1. 5.1 ACTIVIDAD EXPERIMENTAL
SOLUBILIDAD Y CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA DE LAS SALES
Problema:
¿En general se puede afirmar que las sales se disuelven y conducen la corriente
eléctrica mejor en el agua que en el alcohol?
Hipótesis:
Se sugiere al profesor apoyar a sus alumnos para que elaboren una hipótesis.
Objetivos:
 Realizar una comparación de la capacidad de las sales de disolverse en
agua y en el alcohol
 Observar y determinar en qué medio se conduce mejor la electricidad las
sales con agua o las sales con alcohol.
Marco Teórico.
Por su carácter polar, el agua disuelve a un gran número de sustancias sólidas,
líquidas o gaseosas, orgánicas e inorgánicas. Es por ello que se le denomina el
disolvente universal. Por ejemplo, el NaCl cloruro de sodio es un compuesto
iónico muy soluble en agua.
La elevada solubilidad de este compuesto radica en la atracción que los polos
parciales positivos y negativos de la molécula de agua ejercen sobre los iones de
Na+ y de Cl- de los cristales del NaCl. Específicamente las cargas parciales
positivas de los hidrógenos de la molécula de agua atraen a la carga negativa del
anión cloruro Cl-, mientras que la carga parcial negativa del átomo de oxígeno
ejerce la atracción sobre el catión sodio Na+. Estas interacciones electrostáticas
producen la ionización del cloruro de sodio, y los iones Na+ y Cl- se dispersan en la
disolución, para ser consecuentemente hidratados
COMPUESTOS IÓNICOS
Son sólidos con punto de fusión altos (por lo general, > 400ºC)
Muchos son solubles en disolventes polares, como el agua..
La mayoría es insoluble en disolventes no polares, como el hexano C6H14.
Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen
partículas móviles con carga (iones)
Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen
partículas móviles con carga (iones).
Materiales Sustancias
Una gradilla Agua destilada
12 tubos de ensayo Cloruro de Sodio ( NaCl )
Una balanza electrónica o granataria Yoduro de potasio ( KI )
Agitador de vidrio Cloruro de Cobre II (CuCl2 )
Conductímetro ( pila de 9 V, foco piloto, 2 Sulfato de Calcio (CaSO4)
caimanes pequeños)
Una cápsula de porcelana Nitrato de potasio ( KNO3 )
Un microscopio estereoscópico Nitrato de Amonio (NH4NO3)
Un vidrio de reloj

2. Procedimiento
1. Observar las características de las sustancias utilizando el microscopio y
registra tus resultados en la tabla anexa.
2. Determinar con un aparato de conductividad eléctrica (conductímetro) si las
sales conducen electricidad en estado sólido.
3. Numerar los tubos de ensayo del 1 al 12
4. Pesar 0.4 g de cada una de las sustancias y agregarlas a los primeros 6
tubos como se indica en la tabla, posteriormente adicionar 5mL de agua
destilada a cada uno de ellos, agita, y anota tus resultados.
5. Vierte la disolución del tubo 1 obtenida en una capsula de porcelana,
introduce los electrodos del circuito eléctrico en la solución y determina si
esta conduce corriente eléctrica. Repite la operación con los demás tubos y
registra tus resultados.
6. Repite nuevamente el procedimiento anterior utilizando los tubos del 7 al 12
utilizando 5 mL de alcohol en lugar de agua y nuevamente registra los
resultados en la tabla.
TABLA DE RESULTADOS
Características Conductividad Soluble Conductividad
eléctrica en Agua Alcohol eléctrica
las sales sólidas Agua Alcohol
Cloruro de Cubos No prerndio Si
Sodio NaCl cristalinos j
Cloruro de Como No Si J
Bario Cristales
blancos
brillosos
Cloruro de Polvo color No Parcia Si poco
Cobre I (CuCl) verde, un poco Lmente
blanco soluble Si
Sulfato de Piedras de gel No Si j No
Cobre II azul con negro
(CuSO4)
Sulfato de sodio Grumos de No Si j
Na2SO4 color blanco y
pequeños
brillos
Carbonato de Piedras No Si j
sodio Na2CO3 pequeñitas
blancas
Análisis de resultados y observaciones

3. Instructivo para el armado del circuito eléctrico.
Material:
Pila de 9 V.
2 caimanes pequeños (rojo y negro)
Foco piloto
Realizar el armado del circuito como se indica a continuación.

4. 5.2 CONSTRUCCION DE MODELOS TRIDIMENSIONALES PARA
SOLVATACION
Instructivo para la construcción de modelos tridimensionales para la
solvatación
MATERIALES
Modelos atómicos
PROCEDIMIENTO
1. Armar los modelos atómicos comenzando por identificar a los átomos de oxígeno e
hidrógeno que forman a la molécula del agua.
2. Representar la solvatación de las siguientes sales: NaCl, Na2SO4,
Ejemplo de la representación de la solvatación del cloruro de sodio (NaCl)

5. 5.3 LECTURA
PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IONICOS
Cuando los metales reaccionan con no metales, los átomos del metal por lo
regular pierden electrones para formar iones positivos. Todos los iones positivos
se denominan cationes. Los cationes siempre tienen menos electrones que
protones. Por ejemplo veamos la figura Nº 1 donde se muestra como un átomo de
sodio neutro (11 protones [11+] y once electrones [11-]) pierde un electrón para
convertirse en un ion sodio. El ion sodio, con 11 protones pero solo 10 electrones,
tienen una carga neta de 1+, lo que se representa como Na+. La cantidad de carga
positiva de un ion metálico es igual al número de electrones que perdió. Por
ejemplo, cuando un átomo de magnesio neutro pierde dos electrones, forma un
ion magnesio Mg2+.
Por otra parte los átomos de los no metales suelen ganar electrones para formar
iones con carga negativa llamados aniones. La figura muestra como un átomo de
cloro neutro (17+, 17-) puede ganar un electrón para formar un ion cloruro Cl-. Con
17 protones y 18 electrones, el ion cloruro tiene una carga neta 1-. Los iones
cloruro se pueden unir con iones sodio para formar cloruro de sodio (sal de mesa).
EJEMPLO: Formación de cloruro de sodio
Modelo de
Bohr
Acepta el electrón del sodio y
Cede su electrón de la
completa su última capa
última capa al cloro
Modelo de
Bohr
Ion sodio Ion cloruro
4 4
FIGURA Nº1. Formación de cloruro de sodio a partir de Na+ y Cl-
Cuando se añaden electrones a un átomo no metálico, la carga del ion formado es
igual al número de electrones que gano. Por ejemplo, un átomo de azufre que
gana dos electrones forma un ion sulfuro S2-.

6. La transferencia de electrones es posible que ocurra entre elementos cuyas
electronegatividades son significativamente diferentes. Observa que en la tabla de
electronegatividades que el sodio, litio, magnesio y los otros elementos del
extremo izquierdo de la tabla periódica tienen bajas electronegatividades. Estos
metales son muy reactivos y tienen una fuerte tendencia a donar electrones y
formar iones positivos. Mientras que el cloro, flúor, oxigeno y otros elementos no
metales del extremo derecho de la tabla periódica tienen valores altos de
electronegatividad. Esto hace que tengan una fuerte atracción por los electrones y
así formen iones negativos. Por consiguiente, los compuestos iónicos se forman
fácilmente cuando elementos de los extremos de la tabla periódica reaccionan.
Por ejemplo, yoduro de potasio KI y cloruro de calcio CaCl 2. Muchas sustancias
comunes como la cal CaO, la lejía NaOH y el bicarbonato para hornear NaHCO3
también son compuestos iónicos. Ordinariamente la sal de mesa es tan buen
ejemplo de los compuestos iónicos que algunas veces otros compuestos similares
son también llamados “sales”.
Linus Pauling definió la electronegatividad como La capacidad que
tienen los átomos de atraer y retener los electrones que participan
en un enlace químico.
H Elemento más
2.1 VALORES DE ELECTRONEGATIVIDAD DE PAULING electronegativo
Li Be B C N O F
1.0 1.5 2.0 2.5 3.0 3.5 4.0
Na Mg Al Si P S Cl
0.9 1.2 1.5 1.8 2.1 2.5 3.0
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br
0.8 1.0 1.3 1.5 1.6 1.6 1.5 1.8 1.8 1.8 1.9 1.6 1.6 1.8 2.0 2.4 2.8
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I
0.8 1.0 1.2 1.4 1.6 1.8 1.9 2.2 2.2 1.2 1.9 1.7 1.7 1.8 1.9 2.1 2.5
Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.9 2.2 2.2 2.2 2.4 1.9 1.8 1.8 1.9 2.0 2.2
Fr Ra Ac Th Pa U Np – Lw
0.7 0.9 1.1 1.3 1.5 1.7 1.3
Elemento menos electronegativo
7 7
Por consiguiente un átomo de sodio tiene una fuerte tendencia a perder su único
electrón externo y convertirse en Na+. Esto es un ejemplo de oxidación, un
proceso en el cual una especie química pierde uno o más electrones. De manera
similar, es energéticamente favorable para el átomo cloro hacerse de un electrón
extra, completar un octeto externo y convertirse en ión Cl-. Así la ganancia de uno
o más electrones por un átomo, molécula o ion, es denominada reducción.
En química, el enlace iónico es la unión que resulta de la presencia de fuerzas de
atracción electrostática entre los iones de distinto signo. Se da cuando uno de los
átomos capta electrones del otro.

7. El metal dona/cede uno o más electrones formando un ion con carga positiva o
cationes, con configuración electrónica estable. Estos electrones luego ingresan
en el no metal, originando un ion cargado negativamente o anión, que también
tiene configuración electrónica estable. La atracción electrostática entre los iones
de carga opuesta causa que se unan y formen un enlace.
Los compuestos iónicos forman redes cristalinas constituidas por iones de carga
opuesta unidos por fuerzas electrostáticas. Este tipo de atracción determina las
propiedades observadas. Si la atracción electrostática es fuerte, se forman sólidos
cristalinos de elevado punto de fusión e insolubles en agua; si la atracción es
menor, como en el caso del NaCl, el punto de fusión también es menor y, en
general, son solubles en agua e insolubles en líquidos apolares como el benceno.
Se denomina enlace iónico al enlace químico de dos o más átomos cuando éstos
tienen una diferencia de electronegatividad mayor a 1.7. En una unión de dos
átomos por enlace iónico, un electrón abandona el átomo menos electronegativo y
pasa a formar parte de la nube electrónica del más electronegativo. El cloruro de
sodio (la sal común) es un ejemplo de enlace iónico: en él se combinan sodio y
cloro, perdiendo el primero un electrón que es capturado por el segundo:
Na Cl → Na + Cl-
De esta manera se forman dos iones de carga contraria: un catión (de carga
positiva) y un anión (de carga negativa). La diferencia entre las cargas de los iones
provoca entonces una fuerza de interacción electromagnética entre los átomos
que los mantiene unidos. El enlace iónico es la unión en la que los elementos
involucrados aceptarán o perderán electrones.
En la solución, los enlaces iónicos pueden romperse y se considera entonces que
los iones están disociados. Es por eso que una solución fisiológica de cloruro de
sodio y agua se marca como "Na+ + Cl-" mientras que los cristales de cloruro de
sodio se marcan "Na+ Cl-" o simplemente "NaCl".
Algunas características de los compuestos formados por este tipo de enlace son:
Son sólidos de estructura cristalina en el sistema cúbico.
Este enlace produce una transferencia de electrones de un metal a un no
metal formando iones
Altos puntos de fusión y ebullición.
Son enlaces resultantes de la interacción entre los metales de los grupos I y
II y los no metales de los grupos VI y VII.
Son solubles en solventes polares y aun así su solubilidad es muy baja.
Una vez fundidos o en solución acuosa, sí conducen la electricidad.
En estado sólido no conducen la electricidad. Si utilizamos un bloque de sal
como parte de un circuito en lugar del cable, el circuito no funcionará. Así
tampoco funcionará una bombilla si utilizamos como parte de un circuito un
cubo de agua, pero si disolvemos sal en abundancia en dicho cubo, la

8. bombilla, del extraño circuito, se encenderá. Esto se debe a que los iones
disueltos de la sal son capaces de acudir al polo opuesto (a su signo) de la
pila del circuito y por ello este funciona.
Los iones se clasifican en dos tipos:
a) Anión: Es un ion con carga negativa, lo que significa que los átomos que lo
conforman tienen un exceso de electrones. Comúnmente los aniones están
formados por no metales, aunque hay ciertos aniones formados por metales y no
metales. Los aniones más conocidos son (el número entre paréntesis indica la
carga): F(-) fluoruro ,Cl(-) cloruro ,Br(-) bromuro,I(-) yoduro,S(2-) sulfuro ,SO4(2-)
sulfato ,NO3(-) nitrato,PO4(3-) fosfato .
b) Catión: Al contrario que los aniones, los cationes son especies químicas con
déficit de electrones, lo que les otorga una carga eléctrica positiva. Los más
comunes son formados a partir de metales, pero hay ciertos cationes formados
con no metales. Na(+) sodio ,K(+) potasio ,Ca(2+) calcio ,Ba(2+) bario ,Mg(2+)
magnesio , Al(3+) aluminio ,NH4(+) amonio
Determinación de la polaridad de una fuente de corriente continúa
De acuerdo a lo sabido, desde la fuente, los electrones "salen" por el borne
negativo. De aquí van al electrodo negativo, el cátodo, que es donde ocurrirá la
reducción. Podemos pensar esto si sabemos que en la reducción los electrones se
encuentran del lado de los reactivos. Como es la parte negativa, a éste se le
asociarán los iones de la solución que sean positivos: Na+. De acuerdo a la regla
práctica, sabemos que si en el cátodo, el catión en solución es de la primer
columna de la tabla periódica (a ésta pertenece el Na), lo que se reducirá será el
agua de la solución. Por ende, la reacción catódica será: 2 H2O (l) + 2 e- --> H2 (g) +
2 OH-(ac). En la cual se ve que se forma hidrógeno gaseoso, además de hidróxido,

9. que se unirá con el sodio dando NaOH(ac), que como sabemos da el medio básico
por el cual la fenolftaleína viró a violeta.
Luego tenemos el electrodo positivo, el ánodo, que es donde ocurre la oxidación.
De aquí "saldrán" los electrones que volverán a la fuente. De la misma manera
que lo pensamos antes, podemos decir que en el ánodo, los electrones son un
producto de la oxidación. Además, como es el electrodo negativo, se le asociarán
los iones Cl- de la disolución. Nuevamente, si aplicamos la regla práctica para el
ánodo inatacable, si en la solución hay halógenos, éstos serán los que se oxiden.
Por ende, la reacción anódica será: 2 Cl- (ac) --> Cl2 (g) + 2 e-. Aquí se ve como en
este electrodo se formará cloro gaseoso.
Como se ve en el esquema, los electrones circularán desde el borne negativo de
la fuente, hacia el cátodo, lego por la solución hasta el ánodo, volviendo a la
fuente. Los iones positivos (Na+) irán hacia el borne negativo (cátodo) mientras
que los aniones Cl- irán hacia en ánodo.
Electrólisis de una solución de ioduro de potasio
Nuevamente tenemos los electrones que llegan al electrodo negativo, que es el
cátodo, ya que en éste, los electrones están del lado de los reactivos. A este
electrodo se asocian los iones K+ de la solución, y como éste no se puede reducir,
lo hará el hidrógeno del agua. Por ende, la ecuación catódica es:
2 H2O (l) + 2 e- --> H2 (g) + 2 OH- (ac). Entonces, podemos concluir que las burbujitas
que se formaban alrededor del electrodo eran de hidrógeno gaseoso, y la
coloración violeta era producto del medio básico que da el hidróxido asociado al
potasio.
Luego, en el electrodo positivo, es donde ocurre la oxidación. A este se le asocian
los iones I- de la solución, que son los que se oxidan (recordemos que el electrodo
es inatacable). La reacción anódica es: 2 I-(ac) --> I2 (ac) + 2 e-. Estos electrones

10. "volverán" a la fuente, y el yodo molecular es el que, disuelto en agua, da la
coloración amarilla.
Cuestionario:
1. ¿En qué consiste la electrólisis?
2. La electrólisis o electrolisis 1es el proceso que separa los elementos de un
compuesto por medio de la electricidad..
3. Elabora un diagrama que ilustre la electrólisis del yoduro de potasio
(KI).
Ki+ h2o k(ac)+I(ac)
I
k
4. ¿Qué es la reducción?
El agente reductor es aquel elemento químico que suministra electrones de su
estructura química al medio, aumentando su estado de oxidación, es decir, siendo
oxidado.
5. ¿Qué es la oxidación?
6. El agente oxidante es el elemento químico que tiende a captar esos electrones,
quedando con un estado de oxidación inferior al que tenía, es decir, siendo
reducido.1
7. ¿Qué nombre reciben las especies químicas que presentan carga
eléctrica positiva?
8. SON LOS CATIONES

11. 9. ¿Qué nombre reciben las especies químicas que presentan carga
eléctrica negativa?
10. LOS ANIONES
11. ¿Qué nombre reciben los compuestos cuyos átomos están unidos por
fuerzas de atracción eléctrica?
12. LOS IONICOS
13. Menciona las principales propiedades de los compuestos que poseen
enlace iónico.
Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los
situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con
átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -
especialmente los períodos 16 y 17).
Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto
con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados
los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones