La química es una rama de las ciencias naturales que tiene por objeto la investigación de las sustancias que constituyen el universo, no se preocupa de las formas con que aquellas se presentan o pueden estar presentes como papel, lámpara, tubos, rocas, pero sí de las sustancias en que tales objetos están constituidos, como: acero, vidrio, celulosa, caucho, caliza, etc. En la actualidad se conocen más de 13 millones de sustancias químicas. La Química no se limita solamente al estudio de la composición de las sustancias, sino también de su estructura interna y de las fuerzas que las mantienen juntas. Sin embargo la parte central de la química es probablemente la reacción química; y así decimos que las sustancias están variando continuamente de naturaleza, así: el hierro, aluminio, el cobre se oxidan; el azúcar se fermenta, los combustibles se queman, etc. La Química investiga tales cambios, las condiciones en que se producen los mecanismos por los que tienen lugar las nuevas sustancias que se originan y la energía que se libera o absorbe durante su desarrollo. La Química también estudia los procedimientos mediante los cuales estos y otros procesos similares pueden realizarse en el laboratorio o en una planta química. Por todo lo dicho anteriormente podemos definir a la Química General “Es la ciencia que estud estudia ia la estruc estructur turaa de la mater materia, ia, las transf transform ormaci acione oness o reacc reaccion iones es que exper experime imenta nta las propiedades de las sustancias sustancias y la energía asociada asociada a dichos cambios”. Ramas de Química General.- Se ha aprendido más acerca de la Química en los 2 últimos siglos, después de Lavoysier, que en los 20 siglos que lo precedieron. La Química ha desarrollado gradualmente en 6 ramas principales: - Química Inorgánica o Mineral.- Es la Química de todos los elementos y compuestos químicos, también de algunos compuestos del carbono sencillos. Por Ejm: monóxido de carbono, anhídrido carbó carbónic nico, o, carbon carbonato atos, s, carbu carburos ros,, etc. etc. Están Están tradic tradicion ionalm alment entee clasif clasifica icados dos como como compue compuesto stoss inorgánicos. - Química Orgánica.- Estudia a la mayoría de los compuestos que en su estructura contienen carbono. Por ejemplo. Azúcares C 6H12O6, etanol C2H5OH, proteínas, ADN, ARN, etc. - Química Analítica.- Trata de la identificación y composición tanto cualitativa como cuantitativa de las sustancias. - Físico–Química.- Se interesa de la estructura de la materia y sus cambios energéticos, se vale de las leyes y teorías existentes para explicar las transformaciones de la materia. - Bioquímica.- Es la química de los seres vivos, tanto animales como vegetales. Estudia todos los elementos y compuestos biológicamente importantes. - Química Nuclear.- Estudia la estructura íntima de la materia y la l a actividad química de los núcleos de los átomos.
La química es una rama de las ciencias naturales que tiene por objeto la investigación de las sustancias que constituyen el universo, no se preocupa de las formas con que aquellas se presentan o pueden estar presentes como papel, lámpara, tubos, rocas, pero sí de las sustancias en que tales objetos están constituidos, como: acero, vidrio, celulosa, caucho, caliza, etc. En la actualidad se conocen más de 13 millones de sustancias químicas. La Química no se limita solamente al estudio de la composición de las sustancias, sino también de su estructura interna y de las fuerzas que las mantienen juntas. Sin embargo la parte central de la química es probablemente la reacción química; y así decimos que las sustancias están variando continuamente de naturaleza, así: el hierro, aluminio, el cobre se oxidan; el azúcar se fermenta, los combustibles se queman, etc. La Química investiga tales cambios, las condiciones en que se producen los mecanismos por los que tienen lugar las nuevas sustancias que se originan y la energía que se libera o absorbe durante su desarrollo. La Química también estudia los procedimientos mediante los cuales estos y otros procesos similares pueden realizarse en el laboratorio o en una planta química. Por todo lo dicho anteriormente podemos definir a la Química General “Es la ciencia que estud estudia ia la estruc estructur turaa de la mater materia, ia, las transf transform ormaci acione oness o reacc reaccion iones es que exper experime imenta nta las propiedades de las sustancias sustancias y la energía asociada asociada a dichos cambios”. Ramas de Química General.- Se ha aprendido más acerca de la Química en los 2 últimos siglos, después de Lavoysier, que en los 20 siglos que lo precedieron. La Química ha desarrollado gradualmente en 6 ramas principales: - Química Inorgánica o Mineral.- Es la Química de todos los elementos y compuestos químicos, también de algunos compuestos del carbono sencillos. Por Ejm: monóxido de carbono, anhídrido carbó carbónic nico, o, carbon carbonato atos, s, carbu carburos ros,, etc. etc. Están Están tradic tradicion ionalm alment entee clasif clasifica icados dos como como compue compuesto stoss inorgánicos. - Química Orgánica.- Estudia a la mayoría de los compuestos que en su estructura contienen carbono. Por ejemplo. Azúcares C 6H12O6, etanol C2H5OH, proteínas, ADN, ARN, etc. - Química Analítica.- Trata de la identificación y composición tanto cualitativa como cuantitativa de las sustancias. - Físico–Química.- Se interesa de la estructura de la materia y sus cambios energéticos, se vale de las leyes y teorías existentes para explicar las transformaciones de la materia. - Bioquímica.- Es la química de los seres vivos, tanto animales como vegetales. Estudia todos los elementos y compuestos biológicamente importantes. - Química Nuclear.- Estudia la estructura íntima de la materia y la l a actividad química de los núcleos de los átomos.
LA QUÍMICA INFLUYE EN NUESTRAS VIDAS
La Quím Químic icaa es la cien cienci ciaa cent centra rall porq porque ue para para otra otrass cien cienci cias as es nece necesa sari rioo tene tenerr un conocimiento básico de la química, sin ella viviríamos primitivamente sin autos, electricidad, computadoras, computadoras, CD, aviones, etc. La Química influye en nuestras vidas de muy diversas formas, por ejemplo cuando una persona se enferma el médico le prescribe ciertos medicamentos que fueron producidos por los Químicos, por otra parte investigaciones científicas han permitido descubrir fibras, plásticos y cauchos sintéticos como los que se utilizan en los neumáticos y otras partes de los automóviles, etc. En los labora laborator torios ios químic químicos os se han desar desarrol rollad ladoo fertil fertiliza izante ntess sintét sintético icoss que increm incremen entan tan la producción de alimentos de los terrenos cultivados, lo mismo puede decirse de los insecticidas, con los que se evita que los insectos destruyan las cosechas. En casi todos los productos imaginables ha intervenido la Química de alguna manera. Sin embargo la elaboración de algunos de estos productos benéficos ha tenido efectos para la vida vegetal, animal y humana. Por ejemplo los deshechos de una planta química de Japón contaminaron los peces que habitaron la aguas de los alrededores. Posteriormente muchas personas murieron al consumir estos animales envenenados. La contaminación debido a deshechos industriales ha ocasionado además que la atmósfera se vuelva irrespirable en ciertas ciudades. Así como también muchos arroyos, ríos y lagos no pueden ser aprovechables aprovechables para para el hombre debido debido a la contaminación contaminación industrial. Ciertos medicamentos destinados a beneficiar al consumidor han ocasionado problemas, como es el caso de la talidomida, droga que ingirieron algunas mujeres embarazadas para concebir el sueño, ésta droga causó diversas deformaciones o mal formaciones en sus bebés. Otro ejemplo es el insecticida DDT que ocasionó casi la total extinción de especies de aves, incluyendo el águila antes de que la ley prescribiera su uso en EEUU. Ante todo esto cabe preguntarse ¿ Cómo fue posible que estos productos llegaran al consumidor ? Una de las causas es que los conocimientos científicos aún son incompletos, los científicos no siempre pueden predecir los efectos que tendrán los nuevos productos cuando se los emplea en forma masiva, una segunda causa es que algunos productos no revelan sus efectos nocivos sino hasta después de largo tiempo.
MATERIA
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa, peso, es perceptible a nuestros sentidos y es susceptible a medición. Todo cuerpo está constituido de materia. Por ejemplo: tiza, agua, madera, la misma que se la encuentra en estado sólido, líquido, gaseoso y de plasma. La materia está constituidas por moléculas y ésta a su vez por átomos. La materia se la encuentra en la naturaleza en estado sólido, líquido, gaseoso y plasma. Propiedades de la materia
- Propiedades Generales o Extensivas Propiedades de la materia - Propiedades específicas o Intensivas
- Masa - Peso - Volumen - Es indestructible - Discontinuidad - Impenetrabilidad - Inercia
- P. Físicas
- Punto de ebullición - Punto de fusión - Solubilidad - Densidad - Color - Olor - Sabor
- P. Químicas - Reacciones Químicas 1. Propiedades generales de la materia: Toda la materia poseen estas propiedades, las mismas que no permiten diferenciar un cuerpo de otro, ya que cuerpos diferentes pueden tener igual masa. Son propiedades extensivas porque depende de la cantidad de materia que hay en el mismo. a) Masa.- Es de cantidad de materia que posee un cuerpo. Se la mide con la balanza. b) Peso.- Es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. La gravedad es una Fuerza gravitacional que actúa un cuerpo de mayor masa sobre los de menor masa. Se la mide con el dinamómetro. A menudo la “masa y peso” se usan de forma equivalente, sin embargo son cantidades distintas.
DIFERENCIAS ENTRE MASA Y PESO
MASA
Es la cantidad de materia Es constante Se la mide con la balanza
PESO
Es la fuerza con la que es atraído un cuerpo Varía según la altitud y la latitud Se la mide con el dinamómetro
Su unidad de medida es el kilogramo (Kg) Su unidad es el Newton (N) Un astronauta que está en un transbordador espacial a medida que va alejándose del planeta va perdiendo peso, pero la masa sigue siendo la misma. c) Volumen.- Es el espacio ocupado por un sustancia. d) Es indestructible.- La materia no se crea ni se destruye solo se transforma por lo tanto es indestructible. e) Discontinuidad.- La materia no es continua ya que no se puede dividirla indefinidamente, sino que finalmente existe una partícula unitaria que al dividirla, hace que se pierdan las propiedades de esa materia. f) Impenetrabilidad.- Es la propiedad de los cuerpos que indica que no pueden dos cuerpos ocupar al mismo tiempo el mismo lugar en el espacio, ya que cada átomo ocupa un lugar determinado. g) Inercia.- Es el estado de reposo o de movimiento de un cuerpo que puede ser modificado por intervención de una fuerza extraña. No hay reposo absoluto ya que todas las partículas de un cuerpo se encuentran en movimiento. 2. Propiedades Específicas de la materia.- Estas propiedades nos permiten identificar un cuerpo de otro ya que son propias de cada una. Son propiedades intensivas porque no depende de la cantidad de materia que existe en el mismo. Aquí tenemos las siguientes: • Propiedades Físicas.- Estas propiedades son físicas ya que son proceso reversibles y actúan sobre un determinado cuerpo sin dañar la estructura de dicho cuerpo y vuelve a su estado inicial. Por ejm: el ciclo del agua, etc. a) Solubilidad.- La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de ella que se disuelve en una determinada cantidad de solvente a temperatura y presión específica. La sustancia que se disuelve se llama soluto y la sustancia que disuelve es el solvente. Cuando una sustancia sólida (soluto) se disuelve en un solvente líquido se dice que la sustancia es soluble como sal en agua, la que no se disuelve se dice que es insoluble o no soluble como la cera en agua. Ejemplo:
En cambio decimos que son líquidos miscibles cuando una sustancia líquida (soluto) se disuelve en un solvente líquido como el alcohol en agua, y si no se disuelve son líquidos no miscibles o inmiscibles en el caso del aceite en agua. b) Punto de Ebullición.- Es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la presión de 1 atmósfera. El punto de ebullición está influenciada por la presión y altura. A mayor altura la presión es menor y por ende el punto de ebullición es menor y a menor altura hay mayor presión y el punto de ebullición es mayor. Por Ejm. El punto de ebullición del agua en Quito es de 92ºC y en Guayaquil es de 100°C, del Cu es de 2567°C, alcohol etílico de 78°C, etc. c) Punto de Fusión.- Es la temperatura en la que un sólido se transforma en líquido a la presión de 1 atmósfera. Por Ejm: El punto de fusión del hielo (agua) es de 0ºC, del Fe es de 1535°C, Mg es de 650°C, etc. d) Densidad.- La densidad de un cuerpo es la relación que existe entre la masa de un cuerpo por la unidad de volumen, por ejm. la densidad del agua es 1g/mL es decir que 1g de agua ocupa un volumen de 1 mL, la densidad del aluminio es de 2,7g/mL es decir que 2,7g de Al ocupa un volumen de 1mL. La densidad se expresa matemáticamente con la fórmula d=m/v en donde la masa y el volumen se expresa Kg/m 3 (unidad del S.I), pero los químicos empleamos unidades de volumen más pequeñas como g/cm3. Matemáticamente se expresa:
V
δ= m
δ = densidad (se expresa en g/cm 3 en sólidos y líquidos o en g/L con gases) m = masa V = volumen
e) Olor, color, sabor : Estas propiedades físicas pueden ser reconocidas por nuestros sentidos (se
•
las conoce también como propiedades organolépticas). Propiedades Químicas.- Son los fenómenos químicos como las reacciones químicas que se caracterizan por ser procesos irreversibles ya que se producen cambios de la estructura interna del cuerpo y no vuelve a su estado inicial. Por Ejm: en la reacción del hidrógeno con el oxígeno se forma agua
2H2 + O2
→
2H2O
Ejercicio:
1.- Calcular el volumen ocupado por una muestra de 23,65 g de benceno. La densidad del benceno es de 0,88 g/cm3. Datos:
V=X m = 23,65 g d = 0,88 g/cm 3
d=m V V=m d V = 23,65 g 0,88 g/cm3 V = 26,9 cm3
CLASES DE MATERIA
Para su mejor estudio a la materia se ha clasificado en diferentes grupos: MATERIA HOMOGENEA SUSTANCIAS PURAS O ESPECIES UÍMICAS
SIMPLES
COMPUESTAS
HETEROGENEA MEZCLAS
HOMOGENEAS
Elementos químicos Compuestos químicos Soluciones Na, Ca, etc.) (H2O, CO2, HCl, etc.) (Aire, sal en agua, etc.)
HETEROGENEAS
Suelo, ripio, arena, etc. (Fe,
1.- Sustancia puras o especies químicas.- Son todas las sustancias químicas puras y homogéneas y
en cualquier parte de la materia presentan propiedades iguales. Ejm: Na, Ca, H 2O, CO2. Existen especies químicas simples y compuestas: Son aquellos que están formados por átomos de la misma clase y de los cuales no pueden obtener otras sustancias más simples. Los elementos químicos se representan por medio de símbolos: ejm. Sodio Na, calcio Ca, Hierro Fe, etc. b) Especies Químicas Compuestas.- Son combinaciones que están formadas por la unión de átomos de diferente clase que se han combinado en proporciones definidas. De los compuestos se pueden obtener sustancias más sencillas por medio de procesos químicos. Los compuestos químicos se representa por medio de fórmulas que se forman de la unión de 2 o más elementos diferentes: ejm. amoníaco NH 3, glucosa C6H12O6, cal CaO, etc. a) Especies Químicas Simples.-
2.- Mezclas.- Es la unión de 2 o más sustancias en cantidades variables. Los elementos de una
mezcla pueden ser elementos y compuestos en donde cada una de las cuales mantiene sus propiedades y se los puede separar por medios físicos. Existen mezclas homogéneas y heterogéneas. a.- Mezclas Homogéneas.- Son las que presentan uniformidad en su composición. Por Ejm. Las
soluciones como el aire, sal en agua, etc. b.- Mezclas Heterogéneas.- Son las que no presentan uniformidad en su composición. Por Ejm. madera, suelo, rocas, etc.
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Existen diferentes métodos físicos que permiten separar mezclas para obtener especies químicas puras, entre las cuales tenemos: destilación, filtración, decantación, centrifugación, tamización, levigación, cromatografía, etc.
Destilación simple
Cristalización
Filtración
Decantación
Mezcla y Combinación Mezcla: Es la unión de 2 o más sustancias simples o compuestas en proporciones variables. Combinación: Es la unión íntima de 2 o más sustancias simples o compuestas en cantidades fijas y
determinadas. Diferencias entre mezcla y combinación MEZCLA
COMBINACION
- los componentes se encuentran en cualquier cantidad. - No hay alteración química de los componentes. - Los componentes pueden ser separados fácilmente por métodos físicos. - No están sujetos a leyes químicas.
- Los componentes se encuentran en cantidades fijas y determinadas. - Hay alteración química de los componentes. - Los componentes suelen ser separados de forma más difícil por métodos químicos. - Están sujetos a las leyes químicas.
ESTADOS DE LA MATERIA
Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio en 3 estados físicos: sólido, líquido y gaseoso. Sólido.
-
Las moléculas están muy unidas y casi no hay espacios intermoleculares. El movimiento molecular es escaso. Prevalecen las fuerzas de cohesión o atracción. Los cuerpos en este estado tienen una forma definida. El volumen es constante.
Líquido.
-
Las moléculas están más separadas que en el estado sólido. Hay más espacios intermoleculares y las moléculas pueden moverse más fácilmente. Los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene. Las fuerzas de cohesión son similares a las fuerzas de repulsión. Tienen volumen definido (no aumenta ni disminuye).
Gaseoso.
-
Las moléculas de los gases están más muy separadas. Tienen espacios intermoleculares grandes. Los gases adoptan la forma del recipiente donde están. Tienen un volumen indefinido. Predominan las fuerzas de repulsión o expansión.
Se conocen otros estados de la materia, como el llamado de plasma. Plasma.
- Estado de la materia que se caracteriza por haber sido acelerados los electrones de un gas hasta separarse de los átomos, por ejemplo la materia que se encuentra en el interior de sol, estrellas. Por ejm. en el sol debido a la enorme temperatura (millones de grados centígrados), no existen moléculas ni átomos completos porque se han disgregado en partículas menores que brillan, por tener gran cantidad de energía.
gaseoso
líquido
sólido
plasma
Cambios de estados de la materia y factores que intervienen en dichos cambios
Los factores que determinan los cambios de estado son: - La elevación o disminución de la temperatura y presión. -
La tensión de vapor de un cuerpo.
-
El estado de cohesión o agregación molecular.
-
La composición química de las sustancias.
CONSTITUCION DE LA MATERIA
Todos los cuerpos están formados por materia, y ésta a su vez constituido de átomos, moléculas y iones.
Por ejemplo: Un pedazo de tiza (cuerpo), presenta partículas de tiza visibles (polvo), éstas contienen moléculas de CaSO 4.2H2O, las mismas que contienen átomos de Ca, S, O, H y cada uno de estos átomos contiene partículas subatómicas como protones, neutrones, electrones, etc. • Moléculas: Son porciones de materia invisibles a simple vista, conservan las propiedades de la materia que forma parte. - Se encuentran libres en la naturaleza. Por ejm. Al colocar azúcar en agua las partículas desaparecen a simple vista pero su sabor dulce nos indica que sus moléculas mantienen sus propiedades. - La molécula se forma de la unión de 2 o más átomos. Se clasifican en: - Moléculas diatómicas Clases de moléculas - Moléculas triatómicas - Moléculas poliatómicas
•
-
- Iguales (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br 2, I2) - Diferentes (CaO, NaCl, CO) - Iguales (O 3) - Diferentes (H2O, CO2) - Iguales (P4, As4, S8) - Diferentes (C6H12O6, ADN, proteínas, etc.)
Atomo: Son partículas invisibles muy pequeñas que forman las sustancias.
No se encuentran libres en la naturaleza.
El átomo es considerado como la unidad compleja de la materia. Teóricamente los compuestos se representan por medio de fórmulas que indica moléculas. Ejm: H2O (molécula de agua), CO2 (molécula de anhídrido carbónico), NH3 (molécula de amoníaco). Y los elementos se representan por medio de símbolos que indican átomos. Ejm: Na (átomo de sodio), Fe (átomo de hierro), Ca (átomo de calcio) -
ENERGIA
Es la capacidad de un cuerpo para producir un trabajo. En Química se puede considerar como la capacidad para producir un cambio en la materia. Existen diversos sistemas de medida del trabajo y energía como son: - Sistema CGS en ergios (g.cm 2/s2) - Sistema MKS o SI en Joule (J) (Kg.m2/s2) - Sistema Inglés en BTU (unidades térmicas británicas) - Sistema CGS la unidad de calor en calorías (cal) 1 ergio = 10 -7 J
1Kcal = 1000 cal
1 BTU = 252 cal
1 cal = 4,184 J
- BTU, es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de 1 lb de agua en 1°F •
Trabajo: Es la acción de la fuerza sobre los cuerpos (materia). Matemáticamente se expresa: W = trabajo F = fuerza W=Fxd d = distancia CLASES DE ENERGIA
a) Energía potencial.- Es la energía almacenada, quieta o retenida. Ejm: El agua retenida en una
represa, un tanque de gasolina, la energía almacenada en una pila, músculos, etc. Matemáticamente se expresa: m = masa 2 Ep = m.g.h h = alturag = fuerza de gravedad terrestre (9,8m/s ) b) Energía cinética.- Es la energía en movimiento.
Ejm: Un carro en movimiento, un río
movimiento, el caminar, etc. Matemáticamente se expresa:
Hay otros tipos de energía como son:
Ec = 1 mv 2
m = masa v = velocidad
c) Energía eléctrica.-
Está en función de un flujo o corriente de electrones. La unidad de medida
es el voltio. Es la energía que presenta la materia en función al calor o temperatura. Se la mide en calorías. Energía química.- Es la contiene toda la materia. Ejm: el petróleo. Energía Nuclear.- Es la energía que tienen los núcleos de los átomos. Se la obtiene rompiendo los núcleos atómicos mediante los procesos de fisión y fusión nuclear. Energía luminosa.- Está en función de la luz. Su unidad de medida es el fotón y en el Sistema Internacional (S.I) es la candela. Energía sonora.- Está en función del ruido. Se la mide en decibeles.
d) Energía térmica o calorífica.e) f) g) h)
TRANSFORMACIONES DE LA ENERGÍA
Una forma de energía puede transformarse en otros tipos de energía. Ejm: El agua contenida en una represa (energía potencial), si se deja correr el dicha agua (energía cinética), al caer el agua sobre las máquinas produce el movimiento del generador (energía mecánica), al producir electricidad por medio del transformador (energía eléctrica), ésta al ser conducida a los hogares se transforma en energía luminosa, calorífica, sonora, al prender un televisor, etc.
MATERIA Y ENERGIA
A la materia no se la puede estudiar aisladamente sin tomar en cuenta a la energía ya que todo proceso físico o químico lleva implícita una transformación energética. Por lo tanto la materia y energía son interconvertibles ya que muchas transformaciones de la materia producen energía y otras formas de energía provocan transformaciones de la materia. Ejm: como una pila produce electricidad, un madero al quemar produce calor, cocer los alimentos, etc. A partir de estos principios se formuló la “La ley de la conservación de la masa” emitida por Antoine Lavoissier (francés). Y posteriormente la “Ley de la conservación de la energía”. Los científicos han unido las dos leyes anteriores en una sola que es la ley de la conservación de la materia y energía que dice “La materia y la energía no se crea ni se destruye solo se transforma” , es decir que la cantidad total de la materia y energía que existe en el universo es constante ya que solamente hay transformaciones entre ellas. “ la materia y la energía no se crea ni se destruye solo se transforma”
En los cambios químicos ordinarios, no se producen variaciones apreciables en la cantidad de materia que interviene, por lo que en una reacción química la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos ya que la clase y el número de átomos de las sustancias que reaccionan es igual al de las sustancias producidas. En muchas reacciones químicas donde existe cierta variación entre la masa de los reactivos con la de los productos se debe a que en muchos procesos químicos se produce la liberación de energía. 2Mg + O2
→
2MgO + Energía lumínica
Este criterio de la ley de la conservación de la materia y energía fue difundido por el físico alemán Albert Einstein (1875-1955) quién demostró por primera vez que la materia y la energía son de la misma esencia ya que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra forma de energía y que la energía puede ser convertida en materia, como en las explosiones nucleares. Esto lo demostró Einstein a través de su famosa ecuación: E = m x c2 E = energía en ergios (ergios = g.cm 2/s2) m = masa en g. c = velocidad de la luz en el vacío (3x10 10 cm/s) 1.- Qué energía producirá cuando se convierte 1 g de materia en energía. Datos:
m=1g
E = m x c2
E=X
E = 1g (300000 Km/s) 2 E = 1g (300000000 m/s) 2 E = 1g (30000000000 cm/s) 2 E = 1g (3x10 10 cm/s)2 E = 1g (9x10 20 cm2/s2) E = 9x1020 g.cm2/s2 ≈ ergios
Con esta cantidad de energía calorífica se puede evaporar 30´000.000 de litros de agua.
ESTRUCTURA ATOMICA
Varios siglos A.C. muchos sabios estudiaron la estructura de la materia, entre ellos Demócrito en el siglo V expresó la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy pequeñas e indivisible que los llamo átomos (a=sin, tomo=división) que significa indestructible e indivisible, aunque esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, como Platón y Aristóteles. Teoría atómica de Dalton
En el año de 1808 el químico, matemático y filósofo Inglés John Dalton fue el primero quien propuso la denominada teoría atómica, que tenía ya una base científica y que constituye el primer estudio serio acerca de la estructura de la materia. Su teoría atómica se basa en los siguientes principios. - Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas átomos. - Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre en forma, tamaño, masa y estructura. -
Los átomos de diferentes elementos son diferentes.
Los átomos de diferentes elementos se combinan químicamente para formar compuestos. De la teoría atómica de Dalton en la actualidad se aceptan todos los principios a excepción del principio que los átomos de un mismo elementos son iguales en forma, tamaño, masa y propiedades. Actualmente se conocen átomos de un mismo elemento que difieren por su masa y algunas otras propiedades (isótopos). -
Tampoco se acepta el principio de que el átomo es indivisible, ya que hoy en día conocemos que al átomo si se lo puede dividir por medio de la fisión y fusión nuclear. a) Fisión nuclear.- Es la ruptura de un átomo pesado para obtener 2 átomos livianos,
aproximadamente iguales en masa intermedia. Ejm: 235 U + 1n → 236U → 137Te + 97Zr + 21n 92
0
92
52
40
0
∆E ≈
1010 kcal
con neutrones
Se bombardea con partículas subatómicas llamadas neutrones que con inmensa velocidad impactan y rompen a los núcleos de los átomos de uranio, produciéndose la reacción en cadena liberación de energía. Este proceso se aplica en las bombas atómicas y reactores nucleares.
átomo de uranio 235
Absorción de neutrones
b) Fusión atómica.- Significa aglomerar átomos livianos para obtener otro más pesados. Ejm: millones de ºC
1 1
H + 3H
hidrógeno
12
tritio
→
4
He + Energía helio
Este proceso de la fusión atómica ocurre en la bomba de hidrógeno, en el sol y las estrellas con liberación de energía.
fisión atómica
fusión atómica
MODELOS ATÓMICOS
Un modelo atómico es la representación teórica del átomo que trata de explicar su estructura. Estos modelos atómicos han sido dados a conocer a través de la historia por científicos, como Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, etc. Dichos modelos han permitido llegar a establecer el modelo actual del átomo. -
+
-
-
Thomson
Rutherford
Bohr
Sommerfeld
MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO
El modelo actual del átomo se basa en los estudios de la mecánica cuántica. De acuerdo a los científicos el átomo no tiene forma definida, mas bien parece una nube cósmica que varía constantemente de forma. Este modelo atómico es el que nos permite estudiar y conocer las diferentes partes constitutivas del átomo.
Partes del átomo
El átomo es la partícula más pequeña, que conserva las propiedades del elemento al que pertenece. El átomo es un conjunto de corpúsculos subatómicos que tienen masa y carga eléctrica específica. Está formado por núcleo y envoltura. Las principales partículas subatómicas del núcleo son: protones y neutrones y de la envoltura es el electrón que se encuentra girando a altas velocidades alrededor del núcleo. Partículas fundamentales del átomo
Partícula Envoltura Electrón Núcleo Protón Neutrón
Carga eléctrica -1 +1 0
Masa en uma Masa en g. Representación -28 0,00055 9,10939x10 e1,00728 1,67262x10 -24 p+ 1,00867 1,67493x10 -24 n°
Núcleo del átomo
Es la parte central del átomo donde se encuentra casi la totalidad de la masa del átomo, aproximadamente el 99,9%. El radio del núcleo es unas 100000 veces menor que el radio del átomo, esto quiere decir que el átomo es prácticamente hueco. En la naturaleza predominan 4 fuerzas básicas (fuerza gravitatoria conocida como gravedad, fuerza electromagnética, fuerza nuclear débil y fuerza nuclear fuerte). En la formación del núcleo interviene la fuerza nuclear fuerte que mantiene a los quarks unidos en el protón y el neutrón y a los protones y neutrones juntos en los núcleos de los átomos.
En el núcleo se han encontrado más de 40 partículas subatómicas, como son los protones, neutrones, positrones (antipartícula del electrón), mesones, neutrinos, muones, bariones, piones, gluones, rayos alfa, beta, gama, etc. de las cuales unas son estables y otras son inestables. Actualmente se conoce que cada protón y neutrón están formados por 3 quarks cada uno. Las propiedades químicas de un elemento está determinado, principalmente por los protones y electrones, los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales. - Protón.- Es 1840 veces mayor que la masa del electrón y son partículas subatómicas de carga eléctrica positiva, de masa 1,00728 uma. Se representan con el símbolo p +. La cantidad de protones es propia y característica de cada elemento químico. Por ejm: H = 1p+ He = 2 p+ Li = 3 p+
-
Be = 4 p + B = 5 p+ O = 8 p+
Neutrones.- Fueron descubiertos por el físico británico James Chadwick en 1935 y son
partículas subatómicas que no tienen carga (neutro), de masa 1,00867 uma. Se representa con el símbolo no.
Propiedades que dependen del núcleo del átomo
De la estructura del núcleo dependen muchas propiedades que son: a) b) c) d) e)
Número atómico Número de masa Masa atómica o Peso atómico Isótopos Radiactividad
a) Número atómico.- Es un número que indica la cantidad de protones (cargas positivas) que tiene
el núcleo del átomo. Se lo representa con la letra Z. Todo átomo en estado basal o en estado fundamental de energía (es decir cuando los átomos no están combinados o están en estado libre) son eléctricamente neutros es decir que tienen igual número de cargas positivas y negativas. Por lo tanto el número atómico también nos indica:
-
Cantidad de protones (cargas positivas) en el núcleo
-
Cantidad de electrones (cargas negativas) en la envoltura
Ejemplos: Z = 20
20
Ca = calcio
H = hidrógeno
1
Z=1
p = 20 e- = 20 +
b) Número de masa.-
p+ = 1 e- = 1
Es un número que indica la masa del núcleo atómico y se lo representa con
la letra A. La masa del núcleo atómico representa casi la totalidad de la masa del átomo, ya que la masa del electrón es mínima. El número de masa se lo puede obtener aproximando al entero inmediato el peso atómico o masa atómica. El número de masa está dado por la suma de protones y neutrones. Por lo tanto:
A=Z + N
Ejercicios: Atomos
Z
A = número de masa Z = número de protones N = número de neutrones N
C (carbono) 6 6 Cl (cloro) 17 18 P (fósforo) 15 16 H (hidrógeno) 1 0 65 1) Indicar toda la información del átomo Zn (cinc). A = 65 Z = 30 A N = 35 X = 65Zn Z 30 e- = 30 p+ = 30
A
Masa atómica
12 uma 35 uma 31 uma 1 uma
12,00 uma 35,45 uma 30,97 uma 1,008 uma
La masa atómica o llamado también peso atómico es la masa de un átomo o peso promedio de los isótopos que forman el elemento químico. La masa atómica se lo puede considerar de 2 maneras, como:
c) Masa atómica.-
-
Masa atómica absoluta.- Es la masa real de un átomo. Por ejm. La masa absoluta de un átomo
de H es de 1,66x10 -24 g., una cantidad muy pequeña y difícil de manejar, por lo cual es más conveniente expresar los pesos atómicos en números relativos a lo cual se lo llama peso atómico relativo.
-
Masa atómica relativa.- Es la masa de un átomo comparado con la masa del átomo de
C
12
tomado como unidad. Las masas atómicas relativas se expresan en una unidad atómica que es la UMA (unidad de masa atómica). UMA: La uma es una masa exactamente igual a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
El átomo de 12C es un isótopo del carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones por lo que tiene una masa atomica relativa de 12 uma (unidades de masa atómica) y se lo ha tomado como patrón para obtener las masas atómicas de los átomos del resto de elementos. A partir de esto se estableció cuantos son más livianos o más pesados los átomos del resto de elementos. Ejemplo: Aproximadamente El átomo de 12C es 3 veces más pesado que el átomo de He 3
El átomo de 12C es 4 veces menos pesado que el átomo de Ti
He = 12 = 4 uma
Ti = 12 x 4 = 48 uma
C = 12 uma 4 He = 4 uma
12
12
48
C = 12 uma Ti = 48 uma
La equivalencia entre peso relativo (en uma) y el peso real (en gramos) de un átomo se puede calcular de la siguiente manera:
1 uma de 12C
1g = 1,661x10-24 g 6,022x1023 uma
1 uma = 1,661x10 -24 g
De esto tenemos que el peso relativo del H de 1 uma tiene un peso real de 1,661x10-24 g Para realizar los cálculos de las masas atómicos y masas moleculares se expresa en gramos. Concepto de Mol.- El mol es una de las siete unidades del Sistema Internacional de unidades (SI) y
es la cantidad de una sustancia que contiene tantos átomos, moléculas u otras partículas como átomos hay en 12 g del isótopo de 12C (ésta cantidad es 6,022x10 23 unidades químicas que pueden ser átomos, moléculas, electrones, iones, etc).
-
Masa atómica gramo.- Es la masa atómica relativa de un elemento expresado en gramos y
equivale a un 1 átomo-gramo (at-g) o 1mol de átomos del elemento. ejm: Na = 23 g S = 32 g P = 31 g
1 mol ≅ 1 at-g 1 mol ≅ 1 at-g 1 ml ≅ 1 at-g
Número de Avogadro.- Es una constante física que representa al número de átomos que existen en
12 g del isótopo del 12C o 1 mol de sustancia y es igual a 6,022x10 23 (sirve para calcular el número de átomos, moléculas, iones, cationes, aniones y electrones perdidos o ganados). De esto tenemos que: 1 mol de átomos ≅ 1 at-g de una sustancia (elemento) y contiene 6,022x10 23 átomos de dicha sustancia.
1 mol de átomos de un elemento
1mol Na 1mol P 1mol O 2 mol O 2 3 mol O 3
equivale → 1 at-g de dicho
elemento
→ → → → →
1 at-g Na 1 at-g P 1 at-g O 2 at-g O 2 3 at-g O 3
→
Masa o Peso atómico en g del elemento → → → → →
23 g 31 g 16 g 32 g 48 g
contiene → 6,022x1023 átomos
→ → → → →
6,022x1023 átomos 6,022x1023 átomos 6,022x1023 átomos 1,2x1024 átomos 1,8x1024 átomos
Ejercicios.
1.- Cuántos átomos se encuentran en 336 at-g de aluminio. 336 at-g Al 6,022x10 23 átomos = 2,02x10 26 átomos de Al 1 at-g 2.- Cuántos moles de átomos están contenidos en 5g de sodio. 5 g de Na
-
1 mol 23 g
= 0,217 mol de Na
Masa molecular gramo.- Es la masa molecular en gramos de 1 mol de moléculas de la misma
sustancia y se calcula sumando las masas atómicas de cada una de los elementos. Ejemplos:
Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)
H 2SO4 (ácido sulfúrico)
NH3 (amoníaco)
Ca = 40 x 1 = 40 g O = 16 x 2 = 32 g H= 1x2= 2g
H = 1x 2= 2g S = 32 x 1 = 32 g O = 16 x 4 = 64 g
N = 14 x 1 = 14 g H=1x3 = 3g 17g/mol
74 g
98 g/mol
Hoy en día el mol es la unidad de medida de la materia. En 1 mol de moléculas de cualquier sustancia hay 6,022x10 23 moléculas. equivale contiene 1 mol de moléculas → Masa o Peso molecular → 6,022x1023 moléculas
de una sustancia
1 mol H 2O 1 mol NH 3 1 mol CO2 2 mol 2CO 2 3 mol 3CO 2
de dicha sustancia
→ → → → →
18 g 17 g 44 g 88 g 132 g
→ → → → →
6,022x1023 moléculas 6,022x1023 moléculas 6,022x1023 moléculas 1,2x1024 moléculas 1,8x1024 moléculas
Ejercicios:
1.- Cuántas moléculas se encuentran en 2,7 g de metano CH 4 2,7 g CH 4 6,022x1023 moléculas = 1,02x10 23 moléculas de CH 4 16 g 2.- Cuántas moles equivale a 0,3 g de ácidos sulfúrico H 2SO4 0,3 g CH4 1 mol = 3,06x10-3 moles de H 2SO4 98 g
Son átomos de un mismo elemento químico que posee el mismo número atómico, pero con diferente número de masa y diferente número de neutrones. De esto tenemos que el número atómico (Z) determina las propiedades físicas y químicas de un elemento químico. La mayoría de los elementos químicos son una mezcla de isótopos. Hay isótopos que son naturales y artificiales (se obtienen por reacciones nucleares). Por ejemplo del uranio se conocen 14 isótopos. La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas atómicas de los isótopos que lo forman. • Los isótopos naturales son escasos, la mayoría son estables y pocos son inestables (radioactivos). • Los isótopos artificiales son obtenidos por las reacciones nucleares, son escasos y la mayoría son radioactivos (se desintegran con rapidez). Entre algunos isótopos tenemos los siguientes: d) Isótopos.-
* Del elemento hidrógeno se conocen 3 isótopos que son: Isótopos del elemento hidrógeno
H
1
H
H
2
3
Por cada 69000 Protios hay 1 Deuterio y por cada 10´000.000 Protios hay 1 Tritio. * El carbono natural también es una mezcla de 3 isótopos.
Isótopos del elemento carbono
C estable 12
C estable 13
C inestable (radactivo) 14
El peso atómico promedio o masa atómica media de un elemento se calcula a partir de los pesos de los isótopos de ese elemento, considerando la abundancia relativa de ese isótopo. Se puede emplear la siguiente relación matemática: Peso atómico de un elemento = P 1X1 + P2X2 +........+ PnXn 100 donde: P1,2,...n = peso de los isótopos 1,2,...n X1,2,...n = abundancia relativa del isótopo en % Ejercicio:
1.- El peso atómico del cloro, si se conoce que está formado de 2 isótopos: 35Cl y 37Cl cuyas masas atómicas son: 34,96885 uma, 36,96590 uma y una abundancia de 75,53% y 24,47% respectivamente. Datos:
35Cl = 34,96885 uma → 75,53% Peso atómico del Cl = P 1X1 + P2X2 37Cl = 36,96590 → 24,47% 100 Peso at. Cl = X Peso at. Cl = (34,96885 uma) (75,53) + (36,96590 uma) (24,47) 100 Peso at. Cl = 2641,197 uma + 904,556 uma 100 Peso at. Cl = 3545,75 uma
100 Peso at. Cl = 35,46 uma Radiactividad.- En 1895 el físico alemán Wilhelm Roentgen observó que los rayos catódicos que
incidían sobre el vidrio y los metales emitían unos rayos (muy energéticos) desconocidos. Estos eran capaces de atravesar la materia que obscurecían las placas fotográficas, incluso cubiertos producían fluorescencia en algunas sustancias. Roentgen les dio el nombre de rayos X por su naturaleza desconocida. En 1896 el físico francés Henri Becquerel estudio la fluorescencia y descubrió que algunas sustancias que no habían sido previamente excitados emitían rayos que atravesaban ciertos materiales opacos a la luz ordinaria. Estos rayos emiten ciertos compuestos del uranio, torio, radio, polonio, etc. Luego Marie Curie química y física nacida en Polonia y estudiante de Becquerel sugirió el término radiactividad que es la emisión espontánea de partículas y radiaciones de diferente tipo por parte de una sustancia. Los rayos emitidos por estas sustancias radiactivas están constituídas por 3 tipos de radiaciones que son: alfa, beta y gama. Los rayos alfa se componen de partículas con carga positiva, beta de partículas con carga negativa y gama que son radiación electromagnética de alta energía, similar a los rayos X. Estos rayos tienen distinto poder de penetración y poseen grandes energías al ser emitidos desde un átomo radiactivo y las partículas se las puede utilizar como fuente de proyectiles de dimensión atómica. Nombre Rayos Alfa ( α ) Rayos Beta ( β ) Rayos Gama ( γ )
Carga eléctrica Masa en uma Identificación +2 4,0026 Núcleo atómico de helio -1 1/1836 Electrón 0 0 Radiación electromagnética de alta energía
Envoltura del átomo
La envoltura del átomo es la parte externa del átomo que rodea al núcleo, donde se encuentran girando los electrones. El átomo en estado basal es neutro ya que el número de electrones es igual al número de protones. Descubrimiento del electrón
En 1874, Stoney sugirió que la electricidad existe en unidades discretas asociadas con los átomos y empleó la palabra electrón para describir las unidades de carga eléctrica que se hallan en movimiento (corriente), pero en 1879 se encontró la evidencia experimental de que los electrones existen como partículas de la materia y con determinadas propiedades. Esto fue posible mediante el estudio de descargas eléctricas en tubos de vidrio parcialmente evacuados. Por el siglo XVIII en 1879 Sir William Crookes fue el primero que realizó experimentos usando un simple tubo de descarga o tubos de Crookes, que consta de un tubo de vidrio alargado circular con dos electrodos a sus extremos (piezas de metal), conectados a las terminales + (ánodo) y – (cátodo) de una fuente de alto voltaje. Cuando se deja pasar alto voltaje de corriente eléctrica en un tubo que contiene aire se ve un haz de luz. Si en ves de aire se introduce otros gases la luz toma diferentes colores según el gas. La luz es producida por rayos que se propagan en línea recta, debido que salen del cátodo hacia el ánodo se los denomina rayos catódicos . Debido a que los rayos son atraídos hacia el ánodo (+) se determinó que el rayo tienen carga eléctrica negativa. Luego Milikan entre 1908 y 1917 realizó algunos experimentos para medir la carga del electrón y demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma (negativa). Estos rayos catódicos están formados partículas diminutas llamadas electrones que tienen masa, carga eléctrica -, alta energía mecánica y se desplazan en línea recta del cátodo hacia el ánodo, producen la ionización de los gases que se encuentran en el interior del tubo y se desvían en presencia de un imán.
- Electrón.- Fue descubierta por Joseph John Thomson en 1906. Es una partícula con carga
eléctrica negativa y masa insignificante. Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo a una velocidad de 300.000 Km/s. Toda partícula en movimiento pierde energía por lo tanto el electrón en algún momento debería chocar contra el núcleo debido a la pérdida de energía y por atracción eléctrica (de acuerdo a la Física clásica), pero esto no sucede ya que el electrón tiene la dualidad de ser partícula y onda. Por lo tanto al electrón se lo estudia como partícula y como energía radiante (luz). Para lo cual es necesario tener ideas básicas de lo que es la luz. NATURALEZA DE LA LUZ
Maxwell propuso que la luz es un tipo de energía radiante de naturaleza electromagnética, es decir para que haya propagación de la luz se requiere de un campo eléctrico y un campo magnético. La luz se desplaza a través de esos 2 campos por medio de ondas. Onda.- Es una perturbación que ocurre en un medio físico por medio de la cual se trasmite la
energía y se presenta de la siguiente forma. y campo eléctrico
campo magnético λ (lambda)
Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, sonido, de la luz, etc. En una onda se distingue lo siguiente: -
Longitud de onda (lambda ).- Es la distancia que hay desde la cresta de una onda y la cresta
de otra onda continua, se la mide en m, cm o Å. - Amplitud de onda.- Es la distancia vertical que hay de la línea media de la onda a la cresta, se la mide en cm o Å. La amplitud está relacionada con la intensidad de ondas luminosas. - Cresta de una onda.- Es el punto máximo que alcanza una onda. - Frecuencia (V).- Es el número de ondas que pasan por un mismo punto en un segundo, se mide en hertz (Hz) o ciclos/s. - Velocidad (v).- La velocidad depende del tipo de onda y del medio por el que se propaga (ya sea agua, aire o vacío) Si a un punto llegan 2 ondas se puede producir los fenómenos de interferencia o refuerzo según coincidan o no sus crestas como se indica a continuación. Refuerzo (ondas en fase)
Interferencia (ondas desfasadas)
De acuerdo a esto se ha establecido que: C=Vxλ
Despejando tenemos:
C = velocidad de la onda v = frecuencia λ = longitud de onda y
V= C λ
λ=
C v
“A menor longitud de onda mayor es la frecuencia y a mayor longitud de onda es menor la frecuencia”. 1 cm = 1x10 8 Ǻ 1 m = 1x109 nm Nota: Si es onda de luz, ésta viaja a 300.000 km/s o 3x10 10 cm/s en el vacío. Ejercicios:
1.- Una onda lumínica tiene una longitud de onda de 4x10 -5 cm. ¿ Cuál es su frecuencia ? Datos:
V=? λ = 4x10-5 cm
V= C λ
V = 3x1010cm/s 4x10-5 cm
V = 7,5x1014 ciclos/s o Hz 2.- ¿ Calcule la velocidad de una onda cuya longitud de onda son 17,4 cm y 87,4 Hz respectivamente ?. Datos:
C=? λ = 17,4 cm V = 87,4 Hz
C = λx V C = 17,4 cm x 87,4 s -1 C = 1,52x103 cm/s
Espectro electromagnético
En 1873 James Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas. Todos los objetos radioactivos o no emiten radiación electromagnética de los cuales se obtienen espectros electromagnéticos. El espectro electromagnético está constituido por ondas cuya longitud de onda varía entre 10-8 cm hasta muchos km. La luz visible es apenas una pequeña región del espectro, que comprende entre 4000 a 7000 Å de longitud de onda, estas ondas no son perjudiciales para los seres vivos. torres eléctricas
computadoras
KHz
celulares microondas rad.infrarroja rayos ultravioletas luz visible
MHz
radiación no ionizante
rayos X
GHz
rayos gama
aumento de la frecuencia radiación ionizante
La radiación ionizante contiene toda la radiación producida por los núcleos inestables durante la desintegración y las reacciones nucleares que ocurren en el espacio exterior. Es la de mayor energía y es letal. Esta energía hace que los electrones sean expulsados de las moléculas, creando fragmentos de moléculas que pueden producir daños graves a los seres vivos. La radiación no ionizante tiene energía más baja. Esta forma de radiación transfiere su energía a la materia excitando a las moléculas, las cuales vibran o hace que los electrones pasen a
niveles más elevados de energía, en ocasiones ocurren reacciones químicas. La exposición excesiva de esta energía puede ser perjudicial. La diferencia entre la radiación ionizante y no ionizante es algo así como ser golpeado por una pelota y por una bala. Espectro continuo de la luz
El arco iris es un fenómeno natural que se presenta cuando la luz solar incide en las diminutas gotas de agua suspendidas en la atmósfera. Esta luz se refracta descomponiéndose en 6 colores del arco iris: rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul y violeta. Para descomponer la luz blanca en el laboratorio se utiliza el espectroscopio que es un aparato que descompone la luz de los átomos de cada elemento en sus componentes. Para lo cual se coloca un foco que emite ondas lumínicas que pasan por un orificio en una pared y en lugar de lluvia se coloca un prisma de vidrio bien pulido y allí hacemos incidir las ondas.
Estas ondas lumínicas se refractan y salen al aire y sí colocamos una pantalla obscura se observa una gama de colores que constituyen el espectro visible. Si se realiza lo mismo, pero con un gas como el hidrógeno se observa un espectro discontinuo que está formado de una serie de rayas de rayos cuya complejidad depende del número de electrones que tenga el átomo. Por ejm. La luz que se observa en el átomo de hidrógeno es la combinación de los colores emitidos en el espectro visible, El espectro atómico del hidrógeno es el más sencillo se observa en la región visible varios rayas como son una roja, una verde y varias azules y violetas, en cambio en la región invisible hay otras líneas en el infrarrojo y ultravioleta. espectro de absorción del hidrógeno
espectro de emisión del hidrógeno
espectro de absorción del neón
espectro de emisión del neón
TEORIA CUANTICA
El átomo está formado por el núcleo que contiene protones, neutrones y de envoltura con electrones que se mueven alrededor del núcleo. Solo esta descripción no explica en forma detallada las propiedades del átomo. Es así que los científicos desarrollaron una nueva rama de la Física, a la que la llamaron teoría cuántica, la misma que permite explicar el comportamiento de éstas partículas. La teoría cuántica permite predecir y entender el crucial papel que desempeñan los electrones en la Química. Hacia fines del siglo XIX se produjeron una serie de descubrimientos que no podían ser interpretados por la Física Clásica, como: los rayos X, la radiactividad, la radiación de cuerpos negros. Estos fenómenos no podían ser explicados debido a que las propiedades de los átomos y moléculas no están gobernadas por las leyes físicas que se aplican a los objetos más grandes (que están a escala humana). En el año de 1900 se inició una nueva era con el físico alemán Max Planck, quien recibió el premio Nobel en 1918 por su teoría cuántica. Analizando datos de la radiación emitida por sólidos calentados a distintas temperaturas, Max Planck encontró que los átomos y moléculas emitían energía sólo en forma de porciones o paquetes de energía (cuantos o quantum). La teoría cuántica se basa en los siguientes fenómenos: a) Espectros atómicos b) Radiación de cuerpos negros c) Efecto fotoeléctrico a) Espectros atómicos
Los átomos en estado basal o fundamental de energía no emiten luz, en cambio cuando se encuentra en estado de excitación emite luz. Para que un átomo se excite es necesario proporcionarle cualquier tipo de energía. Los átomos excitados producen un espectro característico que es como la huella dactilar en los humanos, ya que cada átomo tiene su espectro característico, no hay 2 átomos de diferente elemento químico que tengan el mismo espectro, como por ejm: los átomo de sodio excitados dan color amarillo, el flúor blanco, magnesio blanco brillante, cloro verde, azufre morado, litio roja, potasio violeta, calcio rojo ladrillo, etc. Clases de espectros
El científico Bohr (premio Nobel 1922) al estudiar los espectros de los átomos determinó la existencia de zonas delimitadas en la envoltura a las que las llamó niveles de energía. Bohr manifiesta que los átomos en estado basal, normal de energía o en estado de excitación pueden tener de 1 hasta N niveles de energía. Actualmente se conocen 7 niveles de energía. K L M N O P Q
niveles de energía
p+ nº
1
2
3
4
5
6
7
aumento de energía
La energía se incrementa del nivel más interno al más externo, siendo el nivel 7 el de mayor energía. Bohr también determinó que los electrones no están confinados en un solo nivel de energía, sino que pueden pasar de un nivel inferior uno superior o viceversa. Para lo cual el electrón requiere absorber una cantidad determinada de energía para saltar a una órbita superior, pero como la situación no es estable, éste termina cayendo a su órbita original (de menor energía) y emite la energía sobrante en forma de luz (espectro de absorción y emisión). Los espectros pueden ser de 2 tipos: espectro de absorción y espectro de emisión. Se produce cuando un átomo absorbe luz de una cierta longitud de onda, en donde la luz excita al electrón, saltando el e - de un nivel bajo a uno más alto.
1. Espectro de absorción.-
La longitud de onda de la luz absorbida o emitida es exactamente igual a la diferencia de energía entre los dos niveles. Son luces de colores con brillo que se presentan cuando 1 o más electrones pasan de un nivel de mayor energía a uno de menor energía. La diferencia de energía entre estos niveles se emite en forma de luz.
2. Espectro de emisión.-
espectro de absorción
e
p+ nº 1
-
2
e
espectro de emisión
-
3
e4
5
6
e7
Al estudiar los espectros Max Plack manifiesta que no se trata de un espectro continuo sino que los átomos absorben o emiten luz en forma de partículas discontinuas a cuales las denominó cuantos o quantum de energía, 5 años más tarde en 1905 Albert Einstein dijo que un rayo de luz es un torrente de partículas (llamados fotones). La teoría cuántica considera la existencia de estos paquetes o partículas de energía llamados cuantos cuyo valor depende de la frecuencia, por lo que es una teoría atómica para la energía. Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda, solamente lo hace en aquellas longitudes de onda de las que está “provisto”. Esas longitudes de onda sirven para caracterizar a cada elemento. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”. Coinciden por tanto, las bandas del espectro en las que emite radiación con los huecos o líneas negras del espectro de absorción de la radiación, como si un espectro fuera el negativo del otro. * Cuanto de energía: Es la porción de energía que un electrón absorbe o emite en forma de paquetes o partículas discontinuas para trasladarse de un nivel a otro. Así tenemos que para saltar de un nivel de menor a uno de mayor energía el electrón absorbe un cuanto de energía y de igual manera para saltar de un nivel de mayor a uno de menor energía. Un cuerpo solo puede absorber o emitir un número entero de cuantos. La energía de un fotón, E, es proporcional a la frecuencia de la radiación. Eαv E = una constante x v E=h.v E=h.c λ
como: v = c/λ
Max Planck en sus trabajos establece una constante que sirve para calcular la cantidad de energía de un cuanto. E = energía en ergios (erg) h = constante de Max Planck (6,63x10 -27 erg.s) c = velocidad de la luz en el vacío λ = Longitud de onda
E=h.c λ
1 Joul (J) = 1x10 7 ergios Ejercicios:
1. ¿ Cuál es la energía de un cuanto de emisión, si su longitud de onda es de 0,4 Å ?. Datos:
E=? λ = 0,4 Å
E=h.c λ
E = 6,63x10 -27 erg.s x 3x10 10 cm/s 4x10-9 cm
0,4 Ǻ 1 cm = 4x10 -9 cm 1x108 Å
E = 4,97x10 -8 erg b) Radiación de cuerpos negros:
Se acostumbra a llamar “cuerpo negro” al cuerpo ideal que absorbe todas las longitudes de onda y, por consiguiente, emite radiación también a todas las longitudes de onda. Por lo que un cuerpo ngro sería un emisor perfecto de radiación, aunque en la realidad no existen cuerpos que absorben o emiten radiación de una manera perfecta. A una determinada temperatura emite una cantidad definida de energía por cada longitud de onda. La mayoría de sólidos incandescentes se los considera como cuerpos negros. Los cuerpos negros que tienen una mayor temperatura, mayor es la cantidad de energía emitida a longitudes de ondas más cortas. c) Efecto fotoeléctrico:
El efecto fotoeléctrico es un fenómeno que consiste en la emisión de electrones de un metal cuando sobre el incide luz, la cual provoca que los electrones sean arrancados del metal. En este fenómeno los electrones del metal para removerlos se requiere luz de frecuencia muy alta (alta energía) para poder liberarlos. En 1905 Albert Einstein, mediante la teoría cuántica pudo explicar dicho fenómeno de la siguiente manera:
(ión)
130 Kev – 33 Kev = 97 Kev
Un ejemplo del efecto fotoeléctrico, tenemos el siguiente: Un fotón de 130 KeV, se aproxima a un átomo y choca contra un electrón, que tiene una fuerza de enlace de 33 KeV. El electrón es despedido del átomo y se convierte en un ion negativo. El átomo al cual se le quitó el electrón, es ahora un ion positivo. Los dos iones forman un par de iones. El fotón desaparece y éste es absorbido completamente. Pero, ¿qué le sucede al resto de la energía del fotón, la diferencia entre su energía inicial de 130 KeV y la de 33 KeV que es usada para eliminar la fuerza de enlace del electrón?. El exceso de energía es entregada al electrón despedido en forma de energía "cinética", o velocidad. En nuestro ejemplo particular; el electrón despedido tendrá una energía cinética de 97 KeV, lo que significa que se estará moviendo a una velocidad razonable. Toda la energía del fotón ha sido usada hasta ahora, y el fotón deja de existir. Recuerde que un fotón no es una partícula, sin embargo éste actúa como tal. Cuando la energía es usada, no queda nada. La luz que incide sobre la placa metálica está formada de cuantos de luz o fotones. El número de electrones liberados. Es proporcional a la intensidad o brillantez de la luz. Los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas de atracción y para emitirlos se necesita una luz que tenga una frecuencia suficientemente alta conocida como energía mínima necesaria: Eo = h.Vo
Para el efecto fotoeléctrico se tiene que: E = Eo + Ec
;
Ec = E - Eo donde: E = Energía de un fotón Eo = Energía mínima necesaria Ec = Energía cinética
El resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón (fotoelectrón) que puede salir del metal con cierta velocidad.
Por la explicación de este fenómeno (efecto fotoeléctrico) Albert Einstein recibió en 1921 el premio Nobel de Física. Efotón = h.V
El potasio necesita 2 e.v para desprender un electrón Ejercicio:
1.- Para producir el efecto fotoeléctrico en un metal se necesita una frecuencia de 1,5x10 2 s-1.Calcular la energía mínima necesaria que requiere para salir el e - del metal. Datos:
V = 1,5x102 s-1 Eo = X
Eo = h x V Eo = 6,63x10-27 erg.s x 1,5x10 2 s-1 Eo = 9,95x10-25 erg
Estudios posteriores realizados por Max Planck y Maxwell determinaron que el átomo era como un sistema solar en miniatura donde el núcleo es el centro del sistema solar y los electrones vendrían hacer los planetas. Se conoce que los electrones presentan 2 tipos de giros: de rotación (sobre su propio eje) y traslación (alrededor del núcleo). * Al giro del electrón sobre su propio eje se llama Spin, él mismo que puede ser un Spin + o sentido horario (de acuerdo a las manecillas del reloj) y Spin – o sentido antihorario (contrario a las manecillas del reloj). Estos giros permiten que el electrón adquiera un campo magnético.
TEORIA ATOMICA MODERNA
La teoría de Bohr ayudó a la investigación de la estructura del átomo, pero luego se comprobó que no era más que un modelo incompleto e imperfecto de la Física clásica, ya que utiliza ecuaciones de la mecánica cuántica y del electromagnetismo clásico, y por otro lado recurre a reglas de cuantización establecidas de manera un tanto arbitrarias. El modelo atómico de Bohr explicó con mucho éxito el espectro atómico del hidrógeno, pero fracasó al tratar de explicar los espectros más complicados de los átomos de otros elementos,
es decir que la teoría atómica de Bohr tenía muchas insuficiencias y no permitía tampoco explicar cómo los átomos podían formar moléculas. Esta teoría de Bohr especifica orbitales definidos, velocidades y energías exactas del electrón en el átomo. Pero muy pronto se pudo apreciar que esta teoría era inadecuada, y que se requería de una nueva teoría que es el modelo actual del átomo que se basa en la mecánica cuántica ondulatoria. Un electrón según Bohr describe una orbita circular. Según Louis de Broglie la trayectoria del electrón es la de una onda, en este caso es considerado como un conjunto de ondas que vibran alrededor del núcleo.
Los aspectos sobresalientes de esta teoría son: -
Dualidad onda-partícula (hipótesis de Broglie),
premio Nobel a la Física en 1929.
-
El Principio de la incertidumbre de Heisemberg,
premio Nobel a la Física en 1932.
-
La ecuación de onda de Schrodinger,
premio Nobel a la Física en 1933.
1. Hipótesis de Louis de Broglie (Dualidad Onda-Partícula)
En 1924, el físico francés Louis de Broglie propuso una nueva hipótesis, mediante la cual llegó a la conclusión de que “Las partículas también tienen las características de ondas” (demostrado por Einstein ya en 1905), de esto dedujo que los electrones y fotones tienen una naturaleza dual de onda-partícula en donde en algunos experimentos sus propiedades de ondas son más evidentes y en otros como partículas. Las partículas pueden comportarse como ondas en determinadas circunstancias. Matemáticamente llegó a establecer la siguiente expresión: 1) E = h . c λ
energía de un cuanto
y
2) E = m . c 2
energía que desprende un cuanto
1=2
h . c = m . c2
⇒
λ
λ=
h m.c
⇒
λ=
h m.c
λ = longitud
de onda h = constante de Max Planck (6,63x10 -27 erg.s) c = velocidad de la partícula en cm/s m = masa de la partícula en g
Por ejemplo. Observando la ecuación. Un corpúsculo que tiene masa elevada tendría una longitud de onda muy pequeña. Por ejemplo una pelota de tennis que se mueve a una velocidad de 100 km/h tiene una longitud de onda de 1x10 -24 cm. Sin embargo cuando se tratan de partículas pequeñas como el electrón esta hipótesis cobra significado, ya que si la masa es pequeña la longitud de onda es muy apreciable. Se ha demostrado que en algunos experimentos los electrones se comportan más como ondas y en otros más como partículas. Además las partículas pueden comportarse como ondas en determinadas circunstancias. Este principio se aplica a todos los cuerpos pero solo adquiere significado cuando la masa es muy pequeña y las velocidades son muy grandes. Ejercicio:
1.- Calcular la longitud de onda asociada a una partícula de masa 0,002 g y que se mueve a una velocidad de 1500 km/h. Datos: λ=X
m = 0,002 g c = 1500 km/h
λ=
h 500 Km 1000 m 100 cm 1 h = 4,2x10 4 cm/s m.c h 1 Km 1 m 3600 s -27 6,63x10 erg.s . λ= 0,002 g x 4,2x10 4 cm/s 6,63x10-27 g.cm2/s2 s . λ= 4 0,002 g x 4,2x10 cm/s λ = 7,9x10 -29 cm
2. El Principio de la incertidumbre de Werner Heisemberg
Fue planteado en 1926, su enunciado dice “Es imposible determinar al mismo tiempo la posición y la velocidad exacta de un electrón en un instante dado”. En otras palabras dice que cuanto más exacta fuese la determinación de la posición de un electrón en un determinado instante, mayor incertidumbre tendremos de su velocidad y viceversa. De acuerdo a esto se ha eliminado la idea que supuso Bohr (orbitas circulares) para un electrón de energía. Aunque intentemos determinar donde está un electrón en un momento dado (posición) no podemos determinar donde irá después que lo observemos, es decir que no se puede fijar con
certeza el recorrido del electrón. Esto no se debe a la deficiencia de los instrumentos utilizados en los experimentos, sino que es una limitación propia de la naturaleza. 3. Ecuación de Onda de Schrödinger.
En 1926 un físico austriaco Erwin Schrödinger consiguió adaptar al electrón las teorías de Heisenberg y de Broglie. La ecuación de Schrödinger es una ecuación diferencial de segundo grado que proporciona no una solución sino una serie de soluciones llamadas funciones de onda, ψ (psi), cada una de las cuales describe una distribución espacial y una energía permitida para partículas submicroscópicas, como el electrón. Por medio de su ecuación se consiguió determinan regiones en el espacio donde tenemos la máxima probabilidad de encontrar a un determinado electrón (orbital). ORBITAL es la región en el espacio alrededor del núcleo del átomo donde existe la
probabilidad máxima de encontrar a un electrón. La probabilidad está entre el 90% y el 95%. Ecuación de Onda de Schrödinger: d 2Ψ + d2Ψ + d2Ψ + 8Π2m (E – V)Ψ = 0 dx2
donde:
dy2
dz2
h2
psi (Ψ 2) = función de onda (es el lugar en el espacio donde existe la máxima probabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo) m = masa del electrón E = energía total del electrón V = energía potencial del electrón h = constante de Max Planck x, y, z = coordenadas de la partícula
Aunque no se ha podido resolver la ecuación para un átomo con 3 electrones se considera que es válida para cualquier átomo ya que los resultados obtenidos se ajustan perfectamente a los experimentos realizados.
NUMEROS CUANTICOS
Los número cuánticos son valores calculados por la mecánica cuántica (basados en la ecuación de Schrödinger), estos números cuánticos sirven para señalar (el estado de energía de un electrón de un átomo), las características de los electrones en la envoltura, es decir nos indica los niveles, subniveles, orbitales y el tipo de giro del electrón sobre su propio eje. La teoría cuántica se desarrolla en todos los electrones. Los números cuánticos son 4:
Este número determina el nivel de energía donde se encuentra localizado el electrón. Se lo representa con la letra “n”. Este número solo puede adquirir valores enteros que van de 1, 2, 3, 4, 5, etc. hasta el infinito.
1) Número cuántico principal (n).-
n = 1, 2, 3, 4,.............7, (infinito)
Ejm: n = 4 nos indica que el electrón está en el nivel cuarto. Los electrones del primer nivel poseen la energía mas baja mientras que los electrones de niveles superiores poseen energías mayores.
Niveles (n) 1 2 3 4 5 6 7
etc.
5
2 1 4 3
+
Este número cuántico indica el subnivel o subcapa donde está el electrón dentro de cada nivel, e indica la forma del orbital (nube electrónica) en el cual se mueve el electrón alrededor del núcleo. Este número cuántico depende del número cuántico principal.. Se lo representan con la letra “l”. Los valores de l son de 0 hasta (n – 1).
2) Número cuántico secundario o del momento angular (l).-
l = 0, 1, 2, 3..................(n – 1) en donde l depende de n
Los valores de l se acostumbran sin embargo a utilizar letras s, p, d, f para designar el número cuántico secundario. Debido a que se conocen solamente 4 subniveles, existen solo 4 valores. l = 0, 1, 2, 3 s p d f
s = sharp p = principal d = diffusa f = fundamental
Subniveles (l) 0 s 1 p 2 d 3 f
Los subniveles que se distribuyen en cada nivel son: En el nivel primer hay un 1 subnivel, en el segundo nivel hay 2 subniveles, en el tercero hay 3 y en el cuarto nivel hay 4 subniveles.
De esto obtenemos lo siguiente. Nivel (n) 1 2 3 4
Subnivel (l) 0 S 0 S 1 P 0 S 1 p 2 d 0 S 1 p 2 d 3 f
Nos indica la orientación de cada orbital en el espacio (dentro de cada subnivel), es decir indica las posibles orientaciones de la nube electrónica cuando sobre el átomo actúa un campo magnético. Se lo representan con la letra “m l”. Los valores de m dependen de l y son números enteros positivos y negativos que incluyen al cero. ml = -l.......0........+l
3) Número cuántico magnético (m l).-
El número de orbitales que se encuentran en cada subnivel son: s= 1 orbital, p= 3, d= 5 y f= 7. Subnivel (l) Orbitales (ml) 0 (s) 0 1 (p) -1,0,+1 2 (d) -2,-1,0,+1,+2 3 (f) -3,-2,-1,0,+1,+2,+3
1 3 5 7
De esto se puede deducir los siguiente: Nivel (n) 1 2 3 4
Subnivel (l) 0 s 0 s 1 p 0 s 1 p 2 d 0 s 1 p 2 d 3 f
Orbitales (m l) 0 0 -1,0,+1 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3
1 4 9
16
4) Número cuántico del spin (m s).- Nos indica la orientación del spin (giro) del electrón sobre su
propio eje. Se lo representan con el símbolo “m s”. El electrón es una partícula con carga que gira por lo que genera un campo magnético, lo cual hace que se comporte como un imán. Unos electrones giran en una dirección y los otros en otra dirección, por ello se tiene 2 valores de spin: + ½ y – ½.
Spin + Spin -
+ ½ = cuando el electrón tiene un giro positivo (sentido horario) - ½ = cuando el electrón tiene un giro negativo (sentido antihorario)
El número máximo de electrones que en cada subnivel son los siguientes:
s = 2 e p = 6 ed = 10 ef = 14 e-
De esto podemos deducir el número de electrones que hay en cada nivel, subnivel y orbitales: Nivel (n) Subnivel (l)
Orbitales (m l)
1
0 (s)
0
1
2
0 (s) 1 (p)
0 -1,0,+1
4
e- máximo en e- máximo en Spin (ms) cada subnivel cada nivel 2 2 +1/2 -1/2 2 8 +1/2 6 -1/2
3
4
0 (s) 1 (p) 2 (d) 0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)
0 -1,0,+1 9 -2,-1,0,+1,+2 0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 16 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3
2 6 10 2 6 10 14
18
+1/2 -1/2
32
+1/2 -1/2
Este número máximo de electrones solo se cumple hasta el cuarto nivel. En los siguientes niveles 5, 6 y 7 los electrones no llegan a llenarse por completo en ningún átomo, mas bien disminuye en forma simétrica. Nivel (n) No. Máximo de electrones 5 18 (puede llegar hasta 32) 6 8 (puede llegar hasta 9) 7 2 Los 3 primeros números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrödinger, el cuarto número cuántico de Spin no. Formas posibles que adoptan los orbitales en el espacio
Los diferentes orbitales adoptan en el espacio varias formas. Así tenemos: * Orbitales S: El orbital s adopta en el espacio la forma esférica como se observa en el gráfico.
* Orbitales p: Los orbitales p adoptan la forma de lóbulos unidos por sus vértices. Tienen 3
orientaciones distintas, una en cada eje, x, y, z, como se observa en los gráficos. Py
m = -1
Pz
m=0
Px
m = +1
* Orbitales d y f: Estos orbitales son mas complejos ya que los orbitales d son 5 (d 1, d2, d3, d4, d5) y
los orbitales f son 7 (f 1, f 2, f 3, f 4, f 5, f 6, f 7).
Los orbitales se representan por medio de círculos o cuadrados y para representar a los electrones se emplean flechas. Electrón con giro positivo
Un orbital lleno o saturado
Electrón con giro negativo
Un orbital a medio llenar
↑↓ ↑
Dos electrones con giro opuesto Un orbital vacío Para el llenado de los orbitales hay que tomar en cuenta las siguientes reglas: * Principio de Exclusión de Pauli (1925):. Este principio dice que en un átomo no pueden
encontrarse 2e- con los cuatro números cuánticos iguales, es decir que solo pueden haber 2e - con Spin contrario en un mismo orbital. * Regla de Hund o de la Máxima Multiplicidad:. Cuando hay disponibles orbitales de energía
idéntica, los e- tienden a ocupar los orbitales de uno en uno y no por pares, es decir que en un mismo subnivel no hay orbitales llenos mientras haya orbitales vacíos. CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ATOMOS
La configuración electrónica es una forma resumida de señalar los números cuánticos que tienen los electrones de un átomo. Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima. A partir de un diagrama de niveles energéticos es posible establecer la secuencia con la que se llenan los orbitales y tomando en cuenta el principio de Pauli y la regla de Hund. 1s
3s2 6d10
Ejemplos:
número cuántico principal
2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
5s
5p
5d
5f
6s
6p
6d
7s
7p
capa o nivel 3, subnivel s o l = 0 y 2 electrones capa o nivel 6, subnivel d o l = 2 y 10 electrones
3p4
4 electrones subnivel p
Distribución electrónica del átomo de sodio y potasio.
•
Na (sodio) Z = 11
K (potasio) Z = 19
1s2, 2s2, 2p6, 3s1 2 1s2 ↑↓
8 2s2 2p6
1 = 11e3s1
↑↓
↑↓
↑↓
•
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1 1s2
__ 2 2s2 ↑↓
↑↓ ↑↓
↑↓
8 3s2 2p6
3p6
↑↓
↑↓
↑↓ ↑↓
Determine los 4 números cuánticos del sexto electrón del hierro (Fe) Z = 26
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
2 8 14 2 = 26e1s2 2s2 3s2 4s2 2p6 3p6 3d6 ↑↓ -1
↑↓ ↑↓
0
+1
n= l = ml = ms =
2 1 0 +1/2
8
4s1
1
= 19e -
↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓
* Se dice que cualquier átomo que tenga un número impar de e - es paramagnético ya que se necesita tener un número par de e - para completar su apareamiento. Estas sustancias son atraídas por un imán. Por ejm: El Li es paramagnético por tener 1e - desapareado. Litio Z = 3
1s2, 2s1 ↑↓
↑
* En cambio los átomos que tienen un número par de electrones pueden se diamagnéticos o paramagnéticos. El He es diamagnético en su estado fundamental por tener 2e - apareados. Berilio Z = 2
1s2 ↑↓
CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS Tabla Periódica: Es uno de los instrumentos más útiles de que dispone el investigador, en ella se
encuentra la mas variada información como es el número atómico, masa atómica, valencia, carácter metálico, no metálico, distribución electrónica, etc. Los 118 o más elementos han sido clasificados a base de los mas diversos criterios por los investigadores. Mas de la mitad de elementos que se conocen en la actualidad fueron descubiertos entre los años 1800 a 1900. Un periodo aproximadamente de 50 años (1820-1870) ha demorado su actual configuración. Algunos de los científicos que contribuyeron en su estudio son: 1.- Döbereiner (ley de las triadas) 1829.
2.- Newlands (ley de las octavas) 1864. 3.- Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1869).- Es el creador de la Moderna Clasificación Periódica de
los elementos químicos. Este famoso químico Ruso clasificó a los elementos químicos conocidos en su época, en orden creciente de peso atómico, pero tomando en cuenta a la vez sus propiedades químicas las mismas que iban variando periódicamente. Su tabla incluyó 66 elementos que conocía en su época. 4.- Meyer (1870).- Realizó estudios similares a los de Mendeleiev y demostró que muchas propiedades físicas muestran periodicidad con el aumento del peso atómico. La base científica de la tabla periódica radica en la distribución electrónica de los electrones en un átomo. TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
CLASIFICACION PERIODICA ACTUAL
La clasificación de la tabla periódica se basa en el número atómico, en la distribución electrónica, en el nivel mayor de energía. La ley periódica moderna dice “Las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos son funciones periódicas de sus números atómicos” . Los elementos están agrupados en orden creciente de sus números atómicos, de los cuales 83 elementos se encuentran en forma natural en la tierra y el resto son artificiales se obtienen por reacciones nucleares. Los elementos químicos en la tabla periódica se ubican de la siguiente manera:
Elementos Químicos
Representativos (bloque s)
1.- Hidrógeno 2.- Gases Nobles 3.- No Metales 4.- Semimetales o metaloides a) Representativos 5.- Metales b) De transición c) De transición interna Transición (bloque d)
Representativos (bloque p)
Transición interna (bloque f)
La mayoría de elementos son metales (buenos conductores de calor y electricidad), en cambio 17 son no metales (malos conductores de calor y electricidad) y 8 son metaloides o llamado semimetales que presentan propiedades intermedias de metales y no metales. Los elementos químicos en la tabla periódica se los ha colocado en columnas verticales de elementos conocidos como grupos o familias y en filas horizontales denominados periodos. Bloques.- El bloque viene dado por el tipo de electrones que tiene el elemento en su último subnivel. Hay cuatro bloques que son: s, p, d y f. Períodos: Son las filas horizontales que nos indica el número de niveles de energía, por lo que existen 7 períodos incluidos los Lantánidos y actínidos. - El período 1 llamado muy corto que tiene 2 elementos ( H y He) - El período 2 y 3 llamados cortos que tienen 8 elementos cada uno. El 2 (Li hasta Ne) 3 (Na hasta Ar) - El período 4 y 5 llamados largos que tienen 18 elementos cada uno. El 4 (K hasta Kr) 5 (Rb hasta Xe) - El período 6 llamado muy largo que tienen 32 elementos (Cs hasta Lu) - El período 7 llamado muy largo que tienen el resto de elementos y es incompleto Cada período empieza con un metal alcalino y termina con un gas raro (ya que cada período termina con el llenado de niveles.
PERIODOS Y FAMILIAS
Grupos o Familias: En la tabla periódica se disponen las familias en columnas verticales y se les
designa con números romanos y letras. Cada grupo o familia se caracteriza por presentar propiedades semejantes. Los números romanos indica el número de electrones en el último nivel y la valencia del elemento . Esto se cumple solamente en las familias IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, IB, IIB. FAMILIAS A
Estos elementos de esta familia son normales o representativos que se caracterizan por tener el último nivel incompleto y el resto de niveles completos o saturados. El hidrógeno no pertenece a la familia IA, es huésped. * Familia IA: Son metales alcalinos (forman álcalis o bases como el NaOH, KOH, etc.), son blandos, punto de fusión y densidad bajo, bastante reactivos. Tienen 1e - en el último nivel de energía. * Familia IIA: Son metales alcalinos térreos, se caracterizan por ser más densos, con puntos de fusión mas elevados que los alcalinos, no son bastante reactivos y tienen 2e - en el último nivel. * Familia IIIA o Familia del boro: Son metales excepto el boro que es un típico no metal y tienen 3e- en el último nivel. * Familia IVA o Carbonoides: Tienen 4e- en el último nivel. * Familia VA o Nitrogenoides: Tienen 5e- en el último nivel. * Familia VIA o Anfígenos: Son no metales que tienen 6e - en el último nivel. * Familia VIIA o Halógenos: Son no metales que tienen 7e - en el último nivel. * Familia VIIIA o Familia Cero: Constituyen la familia de los gases nobles o raros, formada por He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Se caracterizan por tener todos los niveles llenos o saturados. En el último nivel presentan 8e- cumpliendo el octeto electrónico en el último nivel, excepto el He que solo tiene 2e -.
Los gases nobles existen como átomos sencillos en la naturaleza. Se los llama también gases inertes porque se creía que no son capaces de formar compuestos. No se conocen compuestos del He, Ne y Ar pero si del Xe y Kr (XeF 4, XeO3, XeO4, XeOF4, XePtF6, etc). No se combinan entre si (actividad química nula). FAMILIAS B
Todos los elementos de la familia B son metales de transición. Poseen 2 o 3 niveles de energía incompletos (en el último, penúltimo y antepenúltimo nivel). Las familias toman el nombre de los primeros elementos: * Familia IB o Familia del Cobre: Tienen 1e- en el último nivel. * Familia IIB o Familia del Cinc: Tienen 2e- en el último nivel. * Familia IIIB o Familia de Escandio: Aquí tenemos a la serie de los lantánidos y actínidos. Se caracterizan por tener 2e - en su nivel último. * Familia IVB o Familia del Titanio: Con 2e- en el último nivel. * Familia VB o Familia del Vanadio: Con 2e- en su último nivel, a excepción del niobio. Que solo tiene 1e-. * Familia VIB o Familia del Cromo: Presentan 1e- a excepción del Wolframio con 2e-. * Familia VIIB o Familia del Manganeso: Con 2e- en el último nivel. * Familia VIIIB: Esta familia se divide en 3 subfamilias que son las subfamilias del Fe, Co y Ni. Todas estas familias tienen 2e - en el nivel último a excepción del Ru, Rh, Pt con 1 solo e - y el Pd con 0 e- en su último nivel. Ejercicio:
1.- Indicar: configuración, número atómico, bloque, período, familia y de que elemento se trata, en los elementos A y B cuyos números cuánticos de su último electrón son: Elemento A: Elemento B:
n 2 3
Elemento A = 2s2
l 0 1
ml 0 +1
↑↓ 0
ms -½ +½ Elemento B = 3p 3
configuración = 1s , 2s Z=4 bloque = s período = 2 familia = IIA nombre = berilio 2
2
↑↓ -1
↑↓ ↑↓ 0
+1
configuración = 1s , 2s , 2p3 Z=7 bloque = p período = 2 familia = VA nombre = nitrógeno 2
2
VARIACION DE ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Algunas de las propiedades de los elementos químicos que van variando en la tabla periódica son las siguientes: electronegatividad, carácter metálico, no metálico, energía de ionización, radio atómico, iónico, afinidad electrónica, etc. •
Electronegatividad.- Es la tendencia que tiene un átomo atraer electrones cuando se combina
con otro átomo para formar moléculas. La elec electr tron oneg egat ativ ivid idad ad care carece ce de unid unidad ades es y exis existe tenn algu alguna nass esca escala lass arbi arbitr trar aria iass de electronegatividad (E.N). Una de estas escalas es la de Pauling (Premio Nobel 1954) que considera al flúor el más electronegativo con un valor de 4,0; mientras que el Cesio y el francio los menos electronegativos con un valor de 0,7. La electronegatividad aumenta hacia la derecha en un período y diminuye hacia abajo en un grupo. Esta propiedad es importante para predecir el tipo de enlace químico en un compuesto, ya que si la diferencia de E.N es grande se forman compuestos iónicos (metal con no metal), en cambio los elementos con pequeña diferencia de E.N (dos no metales) tienden a formar enlaces covalentes.
Electronegatividad Electronegatividad de algunos elementos Escala de Pauling H 2,1 Li 1 Na
Be 1,5 Mg
B 2 Al
C 2,5 Si
N 3 P
O 3,5 S
F 4 Cl
He Ne Ar
0,9 K 0,8 Rb 0,8 Cs 0,7 Fr 0,7 •
1 ,2 Ca 1 Sr 1 Ba 0,9 Ra 0,9
1 ,5 Ga 1,6 In 1,7 Tl 1,8
1 ,8 Ge 1,8 Sn 1,8 Pb 1,8
2,1 As 2 Sb 1,9 Bi 1,9
2 ,5 Se 2,4 Te 2,1 Po 2
3 Br 2,8 I 2,5 At 2,2
Kr 3 Xe 2,6 Rn 2,4
Carácter metálico.- Un elemento elemento es más metálico metálico cuando cuando tiene mayor mayor tendencia tendencia a perder perder
electrones. Esta propiedad involucra ciertas propiedades como son el: brillo metálico, alta conductividad calórica y eléctrica, maleabilidad, ductibilidad, etc. En la tabla esta tendencia disminuye hacia la derecha en un período y aumenta hacia abajo en un grupo o familia. El nivel o capa más externa de los metales contiene pocos electrones (tres o menos) en cambio los no metales tienen cuatro o más electrones. Los metales tienen bajas electronegatividades, los no metales altas; los metales forman cationes al perder electrones y forman compuestos iónicos con los no metales; mientras que los no metales forman aniones al ganar electrones, y forman compuestos covalentes con otros no metales. •
Radio Atómico.- Si al átomo se lo considerara como una esfera, el radio atómico sería la
distancia que existe desde el núcleo y el electrón más externo del átomo. La unidad que más se utiliza es el Å (amstrong). El radio atómico depende de lo siguiente: * La carga positiva del núcleo (atracción núcleo-electrón) y; * Del número de electrones del último nivel de energía o capa de valencia (repulsión electrónelectrón). De manera general en la tabla periódica el radio atómico disminuye hacia la derecha en un período, y aumenta aumenta hacia abajo en en un grupo. El elemento de mayor radio atómico es el Cs con 2,35 Å y el de menor radio atómico es el He con 0,31 Å. Esta propiedad permite determinar la facilidad con que un átomo gana o pierde electrones para formar iones.
•
Radio iónico.- Es la distancia aproximada entre el núcleo y el electrón más externo de un
átomos cuando ha ganado o perdido electrones (es decir de un ión). Los radios iónicos están relacionados siempre con los radios de los átomos neutros. Los radios atómicos de los aniones (iones negativos) son más grandes que los átomos cuando son neutros, en cambio los radios atómicos de los cationes (iones positivos) son más pequeños que sus átomos neutros. neutros. Por ejms: El Na1+ es más pequeño que el del Na 0.
átomo de Na (1,86 Ǻ)
catión Na+ (0,95 Ǻ)
El F1- es más grande que el F 0 átomo de F (0,64Ǻ) •
anión F(1,36 Ǻ)
Energía de ionización (Ei) o Potencial de ionización.- Es la cantidad de energía mínima que
se requiere para arrancar un electrón a un átomo gaseoso neutro y formar un ión positivo. Lio(g) - 1e- + 520 kJ/mol → Li+(g) Ei = + La energía de ionización del litio es de 520 kJ/mol (energía de ionización primaria), pero si se arranca un segundo electrón se habla de una Ei secundaria o un tercer electrón Ei terciaria, así sucesivamente. sucesivamente. Mientras esto ocurre sus valores de energía aumentan considerablemente. considerablemente. Li+(g) - 1e- + 7290 kJ/mol → Li++(g) Ei = + Li++(g) - 1e- + 11815 kJ/mol → Li+++(g) Ei = + Los valores de la energía de ionización determinados experimentalmente para los elementos de la tabla periódica, son siempre positivos, ya que existe siempre un gasto o consumo de energía en el proceso.
La energía de ionización está relacionada con el tamaño atómico, por lo que a mayor radio menor es la Ei. El elemento de máxima Ei es el He con 2372 kJ/mol y el de mínima es el Cs con 377 kJ/mol. A medida que el e - está más lejos del núcleo, la atracción (núcleo-electrón) es menor y por lo tanto, la energía de ionización es menor. Las energías de ionización pequeña indican que los e - se arrancan con facilidad. A medida que el e - está más lejos del núcleo, la atracción (núcleo-electrón) es menor y por lo tanto, la energía de ionización es menor.
La Ei depende de: a) La fuerza de atracción efectiva entre el núcleo y el electrón más externo que se trata de arrancar. b) También interviene la fuerza de repulsión entre los electrones y el denominado; c) Efecto de pantalla , que es el obstáculo que presenta las capas electrónicas internas (niveles de energía) que impide una buena atracción entre el núcleo y los electrones de valencia. La Ei aumenta hacia la derecha en un período y disminuye hacia abajo en un grupo. A mayor Ei el efecto de pantalla es menor y a menor Ei el efecto de pantalla es mayor. Existen ciertes excepciones. Por ejemplo en los grupos IIA y IIIA (Be y B), el grupo VA y VIA (N y O), en estos casos la Ei disminuye en ves de aumentar. Be = 1s2, 2s2 ↑↓
•
B = 1s2, 2s2, 2p1 ↑↓
↑
Afinidad electrónica (AE).- Es la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón
por un átomo gaseoso neutro para formar un anión (ión negativo). Esta energía se libera o se gasta puede ser positiva o negativa (reacción endotérmica o exotérmica, respectivamente). De acuerdo a los criterios termodinámicos es negativa la energía que se libera y positiva la energía que se gasta. A diferencia de la energía de ionización es que esta siempre es positiva (Ei +).
Fo(g) + 1e-
→
F-(g) + 328 kJ/mol
F-(g) - 1e- + 328 kJ/mol
→
Fo (g)
AE = AE = +
También se puede considerar una AE secundaria, terciaria, etc. si se agrega un segundo o tercer electrón. Oog) + 1e- → O-(g) + 141 kJ/mol AE = O-(g) + 1e- + 780 kJ/mol
→
O--(g)
AE = +
Todos los elementos tienen AE2 positivas al agregarle un segundo electrón, ya que la repulsión entre ellos hace que siempre se gaste energía para formar el anión con dos cargas negativas. Un valor positivo de la afinidad electrónica indica que el anión tiene una menor energía que el átomo neutro y por tanto más favorable. Como ocurre con la energía de ionización, en cambio un valor negativo indica que el anión tiene una mayor energía que el átomo neutro. El elemento de mayor AE positiva es el Be con 241 kJ/mol, mientras que el de mayor AE negativa es el Cl con –348 kJ/mol. Esta propiedad de la AE es difícil de medir, ya que hay variación a lo largo de la tabla periódica. Sin embargo la AE de los elementos se hace más negativa hacia la derecha en un período, y hacia arriba en una familia, aunque hay excepciones en los grupos IIA y VA de la tabla periódica.
•
Valencia.- Es la capacidad que tienen los átomos o radicales para combinarse (ganar, perder o
compartir electrones) y formar moléculas completas. En la tabla periódica el número romano en las familias A, indican los electrones del último nivel de energía o llamados electrones de valencia. Estos electrones son los que determinan las propiedades químicas de un elemento, ya que pueden ser perdidos, ganados o compartidos.
Ei, electronegatividad y A.E aumenta (generalmente) radio atómico, iónico y carácter metálico disminuye
H 1
IA IIA
Li Be 3 4 Na Mg 11 12 IIIB K 19 Rb 37 Cs 55 Fr 87
VIIIA
III IVA VA VIA VII A A
IV B
Ca Sc Ti 20 21 22 Sr Y Zr 38 39 40 Ba La* Hf 56 57-71 72 Ra Ac** Rf 88 89-103 104
VB VI B
V 23 Nb 41 Ta 73
VI B
VIII B
Cr 24 Mo 42 W 74
Mn 25 Tc 43 Re 75
Fe 26 Ru 44 Os 76
105 106
107
108
Db
Sg
Bh
Hs
B 5 Al IB IIB 13
Co Ni Cu Zn Ga 27 28 29 30 31 Rh Pd Ag Cd In 45 46 47 48 49 Ir Pt Au Hg Tl 77 78 79 80 81 Mt Ds Rg Da Tf
109
110 111 112 113
C N O 6 7 8 Si P S 14 15 16
Ge 32 Sn 50 Pb 82
As 33 Sb 51 Bi 83
Se 34 Te 52 Po 84
114
115
116
He 2
F Ne 9 10 Cl Ar 17 18
Br 35 I 53 At 85 Uuq Uup Uuh Uus 117
Kr 36 Xe 54 Rn 86 Ob 118
ENLACES QUIMICOS
Toda molécula está formada por la unión de átomos, los cuales se encuentran unidos mediante enlaces químicos, que son fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos. Hay varios tipos de enlaces químicos.
Clases de enlace
- Iónico o electrovalente - Simple - Doble - Triple - Covalente - Coordinado o dativo - Polar - No polar - Metálico - Fuerzas de Van der Waals - Puente de hidrógeno - Fuerzas de London
-
Enlace iónico o electrovalente.- Se produce cuando se unen átomos metálicos con no
metálicos. Este enlace se da entre átomos de baja energía de ionización que se unen con átomos de baja afinidad electrónica, es decir los metales del grupo IA, IIA con no metales del grupo VIA y VIIA. En este enlace se da una transferencia de electrones es decir que un átomo neutro pierde electrones y otro gana electrones. En este tipo de enlace los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones. La sustancias que están formado por enlaces iónicos generalmente son sólidos, duros, con alto punto de fusión y ebullición, en solución son conductores de electricidad (electrolitos). Ión.- Es un átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente. Cuando el átomo o grupo de átomos tiene carga positiva se denominan cationes y cuando tienen carga negativa se denominan aniones. Ejm:
cationes Na+ NH4+
aniones Cl(ClO)-
Durante la combinación química los átomos tienden a alcanzar una configuración estable llamada el “octeto electrónico”. Octeto electrónico.- Cuando un átomo tiene un número de 8 electrones en su último nivel se dice que esta lleno o saturado, a esto se lo conoce como octeto electrónico. Aunque existen ciertos átomos que no cumplen la regla del octeto, como son: - Moléculas con menos de 8 e -. Por ejm: BeCl2, BF3, AlCl3, etc. - Moléculas con más de 8 e -. Por ejm: PF5, SF6, XeFe, etc. - Moléculas que tienen un número impar de electrones. Por ejm: NO, NO 2, ClO2, etc. Símbolos de Lewis.- Son puntos, equis, etc que representan a los electrones de valencia que son los electrones del último nivel de energía y que pueden ser ganados, perdidos o compartidos. Los símbolos de Lewis se representan para los compuestos formados por los elementos de los bloques s y p. Sodio Z = 11 1s2, 2s2, 2p6, 3s1
Cloro Z = 17 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5
1s2, 2s2, 2p6
11p+ 11e- = 0
17p+ 17e- = 0
11p+ 10e- = 1+
Naº
+
Clº
→
1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
Na+Cl-
17p+ 18e- = 1-
Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es igual o mayor que 1,7 se considera como enlace iónico, tal como se indica en la figura. Enlace covalente .- Se presenta cuando se combinan el hidrógeno con un no metal o entre 2 no
metales. Como ambos son electronegativos ninguno gana electrones, por lo tanto comparten sus electrones para completar el octeto electrónico. Los compuestos con enlaces covalentes son líquidos o gases que no siempre se disuelven en agua y tampoco son conductores de electricidad, excepto en algunos casos son electrolitos débiles. El enlace covalente se clasifica en 2 grupos: 1. De acuerdo al número de electrones compartidos.- Estos son simple, doble, triple y dativo
o coordinando. a) Enlace covalente simple.-
Se forma cuando los átomos comparten un par de electrones.
H*
b) Enlace covalente doble.-
*H
→
H: H
H2
Cuando entre los 2 no metales comparten 2 pares de electrones.
C c) Enlace covalente triple.-
+
+
O O
→
O C O
CO2
Cuando entre los 2 no metales comparten 3 pares de electrones.
N H
+ +
N
→
N N
N2
→
H C N
HCN
C N
Enlaces covalentes
Se produce cuando uno solo de los átomos aporta con 2 electrones y el otro no aporta con ninguno.
d) Enlace covalente coordinado o dativo.-
+ ..
H
O
H
+
H
+
→
H
. .
..
O
H
H3O+
. .
H H H
O:
H +
H+
→
H
H
N:
+ H
NH4+
H
molécula de SO3 (el O no aporta con e - y el S aporta 2e - con cada O) 2. De acuerdo a la polaridad.- Estos son polar y apolar. a) Enlace covalente polar.- Se forma cuando se unen átomos de diferente electronegatividad en
donde el más electronegativo se adueña del par compartido formando una molécula con un extremo de carga relativamente negativa y el otro positivo. Ejm: En la fórmula HF, HCl, etc b) Enlace covalente no polar.- Se forma cuando los átomos enlazados son de la misma electronegatividad, es decir que son 2 átomos del mismo elemento que comparten por igual los 2 electrones de enlace. Ejm: H 2, N2, etc. Las fuerzas de atracción que intervienen en el enlace covalente también son de naturaleza electrostática (como en el caso del iónico). Los electrones que comparten deben tener diferente Spin que originan una atracción de tipo energético y que forma una molécula estable cuya energía es menor que los átomos aislados. Ejms: O
→
1s2 2s2 2p4
↑↓
↑↓ ↑
↑ ↑↓ ↑↓ ↑↓
O
→
↑↓
1s2 2s2 2p4
↑↓ ↑
↑
O2 +
→
Otro ejm: ↑
H
→
1s1
F
→
1s2 2s2 2p5
↑↓ ↑↓ ↑↓ ↑↓
↑↓ ↑↓
↑
HF
Al enlace covalente polar se le conoce también como iónico parcial. Momentos dipolares y polaridad de las moléculas.- La totalidad de una molécula puede tener
centros de carga positiva y negativa separados; en dicha molécula se forma un dipolo (dos polos), el cual se puede simbolizar por medio de una flecha que apunta hacia el polo negativo y la letra δ (delta) se usa para indicar que la transferencia electrónica no es completa y que existe un cierto grado de compartición. Ejm: HCl δ+
NH3 δ-
molécula polar µ≠0
molécula polar µ≠0
Las moléculas diatómicas pueden ser polares o apolares dependiendo de si sus enlaces son simétricos o asimétricos y de su electronegatividad. Por ejm: * En el H2 y F 2 los enlaces son no polares porque su enlace es simétrico e igual electronegatividad de sus átomos con momento dipolar μ = 0. Por ejm: F2
* En el CCl (C–Cl) y BF (B–F) los enlaces son polares por su enlace que es asimétrico y diferente electronegatividad de los átomos con momento dipolar μ ≠ 0. Por ejm:
En el gráfico se observa que la molécula de HCl es covalente polar ya que la diferencia de electronegatividad entre el H y Cl es menor de 1,7. En donde el par de e - compartidos está más cerca del átomo de Cl por lo que se carga negativamente ya que tiene mayor tendencia a ganar e - que el H.
Generalmente las moléculas poliatómicas poseen un momento dipolar diferente de cero μ ≠ 0 a menos que los diversos enlaces de la molécula estén orientados simétricamente y por lo tanto cancelen su momento dipolar siendo μ = 0. Por ejm: El CH3Cl y H2O son moléculas poliatómicas polares con μ ≠ 0 y con enlaces covalentes polares. H2O
molécula no polar µ≠0
CH3Cl
molécula no polar µ≠0
En cambio el CH 4, BF 3, CO2 son moléculas poliatómicas no polares con μ = 0, a pesar de estar formado de enlaces polares, esto debido a la forma simétrica de la molécula que hace que los momentos de los enlaces se anulen. BF3
CCl4
molécula no polar µ=0
molécula no polar µ=0
Entre otros tipos de enlace tenemos el enlace metálico, puentes de hidrógeno, fuerzas de Van der Waals, fuerzas de London, etc. Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus cargas es estática. Debido al libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas de conductividad, ductilidad y dureza. Las fuerzas intermoleculares
Además de las fuerzas que mantienen unido a los átomos para formar moléculas (fuerzas intramoleculares), también existen unas fuerzas que mantienen unidas las moléculas, estas fuerzas se llaman intermoleculares o fuerzas de Van der Waals . Estas fuerzas intermoleculares permiten que las moléculas se mantengan asociadas y son fuerzas más débiles que las intramoleculares. Cuando las fuerzas intermoleculares son muy débiles la sustancia es gaseosa y, a medida que éstas aumentan, las sustancias serán líquidos o sólidos. La intensidad de estas fuerzas determinan los puntos de fusión y ebullición de la sustancias, como también la dureza y en la solubilidad de las sustancias. Las fuerzas intermoleculares, pueden ser: a) Fuerza dipolo-dipolo b) Fuerzas de London c) Fuerzas de dipolo inducido o puentes de hidrógeno
Enlace metálico
Puente de hidrógeno
FORMAS DE LAS MOLÉCULAS
La forma que adopta una molécula en el espacio es de suma importancia en la química, muchas propiedades que presenta una molécula depende del arreglo espacial de los átomos que forman dicha molécula. Existen 3 teorías aceptadas en la actualidad que nos permiten predecir la estructura y propiedades de las moléculas. Estas teorías son: teoría de la repulsión de pares de electrones del nivel de valencia (TRPENV), la teoría del enlace de valencia (TEV) y la teoría del orbital molecular (TOM).
1.- La TRPENV dice que los pares de electrones se distribuyen alrededor de un átomo central, de
modo que existe la máxima separación entre ellos. 2.- La TEV supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos individuales y considera la unión de los átomos a partir de la superposición o traslape de los orbitales atómicos. 3.- La TOM propone la formación de orbitales moleculares a patir de orbitales atómicos y que los electrones ya no pertenecen a los átomos, sino a la molécula en su conjunto. Ninguna teoría explica perfectamente todos los aspectos del enlace químico. A continuación explicaremos una de las teorías que explica como se forman las moléculas. (TRPENV) Teoría de la repulsión de pares de electrones del nivel de valencia
De acuerdo a esta teoría ciertos electrones son definidos como PEA (pares de electrones estereoactivos) que son los electrones de la capa o nivel de valencia que determinan la forma tridimensional de la molécula. Para encontrar el número de pares de electrones estereoactivos se toma en cuenta lo siguiente: Un PEA es:
1.- Cualquier conjunto de electrones que enlaza un átomo periférico con el átomo central, es decir cualquier enlace simple, doble, triple o resonante. 2.- Cualquier par de electrones solitarios que en la capa de valencia rodea al átomo central. Al representar los electrones en los átomos de un compuesto espacialmente se toma en cuenta lo siguiente: •
Geometría electrónica.- Es la forma en que se distribuyen los PEA (pares estereoactivos)
•
alrededor del átomo central. Geometría molecular.- Es la distribución de los átomos que rodean al átomo central y que determinan la forma de la molécula.
Ejemplos:
1.- Determinar la geometría electrónica y molecular de la molécula de agua, amoníaco y metano (H 2O, NH3 y CH4) H H -- O -- H H -- N -- H H -- C -- H H H agua
amoníaco
metano
Las tres moléculas tienen la misma geometría electrónica ya que las tres tienen un átomo central con 4 PEA y son de geometría tetraédrica, en cambio la geometría molecular es diferente, siendo el agua H2O (angular), el amoníaco NH 3 (piramidal triangular) y el metano CH 4 (tetraédrica). Esto es debido a que tienen el agua 2, el amoníaco 1 y el metano 0 pares solitarios alrededor del átomo central y porque los átomos periféricos unidos al central son 2, 3 y 4 respectivamente. Geometría electrónica con PEA Número de PEA
Acomodo de PEA
Geometría electrónica
Angulo
Ejemplo
BeCl2
BeCl3
CCl4
PCl5
SF6
Geometría molecular con pares solitarios de electrones Número de pares Número de pares de electrones (PEA) solitarios de electrones
3 4 5 6
1 0 1 2 1 2 3 1 2
Forma de de la la mo molécula
Ejemplo
Forma de V Tetraédrica regular Pirámide triangular Forma de V Tetrahedra irregular Forma de T Lineal Piramidal cuadrada Planar cuadrada
SnCl2 CH 4 NH3 H2O SF4 ClF3 ICl2 IF5 ICl 4
VALENCIA Y NUMERO DE OXIDACIÓN Valencia.- Es la capacidad que tiene un átomo o grupo de átomos para combinarse con otros
átomos. La valencia se representa con un número que indica la cantidad de enlaces formados. Por ejm: ejm: Na = 1 (un (un enl enlac ace) e),, Ca = 2 (dos (dos enla enlace ces) s)
Estado o número de oxidación.- Es la carga eléctrica que parece tener un átomo cuando forma un
compuesto. La carga eléctrica se da cuando el átomo gana, pierde o comparte electrones. Por ejm: Na = + o 1+, Ca = ++ o 2+ En la mayoría de los casos, coincide el valor de la valencia con el número de oxidación. Por ejm: El calcio tiene un número de oxidación de 2+ y su valencia es 2 (indica que el calcio perdió 2e y forma 2 enlaces). PRINCIPALES VALENCIAS Y NUMEROS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES Monovalentes 1+
Li = litio Na = sodio K = potasio Rb = rubidio Cs = cesio Fr = francio Ag = plata Mono y Divalentes 1+,2+
METALES DE NUMERO DE OXIDACION FIJA Divalentes Trivalentes Tetravalentes Hexavalentes 2+ 3+ 4+ 6+
Be = berilio Mg = magnesio Ca = calcio Sr = estroncio Ba = bario Ra = radio Zn =cinc Cd = cadmio
Al = aluminio Sc = escandio Ga = galio Y = itrio La = lantano
Ti = titanio Zr = zirconio Hf = hafnio Os = osmio
U = uranio Mo = molibdeno W = wolframio
METALES DE NUMERO DE OXIDACION VARIABLE Mono y Di y Di y Tri y Trivalentes Trivalentes Tetravalentes Tetravalentes 1+,3+ 2+,3+ 2+,4+ 3+,4+
Cu = cobre Au = oro Hg = mercurio Tl = talio
Halógenos Valencia 1Covalencia 1+,3+,5+,7+
F = flúor Cl = cloro Br = bromo I = yodo
Fe = hierro Cr = cromo Mn = manganeso Co = cobalto Ni = níquel Calcógenos 24+,6+
S = azufre Se = selenio Te = teluro
Pb = plomo Sn = estaño Pt = platino Pd = paladio
NO METALES Nitrogenoides 33+,5+
N = nitrógeno P = fósforo As = arsénico Sb = antimonio
Tri y Pentavalentes 3+,5+
Ce = cerio Nb = niobio Pr = praseodimio Bi = bismuto
Carbonoides 44+
C = carbono Si = silicio Ge = germanio
Familia del boro 33+
B = boro
Nota: En el caso del flúor solo tiene un número de oxidación de 1–. El azufre además de 4+,6+
también tiene 2+, el nitrógeno además de 3+, 5+ también tiene 1+, 2+ y 4+. El carbono además de 4+ tiene también 2+. Excepciones: •
• •
El H (hidrógeno) siempre tiene un número de oxidación de 1+, solo en los hidruros metálicos tiene 1El O (oxígeno) siempre tiene 2-, solo en los peróxidos tiene 1-. El Mn (mangane ( manganeso) so) también tiene 4+, 6+, 7+ cuando forma anhídridos u óxidos ácidos.
•
El Cr (cromo) también tiene 6+ cuando forma anhídridos u óxidos ácidos.
•
El V (vanadio) tiene 5+ cuando forma anhídridos u óxidos ácidos. El NH4+ (amonio) no es elemento, es un ión y tiene un número de oxidación de 1+. El CN- (cianuro) no es elemento, es un ión con número de oxidación de 1-.
• •
NOMENCLATURA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
La nomenclatura es un conjunto de reglas y normas establecidos por los Congresos Internacionales de Química ( IUPAC), que nos sirve para dar nombres racionales y representar a los compuestos mediante símbolos y fórmulas químicas. Fórmula Química.- Es la representación abreviada de la composición cualitativa y cuantitativa de una sustancia. Las fórmulas químicas se pueden representar de diferentes maneras: 1.- Fórmulas globales o moleculares.- Nos indica el número exacto y la clase de átomos que están
formando la molécula. Ejm: H2O
Ca(OH)2
2.- Fórmulas desarrolladas o estructurales.- Nos indica detalladamente la constitución de la
molécula y la manera como están dispuestos los átomos y el tipo de enlace químico entre ellos. Ejm: H–O–H
O–H Ca O–H
3.- Fórmulas Fórmulas semidesa semidesarro rrollada lladas.s.- Indi Indica ca los los enla enlace cess impo importa rtant ntes es entr entree grup grupos os atóm atómic icos os
característicos. Ejm: H–OH
OH
Ca
OH
4.- Fórmulas electrónicas.- Se representan con símbolos de Lewis (son puntos, equis o asteriscos
que representan los electrones de valencia que intervienen en el enlace o unión de los átomos para formar la molécula). Ejm: ..
H:O:H ··
.O:H Ca :
.
.
O:H
Una fórmula química puede constar de: -
Subíndice.- El subíndice es el número que se escribe en la parte inferior derecha del elemento y
nos indica el número de átomos dentro de la molécula. Ejm: H2SO4 Al(OH)3 subíndices -
subíndices
Coeficientes.- Es el número que va al inicio del compuesto y nos indica el número de
moléculas. El coeficiente afecta a toda la molécula. Ejm:
-
5H2SO4
2Al(OH)3
coeficiente
coeficiente
Paréntesis o corchetes.- Se usan para cerrar grupos atómicos que se repiten en la fórmula
molecular. Ejm: Ca(NO3)2
Al(OH)3
Para representar e identificar las fórmulas químicas se emplean los siguientes sistemas de nomenclatura: Sistema tradicional - Nombre tradicional CO2 anhídrido carbónico Sistema IUPAC
- Nombre lectura - Notación Stock
CO2 dióxido de carbono CO2 óxido de carbono (IV)
Alfred Stock químico alemán (1876-1946).
CLASIFICACION DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
- Oxidos básicos o metálicos - Oxidos ácidos - de metales - de no metales - Oxigenados - Oxidos neutros - Oxidos salinos o compuestos
- Binarios
- Peróxidos - Hidruros metálicos - Hidruros no metálicos del grupo VIIA y VIA - Hidrogenados o Acidos hidrácidos - Hidruros no metálicos del grupo VA, IVA y IIIA o Compuestos especiales - Sales halógenas neutras - No Hidrogenados - Haluros metálicos - Haluros no metálicos - Hidróxidos o bases - Hidrogenados - Acidos oxácidos - Oxigenados - Sales halógenas básicas
Clasificación
- No Hidrogenados
- Oxisales neutras
- Ternarios - Hidrogenados
- Sales halógenas ácidas
- No Oxigenados - No Hidrogenados - Sales halógenas dobles - Sales halógenas mixtas
- Hidrogenados
- Tio, seleno y teluroácidos - Oxisales Acidas - Oxisales Básicas
- No Hidrogenados
- Oxisales dobles
- Oxigenados - Cuaternarios
- Oxisales Mixtas
OXIDOS BÁSICOS O METALICOS
Son compuestos binarios oxigenados que están formados de la combinación entre un metal con el oxígeno. Toman la denominación de óxidos básicos porque muchos de ellos al reaccionar con el agua forman hidróxidos o bases y otros tienen propiedades básicas en las reacciones químicas. Nota: En estos compuestos el oxígeno siempre tiene un número de oxidación de 2-.
Formación de los óxidos básicos
Se coloca el símbolo de cada elemento con su respectivo número de oxidación, los mismos que se intercambian quedando como subíndices sin signo y si hay como se simplifican los subíndices. Na1+O2-
Ca2+O2-
Na2O
CaO
Os4+O2-
Al3+O2OsO2
Al2O3
Nomenclatura de los óxidos básicos: 1.- Sistema tradicional.- De acuerdo a este sistema el nombre se da de la siguiente manera: -
Oxido de Nombre del metal
Notas:
* Cuando el metal es de estado de oxidación variable se emplea la terminación oso para la menor valencia y la terminación ico para la mayor valencia. Ejm. * En el caso de algunos metales se emplea el nombre que procede del latín, como es en el caso de los siguientes elementos: hierro = ferrum cobre = cuprum oro = aurum plomo = plunbum estaño = estannum Na2O óxido de sodio CaO óxido de calcio Al2O3 óxido de aluminio TiO2 óxido de titanio
FeO óxido ferroso Fe2O3 óxido férrico PbO óxido plumboso PbO 2 óxido plúmbico
2.- Nombre lectura.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Oxido (utilizando prefijos de cantidad como mono, di, tri, tetra, etc.) de Nombre del metal (utilizando prefijos de cantidad como mono, di, tri, tetra, etc.)
Nota: El prefijo mono se puede omitir, ya que se entiende que es uno. Ejm.
Na2O óxido de disodio CaO óxido de calcio Fe2O3 Al2O3 trióxido de dialuminio TiO2 dióxido de titanio
FeO óxido de hierro trióxido de dihierro PbO óxido de plomo PbO 2 dióxido de plomo
3.- Notación Stock.- Se utiliza solo para los elementos de número de oxidación variable. Se da así: -
Oxido de Nombre del metal (acompañado del número de oxidación en números romanos y entre paréntesis) FeO óxido de hierro (II) Fe2O3 óxido de hierro (III) PbO óxido de plomo (II) PbO2 óxido de plomo (IV)
Fórmulas desarrolladas
Para realizar la fórmula desarrollada de cualquier compuestos hay que tomar en cuenta lo siguiente: * La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a cero. * El subíndice indica el número de átomos. * El número de oxidación indica el número y tipo de enlace que une a los átomos. Ejemplos:
Na2O
Na Na
O
Al2O3
Al Al
O O O
OXIDOS SALINOS O COMPUESTOS
Son compuestos binarios oxigenados que se forman de la unión de 2 óxidos básicos del mismo metal pero de diferente número de oxidación. Aquí tenemos a los óxidos salinos del Fe, Cr, Mn, etc. FeO + Fe2O3 → Fe3O4
óxido salino de hierro tetraóxido de trihierro
Fe
O
óxido de hierro (II),(III)
Fe Fe
O O O
PERÓXIDOS
Son compuestos binarios oxigenados que están formados de un metal y un grupo peróxo O 22(unión de 2 oxígenos – O – O –) . Teóricamente se forman aumentando un oxígeno más a un óxido básico normal. Existen peróxidos de los elementos de valencia 1+, 2+, ciertos metales de transición y del hidrógeno. Entre los cuales tenemos el Li, Na, K, Rb, Ag, Sr, Mg, Ra, Cd, Ba, Ca, Zn, H, Cu, Au, etc. La palabra peróxo significa más oxígeno que un óxido. Formación y nomenclatura de los peróxidos
Na2O + O → Na 2O2
peróxido de sodio
Na – O
O
CaO + O → CaO2 H2O + O → H2O2 Au2O + O → Au2O2 Al2O3 + O → Al2O6 Fe2O3 + O → Fe2O6 Ni2O3 + O → Ni2O6
peróxido de calcio peróxido de hidrógeno peróxido de oro (I) peróxido de aluminio peróxido de hierro (III) peróxido de níquel (III)
Na – O
O
Ca
Los subíndices en estos compuestos no se simplifica. En los peróxidos el oxígeno tiene un número de oxidación de 1-.
OXIDOS ACIDOS O ANHÍDRIDOS
Son compuestos binarios oxigenados que están formados de la combinación de un no metal con el oxígeno. Se denominan así porque al combinarse con el agua forman ácidos oxácidos u oxoácidos. En estos compuesto el oxígeno tiene un número de oxidación de 2- y el no metal tiene las covalencias +. El flúor no forma anhídridos ya que solo tiene número de oxidación de 1-. Cl5+O2S6+O2C4+O2Cl2O5
SO3
CO2
Hay que tomar en cuenta que también ciertos metales pueden formar anhídridos, como son: Mn, Cr, V, etc. Nomenclatura de los anhídridos 1.- Sistema tradicional. -
Cl Br I
Anhídrido Nombre del no metal o metal de excepción (utilizando los prefijos y sufijos como indica el cuadro) 1+ hipo-oso 3+ oso 5+ ico 7+ Per - ico
C Si 4+ ico Ge
B
S 4+ oso Se 6+ ico Te
3+ ico
Mn
N
1+ hipo-oso 3+ oso 5+ ico
4+ oso 6+ ico 7+ Per-ico
Cl2O anhídrido hipocloroso Cl2O3 anhídrido cloroso Cl2O5 anhídrido clórico Cl2O7 anhídrido perclórico
Cr
CO 2
P As Sb
6+ ico
3+ oso 5+ ico
V
5+ ico
SO 2 anhídrido sulfuroso SO3 anhídrido sulfúrico anhídrido carbónico
Nota: El azufre es el único no metal que se nombre con su nombre procede del latín: azufre =
sulfurum
2.- Nombre lectura: El nombre se da de la siguiente manera: -
Oxido (con prefijos de cantidad di, tri, tetra, etc.) de Nombre del metal (con prefijos de cantidad) Cl2O Cl2O3 Cl2O5 Cl2O7
óxido de dicloro trióxido de dicloro pentóxido de dicloro heptóxido de dicloro
SO 2 SO 3 CO 2
dióxido de azufre trióxido de azufre dióxido de carbono
3.- Notación Stock: -
Oxido de Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis) Cl2O óxido de cloro (I) Cl2O3 óxido de cloro (III)
SO 2 SO 3
óxido de azufre (IV) óxido de azufre (VI)
Cl2O5 óxido de cloro (V) Cl2O7 óxido de cloro (VII)
CO 2
óxido de carbono (IV)
Fórmulas desarrolladas de los anhídridos:
SO3
O O
S
P2O5
O
O=P O O=P
O
O
OXIDOS NEUTROS
Son compuestos binarios oxigenados que se producen en su mayoría por la combustión incompleta en los automotores, la mezcla de estos gases se denomina smog. Todos son gases y se denominan así ya que no se combinan con el agua, por lo tanto no forman ácidos ni bases. Para estos compuestos solo tenemos la nomenclatura Stock y nombre lectura. Los números de oxidación que forman estos compuestos son otros diferentes de los anhídridos: Cl = 4+
S = 2+
N = 2+,4+
C = 2+
CO
monóxido de carbono Óxido de carbono (II)
SO
monóxido de azufre Oxido de azufre (II)
NO
monóxido de nitrógeno Oxido de nitrógeno (II)
NO 2
dióxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno (IV)
ClO2
dióxido de cloro Oxido de cloro (IV)
HIDROXIDOS O BASES
Son compuestos ternarios que se caracterizan por estar formados de un metal y el grupo hidróxido, hidróxilo u oxidrilo (OH)1-.
Los hidróxidos se caracterizan por ser amargos, tienen tacto jabonoso, neutralizan a los ácidos y en la escala de pH los hidróxidos tienen valores que van de 7 a 14, siendo el 7 neutro. Neutralización: Es la combinación de los OH - de una base con los H + de un ácido para formar agua. Escala de pH (potencial de hidrógeno) neutro + Acido H Básico o alcalino OH -
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
En el laboratorio se puede reconocer la presencia de una base mediante el uso de indicadores, entre estos tenemos: Fenolftaleína da un color que va de rosado a rojo Papel de tornasol da un color de morado - azul Heliantina da un color anaranjado - amarillo Las características principales de un hidróxido se debe a la presencia de los iones OH -1 Formación de los hidróxidos. -
Primera Forma.- Se forman generalmente de la reacción de un óxido básico con el agua. Este
proceso necesita tantas moléculas de agua como número de oxígenos tenga el óxido básico. Ejm: Na2O + H2O
→
NaOH
TiO2 + 2H2O
→
Ti(OH)4
Al2O3 + 3H2O -
Al(OH)3
→
Segunda Forma.- Se forma de la reacción directa de ciertos metales alcalinos (IA) y alcalinos
térreos (IIA) con el agua. Ejm:
-
Na + HOH
→
NaOH + H2
Ca + HOH HOH
→
Ca(OH)2 + H2
El calcio tiene un número de oxidación de 2+ por lo que necesita 2 OH El sodio tiene 1+ por lo que necesita 1 OH Tercera Forma.- Se forma de la reacción entre el amoníaco con el agua. NH3 + HOH
→
NH4OH
El NH3 se une al H y forma el radical amonio NH 4+ con el agua para formar el hidróxido de amonio. Directamente.- se puede poner la fórmula del compuesto, colocando solamente el metal y el grupo OH, e intercambiando sus números de oxidación. K 1+(OH)1-
Ca2+(OH)1-
Fe3+(OH)1-
KOH
Ca(OH)2
Fe(OH)3
Nomenclatura de los hidróxidos: 1.- Sistema tradicional.- Se da de la siguiente manera:
Hidróxido de Nombre del metal Nota: Como en el caso de los óxidos básicos, para los metales de estado de oxidación variable se emplea la terminación oso e ico y algunos nombres del latín. Ejm: -
KOH Be(OH)2 Al(OH)3 Os(OH)4
hidróxido de potasio hidróxido de berilio hidróxido de aluminio hidróxido de osmio
AuOH Au(OH) 3 Cr(OH) 2 Cr(OH) 3
hidróxido auroso hidróxido aúrico hidróxido cromoso hidróxido crómico
2.- Nombre lectura.- Se da el nombre así: -
Hidróxido (utilizando prefijos de cantidad como di, tri, tetra, etc.) de Nombre del metal (con prefijos de cantidad di, tri, tetra, etc.) KOH Be(OH)2 Al(OH)3 Os(OH)4
hidróxido de potasio dihidróxido de berilio trihidróxido de aluminio tetrahidróxido de osmio
AuOH Au(OH) 3 Cr(OH) 2 Cr(OH) 3
hidróxido de oro trihidróxido de oro dihidróxido de cromo trihidróxido de cromo
3.- Notación Stock.- Se emplea para los metales de número de oxidación variable. -
Hidróxido de Nombre del metal (acompañado del número de oxidación en números romanos y entre paréntesis) AuOH Au(OH)3 Cr(OH)2 Cr(OH)3
hidróxido de oro (I) hidróxido de oro (III) hidróxido de cromo (II) hidróxido de cromo (III)
Fórmulas desarrolladas de los hidróxidos
NaOH
Na-O-H
Fe(OH)3
Fe
____
O-H O-H O-H
ACIDOS OXÁCIDOS U OXOÁCIDOS
Son compuestos ternarios que están formados de hidrógeno, no metal y oxígeno.
Los ácidos se caracterizan por ser agrios, neutralizan a las bases y en la escala de pH tienen valores que van de 0 a 7, siendo el 7 neutro. Escala de pH (potencial de hidrógeno)
neutro Acido H+
Básico o alcalino OH -
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
En el laboratorio se puede reconocer la presencia de un ácido mediante el uso de indicadores, entre estos tenemos: Fenolftaleína un ácido quita el color a la fenolftaleína Papel de tornasol da un color de rosado a rojo Heliantina da un color rojo Las características principales de un ácido se debe a la presencia del ión H +, llamado hidrógeno o hidrogenión. Formación de los Oxoácidos.
Estos ácidos se forman generalmente de la reacción de un óxido ácido con el agua. Este proceso se coloca primero el hidrógeno, luego el no metal y el oxígeno. Ejm: Cl2O + H2O
→
HClO
Cl2O3 + H2O
→
HClO2
Cl2O5 + H2O
→
HClO3
Cl2O7 + H2O
→
HClO4
Nomenclatura de los oxoácidos: 1.- Sistema tradicional.- Se da de la siguiente manera: -
Cl Br
Acido Nombre del anhídrido del cual proviene (omitiendo la palabra anhídrido) Ejemplos: 1+ hipo-oso 3+ oso
Cl 2O + H2O Cl2O3 + H2O
→ →
HClO HClO2
ácido hipocloroso ácido cloroso
I
5+ ico 7+ Per - ico
Cl2O5 + H2O Cl2O7 + H2O
→ →
HClO3 HClO4
ácido clórico ácido perclórico
Nota: El anhídrido del S, Se y Te también pueden combinarse con 2 moléculas de anhídrido (en
este caso se emplea el prefijo piro). S Se Te
N
4+ 6+
oso ico
SO2 2SO2 SO3 2SO3
1+ hipo-oso 3+ oso 5+ ico
+ + + +
H2O H2O H2O H2O
→ → → →
H2SO3 H2S2O5 H2SO4 H2S2O7
ácido sulfuroso ácido pirosulfuroso ácido sulfúrico ácido pirosulfúrico
N2O + H2O N2O3 + H2O N2O5 + H2O
→ → →
HNO HNO2 HNO3
ácido hiponitroso ácido nitroso ácido nítrico
Nota: En el caso de los anhídridos del P, As y Sb, se pueden combinar con 1, 2 y 3 moléculas de
agua, originándose 3 ácidos por cada anhídrido. Para nombrarles se emplea los siguientes prefijos: El prefijo orto se puede o no omitir. P As Sb
3+ oso 5+ ico
P2O3 P2O3 P2O3 P2O5 P2O5 P2O5
+ + + + + +
H2O 2H2O 3H2O H2O 2H2O 3H2O
→ → → → → →
HPO2 H4P2O5 H3PO3 HPO3 H4P2O7 H3PO4
meta = 1 molécula de agua piro = 2 moléculas de agua orto = 3 moléculas de agua ácido metafosforoso cido pirofosforoso ácido ortofosforoso o fosforoso ácido metafosfórico ácido pirofosfórico ácido ortofosfórico o fosfórico
Nota: Los anhídridos del C, Si y Ge pueden combinarse con 2 moléculas de agua y se nombran con
el prefijo orto sin omitir el prefijo. C Si Ge
4+ ico
CO2 + H2O CO2 + 2H2O
→ →
H2CO3 H4CO4
ácido carbónico ácido ortocarbónico
Nota: El anhídridos del B también se pueden combinar con 1, 2 y 3 moléculas de agua,
originándose 3 ácidos. Para nombrarles se emplea los prefijos:
meta = 1 molécula de agua piro = 2 moléculas de agua orto = 3 moléculas de agua
El prefijo orto se puede o no omitir. También puede formar un ácido al combinarse 2 moléculas de anhídrido con una molécula de agua.
B
3+ ico
Mn
4+ oso 6+ ico 7+ Per-ico
B2O3 B2O3 B2O3 2B2O3
+ + + +
H2O 2H2O 3H2O H2O
→ → → →
HBO2 H4B2O5 H3BO3 H2B4O7
ácido metabórico ácido pirobórico ácido ortobórico o bórico ácido tetrabórico
MnO2 + H2O → H2MnO3 ácido manganoso MnO3 + H2O → H2MnO4 ácido mangánico Mn2O7 + H2O → HMnO4 ácido permangánico
Nota: El anhídrido del Cr puede combinarse también con 2 moléculas de anhídrido.
Cr
6+ ico
CrO3 + H2O → H2CrO4 2CrO3 + H2O → H2Cr 2O7
ácido crómico ácido dicrómico
Nota: el anhídrido del vanadio solo se combina con 3 moléculas de agua, y se nombra con el prefijo
orto, el mismo que se puede o no omitir: V
5+ ico
V2O5 + 3H2O → H3VO4
- Sistema IUPAC.- Esta se divide en nomenclatura sistemática y sistemática funcional. 1) Nomenclatura Sistemática
El nombre se da de la siguiente manera: - Nombre del no metal que proviene (con el prefijo OXO, la terminación ATO y prefijos de cantidad, también con el número de oxidación del no metal (números romanos y en paréntesis) - de - Hidrógeno Nota: El prefijo OXO puede omitirse
P2O3 + H2O → HPO2
dioxofosfato (III) de hidrógeno fosfato (III) de hidrógeno
P2O3 + 2H2O → H4P2O5
pentaoxodifosfato (III) de hidrógeno difosfato (III) de hidrógeno
P2O3 + 3H2O → H3PO3
trioxofosfato (III) de hidrógeno fosfato (III) de hidrógeno
P2O5 + H2O
trioxofosfato (V) de hidrógeno fosfato (V) de hidrógeno
→ HPO3
P2O5 + 2H2O → H4P2O7
heptaoxodifosfato (V) de hidrógeno difosfato (V) de hidrógeno
P2O5 + 3H2O → H3PO4
tetraoxofosfato (V) de hidrógeno fosfato (V) de hidrógeno
2) Nomenclatura Sistemática Funcional
El nombre se da de la siguiente manera: - Acido - Nombre del no metal que proviene (con el prefijo OXO, la terminación ICO y prefijos de cantidad, también con el número de oxidación del no metal (en números romanos y entre paréntesis) Nota: El prefijo OXO puede omitirse
S2O3 + H2O → H2SO4
Acido tetraoxosulfúrico (VI) Acido sulfúrico (VI)
Sb2O3 + 2H2O → H4Sb2O5
Acido pentaoxodiantimónico (III) Acido diantimónico (III)
Cl2O + H2O → HClO
Acido Oxoclórico (I) Acido clórico (I)
Fórmulas desarrolladas de los oxoácidos
Para realizar las fórmulas desarrolladas de estos compuestos se sigue la siguiente regla: - Se escribe el símbolo de los hidrógenos, acompañados de un oxígeno cada uno. - Luego los no metales y finalmente con los oxígenos que sobran. H2SO4 H-O H-O
S
H4P2O5 O
H-O
O
H-O H-O H-O
H2Cr 2O7 O
P
H – O - Cr
O
H – O - Cr
P
O
O O O
Cuadro de claves de los oxoácidos
Cl 1+ hipo-oso Br 3+ oso I 5+ ico 7+ Per – ico P As Sb
(111) (112) (113) (114)
META
S 4+ oso (213) Se 6+ ico (214) Te PIRO
3+ oso (112) 5+ ico (113)
(425) (427)
META
PIRO
ORTO
(313) (314) ORTO
PIRO
(225) (227)
1+ hipo-oso (111) N 3+ oso (112) 5+ ico (113)
C Si Ge TETRA
ORTO
4+ ico (213)
(414)
B
3+ ico
Cr
6+
(112)
ico
(425) (313)
(247)
DI
(214) (227)
Mn
4+ oso 6+ ico 7+ Per-ico
V
(213) (214) (114)
ORTO
5+ ico (314)
ACIDOS DE ESTRUCTURA ESPECIAL
Existen algunos ácidos cuyos nombres salen de las reglas de la nomenclatura y frecuentemente son citados. Generalmente se utilizan los nombres usados tradicionalmente. Ejms:
nombres tradicionales HCN HOCN HONC HSCN H4Fe(CN)6 H3Fe(CN)6
Acido cianhídrico Acido ciánico Acido fulmínico Acido sulfocianhídrico Acido ferrocianhídrico Acido ferricianhídrico
HIDRUROS METALICOS
Son compuestos binarios hidrogenados que están formados de un metal con el hidrógeno. En estas sustancias el hidrógeno tiene un número de oxidación de 1-. En la fórmula primero va el metal y luego el H. Ejm: KH
RaH2
Nomenclatura de los hidruros metálicos 1.- Sistema tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Hidruro de Nombre del metal
AlH3
Nota: Al igual que en los óxidos, se emplea terminación oso e ico para los metales de número de
oxidación variable y ciertos nombres en latín. NaH CaH2 InH3 UH6
hidruro de sodio hidruro de calcio hidruro de indio hidruro de uranio
CuH CuH 2 SnH 2 SnH 4
hidruro cuproso hidruro cúprico hidruro estannoso hidruro estánnico
CuH CuH 2 SnH 2 SnH 4
hidruro de cobre dihidruro de cobre dihidruro de estaño tetrahidruro de estaño
2.- Nombre lectura.- El nombre se da como sigue: -
Hidruro (con prefijos de cantidad) de Nombre del metal NaH CaH2 InH3 UH6
hidruro de sodio dihidruro de calcio trihidruro de indio hexahidruro de uranio
3.- Notación Stock.- Solo para los metales de valencia variable. -
Hidruro de Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis) CuH CuH2 SnH2 SnH4
hidruro de cobre (I) hidruro de cobre (II) hidruro de estaño (II) hidruro de estaño (IV)
Fórmulas desarrolladas de los hidruros metálicos
CaH2
Ca H
H
NaH
Na – H
HIDRUROS NO METALICOS
Los hidruros no metálicos están formados de un no metal y el hidrógeno. Estos se dividen en dos grupos que son: los del grupo VIIA, VIA y los del grupo VA, IVA, IIIA de la tabla periódica.
HIDRUROS NO METALICOS DEL GRUPO VIIA Y VIA DE LA TABLA PERIÓDICA
O ACIDOS HIDRACIDOS
Son compuestos binarios hidrogenados que se forman de hidrógeno y un no metal del grupo VIIA y VIA de la tabla periódica. Tradicionalmente se denominan como ácidos hidrácidos ya que estas sustancias al estar disueltas en agua tienen un carácter ácido. En estos compuestos primero va el hidrógeno y luego el no metal. El número de oxidación del hidrógeno en estos compuestos es de 1+ y los no metales tienen el negativo. Ejm: No metales Halógenos (1-)
Calcógenos (2-)
F, Cl, Br, I Ejemplos:
HCl
S, Se, Te
H2S
Nota: La fórmula correcta de expresar el ácido fluorhídrico es H 2F2 y no HF. Nomenclatura de los Acidos Hidrácidos: 1.- Sistema Tradicional.- Se da el nombre de la siguiente manera. -
Acido Nombre del no metal con la terminación HÍDRICO Ejms:
HBr
HF ácido fluorhídrico HCl ácido clorhídrico HI ácido yodhídrico ácido bromhídrico
H 2S ácido sulfhídrico H 2Se ácido selenhídrico H 2Te ácido telurhídrico
2.- Nombre lectura.- Se da de la siguiente manera. -
Nombre del no metal con la terminación URO. de Hidrógeno Ejms:
H2F2 HCl HI HBr
fluoruro de hidrógeno cloruro de hidrógeno yoduro de hidrógeno bromuro de hidrógeno
H 2S sulfuro de hidrógeno H 2Se seleniuro de hidrógeno H 2Te telururo de hidrógeno
Fórmulas desarrolladas
HCl
H–Cl
H2S
H H
S
HIDRUROS NO METALICOS DEL GRUPO VA, IVA Y IIIA DE LA TABLA PERIÓDICA O
COMPUESTOS ESPECIALES
Son compuestos binarios hidrogenados que se forman de un no metal del grupo VA, IVA y IIIA de la tabla periódica y el hidrógeno. Tradicionalmente se denominan como compuestos especiales. En estos compuestos primero va el no metal y luego el hidrógeno. El número de oxidación del hidrógeno en estos compuestos es de 1+ y los no metales tienen el negativo. No metales Nitrogenoides (-3)
N, P, As, Sb Ejemplos:
Carbonoides (-4)
C, Si, Ge
NH3
Grupo del boro (-3)
B
CH4
Nomenclatura de los Compuestos especiales: -
1.- Sistema Tradicional.- Según esta nomenclatura estos compuestos tienen nombres
tradicionales especiales como son:
Ejms:
NH3 amoníaco PH3 fosfamina o fosfina AsH3 arsenamina o arsina SbH3 estibamina o estibina
BH3
CH4 metano SiH4 silano o silicio metano GeH4 germanano boramina, borano o borina
2.- Nombre lectura.- Se da de la siguiente manera. - Hidruro (con los prefijos de cantidad) - de - Nombre del no metal Ejms:
NH3 trihidruro de nitrógeno PH3 trihidruro de fósforo AsH3 trihidruro de arsénico SbH3 trihidruro de antimonio BH 3
CH 4 tetrahidruro de carbono SiH 4 tetrahidruro de silicio GeH 4 tetrahidruro de germanio trihidruro de boro
Fórmulas desarrolladas
NH3
H
H
H–N–H
CH4
H–C–H H
HALUROS NO METALICOS
Son compuestos binarios que están formados de la combinación de 2 no metales. Para la estructura de la fórmula de estos compuestos es necesario recordar el orden de electronegatividad de los no metales: Electronegatividad decreciente F, O, Cl, Br, I, S, Se, Te, H, N, P, As, Sb, C, Si, B menor electronegatividad
Por ejemplo: el F es el más electronegativo de todos, el S es más electronegativo que todos pero menos electronegativo que el F, O, Cl, Br y I. En estos compuestos tenemos que los elementos menos electronegativos se comportan como metales con número de oxidación positivo y los elementos más electronegativos con número de oxidación negativos: En la fórmula primero va el elemento menos electronegativo. BrCl
CS2
CCl4
1.- Nombre lectura. - El nombre se da así: -
Nombre del no metal más electronegativo con la terminación URO (y prefijos de cantidad) de Nombre del no metal menos electronegativo (con los prefijos de cantidad)
Nota: en este nombre, los prefijos de cantidad también se pueden omitir. Ejms:
CS2 CCl4
disulfuro de carbono o sulfuro de carbono tetracloruro de carbono o cloruro de carbono
2.- Sistema Stock.- Se emplea cuando el metal es de valencia variable. -
Nombre del no metal más electronegativo con la terminación URO de Nombre del no metal menos electronegativo (con el número de oxidación en números romanos) Ejms:
PCl5 CS2 PCl3 P3 N5
cloruro de fósforo (V) sulfuro de carbono (IV) cloruro de fósforo (III) nitruro de fósforo (V)
Fórmulas desarrolladas
CS2
C
Cl
S
CCl4
S
Cl – C – Cl Cl
HALUROS METALICOS
Son compuestos binarios que están formados de un metal y un no metal del grupo VA y IVA de la tabla periódica. En estos compuestos el metal tiene número de oxidación positivo y el no metal negativo. En la fórmula primero va el metal y luego el no metal. Ejm. Ca3P2 K 3 N 1.- Nombre lectura. - El nombre se da así: - Nombre del no metal con la terminación URO (y prefijos de cantidad) - de - Nombre del metal (con los prefijos de cantidad Nota: en este nombre, los prefijos de cantidad también se pueden omitir. Ejms:
excepción
Ca3P2 K 3 N Al4C3 CaC2
difosfuro de tricalcio o fosfuro decalcio nitruro de tripotasio o nitruro de potasio tricarburo de tetraaluminio o carburo de aluminio dicarburo de calcio o carburo de calcio
2.- Sistema Stock.- Se emplea cuando el metal es de valencia variable. -
Nombre del no metal con la terminación URO de Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis) Ejms:
Pb3 N2 Fe4C3
Fórmulas desarrolladas
K 3 N
nitruro de plomo (II) carburo de hierro (III) K K–N–K
AlN
Al = N
RADICALES IONIZACIÓN DE LOS ÁCIDOS
Casi todos los ácidos inorgánicos o minerales son electrolitos o conductores de segunda clase, de manera que disueltos en el agua se ionizan o se disocian en iones, es decir que liberan sus iones. Ión: es un átomo o grupo de átomos que tienen carga eléctrica, ya sea positiva (catión) o negativa (anión). Hay ácidos hidrácidos y oxácidos que solamente pueden liberar un ión, otros 2, 3 etc. A la parte sobrante de un ácido después de haberse realizado la ionización se llama radical. La valencia de los radicales está dado por el número de iones hidrógenos liberados. HNO3
medio
→
H
1+
+ NO3
acuoso
1-
acuoso
H2SO4 (HSO4)1-
→ →
H1+ + (HSO4)1H1+ + (SO4)2-
acuoso
H3PO4 → H1+ + (H2PO4)1(H2PO4)1- → H1+ + (HPO4)2(HPO4)2- → H1+ + (PO4)3-
HCl
acuoso
→
H1+ + Cl1-
H2S → H1+ + (HS)1(HS)1- → H1+ + S2-
Nomenclatura tradicional de los Radicales:
1.- Todos los nombres de los radicales que provienen de un ácido hidrácido, se da de la siguiente manera: - Nombre del no metal con la terminación URO. - Acido (con los prefijos de cantidad, dependiendo del número de H que posea el radical) 2.- Los nombre de los radicales que provienen de un oxoácido, se da de la siguiente manera: - Nombre del oxácido que proviene (cambiando la terminación oso por ito e ico por ato) - Acido (con los prefijos de cantidad, dependiendo del número de H que posea el radical) Nota: Cuando el radical no posea H, se omite la palabra ácido.
HBr
→
H1+ + Br 1-
Radical bromuro
H2Te (HTe)1-
→ →
H1+ + (HTe)1H1+ + Te2-
Radical telururo ácido Radical telururo
HClO
→
H1+ + (ClO)1-
Radical hipoclorito
H2SO4 (HSO4)1-
→ →
H1+ + (HSO4)1H1+ + (SO4)2-
Radical sulfato ácido Radical sulfato
H3PO4 → H1+ + (H2PO4)1Radical fosfato diácido 11+ 2(H2PO4) → H + (HPO4) Radical fosfato ácido 21+ 3(HPO4) → H + (PO4) Radical fosfato
SALES
Las sales se obtienen en el laboratorio de diferente manera: 1.- De la reacción directa entre un metal con un ácido (que puede ser hidrácido u oxácido). Mg + HCl
MgCl2 + H2
→
Cu + HNO3
→
Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2.- De la neutralización total o parcial entre una base con un ácido hidrácido u oxácido. NaOH + HCl KOH + H2SO4
→ →
H2O + NaCl H2O + K 2SO4
Neutralización.- Es la unión de los OH 1- de una base con los H 1+ de un ácido para formar agua (en
la neutralización total, no sobra en la fórmula de la sal ni OH ni H, en cambio en la neutralización parcial puede sobrar en la fórmula del compuesto ya sea OH o H). Tipos de sales
Las sales en si son similares, pero se diferencian en el tipo de ácido que los origina: si el ácido es hidrácido, la sal es haloidea o halógena, en cambio si el ácido que lo origina es oxácido, se forma una oxisal. Tanto las sales haloideas como oxisales pueden ser: neutras, ácidas, básicas, dobles y mixtas. SALES HALOIDEAS O HALOGENAS NEUTRAS
Estas sales son compuestos binarios que están formados de un metal con un no metal del grupo VIA y VIIA de la tabla periódica. Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y del no metal con su respectivo número de
oxidación y se intercambia (si hay como se simplifica).
Nota: El metal tiene número de oxidación + y el no metal -. Cloruro de litio cloruro plúmbico sulfuro cúprico 1+ 14+ 1Li Cl Pb Cl Cu2+S2-
LiCl
PbCl4
CuS
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H). O H
Al
O H O H
+
H
Cl
H
Cl
H
Cl
C l →
3H2O +
A l
C l C l
cloruro de aluminio Al(OH)3 + 3HCl Na Na
O H O H
→
3H2O + AlCl3
H
+
S
H
→
2H2O +
N a
S
N a
sulfuro de sodio 2NaOH + H2S
→
2H2O + Na2S
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre del no metal con la terminación URO. De Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
CaF2 fluoruro de calcio FeBr 2 bromuro ferroso
NH4Br Au 2Se3
bromuro de amonio seleniuro aúrico
2.- Nomenclatura IUPAC.- Para dar el nombre lectura y IUPAC, se siguen las mismas reglas que
en la tradicional, pero empleando prefijos de cantidad (lectura) y números romanos y entre paréntesis (Stock). FeBr 3 tribromuro de hierro bromuro de hierro (III)
Co 2Se3 triseleniuro de dicobalto seleniuro de cobalto (III)
Fórmulas desarrolladas
NaCl
Na – Cl
Li2Se
Li Li
Se
SALES HALOGENAS ACIDAS
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de un metal con Hidrógeno y anión del S, Se y Te. Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y del radical del ácido hidrácido (con el número de hidrógenos pedidos) con sus respectivos números de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica). Sulfuro ácido de potasio K 1+(HS)1-
telururo ácido mángánico Mn3+(HTe)1-
KHS
sulfuro ácido cromoso Cr 2+(HS)1-
Mn(HTe)3
Cr(HS)2
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar H por cada ácido). O H
Li
+
H
Se
H
→
H2O +
L i
S e
H
seleniuro ácido de litio LiOH + H2Se
→
H Fe
O H O H
H
+
H
H
Fe(OH)2 + 2H2Te
H2O + LiHSe
H
Te →
2H2O +
F e
Te H
→
2H2O + Fe(HTe)2
T e T e
H
telururo ácido ferroso
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre del no metal con la terminación URO. Acido Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico. NH4HSe seleniuro ácido de amonio Cr(HS) 2 sulfuro ácido cromoso KHS sulfuro ácido de potasio Mn(HTe) 3 telururo ácido mangánico 2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera -
Hidrógeno (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de hidrógenos pedidos). Nombre del no metal con la terminación URO. De
-
Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es de valencia variable). NH4HSe KHS
hidrógeno seleniuro de amonio hidrógeno sulfuro de potasio
Cr(HS)2 hidrógeno sulfuro de cromo (II) Mn(HTe) 3 hidrógeno telururo de manganeso (III)
Fórmulas desarrolladas
NaHS
H
Na
Cr(HS)2
S
H
Cr H
S S
SALES HALOGENAS BASICAS
Estas sales son compuestos cuaternarios que están formados de un metal con óxidrilos (OH) y anión del F, Cl, Br, I, CN, S, Se y Te. Directamente.- Se escribe el símbolo del metal con el número de OH pedidos y el radical del ácido
hidrácido con sus respectivos número de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica). Cloruro básico de calcio
sulfuro básico niqueloso
cloruro dibásico férrico
(CaOH)1+Cl1-
(NiOH)1+S2-
[Fe(OH)2]1+Cl1-
CaOHCl
(NiOH)2S
Fe(OH)2Cl
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar OH por cada base). O H
Al
OH
F
H
F
+
→
H2O +
A l
OH
Al(OH)3 + HF
Ni
Ni
→
OH
H
O
H
fluoruro dibásico de aluminio H2O + Al(OH)2F
OH O H O H
O
O
+
H H
S
→
2H2O
+
N i N i
H
S O
H
sulfuro básico niqueloso
Ni(OH)2 + H2S
→
2H2O + (NiOH)2S
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre del no metal con la terminación URO. Básico (con prefijos de cantidad, de acuerdo al número de OH pedidos) Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
BaOHBr bromuro básico de bario MgOHI yoduro básico de magnesio
Pb(OH) 2Cl2 Fe(OH) 2Cl
cloruro dibásico plúmbico cloruro dibásico férrico
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera
Hidróxi (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de OH pedidos). Nombre del no metal con la terminación URO. - de - Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es de valencia variable). -
NiOHBr hidróxi bromuro de niquel (II) PbOHCl hidróxi cloruro de plomo (II)
Pb(OH) 2Cl2 dihidróxi cloruro de plomo (IV) Fe(OH) 2Cl dihidróxi cloruro de hierro (III)
Fórmulas desarrolladas
CdOHCl
O Cd
H
(NiOH)2S
O
Ni
Cl
Ni
H
S O
H
SALES HALOGENAS DOBLES
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de 2 cationes diferentes (metales) y un anión (no metal). Directamente.- Se escribe el símbolo de los metales y del no metal con su respectivo número de
oxidación y se igualan las cargas + con la -. Sulfuro doble de sodio-litio Na1+Li1+S2 NaLiS
cloruro doble de sodio-potasio Na1+K 1+Cl1NaKCl2
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H). K
Mg
K
O H
H
O H
H
+
O H
H
O H
H
K S
S →
O H
K
O H
+
+
Mg
S
S
K
2KOH + Mg(OH) 2 + 2H2S
Na
4H2O
→
sulfuro doble de potasio-magnesio 4H2O + K 2MgS2
N a
H H
S
NaOH + KOH + H2S
→
2H2O
S
+ K
→
sulfuro doble de sodio-potasio 2H2O + NaKS
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:
Nombre del no metal con la terminación URO. - Doble (se puede omitir esta palabra) - De - Nombre de los metales -
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
K 2MgTe2 telururo doble de potasio-magnesio NaKSe seleniuro doble de sodio-potasio
FeCuS 2 sulfuro doble cuproso-férrico CuKS sulfuro doble cuproso-potasio
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera -
Nombre del no metal con la terminación URO. De Nombre de los metales (con los números de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es variable). AuNaTe2 telururo de oro(III)-sodio Hg2CaSe2 seleniuro de mercurio(I)-calcio
Fórmulas desarrolladas
CuKS
K
S
FeCuS 2 CuKS K K2MgS2
sulfuro de hierro(II)-cobre(II) sulfuro de cobre(I)-potasio
Mg
S
Cu
S
K
SALES HALOGENAS MIXTAS
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de 1 catión (metal) y 2 aniones diferentes (no metal). Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y de los no metales con su respectivo número de oxidación y se igualan las cargas + con la -. cloruro-sulfuro de osmio Os4+Cl1-S2-
bromuro-cloruro manganoso Mn2+Br 1-Cl1-
OsCl2S
MnBrCl
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H). O H
Bi
O H O H
H
Cl
H
S
+
C l →
3H2O
+
B i
H
S
cloruro-sulfuro bismutoso Bi(OH)3 + HCl + H2S Ca
O H O H
H
+
H
→
3H2O + BiClS I
I →
F
C a
2H2O +
F
yoduro-fluoruro de calcio Ca(OH)2 + HI + HF
→
2H2O + CaIF
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre de los no metales con la terminación URO. De Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
BiClS Ca2SSe
cloruro-sulfuro bismutoso sulfuro-seleniuro de calcio
MnClBr FeICl
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera -
Nombre de los no metales con la terminación URO.
cloruro-bromuro manganoso yoduro-cloruro ferroso
-
De Nombre del metal (con los números de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es variable). NiClS CuClF
cloruro-sulfuro de niquel (III) cloruro-fluoruro de cobre (II)
MnClBr cloruro-bromuro de manganeso (II) FeICl yoduro-cloruro de hierro (II)
Fórmulas desarrolladas
MnBrCl
Br Cl
NiClS
Mn
Cl
Ni
S
OXISALES NEUTRAS
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de un metal con un radical de oxácido. Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y el radical del oxácido que proviene con su
respectivo número de oxidación y se intercambia (si hay como se simplifica). Nota: El metal tiene número de oxidación + y el radical -. Sulfato de aluminio carbonato ferroso
nitrato de plata
Al3+(SO4)2-
Fe2+(CO3)2-
Ag1+(NO3)1-
Al2(SO4)3
FeCO3
AgNO3
Estas sales se forman generalmente de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un ácido oxácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H). O
Ca
O H O H
H
+
H
O
NO3 NO3
→
2H2O +
N
C a
O
N
O O O
2NaOH + H2SO4
→
nitrato de calcio
2H2O + Na2SO4
O
Fe
O H O H
C l H
+
H
ClO3 ClO3
→
F e
2H2O +
C l
O O O
Clorato ferroso Fe(OH) 2 + 2HClO3
→
2H2O + Fé(ClO3)2
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre del radical del oxácido que proviene (empleando la terminación ito o ato). De Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico o números romanos y
entre paréntesis. CaCO3
carbonato de calcio
Fe4(B2O5)3
piroborato férrico o piroborato de hierro (III)
Al4(P2O7)3
pirofosfato de aluminio
Pb(NO 2)2
nitrito plumboso o nitrito de plomo (II)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Para dar el nombre IUPAC, se da de la siguiente manera:
Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis). - De - Nombre del metal -
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO. Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre
paréntesis.
Ni2(CO3)3
trioxocarbonato (IV) de niquel (III) carbonato (IV) de niquel (III)
Co(ClO3)2
trioxoclorato (V) de cobalto (III) clorato (V) de cobalto (III)
Pb(NO2)2
dioxonitrato (III) de plomo (II) nitrato (III) de plomo (II)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente: -
Se escribe el símbolo de los metales, acompañado cada enlace con un oxígeno. Luego los no metales Finalmente los oxígenos que sobran. Fe2(CO3)3 O Fe
C = O
O
O
O
Cl
O
Ca
O
C = O
O Fe
Ca(ClO3)2
O
O
O
Cl
O
C = O
O
OXISALES ACIDAS
Son compuestos cuaternarios con carácter ácido que están formados de un metal con el anión ácido parcialmente ionizado del oxácido que proviene. Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y el radical con los hidrógenos pedidos y sus respectivos números de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica). Carbonato ácido de sodio Na1+(HCO3)1-
piroborato triácido de aluminio Al3+(H3B2O5)1-
NaHCO3
Al(H3B2O5)3
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un oxácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar H por cada ácido). Na
O H
+
NaOH + H2CO3 Li
O H
N a
H
H
→
CO3
→
H2O +
+ PO4
→
=
O
carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio
H
H
C H
H2O + NaHCO3
H
O
H2O +
H
O
L i
O
H
O
=
P
=
O
O
fosfato diácido de litio LiOH + H3PO4
→
H2O + LiH2PO4
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ITO o ATO. Acido (con prefijos de cantidad dependiendo del número de H que sobran por cada ácido). Nombre del metal
Nota: - Si la sal es monoácido se puede omitir esta palabra y anteponer al nombre con el prefijo Bi. -
Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
NaHCO3
bicarbonato de sodio
Mn 2(H2SiO4)3 ortosilicato diácido mangánico u Ortosilicato diácido de manganeso (III)
Na2HSbO4 antimoniato ácido de sodioFe(HSO 4)3
sulfato ácido férrico o sulfato ácido de hierro (III)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera:
Hidrógeno (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de hidrógenos pedidos). Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis). - De - Nombre del metal -
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO. Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre
paréntesis.
Mn2(H2SiO4)3 dihidrógeno-tetraoxosilicato (IV) de manganeso (III) dihidrógeno-silicato (IV) de manganeso (III) Fe(HSO4)3
hidrógeno-tetraoxosulfato (VI) de hierro (III) hidrógeno-sulfato (VI) de hierro (III)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente:
Se escribe el símbolo de los hidrógenos y metales alternadamente, acompañado cada enlace con un oxígeno. - Luego los no metales - Finalmente los oxígenos que sobran -
Na2HSbO4
Al2(HBO3)3
Na
O
H
H
O
Na
O
Sb
O
Al
O O O O O
B B O H
Al
O O O
H
B
OXISALES BASICAS
Son compuestos cuaternarios que están formados de un metal con los OH y el anión del oxácido que proviene. Directamente.- Se escribe el símbolo del metal con los OH pedidos y el radical del oxácido que
proviene y sus respectivos números de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica). Sulfato básico de aluminio
carbonato dibásico platínico
[Al(OH)]2+(SO4)2-
[Pt(OH)2]2+(CO3)2-
AlOHSO4
Pt(OH)2CO3
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un oxácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar OH por cada base).
Al
O H
H
O H
H
+
O
→
2H2O
A l
+
O
O H
= C
O
O
H
carbonato básico de aluminio o subcarbonato de aluminio Al(OH)3 + H2CO3
2H2O + AlOHCO3
→
OH Fe
F e
OH
F
O H O H
Fe
H
O
H
E
H
+
O
CO3
O →
2H2O
+
H
C
O F e A l
OH OH
O
H
O
H
=
carbonato dibásico férrico 2Fe(OH)3 + H2CO3
→
2H2O + [Fe(OH)2]2CO3
O
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:
Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ITO o ATO. Básico (con prefijos de cantidad dependiendo del número de OH que sobran por cada base). Nombre del metal Nota: - Si la sal es monobásico se puede omitir esta palabra y anteponer al nombre con el prefijo Sub. - Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico. -
Os(OH)2CO3 carbonato dibásico de osmio
Fe(OH)2ClO4 perclorato dibásico férrico perclorato dibásico de hierro (III)
Ti(OH)2SiO4 ortosilicato dibásico de titanio CrOHSiO3
subsilicato crómico o silicato básico de cromo (III)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera
Hidróxi (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de OH pedidos). Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis). - De - Nombre del metal -
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO. Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre
paréntesis.
Fe(OH)2ClO4 dihidróxi-tetraoxoclorato (VII) de hierro (III) dihidróxi-clorato (VII) de hierro (III) CrOHSiO3
hidróxi-trioxosilicato (IV) de cromo (III) dihidróxi-silicato (IV) de cromo (III)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente: -
Se escribe el símbolo del metal, acompañado cada enlace con un oxígeno. Luego los no metales A continuación el H y no metal alternadamente. Finalmente los oxígenos que sobran PbOHPO4 O Pb
H
O O
[Ti(OH)2]2SiO4
Ti P O
O O O O
H H Si
O
O O O O
Ti
H H
OXISALES DOBLES
Estas sales son compuestos cuaternarios que están formados de 2 cationes diferentes (metales) y un radical aniónico. Directamente.- Se escribe el símbolo de los metales y del radical aniónico con su respectivo número de oxidación y se igualan las cargas + con la -. Telurato doble de sodio-potasio
Sulfato doble de sodio-aluminio
Na1+K 1+(TeO4)2-
Na1+Al3+(SO4)2-
NaKTe O4
NaAl(SO4)2
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un oxácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H). Cs
O H
Ag
O H
+
H H
Cs
SO4
→
2H2O
O
O
+
S Ag
O
O
sulfato doble de cesio-plata CsOH + AgOH + H2SO4 K
O H O H
Al
O H O H
→
2H2O + CsAgSO4
H
+
H
K
T
TeO4 →
4H2O
O
+ A l
H H
O
TeO4
O
e
=
O
T e
=
O
O
telurito doble de amonio-aluminio KOH + Al(OH)3 + 2H2TeO4
→
4H2O + KAl(TeO4)2
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre del radical aniónico con la terminación ITO o ATO. Doble (se puede omitir esta palabra) De Nombre de los metales
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
NH4 NaCO3 carbonato doble de amonio-sodio
MnZnCO 4 ortocarbonato manganoso-zinc o ortocarbonato de manganeso (II)-zinc
K 2Ca(SO4)2 sulfato de potasio-calcio
FeCr 2(SiO3)4 silicato ferroso-crómico o silicato de hierro (II)-cromo (III)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera:
Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis). - De - Nombre del metal -
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO. Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre
paréntesis.
MnZnCO4
tetraoxocarbonato (IV) de manganeso (II)-zinc Carbonato (IV) de manganeso (II)-zinc
FeCr 2(SiO3)4
trioxosilicato (IV) de hierro (II)-cromo (III) Silicato (IV) de hierro (II)-cromo(III)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente: -
Se escribe el símbolo de los metales alternadamente, cada enlace con un oxígeno. Luego los no metales Finalmente los oxígenos que sobran K 2Ca(SO4)2 K Ca K
O O O O
S
S
FeCr 2(SiO3)4 O O
O Cr
O O
Fe Cr
O O O O O O
Si = O Si = O
Si = O Si = O
OXISALES MIXTAS
Estas sales son compuestos cuaternarios que están formados de 1 catión (metal) y 2 radicales aniónicos.
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y de los radicales aniónicos con su respectivo
número de oxidación y se igualan las cargas + con la -. Sulfato-clorato de calcio
nitrato-silicato férrico
Ca2+(SO4)2-(ClO3)1-
Fe3+(NO3)1-(SiO3)2-
Ca2SO4(ClO3)2
FeNO3SiO3
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un oxácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
O H
Ca
O H
H
+
H
NO3 NO3
→
2H2O +
O
N
O
C l
C a
=
O O O
nitrito-clorato de calcio Ca(OH)2 + HNO2 + HClO3
Fe
O H
H
O H
H
O H
Fe
O H
+
→
2H2O + CaNO2ClO3
ClO2
O F e
SO4 →
H H
3H2O
+
ClO2
2Fe(OH)2 + 2HClO4 + H2SO4
F e B i
C l
O O O
O O
S C l
clorito-sulfato ferroso →
=
O
=
O
4H2O + Fe2(ClO4)2SO4
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera: -
Nombre de los radicales aniónicos con la terminación ITO o ATO. De Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
AlNO3SO4
nitrato-sulfato de aluminio
Mg2(ClO4)2SO4 perclorato-sulfato de magnesio
FeIOSO 4
hipoyodato-sulfato férrico o hipoyodato-sulfato de hierro (III)
SnBrO 3PO4 bromato-fosfato estánnico o Bromato-fosfato de estaño (IV)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera
Nombre de los radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis). - De - Nombre del metal -
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO. Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre
paréntesis.
FeIOSO4
tetraoxosulfato (VI)-oxoyodato (I) de hierro (III) Sulfato (VI)-yodato (I) de hierro (III)
SnBrO3PO4
tetraoxofosfato (V)-trioxobromato (V) de estaño (IV) Fosfato (V)-bromato (V) de estaño (IV)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente: -
Se escribe el símbolo del metal, cada enlace con un oxígeno. Luego los no metales alternadamente Finalmente los oxígenos que sobran AlClOCO3
Pb2CO3(PO4)2
O = Cl Al
O O
Pb
C=O
Pb
O O P O O C=O O O O P O
O
O
ALEACIONES Y AMALGAMAS Aleaciones.- Una aleación se forma al combinar o mezclar dos o más metales entre sí, en
cantidades variables. 1.- Nomenclatura de las Aleaciones
- Aleación - De - Nombre de los metales El Latón es una aleación de Cobre y Zinc, cuyos porcentajes pueden ser los siguientes: aleación de cobre-cinc
CuZn Cu 65% o también Zn 35% aleación de cobre-niquel-cinc o plata alemana Cu-Ni-Zn
Cu 75% Zn 25% aleación cobre-estaño o bronce de campanas Cu-Sn
Amalgamas.- Una amalgama se forma de combinar o mezclar uno o más metales con
el mercurio, en cantidades variables. 1.- Nomenclatura de las amalgamas.- Amalgama
- De - Nombre del metal amalgama de Oro HgAu Au
Hg
95% 5%
amalgama de platino HgPt
amalgama de plata HgAg