Fundamentos de Química, 5ta Edición - Ralph A. Burns-FREELIBROS.ORG

|5.1 • Descubrimiento de la estructura atómica 115

5.1 Descubrimiento de la estructura atómica ❚ Conexión con la química

La teoría atómica de Dalton y su trabajo con las masas atómicas relativas prepararon el CALOR ESPECÍFICO y masa
camino para numerosas investigaciones experimentales del siglo XIX, pero fue el descubri- atómica: J. J. Berzelius (en 1814)
miento de la electricidad y de la radiactividad lo que aportó las mejores herramientas nue- y dos franceses, Pierre Dulong y
vas para explorar el átomo. Examinaremos brevemente algunos de estos descubrimientos a Alexis Petit (en 1819), observaron
partir del punto al que llegamos en el capítulo anterior, con Dalton. que el calor específico de los
metales disminuía a medida que la
Aunque Dalton aportó una lista de masas atómicas relativas de algunos elementos, no masa atómica aumentaba, y con
era una lista completa y algunos de sus valores no eran exactos. La confusión en torno a base en estos datos establecieron la
las masas atómicas relativas atrajo considerable atención en las primeras décadas del siglo masa atómica de muchos metales.
XIX, pero determinar estas masas atómicas no era tarea fácil en aquella época. ❚

Para 1869 ya se habían establecido las masas atómicas relativas de muchos elemen-
tos con bastante exactitud, y el químico ruso Mendeleev publicó un texto de química con
su “tabla periódica”, que mostraba los elementos dispuestos en orden de masa atómica
creciente, de tal manera que los elementos con propiedades químicas similares aparecían
agrupados en familias. La tabla periódica de Mendeleev era semejante a las tablas perió-
dicas modernas. En el capítulo 7 se analizarán varias propiedades periódicas de los ele-
mentos.

Uso de la electricidad en el estudio de los átomos Figura 5.1 Sir William Crookes
(1832-1919) fue el científico
De gran trascendencia fue el trabajo experimental de dos científicos británicos: el quími- británico que inventó el tubo de rayos
co William Crookes (Fig. 5.1) y el físico Joseph J. Thomson (Fig. 5.2). En 1879, Crookes catódicos. Su obra preparó el camino
llevó a cabo estudios con un tubo de vidrio al vacío, en el cual se habían insertados para el descubrimiento del electrón.
dos discos metálicos llamados electrodos, uno en cada extremo del tubo. Al conectar
los electrodos a la fuente de voltaje mediante cables individuales, uno de los discos adqui- ❚ Conexión con el mundo real
ría carga positiva, y el otro, carga negativa. Se extraía entonces la mayor parte del aire del
interior del tubo mediante una bomba de vacío. Al aplicar un alto voltaje al cátodo (elec- Podemos considerar el tubo de
trodo negativo) y al ánodo (electrodo positivo), el tubo al vacío comenzaba a emitir luz Crookes como el precursor del
(Fig. 5.3a). Crookes observó además que el haz que aparecía dentro del tubo (llamado tu- tubo fluorescente moderno: un
bo de descarga) se desviaba al colocar un imán cerca de él (Fig. 5.3b). Estaba convencido tubo al que se ha hecho un vacío
de que este haz luminoso, que ahora conocemos como rayo catódico, estaba formado por parcial, dotado de electrones y
partículas con carga. ❚ lleno de vapor de mercurio y un
poco de argón gaseoso.
Pero, ¿qué eran realmente estos rayos catódicos? J. J. Thomson obtuvo la respuesta Gran parte de la tecnología actual,
en 1897. Demostró que los rayos catódicos se desviaban en un campo eléctrico. A un cos- desde las computadoras hasta las
tado del tubo de descarga de Crookes se colocó una placa metálica con carga positiva, y en comunicaciones de audio y vídeo,
el lado opuesto se puso una placa con carga negativa (Fig. 5.4). Los rayos que viajaban se basa en nuestro conocimiento
del cátodo al ánodo eran atraídos por la placa positiva y repelidos por la negativa. Por de los electrones.
consiguiente, los rayos debían estar compuestos de partículas con carga negativa, a las que

Figura 5.2 J. J. Thomson (1856-
1940)f uee lc ientíficob ritánicoq ue
estableciól ar azónd ec argaa m asa
del electrón. Se hizo acreedor al
Premio Nobel de Física de 1906
pors usi nvestigacioness obrel a
conductividade léctricad el osg ases.

|116 CAPÍTULO 5 • Estructura atómica: iones y átomos

Figura 5.3 (a) Diagrama de un tubo de descarga de Crookes. (b) Desviación del haz en un campo
magnético dentro de un tubo de descarga de Crookes. El recubrimiento de sulfuro de zinc de la tira de
metal del tubo emite luz cuando inciden en él los electrones.

❚ El valor de la razón e/m de Thomson llamó corpúsculos; más tarde, el físico irlandés G. J. Stoney les dio el nombre
de electrones.
un electrón es negativo porque los
electrones tienen carga negativa. Aunque Thomson no consiguió medir la carga ni la masa de los electrones, sí logró
El coulomb es la unidad SI de carga medir la razón de la carga, e, a la masa, m, de los electrones, determinando su grado de des-
eléctrica, y representa una carga viación en un campo magnético de intensidad conocida. Este valor, conocido como razón
muy grande: aproximadamente la e/m, es de Ϫ1.76 ϫ 108 coulombs por gramo. ❚ Conocer esta relación y no poder calcular
carga que pasa por una bombilla la masa del electrón es algo parecido a saber que la masa de una manzana es 1000 veces
de 100 watts en un segundo. mayor que la masa de una semilla de manzana, sin poder determinar la masa de la manza-
na ni de la semilla.

Figura 5.4 Diagrama dela parato
de Thomson en el que se muestra la
desviación de un haz de electrones
enu nc ampoe léctrico.

|5.1 • Descubrimiento de la estructura atómica 117

+
+

++

Figura 5.5 Aparatod eG oldstein
parae studiarp artículasp ositivas.

Thomson demostró que las propiedades de los rayos catódicos son iguales sin im- ❚ Conexión con el mundo real
portar el metal de que se hubiese hecho el cátodo. Los cátodos de diversos metales emi-
tían corrientes de partículas de masa y carga idénticas. ❚ El modelo del átomo de Dalton El moderno cinescopio del televisor
no explicaba estos resultados experimentales. Si los átomos eran indivisibles, no era es un tubo de rayos catódicos (TRC)
posible que emitiesen partículas. Por tanto, había que modificar o desechar el modelo que se basa en los mismos principios
de Dalton. aplicados por Thomson. Se utiliza un
campo eléctrico variable para dirigir
En 1886, el científico alemán Eugen Goldstein llevó a cabo algunos experimentos la trayectoria de las partículas
con un tubo de Crookes modificado cuyo cátodo era un disco metálico lleno de orificios cargadas a lo ancho de una superficie
(Fig. 5.5). Con este aparato, Goldstein observó no sólo la corriente de electrones emiti- fosforescente.
da por el cátodo, sino además unos rayos positivos (llamados rayos en canal) en la re-
gión situada detrás del cátodo. Ahora sabemos que estas cargas positivas se forman ❚ “En ciencia, una teoría errónea
cuando los rayos catódicos desprenden electrones de los átomos gaseosos neutros. Se
producen partículas positivas diferentes cuando se emplean gases distintos, pero todas puede ser valiosa, y es mejor que
las cargas positivas son múltiplos del valor que se obtiene cuando se utiliza hidrógeno no tener teoría alguna.”
gaseoso.
—Sir William L. Bragg
Ya para 1904 se habían reunido indicios suficientes para sugerir que sin lugar a du- Bragg y su padre, Sir W. H. Bragg,
das los átomos estaban formados de partículas más pequeñas. J. J. Thomson había com- compartieron el Premio Nobel
probado la existencia de los electrones, y Goldstein había demostrado que también se de Física de 1915 por sus estudios
formaban partículas positivas. Thomson propuso entonces una explicación, que se co- de cristales con rayos X.
noce el modelo del “pudín de pasas” del átomo (Fig. 5.6). Imaginó un átomo con cargas
negativas (electrones) dispersas entre un número igual de cargas positivas (protones). El Figura 5.6 Modelod e“ pudínd e
modelo de Thomson resultó ser incorrecto, pero ofrecía una explicación de los hechos pasas”d elá tomod e Thomson.
conocidosh astae ntonces. ❚

La carga del electrón

Fue un científico estadounidense, Robert A. Millikan, quien estableció la carga del electrón
mediante experimentos realizados en 1909 en la Universidad de Chicago. En la Fig. 5.7 se
representan las partes fundamentales del aparato utilizado por Millikan para su experimen-
to de la “gota de aceite”. Se usó una botella atomizadora para rociar una niebla de aceite
ligero en la cámara superior del aparato. Cuando una gotita de aceite caía a través de un ori-
ficio hasta la cámara inferior, recogía electrones producidos irradiando el aire con rayos X.
El movimiento de la gota con carga negativa que caía se podía retardar, o incluso detener,
ajustando la fuerza eléctrica de las placas.

|118 CAPÍTULO 5 • Estructura atómica: iones y átomos

Figura 5.7 El experimento de la
gota de aceite de Millikan permitió
establecer la carga del electrón.

❚ La masa de una gota de aceite se Millikan pudo calcular la cantidad de carga de una gota porque conocía la magnitud
de la fuerza eléctrica de las placas, y podía conocer la masa de la gota. ❚ Luego de muchos
podía conocer observando la rapidez experimentos, Millikan encontró que, si bien la carga eléctrica de una gota de aceite no era
de su caída en ausencia de un campo siempre la misma, era un múltiplo de Ϫ1.60 ϫ 10Ϫ19 coulomb. Dedujo que este valor es
eléctrico. Este experimento no fue la carga del electrón porque una gota podía recoger uno o más electrones. Una vez obteni-
totalmente original de Millikan; otros da la carga del electrón, se pudo calcular su masa porque Thomson ya había determinado
científicos habían empleado gotas de un valor de la razón e/m. Cada electrón tiene una masa de 9.110 ϫ 10Ϫ28 g.
agua, pero la evaporación hacía que la
masa cambiase continuamente. Rayos X y radiactividad: otras dos herramientas
Robert Millikan se hizo acreedor al para explorar los átomos
Premio Nobel de Física de 1923 por
su trabajo. Luego de los descubrimientos de Crookes y Goldstein, pero antes que Millikan realiza-
ra su experimento de la gota de aceite, otros importantes descubrimientos respecto a los
❚ Es necesario hacer algún tipo de átomose stabant eniendol ugarc onr apidez.

investigación para descubrir algo, Dos importantes descubrimientos de la década de 1890 a 1900 podrían describirse
pero lo que se descubre puede ser como accidentes afortunados. “Accidente afortunado” es el término que se emplea para
algo inesperado: ¡un accidente describir algo inesperado que, cuando sucede, abre nuevos campos de estudio. Estos ac-
afortunado! cidentes afortunados serían pasados por alto si no ocurriesen en presencia de un obser-
vadorp reparado,c apazd ep ercibirs ui mportancia. ❚
—Ralph Burn
Se produjo un accidente afortunado en 1895, cuando el científico Wilhelm Roent-
❚ Conexión con el mundo real gen trabajaba en un cuarto oscuro estudiando ciertas sustancias que emitían luz al ser
expuestas a los rayos catódicos. Para su sorpresa, Roentgen observó esta luminosidad
Los rayos X son importantes en la en una hoja de papel tratada químicamente y mantenida a cierta distancia del tubo de ra-
ciencia básica y en el campo de yos catódicos. El papel emitía luz incluso cuando el tubo se encontraba en la habitación
la medicina, pero su uso de al lado. Roentgen había descubierto un nuevo tipo de rayo, ¡capaz de atravesar las
indiscriminado dio lugar a varios paredes! Estos penetrantes rayos, a los que Roentgen dio el nombre de rayos X (Fig.
casos de quemaduras graves y 5.8), se desprendían del ánodo siempre que el tubo de rayos catódicos estaba funcionan-
algunos fallecimientos. Tomó algún do. A diferencia de los rayos catódicos, que son corrientes de partículas con carga,
tiempo comprender que los rayos los rayos X se asemejan más a la energía lumínica.
que atravesaban el cuerpo también
podían provocar daños biológicos. Como a menudo sucede cuando se hace un nuevo descubrimiento emocionante, mu-
chos otros científicos comenzaron a estudiar los rayos X. ❚ El francés Antoine Becquerel
estudiaba desde tiempo atrás la fluorescencia, un fenómeno que se produce cuando cier-
tas sustancias químicas emiten luz al exponerse a los rayos solares intensos. Becquerel se
preguntó si la fluorescencia podría tener alguna relación con los rayos X.

Los estudios de Becquerel sobre la fluorescencia no habían avanzado mucho aún
cuando se produjo otro accidente afortunado. Luego de que una muestra de un compues-
to de uranio estuvo brevemente expuesta a la luz solar, su experimento se vio interrumpi-
do por varios días nublados, por lo cual Becquerel puso la placa fotográfica cubierta y el
compuesto en un cajón. Más tarde, cuando concluyó el experimento y reveló la placa fo-
tográfica, cuál no sería su sorpresa al encontrar que mostraba imágenes de la muestra de
uranio. Nuevos experimentos demostraron que esta radiación nada tenía que ver con la
fluorescencia, sino que era una propiedad característica del elemento uranio.

El descubrimiento de Becquerel atrajo la atención de muchos científicos, que tam-
bién comenzaron a estudiar este nuevo tipo de radiación. Uno de los colegas de Becque-
rel, Marie Curie, estudió este nuevo fenómeno y lo llamó radiactividad.

|5.1 • Descubrimiento de la estructura atómica 119

ROSTROS DE LA QUÍMICA

Los Curie su trabajo con materiales radiactivos. Ésta es la única familia
que ha ganado tres premios Nobel.
Marie Sklodowska nació en Polonia en 1867. Se trasladó a Pa-
rís para hacer un doctorado en matemáticas y física. Ahí cono- Marie Curie murió en 1934 de anemia perniciosa, tal vez
ció y se casó con Pierre Curie, un respetado físico francés. Entre inducida por el trabajo agotador y la prolongada exposición a
1898 y 1900 Marie Curie, con ayuda de Pierre, aisló muestras lar adiaciónd el osm aterialesq uee studiaba.
de dos elementos nuevos de la mena de uranio que se conoce
como pechblenda. A uno de estos elementos le dio el nombre de Marie Curie en su laboratorio.
Polonio, en honor a su país natal, y al otro lo llamó radio debi-
do a sus propiedades altamente radiactivas. El radio pronto co-
menzóa e mplearsee xtensamentep arat ratare lc áncer.

Marie Curie fue la primera persona en ganar dos premios
Nobel de las ciencias. Los Curie compartieron con Becquerel el
Premio Nobel de Física de 1903 por su descubrimiento de la ra-
diactividad natural. Pierre Curie murió en un accidente de trán-
sito tres años más tarde, pero Marie continuó trabajando con la
radiactividad y en 1911 se hizo acreedora a un segundo premio
Nobel, de química, por el descubrimiento del radio y del polo-
nio. La hija de los Curie, Irène, y su esposo, Frédéric Joliot, ga-
naron tiempo después el Premio Nobel de Química de 1935 por

El modelo nuclear del átomo de Rutherford Figura 5.8 La comunidad
médica reconoció de inmediato la
Ernest Rutherford, un neozelandés que trabajaba en la Universidad McGill de Montreal, trascendencia de los penetrantes rayos X.
investigó la radiación del uranio, el radio y otros elementos radiactivos. Cuando hizo Esta imagen fue tomada en febrero de
pasar esta radiación a través de un campo magnético intenso, observó que los rayos se 1896, a menos de dos meses de la
separaban, esto es, se desviaban en direcciones distintas (Fig. 5.9). Las partículas que publicación de su descubrimiento por
constituyen los rayos alfa (␣) que Rutherford descubrió, tienen una carga doblemente po- Roentgen, por el profesor Michael Pupin
sitiva, 2ϩ. Estas partículas se desviaban hacia la placa con carga negativa y su masa resul- de la Universidad de Columbia. Los
tó ser cuatro veces mayor que la del átomo de hidrógeno. Se encontró que los rayos beta puntos negros redondos son perdigones de
(␤) eran idénticos a los rayos catódicos, que son corrientes de electrones con una carga ne- escopeta, identificados para su extracción
gativa, 1–. El campo magnético no desviaba los rayos gamma (␥), que resultaron ser muy por cirugía. (Roentgen no quiso patentar su
parecidos a los rayos X aunque aún más penetrantes. Los rayos gamma no tienen masa ni descubrimiento, rehusando así obtener sus
carga. Examina la tabla 5.1. beneficios comerciales.)

El descubrimiento de las partículas alfa por Rutherford pronto dio lugar a otro des-
cubrimiento importante. Cuando Rutherford colocó un material muy radiactivo en una
caja forrada de plomo y con un orificio muy pequeño, algunas partículas alfa conseguían
escapar a través del orificio y formaban una corriente angosta de partículas de muy alta
energía. Este aparato se podía entonces apuntar como un rifle hacia un blanco. ❚

Cuando Hans Geiger, el inventor del contador Geiger, le pidió a su colega Rutherford
que sugiriese un proyecto de investigación para Earnest Marsden, un estudiante de posgra-
do de 20 años, Rutherford recomendó investigar el efecto de las partículas alfa sobre hojas
metálicas delgadas de diversos grosores. Pocos días después, Geiger fue con Rutherford y
le explicó, muy emocionado, lo que habían observado al utilizar una lámina delgada de oro.
La mayor parte de las partículas alfa atravesaban la lámina metálica, pero algunas de ellas

Tabla 5.1 Tipos de radiactividad

Nombre Símbolo Masa (uma) Carga ❚ Ernest Rutherford se hizo

Alfa ␣ 4 2ϩ acreedor al Premio Nobel de
Beta ␤ 1 1Ϫ Química de 1908 por su trabajo
Gamma ␥ 1837 0 con sustancias radiactivas en la
Universidad McGill.
0

|120 CAPÍTULO 5 • Estructura atómica: iones y átomos

Figura 5.9 Comportamientod e
losr ayosr adiactivose nu nc ampo
eléctricoo m agnético.

❚ La búsqueda de información se desviaban abruptamente (Fig. 5.10). Unas pocas partículas alfa incluso se regresaban en
sentido contrario. Rutherford pensó que eso era increíble y de momento no pudo ofrecer
nueva puede ser emocionante, una explicación. No esperaba que partícula alguna se desviara de forma tan abrupta, y no
absorbente y muy gratificante, reconoció de inmediato la trascendencia de estas investigaciones. ❚
pero es una aventura hacia lo
desconocido. Rara vez se obtienen Fue hasta 1911, casi dos años después, que Rutherford le dijo a Geiger que ahora sa-
respuestas de acuerdo con un bía cómo era el átomo. Había llegado a la conclusión de que toda la carga positiva, y prác-
programa preestablecido. ticamente toda la masa del átomo, están concentradas en un núcleo extremadamente
pequeño. Ésta era la causa de la abrupta desviación de las partículas alfa (Fig. 5.11). La
❚ Conexión con el aprendizaje teoría nuclear del átomo de Rutherford representa un paso trascendental en la compren-
sión de la estructura del átomo. ❚
Si se pudiera agrandar un átomo
hasta alcanzar el tamaño del Entre otras preguntas sin respuesta estaba la relación de masa y carga. En tanto que
Superdomo de Nueva Orleáns, el la carga 2ϩ del núcleo de helio es dos veces mayor que la carga 1ϩ del núcleo de hidró-
núcleo estaría en el centro y su geno, la masa del núcleo de helio es de cuatro veces la masa del núcleo de hidrógeno.
tamaño sería el de una munición. Este aparente “exceso de masa” del helio intrigó a los científicos hasta 1932, cuando el
Los electrones serían como físico británico James Chadwick descubrió el neutrón: una partícula con casi la misma
pequeñísimos mosquitos dispersos masa que el protón, pero sin carga eléctrica. Ahora se podía explicar el exceso de masa
por todo el átomo del tamaño de del helio: el núcleo de helio contiene 2 protones y 2 neutrones. Más aún, la partícula al-
un estadio. fa es idéntica al núcleo de un átomo de helio, por lo que su número de masa es 4 y su
carga es 2ϩ.U nap artículaa lfas ep ueder epresentarc omo 24He2ϩ.

Figura 5.10 Experimentod e
lal aminilla deo rod eR utherford.

|5.2 • El espectro electromagnético 121

Antes de analizar otros descubrimientos que pusieron de manifiesto hechos impor- +
tantes acerca de la disposición de los electrones en los átomos, es necesario conocer los +
aspectos generales del espectro electromagnético. En la sección que sigue presentare- +
mos estos conceptos fundamentales, que nos permitirán explicar la relación entre los +
electronese xcitadosy c iertasp ropiedadesq uímicasd el osá tomos. +
+
EJEMPLO 5.1 Descubrimientos +
+
Repasal osp ormenoresd ele xperimentod el al aminillad eo rod eR utherford.
(a) Menciona tres observaciones relacionadas con el experimento de la laminilla de oro. +
(b) Citat res conclusiones a las que se llega con base en este experimento. +
+
SOLUCIÓN
+
(a) Observaciones:
(1) Lam ayorp arted el asp artículasa lfaa travesaronl al aminillad eo ro. +
(2) Algunasp artículasa lfas ed esviarona la travesarl al aminilla. +
(3) Unasp ocasd el asp artículasa lfar ebotarone ns entidoc ontrario.
Figura 5.11 Modeloq ue
(b) Conclusiones: explical osr esultadosd el
(1) El átomo es en su mayor parte espacio vacío; esto permitió que casi todas las experimentod eB ohr.
partículasa lfaa travesaranl al aminilla.
(2) El núcleo debe ocupar una fracción muy pequeña del volumen total, porque
sólou nar educidaf racciónd el asp artículaa lfar ebotaronh aciaa trás.
(3) El núcleo debe contener casi toda la masa del átomo para ser capaz de obli-
gar a las partículas alfa a rebotar hacia atrás.

EJERCICIO 5.1 Véansel osp roblemas 5.1 -5.1 8 .

(a) Analiza lar elacióne ntree lt rabajor ealizadop orR utherfordy e ld eM arieC urie.

(b) Analiza la relación entre el trabajo realizado por J. J. Thomson y el de Robert
Millikan.

5.2 El espectro electromagnético

La luz, como la que emite el Sol o una bombilla incandescente, es una forma de energía Figura 5.12 El arcoiris es un
ejemplod ee spectroc ontinuo.
radiante. Cuando se hace pasar a través de un prisma la luz blanca de una lámpara in-
candescente (una bombilla eléctrica ordinaria), la luz se separa en un espectro conti-
nuo o arcoiris de colores (Figs. 5.12 y 5.13). Se produce el mismo fenómeno cuando la

luz solar atraviesa una gota de lluvia. Los diferentes colores de la luz representan canti-

dades distintas de energía radiante. La luz azul, por ejemplo, contiene más energía que

la luz roja de la misma intensidad.

Además de la luz visible, existen otras formas de energía radiante, como los rayos

gamma, la radiación ultravioleta y la radiación infrarroja. Todas estas formas de energía ra-
diante, o radiación electromagnética, viajan por el espacio a razón de 3.00 ϫ 108 m/s: la

velocidad de la luz. La radiación electromagnética viaja en ondas, muy parecidas a las que

se forman en un lago en un día de viento, o cuando se arroja un guijarro en un estanque. Co-

mo se muestra en la Fig. 5.14, la distancia entre crestas (o cualesquiera otros puntos equi-
valentes) de ondas consecutivas se llama longitud de onda, y se representa mediante la

letra griega ␭ (lambda). El número de crestas que pasan por un punto determinado en 1 se-
gundo recibe el nombre de frecuencia, y se representa con la letra griega ␯ (nu). La veloci-

dad de una onda se obtiene multiplicando la longitud de onda por la frecuencia. En el caso

|122 CAPÍTULO 5 • Estructura atómica: iones y átomos

de la radiación electromagnética, la velocidad de la onda es de 3.00 ϫ 108 m/s, que es la
velocidad de la luz y se representa con el símbolo c.

␭␯ ϭ c

Ene lc asod el ar adiacióne lectromagnética,

␭␯ ϭ 3.00 ϫ 108 m/s

La frecuencia aumenta conforme la longitud de onda disminuye, y viceversa. El espectro
electromagnético en su totalidad (Fig. 5.15) comprende un extenso intervalo, que va des-
de los rayos gamma de alta energía, con alta frecuencia y longitudes de onda cortas, has-
ta las ondas de radio de baja energía, con baja frecuencia y longitudes de onda largas.

Figura 5.13 Un prisma de Luz visible
vidrio dispersa un haz de luz
blancae nu ne spectroc ontinuo La luz visible abarca tan sólo una pequeña fracción del espectro electromagnético total.
oa rcoirisd ec olores. Nuestros ojos perciben longitudes de onda que van desde aproximadamente 400 nm
(luz violeta) hasta alrededor de 750 nm (luz roja). Todas las longitudes de onda com-
prendidas entre este intervalo de valores pertenecen al espectro visible. Cada color es-
pecífico de la luz visible: rojo, naranja, amarillo, verde, azul, índigo y violeta, tiene una
longitud de onda y una frecuencia diferentes. La luz roja tiene longitud de onda larga y
frecuencia baja; la luz azul tiene longitud de onda corta y frecuencia alta. La mezcla de
todas las longitud de onda de la luz visible da por resultado la luz blanca.

❚ Conexión con el mundo real Radiación ultravioleta: “luz negra”

Peligros de la luz UV: No se debe La Fig. 5.15 muestra que la radiación ultravioleta (UV) tiene longitudes de onda más cor-
mirar directamente una fuente de tas que las de la luz visible. Las longitudes de onda UV más largas, las más próximas a la
luz UV porque los rayos de alta luz visible, se conocen como “UV cercano”. Las longitudes de onda UV más cortas reciben
energía pueden dañar gravemente el nombre de “UV lejano”. ❚ Además se emplean tres categorías, UV-A, UV-B y UV-C,
los ojos. El vidrio absorbe la mayor para identificar longitudes de onda de UV largas, medianas y cortas, respectivamente.
parte de los rayos UV, por lo que el Nuestra atmósfera elimina por filtración las longitudes de onda UV-C. ❚ (Lee el recuadro
vidrio de una ventana ofrece cierta de “La química en nuestro mundo” que describe los filtros y bloqueadores solares.)
protección contra estos rayos.
Lo que se conoce como “luz negra” es en realidad UV (principalmente UV cerca-
❚ Conexión con el mundo real no). Cuando la radiación UV incide en ciertas rocas o ciertos tipos de pintura, los obje-
tos presentan fluorescencia; parecen despedir luz propia al ser bombardeados por los
Se están perfeccionando artefactos rayos UV. Esto sucede cuando los electrones de los átomos de un material absorben ra-
que emiten rayos UV-C para matar yos UV y luego despiden esta energía emitiendo luz visible de menor energía. La luz
bacterias transportadas por el aire, emitidah aceq uee lm aterialp arezcar esplandecer.
así como los virus de la gripe y del
resfriado común.

Figura 5.14 A medida que la longitud de onda (␭) de una onda disminuye, la frecuencia (n)a umenta.
Laso ndase lectromagnéticasd eb ajaf recuencia( a)t ienenl ongitudd eo ndal arga.
Laso ndase lectromagnéticasd ea ltaf recuencia( b)t ienenl ongitudd eo ndac orta.













































































|6.3 • Nombres y fórmulas de los compuestos iónicos 161

sencillo de la carga del otro ion. Es indispensable que memorices las cargas de los iones
comunes; por ahora, y hasta que lo hagas, quizá necesitarás consultar las tablas 6.1 y 6.2
para conocer las cargas de los iones.

EJEMPLO 6.3 Fórmulas químicas con iones monoatómicas
Escribe laf órmulaq uímicad eló xido dea luminio( Fig.6 .3).

SOLUCIÓN

■ PASO 1 Escribe los símbolos químicos (con carga) del catión y del anión, con el Figura 6.3 El óxido de aluminio,
catióne np rimert érmino. Al2O3, es un polvo blanco que funde
a 2030°C. Entre sus usos se cuentan
Al3ϩ y O2Ϫ la producción de aluminio metálico,
de abrasivos, cerámica, papel y
■ PASO 2 Determina el número más pequeño de iones de cada tipo que se necesi- gemas artificiales.
tan para dar una carga global de cero. Primero, calcula el mínimo común múltiplo
(MCM) de las cargas de los iones, sin tener en cuenta los signos. En el caso de Al3ϩ
y O2Ϫ, con cargas de 3ϩ y 2Ϫ, el MCM es 3 ϫ 2 ϭ 6. Divide el MCM entre la car-
ga del ion para calcular el número de iones que necesitas.

Sen ecesitand osi ones Al3ϩ: No tomes en cuenta los ❚ El mínimo común múltiplo es el
Sen ecesitant resi onesO 2Ϫ: signosa lc alculare l
MCM ❚ número entero más pequeño entre
el que se pueden dividir ambos
números de carga. Excluye los signos.

■ PASO 3 Escribe la fórmula química con los subíndices apropiados para que el
compuesto sea neutro en términos de carga. En el caso del óxido del aluminio, su
fórmula es:

Al2O3.

Porú ltimo,c ompruebae lr esultado:2 Al3ϩ ϩ 3 O2Ϫ ϭ 2(ϩ3) ϩ 3(Ϫ2) ϭ 0

EJERCICIO 6.3
(a) Escribe laf órmulaq uímicad el sulfurod ea luminio.
(b) Escribe la fórmula química del óxido de cromo(III), que se emplea como pigmen-
tov erdee nc erámica.

En el paso 2 del ejemplo 6.3 se utilizó un MCM de 6 para saber que se necesitarían
dosi onesa luminiop orc adat resi onesó xidop arae scribirl af órmula.

Ahora que ya sabes por qué se emplean los subíndices 2 y 3, es probable que el si-
guiente “atajo” te resulte útil al escribir fórmulas cuando la carga de uno de los iones no
es un múltiplo sencillo de la carga del otro ion. Advierte que el subíndice que se coloca
después de uno de los iones es igual que el valor numérico (sin considerar el signo) de
la carga del otro ion, como se muestra en los ejemplos que siguen.

|162 CAPÍTULO 6 • Nombres, fórmulas y usos de los compuestos inorgánicos

EJEMPLO 6.4 Fórmulas químicas con base en el MCM
Escribel af órmulaq uímicad eln itrurod em agnesio.

SOLUCIÓN

■ PASO 1 Escribe los símbolos químicos (con carga) del catión y del anión, con el
catióne np rimert érmino.
Mg2ϩ y N3Ϫ

■ PASO 2 Determina el número más pequeño de iones de cada tipo que se necesi-
tan para dar una carga global de cero. Para ello, encuentra el número entero más pe-
queño entre el que ambos números de carga son divisibles: el MCM. En el caso de
Mg2ϩ y N3Ϫ el MCM es 2 ϫ 3 ϭ 6. (No tomes en cuenta los signos.)

Sen ecesitant resi onesM g2ϩ:

Sen ecesitand osi onesN 3Ϫ:

■ PASO 3 Escribe la fórmula química con los subíndices apropiados para que el
compuestos ean eutroe nt érminosd ec arga.L af órmulac orrectae s

Mg3N2.

Porú ltimo,c ompruebae lr esultado:3 M g2ϩ ϩ 2 N3Ϫ ϭ 3(ϩ2) ϩ 2(Ϫ3) ϭ 0.

EJERCICIO 6.4
(a) Escribel af órmulaq uímicad ela rseniurod eb ario.
(b) Escribe la fórmula química del sulfuro de estaño(IV), que se emplea como pig-
mentod oradod ei mitación.

Figura 6.4 El dicromato de 6.4 Uso de paréntesis en la escritura
amonio, (NH4)2Cr2O7, es un sólido de fórmulas químicas
cristalino de color naranja que se
emplea en la tinción de telas, en la Los iones poliatómicos —los que contienen más de un tipo de átomo— se encierran en-
preparación del cuero, en fotografía tre paréntesis cuando está presente más de una unidad del ion.
y en pirotecnia.

Al escribir la fórmula química de un compuesto que contiene un ion poliatómico, el
ion se encierra entre paréntesis seguidos de un subíndice que indica el número de iones
poliatómicosp resentes.

Esta regla sobre el uso de paréntesis debe seguirse invariablemente, a menos que el subín-
dice sea (1), que no se escribe, en cuyo caso no se necesitan paréntesis. Por ejemplo, para
escribir la fórmula del dicromato de amonio con los iones NH4ϩ y Cr2O72Ϫ se necesitan dos
iones amonio por cada ion dicromato a fin de que las cargas sean iguales (Fig. 6.4).

Dos iones NH4ϩ balancean un ion Cr2O72Ϫ, así que la fórmula es (NH4)2Cr2O7.

Análogamente, para escribir la fórmula del fosfato de magnesio con los iones Mg2ϩ y
PO43Ϫ se necesitan tres iones magnesio por cada dos iones fosfato para conseguir la neutra-
lidad. Ene stec aso,e lm ínimoc omúnm últiploe s6 .

|6.4 • Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas 163

Tres iones Mg2ϩ balanceand osi onesP O43Ϫ, así que la fórmula es Mg3(PO4)2.

Advierte que el magnesio (un ion monoatómico) no se encerró entre paréntesis; en cam-
bio, el fosfato (un ion poliatómico) se encerró entre paréntesis antes de escribir el sub-
índice.

Ale scribirf órmulasq uímicas, no seu sanp aréntesisd onden os en ecesitan.

1. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice. Por ejemplo:
con Ca2ϩ y SO42Ϫ,e scribe CaSO4, no Ca(SO4);
con NH4ϩ y SO42Ϫ,e scribe (NH4)2SO4, no (NH4)2(SO4).

2. Los iones monoatómicos no se encierran entre paréntesis en las fórmulas. Por ejemplo:
con Ca2ϩ y ClϪ,e scribe CaCl2, no Ca(Cl)2;
con Al3ϩ y ClϪ,e scribe AlCl3, no Al(Cl)3;
con Al3ϩ y SO42Ϫ,e scribe Al2(SO4)3, no (Al)2(SO4)3.

Sigue los pasos descritos en los ejemplos de este capítulo, y practica la escritura de
fórmulas químicas mientras resuelves los ejercicios complementarios y los problemas
delf inald elc apítulo.

EJEMPLO 6.5 Uso de paréntesis en las fórmulas

Escribe las fórmulas químicas para los siguientes compuestos:
(a) hidróxidod ec obalto(III)
(b) clorurod ec obalto(II)

SOLUCIÓN

(a) ■ PASO 1 Escribe los símbolos químicos (con carga) del catión y del anión,
con el catión en primer término.

Co3ϩ y OHϪ

■ PASO 2 Determina el número más pequeño de iones de cada tipo que se ne-
cesitan para dar una carga global de cero. En este caso, son necesarios un ion
Co3ϩ y tres iones OHϪ.

■ PASO 3 Escribe la fórmula química con los subíndices apropiados para que ❚ Conexión con el aprendizaje
el compuesto sea neutro en términos de carga. La fórmula correcta es Co(OH)3.
Observa que el ion hidróxido está encerrado entre paréntesis y va seguido del Probablemente necesitarás
subíndice 3. Por tanto, cada unidad formular contiene un átomo de cobalto, practicar mucho para hacerte
tres átomos de oxígeno y tres átomos de hidrógeno. Ahora, comprueba el re- experto en escribir con rapidez
sultado:1 C o3ϩ ϩ 3 OHϪ ϭ 1(ϩ3) ϩ 3(Ϫ1) ϭ 0. fórmulas y nombres de sustancias
químicas, pero estas destrezas
(b) La fórmula del cloruro de cobalto(II) es CoCl2, sin paréntesis; no contiene iones serán necesarias para trabajar en
poliatómicos. ❚ los temas y problemas de los
capítulos subsiguientes.

EJERCICIO 6.5 Véanse los problemas 6 .1 1 -6 .1 4 .

Escribe lasf órmulasq uímicasd el osc ompuestoss iguientes.
(a) nitratod eh ierro(III)
(b) sulfatod eh ierro(III)
(c) sulfurod eh ierro(III)

|164 CAPÍTULO 6 • Nombres, fórmulas y usos de los compuestos inorgánicos

6.5 Cómo saber el nombre de un compuesto
iónico a partir de su fórmula

Para escribir el nombre de un compuesto iónico cuando se conoce la fórmula, basta con es-
cribir el nombre del ion negativo primero, luego la conjunción de y finalmente el nombre
del ion positivo, como se muestra en el ejemplo que sigue. Luego, resuelve el ejercicio 6.6.

EJEMPLO 6.6 Nombres de compuestos iónicos
¿Cuál es el nombre del compuesto K2S?

SOLUCIÓN
El compuesto contiene dos iones potasio, Kϩ, y un ion sulfuro, S2Ϫ. El compuesto es el
sulfuro dep otasio.

EJERCICIO 6.6
Nombral osc ompuestos (a) CaCl2, (b) Zn(NO3)2 y (c) Na2SO4.

Figura 6.5 Las brocas de barrena Si uno de los dos iones tiene carga variable, como Fe(II) y Fe(III) o Sn(II) y Sn(IV),
y buriladoras revestidas de nitruro por ejemplo, el nombre debe identificar explícitamente el ion que está presente. Se pue-
de titanio(III) tienen una duración de usar el nombre del sistema Stock, cloruro de hierro(II), o el nombre más antiguo,
varias veces mayor que las brocas cloruro ferroso, pero es incorrecto referirse al compuesto simplemente como cloruro de
normales; son especialmente hierro,p uese su nn ombrei ndefinidoy ,p orc onsiguiente,i ncorrecto.
deseables para trabajar con metales.
(Véase el ejercicio 6.7.) Cuando el catión puede tener más de una carga, es posible que el valor de ésta no
sea obvio. Recuerda que la suma de todas las cargas positivas y negativas debe ser cero.
❚ Conexión con el aprendizaje Si la carga de un ion positivo es variable, primero establece la carga negativa total (la
carga del ion negativo multiplicada por el número de iones negativos que participan).
El nombre sulfuro de hierro es La carga positiva total debe ser igual a la carga negativa total porque los compuestos son
inaceptable, pues no es definido. neutros. Divide la carga positiva total entre el número de iones positivos que aparecen
en la fórmula para obtener la carga del catión.
Véanse los problemas 6 .1 5-6 .2 2 .
Por ejemplo, Sn(SO4)2 contiene un ion estaño, pero hay dos cargas posibles. Para
saber cuál es la carga del ion estaño, primero establece la carga negativa de dos iones
sulfato: 2(Ϫ2) ϭ Ϫ4. La carga positiva total debe ser, por tanto, ϩ4. Divide esta carga
totale ntree ln úmerod ei onese stañod elc ompuesto.E ne stec aso,

El catión es Sn4ϩ. El nombre del compuesto es sulfato de estaño(IV) o sulfato estánico.

EJEMPLO 6.7 Nombres de compuestos iónicos
¿Cuál es el nombre del compuesto FeS? ❚

SOLUCIÓN
Hay dos tipos de iones hierro, Fe2ϩ y Fe3ϩ. Hay un ion sulfuro, S2Ϫ, por cada ion hierro
de la fórmula, de modo que el ion hierro de este compuesto debe ser Fe2ϩ, conocido co-
mo hierro(II) o ferroso. El nombre del FeS es sulfurod eh ierro(II) o sulfurof erroso.

EJERCICIO 6.7
(a) Nombra el compuesto Fe2(SO4)3, que se emplea en pigmentos y en la tinción de
telas.
(b) Nombra el compuesto TiN, que se utiliza en ciertas brocas de barrena y burilado-
ras. (Fig. 6.5)