Química

Inorgánica. Orgánica. Materia. Tabla periódica. Punto de fusión, ebullición. Densidad. Masa. Compuestos. Mezclas. Energía potencial, cinética. Leyes de la conservación. Estructura atómica. Átomo. Reacciones químicas. Números cuánticos. Óxidos. Ácidos

  • Enviado por: Giana
  • Idioma: castellano
  • País: México México
  • 37 páginas

publicidad

UNIDAD 1.

  • . MATERIA.

  • . INTRODUCCIÓN.

  • El ser humano, por naturaleza, siempre ha sentido la necesidad de encontrar una explicación lógica del por qué suceden las cosas. Su deseo incansable por la búsqueda de la verdad es lo que lo ha llevado al descubrimiento de las leyes que rigen a la naturaleza.

    Es evidente, en todas partes del mundo, el grado en que la ciencia ha modificado el «modus vivendi» del ser humano. Muy claramente lo apreciamos en los diferentes tipos de materiales y procesos empleados en la industria en general, para elaborar una infinita gama de productos, muchos de los cuales son de uso diario como jabones, perfumes, detergentes, tintes, plásticos, telas, lubricantes, fertilizantes, medicamentos, insecticidas, etc., entre otros, que dan satisfacción, bienestar y mayor seguridad al ser humano.

    El avance en el conocimiento de como se llevan a cabo los cambios químicos ha hecho que el hombre modifique su ambiente con nuevos productos; como ya mencionamos, muchos de ellos tienen características asombrosas que, en general, son destina-dos a mejorar la calidad de vida; sin embargo, en ocasiones esto ha traído resultados inesperados, ocasionando perturbaciones al medio ambiente por la excesiva producción de residuos, tanto sólidos como Iíquidos y gaseosos, que esas actividades generan.

    Uno de los principales retos de la química, como parte de la ciencia, es optimizar los procedimientos y técnicas que permitan obtener una mayor calidad y cantidad en los productos elaborados, tratando de evitar al máximo el daño a la naturaleza, pues basta mirar a nuestro alrededor para darnos cuenta del constante deterioro causado a nuestros ecosistemas.

    Este reto ya se ha iniciado. La comunidad científica, como resultado de sus intensas investigaciones, ha comenzado a elaborar productos, cuyos residuos y empaques son biodegradables o bien de materiales factibles de reciclar. Actualmente hay ciertos picisticos que al exponerse a la luz del sol, sus polímeros se fragmentan y facilitan la biodegradación, así como productos envasados o elaborados con materia prima factible de reciclar, como cartón, aluminio, vidrio, etc., y que anteriormente no se hacía. Sin embargo, aun queda mucho por hacer.

    Hoy día, gozamos de un sinnúmero de beneficios, gracias a los conocimientos que paulatinamente han venido marcando el desarrollo de la humanidad a través de la historia. La química, podríamos asegurar, interviene en todos los aspectos de nuestra vida, desde el nacimiento hasta la muerte. Por tal motive su estudio es necesario e importante.

  • .DEFINICIÓN DE LA QUÍMICA.

  • Química: estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas.

  • .RELACIÓN DE LA QUÍMICA CON OTRAS CIENCIAS.

  • Es necesario señalar que la química no solo tiene por objeto estudiar las transformaciones o cambios que sufre la materia y la energía, sino también aborda su campo, estructura, propiedades y leyes que regulan dichos cambios; estos estudios se i a cabo a partir de la observación, la experimentación y el análisis, de esta manera establece leyes y teorías con la finalidad de describir y comprender el comportamiento de la naturaleza. Debido al amplio campo de estudio de la química y a la complejidad de la misma, es necesario dividir la en áreas de conocimiento, mismas que se relacionan entre si, logrando con esto un mayor dominio sobre ella.

    Química general. Esta parte de la química trata los principios teóricos fundamentales, como son teorías, reglas, (ejes, etc., relativos a la composición y comportamiento de la materia y la energía. Aquí la fisicoquímica juega un papel muy importante, mediante esta se investigan las leyes que rigen los cambios químicos.

    Química descriptiva. Es la rama de la química que se encarga del estudio de las características y propiedades de las sustancias, su composición, la forma en que estas reaccionan con otras, así romo los métodos de obtención.

    La química descriptiva a su vez se divide en dos grandes ramas que son química inorgánica y química orgánica; antiguamente, cuando se propuso esta subdivisión, se pensaba que los compuestos químicos provengan de minerales (inorgánica), o bien de seres vivos (orgánicas), hoy sabemos que los compuestos orgánicos no solo pueden proceder de seres vivos, pues algunos se obtienen en laboratorio a partir de compuestos inorgánicos.

    Química inorgánica. Esta rama de la química se encarga prácticamente del estudio de todos los elementos de la tabla periódica, así como también de los diferentes compuestos que resultan de la combinación de los misrnos, como por ejemplo los ácidos, las sales, las aleaciones, etc., exceptuando de este campo de estudio al carbono. Dentro de los elementos de origen mineral existen algunos de gran importancia industrial, como son los metales, debido a sus características de dureza, conducción de electricidad y calor.

    Química orgánica. También conocida como química del carbono, esta rama estudiar al carbono y los diferentes compuestos que forma, ya sean sintetizados por los organismos vivos o producidos artificialmente en laboratorios. La vida en nuestro planeta basándose fundamentalmente en la química del carbono. Existen compuestos del carbono esenciales para la vida, como las proteínas, las grasas, los carbohidratos, etc., y otros importantes para el desarrollo de las diferentes actividades del hombre y la industria, como son los derivados del petróleo, polímetros, colorantes, etc.

    1.1.4. DEFINICIÓN Y PROPIEDADES DE LA MATERIA.

    Materia: todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene más y requiere energía para un cambio o transformación.

    Entendemos por propiedades aquellas características que nos sirven para diferenciar una sustancia de otra. Pueden ser de dos tipos: físicas y químicas.

    Las propiedades físicas de la materia representan las características inherentes a una sustancia, es decir, que le son propias. Pueden ser intensivas (específicas) y extensivas (generales).

    Propiedades físicas intensivas

    Las propiedades físicas intensivas o específicas no dependen de la cantidad de materia, pues su valor es específico y sirven de apoyo para la identificación de sustancias. Algunos ejemplos de estas propiedades son punto de fusión, punto de ebullición, viscosidad, densidad, además del color, olor, sabor, etcétera.

    El punto de fusión es la temperatura a la cual una sustancia en estado sólido pasa a líquido, es decir, se funde. Para que un sólido se funda es necesario vencer las fuerzas de cohesión que mantienen unidas a las moléculas; esto se logra aplicando calor. Cada sustancia tiene un punto de fusión específico; por ejemplo, el del cobre es de 1082°C, el del cromo es de 1900°C, el del mercurio (que es Iíquido a temperatura ambiente), es de -39°C. Una aplicación de la fusión la observamos en la industria metalúrgica, donde calientan a alias temperaturas los diferentes metales para fabricar aceros.

    El punto de ebullición de una sustancia es la temperatura a la cual esta, por acción del calor, cambia de estado de agregación, del líquido al gaseoso. Un ejemplo de ebullición se presenta muy comúnmente en las cocinas de nuestras casas al hervir el agua que sirve de medio para la cocción de nuestros alimentos y que tiene un punto de ebullición, en condiciones normales, de 100°C. En el laboratorio es muy útil esta propiedad para la separación de los componentes de una mezcla homogénea de Iíquidos por destilación.

    La viscosidad es la resistencia que presentan los Iíquidos al fluir, por ejemplo los jarabes, la miel, los aceites, etc., cuya consistencia es espesa y pegajosa. Esta propiedad depende de la fuerza de atracción que existe entre las moléculas, así como también de la temperatura (la viscosidad de un Iíquido disminuye al ser calentado). La diferencia de viscosidad la podemos observar al verter dos Iíquidos, el que se desliza mas lento será siempre aquel que tenga una viscosidad mayor. Para que un cuerpo pueda moverse dentro de un Iíquido viscoso debe vencer las fuerzas de fricción que presenta el Iíquido, entre mas viscoso sea este presentará mayor resistencia y, por lo tanto, el cuerpo se moverá mas lentamente.

    La densidad de una sustancia es una propiedad que no depende del tamaño de la muestra; por ejemplo, la densidad para un trozo de hierro que pesa 200 kg es la misma que para uno que pesa 15 g. Puede determinarse dividiendo la masa de la sustancia entre su volumen; sus unidades son g/ml o g/cm3. Matemáticamente la densidad se expresa mediante la siguiente formula.

    En donde: D = Densidad m = Masa v = Volumen

    Propiedades físicas extensivas

    Las propiedades físicas extensivas o generales son comunes a todas las sustancias y, dependen de la cantidad de masa en estudio. Algunas de ellas son la masa, el peso, la inercia, la longitud, el volumen, etc. Debido a su generalidad, dichas propiedades no son de gran utilidad para identificar una sustancia.

    Propiedades químicas de la materia

    Además de las propiedades físicas, la materia posee propiedades químicas tan importantes como las anteriores que sirven para identificar una sustancia. Este tipo de propiedades se manifiestan mediante una reacción química alterándose la constitución de la materia; es decir, puede cambiar su estructura o bien dar origen a uno o mas productos diferentes. Algunos ejemplos de propiedades químicas son la combustibilidad, el poder oxidante, la acidez, la basicidad, etc.

    La materia presenta cuatro formas bajo las cuales se manifiesta, y son la masa, la energía, el espacio y el tiempo; de estas cuatro, la masa y la energía se manifiestan en las transformaciones que sufre la materia, teniendo presente que todo cambio ocurre en un espacio y tiempo determinados.

    Estados físicos de la materia. Los estados fiscos de la materia, también conocidos como estados de agregación son tres: sólido, Iíquido y gaseoso. Estos dependen de las condiciones de temperatura presión a las que se encuentre sometida la materia.

    Cuando la materia se encuentra en estado sólido, tiene un volumen definido y una forma determinada. La movilidad de las moléculas es casi nula debido a que se encuentran muy unidas. A esta fuerza de unión se le conoce como cohesión, la cual impide el movimiento de lar moléculas. Como ejemplos tenemos el hielo, e azúcar, la sal, el vidrio, el fierro, el acero, el plástico, etcétera.

    En cambio, cuando la materia se encuentra en estado Iíquido también ocupa un volumen fijo, pero adopta la forma del recipiente que la contiene. La atracción entre sus moléculas es menos fuerte que en el caso de los sólidos, por lo cual se encuentran menos unidas.

    En el estado gaseoso la materia no posee forma ni volumen definido. Las moléculas que la forman están totalmente separadas, moviéndose a grandes velocidades en forma desordenada y ocupando el total del recipiente que las contiene. Un ejemplo muy común en donde se observan los tres estados físicos de la materia es el agua.

  • .MASA.

  • 1.2.2. PROPIEDADES DE LA MASA.

    Propiedad intrínseca de un cuerpo, que mide su inercia, es decir, la resistencia del cuerpo a cambiar su movimiento. La masa no es lo mismo que el peso, que mide la atracción que ejerce la Tierra sobre una masa determinada (véase Gravitación). La masa inercial y la masa gravitacional son idénticas. El peso varía según la posición de la masa en relación con la Tierra, pero es proporcional a la masa; dos masas iguales situadas en el mismo punto de un campo gravitatorio tienen el mismo peso.

    1.2.3. ELEMENTO; COMPUESTOS Y MEZCLAS.

    Por su composición, la materia se clasifica en sustancias puras y mezclas.

    Sustancia pura: forma de materia de composición uniforme e invariable y cuyas propiedades físicas y químicas son idénticas, sea cual sea su procedencia.

    Sustancias puras. En las sustancias puras la composición es fija o estable, pues están formadas por átomos de un mismo elemento o por la combinación de átomos de diferentes elementos en proporciones definidas y constantes formando compuestos.

    Los elementos representados en la tabla periódica son sustancias simples que no pueden descomponerse por métodos químicos ordinarios en algo mas sencillo, como en el caso del hidrogeno, azufre, sodio, etc. En cambio, los compuestos están formados por la unión química de dos o mas elementos en porciones definidas y constantes, combinándose de tal manera que ya no es posible identificar a los elementos por sus propiedades originales e individuales y solo mediante una acción química se pueden separar.

    Algunos ejemplos de compuestos son el cloruro de sodio (sal de mesa), el oxido de calcio (cal), la sacarosa (azúcar), etcétera.

    Mezclas. Las mezclas son el resultado de la unión física de dos o mas sustancias, ya sean elementos o compuestos, que al unirse conservan sus propiedades individua­les. La composición de las mezclas es variable y sus componentes se pueden separar por medios fiscos o mecánicos. Los tipos de mezclas que existen son dos: homogéneas y heterogéneas.

    Las mezclas homogéneas, también conocidas como soluciones, se componen de una sola fase, observándose uniformidad en todas sus partes. Estas pueden presentarse en los tres estados físicos (sólido, Iíquido y gaseoso). Un ejemplo de una solución sólida es una aleación como el bronce, que esta formado por cobre y estaño; una solución en estado liquido, puede ser la mezcla de alco­hol y agua; y finalmente, una solución gaseosa se presenta cuando se mezclan dos o mas gases, como es el caso del aire.

    Por su parte, una mezcla heterogénea es aquella que en su composición presenta dos o más fases, las cuales se pueden observar por métodos visuales. En algunos casos es necesaria la ayuda del microscopio para poder observar sus constituyentes, como el caso de la leche y todas las emulsiones.

  • ENERGIA.

  • 1.3.1 DEFINICION.

    La energía es la capacidad que posee la materia para realizar un trabajo.

    Debemos comprender que el concepto de trabajo que aquí estamos empleando, se refiere al que la física define como la fuerza que se aplica a un cuerpo para que este se mueva en la dirección en la cual se ejerce la fuerza. Este concepto se analizara con mayor detalle en el curso de física, por el momento nos dedicaremos a analizar la relación que existe entre la materia y la energía para establecer que no puede existir una sin la otra.

    1.3.2 Tipos de energía.

    Existen dos formas fundamentales de energía: potencial y cinética.

    Energía potencial. Esta es la energía que posee todo tipo de materia cuando se encuentra en reposo, es decir, sin movimiento con relación a otros objetos; esta, depende de la posición y la composición de la materia.

    Se dice que la energía potencial que almacena la materia esta disponible para que realice un trabajo en un momento dado. Un ejemplo de ella es la que posee el agua de una presa o un resorte comprimido que se emplea para producir un trabajo. Matemáticamente la energía potencial se expresa de la siguiente manera:

    ep=mgh

    En donde: Ep= Energía Potencial (en erg o joules)

    m= Masa de la materia (en g o kg)

    g= Aceleración de la gravedad (en cm/s2 o m/s2)

    h= Altura (en cm o m)

    Energía cinética: A diferencia de la energía potencial, la energía cinética es la que poséela materia cuando se encuentra en movimiento. Retomando los ejemplos anteriores, si el agua almacenada en la presa se libera, es decir, se pone en movimiento, puede arrastrar cualquier objeto que se encuentre en su camino. Igualmente pasa con el resorte, al estar comprimido tiene almacenada energía potencial que, al liberarlo, se convierte en cinética y de esta manera puede mover algún objeto; o bien, la energía que poseen las moléculas en el estado gaseoso, como por ejemplo el vapor de agua muy empleando en la industria para realizar algún trabajo. La expresión matemática de esta energía es:

    EC=1/2m v2

    En donde: Ec = Energía cinética ( en erg o Joules)

    m = Masa de la materia (en g o kg)

    v = Velocidad (en cm/s o m/s)

    1.3.3 MANIFESTACIONES.

    Como mencionamos al principio, es difícil apreciar la energía como tal, lo que observamos son sus efectos. Por ejemplo, existen plantas hidroeléctricas en las cuales la producción de energía se realiza aprovechando la energía potencial y cinética del agua contenida en una presa o aquella que fluye por alguna cascada; la energía cinética provoca el movimiento de una turbina que, a su vez, puede generar electricidad. Esta última la empleamos para obtener luz, calor o algún otro servicio.

    Además de las manifestaciones de la energía ya mencionadas, existen otras como la mecánica, que se observa en el movimiento de los cuerpos, por ejemplo, el de una turbina; la energía química, que se manifiesta en una reacción, por ejemplo, la combustión de la gasolina; la energía solar, que actualmente se emplea en algunas calcula-doras y relojes; la nuclear, que se aprovecha para producir electricidad y, la energía del viento o eólica, empleada para mover turbinas y generar electricidad, entre otras.

    1.3.4 LEYES DE LA CONSERVACIÓN.(MASA; ENERGÍA; MATERIA; EINSTEIN; LAVOISER Y MEYER.)

    En 1905, Albert Einstein demostró en su teoría de la relatividad especial que la masa y la energía son equivalentes. Como consecuencia, las leyes de conservación de la masa y de la energía se formularon de modo más general como ley de conservación de la energía y masa totales. La ley de conservación de la masa puede considerarse válida en las reacciones químicas (donde los cambios de masa correspondientes a la energía producida o absorbida no son mediales), pero no se cumple en las reacciones nucleares, donde la cantidad de materia que se convierte en energía es mucho mayor.

    Un principio fundamental de la física clásica es la ley de conservación de la masa, que afirma que la materia no puede crearse ni destruirse. Esta ley se cumple en las reacciones químicas, pero no ocurre así cuando los átomos se desintegran y se convierte materia en energía o energía en materia (véase Energía nuclear; Rayos X: Producción de pares).

    Ley de la conservación de la energía. Si analizamos el ejemplo del funcionamiento de un automóvil, nos daremos cuenta como la energía va sufriendo cambios, es decir, se va transformando. Al introducir la Have en el switch y girarla (energía mecánica) cerramos el circuito que activa la energía de la batería (energía química), produciéndose una corriente eléctrica (energía eléctrica) que alimenta al motor de arranque y a las bujías, en estas se produce la chispa que provoca la ignición de la gasolina comprimida en los cilindros (energía química), originando la explosión que provoca el movimiento del cigüeñal (energía mecánica) que hace que el automóvil se mueva. Además de este tipo de conversiones de la energía, pueden existir otros mas. Lo importante de esto es que la energía involucrada en cualquier proceso siempre se conserva manifestándose de alguna forma durante o después de llevado a cabo el proceso del que se trate. Este hecho se expresa en la ley de la conservación de la energía, que dice: * La energía no se crea ni se destruye, solo se transforma.*

    Ley de la conservación de la materia. En 1785, Lavoisier, al estudiar los cambios químicos que sufre la materia, demostró que cuando tienen lugar no existe variación alguna en la cantidad de la materia.

    Lavoisier fundamento su teoría estudiando los fenómenos que se presentan duran-te la combustión. Demostró que el mercurio reacciona con cierta cantidad de aire (oxigeno) para producir un polvo rojo que hoy sabemos es el oxido de mercurio. Con este experimento comprobó que no hubo cambio en la cantidad de masa, durante la formaci6n del oxido de mercurio, estableciendo la ley de la conservación de la masa, que dice: *En todo cambio químico la materia no se crea ni se destruye.*

    UNIDAD 2.

    2.1 estructura ATÓMICA.

    Se tiene conocimiento de que en el siglo V A. C. los filósofos griegos Leucipo y Democrito pensaban que la materia estaba formada por átomos, palabra de origen griego que significa «indivisible». Actualmente se ha comprobado que el átomo no es indivisible, ya que esta constituido por otras partículas subatómicas que analizaremos mas adelante; sin embargo, la palabra átomo se sigue empleando y definiéndose como: *La partícula mas pequeña de un elemento que puede participar en una reacción química.*

    Esta forma de pensar de los filósofos griegos respecto de la constitución de la materia quedo abandonada durante algunos siglos. Fue hasta fines del siglo XVIII cuan-do científicos como Robert Boyle, A. L. Lavoisier y Joseph Proust retomaron las ideas filosóficas griegas para explicar, a partir de hechos experimentales, la constitución de la materia, llegando a establecer dos leyes fundamentales: la ley de la conservación de la masa y la ley de las proporciones constantes.

    La primera ley establece que la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. La segunda enuncia que muestras diferentes de una misma sustancia contienen los mismos elementos en proporciones iguales.

    Estas leyes, probadas experimentalmente en laboratorio, fueron la base para que el fisicoquímico ingles John Dalton estableciera la pri­mera teoría del átomo bajo los siguientes postulados:

    1. Todo elemento esta constituido de partículas pequeñísimas llamadas átomos.

    2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y tamaño.

    3. Los átomos de diferentes elementos tienen masa y tamaño distintos.

    4. El átomo no se puede crear ni destruir en una reacción química

    5. Los átomos de diferentes elementos se combinan para formar com­puestos y lo hacen en relaciones numéricas sencillas de uno y otro átomo.

    6. Dos o más átomos de diferentes elementos pueden combinarse en relaciones distintas para formar mas de un tipo de compuesto.

    La teoría atómica de Dalton fue bien aceptada en su época; sin embargo, con las investigaciones llevadas a cabo después de esa época, se ha demostrado que:

    1. No todos los átomos de elementos iguales tienen la misma masa, como sucede

    con los isótopos.

    2. El átomo esta constituido de partículas subatómicas (electrones, protones y

    Neutrones).

    3. Bajo ciertas condiciones, un átomo de un elemento se puede convertir en otro átomo de un elemento diferente pesar de estos desaciertos, la teoría atómica de Dalton marca el inicio de los estudios del átomo y del desarrollo posterior de la química.

    2.1.1 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS.

    Gracias a los estudios realizados con descargas eléctricas en gases contenidos en tubos, se descubrió que el átomo esta constituido esencialmente por tres partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón, que presentan características diferentes.

    Para comprender mejor lo anterior, analizaremos como se llego al descubrimiento de dichas partículas, que son consideradas como las más importantes del átomo, aunque actualmente se han encontrado otras subpartículas, cuyas características aun están en estudio. Por ejemplo: el positrón, el muón (que tiene un tiempo de vida aproximadamente de 10 s), el neutrino y el quark, entre otros.

    Electrón.

    Descubrimiento de los rayos catódicos

    Las primeras investigaciones sobre descargas eléctricas en gases fueron realizadas por Faraday en 1838, empleando un tubo, en cuyos extremes se encuentran selladas dos placas de metal llamadas electrodos, mismos que se conectan a una fuente de alto voltaje de aproximadamente 1000 volts. El electrodo unido a la parte negativa de la fuente de voltaje se llama cátodo; el que esta unido a la parte positiva se llama ánodo.

    El tubo tiene una salida lateral dirigida a una bomba de vació para evacuar el gas existente y disminuir la presión dentro del tubo.

    Al ir disminuyendo la presión hasta aproximadamente la milésima parte de la presión atmosférica normal (este valor era el limite de operación de las bombas de vacío de aquel tiempo), Faraday observe un resplandor de color púrpura, que se originaba en el ánodo y llegaba hasta las cercanías del cátodo, existiendo un espacio oscuro entre este y la luz púrpura. A este se le conoce como espacio oscuro de Faraday.

    Carga del electrón

    En 1913, el científico estadounidense Robert Millikan diseño un aparato para determinar la carga del electrón. El valor encontrado fue de 1.60219 x 1019 coulombs; se le representa por el símbolo e-, donde e representa el electrón y (-) la naturaleza negativa de su carga.

    Para determinar la carga del electrón, Millikan hizo pasar gotas de aceite por un orificio pequeño al campo eléctrico, donde adquirió carga eléctrica debido a la absorción del aire ionizado por las radiaciones provenientes de la fuente. Una de las gotas fue atraída por una de las placas del campo eléctrico y su movimiento fue observado a través de un telescopio provisto de un ocular micrométrico, que utilizo para determinar la velocidad de la gota; primero en caída libre, es decir, en ausencia del campo eléctrico y del aire ionizado, y después en presencia de estos dos, ya que conocía la distancia entre las dos placas del campo eléctrico. Millikan pudo calcular la magnitud de la carga del electrón, obteniendo un valor de 1.602 x 1019 coulombs.

    Una vez determinada la carga del electrón, se sustituyo su valor en la relación e/hi obtenida por Thomson y así se obtuvo el valor de su masa. Es decir, si el valor de e/m = 1.759 x 10" coulombs/g, y el de e = 1.60219 x 10'19 coulombs.

    Una vez descubierto el electrón como la mínima unidad eléctrica negativa y parte fundamental del átomo, científicos como Goldstein, W. Wein, Thomson y Rutherford pensaron que también podría existir en el átomo otra unidad fundamental de carga eléctrica positiva, por lo que continuaron experimentando con los rayos catódicos.

    El protón.

    En 1886, el físico alemán Eugen Goldstein, experimentando con tubos de descarga, empleo un cátodo con algunas perforaciones. Observe que, al producirse los rayos catódicos, se originaba una iluminación en el espacio situado detrás del cátodo; es decir, las radiaciones producidas se alejaban del ánodo.

    El neutrón.

    La existencia del neutrón fue anunciada por Rutherford en 1920, al observar en sus experimentos con partículas alfa, formadas por núcleos de helio, que tenían un valor aproximadamente cuatro veces mayor que la masa del protón, siendo que en el núcleo del helio solo existen dos protones. Rutherford supuso que en este debía existir otra partícula de carga neutra, pero de masa igual a la del protón. Fue hasta 1932, cuando el físico ingles J. Chadwick lo descubrió experimentalmente: al «bombardear» el elemento berilio (Be) con partículas alfa, observe que dicho elemento emitía un tipo de partículas aun mas penetrantes que las radiaciones gamma y que, al igual .que estas, no eran desviadas por un campo electromagnético; además, poseían una masa ligeramente mayor a la del protón. Chadwick llamo a dichas partículas neutrones y concluyo que eran las partículas neutras existentes en el núcleo afanosamente buscadas.

    2.1.2. NÚMEROS CUÁNTICOS.

    De la resolución de la ecuación de Schrodinger, derivan tres parámetros: n, t y m, conocidos como números cuánticos, mismos que, al tomar valores, indican d6nde es más probable encontrar a un electrón. Solo pueden tomar valores enteros y específicos; cada nivel energético tiene una serie de valores diferentes de estos números.

    n. Es el numero cuántico principal. También conocido como espacio energético fundamental, determina la orbita o nivel de energía; toma valores desde 1, 2, 3…"

    I. Número cuántico secundario o azimutal. Indica el número de subniveles, que existen en un nivel. Los valores que toma este numero cuántico son: 0, 1, 2,... n-1. Es decir, I puede ser un entero positivo incluyendo cero, pero siempre menor que n. Cada subnivel, es decir, cada valor de i, esta representado por las letras s, p, d y f, también llamadas orbitales.

    l. Número cuántico secundario o azimutal. Indica el número que existen en un nivel. Los valores que toma este m 1, 2,... n-1. Es decir, I puede ser un entero positivo siempre menor que n.

    Cada subnivel, es decir, cada valor de l, esta representado por las letras s,p,d y f, también llamadas orbítales.

    Las letras s, p, d y f fueron tomadas de las palabras empleadas para dar nombre a las Iíneas de las series espectrales del hidrogeno, así: s de sharp, p de principal, d de difuse y f de fundamental.

    m. Número cuántico magnético que señala el número de orientaciones espaciales del orbital. Estas orientaciones se manifiestan al colorar al átomo en un campo magnético. Los valores que toma m van desde -I hasta +l pasando por cero.

    De acuerdo a los valores de m, cada subnivel presenta diferentes orientaciones y en cada orientación se encuentran acomodados los electrones que cada subnivel acepta.

    Al estudiar los científicos las líneas espectrales de átomos con más de un electrón, observaron que las líneas, que en un principio se habían considerado como sencillas, en realidad eran pares de líneas muy Tinas, separadas por una distancia muy pequeña.

    Para explicar esto, en 1925, los físicos George Uhlenbeck y Samuel Goudsmith propusieron que los electrones tienen una propiedad intrínseca a la que llamaron spin. Esta propuesta dio origen a la asignación de un nuevo número cuántico para el spin del electrón, representado por la letra s.

    s. Número cuántico de spin que indica la rotación o giro del electrón, el cual solo puede tomar dos valores: +'/2 y -1/2. También se puede representar por dos vectores en dirección opuesta, como se indica: !!. El signo del valor y la dirección deben ser opuestos, para indicar la nulificación del efecto magnético de un electrón con otro.

    2.1.3 Configuraciones ELECTRÓNICAS.

    Desarrollo de las configuraciones electrónicas

    Con lo aprendido hasta este momento, podemos desarrollar las confi­guraciones electrónicas, que es la forma como están distribuidos los electro­nes en los diferentes subniveles existentes dentro de un mismo nivel de energía del átomo. Analicemos algunos ejemplos:

    Determinar la configuración electr6nica del elemento litio (Li)

    Auxiliándonos de la tabla peri6dica de los elementos, determinamos el número atómico del litio, que nos indica la cantidad de protones y de electrones que tiene este átomo; así, tenemos:

    Número atómico.

    Distribuimos el numero de electrones de acuerdo al principio de edificación progresiva y recordando la cantidad de electrones que admite cada subnivel.

    Li3 1s2, 2s1

    Como podrás observar, el exponente que I leva el subnivel indica el numero de electrones presentes; en el caso del subnivel 2s, todavía tiene capacidad para aceptar otro electrón.

    Determinar la configuraci6n electr6nica del cloro (Cl).

    Distribuimos los electrones siguiendo el orden de edificación progresiva, de acuerdo a la capacidad de aceptación de cada subnivel:

    Cl17 1s2, 2s2, 2p6, 3s2 3p5

    Uso del kernel.

    Si realizamos la configuraci6n electr6nica de átomos multielectr6nicos, como la plata y el bario, nos daremos cuenta que resulta laboriosa por el numero de subniveles que debemos llenar. En estos casos, se emplea el método del kernel, el cual es una abreviación de la configuración electrónica de un gas noble. Los gases nobles son: helio (He), neón (Ne), arg6n (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn).

    Analicemos las configuraciones de los siguientes elementos para comprender el uso del kernel:

    Ne10

    1s2s2, 2p6

    Mg12

    1s2, 2s2, 2p6, 3s2

    Ar18

    1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6

    Fe26

    1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d6

    Kr36

    12s, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6

    Sr38

    1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6,4s2, 3d10,4p6, 5s2

    De estas configuraciones, podemos observar que la de un gas noble esta contenida en la de otro elemento. Por ejemplo, en los casos arriba analizados la configuración del neón esta contenida en la configuración del magnesio.

    De la observaci6n anterior, podemos entender al kernel como algo que esta con-tenido en otro; es decir, el kernel es la representación de la configuración electrónica de un gas noble que esta contenida en la del elemento que se desea desarrollar. Para emplear al kernel se debe partir del gas noble cuyo número atómico sea menor al del elemento en cuestión. El gas noble empleado debe de indicarse entre corchetes [ ].

    Si vamos a desarrollar una configuración electrónica empleando este método, debemos auxiliarnos de la tabla periódica y del principio de Aufbau, para de esta manera, facilitarnos la configuración. Veamos unos ejemplos:

    Empleando el kermel, desarrollar la configuración electrónica del azufre (S).

    De la tabla periódica, podemos obtener el número atómico del azufre.

    En la tabla periódica, buscamos cual es el gas noble que antecede al azufre y encontramos que es:

    De la tabla periódica, obtenemos en que nivel energético (n) esta colocado el azufre, y del principio de Aufbau, copiamos solo los subniveles que corresponden a este nivel. Así, obtenemos que:

    Nivel energético, n = 3

    Subniveles que corresponden: 3s y 3pDistribuimos los electrones en los subniveles obtenidos que le faltan al neón para alcanzar el numero atómico del azufre, quedando la configuraci6n de la siguiente manera:

    S16 [Ne] 3s2, 3p4

    Empleando el kernel, realizar la configuración electrónica del bario (Ba).

    Obtención del número atómico del bario:

    Gas noble que le antecede:

    En la tabla periódica, buscamos en que nivel energético se encuentra el bario; del principio de edificaci6n progresiva copiamos solo los subniveles correspondientes:

    Nivel energético, n = 6

    Subniveles que correspondiente 6s, 4f, 5d y 6d

    Distribución de los electrones que le faltan al xen6n en los subniveles obtenidos para alcanzar el número atómico del bario:

    Ba56 [Xe] 6s2

    Nota: Dado que el resto de los orbítales están vacíos, no es necesario ponerlos.

    UNIDAd 3

    3.1. TABLA periodica.

    Concepto de tabla periódica.

    La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos, de los cuales los últimos cuatro aun no han sido caracterizados completamente, debido a que son obtenidos artificialmente y a que tienen un tiempo de vida media muy corto (menos de dos segundos). Para lograr esta clasificación, fueron varios los intentos que se realizaron. A principios del siglo XIX y durante muchos años, varios químicos se avocaron a buscar una manera de ordenar los elementos para así tener una visión clara de las similitudes existentes entre ellos.

    Todos los intentos por clasificar los elementos fueron valiosos, ya que sirvieron como base para lograr la clasificación periódica actual; sin duda, uno de los trabajos mas importantes sobre la clasificación de los elementos fue el ideado por Mendeleiev, quien los organiza de acuerdo al orden creciente de sus masas atómicas, en filas y columnas. De esa manera, los elementos de una misma columna teman iguales propiedades, variando ligeramente respecto de los elementos de las filas.

    El trabajo de Mendeleiev, modificado después por Moseley, fue la base para la construcción de la tabla periódica moderna, propuesta por Alfred Werner. Así pues, podemos decir que la tabla periódica es el resultado de la organización estructurada de los elementos que los ordena a partir de su numero atómico y la similitud de sus propiedades.

    Posteriormente se llevo a cabo una clasificación cuántica de los elementos como resultado de las características de cada elemento y de acuerdo a su configuración electrónica basada en la teoría cuántica.

    Así pues, iniciemos el análisis de estos dos tipos de tablas para darnos cuenta de su utilidad en el estudio de la química.

    Desarrollo histórico de la tabla periódica

    No se conoce la fecha exacta en que se comenzaron a analizar los elementos para conocer sus propiedades; poco a poco la humanidad fue familiarizándose con algunos de ellos, principalmente con los de características metálicas, ya que de alguna forma eran empleados en distintas actividades cotidianas.

    partir de esa fecha, el internes por el conocimiento de nuevos elementos aumento considerablemente, de tal forma que en 1815 el investigador Willian Proust se dedico a la tarea de acomodar grupos de elementos que fueran o tuvieran semejanza en sus propiedades. Este investigador propuso organizarlos de acuerdo a sus masas atómicas en forma creciente, tomando como referencia la masa atómica del hidrogeno.

    Dos años después, el químico alemán Johanes Dobereiner encontró que ciertos grupos de elementos tenían propiedades similares en cuanto a sus características físicas y las reacciones que desarrollaban. Pero esos elementos

    3.1.1. TABLA PERIODICA LARGA

    La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resulta-do la tabla periódica moderna, de Alfred Werner, actualmente conocida como tabla periódica larga. Esta tabla esta integrada por todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente (sintéticos) en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodó progresivo de los electrones de Valencia en los niveles de energía (periodos. Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos. Además de que los elementos se encuentran ubicados en la tabla periódica en orden creciente atendiendo a su número atómico y, por consecuencia, su configuración electrónica, podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, pesados, grupos o familias y bloques.

    Clases de elementos

    Cuando los elementos se clasifican de acuerdo a sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además, existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales.

    Metales.

    Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es mas reactive el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el periodo dos, el sodio es mas reactivo porque tiene un electrón de Valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o mas.

    Na 1s2,2s2,2p6,3s1

    ———————» Capa externa 1 electrón de Valencia

    Al" 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p1

    ———•———» Capa externa 3 electrones de Valencia

    Como se observa en la tabla 3.3, casi el 80% de los elementos se clasifican como metales

    No metales.

    Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa (capa de Valencia) con ocho y, así, lograr una configuración estable de gas noble. Son mas reactivos los de menor numero atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su ultima orbita es menor y, por lo tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el mas reactivo es el fluor, con numero atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con numero atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electro­nes en su capa de Valencia (ns2, np5), los del fluor son atraídos con mayor fuerza, por estar mas cerca del núcleo (nivel 2), que los del yodo, que esta en el nivel 5.

    Metaloides

    Los elementos boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), telurio (Te) y polonio (Po), que se encuentran abajo y arriba de la Iínea en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.

    Periodos

    La tabla periódica larga se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. Estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. El número de periodo donde se encuentre ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones; por ejemplo, el fierro esta ubicado en el periodo 4, que es el nivel máximo de energía en el que tiene electrones.

    A los tres primeros periodos se les denomina periodos cortos, y a los cuatro restantes, periodos largos..

    Como podrás observar en la tabla periódica, el séptimo periodo, que inicia con el francio, tiene lugares vacíos destinados a nuevos elementos que se espera tengan propiedades similares a las de los elementos del grupo que les corresponda.

    Grupos o familias

    Son conjuntos de elementos que tienen propiedades químicas muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se les llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición. A continuación haremos una descripción breve de cada uno de ellos.

    Grupo IA

    Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrogeno, que es un no metal muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como por ejemplo aceites o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA, formando compuestos iónicos.

    Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con numero de oxidación de +1. Estos metales son los más electropositivos. El francio, que es el último elemento de este grupo, es radiactivo.

    En la tabla periódica se coloca al hidrogeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos.

    Grupo IIA

    Estos elementos presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que el los y se les conoce como metales alcalinotérreos. Con el oxigeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.

    Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su nume­ro de oxidación es de +2.

    La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxigeno formando óxidos solo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radiactivo.

    Grupo IIIA

    Este grupo esta formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el mas importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual, al combinarse con el oxigeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales.

    La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.

    Grupo IVA

    El carbono es un no metal y es el elemento que encabeza este grupo, al que también se le conoce como la familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.

    La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia que presentan en la disminución de sus puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo, indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.

    Sin duda, el mas importante de este grupo es el carbono, que da origen a todos los compuestos orgánicos; es decir, la química de la vida. El silicio es un elemento muy abundante en la corteza terrestre y es utilizado con frecuencia en la fabricación de «chips» de microcomputadoras. El germanio, por ser un semiconductor de la corriente eléctrica, es empleado en la manufactura de transistores; y los dos últimos, el plomo y el estaño, tienen usos típicos de los metales.

    Grupo VA

    Este grupo se conoce como familia del nitrógeno. Esta compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales; el arsénico y el antimonio, que son metaloides; y por el bismuto, que es un metal. Por lo mismo, este grupo presenta una variación muy notoria en las propiedades físicas y químicas de sus elementos.

    La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np3). El nitrógeno, que existe en forma de gas diatónica, es un no metal, importante como compuesto princi­pal de la atmósfera terrestre (alrededor del 78%), y es vital para las plantas y los animales. El fósforo es un no metal sólido de importancia biológica que al reaccionar con el oxigeno del aire arde violentamente con desprendimiento de grandes cantidades de calor.

    Grupo VIA

    Forma la familia del oxigeno y esta constituido por oxigeno, azufre y selenio, que son no metales; así como telurio y polonio, que son metaloides.

    La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tenden­cia a aceptar dos electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.

    Los elementos de este grupo reaccionan con los no metales de otros grupos, formando compuestos moleculares, especialmente el oxigeno, que se encuentra en el aire en forma de molécula diatónica (O2) y de ozono (O3). Además, es muy reactive, ya que forma compuestos con casi todos los elementos. Es necesario para la combustión y esencial para la vida.

    Grupo VIIA

    Así como los metales alcalinos, los elementos del grupo VIIA o halógenos muestran gran similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatónicas en su estado elemental. Los halógenos son elementos muy reactivos a temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatine es un elemento radiactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades.

    La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón para completar su ultima capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la naturaleza; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros o haluros. Forman compuestos iónicos con los metales alcalinos o alcalinotérreos, y compuestos moleculares entre ellos o con los otros no metales.

    Grupo VIIIA o grupo cero

    En este grupo se encuentran los gases nobles: helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen su ultima capa electo6nica completa (ns2np6), excepto el helio, cuya única capa es (1s2), que también esta completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es poca o casi nula. Las energías de ionización de estos elementos están entre las mas altas y no presentan tendencia a ganar electrones; debido a esto, durante muchos anos se les llamo gases inertes, pues se pensaba que no reaccionaban. En la actualidad, se han logrado sintetizar algunos compuestos, pero comúnmente se emplean como gases puros.

    El helio es el mas ligero. Comparado con el aire, tiene la s6eptima parte de su peso; por lo tanto, tiene un poder de elevación considerable. Su poca reactividad lo hace muy seguro para inflar globos de juguete, aerostatitos y neumáticos de aviones. Otro gas de este grupo, el argón, es un excelente conductor del calor, y se utiliza en bulbos de luz y soldadura de magnesio para evitar la oxidaci6n. El neón es ampliamente utilizado en los comercios, en anuncios luminosos.

    Grupos B

    A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica, se les conoce como elementos de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcial-mente ocupado su orbital d o f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los ubicados en el periodo 6 comprenden a la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como metales de transición interna.

    Para los elementos de transición del bloque d, los átomos pueden tener entre uno y nueve electrones en dicho orbital. Cuando el orbital d se encuentra lleno, el elemento deja de ser de transición.

    Todos los elementos de transición son metales de gran importancia en el nivel industrial por tener altos puntos de fusión y buenas propiedades mecánicas.

    Bloques

    Esta distribución de los elementos se basa en la configuraci6n electr6nica de cada uno. De esta forma, están agrupados en cuatro bloques: s, p, d y f.

    Los elementos ubicados en el bloque s, son metales, y los del bloque p, que se encuentran arriba de los metaloides, son no metales; en este ultimo se incluyen los gases nobles, los cuales presentan su ultimo nivel energético lleno (con ocho electrones). Los gases nobles son considerados estables por su poca tendencia a unirse a otros elementos. En este bloque se encuentran también los halógenos, que son compuestos muy reactivos; de ahí su nombre, que significa *formadores de sales. Los halógenos son abundantes en la naturaleza y se combinan prácticamente con todos los elementos de la tabla periódica.

    Bloques d-f

    Este bloque esta formado por los elementos de transición. En comparación con los representativos, la progresión de sus propiedades químicas es menos notoria, lo cual los convierte en un grupo muy homogéneo. El concepto elementos de transición esta relacionado con la adición progresiva de electrones a los subniveles d de los átomos.

    Estos bloques comprenden los grupos del IB al VIIIB. Son los elementos que tienen incompletos los orbitales d o f, dividiéndose en dos categorías: los del bloque d o elementos de transición principal, y los del bloque f o elementos de transición interna.

    Elementos de transición principal (bloque d). Como se dijo anteriormente, los elementos del grupo B (excepto MB, ya que presentan su orbital nd lleno) se denominan elementos o metales de transición d, considerados así, porque son la transición entre elementos alcalinos (de la izquierda de la tabla) y los formadores de ácidos (de la derecha de la tabla). Se caracterizan porque su configuración electrónica externa se construye llenando gradualmente el orbital nd. La primera serie de transición involucra los elementos del escandio (Sc21) al cobre (Cu29), y la segunda del itrio (Y39) a la plata (Ag47).

    La tercera, del lantano (La57) al oro (Au79). Estudiando este bloque, podemos observar una irregularidad en la clasificación de sus elementos, debido a que, después del lantano (La), se separan 14 elementos, los lantánidos, por sus diferentes propiedades químicas.

    En la cuarta serie de transición también se observa la misma irregularidad que en la tercera, ya que después del actinio (Ac) se separan otros 14 elementos, los actínidos, también por sus diferencias en propiedades químicas. Se puede apreciar que en esta cuarta serie están los elementos kurchatovio (Ku) y hannio (Ha), así como nuevos ele­mentos que no han sido caracterizados completamente.

    Elementos de transición interna (bloque f). Estos elementos comprenden los lantánidos del sexto periodo, que inicia con el cerio (Ce) y termina con el lutecio (Lu), y los activos del séptimo periodo, que inicia con el torio (Th) y termina con el laurencio (Lw). Fueron separados del bloque anterior por no coincidir con sus propiedades. A esta serie de elementos también se les conoce como tierras raras.

    Los lantánidos se caracterizan por ir llenando gradualmente su orbital 4f y los activos el 5f.

    3.1.2. TABLA CUANTICA de los elementos.

    La tabla cuántica, es una clasificación de los elementos basada en la periodicidad de sus propiedades químicas, como consecuencia y función de la distribución electrónica obtenida de los valores de los números cuánticos. Al igual que en la tabla periódica, en la cuántica los elementos están agrupados en periodos y familias.

    La tabla cuántica tiene ocho periodos ubicados horizontalmente y señalados en la parte izquierda. Estos son el resultado de la suma de los valores de n + l que presentan los elementos. Por ejemplo, el galio esta ubicado en el periodo 5, mostrado a la izquierda del elemento en Iínea recta horizontal, y corresponde a la suma de los valores de n + I que tiene el galio; el valor den para el galio se obtiene subiendo en diagonal hacia la derecha y es 4, y el valor de t se ubica en la parte superior de la tabla y es 1, por lo que 4 + 1=5, que corresponde al numero de periodo en el que esta ubicado el elemento. Existen 32 familias en la tabla cuántica y están ubicadas en columnas verticales. ilos elementos que pertenecen a la misma familia presentan, para su electrón diferencial, valores iguales en los números cuánticos n, t y s (localizados en la parte superior), siendo solo el valor de n el que varía de un elemento a otro.

    Por ejemplo, observa que todos los elementos de la tercera familia (B, Al, Ga, In,Ti), tienen valor de I - 1, m = -1, 0, 1 y s = |; en cambio, el valor de n varía para cada elemento: B = 2, Al = 3, Ga = 4, In = 5, Tl = 6.

    En la tabla cuántica también están clasificados los elementos por clases, que se indican en la parte inferior y son s, p, d y f y corresponden a los valores de I.

    Clases —— cuando l = 0

    Clase p —— cuando l - 1

    Clase d —— cuando l - 2

    Clase f —— cuando l=3

    Empleando la tabla cuántica, es muy fácil conocer de la configuración electrónica de los átomos, el último subnivel y los electrones que este tiene.

    Para ello, primero se localiza el elemento en la tabla y se busca su valor de n siguiendo los renglones en diagonal hacia la derecha, luego se encuentra la clase a la que pertenece, indicada en la parte inferior y, finalmente, en Iínea vertical hacia arriba, encontramos el número de electrones.

    3.1.3 ANALISIS DE LAS PROPIEDADES PERIODICAS.

    Como ya vimos, la clasificación de los elementos en la tabla periódica se realiza a partir del aumento gradual del número atómico y de la relación existente en sus propiedades periódicas, es decir, aquellas que varían gradualmente siguiendo un orden.

    Algunas de estas propiedades son las siguientes: radio atómico, radio iónico, potencial de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad, etc., mismas que analizaremos a continuación.

    Radio atómico de los elementos.

    El radio atómico es la distancia que hay del núcleo de un átomo a su electrón más lejano.

    La determinación de este se calcula en forma indirecta y se lleva a cabo mediante técnicas de espectroscopia de rayos X y de difracción electrónica, calculando la distan­cia entre los núcleos de átomos enlazados. Esta información obtenida depende del tipo de enlace que une a los átomos; dividiendo esta distancia entre dos, en el caso de los enlaces covalentes, obtenemos el radio atómico. En la tabla periódica, se muestran los valores de los radios atómicos. El tamaño del radio atómico de cada elemento disminuye conforme nos desplazamos de izquierda a derecha a lo largo de un periodo.

    Es común pensar que al ir aumentando el numero atómico y, por consecuencia, el nume­ro de electrones y protones, los átomos aumenten su tamaño; sin embargo, sucede lo contrario, ya que los electrones se encuentran en el mismo nivel energético (mismo periodo), o sea a la misma distancia del núcleo y, al aumentar la carga nuclear (numero de protones), existe mayor atracción sobre los electrones, originando una contracción del átomo y, por consecuen­cia, una reducción del radio atómico.

    Radio iónico.

    Es la distancia que hay del núcleo atómico al electrón mas alejado del ión.

    Cuando un átomo gana o pierde electrones forma iones. Cuando los gana, forma iones con carga negativa llamados aniones, estos tienen un radio iónico mayor que el radio atómico del elemento del que provienen; por ejemplo, el tamaño del ión O2- es mayor que el del átomo de oxígeno, ya que ambos tienen la misma carga nuclear (numero de protones), pero el ión O2-, al tener dos electrones mas, ocasiona que la fuerza de repulsión aumente y esos electrones estén mas alejados del núcleo, por lo que el tamaño del radio iónico es mayor.

    Por otro lado, un átomo, al perder electrones, forma iones con carga positiva llamados cationes. Estos tienen un radio iónico menor que el radio del átomo del que provienen. Por ejemplo, el radio iónico del Ca2+ es menor que el radio del átomo de calcio, ya que la carga nuclear es la misma en ambos casos, pero el ión Ca2+ tiene dos electrones menos, por lo que la fuerza de repulsión de los electrones restantes es menor y son atraídos mas hacia el núcleo, ocasionando que el radio iónico sea menor.

    En cualquier grupo de la tabla periódica, al ir de la parte superior a la inferior, el radio iónico de los elementos va en aumento, ya que de un elemento a otro aumenta un nivel de energía y el tamaño del ión es mayor.

    Para analizar el tamaño del radio iónico a lo largo de un periodo, es importante conocer cuantos electrones ganan o pierden los átomos y la carga nuclear, ya que esto determinara el tamaño del ión.

    Potencial o energía de ionización de los elementos.

    El potencial de ionización es la energía requerida para remover el electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental.

    La Energía de ionización indica que tan fuertemente es enlazado un electrón al núcleo del átomo. Para átomos poli electrónicos (muchos electrones) existen varias energías de ionización; veamos.

    La primera energía de ionización será la energía necesaria para remover un primer electrón del átomo; la segunda será mayor que la primera puesto que ya ha sido removido un primer electrón y los que quedan son atraídos mas fuertemente por el núcleo, requiriendo de una mayor energía para separar un segundo electrón; por lo mismo, la tercera energía de iotización será mayor que las anteriores, y, así, sucesivamente.

    Aunque existen algunas excepciones, en general la energía de ionización de los elementos, de acuerdo a la tabla periódica, observa el siguiente comportamiento.

    En un periodo, al desplazarnos de izquierda a derecha, la energía de ionización aumenta debido a que el tamaño del átomo va disminuyendo y los electrones van acercando-se mas al núcleo; por consiguiente, se va requi­riendo cada vez mas energía para removerlos.

    En los grupos de la tabla periódica, al ir de arriba hacia abajo, la energía de ionización va disminuyendo de un átomo a otro; esto se debe a que se van incrementando los niveles de energía y los electrones externos van alejándose mas del núcleo y es mas fácil removerlos. La figura 3.4 muestra esta variación, observándose que los metales alcalinos tienen las menores energías de ionización y los gases nobles las mas altas.

    Esta energía se mide en electrones-voltios o kilo-Joule/mol (kj/mol). Así, las energías pequeñas indican una fácil eliminación de electrones.

    Analizando la tabla, observamos que, para los elementos que pertenecen al grupo IA (Li, Na, K), su segunda energía de ionización es mucho mayor en comparación con la primera; y esto es lógico, pues al analizar sus configuraciones electrónicas se observa que el electrón externo es el único en ese nivel y lo perderá relativamente fácil; el siguiente electrón a separar en la segunda energía de ionización va a pertenecer al nivel interne inmediato, que esta mas cerca al núcleo y, por consiguiente, va a requerir mayor energía para separarse.

    Afinidad electrónica de los elementos

    La afinidad electr6nica es el caso contrario al potencial de ionización, y lo podemos definir como:

    La energía que se libera cuando un átomo neutro gana un electrón para producir un ion negativo.

    Tanto la energía de ionización como la afi­nidad electrónica son consecuencia de la configuración electrónica de los átomos. Esta es ma­yor para los elementos no metálicos que para los metales; sobre todo, es muy grande para los elementos que se encuentran en grupos muy próximos a los gases nobles, ya que tienden a ganar electrones para completar su ultima capa y asemejar su configuración a la del siguiente gas noble, como es el caso de los halógenos (grupoVIIA).

    Por otro lado, los metales ubicados en la parte izquierda de la tabla periódica tienen pocos electrones mas que el gas noble que les antecede, y tienden a ceder esos electrones para tener una configuración electrónica similar a la de dicho gas noble, por lo que su afinidad electrónica, al igual que su energía de ionizacion, son bajas.

    La afinidad electrónica, como la energía de ionización, es una magnitud precisa y cuantitativa, pero muy difícil de determinar.

    Electronegatividad de los elementos.

    La electronegatividad es la atracción que ejercen los átomos hacia los electrones que conforman un enlace químico.

    Aumenta de izquierda a derecha en un mismo periodo y en un grupo disminuye de arriba hacia abajo. La escala mas común y que actualmente se emplea es la propuesta por Linus Pauling; en esta, el asigno al elemento mas electronegativo un valor de 4 (fluor), y a los menos electronegativos, un valor de 0.7 (cesio y francio).

    En la tabla periódica, se indican los valores de electronegatividad de los elementos. La electronegatividad es un número que indica la tendencia que tienen los átomos para atraer a los electrones del enlace.

    Parece razonable suponer que la electro­negatividad de un átomo guarda relación con su energía de iotización y su afinidad electrónica, pues esta magnitud refleja la tendencia del átomo a ganar o perder electrones.

    Si el potencial de ionización y la afinad electrónica son bajos, es indicativa de que el átomo tiene una tendencia relativamente grande a ceder electrones y cuando participa en un enlace químico, la atracción del enlace de el por los electrones del enlace será mínima; por ello, presentara baja electronegatividad, como en el caso de los metales.

    Por otra parte, una electronegatividad alta es sinónimo de que el átomo presenta una tendencia a ganar electrones, como sucede con los no metales.

    Esta propiedad es importante para predecir el comportamiento de los átomos en un compuesto, así como para determinar el tipo de enlace que forman y su polaridad. Estos temas se abordaran mas adelante, en la unidad de enlace químico.

    Numero de oxidación (estado de oxidación) de los elementos

    Este término lo abordaremos con detalle en la unidad V, correspondiente a la nomenclatura química; sin embargo, veremos aquí la relación que tiene esta propie­dad, principalmente con los grupos en que están ubicados los elementos.

    El número de oxidación es un número entero positivo o negativo que indica la capacidad de combinación de los elementos. Si el signo es positivo, el elemento pierde electrones, y si es negativa los gana.

    En compuestos covalentes, donde los átomos de los elementos comparten los electrones de enlace, el número de oxidación negativa se asigna al átomo mas electronegativa. Estos valores son indispensables para escribir las formulas y los nombres de compuestos.

    En general, los metales tienen números de oxidación positivas; los de los grupos IA y MA presentan solo un numero de oxidación, +1 y +2 respectivamente, ya que tienden a ceder sus electrones externos; los metales de transición presentan varios números de oxidación, ya que no solo se enlazan con los electrones del nivel externo, sino que también lo hacen con electrones de niveles internes.

    Los no metales presentan números de oxidación positiva y negativa; negativa cuando se unen con metales y positivas cuando se unen entre ellos. En este caso, el no-metal más electronegativa tendrá el número de oxidación negativa.

    En general, podemos decir que el mayor numero de oxidación positiva que pueden presentar los elementos corresponde al numero de grupo al que pertenecen; por ejemplo, el cloro pertenece al grupo VIIA y su mayor numero de oxidación positiva es +7; el del cromo es +6 (grupo VIA), el del calcio es +2 (grupo IIA), etcétera.

    Y en el caso de los no metales, el numero de oxidación negativa que presentan es igual al numero electrones que necesitan ganar para tener la configuración electrónica del próximo gas noble; veamos.

    El oxigeno esta en el grupo VIA, por lo tanto, tiene seis electrones en su capa externa y le faltan dos para asemejarse a la configuración del neon; su numero de oxidación negativa es -2; el fósforo esta en el grupo VA y tiene cinco electrones externos, le faltan tres para asemejarse a la configuración electrónica del argón y su numero de oxidación negativa es -3. Una forma rápida de obtener este numero es restando 8 al numero de grupo en el que se encuentre el no-metal; veamos.

    Carbono grupo IVA 4-8 = -4 numero de oxidación Azufre grupo VIA 6-8 = -2 numero de oxidación

    Las propiedades periódicas están en función de la estructura electrónica que presentan los elementos y la tabla periódica es una herramienta que ayuda a deducir las variaciones de estas propiedades, ya que los elementos están acomodados en ella a partir de sus estructuras electrónicas.

    UNIDAD 4.

    4.1. ENLACES QUIMICOS.

    4.1.1. CONCEPTO DE ENLACE QUIMICO Y DEFINICION,

    El estudio sobre los enlaces químicos se remonta al ano de 1916, cuando Walter Kossel, científico alemán, y el estadounidense Gilbert N. Lewis descubrieron las características del enlace empleando modelos sencillos, mismos que analizaremos y aplica-remos en esta unidad.

    Actualmente, gracias a la ayuda de la difracción de rayos X, se han estudiado las moléculas y se han podido determinar sus formas geométricas, igualmente, su estructura tridimensional, así como la existencia de fuerzas de interacción molecular, como los puentes de hidrogeno y las fuerzas de Van der Waals.

    Definimos al enlace químico como:

    La fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones de carga.

    4.1.2. Union entre atomos.

    En la formación y ruptura de los enlaces químicos, la energía de ionizacion y los electrones juegan un papel muy importante. Para comprender mejor esto, analizaremos la relación existente entre la energía de ionización y el número atómico. Como sabemos, el potencial o energía de ionizacion es la energía necesaria para extraer un electrón del átomo; esa energía deberá ser capaz de romper la fuerza de atracción que existe entre los electrones y los protones del núcleo. Dicha fuerza es inversamente proporcional a la distancia existente entre ambos, es decir, entre mas alejado este un electrón del núcleo la fuerza de atracción será menor.

    Cuando un electrón absorbe energía proveniente del exterior del átomo pasa a un nivel energético mas alto (estado excitado) del que se encontraba (estado basal); por lo tanto, la distancia respecto del núcleo aumenta y la fuerza de atracción disminuye, requiriéndose menor energía para extraerlo.

    4.1.4 PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS.

    Enlace iónico

    El tipo de enlace que se forma por la transferencia completa de electrones se llama enlace iónico y se define como:

    La fuerza electrostática que une a dos de carga opuesta.

    Es necesario señalar que los átomos de los metales alcalinos (grupo IA) solo pueden proporcionar un electrón: el que tienen en su capa de Valencia. Sin embargo, existen otros átomos, también metales, que pueden transferir dos o mas electrones, como el berilio, el aluminio, etc. Así también, existen átomos, como los halógenos, que necesitan solo un electrón para completar su octeto, y otros, por ejemplo, el oxigeno y el azufre, que necesitan mas de un electrón.

    Al perder o ganar electrones, los átomos se convierten en ionice positivas, cambien llamados cationes, e ionice negativas o aniones. Existe entre ambos una atracción electrostática, siendo esta fuerza la que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.

    Los compuestos iónicos se forman al reaccionar átomos de elementos menos electronegativos; por ejemplo: los del grupo IA, IIA, algunos elementos del grupo IIIA, con elementos mas electronegativos, como los de los grupos VIA y VIIA.

    Los compuestos iónicos son sólidos a temperatura también, y adoptan una forma geométrica regular, y en solución son buenos conductores de la electricidad.

    Enlace covalente.

    La unión entre dos átomos que comparten los electrones de enlace.

    Además de los compuestos iónicos, existen otra serie de compuestos cuya forma de unión no puede explicarse mediante el enlace iónico. Por ejemplo, la formación de la molécula del cloro, que existe como molécula diatónica (CI2). Su unión como enla­ce iónico no es posible, debido a que un átomo de cloro no puede transferir un electrón para que otro átomo, también de cloro, complete su octeto, pues el primero se quedaría con seis electrones en su capa de Valencia.

    Para explicar el enlace en esta molécula y en otras en las cuales se unen átomos de igual o similar electronegatividad, Lewis propuso que un enlace químico se puede formar cuando dos átomos comparten un par de electrones, de tal manera que ambos átomos completan su octeto en la capa de Valencia.

    El enlace covalente se presenta cuando la electronegatividad de los dos átomos que se unen es igual o ligeramente diferente.

    Enlaces covalentes no polar, polar y coordinado

    El enlace covalente puede ser no polar, polar o coordinado. La forma en que se puede predecir la formación de un enlace covalente no polar o polar, es mediante la diferencia de electronegatividades entre los dos átomos que se unen; en el caso de la covalencia coordinada, uno de los dos átomos aporta el par de electrones del enlace. Analicemos por separado cada uno de estos tipos de enlaces covalentes.

    Covalencia no polar. Cuando la diferencia de electronegatividad es cero, el enlace es esencialmente covalente y la nube electrónica del enlace esta perfectamente distribuida alrededor de los dos núcleos de los átomos que se unen. Cuando esto sucede, se dice que se trata de una covalencia no polar. Por lo general, este tipo de covalencias la presentan las moléculas formadas por dos átomos iguales; por ejemplo, las moléculas del hidrogeno (H ), cloro (CI2), fluor (F2), etc.

    Covalencia polar. La covalencia polar se presenta cuando la diferencia de electronegatividades es mayor que cero, pero menor que 1.7.

    En esta molécula, la carga parcial positiva esta mas próxima al átomo de hidrogeno, cuyo valor de electronegatividad es menor que la del bromo; por lo tanto, es una molécula polar. A la magnitud del desplazamiento del par electrónico del enlace hacia el átomo mas electronegativo en una molécula polar se le llama momento dipolar (u.), que en términos matemáticos se expresa como el producto de la distancia (r) que separa a las dos cargas por la magnitud (q) de una de ellas.

    El momento dipolar de una molécula se determina por medio de un aparato llamado di polímetro. En este se coloca la muestra a analizar dentro de un campo eléctrico; al cerrar el circuito, si las moléculas de la muestra son polares, sus polos se orientan de acuerdo a la posición de los electrodos (cátodo y ánodo) del campo eléctrico, produciendo una variación en el voltaje.

    El momento dipolar se presenta en todo enlace formado por dos átomos con diferencia de electronegatividad. Si la molécula es diatónica, su momento dipolar resulta idéntico al de su enlace; si la molécula presenta varios enlaces, el momento dipolar medido es la resultante de los mementos de los enlaces, ya que estos son cantidades vectoriales, es decir, poseen magnitud, dirección y sentido.

    Covalencia coordinada o dativa.

    Existe otro tipo de enlace covalente y es cuando uno de los dos átomos aporta el par electrónico. A este tipo de enlace se le llama covalencia coordinada. Recibe ese nombre porque hay una coordinación entre los dos átomos para que ambos puedan cumplir con la regla del octeto.

    Este enlace se presenta cuando un átomo tiene un par de electrones libres (por ejemplo, el nitrógeno, el oxigeno y el azufre, entre otros) y los comparte con otro átomo que necesita de ese par electrónico para completar con ocho electrones su capa de Valencia. El enlace covalente coordinado, como habrás observado, se forma de manera diferente que el enlace covalente, pero una vez formado no existe ninguna diferencia entre el los.

    Un ejemplo de enlace covalente coordinado es la formación del ion amonio (NH4+) a partir del amoniaco (NH3), en el cual el nitrógeno comparte el par de electrones con un protón (HT), que necesita del par de electrones para estabilizarse.

    UNIDAD 5.

    5.1 FORMULAS QUIMICAS.

    Cuando dos o mas elementos se combinan en proporciones de masa definida forman un compuesto químico. Esos compuestos se representan gráficamente utilizando los símbolos de los elementos que se combinaron. A esta representación se le conoce como formula química.

    En una formula química, los símbolos representan átomos y, en la mayoría de los casos, llevan números como subíndices, que indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en el compuesto. Cuando el símbolo no Neva escrito un número como subíndice, el símbolo representa la unidad, o sea, un átomo de ese elemento.

    Por ejemplo, la formula del agua (H2O) nos indica que el compuesto esta constituido por dos átomos de hidrogeno y uno de oxigeno. A partir de lo anterior, a una formula química la definimos como:

    L a representación química abreviada de un compuesto.

    Existen diferentes maneras de representar la formula de un compuesto; las más comunes son la formula empírica, la molecular y la estructural.

    Formula empírica: indica la relación mínima de los átomos de los elementos que forman la molécula (compuestos moleculares) o la formula mínima (compuestos iónicos); esta relación se da en números enteros.

    Por ejemplo, en el caso del agua su formula empírica es H2O e indica que una molécula de este compuesto esta constituida por hidrogeno y oxigeno en una relación mínima de 2:1 . Otro ejemplo es el peroxido de hidrogeno (agua oxigenada), constituido también por hidrogeno y oxigeno, pero en una proporción mínima de 1:1, y su formula empírica es HO, la que indica que por cada átomo de hidrogeno existe uno de oxigeno.

    Para un compuesto iónico, como es el caso del cloruro de sodio, su formula empírica NaCI también representa la proporción mínima de los iones que constituyen al compuesto; en este caso indica que esta formado por iones sodio (Na+) e iones cloro.

    Formula molecular. Indica la cantidad real de átomos de cada elemento que están presentes en una molécula del compuesto.

    Retomando como ejemplo al peroxido de hidrogeno, tenemos que su formula molecular es H2O2, es decir, que una molécula de este compuesto esta constituida por dos átomos de hidrogeno y dos de oxigeno. En este caso podemos observar que las formulas empírica y molecular son diferentes, pero para muchos compuestos inorgánicos moleculares estas resultan ser iguales; por ejemplo, las formulas del agua: H2O, el ácido clorhídrico: HCI, el amoniaco: NH3, etc. Esto se debe a que la relación mínima de átomos (formula empírica) y la cantidad real en una molécula (formula molecular) es la misma.

    Formula estructural o desarrollada. Indica la forma en que los átomos de los elementos se encuentran enlazados en una molécula, es decir, describe la estructura molecular del compuesto empleando guiones para representar los enlaces entre los átomos. Este tipo de formula tiene gran aplicación en química orgánica, donde existen muchos compuestos que tienen la misma formula molecular, pero diferentes propiedades físicas y químicas, debido a que sus átomos se encuentran unidos en diferente orden y/o forma. A estos compuestos se les conoce como someros estructurales.

    ASIGNACION DE NUMEROS DE OXIDACION

    Debemos tener presente que los electrones de los átomos son los responsables de la formación de los enlaces que mantienen unidos a los elementos en un compuesto, y que la cantidad y ubicación de esos electrones en cada átomo (estructura atómica) va a determinar la combinación o no de un elemento con otro, así como la proporción en que lo harán.

    Existen dos términos que se relacionan con esto e indican, mediante números enteros, la capacidad de combinación de un elemento; estos términos son Valencia y numero de oxidación.

    La Valencia de un elemento en un compuesto hace referencia solo al numero de electrones que de ese elemento participan en el o los enlaces; en cambio, el numero de oxidación, al emplear valores positivas y negativas, denota, además, el comportamiento de los electrones, es decir, si un elemento gana, pierde o los comparte de manera desigual.

    Antes de iniciar el estudio de la nomenclatura de los compuestos inorgánicos, es necesario saber como se asignan los números de oxidación a los elementos que constituyen a los compuestos o iones. Estos son la clave para nombrar y escribir correctamente sus formulas.

    El numero de oxidación o estado de oxidación de un átomo en un compuesto iónico es un número positivo o negativo que indica los electrones que ha perdido o ganado ese átomo, y corresponde a la carga que presentan los iones que forman el compuesto. Por ejemplo, en el cloruro de sodio: NaCI, el cloro quita al sodio su electrón de Valencia para completar su octeto, quedando el sodio como Na1+ y el cloro como CI1-, cargas que representan sus números de oxidación de +1 y -1, respectivamente.

    En los compuestos covalentes no hay pérdida ni ganancia de electrones, ya que los electrones de enlace son compartidos por los átomos que forman las moléculas. En estos compuestos, el número de oxidación de los elementos es el valor que resulta al asignarle imaginariamente al elemento más electronegativo los electrones de enlace; dicho en otras palabras, seria la carga que tendrían los átomos si sus enlaces fueran iónicos

    5.1.1. OXIDOS.

    El oxigeno se combina con el resto de los elementos de la tabla periódica para formar compuestos Ilamados óxidos. Con los metales forma óxidos metálicos, y con los no metales, óxidos no metálicos, también conocidos como anhídridos.

    Óxidos metálicos

    Los óxidos metálicos resultan de la combinación de un metal con oxigeno:

    2Ca + O2 ——— 2CaO
    Metal Oxigeno Oxido metálico

    También se les conoce como óxidos básicos, porque al reaccionar con el agua forman otro tipo de compuestos llamados bases o hidróxidos.

    CaO + H2O ——- Ca(OH)2

    Oxido metálico Agua Base o hidróxido
    o básico

    En estos compuestos, el oxigeno trabaja con numero de oxidación de -2 y los metales con sus números de oxidación positivas.

    En los sistemas de Ginebra y de la IUPAC, los óxidos de los metales que s6lo tienen un numero de oxidación se nombran iniciando con la palabra oxido, seguida de la preposición de y, finalmente, el nombre del metal correspondiente. Ejemplos:

    Na2O Oxido de sodio

    BaO Oxido de bario

    Cuando el metal tiene mas de un número de oxidación, en el Sistema de Ginebra se emplea la terminación -ico para el número de oxidación mayor, y -oso para el me-nor. En el sistema actual de la IUPAC (Stock), el número de oxidación del metal se indica con números romanos entre paréntesis después del nombre del metal. Observa los siguientes ejemplos y presta singular atención a los óxidos de cromo.

    En el Sistema de Ginebra las terminaciones -ico y -oso, solo indican si el metal trabaja con su estado de oxidación mayor o menor sin indicar su valor y para metales con mas de dos números de oxidación, no es posible dar nombre a todos sus óxidos, como en el caso del cromo en el ejemplo anterior; en cambio, en el sistema Stock, con los números romanos se indica cualquier valor del numero de oxidación del metal.

    Para escribir la formula a partir del nombre, es importante reconocer en el nombre del oxido el metal que participa y el numero de oxidación con que trabaja, auxiliando-nos en los valores de la tabla periódica.

    5.1.2. HIDROXIDOS.

    Los hidróxidos son compuestos que resultan de la combinación de un oxido metálico con agua:

    CaO + H2O ——— Ca(OH)2
    Oxido metálico Agua Base o hidróxido

    A este tipo de compuestos también se les conoce como bases o álcalis y se caracterizan por llevar en su composición a un metal unido al grupo hidróxido o hidroxilo (OH-); en solución cambian de azul a rojo el papel tornasol, tienen un sabor amargo y presentan al tacto una sensación jabonosa. Los metales, como siempre, trabajan con números de oxidación positivos y el grupo hidróxido con valor de -1. Para escribir la formula de un hidróxido, se escribe primero el metal y luego el grupo hidróxido, se intercambian sus números de oxidación y se escriben como subíndices. El grupo hidróxido se escribe entre paréntesis si el subíndice que le corresponde es mayor a 1.

    Para nombrar a los hidróxidos, se emplean las mismas reglas que para los óxidos metálicos, cambiando la palabra oxido por hidróxido y empleando las terminaciones -ico (mayor), -oso (menor) para el Sistema de Ginebra, o bien, números romanos, según el sistema Stock de la IUPAC.

  • ACIDOS.

  • Los ácidos son compuestos que se caracterizan por tener un sabor agrio (parecido al del limón). Tienen un valor de pH menor de 7, cambian al papel tornasol de color rojo a azul y en solución acuosa liberan iones o protones de hidrogeno (H+).

    Dependiendo de si un ácido contiene o no oxigeno, estos se clasifican en oxácidos e hidrácidos.

    Oxácidos

    Son compuestos formados por hidrogeno, un no metal y oxigeno, conocidos también como ácidos ternarios o ácidos oxigenados.

    En estos compuestos, el hidrogeno y el oxigeno funcionan con números de oxidación de +1 y -2, respectivamente.

    Se obtienen como producto de la reacción química de un oxido ácido o anhídrido mas agua:

    SO2 + H2O ——— H2SO3

    Oxido ácido Agua Oxácido
    o anhídrido

    La formula de un oxácido, se escribe representando primero el símbolo del hidro­geno, después el del no metal y, finalmente, el del oxigeno, con sus respectivos subíndices, que indican la cantidad de átomos de cada elemento presentes en la formula del ácido.

    5.1.4. HIDRUROS.

    Hidruros metálicos

    Son el resultado de la unión entre el hidrogeno y un metal.

    2Na + H2 ——- 2NaH
    Metal Hidrogeno Hidruro metálico

    Los hidruros metálicos se caracterizan por ser los ionices compuestos en los que el hidrogeno funciona con numero de oxidación de -1. Para escribir la formula de un hidruro metálico primero se escribe el símbolo del metal o parte positiva y después el del hidrogeno, que será la parte negativa. Por ejemplo, la formula del hidruro que resulta al combinarse el calcio con el hidrogeno es la siguiente:

    ——- CaH2

    Para nombrarlos se utiliza la palabra hidruro, la preposición de y el nombre del metal. En el Sistema de Ginebra, se utilizan las terminaciones -ico y -oso para indicar el mayor y el menor numero de oxidación del metal, respectivamente; en el sistema de la IUPAC esos números se señalan con números romanos entre paréntesis. Cuando el metal solo tiene un número de oxidación, el nombre del hidruro es el mismo en ambos sistemas.

    Hidruros no metálicos.

    Estos están constituidos por la unión de hidr6geno y un no metal
    2H2 + C ——- CH4
    Hidrogeno No metal Hidruro no metálico

    El hidrogeno en estos compuestos tiene numero de oxidación de +1, por lo que los no metales funcionan solo con su numero de oxidación negativo.

    Debido a las características químicas que presentan estos compuestos, se pueden dividir en dos tipos.

    Hidruros no metálicos de Ios grupos III A, IVA y VA

    Varios de estos hidruros fueron conocidos y nombrados antes de la sistematización de la nomenclatura química. En la actualidad, la IUPAC, además del nombre sistemático que les asigna, acepta como correctos los nombres comunes o triviales y su formulación.

    Para dar nombre a estos hidruros, según la IUPAC, se escribe la palabra hidruro, la preposición de y, finalmente, el nombre del no metal. El cuadro siguiente nos muestra los hidruros de este tipo.

    Nombre trivial

    Formula

    Nombre de la IUPAC

    Borano

    BH3

    Hidruro de boro

    Metano

    CH4

    Hidruro de carbono

    Silano

    SiH4

    Hidruro de silicio

    Amoniaco

    NH3

    Hidruro de nitrógeno

    Fosfina

    PH3

    Hidruro de fósforo

    Arsina

    AsH3

    Hidruro de arsénico

    5.1.5. SALES.

    Son el resultado de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de un ácido por un metal o ión poliatómico positivo.

    Las sales se obtiene por la reacción química de neutralización entre compuestos ácidos y básicos.

    Sales binarias

    Están constituidas por dos elementos, generalmente por un metal y un no metal, donde el no metal trabaja con su número de oxidación negativa.

    Para escribir la formula de una sal binaria, primero se anota el símbolo del metal que tiene numero de oxidación positiva y luego el no metal que trabajara con su único numero de oxidación negativo; estos números se cruzan como subíndices para que la formula sea electrostáticamente neutra.

    Para nombrar a estas sales, se inicia con el nombre del no metal, al que se le agrega la terminación uro, y después el nombre del metal; si el metal presenta dos números de oxidación, en el Sistema de Ginebra se utilizan las terminaciones ico y oso para el mayor y el menor valor del numero de oxidación, respectivamente; en el sistema de la IUPAC esos valores se indican con números romanos. Si el metal solo tiene un número de oxidación, el nombre de la sal es el mismo en ambos sistemas. Al metal se le aplican las mismas reglas que a los óxidos metálicos, hidróxidos e hidruros metálicos.

    Oxisales

    Estas son el resultado de la sustitución de los hidrógenos de un oxácido por un metal o ión poliatómico positivo.

    Un oxácido, al ionizarse, forma iones positivos y negativos; los positivos (cationes) son los hidrógenos del ácido H+ y los negativos (aniones) están formados por el no metal y el oxigeno, con una carga negativa igual al numero de hidrógenos perdidos.

    Ácido Catión Anión

    1-

    HNO3 ——* H + NO3 (perdió 1 hidrógeno)

    2-

    H2SO4 ——- 2H + SO4 (perdio 2 hidrógenos)

    3-

    H3PO4 ——— 3H + PO4 (perdió 3 hidrógenos)

    A estos aniones formados, también se les llama radicales y su nombre lo adquieren del nombre del ácido del que provienen, modificando su terminación

    -ico por-ato y -oso por -ito.

    Para escribir la formula de una oxisal, primero se escribe la parte positiva, en este caso el metal o ión poliatómico positivo; luego, el radical del ácido. Se cruzan los números de oxidación o cargas para que la fórmula sea neutra, quedando como subíndices; si el subíndice del radical es mayor a uno, el radical se escribe entre paréntesis y el subíndice, fuera., de ser necesario, se reducen los subíndices a su mínima expresión, como en ejemplos anteriores. Para dar el nombre a una oxisal, se escribe primero el nombre del radical del ácido, seguido de la preposición de y el nombre del metal, si es que solo tiene un numero de oxidación; si tiene mas, se aplican las mismas reglas que se dieron para los réntales en los óxidos metálicos, hidróxidos, hidruros, etcétera.

    CaSO4 Sulfato de calcio

    3

    Li

    17

    Cl

    16

    S

    10

    Ne

    56

    Ba

    54

    Xe