no polar,
creando un dipolo instantáneo (dipoloo inducido) surgiendo así una fuerza de atracción
entree ambas moléculas.
11.3. . Fuerzas de
dispersión
o fuerzas de London
Este tipo de interacciones moleculares se deben al movimiento de
los electrones
alrededor de un
átomo. Cuando este movimientoo se da, existe la posibilidad de que en
un instante hayaa más electrones en un
lado del núcleo que de otro y durante ese breve
momento haya un dipolo debido al desequilibrio
de la carga. De esta forma, el extremo
positivo del dipolo instantáneo atraerá los electrones de un
átomo vecino, induciendo
así otro dipoloo instantáneo. Estos dipolos se atraen el uno al otro antes de
desaparecer. Las atracciones entre dipolos instantáneos pueden llegar a ser fuertes,
sin embargo, su breve duración mitiga su efecto y la atracción es generalmente
pequeña.
Estass fuerzas dan lugar al estado sólido y líquido
de las moléculas que
son no polares
debido a su simetría en la estructura como el CO2 o CH 4
Sabías que el nombre
de fuerzas de London
se deriva en
honor al
físico Fritz London.
12. Identifica las características de los compuestos con puente de hidrógeno como el
aguaa y las moléculas de importancia biológica
12.1. . Puente de
hidrógeno
Entre
los enlaces polares, un caso particularmente importante es el que está formado
por un átomo de hidrógeno y un átomo que tenga más electronegatividad como el del
flúor, nitrógeno
y oxígeno.
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El agua está compuesta por moléculas
polares capaces de
formar puentes de hidrógeno. En esta molécula los
electrones que intervienen en sus enlaces, están más
cerca
del oxígeno que de
los hidrógenos y por esto se
generan dos cargas parciales negativas en el extremo
donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en
el extremo donde se encuentran los hidrógenos.
La presencia de cargas parciales positivas y negativas
hace
que las moléculas de agua se comporten como
imanes en los que las partes con carga parcial positiva
atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal
manera que una sola molécula de agua puedee unirse a
otras
4 moléculas de agua a través de 4 puentes de
hidrógeno. Esta
característica es la que hace al
agua un
líquido excepcional y un solvente universal.
¿Por
qué flota
el hielo Cuando la
temperatura baja, los puentes de hidrógeno
provocan que las moléculas de agua se ordenenn de tal manera que quedan espacios
entree ellas y el volumen aumenta; es una de las pocas sustancias que al congelarse
aumentan de volumen. Esto es así porque la densidad del hielo es menor que la del
agua. Como consecuencia
de este fenómeno, el hielo flota en el agua. Esta es
una
propiedad curiosa que sólo tiene el vital líquido
y también
fundamental para la
vida
porque si el hielo de un lago no flotase, este se hundiría; luego aparecería más hielo
que volvería a hundirse hasta congelar todo el lago y las especies marinas morirían. Sin
embargo, cuando se aumenta la temperatura y pasa a la forma líquida, algunos de
esos
enlaces se rompen y por eso el aguaa líquida es más compacta que el hielo, es decir,
más densa (pesada).
12.2. . Otros elementos que
presentann puentes de hidrógeno
Un ejemplo importante del enlace puente de hidrógeno se encuentra en la doble
hélice del ADN.
El ADN es
una macromolécula
que forma parte de todas las células.
Contiene la información genética usada en el desarrolloo y funcionamiento de los
organismos vivos conocidos y de algunos virus, siendo el responsable de su
transmisión hereditaria. El ADN tiene una serie de cadenas de fosfatos unidas a
moléculas de azúcar. Sus bases nitrogenadas
(adenina, guanina, citosina y timina)
interaccionan mediante puentes de hidrógeno de
la otra hélice.
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Puente de
hidrogeno entre
la doble hélice.
Práctica 20
Instrucciones: contesta las siguientes preguntas, basándote en el conocimiento
adquirido en esta sesión.
1.‐ Explica cuándo se presentan los enlaces intermoleculares conocidos como puentes
de hidrógeno:
2.‐ Indica de qué características dependen las fuerzas intermoleculares:
3.‐ Selecciona un par de compuestos, el cual presente un enlace de hidrógeno más
fuerte, fundamenta tu respuesta:
HCI y HF
4.‐ ¿A qué se debe que la doble hélice de ADN se mantenga unida mediante puentes
de hidrógeno
5.‐ Describe la diferencia entre puentes de hidrógeno y enlace covalente de las
moléculas del agua.
6.‐ ¿Qué entiendes por fuerzas de dispersión
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Química I
I Semana 3 y 4
Sesión 11
Los temas a revisar el día de hoy son:
13. Valora la utilidad y manejo del lenguaje químico
13.1. Nomenclatura
13.2. Nomenclatura tradicional
13.3. Nomenclatura stock
13.4. Nomenclatura sistemática
14. Aprende la escritura de fórmulas químicas
13. Valora la utilidad y manejo del lenguaje químico
Debido a que existe una
gran cantidad de sustancias
químicas, tanto orgánicas
(compuestos que tienen carbono) como inorgánicas, cada una con su nombre y
fórmula, resulta indispensable contar con un sistema de nombres que nos faciliten
designar a las sustancias para que todos hablemos el mismo idioma. Unos de los
primeros esfuerzos por nombrar a los
compuestos fue Jacob Berzelius, quien propuso
un nuevo sistema que consiste en simbolizar a los elementos con una o dos letras, en
la cual la letra inicial es mayúscula, seguida de una minúscula, por ejemplo “Fe”
(Ferrum), “Na” (Natrium).
Fue hastaa 1921 que
se fundó la Unión Internacional de
Química Pura y Aplicada, cuyas siglass en ingles son IUPAC, cuya finalidad es regular y
establecer reglas para la formulación de los compuestos y la
escritura de sus nombres.
Los compuestos, son sustancias que contienen dos o más
elementos, combinados químicamente en proporciones
fijas. Al igual que el elemento se representa por medio de
un símbolo, así
también, el compuesto se representa a
través de una fórmula. Una fórmula química
es una
combinación de
símbolos que nos indican la composición
de un compuesto
mediante subíndices, y en
algunos
casoss los paréntesis, nos indican el número de átomos de
cada elemento.
Es necesario saber el grupo al que pertenece el elemento
químico o el número de
valencia del elemento y el número de oxidación
antes de empezar a darles nombres.
El número de oxidación o también conocido como estado de oxidación, es la carga de
un ion simple o la carga aparente que
se le asigna a un átomo de un compuesto de un
ion poliatómico. Veamos algunos ejemplos:
número de
oxidación
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Química I
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Para asignar el número de oxidación de un elemento se siguen las siguientes reglas:
• A todo elemento unido consigo mismo se le asigna un número de oxidación de
cero. Ejemplos K, Fe, H 2 , O 2 .
• La suma
de todos los números de oxidación de un compuesto es igual a cero.
• El número de oxidación del hidrógeno es
+1, excepto en los hidruros metálicos
que es ‐1.
• El número de oxidación del oxígeno en sus compuestos es de ‐2, excepto en
los peróxidos que es de ‐1.
• En los iones es igual a la cargaa del ion.
13.1. . Nomenclatura
La nomenclatura es una parte del lenguaje de química, es dar nombre sistemático
a los
compuestos, en
este caso los compuestos inorgánicos,
ya que el universo está
constituido por elementos
y compuestos que son necesarios identificar y nombrar de
manera que todos podamos entenderlos, sobre todo los científicos.
Una clasificación
simple para nombrarr a los compuestos químicos es la siguiente:
• Compuestos binarios: son aquellas sustancias
compuestas de sólo
dos
elementos en su fórmula. Ejemplo:
CuH2 Son dos elementos, el cobre y el hidrógeno unidos.
• Compuestos ternarios: son sustanciass que se componenn de 3 o más
elementos. Ejemplo:
AlOH Están unidos el aluminio, oxígeno e hidrógeno.
En el siguientee cuadro sinóptico, se muestra
la clasificación de
químicos:
los compuestos
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Química I
I Semana 3 y 4
13.2. . Nomenclatura tradicional
Este sistema asignó los primeros nombres a los compuestos, la cual se vale de los
prefijos y sufijoss hipo‐oso, ‐oso, ‐ico y per‐ico, según la valencia con la que actúen los
elementos.
El criterio para aplicar el número de oxidación para los metales y anhídridos es:
Así, por ejemplo, la fórmula
podemos nombrarla respectivamente:
Así, por ejemplo, la fórmula
podemos nombrarla respectivamente:
FeO
Óxido ferroso
Fe 2 O 3 Óxido férrico
13.3. . Nomenclatura stock
La nomenclatura propuesta por Stock
en 1959 publicada por la IUPAC, es más fácil e
inclusive de memorizar. Aquí se utiliza el número de oxidación o la valencia del metal
en número romano y en paréntesis. Anteponiendo a este número, se escribe el
nombre genérico y el específico del compuesto de esta forma: nombre
genérico + de +
nombre del elemento + el No. de valencia. Por ejemplo:
+3
Fe 2 S ‐2 3 . Sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III del
hierro en
el subíndice o
atomicidad del azufre].
Pb +4
I ‐1 4 Yoduro de Plomo (IV) (se
ve la valencia VI de plomo en el subíndice del
azufre).
En las siguientes sesiones
binarios y ternarios.
aprenderemos más sobre los nombres de
los compuestos
Como recordaras el nombre químico de la sal de mesa NaCl
es Cloruro de Sodio.
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Química I
I Semana 3 y 4
Práctica 21
Instrucciones: contesta lo que a continuación se te pide.
Patricia se dirigió a la farmacia a comprar un producto que
resolviera su problema de
indigestión y acidez estomacal. En la farmacia encontró varios productos, al momento
que los observaba se percató que la composición de cada uno variabaa ya que uno de
los productos decía estar formado con Mg(OH) 2 y otro con Al(OH) 3 . Comparando la
composición química de las etiquetas
Patricia se
preguntaba, ¿cuál de
ellos sería
más
eficaz para resolver su problema, ¿qué efectos podría provocar cada uno de ellos en
su organismo
1.‐ ¿Te ha ocurrido algo similar a este caso Menciónalo:
2.‐ ¿Considerass que es importante
conocer
químicos
las propiedades de
los compuestos
3.‐ Escribe una breve reflexión sobre la importancia del lenguaje de la química.
13.4. . Nomenclatura sistemática
El objetivo de la
formulación y nomenclatura química es que
a partir del nombre de un
compuesto sepamos cuál es su fórmula, y a partir de la fórmula sepamos cuál es su
nombre. Antiguamente esto no era tan fácil, pero gracias a las normas
de la I.U.P.A.C.
(Unión Internacional de Química Pura
y Aplicada) la formulación resulta más sencilla.
Las fórmulas nos ayudan a identificar sustancias,
saber sus proporciones, de que están
hechas, cómo deberían reaccionar.
Esta nomenclatura también es conocida comoo racional y se basa en
nombrar a las
sustancias usando prefijos
numéricos griegos que indican el número
de átomos de
cada uno de los elementos presentes en la molécula. La forma de nombrar los
compuestos es con prefijo‐nombre
del segundo elemento + prefijo‐nombre
del
primer elemento. Por ejemplo:
CrBr 3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono
Nota
importante: en muchos de los casos el prefijo
monoo no se pone y se sobreentiende que sólo existe
un átomo del elemento.
Antes de entrarr a la nomenclatura se
presenta una
lista de cationes (iones positivos) y aniones (iones
negativos)
con
sus respectivos
números de
oxidación que se utilizarán
posteriormente paraa la
formulación.
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Química I Semana 3 y 4
PRINCIPALES CATIONES
Valencia fija
+1 +2 +3
H +1 Ácido Be +2 Berilio Al +3 Aluminio
Na +1 Sodio Mg +2 Magnesio
K +1 Potasio Ca +2 Calcio
Rb +1 Rubidio Sr +2 Estroncio
Cs +1 Cesio Ba +2 Bario
Ag +1 Plata Zn +2 Zinc
NH
+1 4 Amonio Cd +2 Cadmio
Tabla N o . 1
PRINCIPALES ANIONES
Valencia fija
‐1 ‐2 ‐3
F ‐1 Fluoruro O ‐2 Óxido PO
‐3 4 Fosfato
Cr ‐1 Cloruro S ‐2 Sulfuro PO
‐3 3 Fosfito
Br ‐1 Bromuro SO
‐2 4 Sulfato
I ‐1 Yoduro SO
‐2 3 Sulfito
OH ‐1 Hidróxido CO
‐2 3 Carbonato
NO
‐1 3 Nitrato CrO
‐2 4 Cromato
NO
‐1 2 Nitrito CrO7 ‐2 Dicromato
MnO
‐1 4
ClO
‐1 4
ClO
‐1 2
ClO
‐1 3
ClO
‐1 4
Tabla N o .2
Permanganato
Hipoclorito
Clorito
Clorato
Perclorato
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I Semana 3 y 4
Valencia variable
Cu +1
Cobre (I)
N
i +2
Níquel (II)
Pb +2
Plomo (II)
Cu +2
Cobre (II)
N
i +3
Níquel (III)
Pb +4
Plomo (IV)
Hg +1
Mercurio (I)
Fe
e +2
Hierro (II)
Hg +2
Mercurio (II)
Fe
e +3
Hierro (III)
Co
o +2
Cobalto (II)
Co
o +3
Cobalto (III)
Tabla N o
sidad CNCI d
o.3
14. Aprendee la escritura de fórmulas químicas
Como vimos anteriormente, una fórmula química señala una combinación de símbolos
que nos indicann la composición de un
compuesto y mediante subíndices, y en algunos
casoss paréntesis, el número de átomos de cada elemento. Es importante aprender los
nombres y estar
verificando la carga del ion presente en las
tablas, para dar el nombre
y fórmula adecuada al compuesto.
Lo más importante no es
fórmulas.
que te aprendas el nombre, sino
que aprendas a construir
A continuación se presentan las reglas
para la construcción
de fórmulas:
Para construir una fórmula debes tomar en cuenta el principio en el que los
compuestos deben ser eléctricamentee neutros, es decir, la carga eléctrica positiva total
es igual a la carga eléctrica negativa total. Además debes aplicar las siguientes reglas:
1.‐ Se
escribe primero el símbolo del metal o catión (+) que forma parte
del compuesto
y luego el elemento no metálico o anión (‐) (Ver tabla No. 1 y tabla No. 2)
CORRECTO
INCORRECTO
Na +1 Cl ‐1
Cl
‐1 Na +1
Las letras de la izquierda te
indican el símbolo del metal o catión (+) y los números de
oxidación.
Las letras de la derecha te indican el símbolo del NO metal o anión (‐) y los números de
oxidación.
2.‐ Si las valencias no son iguales, será necesario utilizar subíndices con números
arábigos para igualar las capacidades
de combinación de los elementos (el total de las
cargas positivass debe ser igual al total de las cargas negativas). Para ello se usa la
valencia de uno
de los elementos del compuesto, como el subíndice del otro y se
escribe en la base inferiorr derecha del símboloo del elemento. El número uno no se
escribe.
26 Univers
de México

Química I Semana 3 y 4
Ejemplos:
Ca +2 Cl ‐1 CaCl 2
Al +3 S ‐2 Al 2 Cl 3
En estos dos ejemplos se
entrecruzan los números de
oxidación
3.‐ Si las valencias son iguales, no se utilizan subíndices:
Ejemplos:
Na +1 Cl ‐1 NaCl
Ca +2 O ‐2 CaO
Al +3 N ‐3 AlN
4.‐ Si al escribir los subíndices, estos resultan múltiplos entre sí, se deben de
simplificar:
Ejemplos:
Cr +6 O ‐2 Cr 2 O 6 CrO 3
Pb +4 O ‐2 Pb 2 O 4 PbO 2
¿Has visto fórmulas como éstas: AlPO 4 , Na 2 SO 4 , Ba(ClO 4 ) 2
Los metales van unidos a iones poliatómicos , ejemplo AlPO 4 , el aluminio es el metal
unido a un ion poliatómico que es el PO 4 a este ion se le llama fosfato. Un ion
poliatómico se define como un grupo estable de átomos que tiene carga positiva o
negativa y que se comporta (al combinarse) como si fuera un sólo elemento.
A continuación encontrarás una tabla con los principales iones poliatómicos.
PRINCIPALES IONES POLIATÓMICOS
+1 y ‐1 ‐2 ‐3
NH
+1 4 Amonio CrO
‐2 4 Cromato PO
‐3 4 Fosfato
OH ‐1 Hidróxido CrO
‐2 7 Dicromato PO
‐3 3 Fosfito
NO
‐1 3 Nitrato SO
‐2 4 Sulfato
NO
‐1 2 Nitrito SO
‐2 3 Sulfito
MnO
‐1 4 Permanganato CO
‐2 3 Carbonato
ClO ‐1
ClO
‐1 2
ClO
‐1 3
H 3 O +1
Hipoclorito
Clorito
Clorato
Hidronio
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Química I Semana 3 y 4
Para construir fórmulas con iones poliatómicos se siguen las reglas ya mencionadas.
Analiza los siguientes ejemplos:
• Cuando se combina el potasio con el ion permanganato:
K +1 + MnO 4
‐1
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro, se
requiere que se combine un átomo de potasio con un ion poliatómico permanganato
por lo que la fórmula correcta del compuesto es:
KMnO 4
• Cuando se combina el magnesio con el ion hipoclorito:
Mg +2 + ClO ‐1
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro, se
requiere que se combine un átomo de magnesio con dos iones poliatómicos
hipocloritos por lo que la combinación correcta para formar al compuesto debe ser:
ClO ‐1 Mg ClO ‐1
La fórmula correcta que representa a este compuesto por lo tanto debe ser:
Mg(ClO) 2
La fórmula del trisulfuro de tetrafósforo es P 4 S 3 , la cual nos indica que presenta 4
átomos de fosforo por 3 de azufre.
Práctica 22
Instrucciones: contesta lo que se te pide.
1.‐ ¿Qué representa una fórmula química
2.‐ ¿Qué representan los subíndices de una fórmula química, indica un ejemplo:
3.‐ Conociendo la carga de los iones y aplicando las reglas, escribe las fórmulas del
compuesto que se forma en cada uno de los siguientes pares:
a) Hg 2+ y Br‐ d) Ba 2+ y PO 4
3‐
b) Fe 3+ y Clc)
As 3+ y S 2‐
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Química I
I Semana 3 y 4
Sesión 12
Los temas a revisar el día de hoy son:
14.1. Compuestos binarios
14.2. Compuestos ternarios o superiores
14.1. . Compuestos binarios
En esta sesión, se empleará
la nomenclatura Stock y sistemática aceptada por la Unión
Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), y se hará referencia en ciertos
casoss al nombre
común y más familiar
de algunos compuestos.
Los compuestos binarios
son aquellos que están formados por dos elementos
diferentes. Por ejemplo el N 2 O 4 (tetraóxido de
dinitrógeno) es un componente del
combustible que usan los motores en un cohete. Los compuestos binarios se clasifican
dependiendo de
su composición en:
Óxidos Metálicos
Compuestos binarios
Óxidos no Metálicos o Anhídridos
Hidruros
Hidrácidos
Sales
Antes de empezar con la nomenclatura es necesario que uses las tablas
con números
de oxidación, para darles nombres a los compuestos.
Empecemos con
los Óxidos.
Los óxidos son compuestos que se forman por la combinación del oxígeno y otro
elemento. Si el oxígeno se
une a un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no
metálicos o anhídridos si el oxígenoo se une a un no metal, este tipo de óxidos se
encuentran en la atmósferaa y forman gases.
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre y no se combina con
los gases nobles. Como su átomo tiene 6 electrones de
valencia puede ganar 2
electrones paraa adquirir la
configuración electrónica estable; al ganarlos se convierte
así en el ion ÓXIDO (O ‐2 ).
Veamos los óxidos metálicos
Óxidos metálicos. Los metales más activos comoo son los alcalinos y alcalinotérreos, se
pueden combinar directamente al oxígeno para formar óxidos.
METAL + OXÍGENO
ÓXIDO METÁLICO
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I Semana 3 y 4
Ejemplos:
Na +
O 2
Na 2 O
K + O
O 2
K 2 O
Nomenclatura de Óxidos metálicos:
Para nombrar a estos compuestos se
antepone la palabra óxido, seguida del nombre
del metal correspondiente, puede llevar o no,
número romano que representa el
número de oxidación del metal.
Ejemplos:
Fórmula
Na 2 O
CaO
Li 2 O
Fe 2 O 3
Cu 2 O
Nombre
Óxido de sodio
Óxido de calcio
Óxido de litio
Óxido de hierro (III)
Óxido de cobre (I)
Existen metales de número de
oxidación o valencia fija y metales de
número de oxidación o valencia
variable,
el óxido se forma con un
metal de
valencia variable (ejemplo
el
hierro), después del nombre del óxido
se indica
entre paréntesis y con
número romano el número de
valenciaa del metal.
El óxido de plataa o moho de
la plata es
el compuesto que se forma cuando los objetos
de plata se oxidan y se cubren con una
capa obscura que los hace perder su brillo. En
este caso la fórmula de la unión de este metal con
un oxígeno es Ag 2 O .
Óxidos No metálicos o Anhídridos
Los óxidos NO metálicos. Es cuando el oxígeno se
combina directamente con un NO
metal se forma un óxido NO
metálico o anhídrido.
NO METAL + OXÍGENO
ÓXIDO NO METÁLICO
Ejemplos:
S + O 3 SO 3
N 2 + O 2 NO
C + O 2 CO 2
El SO
3 es un contaminante
secundario que se forma cuando el SO 2 reacciona con el
oxígeno en la atmósfera. Posteriormente este gas reacciona con el agua formando
ácido
sulfúrico con lo que
contribuye de forma muy importante a la lluvia ácida y
produce daños importantes
Nomenclatura de Óxidos No Metálicos:
Para dar nombre a estos óxidos, se utilizan primeramentee los prefijos griegos: estos
prefijos se utilizan para indicar el número respectivo de átomos en el compuesto
correspondiente.
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Ejemplos:
Fórmula
CO
CO 2
NO 2
Cl 2 O 7
Nombre
Monóxidoo de carbono
Bióxido de carbono
Dióxido de nitrógeno
Heptaóxido de dicloro
Hidruros
Los hidruros resultan de la combinación de un metal y un hidrógeno. En
los hidruros, el
hidrógeno tienee el número
de oxidación de ‐1.
METAL + HIDRÓGENO
HIDRURO
Ejemplos:
Na + H ‐1 NaH
K +1 + H ‐1
KH
Al +3
+ H ‐1
AlH 3
Nomenclatura de Hidruros:
Se antepone la palabra hidruro, seguida del nombre del metal correspondiente,
cuando la valencia es variable se pone
en números romanos, verificar tabla.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
NaH
Hidruro
de sodio
CaH 2
Hidruro de calcio
CuH 2
Hidruro de cobre (II)
Hidrácidos
Los Hidrácidos se obtienenn de la reacción del hidrógeno con
algún halógeno (F, Cl, Br,
I) o bien con el azufre (S). Un ácido se define como una sustancia que produce iones
hidrógeno (H + ) cuando se encuentra disuelto en agua, es decir, cuando está en forma
de solución acuosa. El hidrógeno en este caso siempre tienee el número de oxidación
+1.
HIDRÓGENO + HALÓGENO o
Ejemplos:
H +1 + Cl ‐1
H +1 + F ‐1
H +1 + Br ‐1
AZUFRE
HCl
HF
HBr
HIDRÁCIDO
Nomenclatura de Hidrácidos:
Para nombrar a los hidrácidos o ácidos binarios primero se indica que se trata de un
ácido, posteriormente se toma la raíz del nombre
del NO metal y se le agrega la
terminación hídrico.
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Química I
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Ejemplos:
Sales
H 2 S
HI
HCI
Acido sulfhídrico
Acido Yodhídrico
Acido clorhídrico
Las sales se dividen en sales binarias y sales ternarias u oxísales (sales que poseen
oxígeno). En esta sesión nos ocuparemos de las sales binarias, porque poseen
dos
elementos. Las sales son muy abundantes en la naturaleza.
La mayor parte de las rocas
y minerales del manto terrestre son sales de un
tipo u otro. También
se encuentran
gigantescas cantidades de sales en los
océanos.
Sal haloidea es
el compuesto químico inorgánico binario que es
combinación de
un metal como catión
y un no metal como anión.
formado por la
Ejemplos:
Metal + No
Metal
Rb + Al +3 + I ‐
+ Br ‐
RbI
AlBr 3
Fe +3 + S 2‐ Fe 2 S 3
Sal Haloidea
Nomenclatura de sales haloideas:
Primero se nombra el NO
metal, se
le agrega la terminación “uro”
después
preposición “de” y finalmente el nombre del metal que forma la sal.
de la
Ejemplos:
BeS
Sulfuro de berilio
Mg 3 N 2 Nitruro de magnesio
CaCI2
Cloruro de calcio
Generalmente las sales son cristalinas y tienen altos puntos de fusión
y de ebullición.
Las sales son siempre compuestos iónicos que se disocian al encontrarse en solución
acuosa, aumentando la conductividadd eléctrica del solvente.
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Química I
A continuación se presentan algunos compuestos binarios de importancia:
I Semana 3 y 4
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Química I
I Semana 3 y 4
Práctica 23
Instrucciones: identifica los compuestos de la sal haloidea, hidruro, hidrácido, óxido
metálico y óxido no metálico. Utiliza una tabla periódica.
Compuesto
Clasificación del compuesto
SbH4
Sc 2 2O 3
Cu2S
MnO 2
HF
NaBr
KH
CuCl 2
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Química I
I Semana 3 y 4
14.2. . Compuestos ternarios o superiores
Los compuestos ternarios
constituyen la materia prima
de numerosos procesos
industriales como obtención de celulosa, fertilizantes, potabilización
del agua y en
purificación de aguas servidas.
Los compuestoss ternarios están compuestos por tres elementos distintos, por ejemplo
el FeSO 4 , es una
sustancia de color azul verdoso que se puede utilizar como fertilizante
o también se puede utilizar
como suplemento alimenticio. Los compuestos ternarios se
clasifican en varios tipos de
sustanciass que son:
Hidróxidos
Compuestos ternarios
Oxácidos
Oxísales
Es necesario que uses las tablas con números de
oxidación,
para darles nombres a los
compuestos.
Oxiácidos
Estoss se obtienen cuando reacciona un óxido NO metálico
con el agua. También
son
llamados Ácidos. Un ácido
se define como una sustancia que produce iones hidrógeno
(H + ) cuando se encuentra disuelto en agua, es decir, cuando
está en forma de solución
acuosa.
Una característica que identifica a los ácidos es que presentan sabor agrio o ácido.
Además que reaccionan con las bases, para producir una sal y agua (Reacción de
neutralización)
y también reaccionan con carbonatos para producir el gas dióxido de
carbono, (CO 2 ).
ÓXIDO NO METÁLICO + AGUA
Ejemplos:
SO 2 + H 2 O
H 2 SO
3
OXIÁCIDO
CO 2
+ H 2 O
H 2 CO
O 3
ClO + H 2 O
HClO
Para nombrar a las Oxiácidos:
Se nombra la palabra Ácido, seguido del nombre del No metal al final el sufijo (‐ico‐ , ‐
oso‐)
dependiendo del número de oxidación.
Ácido + No metal + Sufijo (‐ico‐ , ‐oso‐)
A continuación
se presenta una tabla con los números de oxidación de los iones
poliatómicos.
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Química I
I Semana 3 y 4
Ejemplos de nomenclaturaa de Oxiácidos:
El ácido carbónico (H 2 CO 3 ) es un oxiácido, el cual contienen las bebidas gaseosas
cuando se disuelve CO 2 en
agua. Estas bebidas suelen consumirse frías, para ser
más
refrescantes y evitar la pérdida de CO 2 2, que le otorga la efervescencia.
Oxísales
Son sales que se
derivan de un oxiácido y una base; es decir contienenn un metal unido
a un ion poliatómico negativo que contenga oxígeno (SO, NO, PO, CO).
OXIÁCIDO + BASE SAL TERNARIA
+ AGUA
Ejemplos:
H 3 PO 4 + KOH
K 3 PO4 + 3H 2 O
Fosfato de
potasio
H 2 SO 4 + NaOH
Na 2 SO 4 + 2H 2 O
Sulfato de sodio
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Química I
I Semana 3 y 4
Nomenclatura de oxísales:
Se nombran cambiando la terminación ‐oso‐ de
los ácidos
por la terminación –ito‐, y
la terminación
‐ico‐ de los ácidos por la terminación –ato‐ en la sales y después se
incluye el nombre del metal correspondiente,
si el metal es de valencia variable,
recuerda que debes indicarlo con número romano, al final del nombre.
Ejemplos:
Na + y SO 4 ‐ 2
Pb +2 y NO ‐
3
1
Na 2 SO 4 Sulfato
de sodio
Pb(NO 3 3) 2 Nitrato de plomo
Fe +2 y CO ‐2 2
3
FeCO 3
Carbonato de Fierro (II)
Algunos compuestos ternarios importantes:
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Química I Semana 3 y 4
Sesión 13
Los temas a revisar el día de hoy son:
15. Reconoce el significado de los símbolos en la escritura de ecuaciones
químicas.
16. Distingue los diferentes tipos de reacciones químicas
16.1. Reacciones de combinación y síntesis
16.2. Reacciones de descomposición
16.3. Reacciones de sustitución simple
16.4. Reacciones de sustitución doble
16.5. Reacciones de combustión
15. Reconoce el significado de los símbolos en la escritura de ecuaciones químicas
Vivimos rodeados de cambios químicos de los cuales no nos percatamos, justo en este
instante tu cerebro está experimentando una serie de reacciones químicas
produciendo hormonas para que tus órganos vitales funcionen correctamente. Sin
embargo, no sólo nuestro cuerpo experimenta cambios químicos, también lo hacen la
atmosfera, el agua, el suelo, incluso el exterior del planeta. La humanidad disfruta de
innumerables ventajas materiales que a veces van acompañadas de un deterioro
ecológico, éste suele ser consecuencia de un uso inadecuado de los cambios químicos.
Una reacción química es un proceso mediante el cual una o varias sustancias iníciales
se transforman en una o varias sustancias finales, presentándose cambios químicos. En
las reacciones químicas, las sustancias originales cambian a sustancias diferentes con
propiedades químicas y físicas distintas. Estas reacciones se representan con
ecuaciones químicas.
En una ecuación química tanto la materia que se transforma como la materia que
resulta de esta transformación, se representan por medio de su fórmula química. A las
sustancias iníciales se les denomina “Reactantes” o “Reactivos” y se colocan a la
izquierda de la flecha que indica “se transforma”, y a las segundas se le denomina
“Productos” y se colocan a la derecha de la flecha.
Reactivos
Productos
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Química I Semana 3 y 4

Química I
I Semana 3 y 4
Tomemos comoo ejemplo la
reacción química en la que el metano (CH 4 ) o el gas natural
arde con oxígeno (O 2 ) formando dióxido de carbono (CO 2 ) y agua (H 2 O) ).
Si consideramoss que sólo intervienenn estas cuatro sustancias, la fórmula (en general,
formas abreviadas de sus nombres) sería:
Los químicos sustituyen la
palabra “da” por la
flecha que indica “se transforma o
convierte” paraa obtener la ecuación
química. Esta ecuación se lee de la siguiente
manara:
El gas metano se combina o reacciona con el gas oxígeno y aplicando calor, se
transforma en bióxido de carbono que
se desprende en forma de gas, además de agua
en forma de vapor y energía.
La fermentaciónn láctica es una reacción química más, esta reacción la hacen las células
en ausencia de oxígeno, se
utiliza glucosa (azúcar) para obtener energía y se desecha
el ácido láctico. . Este proceso lo realizan muchas bacterias (llamadas bacterias lácticas,
que dan sabor ácido a los
lácteos), hongos y en los tejidos animales; en efecto, la
fermentación láctica también se realiza en el tejido muscular a causaa de una intensa
actividad o ejercicio. Cuando el ácido láctico se acumula en las células musculares
produce síntomas asociados con la fatiga muscular, cabe aclarar que en los músculos
no se
produce una aportación adecuada de oxígeno que permita el desarrollo de la
respiración aeróbica (con oxígeno).
40 Universidad CNCI de México

Química I Semana 3 y 4
Práctica 24
Instrucciones: consultando la sesión vista, anota en el cuadro la simbología que
corresponde a los siguientes términos en una ecuación química.
Nombre Símbolo Nombre Símbolo
Gas Reacción irreversible
(un sentido)
Sólido
Solución acuosa
Líquido Sólido que se
precipita
Calor
Catalizador
(Energía calorífica)
Gas que se
Reacción reversible
desprende del
(ambos sentidos)
producto
16. Distingue los diferentes tipos de reacciones químicas
La materia experimenta miles de reacciones químicas, afortunadamente los químicos
han encontrado que estas reacciones se pueden clasificar en cuatro grandes grupos.
Tipos de
reacciones
químicas
Síntesis
Descomposición
Sustitución simple
o desplazamiento
simple
Sustitución doble o
desplazamiento
doble
Combustión
16.1. Reacciones de combinación y síntesis
El primer tipo de reacción es el de combinación o síntesis, y este tipo de reacciones se
presentan cuando dos o más sustancias reaccionan para producir un sólo producto.
Estas reacciones se representan como:
A + B AB
41 Universidad CNCI de México

Química I
I Semana 3 y 4
Por ejemplo:
a) Cuando el hierro se oxida, el hierro metálico
y el gas
formar una nueva sustancia: óxido de hierro (III):
oxígeno se
combinan
para
b) La
obtención de una sal binaria:
Al (s) + Cl 2 (g) AlCl 3 (g g)
En estas dos ecuaciones, hay dos reactivos formando un producto.
16. 2. Reacciones de descomposición
Las reacciones de descomposición se
presentann cuando una sustancia se transforma
en dos o más sustancias. La sustancia que se descompone siempre es un compuesto y
los productos pueden ser elementos o compuestos. Por lo general es necesario aplicar
calor
para que esta reacción se lleve a cabo.
La ecuación general que representa a las reacciones de descomposición es:
AB
A + B
Δ
Por ejemplo:
Si se
calienta el carbonatoo de calcio
se transforma en óxido de calcio y dióxido de
carbono, como se muestra en la siguiente ecuación. Aquí se
puede ver
que un reactivo
genera dos productos:
a) CaCO 3 CO 2 +
Δ
La descomposición de algunos óxidos metálicos:
CaO
b)
HgO (s)
Δ
Hg (l) +
O 2 (g)
16.3. . Reacciones de sustitución simple
Las reacciones de sustitución simple, se presentan cuando un elemento reacciona
sustituyendo o reemplazando a otroo dentro de un compuesto. A estas reacciones
también se les conoce como reacciones de desplazamiento.
La ecuación general que representa a este tipo de
reacciones es la siguiente:
A +
BC
AC + B
Por ejemplo:
Si a una solución acuosa de sulfato de cobre ( II), [una solución de color azul] se le
agrega un trozoo de hierro (por ejemplo un clavo), el hierro hará por
desplazar a los
iones
de cobre contenidos en la solución y se formará cobre
metálico sobre el trozo de
hierro, siguiendo la siguiente ecuación:
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Química I Semana 3 y 4
a) Fe (s) + CuSO 4 (ac) FeSO 4 (ac) + Cu (s)
Cuando un NO metal sustituye a otro NO metal de una sal:
b) Cl 2 (g) + NaBr (ac) NaCl (ac) + Br 2 (g)
16.4. Reacciones de sustitución doble
Las reacciones de doble desplazamiento o sustitución doble, se presentan cuando
dos compuestos participan en una reacción, donde el catión (+) de uno de los
compuestos se combina con el anión (‐) del otro. Esta reacción se representa con la
siguiente ecuación general:
AB + CD AD + CB
Algunos ejemplos de estos tipos de reacciones son:
a) La reacción del ácido muriático (HCl) con el sarro (CaCO 3 ) que produce cloruro de
calcio (CaCl 2 ), agua (H 2 O) y bióxido de carbono (CO 2 ), este gas se desprende y produce
la efervescencia.
a) HCl (ac) + CaCO 3 (s) CaCl 2 (ac) + H 2 O (l) + CO 2 (g)
b) Si se mezclan las soluciones acuosas transparentes de nitrato de plomo (II) y la de
yoduro de potasio, se lleva a cabo una reacción de doble desplazamiento, y al realizar
esta reacción se produce un color amarillo debido al yoduro de plomo (II) que se
produce, el cual también se precipitará por ser insoluble en agua:
b) Pb(NO 3 ) 2 (ac) + 2KI (ac) PbI 2 (s) + 2KNO 3 (ac)
El desgaste químico resulta por las reacciones químicas que sufren minerales en las
rocas principalmente con el aire, contaminación y el agua.
Las gotas de lluvia tienen una acidez natural debido a la existencia de dióxido de
carbono (CO2) que, al unirse con el agua, forma ácido carbónico y la acidez se
incrementa. Aunado a esto, el líquido entra en contacto con los precursores de lluvia
ácida (ácido nítrico H2SO4, y ácido sulfúrico HNO3, entre otros), derivados del azufre y
del nitrógeno y acelera el desgaste de estos . ¡Veamos las reacciones!
Formación de ácido carbónico : CO 2 + H 2 O → H 2 CO 3
Ecuación de síntesis.
Y por consecuente el carbonato de calcio al mezclarse con el ácido carbónico
incrementará la acidez:
CaCO 3 + H 2 CO 3 → Ca 2+ + 2 HCO 3
Ecuación de sustitución simple
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Química I
I Semana 3 y 4
Cuando el ácido
sulfúrico (lluvia ácida) se combina con carbonato de
calcio, forman
una solución acuosa que a su vez son arrastradass por la corriente de agua.
H 2 SO
4 + CaCO 3 = CaSO 4 + H 2 O + CO 2
El grado de daño está determinado
no sólo por la acidez del aguaa de lluvia,
sino
también por la cantidad de
flujo de agua que una
región de la superficiee recibe.
16.5. . Reacciones de combustión
Como su mismo
nombre lo
dice combustión, cuando se quema algo, por ejemplo los
hidrocarburos
(gasolina, gas propano, butano), leña o la glucosa (azúcar). Estas
reacciones suceden cuando una sustancia se combina con oxígeno y se forman uno o
más óxidos, aparte de agua y/o energía en forma
de calor.
Ejemplos:
En la
soldaduraa cuando se
utiliza el acetileno al
combinarse con el oxígeno se forma
dióxido de carbono y agua. Esta reacción libera mucha energía de tal
manera que se
funde el metal, se considera que es una reacción exotérmica:
Práctica 25
Instrucciones: anota el tipo
de reacción a la cual pertenecenn las siguientes ecuaciones
químicas.
Ecuación
CO 2 + H 2 0
H 2 CO 3
Tipo de reacción
Sn (s)
+ HCl (ac)
SnCl 2(ac)
+ H 2(g)
Na+ ½ Cl 2
Zn + CuSO 4
2KClO
O 3
NaCl + AgNO 3
C3H8
+ 5O2
NaCl
Cu + ZnSO 4
2KCl + 3O 2
AgCl + NaNO 3
3CO2 + 4H2O
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Química I Semana 3 y 4
Sesión 14
Los temas a revisar el día de hoy son:
17. Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas
17.1. Método por tanteo o de ensayo y error
17.2. Balanceo por óxido‐reducción (Redox
17. Conoce los métodos de balanceo de ecuaciones químicas
El francés Antoine Lavoisier (1734‐1794) llevó acabo una serie de estudios
cuantitativos en reacciones químicas, observando en ellos que la masa total de las
sustancias que reaccionan, era igual a la de aquéllas que se producen en la reacción.
Uno de los experimentos que realizó Lavoisier para descubrir la ley de la conservación
de la masa fue la descomposición del óxido de mercurio metálico y el gas de oxígeno,
pesó la cantidad de HgO que se descompuso y comprobó que ésta tenía el mismo peso
de los reactivos mercurio Hg y oxígeno O 2 producidos.
Partiendo de las observaciones, Lavoisier, en 1783 publicó lo que actualmente
conocemos como Ley de la conservación de la materia, cuyo enunciado es el
siguiente:
“La materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma”.
La Ley de la conservación de la materia es una ley de carácter universal, por lo que se
aplica a cualquier transformación o cambio químico de la materia, si las ecuaciones
químicas representan las transformaciones o reacciones de la materia, entonces las
ecuaciones deben cumplir también con dicha ley.
Para verificar si una ecuación cumple con la Ley de la conservación de la materia, se
cuenta el número de átomos de cada elemento que aparece en los reactantes y los
que existen en los productos, estos números deben ser iguales. En otras palabras, el
número y tipo de átomos que se encuentran presentes en los reactivos en una
reacción química son los mismos que se encuentran en los productos, de ahí viene la
ley de conservación de los átomos. Lavoisier realizó una contribución especial al
balanceo.
¿Qué es el Balanceo, pues consiste en igualar la ecuación indicada colocando
adelante de cada fórmula un número entero o coeficiente. El número que se coloca
corresponde al menor número de moléculas, o de las agrupaciones de átomos
representativas de la fórmula empírica del compuesto cuando no existen verdaderas
moléculas, necesarias para que el proceso elemental tenga lugar.
45 Universidad CNCI de México

Química I Semana 3 y 4
En una ecuación balanceada debe haber la misma cantidad y clase de átomos tanto a
la izquierda de la flecha como a la derecha de la misma. ¡Veamos un ejemplo!
Ecuación química:
NaOH + HCl
NaCl + H 2 O
Reactantes
Productos
Na = 1 Na = 1
O = 1 O = 1
H = 2 H = 2
Cl = 1 Cl = 1
Pero ¿qué pasa cuando una ecuación no esta balanceada En este caso la ecuación
debe ser sometida a un proceso de balanceo para lograr que ésta cumpla con la ley de
la conservación de la materia.
Se conocen varios métodos para balancear ecuaciones; entre los más comunes
tenemos: tanteo y óxido reducción (Redox).
17.1. Método por tanteo o de ensayo y error
La palabra tanteo significa: ensayar, prueba o calcular aproximadamente. Con este
método de tanteo, se puede balancear una ecuación; es decir, se cuentan los átomos
de un lado y al otro de la flecha de la reacción. Este método se utiliza generalmente
para balancear reacciones sencillas, donde el número de reactantes y productos es
pequeño y fácil de manejar.
Si observas cuidadosamente una ecuación química no balanceada, como la que se
presenta a continuación, encontrarás que a ninguna de las moléculas o átomos le
antecede un coeficiente:
__PbCl 2 + __Li 2 SO 4 __LiCl + __PbSO 4
El valor del coeficiente, es el que debes encontrar durante el balanceo de la ecuación.
Para efectuar el proceso se sugieren los siguientes pasos:
a) Identifica los átomos que están participando en la reacción.
b) Los números que aparecen como subíndice al lado de cada átomo, te dicen
cuántos de ellos están participando en la reacción. Si el átomo no tiene
subíndice, se sobreentiende que es 1; éste será tu punto de partida.
c) Compara el número de átomos en cada extremo de la reacción y trata de
igualarlos.
d) Inicia el balanceo con los átomos que sean diferentes al hidrógeno y al
oxígeno.
e) Después balancea los átomos de hidrógeno.
f) Posteriormente, balancea los átomos de oxígeno.
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Química I
I Semana 3 y 4
g) Finalmente, compara la cantidad de átomos que están presentes al lado de
reactantes y productos.
Nota: Para balancear una ecuación deben modificarse
los coeficientes, NO
los
subíndices.
Veamos algunos
ejemplos:
Ejemplo 1
coeficiente
Ecuación balanceada
Ejemplo 2
Ajustamos el O 2 y lo multiplicamos por 2
Ecuación balanceada
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Química I Semana 3 y 4
Ejemplo 3
La descomposiciónde la urea
Para balancear
únicamente duplicamos
NH 3 y así:
Ecuación balanceada:
Como el número de átomos que hay en los reactivos es igual al de los productos, la reacción ya estará
balanceada. Ya ves no es complicado, ¡sólo es cuestión de práctica!
La reacción química cuando se quema el gas butano en el encendedor es la siguiente:
C 4 H 12 + O 2 CO 2 + H 2 O
Las sustancias que se forman son dióxido de carbono y agua, resultantes de una
combustión. Esta ecuación está desbalanceada, los átomos antes y después son
diferentes en cantidad. La ecuación correcta es la siguiente:
C 4 H 12 + 7O 2 4 CO 2 + 6H 2 O
Ahora sí ¡la cantidad de átomos antes y después de la reacción son iguales!
Práctica 26
Instrucciones: intégrate a un equipo de trabajo, balancea por tanteo las siguientes
ecuaciones químicas y comenta los resultados con tus compañeros.
Ecuación
Ecuación balanceada
Na + Br 2
NaBr
H 2 + O 2 H 2 O
Mg + HCl MgCl 2 + H 2
Al + CI 3 AlCI 3
KMnO 4 + HCl KCl + MnCl 2 +
H 2 O + Cl 2
Cu + HNO 3 Cu(NO 3 ) 2 + H 2 O+ NO 3
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Química I
I Semana 3 y 4
17.2. . Balanceo por óxido‐reducción (Redox)
El oxígeno puede producir muchas reacciones cuando se
encuentra
frente a otras
sustancias, por ejemplo, que se hagan
negras las
frutas o cuando se oxidan los objetos
hechos de fierro. Óxido se
le llama al compuesto formado por un elemento que cede
electrones y oxígeno.
En la
antigüedad se estudiaron las reacciones de elementos que se
combinann con
oxígeno y se les llamó reacciones de oxidación, pero conforme fue pasando la
experimentación se descubrió que otros elementos no metálicos también reaccionan
con el oxígeno, considerando que estas reacciones son similares a las de oxidación.
Ahora los científicos modernos llaman oxidación a cualquier reacción química en la
que un elemento o compuesto cede electrones a otra sustancia.
Una reacción de reducción es aquella en la que un elemento gana uno o más
electrones. Se puede explicar también al mencionar que si un elemento gana
electrones, se vuelve una carga negativa mayor, es decir, se
reduce, ya
que el número
de oxidación disminuye.
Para saber quién gana o pierde electrones en una reacción, compara el número de
valencias que tiene cada una de las sustancias de los reactivos, con las valencias
que
presentan una vez que son
convertidas en productos. El siguiente recuadro, te servirá
comoo referencia
para hacer dicha comparación.
Ganancia de electrones
‐7, ‐6, ‐5, ‐4, ‐3, ‐2, ‐1, 0 +1, +2, +3, +4, +5, +6, +7
Pérdida de electrones
En cada reacción Redox hay un elemento que se reduce y otro que se oxida, ya
que
una reacción de
este tipo debe tener un elemento que cede electrones y otro que los
acepte. La estructura electrónica de ambos elementos cambia durante la reacción.
Un agente oxidante es la sustancia que gana electrones en
una reacción Redox, es el
material que se reduce, y además siempre va acompañada
de una oxidación en la
que
debee haber un agente reductor.
Un agente reductor es la sustancia que pierde electrones en una reacción Redox, es
decir, es el material que se oxida.
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Química I
I Semana 3 y 4
Identifica cuál reactivo se reduce y cuál se oxida en la siguiente reacción.
La ecuación química y los números de oxidación o valencia de cada elemento en la
reacción, son el punto de partida para el balanceo de ecuaciones por el método de
óxido‐reducción
o redox.
Para balancear una ecuación química
por el método de óxido‐reducción se sugiere la
siguiente metodología:
a) Identifica los átomos que
están participando en la reacción.
Sn + HNO 3
b) Anota el número de
presentes en la ecuación.
oxidación
SnO 2 + NO 2 + H 2 O
que le corresponde a cada uno
de los átomos
Sn 0 + H +1
N +5 ‐2
O 3 Sn +4 ‐2
O 2 + N +4 ‐22
O 2 + H +1 2 O ‐2
c) Identifica al átomo que se reduce (gana electrones) y realiza lo siguiente:
• Con ayuda de una
semirreacción representa su estado de oxidación como
reactante y como producto.
•
•
Iguala el número de átomos en ambos extremos de la semirreacción.
Calcula cuál fue la
variación de electrones y multiplícala por el número de
átomos que tienes; anótala al lado de los reactantes.
N +5
N +4 + 1e
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Química I Semana 3 y 4
d) Identifica al átomo que se oxida (pierde electrones) y realiza lo siguiente:
• Con ayuda de una semirreacción, representa su estado de oxidación como
reactante y como producto.
• Iguala el número de átomos en ambos extremos de la semirreacción.
• Calcula cuál fue la variación de electrones y multiplícala por el número de
átomos que tienes; anótala al lado de los reactantes.
Sn 0 Sn +4 ‐ 4e ‐
e) Iguala el número de electrones ganados y perdidos, multiplicando la primera
semirreacción por el número de electrones obtenidos en la segunda semirreacción. La
segunda semirreacción la multiplicarás por el número de electrones de la primera.
(N +5 N +4 + 1e ‐ )4
(Sn 0 Sn +4 ‐ 4e ‐ )
(4N+5 4N +4 + 4e‐)
(Sn 0 Sn +4 ‐ 4e ‐ )4
4N +5 + Sn 0 4N +4 + Sn +4
f) El resultado obtenido trátalo como si fuera una suma; en ésta, veremos que el
número de electrones se hace cero y sólo nos quedan las especies reaccionantes que
cambiaron su número de oxidación.
g) En esta misma ecuación, veremos que los reactantes quedan colocados a la
izquierda de la flecha, mientras que los productos quedan hacia la derecha de la
misma.
El resultado obtenido nos permite iniciar el balanceo de la ecuación; este resultado nos
dice que al lado de los reactantes debemos tener cuatro N +5 y un Sn 0 , mientras que al
lado de los productos deberán aparecer cuatro N +4 y un Sn +4 . Si colocamos estos datos
en la ecuación se observará lo siguiente:
Sn 0 + 4H +1 N +5 ‐2
O 3 Sn +4 ‐2
O 2 + 4N +4 O ‐2 2 + H +1 2 O ‐2
h) La ecuación puede no estar totalmente balanceada, por lo que deberás concluirla
por tanteo, ajustando el número de átomos a partir de los datos que ya tenemos.
Sn 0 + 4H +1 N +5 O 3
‐2
Sn +4 O 2
‐2
+ 4N +4 O 2
‐2
+ 2H 2 +1 O ‐2
i) Finalmente, comprueba que el número de átomos sea igual en los reactantes y en los
productos.
Reactivos
Productos
Sn=1
Sn=1
N = 4 N = 4
H = 4 H = 4
O = 12 O = 12
El término semirreación se utiliza para representar ecuaciones químicas incompletas;
en este caso, se utiliza para representar las variaciones en el número de oxidación de
las sustancias que se reducen o se oxidan.
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Las reacciones de oxidación – reducción o Redox
son las reacciones químicas donde
está involucradoo un cambio
en el número de electrones asociado a un átomo
determinado, cuando este átomo o el compuestoo del cual forma parte se transforma
desde un estado
inicial a otro final.
¿Qué
importancia tienen las reacciones Redox en nuestra vida
• Con ayuda de estass reacciones
te puedes
explicar por qué se oxidan los
metales o, por qué se destiñe la ropa.
• Gracias a ellas, es posible fabricar fuegos artificiales.
• La comunicación que existe entre nuestras neuronas
son posibles gracias a
este tipo
de reacciones.
• Los antisépticos y desinfectantes tienen una acción oxidante que permite
conservar la salud.
• En la fotosíntesis,
donde las plantas utilizan la energía del sol para producir
azucares
y oxígeno,
se transfieren electrones entre las moléculas por
reacciones Redox.
La respiración celular de
nuestro cuerpo es
un
proceso automático, en el cual utilizamos los
productos de la fotosíntesiss (azucares y oxígeno).
A través de estas reacciones en las células,
obtenemos la energía necesaria paraa que el cuerpo
funcione y hagamos todas nuestras actividades
diarias.
Química I
I Semana 3 y 4
Práctica 27
Instrucciones: contesta lo que a continuación se te indica, con base en el conocimiento
adquirido durante esta sesión.
1.‐ Identifica cuál reactivo se reduce y cuál se oxida en lo que se te presenta a
continuación:
2.‐ Describe las diferencias entre agente oxidante
y agente reductor:
3.‐ Balancea las siguientes reacciones mediante Redox:
a) HNO 3 + P + H 2 O
b) C) H 2 SO4 + H 2 S
H 3 PO 4 + NO
SO
2 + S + H 2 O
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Química I
I Semana 3 y 4
Sesión 15
Los temas a revisar el día de hoy son:
18. Explica los cambios energéticos en las reacciones químicas
19. Entalpía de reacción
18. Explica los cambios energéticos en las reacciones químicas
El concepto de materia es fácil de entender, pero el de
energía es un pocoo más
abstracto.
Cuando realizamos alguna actividad física gastamos energía. Dentro de
nuestro cuerpo
acontecen
reacciones químicas que liberan energía para que podamos realizar
nuestras actividades físicas o inclusive mentales.
Todas
las transformaciones de
energía que se dan en la naturaleza son estudiadas por la Termoquímica, la cual es una
ramaa que se encarga de los
cambios de calor asociados con las reacciones químicas.
Por ejemplo, cuando se lleva a cabo la
combustión de la
gasolina y otro comestible,
se libera calor en el proceso,
al igual que dióxido de carbono y aguaa como productos.
Este calor liberado puede usarse para obtener otras
formas de energía.
Antes de comenzar definamos lo que es un sistema, el cual es una parte especifica del
universo en el que se encuentra la reacción comoo parte del estudio.
• Sistema abierto:ess aquel que intercambia materia y
energía con los alrededores durante un proceso o. Por
ejemplo
un recipiente e abierto que contiene gasolina y
se quema y libera energía.
Haytres tipos de sistemas:
• Sistema
cerrado:
es cuando
solamentee
se
intercambia energía con los alrededores durante un
proceso, por ejemplo unaolladepresión que contiene
agua y carne para su cocción, no permiten la salida de
materia, pero hay intercambio de energía para calentar
el agua y transformarla en vapor.
• Sistema aislado: es elquenointercambia materia,
ni energía con los alrededores durante el proceso, por
ejemplo
un frasco de Dewar cerrado
(comountermo) o
una hielera, si colocamos hielo y aguaenelsistema
Dewar, no podrá intercambiar materia con sus
alrededores pues las
paredes son aislantes de tal
forma que el proceso del enfriamiento del agua se debe
a la interacción con
el hielo, los alrededore es no
intervienen.
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Química I Semana 3 y 4
Las reacciones químicas son procesos que experimenta la materia, en los cuales hay un
intercambio de energía asociada. Cuando la energía de intercambio es energía térmica
hay un flujo de calor y se tiene una reacción termoquímica.
Con base en la absorción y liberación de energía térmica, las reacciones termoquímicas
se clasifican en:
• Reacciones endotérmicas. Son las que absorben calor de los
alrededores cuando se llevan a cabo, por ejemplo aplicar tratamiento
en una lesión del cuerpo. Algunas compresas contienen nitrato de
amonio y agua, por separado, cuando entran en contacto ambas
sustancias se producen este tipo de reacciones, en la cual absorbe
calorla parte lesionadasobre la que se aplica.
•Reacciones exotérmicas. Son las que liberan calor a los
alrededores cuando se llevan a cabo. Todas las reacciones de
combustiónson exotérmicas.
Al reaccionar el butano, C4H10 con oxígeno, O2, se produce
agua, H20, dióxido de carbono, CO2, y calor, en esa reacción
se genera tanto calor que se emplea para calentar agua o
cocinar. Se ha producido la combustión del butano, llamada
asípor la aparición de llamas:
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Química I
I Semana 3 y 4
La mayor parte
de las reacciones químicas de interés para el ser humano, que se
realizan en laboratorio y en los seress vivos y en
la superficie terrestre ocurren a una
presión constante, para medir el calor involucrado en estos procesos se utiliza un
propiedad llamada entalpíaa (H) .
La entalpía es una propiedad de la
termodinámica que
se definee como el calor
transferido o absorbido por un sistema cuando este experimenta un proceso a presión
constante y se simboliza con la letra H. La entalpía además es una propiedad de
estado, lo que significa que su valor sólo depende de los estados inicial y final de un
sistema.
“La energía es la fuerza vital de
nuestra sociedad”
De ella dependen, la fotosíntesis de las plantas, la iluminación
de interiores y
exteriores, el calentamiento y refrigeración de nuestras casas, el transporte de
personas y mercancías, la obtención de alimento
y su preparación, el funcionamiento
de las fábricas, etc. Hace poco más de un siglo las principales fuentes de energía
eran
la fuerza de los animales y la de los hombres y el calor obtenido al quemar la madera.
Pero la gran revolución vino con la máquina de vapor, y desde entonces, el gran
desarrollo de la
industria y la tecnología han cambiado, drásticamente, las fuentes de
energía que mueven la moderna sociedad.
Ahora, el desarrollo de un país está
ligado a un creciente consumoo de energía de
combustibles fósiles comoo el petróleo, carbón y gas natural. Estos combustibless han
permitido un avance sin precedentes en la historia humana. La energía cumple un
papel fundamental en la vida, en todoo lo que nos rodea, aunque no nos hacemos una
idea de lo que significa exactamente.
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Química I Semana 3 y 4
Práctica 28
Instrucciones: de acuerdo con la sesión vista, indica cuál de los siguientes cambios son
endotérmicos o exotérmicos y por qué.
Cambios Tipo de cambio ¿Por qué
a) Fusión del hielo
b) Volatilización
(sublimación) del hielo seco
a temperatura ambiente
c) Quema de basura
d) Cocción de un huevo
19. Entalpía de reacción
¿Alguna vez te habías imaginado que la energía que sale o absorbe en una reacción
puede determinarse Pues sí, es posible determinar dicha cantidad de energía
mediante una propiedad conocida como entalpía.
Cuando hablamos de entalpía, H, debemos enfocarnos en los cambios ( ∆H). Para que
suceda una reacción es necesario suministrar energía continuamente. La energía se
puede medir en varias unidades. Comúnmente se utilizan las unidades de calorías (cal)
o kilocalorías (kcal), pero en el Sistema Internacional de Unidades, se utiliza en joule o
julio o el kilojulio (kj) y sus equivalencias son las siguientes:
1cal = 4.184 J
1 kcal = 1,000 cal
1kj = 1,000 J
Por lo tanto, 1 kcal = 4.184kj
Para entender mejor la entalpía, vemos el ejemplo de la electrolisis del agua
(rompimiento de las moléculas de agua).
La energía necesaria para realizar la electrolisis de cierta cantidad de agua es de 286 kj,
aproximadamente de este modo podemos expresar la reacción:
H 2 O + 286kJ H 2 + 1/2O 2
Y si quiero realizar el proceso inverso , es decir producir agua a partir
de reacciones de hidrógeno y oxígeno, tendríamos:
H 2 + 1/2O 2 H 2 O + 286kJ
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Química I
I Semana 3 y 4
Para que esta reacción suceda se requiere de una
pequeña flama que provoque una explosión y una
gran cantidad de energía térmica liberada: 286
kJ.
En un sentido es una reacción endotérmica y por el
otro exotérmica. La reacción entre el
H 2 y el O 2 , es
muy violenta y libera gran cantidad de energía
térmica.
Esta energía liberada o absorbida se puede descubrir si conocemos el cambio de
entalpía durante la reacción y se calcula mediante una resta: la entalpía de los
productos menos la entalpía de los reactivos.
ΔH 0 f. = ΔH 0 (Productos) ‐ ΔH 0 (Reactivos)
El símbolo ΔH 0
f . se lee como entalpía estándar de formación o también conocida
comoo calor de formación
y representa la energía liberada o absorbida por cierta
cantidad de materia
en la formación de un compuesto, en condiciones de
temperatura iguales a 1 atmósfera (atm) y 25ºC respectivamente. La entalpía estándar
de formación se
mide en kJ/mol.
Es importante aclarar que en una reacción sólo puede medirse un cambio de entalpía,
ya que no es posible determinar un valor absoluto y puntal de la entalpía (Hº), por lo
que para calcular ΔH 0 f de una reacción se tiene:
ΔH 0 f reacc = ΔH 0 f ( productos)
‐ ΔH 0 f (reactivos)
Ejemplos:
C(s) + O 2 (g) CO 2 (g)
Δ H 0 f = – 393,13 kJ/mol
H 2 (g)
+ ½ O 2 (g) H 2 O(l) )
Δ H 0 f = – 285,8 kJ/mol
Si conocemos las entalpías
de los reactivos y productos podremos saber la entalpía de
reacción o saber cuánta energía requiere una reacción endotérmica o cuanta energía
libera una reacción exotérmica. Los valores de
entalpías de formación de muchos
compuestos se encuentran en tablas que nos
ayudan a calcular los cambios de
entalpía en una
reacción química.
57 Universidad CNCI de México

Química I Semana 3 y 4
Si observas la tabla, la entalpía estándar de formación más estable de cualquier
elemento es cero, puesto que no se requiere una reacción de formación si el elemento
se encuentra en su estado estándar. Otra cosa es que muchos compuestos presentan
un valor ΔH 0 f negativo, lo que muestra que la formación de estos compuestos es
exotérmica.
Para medir los cambios de entalpía de una reacción empleamos la siguiente ecuación:
ΔH 0 f = ∑ (ΔH 0 f productos) – ∑ (ΔH 0 f reactivos)
Para realizar los cálculos debemos considerar los coeficientes que balancean una
ecuación química y multiplicarlos por ΔH 0 f del compuesto, según corresponda.
Ejemplo:
Calcular el cambio de entalpía de la siguiente reacción química.
CH 4 + 2O 2 CO 2 + 2H 2 O
A partir de los datos de la tabla tenemos:
ΔH 0 f CH 4 = ‐74.9 KJ/ mol
ΔH 0 f 2O 2 = 0 KJ/ mol
ΔH 0 f CO 2 = 393.51 KJ/ mol
ΔH 0 f H 2 O = 241.83 Kj/mol
Por lo tanto:
ΔH 0 f = ∑ ΔH 0 (CO 2 + 2H 2 O) – ∑ ΔH 0 f (CH 4 + 2O 2 )
ΔH 0 f = [ ( 393.51 KJ/mol) + 2 (241.83KJ/mol) ] ‐ [ (74.87KJ/mol) + 2(0KJ/mol) ]
ΔH 0 f = ‐877.17 KJ/ mol + 74.87KJ/mol = ‐802.3
Esta reacción es exotérmica
En un ambiente acondicionado por su hermeticidad (congelador o cámara frigorífica)
las cosas guardadas ceden energía (bajando su temperatura) a través de un
intercambiador de calor llamado evaporador, se dirigen hacia el fluido refrigerante y
propician su cambio de estado líquido a gas (líquido hirviendo), el gas a su vez de
acuerdo a la disposición del circuito cede energía (bajando la temperatura del fluido) al
medio ambiente exterior (el aire que nos rodea) a través de otro intercambiador de
calor llamado condensador.
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Química I Semana 3 y 4
Práctica 29
Instrucciones: con base en las tablas de entalpías estándar de formación, realiza
ejercicios de cambios de entalpía e indica en cada problema si son exotérmicos o
endotérmicos.
a) 2NO + O 2 2NO
b) 2C2H6(g) + 7 O2(g) 4CO2(g) + 6H2O (g)
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Química I
I Semana 3 y 4
Sesión 16
Los temas a revisar el día de hoy son:
20. Explica el concepto de velocidad de reacción
20.1. Factores que afectan la velocidad de reacción
21. Conoce el consumismoo e impacto
ambiental
20. Explica el concepto de velocidad de reacción
¿Cuánto tiempo
requiere una reacción
para llevarse a cabo
Algunas reacciones ocurren súbitamente comoo aquella en la que se forma agua a
partir de H 2 y O 2, o aquella reacción
cuando estalla dinamita, pero otras reacciones
requieren de un tiempo más largo, por ejemplo, la reacción que acontece cuando
disuelves una tableta efervescente en agua. Aquí ocurre una reacción en la que se
libera dióxido de carbono, por eso la disolución burbujea vigorosamente y no deja de
moverse de inmediato, sino
que toma
unos minutos.
El hecho de que
existan reacciones lentas y rápidas,
nos lleva a intuir que existee un parámetro que mide
la velocidad
y se conoce como velocidad de
reacción.
La rama de la química que
estudia la rapidez de
las
reacciones químicas y los factores relacionados que
la afectan es la Cinética Química.
La rapidez de una reacción química puede ser
determinada a partir de
la disminución en la
concentración de los reactivos o bien midiendo
el
aumento en la concentración de los productos a
través del tiempo.
La cinética química abordaa el estudio
de las reacciones químicas desde la perspectiva
de una teoría de colisiones. La teoría de colisiones establece: “Para que una reacción
se realice es necesario que los átomos
o moléculas entren en contactoo o choquen
para
que se rompan los enlaces químicos que los unenn y se formen nuevos enlaces”.
Sin embargo, no todas las colisioness son eficaces para la
formación
de productos,
aquellas que lo son se debee a que las moléculas colisionan con la orientación correcta y
con la energía de activación suficiente, como su nombre lo indica esta energía inicia la
actividad en una
reacción química.
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I Semana 3 y 4
La energía de activación se puede suministrar
con
una chispa, frotación, flama o por radiación, entre
otras
formas.
Por ejemplo, ¿qué se requiere para llevar a cabo
la
combustión del gas que contiene un encendedor
Como es una reacción de combustión, pues se
requiere necesariamente
oxígeno, pero el hecho
que el oxígeno entre en contacto con el encendedor
no provoca la reacción química.
Entonces se tendría que generar una chispa mediante el frotamiento del dispositivo
que tiene el encendedor para provocar la reacción química de combustión.
20.1. . Factores que afectan
la velocidad de reacción
¿Sabías que podemos modificar la velocidad de las reacciones químicas
Podemos hacer
que sea más rápida o más lenta según nuestras necesidades,
perder de vista la naturaleza de los reactivos.
sin
Existen varios factores que influyen en
la rapidez de una reacción química como son:
• Naturaleza de los reactivos.
• Tamaño
de las partículas.
• Temperatura.
• Concentración de los reactivos.
• Catalizadores.
• Luz.
Naturaleza de los reactivos
Algunas sustancias reaccionan más rápido que otras, esto hecho se relaciona con la
estructura de la
sustancia. Por ejemplo, cuando reacciona el sodio metálico y el agua,
lo hacen muy rápido, aun cuando se
usa en cantidades pequeñas de
sustancias se
produce una reacción explosiva.
Por el contario, los metales como el aluminio, que se usa para la orilla
de las puertas
y ventanas de baño, no reacciona con el agua de lluvia, este metal casi no se corroe, y
si lo hace, será lentamente para formar una ligera capa de óxido que más bien
les
sirve
de protección al resto
del material para que
no se siga oxidando.
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Tamaño de las partículas
¿Alguna vez en la práctica de laboratorio has
triturado en un mortero las sustancias que
utilizarás Esto es para favorecer que la reacción
sea más rápida. Para que las sustancias reaccionen
es necesario que las moléculas colisionen y esto
se logra teniendo trozos muy pequeños, porque se
tienee mayor área de contacto para colisionar y
formar productos.
Temperatura
Un aumento en
la temperatura provoca un aumento en la velocidad de la reacción.
Por ejemplo, cuando cocinas, aceleras la cocción, es decir, aumenta la energía
cinética de las moléculas y por consiguiente, los choques entre las partículas son más
eficientes y más
frecuentes.
Otro ejemplo son las reacciones bacterianas que
conducen a la descomposición de los
alimentos, éstas se llevan a cabo con
mayor rapidez a temperatura
ambiente que a
temperaturas heladas, pues el hecho de introducir los alimentos al refrigerador
retarda las reacciones químicas y la descomposición natural.
Con esta acción disminuimos su temperatura y retardamos la velocidad de la
descomposición. La velocidad de una reacción se
duplica en
general aproximadamente
por cada 10ºC que aumenta la temperatura.
Concentración de los reactivos
Cuando una solución está
concentrada tiene una mayor cantidad de soluto y por
consiguiente, hay un número mayor de moléculas disponibles que producen un mayor
número de colisiones.
Si al efectuar una reacción química usas soluciones
concentradas, con un mayor número de moléculas
que colisionen, se formarán más rápidamente los
productos. Por
el contrario, si son soluciones
diluidas habrá menos moléculas que puedan
colisionar y la reacción será
más lenta.
Soluto
Solvente
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Catalizadores
Los catalizadores son sustancias que ayudan a acelerar la velocidad de las reacciones
químicas, y aquellas que
entorpecen la velocidad de
la reacción se llaman
inhibidores, los cuales no son catalizadores.
Los catalizadores en una reacción no
modifican
su estructura interna, por lo que no
forman parte de los productos. Un ejemplo de
catalizador es el óxido mangánico
MnO
2 , el cual se
emplea en la descomposición del agua oxigenada. El agua oxigenada
se puede almacenar por mucho tiempo, ya que su descomposición es muy lenta, pero
si le agregamos el MnO 2, se
acelerará.
Los catalizadores en una reacción no
modifican
su estructura interna, por lo que no
forman parte de los productos. Un ejemplo de
catalizador es el óxido mangánico
MnO
2 , el cual se
emplea en la descomposición del agua oxigenada. El agua oxigenada
se puede almacenar por mucho tiempo, ya que su descomposición es muy lenta, pero
si le agregamos el MnO 2, se
acelerará.
En los seres vivos
los catalizadores más importantes son las enzimas, que
son
proteínas con un papel fundamental en los procesos químicos de las células.
Seguro alguna vez has escuchado que
algunas personas tienen problemas para digerir
la leche entera,
ya que el azúcar de la leche llamada lactosa requieree de una enzima
llamada lactasa para metabolizarla, pero hay personas que no producen lactasa y al no
poder ser digerida la leche causa malestares y la solución es consumir productos
deslactosados.
Luz
Hay reacciones que en la oscuridad son muy lentas, como por ejemplo, la combinación
del hidrógeno con el cloro. La luz solar acelera la reacción
de modo tal, que a la luz
solar
directa, la reacción se
hace explosiva.
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Lo mismo ocurre en la formación de azúcares por los vegetales verdes a partir del agua
y el dióxido de carbono en la fotosíntesis. Ocurre lo mismo con la descomposición de
sustancias poco estables, por tal motivo se envasan en recipientes que impidan el paso
de la luz, como los alimentos.
Si sabemos cómo influye cada uno de estos factores es posible controlarlos y lograr
que una reacción química sea más rápida o más lenta de acuerdo a nuestros intereses.
Práctica 30
Instrucciones: contesta lo que se te indica.
1.‐ Imagina que en la mañana te dispones a desayunar, te vas a preparar un chocolate
con leche. Al momento de agregar el chocolate en polvo en la leche, se forman grumos
y no se disuelve bien.
¿Qué harías para que se disuelva bien y no se formen grumos
¿Qué factores consideras que están influyendo en que no se disuelva
2.‐ Averigua cuáles 2 reacciones de tu entorno son convenientes retardarlas o
acelerarlas y por qué.
a)
b)
3.‐ Investiga una reacción química en la industria donde se utilice un catalizador.
21. Conoce el consumismo e impacto ambiental
En nuestra sociedad, todos somos consumidores. Tenemos necesidades y éstas se
deben cubrir con determinados productos. Las personas que viven en los países
desarrollados y subdesarrollados formamos parte de lo que se ha dado en llamar
sociedad de consumo. Es decir, vivimos en una sociedad en la que comprar y consumir
son actividades cotidianas que no dejan de aumentar.
El consumo desenfrenado de bienes y servicios se conoce como consumismo.
Los ciudadanos acumulamos objetos innecesarios para nuestra vida diaria. La
publicidad es una de las culpables de este hecho, su poder es enorme. Vivimos en
muchos casos sometidos a ella, condicionando lo que compramos y nuestra forma de
actuar. Es de vital importancia desarrollar una actitud crítica ante la publicidad,
intentando no caer en el consumismo, y no dejarnos llevar por modas o marcas.
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Y es que el consumo desmesurado
de los recursos de nuestro planeta plantea la
necesidad de implantar un desarrolloo sostenible, basado en
la explotación controlada.
No se puede seguir en una sobreexplotación
del planeta basada en el beneficio
económico o en
el puro bienestar inconsciente.
“Los recursos de
la Tierra son limitados”.
El consumo responsable es un concepto defendido
por organizaciones ecológicas, sociales y políticas,
ellos consideran que los seres humanos debemos
cambiar nuestros hábitos de consumo, ajustándolos a
nuestras necesidades reales y optandoo en el mercado
por opciones que favorezcan la conservaciónn del
medio ambientee y la igualdad social.
Consecuencias del modeloo consumista
Echemos un rápido vistazo a las consecuencias de éste modeloo consumista y
derrochador.
Haciendo una esquemática
relación de problemas
ambientales, los
más
importantes de ellos
serían:
•Efecto
invernadero
ocalentam miento del planeta por el
uso
excesivodecombustibles fósiles.
•Reducción de la capa de ozono, protecto ora de los rayos
solares nocivos.
• Aumento de enfermedades
respiratorias, de la piel
y
cancerosasporla polución atmosférica.
•Reducción drástica
de la superficie natural y arbolada a del
planeta.
•Explotación abusiva delosrecursos naturales: minería, tala,
turismo de masas,etc.
•Diseminación de residuos altamente
tóxicos
(dioxinas y
furanos).
•Proliferación de vertederos.
• El peligro nuclear.
• Agotamiento de recursosenergéticos.
• Deterioro de la salud debido a la alimentación industrial
(pollos con dioxinas,vacas locas, etc.).
Por ejemplo, la
liberación
de gases invernadero, como el CO2 es responsable del
calentamiento
global. Por
otra parte, la liberación de clorofluorocarbonos ( CFCs)
provoca la destrucción de la capa de ozono. Pero
además, la destrucción de la capa de
ozono, provoca el paso de
radiación ultravioletaa (UV) y esta mayor incidencia de UV,
afecta y modifica las poblaciones de fitoplancton (organismos vegetales flotantes en
los mares que realizan la fotosíntesis).
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Reduciendo la capacidad de absorción de dióxido de carbono de los océanos. Este es
un vínculo entre la destrucción de la capa de ozono y el efecto invernadero.
La perturbación del clima en la tierra ha tenido respuesta de diversos países, los cuales
formaron la Convención del Cambio Climático, durante la Cumbre del la Tierra, que se
celebró en 1992 en Rio de Janeiro, Brasil, bajo los auspicios de la Organización de las
Naciones Unidas.
Esta convención estableció objetivos a largo plazo con el fin de estabilizar las
concentraciones atmosféricas de los gases del efecto invernadero en niveles donde sea
posible prevenir una interferencia antropogénica peligrosa para el sistema climático.
Así mismo los países desarrollados involucrados establecieron metas voluntarias para
reducir las emisiones en un lapso de 10 años (1990‐2000), pero pocos cumplieron.
Debido a este fracaso, se reconoció que era necesario un esfuerzo mayor.
Para 1997 varios países negociaron el Protocolo de Kioto, el cual es el instrumento
más importante destinado a luchar contra el cambio climático. Contiene el
compromiso asumido por la mayoría de los países industrializados de reducir las
emisiones de algunos gases de efecto invernadero, responsables del recalentamiento
del planeta, en una media de un 5 %. El plazo para su cumplimento termina en el año
2012.
Como bien mencionamos los recursos existentes son limitados, el desarrollo de la
tecnología no es ilimitado, la biosfera no tiene capacidad absoluta para asumir las
consecuencias de nuestras acciones.
El modelo basado exclusivamente en el crecimiento económico no sirve ante estas
nuevas amenazas. Para incrementar su riqueza, los países no desarrollados no pueden
imitar el camino que tomaron antes los países industrializados, ya que acabaríamos
con el planeta. Pero tampoco se puede permitir que vivan en una situación precaria.
El desarrollo sostenible es el que permite satisfacer nuestras necesidades actuales sin
comprometer la capacidad de las generaciones futuras para satisfacer las suyas. Esta
definición fue empleada por primera vez en 1987 en la Comisión Mundial del Medio
Ambiente de la ONU, creada en 1983.
Te toca a ti informarte, conocer, razonar y discernir para que colabores con tu granito
de arena y hagas de la ciencia y la tecnología un viaje maravilloso y sostenible.
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Práctica 31
Instrucciones: realiza la siguiente lectura, una vez que hayas leído el artículo, reúnete
en equipo y discute la información analizada con tus compañeros, dando respuesta a
las preguntas que se encuentran al final.
Calentamiento Global y Cambio Climático
El cambio climático es el aumento paulatino de la temperatura media del planeta,
producto de una mayor concentración de gases de efecto invernadero por la quema de
combustibles fósiles. Este fenómeno ha incrementado la temperatura del planeta y
provocado los años más calurosos en la historia de la humanidad en la última década.
El Cambio Climático Global, se atribuye directa o indirectamente a las actividades
humanas, que alteran la composición global atmosférica, agregada a la variabilidad
climática natural observada en periodos comparables de tiempo.
El principal cambio se ha dado en la atmósfera, con una evidente variación en el
balance de gases que la conforman, especialmente en gases invernadero claves como
el Bióxido de Carbono (CO2), Metano (CH4) y óxido nitroso (N2O).
Estos gases naturales permanecen en la atmósfera y son vitales, ya que permiten que
la tierra permanezca con una temperatura adecuada, sin ellos la temperatura mundial
sería 30°C más baja. Actividades como la quema de carbón, petróleo y gas natural
hacen que la concentración de CO2 aumente en la atmósfera; la tala de bosques y
quema de madera reducen la absorción de CO2 realizado por los árboles y plantas. La
crianza de bovinos y la plantación de arroz generan metano, óxidos nitrosos y otros
gases invernadero.
Si el crecimiento de la emisión de gases invernadero se mantiene en el ritmo actual, los
niveles en la atmósfera llegarán a duplicarse, causando severos cambios en el esquema
climático del planeta.
El aumento de temperatura del planeta está teniendo efectos expansivos, los patrones
de lluvia y viento continuarán cambiando siendo cada vez más extremosos; el nivel del
mar podría subir y amenazar islas y áreas costeras bajas; aun un pequeño aumento de
temperatura puede causar un aumento dramático de muertes debido a eventos de
temperaturas extremas; el esparcimiento de enfermedades tales como la malaria,
dengue y cólera; sequías, falta de agua y escasez de alimentos.
En México, según los científicos y expertos, de no controlar el calentamiento global, el
panorama en 25 años será devastador porque los desiertos habrán ganado terreno en
el norte y el sur será víctima de grandes inundaciones. Se destaca también el hecho de
que estos cambios no tienen retroceso y que van en aumento, y en cuyas
consecuencias se debe incluir la desertificación y pérdida de suelo agrícola y por
consecuencia la escasez de alimentos.
A su vez, las implicaciones del cambio climático global y las respuestas de los
ecosistemas, pueden traducirse en desequilibrios económicos, en impactos directos
sobre seres humanos como en el caso de la expansión de enfermedades infecciosas,
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además de inundaciones de terrenos costeros y ciudades, tormentas más intensas, la
extinción de incontables especies de plantas y animales, fracasos en cultivos en áreas
vulnerables, aumento de sequías, etc.
a) ¿Cuál es la relación que existe entre la emisión de bióxido de carbono, metano y
otros gases con el calentamiento global
b) ¿Cuáles son los principales generadores de emisiones de bióxido de carbono a la
atmósfera
c) ¿Qué se puede hacer para evitar dicho problema
d) ¿En este momento realizo acciones que dañan al medio ambiente ¿Soy
consumista
e) ¿Qué relación tiene el consumismo desenfrenado con el daño al medio ambiente
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