QUÍMICA
Introducción al estudio de la química
DEFINICIÓN Y CLASIFICACIÓN DE LA QUÍMICALa química es la ciencia que trata de la composición, estructura, propiedades y transformaciones de la materia, así como de las leyes que rigen esos cambios y transformaciones.
LA QUÍMICA: SU IMPORTANCIA EN LA VIDA COTIDIANA Y RELACIÓN CON OTRAS CIENCIAS
La química es una ciencia que ha permitido conocer, interpretar y transformar nuestro ambiente; la química está presente en nuestro entorno diario, proporcionándonos beneficios invaluables, pero la falta de control y ética en su uso también puede causarnos problemas.
A la pregunta química ¿para qué?, algunas respuestas son: "para elaborar materiales semejantes a los naturales, más económicos y sin dañar el entorno ecológico y para conocer la composición de la estructura de los materiales". La química participa en los campos de acción de otras ciencias, de tal manera que se derivan, la bioquímica, la fisicoquímica, etc.
DIFERENCIA ENTRE CAMBIOS FÍSICOS Y QUÍMICOS
- Cambio físico.- Cuando las modificaciones no alteran la composición íntima de las sustancias, dichos cambios desaparecen cuando cesa la causa que los originó. En este tipo de cambios se modifica la forma, el tamaño, el estado de movimiento o el estado de agregación; la energía implicada es pequeña. Ejemplos: formación del arcoíris, fusión de la cera, disolución del azúcar, dilación de un metal, transmisión del calor, cambios de estado, la elasticidad, el magnetismo, la propagación de la luz.
- Cambio químico.- Cuando el cambio experimentado modifica la naturaleza íntima de las sustancias y no es reversible. Antes y después del cambio se tienen substancias diferentes con propiedades diferentes. La energía desprendida o absorbida es mayor que el cambio físico. Ejemplos: corrosión de metales, explosión de una bomba, uso de un acumulador, revelado de una fotografía, combustión de un cerillo, fotosíntesis, electrolisis del agua, el proceso de digestión, la fermentación, etc.
Estructura de la materia
- ÁTOMO.- Partícula más pequeña característica de un elemento.- MOLéCULA.- Partícula más pequeña de una sustancias dad (neutra) capaz de existir independientemente y que conserva sus propiedades Químicas, se componen de átomos unidos químicamente de acuerdo con su valencia, pueden ser diatómicas (O3) o poliatómicas (Na2SO4), se representa con formulas químicas.
- ELEMENTO.- Sustancia básica que no se descompone en sustancias más simples por métodos químicos ordinarios. Son 115 elementos, 92 naturales y el resto artificiales. La mayoría son sólidos, cinco son líquidos en condiciones ambientales y doce son gaseosos. Son abundantes otros no, algunos son raros, radiactivos y algunos se sintetizan en el laboratorio.
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- ION.- Átomo con carga eléctrica que se forma por la ganancia ó pérdida de electrones. Se clasifica en dos tipos: cation y anion.
- CATION.- ion con carga positiva. Se forma por la perdida de electrones en átomos metálicos.
- ANION.- ion con carga negativa. Se forma por la ganancia de electrones en átomos no metálicos.
- COMPUESTO.- Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Los compuestos sólo se pueden separar en sus componentes puros (elementos) por medios químicos.
- ISÓTOPO.- Son átomos que tienen el mismo número de protones pero difieren en su número de neutrones, por lo tanto estos elementos difieren en su número de masa. Los diferentes elementos de los isótopos no son estables y se presentan en la naturaleza en la misma proporción. Ejemplo:
1H1 Hidrogeno ligero o
normal 1H2 Hidrogeno pesado
o deuterio
1H3 Hidrogeno radiactivo o tritio
8O16
8O17
8O18
-
SOLUCIÓN.- Mezcla homogénea formada por un
disolvente y un soluto.- MATERIA.- Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.- El contenido de materia en el universo siempre permanece constante.
ENERGÍA.- Capacidad de realizar trabajo
TIPOS DE ENERGÍA.- Algunas manifestaciones energéticas comunes son: energía mecánica, energía Solar, energía química, energía eléctrica, energía hidráulica, energía calorífica, energía luminosa, energía nuclear, energía eólica, energía geotérmica.
LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.- La energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no se puede crear o destruir. En otras palabras, la energía total del universo es constante.
ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA.- La materia de acuerdo a su propiedades físicas se clasifica en tres estados de agregación; fase sólida, liquida y gaseosa; los nuevos estados son el plasma y condensado de Bose-Einstein.
- Fase sólida. Fase que ocupa un volumen fijo y tiene una forma definida, la movilidad de las partículas es nula y la fuerza de cohesión entre ellas es muy alta.
- Fase liquida. Esta fase ocupa un volumen dado por la forma del recipiente, la movilidad y su cohesión de las partículas es intermedia.
- Fase gaseosa. Fase que no tiene, ni forma, ni volumen definido, tiende a ocupar el volumen del recipiente en el que se encuentra confinado y sus partículas tienen una gran energía cinética, presentan movimientos desordenados y la fuerza de cohesión es muy baja.
Condensado de Bose -Einstein. Gas que se ha enfriado a una temperatura próxima al cero absoluto. Los átomos pierden energía, se frenan y se unen para dar origen a un superátomo insólito.
CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA
Métodos de separación de mezclas - DECANTACIÓN. Es utilizado para separar un sólido de grano grueso de un líquido, consiste en vaciar el líquido después de que se ha sedimentado el sólido. Este método también se aplica en la separación de dos líquidos no miscibles y de diferentes densidades.
- FILTRACIÓN. Permite separar un sólido de grano relativamente fino de un líquido empleando un medio poroso de filtración o membrana que deja pasar el líquido pero retiene el sólido, los filtros más comunes son el papel, fibras de asbesto, fibras vegetales, redes metálicas y tierras raras.
- CENTRIFUGACIÓN. Método que permite separar un sólido insoluble de grano muy fino y de difícil sedimentación de un líquido. Se incrementa la temperatura del líquido en la centrífuga; por medio de translación acelerado se incrementa la fuerza gravitacional provocando la sedimentación del sólido o de las partículas de mayor densidad.
- DESTILACIÓN. Método que permite separar mezclas de líquidos miscibles aprovechando sus diferentes puntos de ebullición, también permite separar componentes volátiles o solubles en agua u otros disolventes, incluye una serie de evaporación y condensación sucesivas.
- CRISTALIZACIÓN. Consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra en solución, finalmente el sólido queda como cristal, el proceso involucra cambio de temperatura, agitación, eliminación del solvente, etc.
- EVAPORACIÓN. Por este método se puede separar rápidamente un sólido disuelto en un líquido, se incrementa la temperatura del líquido hasta el punto de ebullición, con lo cual se evapora y el sólido queda en forma de polvo seco.
- SUBLIMACIÓN. Es el paso de un sólido al gaseoso sin pasar por el estado líquido, por una alta temperatura.
- SOLIDIFICACIÓN. Este cambio requiere y se presenta cuando un líquido pasa al estado sólido.
- CONDENSACIÓN. Es el paso del estado gaseoso al estado líquido, supone la disminución de la temperatura.
- LICUEFACCIÓN. Es el paso del estrado gaseoso al estado líquido se logra disminuyendo la temperatura. y aumentando la presión.
Su = Sublimación
Sur = Sublimación regresiva
S =Solidificación
F= Fusión
E= Evaporación
C=Condensación
L= Licuefacción
Estructura atómica de la materia y teoría cuántica
El átomo está conformado por tres partículas. Neutrones, protones y electrones, el protón deriva de la palabra griega protos que significa primera que, el protón es la primera aparecida ó electrón positivo.El protón pesa aproximadamente una uma (unidad de masa atómica) 1836 veces más pesada que el electrón. Sufre pequeños desplazamientos con relación al centro del átomo y puede ser expulsado del sistema al que pertenece en forma violenta para ya libre convertirse en partícula alfa. El protón tiene una energía potencial alta; cuando el núcleo es grande y es poco estable se da lugar las fisiones espontáneas, pero puede ser separada del átomo al bombardear el núcleo con neutrones.
El neutrón pesa poco menos que el neutrón, carece de carga. La desintegración depende del número de protones y número de neutrones que hay a en el núcleo. La relación de protones y neutrones en los elementos oxígeno, helio, nitrógeno, hasta el calcio es igual a 1.
El electrón. Es una partícula ligera a comparación del protón, tiene una carga negativa y gira alrededor del núcleo presentando un movimiento de rotación llamado spin.
Cuando un fotón choca con un electrón, le cede su energía, la absorbe alejándolo del núcleo o fuera del sistema, si queda dentro del sistema se deshace de su sobrecarga en forma de fotón irradiando energía, volviéndose a un nivel anterior. A este fenómeno se llama activación del átomo.
Partícula
|
Carga eléctrica
|
g
|
u.m.a.
|
Localización del átomo |
símbolo
|
|
Coulomb
|
||||||
Electrón
|
1.6x10-19
|
-1
|
9.1x10-28
|
0.00055
|
Gira alrededor del núcleo |
e-
|
Protón
|
1.6x10-19
|
+1
|
1.67x10-24
|
1.00727
|
En el núcleo
|
p+
|
Neutrón
|
0
|
0
|
1.68x10-24
|
1.00866
|
En el núcleo
|
N0
|
NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es el número de protones que hay en el núcleo atómico. Determina la identidad del átomo.
Z = p Donde: Z = número atómico p = número de protones
NÚMERO DE MASA (A).- Es el número de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Se calcula a partir del peso atómico del elemento.
A = p + n Donde: A = número de masa p = número de protones n = número de neutrones
MASA ATÓMICA.- Es la suma porcentual de la masa de los isótopos de una muestra de átomos del mismo elemento, su unidad es la u.m.a. (unidad de masa atómica) La masa del isótopo de carbono 12 es de 12 u.m.a y las masas se expresan con relación a ésta y se miden en u.m.a.
MODELOS ATÓMICOS Para elaborar esta teoría atómica, Dalton considero la propiedad general de la materia: la masa. Es decir, el átomo está caracterizado por su masa. La teoría de Dalton ha pasado por varias modificaciones y algunos postulados han sido descartados. Sin embargo aún representa la piedra angular de la química moderna.
Postulados de la teoría atómica de Dalton:
§ Toda la materia se compone de partículas diminutas, llamadas átomos que son indestructibles e indivisibles.
§ Todos los átomos del mismo elemento son iguales en tamaño y masa, y los átomos de diferentes elementos presentan tamaño y masa distintos.
§ Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de diferentes elementos.
§ Los átomos se combinan en relaciones numéricas simples bien definidas (ley de las proporciones definidas).
Los átomos de dos elementos pueden combinarse en diferentes relaciones.
Modelo atómico de Thomson.- J.J. Thomson sometió a la acción de un campo magnético rayos catódicos, logrando establecer la relación entre la carga y la masa del electrón. Por lo que este científico es considerado como el descubridor del electrón como partícula. Propuso un modelo en el que determina que el átomo está constituido de electrones y protones; en el cual la carga positiva semejaba un "Budín de pasas", la cual contenía distribuidas sus respectivas cargas negativas. Además, de que todos los átomos son neutros ya que tienen la misma cantidad de electrones y protones. Modelo atómico de Rutherford.- En 1899 Rutherford demostró que las sustancias radiactivas producen tres tipos de emanaciones a las que llamó rayos alfa (α), beta (β) y gamma (γ). Con base en sus observaciones, Rutherford propuso un modelo en el que el átomo tenía una parte central ó núcleo con carga eléctrica positiva y en el que se concentraba toda la masa atómica; estableció además que, los electrones giraban alrededor de ese núcleo a distancias variables, y que describían órbitas concéntricas, semejando a un pequeño sistema solar.
Modelo atómico de Niels Bohr.- Bohr estableció que los electrones giraban alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (niveles de energía) que se encontraban a diferentes distancias del mismo. Designó al nivel más próximo al núcleo como "K" ó 1; al segundo "L" ó 2 y así sucesivamente hasta llegar al nivel "Q" ó 7.
Postuló además, que cuando un electrón se desplaza en su órbita no emite radiaciones, por lo que su energía no disminuye, y no es atraído por el núcleo. Pero que si en un proceso cualquiera, se le suministra energía en forma de luz y electricidad, el electrón la absorbe en cantidad suficiente y brinca a otra órbita de mayor energía. En tales condiciones se dice que el electrón está excitado. Cuando el electrón regresa a su nivel energético, emite en forma de energía luminosa (fotón), la energía que recibió.
Modelo atómico actual.- El modelo actual de los átomos fue desarrollado por E. Schrödinger, en el que se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias. La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad. De acuerdo con Schrödinger, la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.
Números cuánticos
Los números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrődinger, y la tabulación indica la zona probable donde el electrón puede localizarse.
Número cuántico
|
Símbolo |
| Número cuántico principal | n |
| Número cuántico secundario, azimutal o de forma | l |
| Número cuántico magnético o de orientación | m |
| Número cuántico spín (de giro) | s |
Número cuántico principal.- Indica el nivel energético donde está el electrón, es un valor entero y positivo del 1 al 7. Es la distancia que existe entre el electrón y el núcleo e indica el tamaño del orbital (nube electrónica).
Número cuántico secundario, azimutal o de forma.- Describe la zona de probabilidad donde se puede encontrar el electrón (orbital), adquiere valores desde cero hasta n-1. En cada nivel hay un número de subniveles de energía igual al nivel correspondiente. El número cuántico secundario determina la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.
Número cuántico magnético.- Representa la orientación espacial de los orbítales contenidos en los subniveles energéticos, cuando están sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos están formado por orbítales o REEMPE, que es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar el electrón. El número cuántico magnético adquiere valores desde -1, pasando por el cero hasta +1.
Número Cuántico spín.- Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje , que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los valores numéricamente permitidos son de +1/2 y -1/2.
TABULACIONES DE LAS POSIBLES
COMBINACIONES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS
n
|
I (0 a n-1)
|
m (-I a-1)
|
1
|
0
|
0
|
2
|
0, 1
|
1, 0, -1
|
3
|
0, 1, 2
|
2, 1, 0, -1, -2, -3
|
4
|
0, 1, 2, 3
|
3, 2, 1, 0, -1, -2, -3
|
RELACIÓN ENTRE EL NIVEL,
SUBNIVEL, ORBITAL Y NUMERO DE ELECTRONES
Nomenclatura de subniveles
energéticos según número cuántico
(l)
Numero cuántico secundario
(l)
|
Nombre del subnivel (orbital)
|
n
|
I
|
Nombre del subnivel
|
0
|
s
|
1
|
0
|
s
|
1
|
p
|
2
|
0, 1
|
p
|
2
|
d
|
3
|
0, 1, 2
|
d
|
3
|
f
|
4
|
0, 1, 2, 3
|
f
|
Número máximo de electrones por
subnivel.
Numero cuántico secundario
l
|
Número máximo de electrones
2(2l +1)
|
|
0
|
2(2*0+1)
|
2
|
1
|
2(2*1+1)
|
6
|
2
|
2(2*2+1)
|
10
|
3
|
2(2*3+1)
|
14
|
2(1)2=2
2(2)2=8
2(3)2=18
2(4)2=32
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICASe denomina configuración electrónica a la especificación de los subniveles ocupados y su número de ocupación para cada elemento. Consiste en la distribución de los electrones en los orbítales del átomo t se desarrolla con la regla de Moeller.
Ejemplo: 12C6 1s2 2s2 2p2
56Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Periodicidad química y enlaces químicos
Construcción de la tabla periódica con base en la configuración electrónica.CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.
A mediados del siglo XIX se conocían 55 elementos diferentes, los cuales diferían en sus propiedades y aparentemente no existía ninguna relación entre ellos. Los científicos trataron de ordenarlos.
Johann W. Dőbereiner, quien en 1817, descubrió que al reunir los elementos con propiedades semejantes en grupos de tres, la masa atómica del elemento central era aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas relativas de los otros elementos, observó que el Bromo tenía propiedades intermedias con el cloro y las del yodo; encontró otros dos grupos de tres elementos que mostraban un cambio gradual en sus propiedades llamándola ley de las tríadas.
Peso atómico de los elementos
correspondientes a las tríadas de
Dőbereiner
|
||
Nombre
|
Peso atómico
|
Promedio
|
Calcio
|
40.1
|
88.7
|
Estroncio
|
87.6
|
|
Bario
|
137.3
|
|
Azufre
|
32.1
|
|
Selenio
|
79.0
|
79.8
|
Telurio
|
127.6
|
|
Cloro
|
35.5
|
81.2
|
Yodo
|
126.9
|
|
Bromo
|
79.9
|
|
1
|
2
|
3
|
4
|
5
|
6
|
7
|
H
|
Li
|
Be
|
B
|
C
|
N
|
O
|
F
|
Na
|
Mg
|
Al
|
Si
|
P
|
S
|
Cl
|
K
|
Ca
|
Cr
|
Ti
|
Mn
|
Fe
|
Espacios vacíos. De acuerdo con su peso atómico, las propiedades de un elemento no correspondían con las de sus vecinos, por lo cual Mendeleiev dejo espacios porque faltaban elementos por descubrir. Todos los elementos de una columna en la tabla de Mendeleiev tiene la misma valencia. No obstante, Mendeleiev observó que el ordenamiento por pesos atómicos no coincidía con la valencia.
En 1913, Henry G. J. Moseley sugirió que los elementos se ordenarán de acuerdo al número atómico creciente. La tabla periódica actual sigue el criterio de Moseley, y es conocida como la tabla periódica larga de los elementos se encuentra en filas y columnas.
Las columnas representan los grupos o familias que están formados por elementos que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia, por lo que se representan propiedades químicas similares. Existen 18 columnas las cuales se subdividen en 16 familias, 8 a y 8b, designadas por los números romanos del I al VIII por cada subtipo un grupo externo llamado tierras raras que no se numera.
Las filas de la tabla periódica son los periodos, los cuales indican el nivel energético de la capa de valencia. Se designan por un número arábigo y los elementos están ordenados por su número atómico creciente.
Ley periódica
Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas, enunciado dicho por Mendeleiev. El enunciado actual es "Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus números atómicos", postulado conocido como la Ley periódica de Moseley.PROPIEDADES PERIÓDICAS
Son aquellas que siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla periódica.
Radio atómico. Es la mitad de distancia entre los núcleos de átomos de una molécula biatómica, varían de acuerdo al tamaño y las fuerzas externan que actúan sobre de el. El radio aumenta de arriba hacia abajo en una familia y de derecha a izquierda en un periodo. El Cs es el de mayor radio atómico.
Electronegatividad. Es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de valencia de otro más cercano con el fin de formar un enlace covalente. En la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha en periodo y de abajo hacia arriba en una familia. De acuerdo a Paulli es la propiedad de una molécula y no de un átomo aislado.
Afinidad electrónica. Se define como la energía que se libera cuando un átomo gaseoso captura un electrón, entre mayor sea su energía libre, mayor será la afinidad electrónica, los átomos pequeños captan fácilmente el electrón, mientras que los grandes les resulta difícil. La afinidad electrónica aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en una familia.
Energía de ionización. Se define como la energía necesaria que hay que suministrarle a un átomo neutro en estado gaseoso para arrancarle el electrón. La energía de ionización aumenta de izquierda derecha a lo largo de un periodo y de abajo hacia arriba en una familia.
Electronegatividad y actividad química.
Electronegatividad. Capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él en un enlace químico.
Conforme a la tabla periódica la actividad química en metales va de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda y en no metales de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.
Diferencias entre metales y no metales
METALES.- Los metales son los elementos de las familias I y IIA, así como todos los de las familias I a VIIIB. Propiedades físicas:- Estados de agregación. Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg, que es un líquido; el cesio, galio y francio tienen puntos de fusión muy bajos: 28.7°, 29.8° y 30°C.
- Conductividad. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.
- Apariencia. Presentan un brillo característico llamado brillo metálico.
- Ductibilidad. Se pueden transformar en hilos.
- Maleabilidad. Se pueden convertir en láminas (láminas de acero para recubrir cocinas).
- Color.- La mayor parte de ellos son grises, de un tono parecido al de la plata, por lo que son llamados argentíferos, excepto el cobre que es rojo y el oro es amarillo. Los átomos de los metales se ordenan de manera regular en forma de redes cristalinas llamadas redes metálicas.
Propiedades químicas:
- Propiedades periódicas. Poseen baja energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad, por lo que pierden fácilmente sus electrones de capa de valencia.
- Reactividad. La mayoría de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con el oxígeno para formar óxidos y con los halógenos para formar halogenuros.
NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos a los metales o a otros no metales para dar una amplia gama de compuestos y también se les encuentran libres, todas estas sustancias son vitales para la existencia de la vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que forman a los seres vivos son los metales como C, H, N y O.
Propiedades Físicas:
- Estado de agregación. A temperatura ambiente se presentan como sólidos, líquidos o gases, por ejemplo el carbono, silicio y yodo, que son sólidos; el bromo es líquido y la mayoría son gases como el oxígeno, nitrógeno, cloro, neón, argón.
- Apariencia. Algunas de los no metales son coloridos, por ejemplo, el bromo es rojizo, el azufre es amarillo, pero no presentan brillo metálico.
- Ductibilidad y maleabilidad. A diferencia de los metales, no son dúctiles ni maleables.
- Densidad. Por lo general su densidad es menor que la que presentan los electos metálicos.
- Conductividad térmica y eléctrica. Son malos conductores del calor y la electricidad, los no metales se emplean como aislantes, por ejemplo, la cubierta de los cables eléctricos está elaborado con los metales.
- Alotropía. Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado. Esta propiedad se presenta únicamente en los no metales. Por ejemplo:
Elemento
|
Símbolo
|
Alótropos
|
Carbono
|
C
|
Diamante y grafito ( cristal duro y
sólido amorfo respectivamente)
|
Oxigeno
|
O
|
Diatómico (O2) y
triatómico (O3, ozono). Ambos gases
|
Silicio
|
Si
|
Sílice, cuarzo, pedernal, ópalo
(sólidos)
|
Propiedades químicas:
- Tienen energías de ionización y afinidades electrónicas mucho más altas que los metales, a si mismo, son mucho más electronegativos.
- Electrones de la capa de valencia. Los no metales tienen una capa de valencia de 4 o más electrones (4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y 8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que está en la familia IA es un no metal y se comporta químicamente como los halógenos (VIIA), se encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con muchos de los metales y de los no metales.
METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen propiedades de los metales y de los no metales.
Propiedades químicas:
- Se comportan químicamente como los no metales, tienen 3 o más electrones en su capa de valencia, reaccionan con algunos metales y con los no metales.
Propiedades físicas:
- Tienen brillo metálico, son semiconductores de la electricidad y son malos conductores del calor.
PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN
Se les llama así porque sus electrones de valencia se encuentran distribuidos en orbítales diferentes a los grupos del grupo A. Estos elementos no son tan activos como los representativos, todos son metales y por lo tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad.
Nomenclatura y formulas químicas
NOMENCLATURA Y ESCRITURA DE LAS FORMULAS (IUPAC)La nomenclatura química es un conjunto de reglas y regulaciones que rigen la designación de nombres a las sustancias químicas. Se representan mediante fórmulas, la cual es la representación algebraica de la manera en que está constituido el compuesto, por ejemplo: El H2O, tiene dos átomos de H y uno de O.
Al escribir la formula de un compuesto se pone primero el símbolo del componente que posee el número de oxidación positivo y para nombrarlo, se empieza por el nombre del radical negativo. Se intercambian los números de oxidación de los elementos o radicales colocándolos en forma de subíndices deben ser enteros y el 1 no se escribe.
Para elementos con más de un estado de oxidación, se indica éste con números romanos:
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
Otra alternativa, es designar las terminaciones oso e ico, indicando el menor y mayor número de oxidación, respectivamente.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl2 Cloruro férrico
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática y la de stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros e hidróxidos.
CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS SEGÚN SU FUNCIÓN Y COMPORTAMIENTO
Recibe el nombre de función química inorgánica, la propiedad que presentan determinadas sustancias de comportarse en forma semejante. Las principales funciones son:
ÓXIDOS Metálicos - No metálicos (Anhídridos)
HIDRUROS Metal
HIDRÁCIDOS No metal
BASES O HIDRÓXIDOS Metálicos (Básicos)
ÁCIDOS Hidrácidos
Oxiácidos
SALES Binarias
Óxisales
NOMENCLATURA DE ÓXIDOS METÁLICOS U ÓXIDOS BÁSICOS.
Resultan de la unión de un metal con el oxígeno. El Nox. del O es de -2, Para nombrarlos se antepone la palabra óxido, seguida del nombre del metal correspondiente:
| AL+3
+
O-2
Al2O3 Ni+3 Ni+3 Hg+1 Hg+2 |
Na+1
+
O+2
Na2O Li+1 Ca+2 Cu+2 Fe+3 |
Resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. El no metal tiene Nox. positivo y es menos electronegativo que el oxígeno, el O tiene Nox. de -2. Para nombrarlos se utilizan los prefijos griegos mono, di, tri, tetra, penta (1, 2, 3, 4, 5, respectivamente) para indicar el número respectivo de átomos en el compuesto.
| CO
Monóxido de carbono CO2 Dióxido de Carbono NO2 Dióxido de Nitrógeno |
N2O5
Pentóxido de dinitrógeno SO3 Trióxido de azufre Cl2O7 Heptaóxido de dicloro |
| CO2
anhídrido carbónico SO2 anhídrido sulfuroso SO3 anhídrido sulfúrico |
P2O3
anhídrido fosforoso P2O5 anhídrido fosfórico |
Hipo oso menor Nox
oso
Anhídridos normales o usuales
Per ico mayor Nox.
| Cl2O
anhídrido hipocloroso Cl2O3 anhídrido cloroso Cl2O5 anhídrido clórico Cl2O7 anhídrido perclórico |
Br2O5
anhídrido brómico I2O3 anhídrido yodoso N2O5 anhídrido nítrico |
Resultan de la combinación de un no metal con el hidrógeno. El no metal corresponde a los aniones de los halógenos (serie de los haluros). En los hidrácidos el H siempre tiene Nox. +1. Para nombrarlos, se antepone la palabra ácido, seguida del no metal correspondiente con la terminación hídrico.
| H+1
F-1 HF ácido fluorhídrico HCl ácido clorhídrico |
HBr
ácido bromhídrico HI ácido yodhídrico H2S ácido sulfhídrico |
Resultan de la combinación del agua con los óxidos no metálicos. Son ácidos que contienen oxígeno. El hidrógeno tiene Nox. de +1. Para nombrarlos se antepone la palabra ácido, seguida del nombre del radical negativo correspondiente; por ejemplo:
| HClO
Ácido hipocloroso HBrO2 Ácido Bromoso HNO3 Ácido nítrico H2SO4 ácido sulfúrico |
H2SO3
Ácido sulfuroso H2CO3 Ácido carbónico H3PO4 Ácido fosfórico HIO Ácido hipoyodoso |
H2SO4 +
2NaOH --> Na2SO4 +
H2O
Na2SO4
Sulfato de
sodio
NOMENCLATURA DE SALES BINARIASSon sales que provienen de los hidrácidos, por lo que en su molécula tienen un metal unido a un no metal. Para nombrarlas se cambia la terminación del no metal de hídrico a uro, seguida del nombre del metal correspondiente.
Na+1 y Cl-1 NaCl Cloruro de sodio
Rb+1 I-1 RbI Yoduro de rubidio
Al+3 Br-1 AlBr3 Bromuro de aluminio
Fe+3 S-2 Fe2S3 Sulfuro férrico
NOMENCLATURA DE ÓXISALES
Son sales que derivan de los oxiácidos, por lo que contienen un metal unido a un radical negativo que contiene oxígeno. Se nombran cambiando la terminación del radical: Oso de los ácidos por ito e ico de los ácidos por ato y se hace seguir del nombre del metal correspondiente.
Na+1 y SO4-2 Na2SO4 Sulfato de sodio Pb(NO3)2 Nitrato de plomo II
Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio FeCO3 Carbonato de Fierro III ó férrico
KMNO4 Permanganato de potasio Mg3(PO4)2 Fosfato de magnesio
CARACTERÍSTICAS DE LAS SALES
Son el producto de la reacción de un ácido y una base, por lo que al disolverse en agua, pueden darle uno de estos pHs, dependiendo cual sea la dominante, si ambos compuestos son fuertes, entonces el pH resultante será neutro.
NOMENCLATURA DE SALES BÁSICAS.
En solución, dan pH mayores a 7; ejemplo:
NaOH + H2S Na2S sulfuro de sodio
Na2CO3 carbonato de sodio
NOMENCLATURA DE SALES ÁCIDAS.
El pH es menor a 7. La molécula de las sales ácidas se presenta unida aun metal y aun radical negativo, pero entre ellos se encuentra el hidrógeno. Para nombrarlas se utiliza el nombre del radical para las sales con el prefijo bi y después se anota el nombre del metal.
LiOH + H2CO3 LiHCO3 Bicarbonato de Litio
Ca(OH)2 + H2CO3 Ca(HCO3)2 Bicarbonato de Calcio
Fe(OH)2 + H2CO3 Fe(HSO4)2 Bisulfato ferroso
SALES NEUTRAS
El pH resultante de la disolución de estas sales es 7.
NaOH + HCl NaCl Cloruro de sodio
KOH + HNO3 KNO3 Nitrato de potasio
NOMENCLATURA DE BASES O HIDRÓXIDOS
Resultan de la reacción entre un óxido metálico con el agua. En su fórmula llevan siempre un metal unido al radical OH. El radical OH trabaja con Nox. de -1. Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido seguido del metal correspondiente.
Na+1 y OH-1 NaOH hidróxido de sodio
Fe+2 Fe(OH)2 hidróxido de hierro II o h. ferroso
Fe+3 FE(OH)3 hidróxido de hierro III o H. férrico.
ELEMENTOS MÁS COMUNES Y
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
TABLA DE CATIONES
MONOVALENTES
|
DIVALENTES TRIVALENTES
|
TETRAVALENTES
|
Na Hg (oso) K Ag Rb Au (oso) Cs NH4 Li H (ácido) |
Ca Fe (oso) Sr Mn (oso) Ba CO(oso) Mg Ni (oso) Ra Be Zn Sn (oso) Cd Pb (oso) Hg (ico) Cr (oso) |
Al Es Fe (ico) Pb (ico) Cr (ico) Sn (ico) Au (ico) Mn (ico) Ni (ico) Co (ico) B Bi |
LISTA DE ANIONES COMUNES E
IMPORTANTES
GRUPO
|
ANIÓN |
NOMBRE
|
IV
|
BO2-1 Al2-1 CO3-1 HCO3-1 SiO3 C-4 CN-1 CON-1 |
Borato Aluminato Carbonato Bicarbonato ó Carbonato ácido Silicato Carburo Cianuro Cianato |
V
|
N-3 NO2-1 NO3-1 P-3 PO3-3 PO4-3 HPO4-2 H2PO4-2 AsO3-3 AsO4-3 |
Nitruro Nitrito Nitrato Fosfuro Fosfito Fosfato Fosfato monohidrogenado Fosfato dihidrogenado Arsenito Arseniato |
VI
|
O-2 O2-1 OH-1 S-2 HS-1 SO3-2 SO4-2 HSO3-1 HSO4-1 S2O3-2 |
Óxido Peróxido Hidróxido Sulfuro Sulfuro ácido o bisulfuro Sulfito Sulfato Sulfito ácido Sulfato ácido tiosulfato |
VII
|
SCN-1 F-1 Cl-1 Br-1 I-1 ClO-1 ClO2-1 ClO3-1 ClO4-1 |
Sulfocianuro o tiocianato Fluoruro Cloruro Bromuro Yoduro Hipoclorito Clorito Clorato perclorato |
ANIÓN
|
NOMBRE
|
CrO4-2
Cr2O7
MnO4-2
MnO4-1
Fe(CN)6-3
Fe(CN)6-4
ZnO2
MoO4-2
TiO4-2
|
Cromato
Dicromato
Manganato
Permanganato
Ferricianuro
Ferrocianuro
Zincato
Molibdato
Titanato
|
Enlaces químicos
TIPOS DE ENLACESEl enlace químico es una fuerza que une a los átomos para formar una molécula, puede ser:
- Iónico: consiste en que unos átomos ganan y otros pierden electrones.
- Covalente: consiste en que los átomos comparten pares de electrones. Se tienen tres variantes: covalente polar, covalente no polar, y covalente coordinado.
- Metálico: Formado por elementos metálicos.
Átomos
|
Enlace
|
Ejemplo
|
| Metal + No metal | Iónico | NaCl, Al2O3 |
| Metal + Metal | Metálico | Al, Cu, Au, Acero, latón |
| No metal + No metal | Covalente Covalente polar Covalente no polar |
NH3, H2O N2, O2, Br2 |
Intervalo
|
Enlace
|
| Igual a 0 | Covalente no polar |
| Mayor a 0 y menor a 1.7 | Covalente polar |
| Igual o mayor a 1.7 | Iónico |
Para que dos átomos se unan, es necesario que exista una diferencia de electronegatividades. Esta diferencia se calcula considerando:
D.E = Vma - Vme Donde: D.E = Diferencia de electronegatividades
Vma = Valor Mayor
Vme = valor Menor
Ejemplo: NH3
N =
3.0
H =
2.1
D.E. = 3.0 - 2.1 = 0.9 = Enlace Covalente
Polar
ENLACE IÓNICOEl modelo iónico para que se unan los átomos debe cumplir dos requisitos:
- La energía de ionización par formar el catión debe ser baja
- La afinidad electrónica para formar el anión deberá estar favorecida (el átomo debe liberar energía).
Rb
+Cl
RbxxCl
RbCl
Propiedades de los compuestos Iónicos.- Son sólidos
- Puntos de Fusión y ebullición altos
- Son sales iónicas polares y se disuelven en agua
- Conducen la electricidad en soluciones acuosas
- Forman cristales
- Su densidad es mayor que la del agua.
Enlace covalente.- compartición de pares electrónicos entre átomos muy electronegativos. Quedando el par de enlace entre ambos, es decir, a la misma distancia entre cada átomo que comparte los electrones. La distancia que quede entre éste par y el átomo determinará si es no polar (estructura de Lewis).
H+H ------
H..H,
H-H
Enlace covalente no polar.- forma entre dos átomos
que comparten uno ó más pares electrónicos, dichos
átomos son de igual electronegatividad. Sus compuestos no
son solubles en agua, forman moléculas verdaderas y
diatómicas, no son conductores del calor y la
electricidad, tampoco forman estructuras cristalinas.
Ejemplo: O2, N2, F2Enlace covalente Polar.- genera entre dos átomos que comparten uno o varios pares electrónicos, están más cerca del elemento más electronegativo y se forma un dipolo-O O-H. Sus compuestos son solubles en agua y en solventes polares, presentan gran actividad química, conducen la electricidad. HCl, SO2.
Enlace covalente coordinado..- ndo dos átomos comparten un par electrónico, pero uno aporta dicho par y el otro lo acepta, no modifica las propiedades del compuesto. En general, son líquidos, gases, o sólidos que subliman con facilidad, con puntos de ebullición y fusión bajos. Ejemplo, H2SO4, NH3.
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