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COLEGIO DE ESTUDIOS CIENTÍFICOS Y TECNOLÓGICOS DEL ESTADO

DE DURANGO

PLANTEL 01

APUNTES DE:

QUÍMICA I

PRIMERA EDICIÓN APLICACIÓN: PRIMER SEMESTRE

POR:

M.A. JESUS MARTÍNEZ RAMOS

LAS NIEVES, DGO. A 15 DE JUNIO DE 2006.

CECyTED 01 Jesús Martínez Ramos

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UNIDAD I

MATERIA Y ENERGÍA

QUÍMICA:

Ciencia natural que describe y clasifica a la materia, estudiando los cambios

profundos que experimenta y la energía asociada a dichos cambios. También se

define como la ciencia que estudia a las sustancias y los cambios que alteran su

naturaleza íntima.

A partir de 1975 comenzó el periodo de la química moderna o cuantitativa, sobre

todo a raíz de los trabajos de Robert Boyle y Antoine Laurent Lavoisier.

DIVISIÓN DE LA QUÍMICA MODERNA:

1. Química general

2. Química descriptiva

1. Inorgánica

2. Orgánica

3. Química analítica

a) Cualitativa

b) Cuantitativa

4. Química aplicada

a) Agroquímica

b) Bioquímica

c) Físico-química

d) Petroquímica

e) Química clínica, etc.


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1) QUÍMICA GENERAL:

Estudia todo lo que rige a la química como ciencia, es decir, leyes, teorías,

principios, etc. Ejemplo: ley de la conservación de la materia.

2) QUÍMICA DESCRIPTIVA:

Estudia las propiedades de las sustancias.

a) QUÍMICA INORGÁNICA: Estudia las sustancias minerales en las cuales no

existe el elemento carbono (C). Ejemplos: HF, HCl, HBr, HI, H2SO4, y

algunos compuestos como CO, CO2 y carbonatos.

b) QUÍMICA ORGÁNICA O DEL CARBONO: Estudia las sustancias en cuya

composición interviene el carbono, hidrocarburos, alcoholes, éteres,

aldehídos, cetonas, ácidos carboxílicos, aminas, lípidos, proteinas, etc.

3) QUÍMICA ANALÍTICA:

Analiza las sustancias para saber de que elementos están compuestos y en que

proporciones.

a) QUÍMICA CUALITATIVA: Ejemplo. El NaCl está compuesto por sodio y

cloro.

b) QUÍMICA CUANTITATIVA: Ejemplo. El NaCl está formado en 39.66 % de

sodio y 60.34 % de cloro.

4) QUÍMICA APLICADA:

Nos da a conocer las aplicaciones de la química.

Agroquímica: Para incrementar la producción agrícola se utilizan fertilizantes,

insecticidas, fungicidas, etc.

Química clínica: Producción de medicamentos, vacunas, análisis de sangre,

etc.


3

APLICACIONES DE LA QUÍMICA:

Hoy en día la química ha alcanzado un amplio desarrollo en beneficio de

nuestra civilización, pues es posible fabricar medicamentos, jabones, perfumes,

automóviles, fertilizantes, sustancias nocivas a la salud como los cigarrillos y las

drogas, etc.

Aunque este avance ha propiciado una gran contaminación química, por

ejemplo en las grandes ciudades el aire se contamina con CO, CO2, compuestos

de plomo, óxido nitroso N2O y nítrico (NO), además los mares y los ríos se

contaminan con petróleo crudo, detergentes, ácidos, objetos de plástico, etc.

La excesiva producción de clorofluocarbonos (CFC) ha provocado el

adelgazamiento de la capa de ozono que protege a la superficie terrestre de los

rayos ultravioleta.

LA MATERIA

Se define como todo lo que ocupa un lugar en el espacio, es ponderable y puede

impresionar cualquiera de nuestros sentidos. Ejemplo. Las rocas, el agua, el aire,

un trozo de madera, un gis, etc.

Ante nuestros sentidos, sobre todo la vista y el tacto, la materia se presenta bajo la

forma de cuerpos o porciones limitadas de materia. Un cuerpo es una mesa, una

silla, un librero, etc.

CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES

SUSTANCIA

Toda porción limitada de materia, caracterizada por una determinada composición,

que presenta propiedades que la distinguen de otras.


4

SISTEMAS MATERIALES

Es el conjunto de sustancias que integran un cuerpo.

1. Homogéneos

a) Sustancias puras

Elementos. (hidrógeno, oxígeno, etc.)

Compuestos. (agua, cloruro de sodio, etc.)

b) Mezclas homogéneas (Agua de sal, aguardiente, etc.)

2. Heterogéneos

Mezclas heterogéneas (agua y aceite, pólvora, etc.)

1) Sistemas materiales homogéneos.

Presentan las mismas estructuras y propiedades. Ejemplos: S, Hg, U, NaOH,

CaCO3.

a) SUSTANCIAS PURAS

1) Elementos.

Son sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples mediante

procedimientos químicos. Son la base estructural de la materia, pues al

combinarse entre sí dan origen a los compuestos.

2) Compuestos.

Sustancias obtenidas por la unión de dos o más elementos. Ejemplo, al

combinar dos hidrógenos con un oxígeno, obtenemos agua (H2O). Debido a la

extremada pequeñez de las partículas que intervienen en la formación de los

compuestos químicos, no es posible observarlos, pero podemos identificarlos

teniendo en cuenta sus propiedades y observando las reacciones que

provocan.


5

b) MEZCLAS HOMOGÉNEAS

Son aquellas que presentan uniformidad en todas sus partes. Están formadas

por elementos y/o compuestos en proporciones variables, uno llamado solvente

y otro soluto. Ejemplo. El agua salada, en la cual el solvente es el H2O y el

soluto el NaCl.

2. SISTEMAS MATERIALES HETEROGÉNEOS (o mezclas heterogéneas)

Son aquellos que, incluso a simple vista, presentan diferentes estructuras y

propiedades. Ejemplo. Un pedazo de piedra, presenta partículas de diferente

color y tamaño, la pólvora presenta granos de carbón, azufre (S) y clorato de

potasio (KClO3).

ÁTOMOS Y MOLÉCULAS

ÁTOMO

La porción más pequeña de un elemento que puede obtenerse por medios

químicos.

MOLÉCULA

La porción más pequeña de una sustancia pura que conserva las propiedades de

la misma.

En algunos elementos se identifican el átomo y la molécula (así sucede por

ejemplo, en el Fe, Au, Ag; en otros, las moléculas están formadas por dos átomos

como el H2, el O2, el Cl2.

Los compuestos están formados por átomos de distintos elementos, como

el CO, el CO2, CH4 (metano).

El O2 es una molécula común, pero existe la molécula O3 (ozono).


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CLASIFICACIÓN DE LAS MOLÉCULAS

a) Según el tipo de átomos

1. Homogéneas:

(H2, O2, N2, Cl2, O3, etc.)

2. Heterogéneas:

(CO, CO2, CH4, H2O, etc.)

b) Según el número de átomos

1. Monoatómicas:

(Ne, Ar, Kr, S, Cu, Pb, Na, Ag, Au, etc.)

2. Diatómicas:

(I2, Cl2, CO, NaCl, PbO, O2, PbS, etc.)

3. Triatómicas:

(CuCl2, PbCl2, Na2O, O3, H2S, H2O, CO2, etc.)

4. Poliatómicas (4 o más):

(AgNO3, H2SO4, KMnO4, Al2Cl6, hemoglobina (C750H1208N210S2FeO204)4 (9500

átomos)

Oxígeno

H H

Molécula de agua


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PROPIEDADES DE LA MATERIA

a) PROPIEDADES GENERALES O EXTRÍNSECAS.

Son comunes a toda la materia, como: masa, volumen, tamaño, peso,

temperatura, etc.

b) PROPIEDADES ESPECÍFICAS O INTRÍNSECAS.

Son características de cada sustancia. Se dividen en:

1. PROPIEDADES FÍSICAS

Se manifiestan sin modificaciones en la naturaleza íntima de las sustancias.

Ejemplo: color, olor, sabor, dureza, tenacidad, densidad, peso específico, punto

de fusión, punto de ebullición, etc.

2. PROPIEDADES QUÍMICAS.

Se manifiestan con modificaciones en la naturaleza íntima de las sustancias.

Ejemplo: su reactividad, combustibles, oxidantes, reductoras, etc.

ESTADOS AGREGADOS DE LA MATERIA

a) ESTADO SÓLIDO

Las moléculas casi no presentan movimientos ni espacios intermoleculares. Las

sustancias en estado sólido tienen forma y volumen constantes, debido a que

sus moléculas están unidas por una fuerza de atracción llamada cohesión.

b) ESTADO LÍQUIDO.

Las moléculas presentan algunos movimientos y huecos intermoleculares.

Estas sustancias tienen volumen constante pero no forma constante, pues

adoptan la de los recipientes que los contienen. La fuerza de cohesión entre

sus moléculas disminuye, aumentando su movimiento.


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c) ESTADO GASEOSO

Las moléculas presentan muchos movimientos y hay entre ellas grandes

espacios, debido a que no tienen fuerza de cohesión. Esto hace que los gases

carezcan de forma y volumen constantes.

La temperatura y la presión afectan notablemente la cohesión, el movimiento y los

espacios existentes entre las moléculas. Así, a la presión de una atmósfera, el

agua pasa del estado sólido (hielo) al líquido (agua líquida) a 0°C y del estado

líquido al gaseoso (vapor de agua) a 100°C.

CAMBIOS DE ESTADO

Para producir el cambio de un estado físico a otro, es necesario suministrarle

energía (calor) a la materia, o quitarle energía a la misma. Todos los cambios de

estado van asociados a cambios de energía y presión. Los principales cambios de

estado son:

a) Fusión. Es el paso del estado sólido al estado líquido.

b) Solidificación. Es el paso del estado líquido al estado sólido.

c) Evaporación. Es el paso lento de un líquido al estado de vapor.

d) Ebullición. Es el paso rápido y tumultoso de un líquido al estado de vapor.

e) Condensación. Es el paso de los vapores al estado líquido.

f) Licuefacción. Es el paso del estado gaseoso a líquido.

g) Sublimación. Es el paso del estado sólido al gaseoso (sin pasar aparentemente

por el líquido).

Gas. Es un cuerpo gaseoso a la temperatura ambiente.

Vapor. Es un cuerpo gaseoso que solo existe a temperaturas superiores al

ambiente.


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PROCEDIMIENTOS FISICOS PARA LA OBTENCION DE SUSTANCIAS

Para separar las sustancias de las mezclas en que suelen encontrarse, existen

varios procedimientos físicos como:

a) Decantación. Consiste en separar sólidos insolubles de líquidos. Ejemplo. Al

mezclar agua y tierra, al asentarse la tierra y canteando el recipiente, se separa

el agua, otro ejemplo es separar el aceite del agua.

b) Filtración. Consiste en separar sólidos insolubles de líquidos, valiéndose de

una membrana porosa (papel filtro) o coladera. Ejemplo. La filtración de café

de olla mediante una coladera, mezcla de polvo de carbón y agua.

c) Centrifugación. Se usa para separar sólidos insolubles, de grano fino y difícil

sedimentación, de líquidos. Por ejemplo, en los ingenios azucareros para

separar el azúcar (miel cristalizable) de la melaza (miel incristalizable).

d) Evaporación. Sirve para separar sólidos disueltos en líquidos mediante

aumento de temperatura, hasta que el líquido se evapora y el sólido queda

depositado como polvo seco. Así se obtienen sales de las aguas marinas.

e) Cristalización. Se utiliza para la purificación de sustancias. Se usa para

separar sólidos disueltos en líquidos. Al igual que en la evaporación, el líquido

es calentado hasta que el sólido cristaliza. Por ejemplo, cuando el azúcar está

revuelta con arena, se le agrega agua, que disuelve al azúcar pero no a la

arena, se separa el agua azucarada de la arena mediante una decantación;

finalmente se hace evaporar el agua, quedando como residuo cristalizado el

azúcar.

f) Sublimación. Consiste en separar sustancias sólidas aprovechando que una

de ellas es sublimable, o sea, que puede pasar del estado sólido al gaseoso o

viceversa sin pasar por el líquido. Ejemplo. Es una de las formas de obtener el

yodo, podemos separar cristales de yodo mezclado con polvo de carbón. Se

utiliza para separar una mezcla de dos sólidos.

g) Diferencia de solubilidad. Se aprovecha para separar sólidos de líquidos o

líquidos de líquidos, valiéndose de una sustancia que solo disuelve a uno de


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los dos. Por ejemplo. En una mezcla heterogénea de limaduras de hierro y

NaCl, ésta puede separarse usando agua; se obtiene así agua salada que, por

evaporación, nos deja solo la sal.

h) Destilación. Uno de los procedimientos mas usados en química para la

obtención de sustancias, consiste en separar líquidos de acuerdo con su punto

de ebullición. La destilación se emplea en las refinerías para separar del

petróleo crudo sus diversos componentes: gas natural, gasolina, diesel, etc.

Aprovechando que cada uno de ellos tiene diferente punto de ebullición.

Ejemplo, mezcla de agua y alcohol (79°C). Las bebidas alcohólicas, los

perfumes, productos medicinales, etc.

LA ENERGIA.

Se define como la capacidad de un cuerpo o sistema material para producir un

trabajo.

Ejemplos. La luna gira alrededor de la tierra, debido a que están dotados de

energía gravitatoria; el H y el F reaccionan porque están dotados de energía

química; al quemarse un papel se produce energía luminosa y calorífica, etc.

Existen muchos tipos de energía: radiante, química, eléctrica, mecánica, calorífica,

luminosa, potencial, cinética, etc., que puede transformarse de una forma en otra,

ejemplo: La combustión de la gasolina en un motor, transforma la energía química

en calor y movimiento; la energía eléctrica es transformada en energía cinética en

un ventilador eléctrico; en una reacción química, la energía puede ser liberada

como calor.

De manera general la energía se clasifica como:

a) Energía potencial. Es aquella que posee un cuerpo o materia por su posición.

b) Energía cinética. Es aquella que posee un cuerpo o materia en movimiento.


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Ejemplos. Un trozo de madera puesto sobre una mesa tiene una energía

potencial equivalente a su peso por la altura de la mesa. Al caer, esa energía se

va convirtiendo en cinética hasta llegar al suelo.

LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA

Fue expuesta por el químico Lavoisier (1743-1794) y estableció que en toda

reacción química la materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. Nada se

crea, nada se pierde, todo se transforma.

Ejemplo. Si tenemos 232 gramos de HgS, obtenemos 200 gramos de Hg y 32

gramos de S. (sulfuro de mercurio).

HgS � Hg + S

232 g 200 g 32 g

Lavoisier aplicó esta ley solo a la materia, fue ampliada hacia el año 1850 a la

energía y se obtuvo la:

LEY DE LA CONSERVACION DE LA ENERGIA

La energía no puede ser creada ni destruida. Solo cambia de una forma a otra.

La materia como la energía es indestructible.

En su teoría de la relatividad, Albert Einstein (1879-1955) relacionó la materia y la

energía, pues la materia puede transformarse en energía y viceversa. Lo expresó

en su fórmula:

E = m c2

Donde:

E = Cantidad de energía (ergios)


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m = masa de la materia (gramos)

c2 = velocidad de la luz al cuadrado (cm/s)

Si desarrollamos esta fórmula, llegamos a la conclusión de que 1 gramo de

materia, transformada íntegramente en energía, produciría 25 millones de Kw/hr; y

que estos 25 millones de Kw/hr, convertidos íntegramente en materia, producirían

1 gramos de materia.

De acuerdo con esta teoría la materia es energía condensada o bien la energía es

materia difusa.

TAREA

1. Ejercicio. Utiliza la tabla periódica.

H2SO4 � H2 + S + O4

a) H2SO4 = Total 98 gramos

H2 =

S =

O4 =

Total =

b) FeO

Fe =

O =

Total =

c) NaCl

Na =

Cl =

Total =


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d) CO2

C =

O2 =

Total =

e) CaCO3

Ca =

C =

O3 =

Total =

2. Realiza una investigación sobre la vida y obra de Albert Einstein. Explica la

influencia de la teoría de la relatividad sobre el desarrollo científico del

mundo.

FENOMENOS FISICOS

Son los cambios que sufre la materia sin que se altere la composición o las

propiedades de la misma. Ejemplo. El agua al hervir y evaporarse, sigue siendo

agua, la arena al mojarse sigue siendo arena.

FENOMENOS QUIMICOS

Es el cambio que sufre la materia, en la que se altera la composición y las

propiedades de la misma, es decir, desaparecen sustancias y se forman otras.

Ejemplo. El fierro y el oxígeno tienen propiedades propias, al unirse forman óxido

férrico Fe2O3 con propiedades diferentes a las sustancias que le dieron origen.

FENOMENOS FISICO-QUIMICOS

En los cuales se da un equilibrio entre sus aspectos físicos y químicos. Ejemplo.

En la fotosíntesis de las plantas, un fenómeno químico, tiene un efecto la acción

de la luz (un agente físico).


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FUENTES DE ENERGIA

La principal fuente de energía de que disponemos es el sol. Directa o

indirectamente, en más del 99 % de nuestros requerimientos energéticos se

satisfacen mediante la energía solar; pues el carbón y el petróleo se formaron

gracias a la energía solar. (de plantas y animales).

Sólo en muy contados casos obtenemos energía no directamente

relacionada con la actividad solar. Tal es el caso de la energía nuclear obtenida

del uranio y otros elementos radioactivos.


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UNIDAD II

“ESTRUCTURA ATOMICA”

GENERALIDADES SOBRE EL ATOMO

MODELO ATOMICO DE JOHN DALTON

El conocimiento del átomo careció de valor científico, hasta que en 1808, John

Dalton estableció los primeros postulados sobre esta teoría:

1. Toda la materia está constituida por partículas diminutas, llamadas átomos.

2. Todos los átomos de cualquier elemento son semejantes entre sí,

particularmente en peso, pero diferente de todos los demás elementos.

3. Los cambios químicos, son cambios en las combinaciones de los átomos entre

sí.

4. Los átomos permanecen indivisibles, incluso en la reacción química mas

violenta.

MODELO ATOMICO DE JOHN THOMPON (1856-1940)

La primera hipótesis sobre la estructura del átomo, que ya incluyó el concepto de

electrón, fue expuesta por el físico Thompson en 1897. De acuerdo con ella, el

átomo era una esfera cargada de electricidad positiva; en su interior, hacia la

periferia, se encontraban los electrones, cuya carga eléctrica negativa equilibraba

la positiva del átomo.

MODELO ATOMICO DE NAGAOKA (1865-1950)

Años después el físico japonés Nagaoka, elaboró un modelo atómico parecido al

sistema solar. De acuerdo con él, el átomo estaba formado por un núcleo de carga


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eléctrica positiva, alrededor del cual giraban, en una sola órbita, los electrones; el

átomo resultaba así eléctricamente neutro.

MODELO ATOMICO DE ERNEST RUTHERFORD

Se considera como uno de los científicos que más aportaciones hizo al

conocimiento de la estructura del átomo. En 1911 dio a conocer las características

del núcleo atómico. Indicó que el átomo poseía un pequeño núcleo rodeado de

una región de espacio relativamente grande donde debían existir los electrones,

girando como un pequeño sistema solar en miniatura.

TEORIA CUANTICA

Después de Rutherford, las investigaciones se concentraron en la energía radiante

absorbida y emitida por las sustancias. Los principales pasos para la interpretación

de la energía radiante fueron dados en 1900 por Max Planck, quien postuló que la

energía existe en cantidades discretas pequeñas, llamadas “cuantos”; al perder o

ganar energía un sistema, solo puede hacerlo en función de esos “cuantos”.

Indicó que la energía emitida o absorbida por un cuerpo no se manifiesta

de manera continua, sino mediante pulsaciones o dosificaciones, a esta unidad

fundamental, correspondiente a la menor cantidad posible de energía irradiada,

Planck le llamó “cuanto”.

MODELO ATOMICO DE BOHR

En 1913, el físico Niels Bohr, de acuerdo con el concepto cuántico de la energía

dado por Planck, estableció la manera de cómo estaban relacionadas las rayas del

espectro del hidrógeno con la estructura electrónica de los átomos.

Espectro. Cuando la luz blanca se hace pasar a través de un prisma, se

descompone en un espectro continuo o arcoiris de colores.

Cuando llueve, el arcoiris es un ejemplo de un espectro continuo.


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Bohr sugirió que en el átomo de hidrógeno, el electrón gira en una órbita definida

alrededor del núcleo y estableció los siguientes postulados:

1. Los electrones de los átomos a temperatura ambiente, giran con una energía

mínima definida, sin emitir ni absorber energía.

2. Al suministrar energía, los electrones pueden “exitarse” y pasar a los niveles

superiores de energía o “estados exitados” que se encuentran mas alejados

del núcleo, mientras que en la caída de un electrón de un nivel energético

superior a niveles de más baja energía, se tiene liberación de energía.

3. Cada átomo está formado por un núcleo cargado positivamente, con un

número determinado de electrones alrededor de él.

Visualizó al átomo con electrones que se movían en círculos alrededor del núcleo.

Utilizó el término de “capas” rotuladas K,L,M,N,O,P y Q, hoy se conocen como

“niveles de energía” numerados 1,2,3,4,5,6 y 7.

Representó números específicos de electrones en niveles de energía definidos.

INCONSISTENCIAS DEL MODELO ATOMICO DE BOHR

El mayor inconveniente fue que solo explicaba satisfactoriamente al átomo de

hidrógeno, debido a que no consideraba la interacción entre los electrones. Es

decir, que no tenía validez para átomos poli-electrónicos.

MODELO ATOMICO DE ARNOLD SOMMERFIELD

En 1916 modificó el modelo atómico de Bohr. Propuso la existencia de órbitas

elípticas y circulares, introdujo un parámetro (l), agregado al parámetro señalado

por Bohr (n). Dicho parámetro (l), o número cuántico azimutal, nos indica la forma

de la órbita: si esta es circular, l = 0; si es elíptica, (l) toma diferentes valores

distintos de cero.


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TEORIA ATOMICA MODERNA O MECANICA CUANTICA

PRINCIPIO DE INCERTIDUMBRE

En 1926, el físico Werner Heisenberg expresó que es imposible conocer con

exactitud perfecta los dos factores importantes que gobiernan en movimiento de

un electrón: su posición y su velocidad.

Es imposible conocer con precisión y simultáneamente la posición

(dirección) y velocidad del electrón, ya que al determinar la velocidad se altera el

valor real de su posición (o dirección).

Lo anterior se contrapone a la teoría de Bohr.

TEORIA DE LA ECUACION DE ONDA DE SCHRÖDINGER

Presentó el modelo atómico actual, basado en las propiedades ondulatorias del

electrón y la cuantificación de la energía cinética y potencial, del electrón dentro

del átomo. Se analiza la densidad electrónica de un átomo en función de la

probabilidad de encontrar un electrón en un volumen determinado, al cual se llama

orbital. Dicha teoría señala la máxima probabilidad de encontrar al electrón, a una

distancia determinada del núcleo.

PARTICULAS SUBATOMICAS

Se han establecido tres partículas fundamentales: Electrón, Neutrón y Protón.

MODELO NUCLEAR DEL ATOMO

Proporciona una imagen del átomo formado por un núcleo central cargado

positivamente y a su alrededor partículas cargadas negativamente.


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Partículas Símbolos Carga eléctrica Localización en el átomo

Protón p+ positiva +1 En el núcleo

Neutrón n+- neutra 0 En el núcleo

Electrón e- negativa -1 Fuera del núcleo

El electrón es el más importante desde el punto de vista químico.

Número atómico.

El número de protones en el núcleo atómico se conoce como número atómico, o

protónico, se representa con la letra Z. En un átomo eléctricamente neutro, el

número de electrones también es igual a Z.

Peso atómico (o número másico).

Se representa con la letra A. La masa total de un átomo queda determinada muy

aproximadamente por el número total de protones y neutrones que contiene en su

núcleo.

A=A+N

N= número de neutrones

Unidad de masa atómica. Se abrevia u.m.a, vale casi la masa de un protón o un

neutrón. Como la masa de un electrón es insignificante, se le asigna un valor de

cero.

1836 electrones = masa de un protón

Ejemplo. Hallar el número másico del Aluminio. Z=13

13 protones 13 X 1 = 13 u.m.a.

14 neutrones 14 X 1 = 14 u.m.a.

13 electrones 13 X 0 = 0 u.m.a.

A = 27 u.m.a.


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ISÓTOPO.

En todos los elementos químicos, el número de protones del núcleo, o sea el

número atómico, es constante, pues es la base de su estructura atómica y origen

de la mayoría de sus propiedades físicas y químicas. Sin embargo, el número de

neutrones del núcleo, que se representa por N, puede variar, dando origen a los

isótopos, palabra que significa “el mismo lugar”, ya que los isótopos de un

elemento ocupan el mismo lugar en la Tabla periódica.

Ejemplo. El H tiene un solo número atómico, 1, ya que su núcleo solo tiene un

protón; en cambio puede tener 3 pesos atómicos distintos: 1-2-3, ya que en su

núcleo puede haber de cero a dos neutrones.

Protio

A=Z=1 u.m.a.

Deuterio

A=Z+N=2 u.m.a.

Tritio

A=Z+N2=3 u.m.a.

La masa atómica que aparece en la tabla periódica para un elemento es en

realidad un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales de

ese elemento.

Los isótopos de un mismo elemento tienen las mismas propiedades

químicas, pero sus propiedades físicas difieren levemente.

NÚMEROS CUÁNTICOS

El estudio del átomo mediante la teoría de Schröedinger, permite calcular la

probabilidad de encontrar el electrón en la región del espacio que rodea al núcleo.

Estas regiones del espacio se llaman orbitales o reempe, o sea, la región –

energética de manifestación electrónica.

Para solucionar su ecuación se necesitan un conjunto de cuatro números

simbolizados por las letras: n,l,m,s, llamados números cuánticos, cuyos valores

caracterizan la región que ocupa el electrón.


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n = Número cuántico principal (o radio de nivel)

Determina el nivel energético principal o capa donde se encuentra el electrón.

n=1,2,3,4,5,6,7

Estos números corresponden a las letras K,L,M,N,O,P,Q utilizados en el modelo

atómico de Bohr.

La capa n=1 es la mas cercana al núcleo y tiene la menor energía.

Un electrón que se encuentra en el nivel tres, tiene un orbital mas grande que el

del electrón que se encuentra en el nivel dos.

l = Número cuántico secundario o azimutal

Determina el subnivel o subcapa dentro del nivel principal de energía; nos indica la

forma de la nube electrónica u orbital, alrededor del núcleo.

l = 0,1,2,3… hasta n-1

A los valores de l se les asigna los tipos de orbitales s,p,d,f,… e indican la forma

del orbital.

Valor de l Tipo de orbital

0 s

1 p

2 d

3 f

En los primeros cuatro niveles de energía, los tipos de orbitales son:

Nivel de energía Tipo de orbital

n=1 s

n=2 s y p

n=3 s,p y d

n=4 s, p, d y f

Los orbitales “s” tienen forma esférica, cuyo radio aumenta dependiendo del nivel

de energía; los orbitales “p” tienen forma de peras invertidas o de un número ocho;

los orbitales “d” y “f” no presentan forma geométrica definida.


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Nota: En cada orbital se permiten solo dos electrones.

m = Número cuántico magnético

Representa la orientación de los orbitales en el espacio; el número de

orientaciones permitidas está relacionado directamente con la forma de la nube

electrónica indicada por “l”. Cuando l=0 (orbital s) hay una sola orientación, ya que

la nube electrónica es esférica. Cuando l=1 (orbital p) hay tres orientaciones

permitidas sobre los ejes de coordenadas x,y,z y se denomina px, py, pz.

m depende del valor de l

m= -1,0,+1 cuando “l”=1

m= Desde –“l” hasta +”l” pasando por 0

Número de orbitales posibles en cada subnivel:

Subnivel Número de orbitales posibles

Número de electrones del subnivel

s 1 orbital s 2

p 3 orbitales p 6

d 5 orbitales d 10

f 7 orbitales f 14

s = Número cuántico spin de giro del electrón

En 1928, los científicos Dirac y Jordan propusieron el modelo más acertado para

explicar el comportamiento de los electrones en el átomo.

Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su eje, misma

que solo puede tener dos direcciones. Tiene sólo dos valores permitidos para cada

valor de “m”.

+1/2 -1/2. Las dos orientaciones se designan generalmente por flechas (��), las

cuales representan el giro del electrón en dirección de las manecillas del reloj, y en

sentido contrario.


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CONFIGURACIONES ELECTRONICAS

Es necesario considerar ciertos principios o reglas que nos permiten elaborar

configuraciones electrónicas para los átomos de diversos elementos:

1) PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI.

No es posible que dos electrones con el mismo giro (spin) ocupen la misma

región del espacio alrededor del núcleo.

En un orbital existen como máximo dos electrones, debido a que no pueden

existir, en un átomo, dos electrones que tengan sus cuatro números cuánticos

iguales.

Dos electrones no pueden existir en el mismo lugar al mismo tiempo.

2) PRINCIPIO DE AUFBAU O DE CONSTRUCCIÓN ESTABLE (principio de

edificación progresiva)

Los electrones de los átomos polielectrónicos se distribuyen de acuerdo con la

energía de cada orbital, de manera que ocupan primero los orbitales de menor

energía, o sea, los más cercanos al núcleo.

Los electrones buscan su acomodo de preferencia en aquellos orbitales que

tengan menor estado de energía, dependiendo dicha energía de los valores

menores de (n+l)

El orden de ocupación de los subniveles electrónicos está relacionado con la tabla

periódica:

Nivel (n) l n + l Orbital Orden 1 0 1 1s 1

2 0 1

2 3

2s 2p

2 3

3 0 1 2

3 4 5

3s 3p 3d

4 5 7

4 0 1

4 5

4s 4p

6 8


24

2 3

6 7

4d 4f

10 13

5

0 1 2 3 4

5 6 7 8 9

5s 5p 5d 5f 5g

9 11 14 17 20

6

0 1 2 3 4 5

6 7 8 9

10 11

6s 6p 6d 6f 6g

12 15 18 21

7

0 1 2 3 4 5 6

7 8 9

10 11 12 13

7s 7p 7d 7f

16 19 22

3) PRINCIPIO DE MAXIMA MULTIPLICIDAD (REGLA DE HUND)

Establece que cuando hay disponibles varios orbitales de un mismo tipo se

colocan un solo electrón en cada orbital antes de permitir el apareamiento de

electrones. Ejemplo: (tres electrones no apareados).

Nitrógeno ��

7 electrones 1s 2s 2px 2py 2pz

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS.

Actualmente se conocen 118 elementos, cada uno de los cuales tiene una

configuración electrónica diferente; la diferencia entre dos elementos sucesivos es

debida al último electrón que se coloca en la configuración electrónica, el cual

recibe el nombre de electrón diferencial.


25

Ejemplo. Configuración del Hidrógeno. (para resumir el número y la posición de

los electrones en un átomo)

1s1

Representación gráfica:

�

1s

Los elementos de transición generalmente presentan niveles electrónicos internos

incompletos.

Los elementos de transición interna es una serie de transición dentro de otra y

presentan dos niveles electrónicos incompletos.

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS CON KERNEL

En las configuraciones electrónicas de los gases nobles los orbitales están a su

máxima capacidad, a dichas configuraciones perfectas contenidas en las de otros

elementos, se les llama kernel, cuyo uso simplifica la configuración;

Para escribir las configuraciones electrónicas con Kernel, se selecciona el gas

noble localizado en el periodo anterior al elemento que estamos trabajando.

Ejemplo:

Azufre

16S

Ne3s23p4


26

UNIDAD III “LA TABLA PERIODICA”

ANTECEDENTES SOBRE LA TABLA PERIODICA”

TRIADAS

En 1820 Johann Wolfgang Döbereiner observó que un grupo de tres elementos

(cloro, bromo y yodo) tenían ciertas semejanzas en sus propiedades.

Döbereiner encontró otros dos grupos de tres elementos que representaban

cambios graduales en sus propiedades. En dichos grupos, a los cuales llamó

triadas, el peso atómico del elemento central era aproximadamente la media de

los pesos atómicos de los otros dos.

OCTAVAS

En 1866, John Alexander Newlands dio a conocer nuevas correlaciones entre los

pesos atómicos y las propiedades físicas y químicas de los elementos.

Preparó una lista de elementos conocidos.

Newland observó que el octavo elemento de la lista, sodio, era similar en

sus propiedades al litio, por lo cual lo colocó debajo de dicho elemento en la tabla.

Señaló que dicha semejanza de propiedades ocurría cada ocho elementos.

Es importante señalar la aportación de Newland al ordenamiento de los

elementos, porque agrupó a los elementos conocidos en esa época en forma

ordenada, en grupos o familias y periodos.

LOTHAR MEYER

En 1863 demostró que se podía obtener un sistema natural de los elementos de

acuerdo con la magnitud de sus pesos atómicos. En su tabla mostraba que las

propiedades de los elementos eran en su mayor parte funciones periódicas de sus

pesos atómicos.


27

LA TABLA PERIODICA DE MENDELÉIEV

En 1869, el químico ruso Dimitri Mendeléiev dio a conocer una ordenación más

completa de los elementos.

Para ello dispuso de los elementos según el orden creciente de sus pesos

atómicos, de manera que los elementos con propiedades similares quedasen en

las mismas columnas verticales.

A la distribución de los elementos en columnas le dio el nombre de Tabla

Periódica.

Mendeléiev dejó espacios en blanco, pues creyó que correspondían a elementos

desconocidos.

ESTRUCTURA ACTUAL DE LA TABLA PERIODICA

En 1913, Henry Moseley, dedujo que hay un orden numérico para los elementos, y

demostró que, para el estudio apropiado de los elementos deben ser colocados de

acuerdo al número atómico de cada elemento y no de acuerdo a sus pesos

atómicos empleados por Mendeléiev.

CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS

Existe una relación fundamental entre la tabla periódica y la configuración

electrónica de los elementos. Se observa una periodicidad en el número de

electrones que contienen los últimos niveles de energía de los elementos.

Los átomos que poseen configuraciones electrónicas semejantes tienen

propiedades químicas semejantes, ya que el comportamiento químico de un

átomo está determinado por el número de electrones que posee en su último nivel

de energía.

La tabla periódica moderna, también llamada de periodos largos, está estructurada

en base a la configuración electrónica de los elementos, en la cual los elementos

se encuentran dispuestos en orden creciente a su número atómico.


28

La tabla periódica actual está integrada por 18 grupos verticales o columnas y 7

periodos o filas.

Los dos primeros grupos verticales y los 6 últimos constituyen los subgrupos A, los

demás los subgrupos B.

Horizontalmente la tabla periódica está dividida en 7 periodos o filas.

Los elementos lantánidos (57 al 71) y los actínidos (89 al 103) se ponen por

separado en la parte inferior.

GRUPOS VERTICALES O COLUMNAS

Los grupos verticales o columnas se indican con números romanos, los elementos

de un mismo grupo o columna tienen propiedades químicas semejantes y

generalmente el número del grupo nos da a conocer el número de electrones que

posee en su último nivel de energía; estos electrones se conocen con el nombre

de electrones de valencia.

Valencia. Es la capacidad de combinación de un elemento con otro.

Relación periódica para la valencia:

IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA

1+ 2+ 3+ 4 3- 2- 1- 0

Los elementos del grupo A (del I al VII representan la progresión regular de la

valencia, por lo cual reciben el nombre de elementos regulares o representativos.

GRUPO IA. Metales alcalinos

H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

GRUPO IIA. Metales Alcalino-Térreos

Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra


29

Grupo IIIA. Familia del boro o Metales Térreos

B, Al, Ga, In, Tl

Grupo IV A. Familia del carbono

C, Si, Ge, Sn, Pb

Grupo V A. Familia del nitrógeno

N, P, As, Sb, Bi

Grupo VI A. Familia del oxígeno

O, S, Se, Te, Po

Grupo VII A. Familia de los halógenos

F, Cl, Br, I, At

Grupo VIII A. Familia de los gases Nobles o Inertes o grupo 0

He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Los elementos del grupo B se llaman elementos de transición, todos son metales,

entre los que destacan los del grupo VIII B que comprenden 3 columnas de tres

elementos cada una.

GRUPOS B

IB: Cu, Ag, Au

IIB: Zn, Cd, Hg

IIIB: Sc, Y, La (y elementos lantánidos), Actinio (y elementos actínidos)

IVB: Ti, Zr, Hf, Rt

VB: V, Nb, Ta, Ha

VIB: Cr, Mo, W

VIIB: Mn, Tc, Re

VIIIB: Fe, Co, Ni, Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt


30

PERIODOS O FILAS

Los periodos nos indican el último nivel de energía, se indican como 1,2,3,4,5,6,7.

Los periodos o filas se forman por el acomodo horizontal de los elementos en la

tabla periódica. Las configuraciones electrónicas de los elementos de un mismo

periodo varían al aumentar el número atómico, al pasar por un ciclo que va desde

el inicio de la ocupación de una nueva serie de orbitales hasta que estos quedan

completos.

Los periodos son de longitudes crecientes: 2,8,8,18,18,32, 32 elementos.

Metaloide. Elemento que posee características tanto metálicas como no

metálicas.

En la parte inferior de la Tabla Periódica se ubican 14 elementos lantánidos o

tierras raras (debido a que tienen propiedades similares al lantano) y 14 elementos

actínidos (tienen propiedades similares al actinio).

El uranio con número atómico 92, se encuentra en la naturaleza, del número 93 en

adelante han sido obtenidos artificialmente y se llaman elementos transuránicos.

LA TABLA CUANTICA DE LOS ELEMENTOS

La tabla cuántica ordena los elementos en función de su comportamiento químico,

tomando en cuenta su configuración electrónica y su electrón diferencial.

Se distinguen 4 grandes bloques, de acuerdo a los orbitales que contienen (s, s-d,

s-d-p, s-d-p-f)

BLOQUE s

Los elementos de los grupos IA y IIA poseen de 1 a 2 electrones en el nivel

cuántico superior y reaccionan fácilmente cediendo esos electrones, pasando a

cationes y dando origen a compuestos de tipo iónico: Ejemplo:

Na � Na+1 + 1e-


31

Ca � Ca+2 + 2e-

A dichas cargas, 1+ para el Na y 2+ para el calcio, se les denomina números de

oxidación.

A los elementos como estos que tienen una fuerte tendencia a ceder electrones,

se les llama reductores.

BLOQUE p

Presentan su electrón diferencial en orbitales p.

Ejemplo. El B tiene 5 electrones y su configuración electrónica es 1s22s22p1, por lo

tanto la configuración electrónica para los elementos de este bloque es ns2np1al 6

En este bloque se encuentran metales y no metales, que pueden actuar con

diversos estados de oxidación y formar compuestos tanto iónicos como

covalentes.

Dentro del bloque se encuentran los gases nobles con una configuración

electrónica estable.

El H es un elemento especial, pues puede comportarse en forma parecida a los

metales alcalinos y a los halógenos, pero también es diferente a estos. 1s1

BLOQUE d

Todos tienen su electrón diferencial en orbitales d, aunque poseen electrones en

un orbital de número cuántico principal más alto; por lo tanto, tienen dos niveles

energéticos incompletos.

Su configuración externa general es: (n-1)d1 al 10 ns2

Ejemplo.

Sc = (Ar)3d14s2

Debido a esta configuración, estos elementos presentan varios estados de

oxidación estables, además del cero.

Sus compuestos suelen ser coloreados, según el número de oxidación, Ejemplo:

FeCl2 es verde

FeCl3 es pardo rojizo


32

BLOQUE f

Tienen su electrón diferencial en orbitales f, aunque también poseen electrones en

orbitales con números cuánticos principales más altos.

Su configuración electrónica externa en general es:

-para los lantánidos: 4f(1 al 14)5d06s2

-para los actínidos: 5f(1 al 14)6d07s2

Tienen tres niveles energéticos incompletos. Su diferencia electrónica reside en

los orbitales f internos; por lo tanto, la configuración externa es semejante.

Como el comportamiento químico depende de los electrones exteriores, sus

propiedades químicas son muy parecidas, por lo cual es difícil distinguir a uno de

otro.

PROPIEDADES PERIODICAS DE LOS ELEMENTOS

Algunas propiedades de los elementos tienen la particularidad de que, al hacer

una representación de la propiedad en relación con el número atómico, se obtiene

una gráfica que puede expresarse mediante una función periódica.

a) Número atómico.

Al número de protones que un elemento tiene en su núcleo se le llama número

atómico del elemento. Por lo tanto, una manera lógica de clasificar a los elementos

es colocándolos por orden creciente de sus números atómicos.

b) Peso atómico.

Es la suma de neutrones y protones contenidos en el núcleo de los elementos.

c) Valencia.

Es la capacidad de combinación que tienen los átomos, es decir, nos da una idea

del número de electrones que puede ganar, perder o compartir en una reacción

química.


33

Los átomos presentan la tendencia a completar su configuración electrónica

más estable (8electrones). La valencia positiva principal está dada por el número

de electrones que hay en el último nivel energético.

Cuando un elemento tiene más de tres electrones de valencia, es más fácil

que gane electrones para completar los 8 electrones y su valencia será negativa,

la cual se calcula restando el número de grupo a 8.

Ejemplo. Los elementos del grupo IV tendrán valencia 4-8 =-4, los del

grupo V tendrán valencia 5-8 =-3, etc.

La valencia no es fija para un mismo elemento, pues hay algunos que

tienen valencia variable.

d) Carácter metálico.

Los elementos pueden dividirse en cuatro clases fundamentales:

1. Metales.

Estos elementos se caracterizan por la facilidad para donar o ceder sus electrones

de valencia en las reacciones químicas, son, por este motivo, de naturaleza

electropositiva; son sólidos a excepción del mercurio (Hg) y el galio (Ga) que son

líquidos. Son buenos conductores del calor y la electricidad, son dúctiles (pueden

formar hilos o alambres), son maleables (pueden formar láminas delgadas), tienen

brillo característico (brillo metálico), reaccionan con el oxígeno para producir

óxidos básicos, los cuales reaccionan con el agua para dar bases o hidróxidos.

2. No metales.

Están situados a la derecha de la tabla periódica, con excepción del hidrógeno.

Presentan los tres estados físicos: sólido, líquido y gaseoso (el único líquido es el

bromo); se caracterizan por la facilidad para ganar o aceptar electrones, salvo

raras excepciones, son malos conductores del calor y la electricidad; no son

dúctiles ni maleables y no tienen brillo; reaccionan con el oxígeno para producir

óxidos ácidos, los cuales reaccionan con el agua para dar oxiácidos.


34

4. Gases Nobles.

(He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn). Son gases incoloros caracterizados por tener saturado su

último nivel de energía; debido a ello tienen poca o nula tendencia a ganar o

perder electrones.

5. Metaloides.

Son aquellos elementos que presentan propiedades tanto metálicas como no

metálicas; actúan como donadores de electrones con los no metales, y como

aceptores de electrones con los metales.

e) RADIO ATOMICO (Tamaño atómico)

Es la distancia existente entre el núcleo de un átomo y su electrón más lejano.

El aumento del número de electrones en un átomo debería tender a hacerlo más

grande, sin embargo, al mismo tiempo que aumenta el número de electrones

también crece la carga nuclear; esto de traduce en una fuerza de atracción mayor

entre el núcleo y los electrones, lo que tiende a achicar el átomo.

-En un mismo grupo o familia, el radio atómico de los elementos aumenta

directamente con el número atómico.

-El radio atómico disminuye ligeramente a lo largo de un periodo debido a que, al

aumentar el número atómico, aumenta la atracción del núcleo sobre los

electrones.

-Todos los átomos de transición son de tamaño comparables, tanto dentro de un

grupo como dentro de un periodo.

f) ENERGIA DE IONIZACION (Potencial de Ionización)

Si a un átomo eléctricamente neutro se le aplica la energía apropiada, se le puede

separar un electrón, con lo cual adquiere una carga positiva. Ejemplo:

M(g) � M+ + 1e-


35

Energía de ionización. A la energía necesaria para separar un electrón de un

elemento aislado en estado gaseoso. Se expresa como P.I. Ejemplo.

H(g) + P.I. � H+ + 1e- P.I. = 13.59 e.V.

Na(g) + P.I. � Na+ + 1e- P.I. = 5.13 e.V.

Observamos que el Na pasa más fácilmente a catión que el H o el Ne, o sea que

el Na es más electropositivo.

e.v. (Electrón-volt): la energía adquirida por un electrón acelerado por una

diferencia de potencial de un volt. Es una unidad energética muy pequeña.

-Los elementos de menor P.I. son los metales alcalinos. Esto es consecuencia de

su configuración electrónica: Como tienen un electrón en exceso, es fácil hacerles

perder ese electrón para adquirir la estructura con 8 electrones que les confiere

estabilidad, razón por lo cual dichos elementos son muy electropositivos.

-Los elementos de mayor P.I. son los gases nobles, pues con su configuración

estable es difícil separarles un electrón.

-A lo largo de un grupo vertical o familia, hay disminución del P.I. de arriba hacia

abajo.

Se debe al radio atómico, pues el radio aumenta al avanzar el elemento en el

grupo, resulta cada vez más fácil arrancarle los electrones externos, por ser

atraídos mas débilmente por el núcleo. Por lo tanto, al pasar de arriba hacia abajo

en un grupo, los elementos son mas electronegativos.

-A lo largo de un periodo, aunque con pequeñas variaciones, en general el P.I.

aumenta de izquierda a derecha.

Estas variaciones se debe a que los radios atómicos disminuyen en este sentido,

de izquierda a derecha, los electrones externos, cada vez mas próximos al núcleo,

son atraídos cada vez con mas fuerza, por lo cual es mas difícil separarlos.

Los metales son más electropositivos que los no metales.

Entre los metales, los más electropositivos están situados en la parte inferior

izquierda de la tabla periódica.


36

h) AFINIDAD ELECTRONICA (Electroafinidad)

Durante el proceso en que un elemento neutro capta electrones, quedando

cargado negativamente, hay variaciones de energía, ejemplo:

Afinidad electrónica. A la variación de energía consistente en captar un electrón

cuando el elemento está aislado y en estado gaseoso, es una propiedad que mide

la facilidad con que los elementos captan electrones.

Si se libera energía cuando un átomo añade un electrón, la AE atómica es

positiva. Si hace falta energía, la AE es negativa.

Puede decirse que las afinidades electrónicas de los elementos próximos a los

gases nobles son notablemente grandes.

Los átomos de la familia del fluor tienen electroafinidades relativamente grandes.

En estos casos puede añadirse un electrón a u orbital de valencia p, completando

una configuración de órbita completa s2p6.

Los átomos que ya tienen capas o subcapas completas a menudo tienen valores

negativos de AE. (Be,Mg,Zn).

Además, los valores deAE de la familia del Nitrógeno, que tienen subcapas de

valencia p semillenas, son negativos o muy poco positivos.

Generalmente, la afinidad electrónica aumenta al disminuir el tamaño del átomo.

(radio).

La energía de ionización y la afinidad electrónica son medidas que se limitan a

átomos gaseosos. Por este motivo se ha ideado una escala arbitraria, conocida

como electronegatividad.

La afinidad electrónica disminuye de arriba hacia abajo en un mismo grupo y

aumenta hacia la derecha en un mismo periodo.


37

d) ELECTRONEGATIVIDAD

La electronegatividad es la tendencia que tienen los átomos para atraer a los

electrones.

Esta escala arbitraria se conoce como tabla de las electronegatividades de Linus

Pauling; son valores sin dimensión que se extienden desde 0.7 para el Cesio

hasta 4.0 para el Fluor. (El no metal más activo o electronegativo).

La mayor o menor electronegatividad de los elementos está determinada por dos

factores: la configuración electrónica y el tamaño atómico.

-Configuración electrónica.

Los elementos próximos a completar su configuración de gas noble, tienden a

atraer electrones para conseguir esa configuración, por lo cual son muy

electronegativos.

Los que tienen exceso de electrones son poco electronegativos por su tendencia a

cederlos.

-Tamaño atómico.

Cuanto menor tamaño atómico tiene el elemento, mayor es la fuerza de atracción

entre el núcleo y los electrones de enlace y, por lo tanto, mayor es su

electronegatividad.


38

UNIDAD IV “ENLACE QUIMICO”

FORMACIÓN DE IONES.

En estado basal, los átomos tienen el mismo número de protones y electrones, es

decir, son eléctricamente neutros, y pueden combinarse de muchas maneras,

dependiendo de la estructura y propiedades de cada elemento.

Al formar IONES, unos son positivos y otros negativos: los positivos se llaman

CATIONES; los negativos se llaman ANIONES.

La carga del ión depende del número de electrones cedidos o ganados. Si un

átomo gana dos electrones, tendrá dos cargas negativas (2-); si pierde dos

electrones, tendrá dos cargas positivas (2+).

Al unirse el Na (Metal) con el Cl (No metal), el primero pierde un electrón, que

gana simultáneamente el segundo.

De este modo, la carga eléctrica positiva del Na queda compensada con la

negativa del Cl, por lo cual la molécula de NaCl es eléctricamente neutra.

VALENCIA DE LOS ELEMENTOS.

Los electrones giran alrededor del núcleo en diferentes niveles; los mas cercanos

son atraídos con mayor fuerza que los ubicados en el nivel mas externo, llamado

CAPA DE VALENCIA. Los de esta capa son los ELECTRONES DE VALENCIA,

que intervienen en la formación de los enlaces químicos; los de las capas internas

no participan.

VALENCIA. Está indicada por el número de electrones externos que gana o

pierde un elemento al combinarse con otro.


39

COMPORTAMIENTO DE LOS ATOMOS.

-Algunos elementos retienen sus electrones fuertemente, es difícil quitarle un

electrón a un gas noble, por ser muy estables.

-Algunos elementos pierden electrones fácilmente. Ejemplo: H, Li, Na, K (pierden

un electrón de valencia).

-Algunos elementos aceptan electrones fácilmente, por su alta electronegatividad.

Ejemplo: F, Cl, Br.

-Los elementos mas reactivos son aquellos cuyos átomos ganan o ceden

electrones fácilmente.

ENLACE QUIMICO

Es la fuerza que mantiene unidos a los átomos para formar moléculas.

Los elementos pocas veces se encuentran aislados, pues casi siempre están

unidos a otros formando MOLÉCULAS.

Los gases nobles existen siempre como átomos aislados a temperatura y presión

ambientales, debido a su estabilidad electrónica. Los átomos de los demás

elementos, normalmente se mantienen unidos en las moléculas gracias al enlace

químico.

Como el átomo basal es eléctricamente neutro, para que haya una atracción de

cargas opuestas debe haber un cambio en la disposición electrónica de los

átomos que se unen.

ESTRUCTURA DE LEWIS.

Gilbert N. Lewis (1875-1946), para representar a los átomos dentro de una

molécula propuso lo siguiente:


40

-Escribir el símbolo químico del elemento e indicar los electrones de la capa de

valencia mediante puntos o equis alrededor del símbolo.

-Como los gases nobles tienen 8 electrones en su capa de valencia (excepto el

He, que tiene 2), Lewis propuso lo que se conoce como Regla del Octeto, la cual

sostiene que los elementos tienden a completar su capa de valencia por medio de

los enlaces químicos, para tener con ella el mismo número de electrones que los

gases nobles. Se exceptúan el H, el Li y el Be, que buscan tener dos electrones,

como el gas noble He.

-En la formación de los enlaces químicos, los átomos pueden comportarse de dos

maneras:

a) Si ganan o pierden electrones, se tiene un enlace iónico.

b) Si solo comparten electrones, se tiene un enlace covalente.

-Las nuevas sustancias obtenidas al combinarse dos o más elementos mediante la

transferencia o compartición de electrones se denominan compuestos.

TIPOS DE ENLACES

Existen dos tipos de enlace:

1. Interatómico (enlace entre átomos)

2. Intermolecular (enlace entre moléculas)

ENLACE ENTRE ATOMOS. (Interatómicos).

Son aquellos que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula. Este

tipo de enlace se clasifica en:

Na C


41

a) Enlace iónico

b) Enlace covalente

c) Enlace metálico

ENLACE IONICO O ELECTROVALENTE

Un enlace iónico resulta por la transferencia de electrones de un átomo metálico a

otro no metálico, en el que el primero se convierte en un catión y el segundo en un

anión. Ejemplos:

NaF Fluoruro de sodio

MgO Óxido de magnesio

Mg3N2 Nitruro de magnesio

KCl Cloruro de potasio

ENLACE COVALENTE SENCILLO

Los átomos que posean la tendencia de ganar electrones para adquirir la

configuración electrónica de gas noble, podrán lograrlo combinándose entre sí,

compartiendo uno o varios pares de electrones.

Este enlace se caracteriza por la compartición de uno o varios pares de electrones

entre dos átomos.

Los enlaces covalentes se producen sobre todo entre no metales.

El par de electrones compartidos se encuentra localizado en una región intermedia

entre los dos núcleos denominada orbital molecular, que se forma por la

superposición de los orbitales atómicos en los que se encontraban los electrones

antes del enlace.

Cuando se comparte solo un par de electrones, se dice que el enlace covalente es

simple. Ejemplo:

Cl2 Cl - Cl Molécula de cloro


42

ENLACE COVALENTE MULTIPLE.

En las moléculas de algunos elementos o compuestos puede hallarse presente

más de un enlace covalente entre dos átomos.

El enlace covalente múltiple se representa uniendo el símbolo de cada elemento

mediante una línea, la cual indica que se comparten dos electrones. Ejemplo:

N2 N N Molécula de nitrógeno

Dentro de una molécula, los átomos pueden estar unidos por enlaces covalentes

sencillos, dobles o triples.

ENLACE COVALENTE COORDINADO O DATIVO

Es la unión de dos no metales compartiendo un par de electrones, aportado por un

solo átomo. Un solo átomo contribuye con los electrones de enlace.

A los elementos que ceden el par electrónico se les llama donadores o bases de

Lewis; a los aceptores, átomos centrales o ácidos de Lewis.

Su representación gráfica es una flechita que va del átomo dador de los dos

electrones al aceptor de los mismos.

El enlace covalente y el coordinado se originan de manera diferente, pero una vez

formados no hay ninguna diferencia entre ellos. Ejemplo:

H2SO4 Acido sulfúrico

HClO3 Acido clórico

ENLACES COVALENTES POLARES Y NO POLARES.

En la mayoría de los compuestos no se presentan enlaces exclusivamente iónicos

o exclusivamente covalentes, sino un tipo que podemos considerar intermedio,

dependiendo del grado de polarización del enlace covalente.

Cuando en los enlaces covalentes los pares electrónicos no están igualmente

compartidos, se presenta una asimetría de carga que provoca la aparición de un


43

momento bipolar o dipolo, lo cual significa que un extremo de la molécula está

cargado parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Ejemplo, en el HF,

los átomos no son iguales y, por lo tanto, no atraen a los electrones de enlace con

la misma fuerza, el átomo de F tiene una electronegatividad de 4.0 y el del H de

2.1, originándose una deslocalización de la densidad electrónica y

distorsionándose el par electrónico hacia el átomo de F, por ser el mas

electronegativo.

Se representa simbólicamente con la letra griega delta �.

A dicho enlace se le llama covalente polar.

El enlace covalente NO POLAR O APOLAR, se presenta en todas las moléculas

biatómicas homonucleares (O2, Cl2,N2,F2, etc.), en las cuales el par electrónico de

enlace es compartido de igual manera por los dos átomos, de forma que los

electrones de enlace son atraídos con la misma intensidad por los dos núcleos.

Ambos núcleos tienen la misma electronegatividad.

DETERMINACIÓN DEL TIPO DE ENLACE

Para determinar el tipo de enlace químico que presenta una molécula, es de gran

utilidad el uso de la tabla de electronegatividades de Pauling, según las siguientes

generalizaciones:

1. Mientras mayor sea la diferencia entre las electronegatividades de los átomos

A y B, mayor será el carácter iónico del enlace.

2. Si la diferencia A-B, es igual a cero, el enlace será covalente no polar.

3. Si la diferencia es mayor que cero, pero menor que 1.6, el enlace será

covalente polar.

4. Si la diferencia es de 1.6 o mayor, el enlace es iónico.


44

Diferencia de electronegatividades:

Diferencias % de carácter iónico

0.2 1 %

0.4 Enlace covalente

4 %

0.6 9 %

0.8 15 %

1.0 22 %

1.2 30 %

1.4 39 %

1.6

Enlace covalente

polar

47 %

1.8 55 %

2.0 63 %

2.2 70 %

2.4 76 %

2.8 86 %

3.2

Enlace iónico

92 %

ENLACE METALICO.

El enlace metálico es el que mantiene unido a los átomos de un metal y está

constituido por iones positivos sumergidos en una nube de electrones móviles.

El enlace metálico se debe a la tendencia que tienen los átomos de los metales de

formar iones positivos, o sea al desprendimiento de sus electrones de valencia.

Los electrones desprendidos, que ya no están ligados a un átomo concreto,

forman un conjunto denominado nube electrónica, la cual ocupa los espacios inter-

atómicos.

Los cationes (o sea, los núcleos atómicos) y la nube electrónica, que se encuentra

en equilibrio eléctrico, al atraerse entre sí, dan lugar a las fuerzas de cohesión que

mantienen la estructura metálica. En eso consiste el enlace.

La estructura se llama red cristalina o cristales.


45

En el modelo de un sólido metálico los iones positivos permanecen fijos en la red

cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven

con libertad por todo el cristal.

El movimiento de estos electrones de valencia, similar al de un fluido, por toda la

red cristalina, hace que los metales sean buenos conductores del calor y la

electricidad.

Los metales cuyos electrones están sujetos con menos fuerza son los mejores

conductores de la electricidad.

El metal se conserva neutro en cuanto a carga, porque el número de electrones

débilmente sujetos que se mueve a través del cristal, es exactamente igual a la

carga positiva total de los iones (cationes).

La ductibilidad y la maleabilidad se explican por la disposición de los iones

positivos en forma de capas.

ENLACE ENTRE MOLÉCULAS (Enlaces intermoleculares)

Toda especie química (átomos, iones, moléculas) manifiesta tendencia a

interaccionar con sus vecinas, aún sin llegar a provocar reacciones químicas, pero

si influyendo en la magnitud de algunas propiedades físicas (calor, punto de fusión

y ebullición, etc.).

La energía de dicho tipo de interacción, que en promedio es menor a la que

registran los enlaces químicos, da origen a los ENLACES FISICOS O FUERZAS

INTERMOLECULARES.

La existencia de compuestos químicos, líquidos o sólidos, depende del tipo de

fuerzas intermoleculares que presentan las partículas. Estas interacciones pueden

ser:

a) POR PUENTE DE HIDROGENO.

Pueden considerarse como derivados de las uniones dipolo-dipolo, las cuales se

forman entre unas moléculas con enlaces altamente polares, que contienen H, y

otras que poseen un elemento químico de alta electronegatividad (O, N, F). La


46

atracción se da entre la carga positiva parcial (�+) del H y la carga negativa parcial

(�-) de la otra molécula.

El enlace químico del H2O, aún siendo covalente, es altamente polar a causa de

las electronegatividades del O. En el H2O líquida y en el hielo, las moléculas se

mantienen unidas gracias a los enlaces de H, que mueven a los átomos de H de

una molécula hacia los átomos de O de otras.

Este enlace se representa mediante una línea punteada.

Al fundirse el hielo, al calentarse o evaporarse el agua, se rompen puentes de

hidrógeno.

En el hielo, las moléculas de agua se encuentran unidas formando una estructura

cristalina rígida, en lugar de estar amontonadas unas sobre otras. Esto explica el

mayor volumen del hielo en comparación con la del agua líquida.

b) POR FUERZAS DE VAN DER WAALS

En la moléculas eléctricamente neutras (no polares) actúan fuerzas

intermoleculares bastante débiles conocidas como fuerzas de Van der Waals.

Las fuerzas de Van der Waals se presentan en moléculas gaseosas como el H2,

Cl2, O2.

Existe un desplazamiento instantáneo del par de electrones del enlace hacia una

región de la molécula, siendo el resultado un dipolo instantáneo; por un momento,

la molécula, que de ordinario es no polar, se hace polar. En forma simultánea a

este suceso se produce un desplazamiento de electrones en una molécula vecina,

lo que genera un dipolo instantáneo.

En conjunto, estos dos producen una fuerza de atracción intermolecular muy débil

en una pequeña fracción de tiempo o instante, que son las fuerzas de Van der

Waals.


47

UNIDAD V “NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA”

TIPOS DE FORMULAS

Fórmula química.

Es la expresión que representa la composición molecular de un compuesto y

consiste en uno o más símbolos de los átomos que existen en la molécula. El

número de átomos en la molécula se indica por medio de subíndices.

Ejemplos:

NaCl H2O H2SO4

Fórmulas utilizadas:

a) Fórmulas desarrolladas

b) Fórmulas condensadas

c) Fórmula molecular

FORMULA DESARROLLADA (o fórmula estructural)

Indica el número, la disposición y la forma como están unidos los átomos de una

molécula.

H – O – H

H – Cl

Si consideramos que la estructura de una molécula es tridimensional, su forma

está basada en la geometría de los orbitales atómicos periféricos de los elementos

de una molécula.

FORMULA CONDENSADA o condensación de la fórmula estructural.

No están explícitamente representados los enlaces interatómicos. Ejemplo.

CH3 – CH3


48

FORMULA MOLECULAR.

Indica el número de átomos de cada elemento que está presente en un

compuesto.

C2H6 H2 H2S04

NUMERO DE OXIDACIÓN

Se llama también estado de oxidación. Es un dígito (+) o (-) que le corresponde a

cada uno de los elementos de un compuesto y que nos representa la carga

eléctrica que el átomo parece tener cuando existe como elemento libre o cuando

está unido a otros átomos en una molécula.

VALENCIA

Es un número sencillo sin ningún símbolo (+) o (-) que indica el número de

electrones que el elemento puede ganar, perder o compartir.

Determinación del número de oxidación:

a) El número de oxidación de un elemento libre es cero

b) En un compuesto los elementos mas electronegativos son (-) y los menos

electronegativos (+)

c) La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de un

compuesto debe ser igual a cero.

Los elementos del grupo “B” presentes en las fórmulas de un compuesto

inorgánico se pueden determinar a partir de los números de oxidación de los otros

elementos del compuesto.

RADICALES

En la mayoría de los compuestos se encuentran con frecuencia grupos de átomos

que se unen para reaccionar como si fueran un solo ión.


49

En los radicales, la suma algebraica de los números de oxidación de los

elementos no es cero, porque solo son parte de determinado compuesto unido a

otros elementos o iones.

REPRESENTACIÓN DE UNA FORMULA

1. Se escribe primero la parte positiva y luego la parte negativa del compuesto y

se indican sus números de oxidación.

2. Los subíndices se obtienen de los números de oxidación en forma cruzada sin

el signo.

3. Los subíndices se reducen al valor mínimo cuando son múltiplos.

NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA

A la mayoría de los compuestos inorgánicos se les nombra sistemáticamente de

acuerdo con las reglas establecidas por comités internacionales, conocidos como:

Nomenclatura de Ginebra y nomenclatura IUPAC (Unión Internacional de Química

Pura y Aplicada)

Los nombres sistemáticos o nomenclatura están basados en dos criterios

principales:

1) Por el número de elementos que los forman

2) Por la función química que representan

1) De acuerdo al número de elementos que lo forman, se clasifican en:

a) Compuestos binarios: Contienen dos elementos diferentes

b) Compuestos ternarios: Contienen tres elementos diferentes

c) Compuestos cuaternarios. Tienen cuatro elementos diferentes.

2) De acuerdo a la función química que presentan, los compuestos se

clasifican en:

a) Óxidos básicos o metálicos


50

b) Óxidos ácidos o anhídridos

c) Hidróxidos o Bases

d) Ácidos

Hidrácidos

Oxiácidos

e) Sales

Sencillas

Oxisales

Acidas

Básicas

Dobles

REGLAS DE NOMENCLATURA DEL SISTEMA DE GINEBRA

Designa los estados de oxidación del elemento menos electronegativo de un

compuesto de la siguiente manera:

a) Para el menor número de oxidación, al nombre del elemento se le añade la

terminación oso.

b) Para el mayor número de oxidación, al nombre del elemento se le añade la

terminación ico.

Cuando un elemento presenta más de dos números de oxidación en sus

compuestos, tenemos:

a) Para el menor número de oxidación, al nombre del elemento, además de la

terminación oso, se le añade el prefijo hipo.

b) Para el mayor número de oxidación, al nombre del elemento, además de la

terminación ico, se le añade el prefijo per.


51

REGLA DE NOMENCLATURA IUPAC

El número de oxidación del elemento menos electronegativo de una fórmula, (el

que se escribe primero), se representa con un número romano entre paréntesis y

se coloca después del símbolo del elemento.

OXIDOS BASICOS O METALICOS

Metal + Oxigeno � Oxido básico

Son compuestos binarios que resultan de la combinación del oxígeno con un

metal. Se caracterizan por reaccionar con el agua produciendo hidróxidos o

bases.

Nomenclatura de Ginebra

Forman su nombre con la palabra genérica óxido, seguida del nombre del metal,

uniendo las terminaciones oso e ico cuando sea necesario. Ejemplo:

Na2O Óxido de sodio

CaO Óxido de calcio

Nomenclatura IUPAC

Se nombran con la palabra genérica óxido seguida del nombre del metal,

indicando el número de oxidación mediante el número romano entre paréntesis

FeO Óxido de fierro (II)

Fe2O3 Óxido de fierro (III)

Los elementos de transición al combinarse con el oxígeno forman óxidos si su

valencia es menor o igual a IV, y formarán anhídridos, si es mayor de IV.

Mn2O7 Anhídrido permangánico


52

ANHÍDRIDOS (OXIDOS ACIDOS)

No metal + Oxígeno � Anhídrido (óxido ácido)

Son compuestos binarios que resultan de la combinación del oxígeno con un no

metal. Se caracterizan porque al reaccionar con el agua forman oxiácidos.


Se nombran con la palabra genérica Anhídrido, seguida del nombre del no metal,

dándole las terminaciones oso e ico y de ser necesario los prefijos hipo y per.

Valencia del no metal Nombre del anhídrido

1 o 2 hipo ---- oso

3 o 4 oso

5 o 6 ico

7 per --- ico

Ejemplos:

Cl2O7 Anhídrido perclórico



Cl2O Anhídrido perclórico

HIDROXIDOS (BASES)

Oxido básico + Agua � hidróxido

Una base es un compuesto que está formado por la unión de un ión de carácter

metálico con iones hidróxido.

Las bases o hidróxidos se obtienen al reaccionar un óxido metálico con agua.


53

Las bases se caracterizan por ser jabonosas al tacto, colorean de azul al papel

tornasol y enrojecen a la fenolftaleina.


Se nombran con la palabra genérica hidróxido, y el nombre del metal o ión que se

escribe primero en la fórmula, usando las terminaciones oso e ico de ser necesario

según sea la valencia del metal.

Ejemplos:

NaOH Hidróxido de sodio

KOH Hidróxido de potasio

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

ACIDOS HIDRACIDOS

Hidrógeno + No metal (VIA o VII A) � Hidrácido

Son compuestos que se forman al hacer reaccionar el hidrógeno con los no

metales de los grupos VI A y VII A (exceptuando al oxígeno, que forma agua)


Forman su nombre con la palabra genérica ácido, seguida del nombre del no

metal con la terminación hídrico.

Ejemplos:

H2S Ácido sulfhídrico

H2Se Ácido selenhídrico

H2Br Ácido bromhídrico


54

Nomenclatura IUPAC

Forman su nombre con el del no metal o ión, al cual se le sustituye la terminación

hídrico por uro, seguido de la palabra hidrógeno.

Ejemplos:

H2S Sulfuro de hidrógeno

HCl Cloruro de hidrógeno

ACIDOS OXIACIDOS

Anhídrido + Agua � Oxiácido

Son compuestos ternarios de hidrógeno, oxígeno y un no metal. Se consideran

derivados de los anhídridos, ya que al reaccionar estos con el agua producen

axiácidos.


El nombre genérico es ácido y el específico es el nombre del no metal con los

prefijos y sufijos correspondientes, de acuerdo con la valencia con que actúe el no

metal.

Valencia Prefijo - Sufijo

Fija (una sola) ico

1 o 2 hipo oso

3 o 4 oso

5 o 6 ico

7 per ico

Ejemplos:

HClO Ácido hipocloroso

HClO2 Ácido cloroso

HClO3 Ácido clorico

HClO4 Ácido perclorico


55

Nota. Cuando un metal actúa con una valencia mayor de 4 pierde su carácter

metálico y con el oxígeno forma anhídridos en lugar de óxidos metálicos y se

formarán oxiácidos en vez de hidróxidos. (Mn y Cr).

Nomenclatura IUPAC

Se nombran con la raíz del nombre del no metal, como en el caso anterior, pero

sustituyendo la terminación oso por ito y la terminación ico por ato, seguido de las

palabras “de hidrógeno”.

Ejemplo:

HClO Hipoclorito de hidrógeno

HClO2 Clorito de hidrógeno

HClO3 Clorato de hidrógeno

HClO4 Perclorato de hidrógeno

Propiedades de los ácidos:

-Tienen un sabor agrio, fuerte, llamado sabor ácido (cítricos).

-colorea de rojo la tintura azul de tornasol.

SALES

Acido + base � Sal + agua

(Reacción de neutralización)

(La sal es un compuesto formado por una reacción de neutralización).

Si ponemos en contacto un ácido (hidrácido u oxiácido) y una base en solución,

producimos sal y agua.

HCl + NaOH � NaCl + H2O


56

Clasificación de las sales

A) Según el ácido que interviene:

-Haloideas. Interviene un hidrácido (con un halógeno)

a) Neutras

b) Acidas

-Oxisales. Interviene un oxiácido

a) Neutras

b) Ácidas

c) Básicas

B) Dependiendo de su composición:

a) Sencillas

b) Oxisales

c) Acidas

d) Básicas

e) Dobles

Una sal es un compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los H de un

ácido por metales.

OXISALES

I. SALES NEUTRAS (oxisales)

Resultan de la sustitución total de los H por un metal.

El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede.

Metal + Oxiácido � Oxisal + Hidrógeno

2Na + H2SO4 � Na2SO4 + H2


57

Oxido básico + Oxiácido � Oxisal + Agua

CaO + 2HClO4 � Ca(ClO4)2 + H2O

Hidróxido + Oxiácido � Oxisal + Agua

2Al(OH)3 + 3H2SO3 � Al2(SO3)3 + 6H2O

Estas sales se nombran como ión o radical respectivo, seguido del nombre del

metal o ión positivo, utilizando las terminaciones oso e ico si es necesario.

Ejemplos:

NaNO3 Nitrato de sodio

CaSO4 Sulfato de calcio

AlPO4 Fosfato de aluminio

II. SALES ACIDAS

Resultan de la sustitución parcial de los H de un ácido por un metal.

Se nombran intercalando la palabra ácido o diácido según el número de

hidrógenos que contenga.

Ejemplos:

Mg(HCO3)2 Carbonato ácido de magnesio Bicarbonato de magnesio

Fe(HSO4)2 Sulfato ácido ferroso Sulfato ácido de fierro (II) Bisulfato ferroso

Algunas veces es necesario usar los prefijos mono, di, tri, para distinguir las

diferentes sales de un ácido.

NaH2PO4 Fosfato diácido de sodio

NaHPO4 Fosfato monoácido de sodio


58

III. SALES BASICAS

Se consideran así a las sales neutras que tienen agregado el grupo hidróxido.

Se nombran intercalando la palabra básico o hidroxi con su prefijo

correspondiente.

Ejemplos:

Zn(OH)Cl Cloruro básico de zinc Hidroxicloruro de zinc

Al(OH)2Cl Cloruro dibásico de aluminio Dihidroxicloruro de aluminio

SALES HALOIDEAS

Para formar estas sales interviene un hidrácido del grupo (VII-A), de los halógenos

(fluor, cloro, bromo, etc.)

a) Sales haloideas Neutras.

Se nombran cambiando las terminaciones hídrico del hidrácido del cual proviene,

por la terminación uro.

Estas sales forman su nombre con la raíz del nombre del no metal, añadiendo la

terminación uro, seguido del nombre del metal o ión positivo, utilizando las

terminaciones oso e ico de ser necesario.

Ejemplos:

NaCl Cloruro de sodio

FeCl3 Cloruro férrico

CaS Sulfuro de calcio

b) Sales haloideas o ácidas.

Se interpone la palabra ácido o el prefijo “bi”

Ejemplos:

Na(HS) Sulfuro ácido de amonio Bisulfuro de sodio


59

(NH4)(HTe) Teluro ácido de amonio Biteluro de amonio

SALES DOBLES

Pueden ser sales oxisales o haloideas, que tienen mas de un metal o radical

positivo.

Se nombran de igual forma que las sales con las que están relacionadas,

indicando los nombres de los metales o iones positivos. También se puede utilizar

la palabra doble

Ejemplos:

NaKS Sulfuro de sodio y potasio Sulfuro doble de sodio y potasio

Na2Mg(SO4)2 Sulfato de sodio y magnesio Sulfato doble de sodio y magnesio

SALES HIDRATADAS.

Se agrega al nombra de la palabra “hidratada” con el prefijo correspondiente.

Ejemplos:

Cu(SO4)5H2O Sulfato cúprico penta hidratado

Na2(CO3)10H2O Carbonato de sodio deca hidratado

HIDRUROS

La combinación de cualquier elemento con el H constituye un hidruro. El H es

siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de

oxidación de -1. (en los demás casos como +1)

Los hidruros formados por los metales reciben el nombre de hidruro de…

Ejemplos.

LiH Hidruro de litio

MgH2 Hidruro de magnesio


60

Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales:

NH3 Amonio

PH3 Fosfina

PERÓXIDOS

En el agua ordinaria, (H2O), el oxígeno tiene un número de oxidación de -2. En el

agua oxigenada (H2O2), el número de oxidación del O es -1.

El ión (O2) -1 se llama ión peróxido.

Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada, H2O2,

por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguido del

correspondiente metal.

Ejemplos:

Na2O2 Peróxido de sodio

H2O2 Peróxido de hidrógeno

Las fórmulas de los peróxidos no se simplifican, ejemplo:

Na2O2 no se simplifica como NaO

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