INTRODUCCIÓN A LA QUÍMICA

En el mundo en que vivimos existen muchos tipos de paisajes: hay bosques, selvas, desiertos y también ciudades y pueblos. A pesar de sus diferencias, cualquier lugar al que volvamos los ojos estará siempre lleno de objetos distintos, formados todos de diferentes sustancias. Cada sustancia tiene sus propiedades características: algunas son líquidas como el agua y otras sólidas como la roca; algunas son inorgánicas como la arena y otras orgánicas como nuestra piel; algunas son fácilmente combustibles o inflamables como la madera, otras no lo son, como la piedra.

Las sustancias no siempre permanecen las mismas: cuando hervimos agua, se transforma en vapor, si la congelamos, se transforma en hielo; algunas sustancias se queman y quedan reducidas a cenizas. Las sustancias orgánicas también se transforman: los alimentos saben mejor después de cocinarlos y si no disponemos apropiadamente de ellos, se pueden descomponer. Las sustancias de las que está formado nuestro cuerpo también sufren cambios: con los años, nuestro cabello pierde poco a poco su color.

Algunas sustancias son buenas para la salud mientras que otras pueden matar: mientras que venenos como la cicuta pueden terminar con la vida de los más grandes filósofos, la mayoría de nosotros conocemos ese milagroso líquido blanco que acaba con el terrible ardor en el estómago. El quedarse encerrado en un elevador puede ser peligroso, ya que si permanecemos ahí mucho tiempo, el aire cambiará y dejará de ser bueno para respirar. Por el contrario, cuando visitamos un lugar lleno de árboles, como un bosque o un parque, aspiramos con deleite porque el aire es, en ese lugar, de excelente calidad.

Somos afortunados de que en ocasiones sea posible poner la transformación de sustancias a nuestro favor. Fue en los tiempos prehistóricos cuando los humanos descubrieron como obtener el cobre, calentando sus minerales en presencia de carbón. Poco después también se descubrió como obtener el hierro, por un procedimiento similar. Las técnicas para la fabricación de vidrio y de cerámica son también muy antiguas, como son también aquellas para la elaboración de tintes, perfumes, cosméticos y hasta medicinas. Estas técnicas se fueron perfeccionando al transmitirse de generación en generación y de cultura en cultura, hasta alcanzar elevados niveles de sofisticación.

Por desgracia, las sustancias también pueden transformarse contra nuestra voluntad. Por ejemplo, cuando compramos un nuevo juego de herramientas, estarán limpias y brillantes. Sin embargo, no podremos evitar que con el paso del tiempo, empiecen a verse sucias y deslucidas. Aunque las herramientas siguen siendo de metal, su superficie ya no mantiene ninguna cualidad que pudiéramos llamar metálica: se ha transformado en herrumbre. Este proceso, que a través del tiempo ha causado y causa muchos dolores de cabeza a la humanidad, se llama corrosión.

Evidentemente, el desarrollo de las primeras tecnologías comenzó cuando los humanos descubrieron el fuego. El fuego es el más eficiente auxiliar para la transformación de sustancias que existe. La vida de nuestros antepasados debe haber cambiado radicalmente con el conocimiento de sus propiedades. Cuando aprendieron que una llama encendida requiere tanto de una sustancia combustible como de un

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suministro de aire, pudieron entender que podían apagarla cortando el abastecimiento de cualquiera de los dos. Por razones obvias, aprender a apagar el fuego es tanto o más importante que aprender a encenderlo.

La química es el estudio de la materia y los cambios que experimenta. Es muy frecuente que a la química se le considere la ciencia central, ya que para los estudiantes de biología, física, ecología y otras disciplinas, es esencial tener un conocimiento básico de química. En efecto, la química es fundamental para nuestro estilo de vida; sin ella, tendríamos un estilo de vida más perecedera en el sentido de vivir en condiciones primitivas: sin automóviles, computadoras, electricidad, discos compactos (CD) y muchos otros satisfactores cotidianos.

Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se instituyeron en el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales permitieron a los científicos separar sustancias en componentes aun más pequeños y, por consiguiente, explicar muchas de sus características físicas y químicas. El rápido desarrollo de una tecnología cada vez mas sofisticada a lo largo del siglo XX, ha proporcionado incluso mas medios para estudiar cosas que no pueden verse a simple vista, mediante el uso de computadoras y microscopios electrónicos, los químicos pueden analizar por ejemplo la estructura de los átomos y las moléculas, unidades fundamentales en las que se basa el estudio de la química, así como diseñar nuevas sustancias con propiedades especificas, como fármacos y productos que hagan mas agradable el ambiente del consumidor.

A medida que avance el siglo XXI, es conveniente preguntarse que parte de ciencia fundamental tendrá la química en este siglo. Es casi seguro que conservará una función fundamental en todas las áreas de la ciencia y la tecnología. Cualquiera que sean las razones para tomar un curso introductorio de química, al adquirir un buen conocimiento en este tema se podrá apreciar mejor su impacto en la sociedad y ellos individuos.

En comparación con otros temas, es común creer que la química es más fácil, al menos el nivel introductorio. Hay algo de justificación para que esta creencia: por un lado, la química tiene un vocabulario muy especializado. Sin embargo aunque para el estudiante este curso de química fuera el primero, en realidad está más familiarizado con el tema de lo que se piensa. En todas las conversaciones se escuchan términos que tienen relación con la química, aunque no se utilicen en el sentido científico correcto. Algunos ejemplos son: “electrónica”, “corrosión”, “equilibrio”, “catalizador”, “reacción en cadena” y “metales oxidados”. Además, cuando alguien cocina alimentos, ¡esta siendo química! Por la experiencia adquirida en la cocina, se sabe que el aceite y el agua no se mezclan y que el agua se evapora cuando se hierve. Los principios de la química y de la física se aplican cuando se utiliza bicarbonato de sodio para hornear una torta, se elige una olla de presión para reducir el tiempo de cocción de verduras, se le coloca jugo de limón a las ensaladas de fruta para evitar que se oscurezcan. Todos los días observamos estos cambios sin pensar en su naturaleza química.

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ACTIVIDAD DIAGNOSTICA

Para que tengas una idea de tus conocimientos al inicio del curso completa el cuadro siguiente.

Concepto o actividad Lo que recuerdasMateria

Elementos

Compuestos

Mezclas

Cambios de estado

Energía

Escribe algunas manifestaciones de energíaCambio Físico

Cambio Químico

Átomo

Protón

Electrón

Neutrón

Modelo de Thompson

Numero Atómico

Numero de Masas

Isotopos

Modelo de Bohr

Modelo de Sommerfeld

Configuración Electrónica

Grupos (tabla periódica)

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Periodos (tabla periódica)

Metales

No metales

Semimetales

Enlace Iónico

Regla del octeto

Enlace covalente

Electronegatividad

Enlace metálico

Puente de Hidrogeno

Escribe los símbolos de Fósforo ______ Antimonio _______ Plata _______ Potasio ________ Cobalto ______ Cobre ________ Mercurio _______ Níquel ________

Escribe la fórmula de Ácido sulfúrico ___________ Cloruro de potasio _______________Sulfato de litio ___________ Oxido de hierro II ________________

CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA

QUE ES QUIMICA

Se pueden señalar algunas definiciones referentes al concepto de química .Generalmente las definiciones dependen del autor y de sus ideas con respecto a ella.

Algunas definiciones son:

a) Química es la rama de la ciencias física estrechamente relacionadas con físicas y que trata esencialmente de la composición y el comportamiento de la naturaleza

b) Química es una ciencia que estudia la naturaleza de la materia y los cambios en la composición de la misma

c) En Conclusión Química es una ciencia que estudia la composición de la materia y los cambios que en ella ocurren

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RELACIONES CON OTRAS CIENCIAS

La química está estrechamente relacionada con las ciencias físicas, extendiéndose a varias disciplinas que vas desde la astronomía hasta la biología.

Ciencia Auxiliares

Química

Matemáticas

Física

Arqueología

Biología

Astronomía

Medicina

Física: Se estudia conjuntamente con la química en la ciencia fisicoquímica debido a que muchos fenómenos ocurren simultáneamente combinando las propiedades físicas con las químicas.

Arqueología: Para descifrar datos e interrogantes como la antigüedad de piezas arqueológicas. La exactitud se logra por medio de métodos químicos como el del carbono 14.

Biología: La ciencia de la vida, se auxilia de la química para determinar la composición y estructura e tejidos y células.

Astronomía: Se auxilia de la química para construcción de dispositivos, basados en compuestos químicos para lograr detectar algunos fenómenos del espacio exterior.

Medicina: Como auxiliar de la biología y la química, esta ciencia se ha desarrollado grandemente ya que con esta se logra el control de ciertos desequilibrios de los organismos de los seres vivos.

DIVISIONES DE LA QUIMICA

General

Química Orgánica Aplicada

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Inorgánica

Química General: Estudia las propiedades comunes de todos los cuerpos y las leyes a las que están sometidos los cambios que en ella se efectúan.

Química Aplicada: Estudia las propiedades de cada una de las sustancias en particular, desde el punto de vista útil medicinal, agrícola, industrial, etc.

Química Inorgánica: Estudia las sustancias que provienen el reino mineral

Química Orgánica: Estudia principalmente los compuestos que provienen seres vivos, animales y vegetales.

APLICACIONES DE LA QUIMICA

Sustancia Aplicación

Ácido Fluorhídrico Grabado de Vidrio

Cloro Decolorante de la pasta el papel y fibras de origen vegetal

Ácido Clorhídrico Obtención de glucosa a partir del almidón

Bromuro Potasico En medicina se usa como sedante

Yoduro y Bromuro Potasico

En la elaboración de películas fotográficas

Yodo Fabricación de tinturas de yodo medicinal

Sulfuro Calcico En la arboricultura para proteger plantas contra insectos y hongos

Azufre En la fabricación de pólvora, volcanización del caucho, blanqueo de lana y medicamentos para la piel

Ácido Sulfúrico Acumuladores de plomo, abonos químicos

Nitrógeno Elaboración de explosivos (TNT), abonos químicos

Sulfuro de Fósforo Fabricación de cerillos

Baquelita Producto de reacción del fenol y forma aldehído utilizado como aislante en los mangos de los desarmadores

1.1 MATERIA

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A la fecha no se ha podido obtener una definición clara y sencilla de lo que es la materia. Algunos autores la definen como “todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa”.

Todo lo que constituye el Universo es materia. La química es el genio de la lámpara que aclara el caos de lo que existe y además,

como poderoso mago, realiza nuestros deseos, al transformar los materiales a nuestra voluntad, crea el mundo que podemos, con su lado oscuro de contaminación; pero también con la civilización y la paloma de la esperanza de cada vez algo mejor. Este genio transforma todo: los materiales del mundo cotidiano (incluidos los mundos mineral, animal y vegetal) y las manifestaciones de la energía. A este genio le encanta el objeto “objeto de estudio de la química”

Este genio queda preso en la imaginación de quien page el precio de la verdad. Para dominarlo debes estudiar los conceptos de materia, energía y cambio.

Características y manifestaciones de la materia

¿Qué es materia?

Materia: ante lo imposible de abarcar la infinidad de materiales de la vida cotidiana, y las limitaciones de nuestros sentidos en el nivel macroscópico, surge el concepto de materia

“Materia es lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa”.

Analogía. Ante lo imposible de abarcar a Pedro, Juan, María,… surge el concepto de gente. El concepto de Pedro, Juan, María,….es a gente lo mismo que el concepto de materiales a materia.

Manifestaciones y características de la materia

La materia es única y se manifiesta (macroscópicamente) en el universo en una diversidad de materiales, en los estados de agregación según las condiciones de presión y temperatura. En un material la materia se expresa en propiedades fundamentales: la masa del cuerpo y su energía en un espacio y un tiempo determinados.

Una característica de la materia es la capacidad de transformarse de una manifestación a otra: sufre cambios y da lugar a una nueva manifestación. Otra característica es que en sus manifestaciones no se crea ni se destruye. Tanto las manifestaciones de la materia como sus trasformaciones son objeto de estudio de la química.

Concepto de sustancia y materia

En la vida diaria no hay materiales puros sino mezclas. Las piedras son mezclas de rocas graníticas o basálticas; la corteza terrestre es una mezcla cuya composición media varia con la profundidad (aumenta el contenido de hierro, magnesio y aluminio); el mar es una mezcla de sales y agua, el aire es una mezcla de nitrógeno y oxigeno, entre

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otros. Para dar sentido y orden al caos del mundo macroscópico se usan modelos o representaciones: el modelo que explica la diversidad de materiales es el de sustancia.

Una sustancia es un material puro

Una mezcla es aquel material que contiene más de una sustancia.

Un material es el conjunto de una sustancia o sustancias que constituyen a algún objeto.

La pureza se refiere a la proporción en que está cada sustancia en determinado material. En algunos materiales, una de las sustancias está en una proporción tan grande, que para fines prácticos, se considera “pura”.

En lenguaje cotidiano se habla de sustancia y sustancia pura. En el presente texto sustancia denota al material puro y es redundante especificar, que la sustancia es pura.

Integración del concepto de materia y sustancia

“La misma materia que macroscópicamente se manifiesta en una compleja diversidad de materiales, microscópicamente se manifiesta en partículas (invisibles al ojo por su tamaño muy pequeño). ¿Cuáles son?, ¿Cómo forman el mundo macroscópico y cómo explican los cambios químicos? El caso y la complejidad del mundo físico lo explican estas partículas y sus interacciones. El concepto de materia y sus manifestaciones se puede completar e integrar, relacionando los niveles macro y microscópico.

Materia es de lo que están hechos todos los materiales, lo que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa y consta (microscópicamente) de partículas.

La sustancia es un material puro que consta (microscópicamente) de partículas iguales.

Definición operacional de sustancia: concepto de elemento y compuesto

Como los materiales son mezclas conviene estudiar lo esencial de mezclas. La mezcla es una manifestación de la materia con una composición variable y separable por métodos físicos. Un método físico aprovecha las diferencias en las propiedades físicas de cada sustancia, tal y como el punto de ebullición.

Mezcla heterogénea

En algunas mezclas, como el agua y la arena, los componentes se distinguen con facilidad. Estas mezclas se llaman heterogéneas.

Ejemplo: mármol, una botella con vinagre y aceite, una gelatina con flan, una cuba con hielo, todas las ensaladas, etc.

Mezcla homogénea

Las mezclas con espacio uniforme, de composición y propiedades iguales en cualquier punto, se llaman homogéneas.

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Ejemplos: el aire limpio, azúcar disuelto en agua, cuba sin hielo, etc.

En la naturaleza no hay materiales puros y el químico, para sintetizar cualquier producto, necesita materiales de alta pureza (sustancias puras). Los materiales puros se obtienen a partir de mezclas naturales ¿Cómo saber que un material es puro? Se usan repetidamente varias técnicas de separación basadas cada una en una propiedad macroscópica (color, puntos de ebullición). Cuando la mezcla se separa en materiales puros se tiene la definición operacional:

Sustancia es aquella clase de materia cuyas propiedades no cambian al aplicarle distintos métodos de separación.

Escribe algunos ejemplos de sustancias.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________

La definición operacional “saca jugo” al concepto de sustancia. Si la materia se manifiesta en una infinidad de materiales, que son mezclas de sustancias. ¿Cuántas clases de sustancias se obtienen a partir de las mezclas naturales?

Respuesta. Dos clases: los elementos y los compuestos.

Los métodos de separación pueden ser físicos o químicos según se basan en las propiedades físicas o químicas de las sustancias.

Concepto de compuesto.

Compuesto es una sustancia que no se separa por métodos físicos en otras más sencillas.

Ejemplos: Sal de mesa, cal, bicarbonato de sodio, azúcar refinada, polietileno, penicilina, almidón, agua, alcohol, glicerina, dióxido de carbono, metano.

El agua o la sal son compuestos porque mediante destilación, filtración, cromatografía (o cualquier método de separación físico) no se separan en otras sustancias más sencillas.

Escribe otros ejemplos de compuestos.

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________

Concepto de elemento.

Elemento es una sustancia que no se separa por métodos químicos en otras más sencillas.

Ejemplos: Hidrogeno, oxigeno, nitrógeno, hierro, carbono.

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Escribe otros ejemplos de elementos (usa la tabla periódica).

____________________________________________________________________________________________________________________________________________________

El agua no es un elemento. Es un compuesto que con electricidad (de un voltaje determinado) se separa en hidrogeno y oxigeno. El hidrogeno y el oxígeno si son elementos porque el calor la electricidad, un agente redox (u otro método químico) no los separa en sustancias más sencillas.

En un nivel didáctico se puede decir que: la materia del mundo cotidiano macroscópicamente se manifiesta en elementos, compuestos y mezclas.

Retroalimentación Temática

Instrucciones:

I. Haz tu resumen completando las palabras que faltan.

___________ es lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene ________. Se manifiesta macroscópicamente en una diversidad de materiales. Un material es el conjunto de una o varias ____________ que constituye algún cuerpo. Una sustancia es un _____________ puro cuyas propiedades no cambian al aplicarle los distintos _____________de ________________. Una _______________es aquel material que contiene diferentes sustancias en proporción variables que se separan por métodos físicos. Las mezclas se separan en sustancias que pueden ser elementos o ______________. Los compuestos son materiales puros que por métodos _______________ se separan en elementos. Los _____________ también son materiales puros pero por métodos químicos no se separan en sustancias más sencillas.

II.- Escribe falso o verdadero.

1.- toda la materia tiene masa (falso/verdadero) ______

2.- La luz es materia (falso/verdadero) ______

3.- ¿La tierra es un material? (falso/verdadero) ______

4.- ¿La tierra es una sustancia? (falso/verdadero) ______

5.- ¿El diamante es un material? (falso/verdadero) ______

6.- ¿El diamante es una sustancia? (falso/verdadero) ______

7.- ¿La leche es un material? (falso/verdadero) ______

8.- ¿La leche es una sustancia? (falso/verdadero) ______10

9.- ¿El aire es un material? (falso/verdadero) ______

10.- ¿El aire es una sustancia? (falso/verdadero) ______

11.- ¿Todos los materiales son sustancias puras? (falso/verdadero) ______

12.- ¿Todas las sustancias puras son materiales? (falso/verdadero) ______

13.- ¿Todos los compuestos son sustancias puras? (falso/verdadero) ______

III.- ¿Donde esta el error? en las siguientes oraciones encuentra el error:

1.- El aire es una sustancia

Error: __________________________________________________________

2.- El agua es un elemento

Error: __________________________________________________________

IV.- Anota dentro del paréntesis la respuesta correcta.

1.- Lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa: ( )

a) Material b) Materia c) Sustancia d) Mezcla e) Elemento

f)Compuesto

2.- Es una manifestación macroscópica de la materia: ( )

a) Material b) Materia c) Sustancia d) Mezcla e) Elemento

f)Compuesto

3.- Es una manifestación macroscópica de la materia que consta exclusivamente de diferentes sustancias: ( )

a) Material b) Materia c) Sustancia d) Mezcla e) Elemento

f)Compuesto

4.- Es un material puro que no se puede separar por métodos físicos: ( )

a) Material b) Materia c) Sustancia d) Mezcla e) Elemento

f)Compuesto

5.- Por métodos químicos se separa en sustancias mas sencillas: ( )

a) Material b) Materia c) Sustancia d) Mezcla e) Elemento

f)Compuesto

1.2 PROPIEDADES DE LA MATERIA

Propiedad: Es una característica de un material que se percibe mediante los sentidos o una serie de operaciones con algún aparato o instrumento.

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GENERALES (EXTRINSECAS) PROPIEDADES

FISICAS

PARTCILULARES (INTRISECAS) QUIMICAS

Propiedades generales: Son cualidades que no son característica de la sustancia de por sí, se dividen en:

• Divisibilidad (capacidad de un cuerpo de separarse en partículas)• Inercia (tendencia de conservar su estado de reposo o movimiento)• Impenetrabilidad (dos cuerpos no pueden ocupar el mismo lugar)• Porosidad (presencia de espacios vacios)• Difusoriedad (habilidad para permitir la difusión en los espacios vacios)• Área (Es la extensión de un cuerpo en dos dimensiones)• Masa (Es la cantidad de materia que posee un cuerpo. Medida de la inercia)• Volumen (Es la extensión de un cuerpo en tres dimensiones)

Propiedades particulares o especificas: Son las cualidades características de cada sustancia con independencia de tamaño o forma de la muestra. Ejemplo, el azúcar y la sal son sólidos cristalinos blancos. El primero es de sabor dulce y se funde volviéndose marrón cuando se calienta en un cazo, puede arder en el fuego directo en contacto con el aire. La sal en cambio se puede calentar a altas temperaturas y no funde, desprendiendo un color amarillento al contacto del fuego directo, se dividen en:

• Color• Estado de agregación (Sólido, Líquido, Gas)• Rigidez (resistencia al cambio de forma)• Punto de fusión (Temperatura a la que el cuerpo pasa de sólido a líquido)• Punto de Ebullición (Temperatura a la que el líquido pasa a vapor)• Densidad (Relación de la masa de un cuerpo entre su volumen)• Viscosidad (Resistencia al flujo)• Fluidez (Propiedad inversa a la viscosidad)• Combustibilidad (Combinación del oxigeno que genera flama)• Acidez (tendencia a donar protones a otra sustancia)

Propiedades físicas y químicas

Las propiedades especificas se pueden agrupar en físicas y químicas según se formen nuevas sustancias o no.

Propiedades físicas

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Propiedades físicas son las características, observadas o medidas, en las que la sustancia retiene su identidad.

Ejemplos: Color, olor sabor, movimiento, cambio en la forma, estado de agregación, cambio de estado, punto de fusión, de ebullición, densidad, carga eléctrica, etc.

El punto de fusión (del hielo) es una propiedad física porque al exhibir esta característica, por efecto de la temperatura o la presión, tanto el sólido inicial (hielo) como el líquido formado, son manifestaciones diferentes de la misma sustancia (agua).

Las propiedades observadas mediante los sentidos se llaman organolépticas (color, brillo, forma, olor, sabor, rigidez, textura, caliente/frio, sonido). Sin embargo, los sentidos no siempre las perciben todas.

Propiedades químicas

Propiedades químicas son las características que muestra la sustancia frente a otra (s) ante una manifestación de energía, es decir, son aquellas que se refieren a la naturaleza intima de la sustancia o a la manera de reaccionar con otra.

Ejemplos: Combustibilidad, oxidabilidad (habilidad de aumentar el estado de oxidación), reducibilidad (habilidad de disminuir el estado de oxidación), estado de oxidación (grado de oxidación de un átomo en una sustancia), acidez, basicidad.

Ejemplos y ejercicios sobre algunas propiedades de la materia.

a) Área

La determinación del área es fundamentalmente un problema geométrico que se resuelve de manera sencilla para los cuerpos regulares. Algunos ejemplos son:A = I2 (cuadrado), A = πr2 (círculo), A = Bh (rectángulo)

Ejemplo Un vidrio de reloj tiene un radio de 4 cm. Calcula el área transversal en cm2.

A = πr2 = 3.1416 (4 cm)2 = 50.2 cm2

b) Volumen

El volumen se expresa en metros cúbicos (m3). La unidad de volumen mas empleada en la vida cotidiana no es el m3 sino el litro (L). Algunas de las equivalencias para el volumen son:1 m3 = 1000 dm3, 1 L = 1 dm3, 1 m3 = 1000 L, 1cm3 = 1 ml

Al igual que en el caso de área, determinar el volumen es un problema geométrico. Los volúmenes de algunos cuerpos geométricos son los siguientes:V = I3 (cubo), V = 4/3 πr3 (esfera), V = πr2h (cilindro)

Ejemplo

¿Cuál es el volumen de un líquido contenido en una probeta cuyo radio interno es de 2 cm y una altura del líquido de 25 cm?V = πr2h

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V = 3.1416 (2 cm)2 (25 cm) = 314 cm3

Nota: En el laboratorio de química, el método más común para medir el volumen de un sólido de forma irregular, es sumergirlo en una probeta con un volumen conocido de líquido. El volumen del sólido corresponde al aumento de volumen en dicha probeta.

c) Densidad

La ecuación para la densidad es

Densidad = masa / volumen d = m / V

Donde d, m y V significan densidad, masa y volumen, respectivamente. Como la densidad es una propiedad intensiva y no depende de la cantidad de masa presente, para un material dado la relación de masa a volumen siempre es la misma; en otras palabras, V aumenta conforme aumenta m.

La unidad derivada del SI para la densidad es kilogramo por metro cubico (Kg/m3). Esta unidad es demasiado grande para las aplicaciones en química; por lo que la unidad gramos por centímetro cubico (g/cm3) y su equivalente (g/ml), se utilizan mas a menudo para expresar las unidades de sólidos y líquidos. Como las densidades de los gases son muy bajas. Para ello se emplea la unidad de gramos por litro (g/L):

g/cm3 = g/ml = 1000 kg/m3 y 1 g/L = 0.001 g/ml

Los ejemplos 1.1 y 1.2 muestran cálculos de densidad. Una observación importante es que para la resolución de problemas, es de utilidad hacerse las siguientes preguntas con respecto a la interpretación de la respuesta de un problema numérico: a) ¿Son correctas las unidades? b) ¿El resultado tiene el número de cifras significativas adecuado? c) ¿Es razonable el resultado? La química es una ciencia experimental y las respuestas deben tener sentido en términos de especies reales en el mundo real. Si se ha abordado el problema de manera incorrecta o se tiene un error de cálculo. Con frecuencia resulta obvio cuando se observa que el resultado es demasiado grande o demasiado pequeño para la cantidad que se utilizo de materia prima.Ejemplo 1.1 El oro es un metal precioso químicamente inerte. Se utiliza principalmente en joyería, para piezas dentales y en aparatos electrónicos. Un lingote de oro con una masa de 301 g tiene un volumen de 15.6 cm3. Calcula la densidad de oro.

Razonamiento y solución. Se tiene la masa y volumen y se pide que se calcule la densidad, por tanto, a partir de la ecuación d = m / V, se escribe d = m / V d = 301 g / 15.6 cm3 d = 19.3 g/ cm3

Ejemplo 1.2 la densidad del etanol, un liquido incoloro conocido comúnmente como alcohol de grano, es 0.798 g/ml. Calcula la masa de 17.4 ml del líquido.

Razonamiento y solución. En este caso se cuenta con la densidad y el volumen de un líquido y se pide el cálculo de la masa del líquido. Al reorganizar la ecuación d = m / V, se tienem = d x V m = 0.798 g x 17 ml m = 13.9 g ml

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RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

Instrucciones: Realiza los siguientes ejercicios:

Área y Volumen

1.- Determina el área de la portada de este libro, exprésala en m2, cm2 y mm2.2.- Calcula el área transversal de un vidrio de reloj cuando tiene un diámetro de 10 cm. 3.- ¿Cuál es el volumen de un líquido contenido en un vaso de precipitado cuyo diámetro es de 10 cm y una altura del líquido de 12 cm?4.- Si a la probeta del ejemplo anterior se le agrega un tapón y el volumen de 314 cm3

aumenta a 385 cm3. Determina el volumen del tapón en m3, cm3 y mm3.

Densidad

1.- El bromo es un líquido café rojizo. Calcula su densidad (en g/ml) si 586 g de la sustancia ocupan 188 ml.2.- El mercurio es el único metal líquido a la temperatura ambiente. Su densidad es de 13.6 g/ml. ¿Cuántos gramos de mercurio ocuparán un volumen de 95.8 ml?3.- El aluminio es un metal ligero (densidad = 2,70 g/cm3) que se utiliza en la construcción de aviones, líneas de transmisión de alto voltaje, latas para bebidas y papel aluminio. ¿Cuál es su densidad en kg/m3?4.- Para la determinación de la densidad de una barra metálica rectangular, un estudiante hizo las siguientes mediciones: longitud, 8.53 cm, ancho, 2.4 cm; altura, 1.0 cm; masa, 52.7 g. calcula la densidad del metal5.- Un tubo cilíndrico de vidrio de 12.7 cm de largo se llena con mercurio. La masa del mercurio necesaria para llenar el tubo es de 105.5 g. calcule el diámetro interno del tubo. (La densidad del mercurio es de 13.6 g/ml)6.- Calcule la masa de: a) una esfera de oro de 10.0 cm de radio (el volumen de una esfera de radio r es V = (4/3) π r3; la densidad del oro es de 19.3 g/cm3).b) Un cubo de platino de 0.040 mm de lado (la densidad del platino es de 21.4 g/cm3).c) 50 ml de etanol (la densidad del etanol es de 0.798 g/ml).7.- Se empleo el siguiente procedimiento para determinar el volumen de un matraz. El matraz seco se pesó y después se llenó con agua. Las masas del matraz vacío y lleno fueron 56.12 g y 87.39 g, respectivamente, y la densidad del agua es de 0.9976 g/cm3, calcula el volumen del matraz en cm3.8.- Un trozo de plata (Ag) metálica que pesa 194.3 g se coloca en una probeta que contiene 242 ml de agua. La lectura en la probeta es ahora de 260.5m. Calcula la densidad de la plata con estos datos.9.- Una esfera de plomo tiene una masa de 1.2 x 104 g y su volumen es de 1.05 x 103

cm3. Calcula la densidad del plomo.10.- El litio es el metal menos denso conocido (densidad: 0.53 g/cm3). ¿Cuál es el volumen que ocupan 1.2 x 103 g de litio?

1.3 ESTADOS FÍSICOS DE LA MATERIA Una muestra de materia puede ser un gas, un líquido o un sólido. Estas tres formas

se denominan estados físicos de la materia., presentando distintas propiedades 15

fácilmente observables. Se les llama también estados de agregación, ya que las partículas se agregan sustancias y dependiendo de esto, la masa presentará estado sólido, líquido o gaseoso. La siguiente tabla muestra las características que presentan estos tres estados físicos.

Volumen Forma Energía Cinética

(en movimiento)

Fuerza de

cohesión

Fuerza de

repulsión

Espacios intermolecular

es

Sólido Definido Definida Baja Alta Baja Muy pequeños

Líquido Definido Indefinida Media Media Media Regulares

Gaseoso Indefinido Indefinida Alta Nula Muy Alta Grandes

Existe un cuarto estado de la materia llamado plasma, el cual es una fase o variación de los estados anteriores. Se considera así a la materia formada por elementos gaseosos, un ejemplo seria el fuego, el brillo desprendido de las estrellas, etc.

Con base en la Tabla anterior escribe la definición de los estados de agregación de la materia:

Sólido: ____________________________________________________________________

______________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

Líquido: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

Gaseoso: ______________________________________________________________________________________________________________________________________________

_______________________________________________________________________

1.5 MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS

Los elementos se definen como sustancias que no pueden descomponerse en sustancias más simples. Cada elemento se compone de un solo tipo de sustancia. Los compuestos, en cambio, se componen de dos o más elementos. La mayor parte de la materia que vemos a diario consiste en mezclas de diferentes sustancias. Estas son

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mezclas que resultan de la combinación de dos o más sustancias en las que cada una de ellas conserva su propia identidad química y sus propiedades

Existe una serie de métodos utilizados para separar mezclas, los cuales se emplean dependiendo del tipo de sustancias que se trate. Por ejemplo:

• Decantación• Filtración• Centrifugación• Destilación• Evaporación• Cristalización• Sublimación• Extracción• Cromatografía• Imantación

Se describirán a continuación cada uno de los métodos señalados.

a) Decantación

Sirve para separar un sólido insoluble de un líquido. Se deja reposar la solución para permitir que las partículas que posean mayor densidad se precipiten al fondo y las sustancias de menor densidad permanezcan en la parte de arriba. Basta con vaciar el líquido para separarlo del sólido.

b) Centrifugación

Esta separación se realiza mediante un aparato llamado “centrífuga”, el cual puede ser manual o eléctrico. El principio de este aparato se basa en el movimiento de traslación acelerada y el aumento en la fuerza de gravedad, lo cual provoca la sedimentación de aquellas partículas de mayor densidad.

c) Cristalización

Este método se emplea para la purificación de sustancias. Si una solución, de un sólido disuelto en un líquido se evapora parcialmente y posteriormente se deja enfriar, se formaran cristales con los cuales se obtendrá una sustancia con un grado de pureza mayor.

d) Cromatografía

Se emplea para separar mezclas de gases o de líquidos pasándolos a través de un medio poroso con algunos solventes.

e) Filtración

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Sirve para separar un sólido de grano fino de una solución a través de un medio poroso (filtro), que permite el paso del líquido y retienen solamente el sólido. El filtro que se emplea puede ser de diferentes tamaños de poro; existen de algodón, de fibra de vidrio o de asbesto, tierras especiales, redes metálicas, filtros de membrana, etc.

La filtración al vacío se lleva a cabo a través de un matraz conectado a una bomba de vacío para que al succionar, el líquido se separe del sólido insoluble, quedando este último retenido en el filtro empleado, reduciéndose así el tiempo de filtración.

f) Destilación

Se emplea para separar mezclas de líquidos miscibles basándose en los puntos de ebullición de los mismos mediante una evaporación con una posterior condensación.

Dependiendo de la mezcla que se pretenda separar, existen: la destilación simple, la destilación fraccionada (hidrocarburos de petróleo) y la destilación con arrastre de vapor, que se utiliza para extraer esencias como la canela, la vainilla, el anís, etc.

g) Evaporación

Se utiliza para separar un sólido disuelto en un liquido, también se emplea para concentrar líquidos en solución. En ambos casos se aplica calentamiento, solo que en el primer caso el líquido ebulle hasta sequedad, quedando el sólido como residuo.

h) Sublimación

Este método se emplea para separar sólidos, aprovechando la sublimación de uno de ellos. Consiste en pasar un sólido a estado gaseoso y recibirlo en una superficie fría para lograr cristalizar la sustancia.

i) Extracción

Se emplea para separar sólido – líquido o líquido – líquido a través de un solvente adecuado que permite la separación de uno de los componentes.

j) Imantación

Este es un método utilizado para separar sólidos con propiedades electromagnéticas, como por ejemplo el hierro.

RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

Instrucciones:

Escribe el tipo de método que utilizarías para separar las siguientes mezclas:

18

1. Fierro y azufre ________________________________________________________

2. Caldo de verduras _____________________________________________________

3. Arena y agua __________________________________________________________

4. Suero de la sangre _____________________________________________________

5. Talco y agua __________________________________________________________

6. Alcohol y agua ________________________________________________________

7. Petróleo _____________________________________________________________

8. Agua y sal ____________________________________________________________

9. Azufre y cloruro de sodio ________________________________________________

10.Carbonato de calcio y agua _______________________________________________

1.5 FENÓMENOS O CAMBIOS EN LA MATERIA

Fenómeno es todo cambio que se produce de manera natural o artificial. Los cambios que experimentan las sustancias se pueden clasificar en físicos o químicos.

Cambio o fenómeno físico. Se identifica cuando solo se modifica la apariencia física de la sustancia pero no su composición íntima. Por ejemplo la evaporación del agua, en la que hay un cambio de estado líquido al gaseoso, pero su composición no se altera, es decir sigue siendo agua.

Cambio o fenómeno químico. Ocurre cuando se altera la composición intima de la materia y este cambio es irreversible. Por ejemplo la combustión de la gasolina, la cual al quemarse se convierte en energía, dióxido de carbono y agua.

RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

Instrucciones:

19

Identifica en los siguientes ejemplos, cuales son fenómenos físicos y cuales fenómenos químicos.

1. Explosión de una bomba _____________________________________________

2. Fusión de la cera ___________________________________________________

3. Corrosión de los metales _____________________________________________

4. Revelado de una fotografía ___________________________________________

5. Fotosíntesis _______________________________________________________

6. Dilatación de un metal _______________________________________________

7. Combustión de un cerillo _____________________________________________

8. La respiración _____________________________________________________

9. Formación del arcoíris _______________________________________________

10.Transmisión de calor ________________________________________________

11.Acumulador en uso _________________________________________________

12.Deshielo de un iceberg ______________________________________________

13.Quebrar un vidrio ___________________________________________________

14.Digestión _________________________________________________________

15.Oxidación de un metal _______________________________________________

16.Elaborar nieve _____________________________________________________

17.Romper un periódico ________________________________________________

18.Fermentación ______________________________________________________

19.Disolución de azúcar ________________________________________________

20.Ciclo de Krebs _____________________________________________________

¿Qué sabía? ¿Qué aprendí? ¿Qué me faltó aprender?

¿Qué debo hacer?

20

1.6 ESTRUCTURA ATÓMICA

Este tema consta de tres contenidos: modelos atómicos, partículas subatómicas y números cuánticos. El propósito principal es que el alumno identifique, comprensa y construya las estructuras atómicas, desde los antecedentes de los modelos atómicos hasta el modelo basado en la teoría cuántica.

Actividades de apertura

1. De manera individual, en una hoja tamaño carta, dibuja el modelo de un átomo, señala las partes que la componen y escribe sus características.

2. De acuerdo con el tema integrador previamente seleccionado por el profesor, enlista las aplicaciones del átomo.

21

Figura 1. Historieta de la materia.

22

I.7 GENERALIDADES SOBRE EL ÁTOMO

Desde tiempos muy remotos el hombre ha tratado de explicarse cual es la naturaleza de todo lo que nos rodea.

Demócrito y Leucipo, filósofos griegos, en el siglo V a.C. fueron los primeros en introducir la palabra átomo, definiéndola como una porción de la materia que era indivisible (a=sin, tome=división).

1.8 MODELO ATÓMICO DE DALTON

El concepto de átomo se ignoró durante muchos siglos, hasta que a fines del siglo XVIII el inglés John Dalton (1766-1844) vuelve al tema del átomo y propone la primera teoría atómica basándose en las leyes de las proporciones definidas y múltiples; enuncia los siguientes postulados: 1) La materia está constituida por átomos, los cuales son partículas indestructibles (muy pequeñas, de forma esférica, sólidas y de peso fijo). 2) Los átomos del mismo elemento son todos iguales entre sí. 3) Los átomos de un elemento son diferentes de los de otros elementos. 4) Al combinarse, los átomos lo hacen en proporciones definidas y con números enteros.

Figura 2. Modelo atómico de Dalton.

1.9 MODELO ATÓMICO DE THOMSON

Años después, se experimentó con tubos de descarga de Crookes (conocidos comúnmente como tubos de rayos catódicos), y se demostró que la materia es de naturaleza eléctrica, aunque esto ya era conocido por los griegos; por primera vez se pensó que la materia se podía dividir.

A fines del siglo XIX, Joseph John Thomson (1856-1940) sugirió un modelo atómico semejante a un budín con pasas”, donde el átomo era una esfera de electrificación positiva en la que se encontraban incrustados los electrones.

23

Figura 3. Modelo atómico de Thomson.

1.10 MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD

En 1911, Ernest Rutherford (1871-1937), con base en su experimento de la dispersión de las partículas alfa al chocar con láminas de oro y platino, ideó un modelo atómico con las siguientes características:

a) El átomo está formado por un núcleo donde se localiza toda su carga positiva y la mayor parte de su masa.

b) Alrededor del núcleo giran los electrones formando una nube electrónica.c) Los átomos son neutros porque el número de electrones y protones es igual.

Figura 4. Modelo atómico de Rutherford.

1.11 MODELOO ATÓMICO DE BOHR

En 1913, el físico danés Niels Bohr (1885-1962) propuso un modelo atómico para explicar la estructura atómica, fundamentando su teoría en la teoría cuántica propuesta por Max Planck (1858-1947); se basó en los siguientes postulados:

a) Los electrones en los átomos giran alrededor del núcleo en órbitas circulares o en niveles de energía definidos.

b) Mientras los electrones se mueven en órbitas o niveles de energía definidos, no absorben ni desprenden energía.

c) Los electrones pueden pasar de un nivel a otro de menor a mayor energía, y viceversa, siempre y cuando absorban o desprendan la energía necesaria.

24

d) Cuando los electrones absorben o desprenden energía lo hacen en cantidades unitarias llamadas cuántos, que corresponden a la diferencia de energía entre los dos niveles.

Figura 5. Modelo atómico de Bohr.

1.12 MODELO ATÓMICO DE SOMMERFELD

En 1916, Arnold Sommerfeld (1868-1951), con la ayuda de la teoría de la relatividad de Albert Einstein (1879-1955), hizo las siguientes modificaciones al modelo de Bohr:

a) Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o elípticas.b) A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el mismo nivel.c) El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

Para describir los nuevos subniveles, Sommerfeld introdujo un parámetro llamado número cuántico azimutal, que designó con la letra l.

Figura 6. Modelo atómico de Sommerfeld.

1.13 MODELO ATÓMICO SCHRÖDINGER

25

Partiendo de las ideas de Planck y Louis de Broglie (1892-1987) y aplicando las matemáticas de William Rowam Hamilton (1805-1865), Erwin Schrödinger (1887-1961) desarrolló un modelo matemático en donde aparecen tres parámetros: n, l y m; no fijó trayectorias determinadas para los electrones, sólo la probabilidad de que se hallen en una zona, explica parcialmente los espectros de emisión de todos los elementos. Sin embargo, a lo largo del siglo XX han sido necesarias nuevas mejoras del modelo para explicar otros fenómenos espectrales.

Figura 7. Modelo atómico de Schrödinger.

1.14 MODELO ATÓMICO DE DIRAC-JORDAN

Basándose en la mecánica cuántica ondulatoria, ampliaron los conocimientos anteriores, y en 1928 Paul Dirac (1902-1984) logró una descripción cuántico-relativista del electrón, prediciendo la existencia de la antimateria. En las ecuaciones de Dirac y Pascual Jordan (1902-1980) aparece el cuarto parámetro con característica cuántica, denominado s, además de los ya conocidos n,l y m.

Figura 8. Modelo atómico de Dirac y Jordan.

26

RESUMEN

MODELOS ATÓMICOS

DaltonLeyes de proporciones def inidas y múltiples

Postuló1. La materia está constituida por átomos.2. En un mismo elemento sus átomos son iguales entre sí.3. Elementos diferentes, sus átomos son diferentes entre sí.4. Se combinan en proporciones def inidas de números enteros.

Se basó enThomson Una esfera cargada positivamente y los electrones incrustados en ella.

Sugirió quePerrin

Modif icó el modelo de Thomson

Las cargas negativas se encuentran en la parte externa de la esfera.

RutherfordEn el núcleo se encuentra concentrada la mayoría de la materia del átomo. Los electrones giran alrededor del núcleo.

FundamentadaBohr

Modelo atómico para explicar la estructura atómica

En la teoría cuántica de Plank.Propuso

Y modif icóSommerfeld Teoría relativista de Einstein El modelo de Bohr.

Utilizó

AplicóSchrödinger

Ideas de Planky de Broglie

Partió de las Matemáticas de Hamilton

Desarrolló Modelo matemático

Desarrolló

Tres parámetros n, l y m

ConsideraronDirac y Jordan

Mecánica cuántica

Reconsideraron Los efectos de la relatividad

Surgió El parámetros

Números cuánticos

Describen

El ordenamiento electrónico de cualquier átomo.

27

1.15 PARTÍCULAS SUBATÓMICAS.

El átomo es una partícula más pequeña de un elemento que puede participar en una reacción química y mantener su composición. El átomo está constituido por partículas subatómicas.

Gracias a los estudios realizados con descargas eléctricas en gases contenidos en tubos, se descubrió que el átomo está constituido esencialmente por tres partículas subatómicas: electrón, protón y neutrón, que presentan características específicas, además existen partículas subátomicas como positrón, muón, neutrino y quark, entre otras.

Electrón. Partícula elemental de carga negativa, cuya masa se aproxima a cero y forma parte de la envoltura del átomo.

Los electrones intervienen en una gran variedad de fenómenos físicos y químicos. Se dice que un objeto está cargado eléctricamente si sus átomos tienen un exceso de electrones (posee carga negativa) o un déficit de los mismos. El flujo de una corriente eléctrica en un conductor es causado por el movimiento de los electrones libres del conductor. La conducción del calor también se debe fundamentalmente a la actividad electrónica.

Protón. Es una partícula con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; se encuentra en el núcleo.

Neutrón. Partícula neutras eléctricamente, existente en el núcleo, con masa aproximadamente igual a la del protón.

La existencia del neutrón fue anunciada por Rutherford en 1920. Si bien fue hasta 1932 que el físico inglés James Chadwick (1891-1974) dio un paso definitivo al observar que existían partículas que no eran desviadas por un campo electromagnético y poseían

28

una masa ligeramente superior a la del protón. Chadwick llamó a estas partículas neutrones y concluyó que eran las partículas neutras existentes en el núcleo.

Tabla 1. Características de las partículas subatómicas

PARTÍCULA

SÍMBOLO

CARGA ELÉCTRICA

MASA ATÓMICA LOCALIZACIÓN EN EL ÁTOMOCGS © ATÓMI

CACGS (G) ATÓMICA

Electrón e-1.602X10-

19 -19.109X10-

28

0.00055 uma

Girando alrededor del

núcleo

Protón p+1.602X10

-19 +11.673X10-

24

1.0073 uma

En el núcleo

Neutrón n 0 01.675X10-

24

1.0087 uma

En el núcleo

Número atómico, número de masa atómica, masa atómica

Número atómico. Se representa con la letra Z y se define como el número de protones localizados en el núcleo del átomo de un elemento.

La designación del número atómico la realizó Henry Moseley (1887-1915), quien con sus experimentos confirmó la propuesta de Antonius Van den Broek (1870-1926) en el orden de los elementos en la tabla periódica a partir de su número atómico. El número atómico, además de indicar la cantidad de protones, nos señala la cantidad de electrones, que es igual a la de protones para que el átomo sea eléctricamente neutro, es decir: p=e=Z.

Número de masa atómica. Se designa con la letra A y es igual a la suma de protones más neutrones que existen en el núcleo de un átomo; sus unidades se dan en unidades de masa atómica (u; antes uma).

Si conocemos el número de masa (A) y el número atómico (Z) de un elemento, podemos calcular el número de neutrones n de acuerdo con la siguiente fórmula:

29

n = A – Z

Masa atómica. Es el promedio de los números de masa de los isótopos que existen de un elemento en la naturaleza.

Con la ayuda del espectrógrafo de masas, el científico Francis William Aston (1877-1945) descubrió que los elementos de gran pureza eran una mezcla de átomos del mismo elemento que tenían diferentes números de masa, a los que llamó isótopos.

Isótopo. Variedad de átomos de un mismo elemento con la misma cantidad de electrones y protones, pero con diferente cantidad de neutrones, por lo que tienen diferente número de masa.

Para representar los isótopos de un elemento, primero se escribe el símbolo del elemento y se coloca del lado izquierdo, en la parte superior, el número de masa (A) correspondiente a ese isótopo, y en la parte inferior su número atómico (Z).

Por ejemplo, le elemento hidrógeno presenta tres isótopos cuyos nombres son hidrógeno (número de masa 1 u), deuterio (número de masa 2 u) y tritio (número de masa 3 u), de acuerdo con la figura 10.

Figura 10. Isótopos de hidrógeno.

30

Si multiplicamos el número de masa de cada isótopo por su porcentaje de abundancia dividido entre 100 y sumamos los resultados, se obtiene la masa que comúnmente conocemos como masa atómica del elemento; este es el valor que aparece como peso atómico del elemento. Se hace la aclaración de que el número de masa no es el mismo que la masa atómica. Lo anterior se puede expresar matemáticamente con la siguiente expresión:

Donde A1, A2, …, An son la masa isotópica del mismo elemento.

Ejemplo 1

Determinar la masa atómica del cloro (Cl), que tiene los siguientes isótopos:

A % DE ABUNDANCIA

35 75.4

37 24.6

Actividades de aprendizaje

31

1. Calcula la masa atómica de los siguientes elementos a partir de los siguientes elementos, a partir de sus números de masa y el porcentaje de abundancia en la naturaleza (ver ejemplo anterior).

ELEMENTO NÚMERO DE MASA % DE ABUNDANCIA

Li

Li

Masa atómica del litio (Li) =

K

K

K

Masa atómica del potasio (K) =

S

S

S

S

Masa atómica del azufre (S) =

2. Investiga, auxiliándote del internet, software, libros o revistas, el artículo sobre el accidente ocurrido en Chernobyl y explica cómo sucedió, cuál fue el impacto ecológico en zona y de qué manera nos afecta aunque nos encontramos aparentemente lejos.3. Consulta la página de internet www.inin.mx del Instituto Nacional de Investigaciones Nucleares e investiga los usos y aplicaciones de la radiactividad.

Para determinar la cantidad de partículas subatómicas de un átomo, únicamente se requiere del número de masa y el número atómico.

Ejemplo 2

Calcula el número de neutrones de cada uno de los siguientes isótopos del elemento neón (Ne):

Para el isótopo tenemos los siguientes datos:

o Número de masa A = 20

o Número atómico = Número de protones Z = 10

o Número de neutrones n°=?

32

Sabemos que:

n° = A = Z = 20 – 10

Por lo tanto, el número de neutrones es:

n° = 10

Para el isótopo tenemos los siguientes datos:

o Número de masa A = 22

o Número atómico = Número de protones Z = 10

o Número de neutrones n°=?

Sabemos que:

n° = A = Z = 22 – 10

Por lo tanto, el número de neutrones es:

n° = 12

Actividades de aprendizaje

Completa la tabla con los datos que faltan de los isótopos. Observa el siguiente ejemplo para el calcio (Ca):

o Símbolo del elemento: Ca

o Número de masa A: 40

o Número de protones p+:20o Número de neutrones n0: ?

Para calcular el número de neutrones se utiliza la siguiente fórmula:

n0 = A – Z

Como Z = p+, entonces con los datos que se dan para el Ca, A = 40 y p+ = 20, podemos calcular n0:

n0 = 40 – 20 = 20

33

Tabla 2. Cálculo de partículas Subatómicas.

SÍMBOLO DEL ELEMENTO S B F K Fe C N Si Ne Cl

Núm. de masa A

(A = n0 + Z)11 19 39 57 14 20 35

Núm. De protones p+

(p+ = Z)16 9 6 7 14 17

Núm. De neutrones

n0 = A – Z18 6 20 31 8 15 10

34

RESUMEN

ÁTOMO

Construido porPartículas subatómicas

SonElectrón (e–)

Su fórmula ese– = p+ = Z

ConPropiedades:Carga eléctricaNúmero de masaNúmero atómicoLocalización

Protón(p+)Su fórmula es

p+ = A = n

Neutrón(n ) n = A –p+Su fórmula es

TieneMasa atómica

Es laSuma porcentual de los números de masa de los isótopos que existen en un elemento

Su fórmula es

( ) ( )

( ) ( )

( ) ( )100

Adeabundanciade%A

100Adeabundanciade%A

100Adeabundanciade%A

nn

22

11

++

+=

Donde A1, A2, … , An son la masaisotópica del mismo elemento

TieneNúmero de masa (A)

Es laSuma de protones y neutrones

Su fórmula esA = p+ + n

TieneNúmero atómico (Z)

Es elNúmero de protones localizados en el núcleo del átomo

1.16 NÚMEROS CUÁNTICOS

La física clásica no pudo determinar la ubicación exacta de los electrones en el átomo, por lo cual sugirió los que se conoce como mecánica cuántica, que aportó conocimientos teóricos para explicar el comportamiento del electrón, derivando parámetros conocidos como números cuánticos que al tomar valores indican dónde es más probable encontrar un electrón.

Dichos números cuánticos son los siguientes:

1. n: Número cuántico principal, también conocido como espacio energético fundamental; determina el nivel de energía en el que se localiza un electrón dado;

toma los valores de 1, 2, 3, 4,… , ∞.2. l: Número cuántico secundario o azimutal, indica el tipo de subnivel o forma de la nube electrónica: toma valores desde 0, 1, … , n – 1.Los subniveles están representados por las letras “s”, “p”, “d”, “f”, llamados también orbitales (figuras 11 a la 14).

Tabla 3. Valores de l de acuerdo al subnivel.35

VALOR DE l SUBNIVELl = 0 sl = 1 pl = 2 dl = 3 f

Figura 11. Orientación espacial (3ª dimensión) del orbital s.

Figura 12. Tres orientaciones espaciales (3ª dimensión) del orbital p.

Figura 13. Cinco orientaciones espaciales (3ª dimensión) del orbital d.

Figura 14. Siete orientaciones espaciales (3ª dimensión) del orbital f.

36

3. m: Número cuántico magnético, representa la orientación espacial del orbital; toma valores que van desde – l hasta + l.

Tabla 4. Valores de l y m para cada subnivel.SUBNIVEL VALORES DE l VALORES DE m NÚMERO DE

ORIENTACIONESs 0 0 1p 1 -1, 0, +1 3d 2 -2, -1, 0, +1, +2 5f 3 -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3 7

En el modelo atómico de Bohr se estableció que los electrones giran alrededor del núcleo en niveles de energía específicos; cada nivel acepta un número determinado de electrones de acuerdo con la siguiente ecuación (Tabla 5):

Número de e― = 2n2

y a su vez, cada subnivel acepta 2n electrones, los cuales están distribuidos en cada subnivel como se indica en la tabla 6.

Tabla 5. Número de electrones que acepta cada nivel.NÚMERO DE NIVEL NÚMERO DE ELECTRONES

QUE ACEPTA1 22 83 184 32

Tabla 6. Distribución de electrones de acuerdo con el subnivel.

SUBNIVELNÚMERO DE

ORIENTACIONES

NÚMERO DE ELECTRONES QUE

ACEPTA

DISTRIBUCIÓN DE ELECTRONES EN CADA

ORIENTACIÓNs 1 2 2p 3 6 2,2,2d 5 10 2,2,2,2,2f 7 14 2,2,2,2,2,2,2

4. s: Número cuántico spin, indica la rotación o giro del electrón y sólo puede tomar dos valores, +½ y – ½; también se pueden representar con vectores:

37

Figura 15. Representación del sentido de giro del número cuántico (s).

Actividades de aprendizaje

1. En equipo y con apoyo de las figuras 11 y 12, elaboren físicamente el orbital “s” y los tres orbitales “p” (px, py y pz) con su orientación utilizando plastilina, unicel, alambre, globos, palillos, alguna fruta o los materiales que deseen; asesórate con tu maestro y preséntalo a tu grupo.2. Toma en cuenta la teoría de la mecánica cuántica y ne equipo elabora el modelo físico de Dirac-Jordan del átomo de neón (Ne), resaltando el electrón diferencial con otro color, usando los materiales que quieras; asesórate con tu maestro, preséntalo a tus compañeros y compáralo con los demás modelos indicando las diferencias o coincidencias.

1.17 CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Representar los electrones de un átomo por medio de esferas, como se realizó utilizando el modelo atómico de Bohr, o de manera tridimensional, mediante los orbitales propuestos por la teoría cuántica, resulta complicado, en particular para elementos con varios electrones; esta situación generó la necesidad de pensar en una forma de representación más sencilla.

Para construir una estructura que permita representar la configuración electrónica es necesario tener presentes los principios de la teoría cuántica con respecto a los niveles de energía, los subniveles y los orbitales, es decir, cumplir con lo especificado en cada uno de los números cuánticos.

Principio de exclusión de Pauli

Con la determinación de los números cuánticos, y después de realizar una extensa investigación, Wolfgang Pauli (1900-1958) estableció: En un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales.

Regla de Hund

Para indicar la forma en que los electrones van ocupando las diferentes orientaciones de un subnivel existe un principio llamado de máxima multiplicidad o regla de Hund, que dice: En subniveles con más de una orientación no puede existir apareamiento electrónico si al menos no existe un electrón en cada orientación.

38

Donde el apareamiento es tener dos electrones con los tres números cuánticos n, l y m igual y sólo diferente el spin (s).

Para ilustrar esta regla, el giro del electrón se representará con flechas hacia arriba (positivo) y flechas hacia abajo (negativo), con guiones los orbitales, con número los niveles y con letras los subniveles.

Ejemplo 3

El subnivel “p” tiene 3 orientaciones. No puede llenarse la primera orientación con 2 electrones y dejar la tercera orientación vacía: lo que se debe hacer es acomodar los electrones de uno en uno en cada orientación y después, si aún hay más electrones por acomodar, aparearlos (hacer pares), como se muestra a continuación:

Después de haber diseñado varios experimentos para determinar la posición y velocidad del electrón, en 1927, el físico alemán Werner Heisenberg (1901-1976) estableció el principio conocido como de incertidumbre o de Heisenberg, que sostiene: No es posible conocer al mismo tiempo la posición y la velocidad de un electrón.

Principio de Aufbau

La palabra Aufbau es de origen alemán y significa construcción o desarrollo. Este principio sirve para indicarnos la manera en que los electrones van ocupando los diferentes subniveles y establece lo siguiente: En un átomo, los electrones buscan su acomodo en aquellos subniveles de menor energía, es decir, aquellos en que su valor de n+1 sea menor.

39

Figura 16. Orden de llenado de los subniveles de acuerdo con el valor n+1.

De forma más práctica para el estudiante, puede considerar la figura 17, también conocida como regla de las diagonales, para el orden de llenado.

Instrucciones para la utilización de la regla de las diagonales (figura 17)

Figura 17. Regla de las diagonales.

Para seguir la secuencia de llenado se debe empezar con la primera flecha en “1s” de arriba hacia debajo de forma diagonal, hasta terminar con “7p” o antes, dependiendo del número de electrones del átomo: observarás que los niveles no son consecutivos, y esto se debe a los traslapes que sufren los subniveles, por lo que la secuencia es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7f, 5f, 6d, 7p.

Toma en cuenta que el subnivel “s” tiene una capacidad de 1 a 2 electrones, para “p” es de 1 a 6 electrones, para “d” es de 1 a 10 electrones y para “f” es de 1 a 14 electrones.

40

A continuación se muestra en la tabla 7 la secuencia, indicando la cantidad máxima de electrones para cada subnivel.

Tabla 7. Principio de Aufbau

NIVEL SUBNIVEL

1 1s2

2 2s2, 2p6

3 3s2, 3p6

4 4s2, 3d10, 4p6

5 5s2, 4d10, 5p6

6 6s2, 4f14, 5d10, 6p6

7 7s2, 5f14, 6d10, 7p6

Configuración electrónica y diagrama energético de átomos

Actualmente, la representación atómica se hace por medio de la configuración electrónica y de los diagramas energéticos.

Configuración electrónica. Es la representación de la distribución de los elementos en el átomo, según el nivel y subnivel de energía que ocupan.

Para desarrollar la configuración electrónica se toma en cuenta el número atómico del elemento y la regla de las diagonales, recordando la cantidad de electrones que admite cada subnivel.

De la configuración electrónica se puede obtener la siguiente información:

41

Ejemplo 4. Observa el desarrollo de la configuración electrónica de los siguientes elementos.

4Be 1s2,2s2

7N 1s2,2s2,2p3

15P 1s2,2s2,2p6,3s2,3p3

24Cr 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d4

32Ge 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p2

36Kr 1s2,2s2,2p6,3s2,3p6,4s2,3d10,4p6

Actividades de aprendizaje

Desarrolla la configuración electrónica de los siguientes elementos, apoyándote en el ejemplo anterior.

17Cl

33As

24Cr

57La

13Al

95Am

46Pd

27Co

Configuración electrónica utilizando el Kernel

El Kernel es la representación de la configuración electrónica simplificada, partiendo de un gas noble que está contenida en la configuración del elemento.

Para aplicar el kernel se parte del gas noble cuyo número atómico sea menor al del elemento que se va a desarrollar, indicándolo entre corchetes [ ]; a continuación se aplica la secuencia del diagrama de las diagonales. Toma la figura 17 como referencia de ayuda para la construcción. En el cuadro “1s” se escribe He; en el “2p”, Ne; en el “3p”, Ar; en el “4p”, Kr; en el “5p”, Xe y, finalmente, en el cuadro “6p” escribimos Rn. Para obtener el número de electrones de

42

cada uno de los gases nobles se realiza la siguiente suma, y de este proceso se obtiene la figura 18.

Figura 18. Orden de llenado de los subniveles con los gases nobles.

Ejemplo 5

Desarrollo de la configuración electrónica del oxígeno (O) con número atómico 8 y del cloro (Cl) con número atómico 17, utilizando el Kernel.

1. 8O, el gas noble con número atómico menor de 8 es el elemento 2He. Entonces la configuración electrónica del oxígeno es:

8O [He]2 2s2, 2p4

2. 17Cl, el gas noble con número atómico menor de 17 es el elemento 10Ne. Entonces, la configuración electrónica del cloro es:

17Cl [Ne]103s2, 3p5

Diagrama electrónico o energético. Es la representación gráfica del nivel y del subnivel de energía, indicando con vectores (flechas) el giro del electrón y con guiones los orbitales correspondientes a cada subnivel.

43

El proceso de colocación de cada una de las flechas (electrones) para cada nivel y subnivel en el siguiente:

• Para los subniveles “s”, la primera flecha se marca hacia arriba, la segunda se marca hacia abajo en el mismo orbital.

• Para los subniveles “p” se tienen que ubicar seis flechas; se colocan las tres primeras señalando hacia arriba de manera consecutiva en los tres orbitales; la cuarta flecha se coloca señalando hacia abajo en el orbital px; la quinta señalando hacia abajo en el orbital py, la sexta señalando hacia abajo en el orbital pz.

• Para los subniveles “d” se tienen que ubicar diez flechas, y se sigue el procedimiento anterior pero con cinco orbitales.

• Para los subniveles “f” se tienen que ubicar catorce flechas, y se sigue el mismo procedimiento pero con siete orbitales.

Ejemplo 6.

A continuación se desarrolla el diagrama electrónico del oxígeno con número atómico 8, indicando el proceso de colocación de cada una de las flechas (electrones) para cada nivel y subnivel. La flecha más oscura indica el último electrón que ha entrado en el subnivel.

44

Ejemplo 7.

45

Observa cómo se representa el diagrama electrónico del elemento carbono ( C ), con número atómico 6.

Electrón diferencial.

Electrón diferencial. Es el último electrón que se adiciona a la configuración electrónica de un elemento y permite distinguir a un elemento de otro; se puede identificar por el valor de sus cuatro números cuánticos.

Ejemplo 8.

10Ne tiene la siguiente configuración electrónica:

1s2, 2s2, 2p6

Su diagrama electrónico es:

El último electrón de la configuración electrónica corresponde al electrón diferencial.

46

Los números cuánticos correspondientes al electrón diferencial son:

• Nivel de energía (coeficiente) n=2• Subnivel de energía (letra=”p”) l=1• Orientación m=+1• Giro del electrón (flecha hacia abajo) s= –½

Actividades de aprendizaje

1. Desarrolla el diagrama electrónico con kernel para cada uno de los siguientes elementos y determina los cuatro números cuánticos correspondientes al electrón diferencial. Observa el ejemplo.

ELEMENTO DIAGRAMA CON KERNELNÚMEROS CUÁNTICOS DEL

ELECTRÓN DIFERENCIAL

17Cl

n = 3

l = 1

m = 0

s = –½

33As

24Cr

57La

13Al

95Am

46Pd

27Co

2. Elabora un mapa conceptual utilizando los conceptos átomo, configuraciones electrónicas, diagrama energético, números cuánticos, electrón diferencial; después presenta tu trabajo al grupo; analiza y corrige si es necesario.

3. Ahora reflexiona. Considerando tu compromiso con tu aprendizaje, contesta las siguientes preguntas y toma decisiones honestas.

47

¿Qué sabía? ¿Qué aprendí? ¿Qué me faltó aprender?

¿Qué debo hacer?

48

NÚMEROS CUÁNTICOS

Principal (n)

Azimutal (l)

Magnético (m)

Spin (s)

Explican el comportamiento y la ubicación probable del electrón

Determina el nivel de energía y toma valores de 1, 2, 3, …, ∞

Indica la forma de la nube electrónica y toma valores desde 0, 1, …, n-1

Representa la orientación espacial del orbital y toma valores que van desde –l hasta +l

Indica la rotación o giro del electrón y toma valores de + ½ y – ½.

Se representa con la

Conf iguración electrónica

Es La representación de la distribución de los electrones de un átomo en nivel ysubnivel de energía

Electrón diferencialSe identif ica

Último electrón que se adiciona a la conf iguración electrónica

Diagramasenergéticos

Se determinapor medio de Aplicando

Principio de Pauli En un átomo no pueden existir dos electrones que tengan los cuatro números cuánticos iguales.

Regla de Hund Cuando los electrones se agregan a orbitales de la misma energía, lo hacen de uno en uno en cada orbital antes de completar el par.

Principio de Aufbau En un átomo los electrones buscan su acomodo en aquellos subniveles de menor energía.

49

ÁTOMO

1.1Modelos atómicos

1.1.1 Modelo atómico de Dalton

1.1.2 Modelo atómico de Thomson

1.1.3 Modelo atómico de Perrin

1.1.4 Modelo atómico de Rutherford

1.1.5 Modelo atómico de Bohr

1.1.6 Modelo atómico de Sommerfeld

1.1.7 Modelo atómico de Schrödinger

1.1.8 Modelo atómico de Dirac-Jordan

1.2Partículas subatómicas

1.2.1 Número atómico, número de masa atómica, masa atómica

1.3.1 Principio de exclusión de Pauli1.2Partículas subatómicas

1.3.2 Regla de Hund

1.3.3 Principio de Aufbau

1.3.4 Conf iguración electrónica y diagrama energético de átomos

1.3.5 Electrón diferencial

50

RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

Con el propósito de complementar e integrar el conocimiento, realiza las actividades planteadas a continuación.

1. Resuelve el siguiente crucigrama.

1

2 3 4

5

6

7

8 9

10 11 12

13

14

15

16

17

18

19

20

EclipseCrossword.com

51

Horizontal

5. Representación gráfica de la distribución de electrones en niveles y subniveles.

7. Tienen 1,3,5, o bien, 7 orientaciones.

8. Partícula que gira alrededor del núcleo.

10. Es la suma de las partículas que se encuentran en el núcleo del átomo.

15. En su modelo atómico aparece el parámetro s.

16. Átomo de carbono que contiene seis protones y ocho neutrones.

18. s,p,d,f.

19. n, l, m, s

20. Ordenamiento de electrones en niveles y subniveles.

Vertical

1. Significa construcción o desarrollo.

2. Los electrones deben acomodarse primero uno en cada orientación y después aparearse.

3. Determinó que cada electrón en un átomo tiene números cuánticos diferentes.

4. Palabra griega que significa indivisible.

6. Partícula que se encuentra en el núcleo y tiene carga positiva.

9. Z.

11. El promedio porcentual de los números de masa de los isótopos de cualquier elemento.

12. Desarrolló un modelo matemático con los parámetros n,l y m.

13. Físico danés que propuso un modelo atómico.

14. Partículas que se encuentran en el núcleo y no tienen carga.

17. Partículas que forman parte del átomo.

2. Aplicando los conocimientos adquiridos en esta unidad, completa los datos de la siguiente tabla.

52

EL

EM

EN

TO

Q

UÍM

ICO

NÚ

M. A

TÓ

MIC

O (

Z)

NÚ

M. D

E M

AS

A (

A)

NÚ

M. D

E e

-

NÚ

M.

DE

p+

NU

M. D

E n

0

CO

NF

IGU

RA

-CIÓ

N

EL

EC

TR

ÓN

ICA

NÚ

ME

RO

S

CU

ÁN

TIC

OS

DE

e-

DIF

ER

EN

CIA

L

1.18 TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características.

Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos.

Historia

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:

• El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica.

• El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos.

• La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico y

• Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.

53

El descubrimiento de los elementos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino-térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy.

En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.

La noción de elemento y las propiedades periódicas

Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes 2 siglos, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos.

La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra "The Sceptical Chymist", donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos.

A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra "Tratado elemental de Química". Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.

El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.

Los pesos atómicos

A principios del siglo XIX, John Dalton (1766-1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un

54

"atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743-1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas).

Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo cómo se combinaban los átomos de las mismas.

Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori.

Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de wolframio, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.

Metales, no metales, metaloides y metales de transición

La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.

Triadas de Döbereiner

Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner(1780-1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio).

55

A estos grupos de tres elementos se les denominó triadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos.

Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.

En su clasificación de las triadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la triada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de triadas.

Chancourtois

En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.

Ley de las octavas de Newlands

En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.

Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas

56

Triadas de Döbereiner

LitioLiClLiOH

Calcio

CaCl

2

CaSO4

Azufre

H2SSO

2

Sodio

NaCl

NaOH

Estroncio

SrCl2SrSO4

Selenio

H2Se

SeO2

PotasioKClKOH

Bario

BaCl

2

BaSO4

Telurio

H2Te

TeO2

Ley de las octavas de Newlands

1 2 3 4 5 6 7

Li6,9

Na23,0

K39,0

Be9,0

Mg24,3

Ca40,0

B10,8

Al27,0

C12,0

Si28,1

N14,0

P31,0

O16,0

S32,1

F19,0

Cl35,5

entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente.

El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.

Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.

Tabla periódica de Mendeleiev

En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeleiev publica su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hace Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos.

Por esta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:

• Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. • Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la

valencia.

Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.

La primera clasificación periódica de Mendeleiev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B.

57

En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos.

Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gases nobles descubierto durante esos años. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa.

El gran mérito de Mendeleiev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka-aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka-sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que sería el primer elemento artificial obtenido en el laboratorio, por síntesis química, en 1937.

La noción de número atómico y la mecánica cuántica

La tabla periódica de Mendeleiev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio-yodo, argón-potasio y cobalto-níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes.

Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867-1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo.

La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.

58

Tabla periódica de los elementos

Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18

Periodo

11H

2He

23Li

4Be

5B

6C

7N

8O

9F

10Ne

311Na

12Mg

13Al

14Si

15P

16S

17Cl

18Ar

419K

20Ca

21Sc

22Ti

23V

24Cr

25Mn

26Fe

27Co

28Ni

29Cu

30Zn

31Ga

32Ge

33As

34Se

35Br

36Kr

537Rb

38Sr

39Y

40Zr

41Nb

42Mo

43Tc

44Ru

45Rh

46Pd

47Ag

48Cd

49In

50Sn

51Sb

52Te

53I

54Xe

655Cs

56Ba

*72Hf

73Ta

74W

75Re

76Os

77Ir

78Pt

79Au

80Hg

81Tl

82Pb

83Bi

84Po

85At

86Rn

787Fr

88Ra

**104Rf

105Db

106Sg

107Bh

108Hs

109Mt

110Ds

111Rg

112Cn

113Uut

114Uuq

115Uup

116Uuh

117Uus

118Uuo

Lantánidos *57La

58Ce

59Pr

60Nd

61Pm

62Sm

63Eu

64Gd

65Tb

66Dy

67Ho

68Er

69Tm

70Yb

71Lu

Actínidos **89Ac

90Th

91Pa

92U

93Np

94Pu

95Am

96Cm

97Bk

98Cf

99Es

100Fm

101Md

102No

103Lr

AlcalinosAlcalinotérreos

Lantánidos

Actínidos Metales de transición

Metales del bloque p MetaloidesNo metales

Halógenos

Gases nobles y Transactínidos

59

Clasificación

Grupos

A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1.

Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos.

Numerados de izquierda a derecha, según la última recomendación de la IUPAC (y entre paréntesis según la antigua propuesta de la IUPAC), los grupos de la tabla periódica son:

Grupo 1 (I A): los metales alcalinos

Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos

Grupo 3 (III A): Familia del Escandio

Grupo 4 (IV A): Familia del Titanio

Grupo 5 (V A): Familia del Vanadio

Grupo 6 (VI A): Familia del Cromo

Grupo 7 (VII A): Familia del Manganeso

Grupo 8 (VIII): Familia del Hierro

Grupo 9 (VIII): Familia del Cobalto

Grupo 10 (VIII): Familia del Níquel

Grupo 11 (I B): Familia del Cobre

Grupo 12 (II B): Familia del Zinc

Grupo 13 (III B): los térreos

Grupo 14 (IV B): los carbonoideos

Grupo 15 (V B): los nitrogenoideos

Grupo 16 (VI B): los calcógenos o anfígenos

Grupo 17 (VII B): los halógenos

Grupo 18 (0): los gases nobles

60

Períodos

Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s.

La tabla periódica consta de 7 períodos:

• Período 1 • Período 2 • Período 3 • Período 4 • Período 5 • Período 6 • Período 7

La tabla también está dividida en cuatro clases o bloques, s, p, d, f, que están ubicados en el orden s,d,p, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.

BloquesBloque de la tabla periódica

Tabla periódica dividida en bloques.

La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos.

Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han

61

sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.

• Bloque s • Bloque p • Bloque d • Bloque f

RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

1.- Resuelva el siguiente crucigrama, buscando la palabra que complemente correctamente cada uno de los enunciados. De forma vertical, podrás leer el nombre de la rama de la biología que se encarga del estudio de la relación entre los seres vivos y el medio ambiente.

a) Elemento indispensable en la vida humana.b) Metal blanco presente en el sistema óseo de los mamíferos.c) Metal de color gris azulado que tiene numerosas aplicaciones en la industria; también se

encuentra presente en la sangre y su carencia produce anemia.d) Metal alcalino muy ligero de número atómico 3.e) Sólido duro, de color negruzco, semejante al carbono, que está colocado a la izquierda

de éste.f) Gas abundante en la naturaleza, constituye aproximadamente las cuatro quintas partes

del aire atmosférico.g) Gas incoloro que forma parte del agua y es el elemento más ligero que existe.h) Elemento más dúctil y maleable después del oro, cuyo principal productor es México.

62

2.- Sopa de elementos. En el siguiente conjunto de letras se encuentran escondidos los nombres de 40 elementos; descúbrelos y anótalos abajo, seguido cada uno de su símbolo. Busca los nombres en forma horizontal, vertical, diagonal, de izquierda a derecha, de arriba abajo y viceversa. En la tabla periódica comprueba si los nombres que encontraste son correctos.

Elemento Símbolo Elemento Símbolo

63

1. 21.

2. 22.

3. 23.

4. 24.

5. 25.

6. 26.

7. 27.

8. 28.

9. 29.

10. 30.

11. 31.

12. 32.

13. 33.

14. 34.

15. 35.

64

16. 36.

17. 37.

18. 38.

19. 39.

20. 40.

3.- De la figura de la golfista y con ayuda de tu tabla periódica, relaciona la letra con que inicia el nombre de las partes externas del cuerpo humano y de su vestimenta con el nombre y el símbolo de los elementos químicos.

Cuerpo/Vestimenta Elemento Símbolo

Boca Boro B

65

4.- Práctica la localización de los elementos en la tabla periódica larga, llenando la tabla siguiente:

66

Ele

me

nto

Sím

bo

lo

Per

iod

o

Gru

po

No

mb

re d

el

gru

po

Nú

m.

Ató

mic

o

Mas

a a

tóm

ica

p+ e

-

n0

Blo

qu

e

Es

tad

o d

e

ag

reg

ac

ión

67

UNIDAD II ENLACES QUÍMICOS

Recordando un poco a cerca de la estructura atómica cada elemento químico está constituido por unidades más pequeñas denominadas átomos y cada átomo está formado por un núcleo central y 1 o más capas de electrones. Dentro del núcleo residen partículas subatómicas: protones (de carga positiva) y neutrones (partículas del mismo peso, pero sin carga).

El número de protones del núcleo es característico de cada elemento y es llamado número atómico, Ejemplo: Hidrógeno: 1, Carbono: 6, Fósforo: 15.

Los electrones giran alrededor del núcleo en regiones del espacio denominadas órbitas, los átomos grandes albergan a varias órbitas o capas de electrones, el orbital más externo se llama la capa de valencia, porque determina cuantos enlaces puede formar un átomo. Debido a su repulsión mutua, solo un determinado número de electrones puede ocupar el espacio cercano al núcleo, la capa más cercana solo puede tener dos electrones, la segunda capa puede tener hasta 8 e- en varios orbitales.

Así como los átomos son las menores partículas de un elemento, una molécula es la menor partícula de un compuesto; consta de dos o más átomos, iguales o diferentes, que se mantienen unidos mediante las interacciones o enlaces de los electrones de las capas mas externas.

Un átomo en condiciones normales tiene el mismo número de electrones y protones, por lo que se considera eléctricamente neutro o equilibrado en sus cargas. Cuando los átomos tienden a perder o ganar electrones se convierten en iones, es decir, en átomos con carga eléctrica.

Si un átomo gana electrones, adquiere carga negativa por tener exceso de electrones (recuerda que los electrones son de carga negativa −e ) y recibe el nombre de anión (o ión negativo).

Por el contrario, si el átomo pierde electrones, se convierte en ión positivo por tener exceso de protones, y se le conoce con el nombre de catión.

68

Un enlace es una unión ó fuerza que mantiene unido algo. En química, un enlace químico representa la unión o fuerza que mantiene unidos a los átomos o elementos, formando compuestos. Los compuestos son sustancias que se pueden descomponer en dos o más sustancias sencillas (elementos) por medios químicos.

Las propiedades de un compuesto formado, dependen del tipo de enlace que mantiene unidos a sus elementos.

En la formación de un compuesto se considera la tendencia de cada átomo a adquirir una ordenación estable del número de electrones externos que le caracterizan, una estructura estable se puede verificar por la captación o donación de electrones. Para que un átomo capte un electrón debe de estar presente otro que sea capaz de cederlo.

Según el químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946), los átomos pueden obtener una configuración electrónica estable por compartición de electrones, y solo pueden adquirirla si en su última capa tienen ocho electrones, para explicar el enlace entre los átomos Lewis en 1916 sugirió que: “ Los átomos o elementos tienden a completar 8 electrones en su último nivel o capa externa, cediendo, ganando o compartiendo electrones para adquirir la estructura del gas noble”, los gases nobles tienen en su última capa 8 electrones a excepción del Helio que tiene 2.

2.1 ESTRUCTURA DE LEWIS

La estructura de Lewis permite ilustrar de manera sencilla los enlaces químicos, en ella, el símbolo del elemento está rodeado de puntos o pequeñas cruces que corresponden al número de electrones presentes en la capa de valencia. Antes de iniciar con el diseño de la estructura de Lewis, realiza la siguiente actividad.

Actividad: Realiza la configuración electrónica de los gases nobles y señala que coincidencias hay entre éstas, además investiga que características y propiedades tienen. ¿Qué conducta podemos esperar de estos átomos con relación a la formación de enlaces químicos?

¿Cómo diseñar una estructura de Lewis?

• Selecciona un elemento de la tabla periódica.• Escribe el número total de electrones de valencia de ese elemento. • Indica el símbolo del elemento que seleccionaste y rodéalo de puntos o

pequeñas cruces que correspondan al número de electrones presentes en la capa de valencia del elemento.

• En caso de ser compuesto, cada átomo deberá cumplir con la regla del octeto. Excepto el hidrógeno que deberá tener solo 2 electrones para cumplir con la regla del dueto.

Ejemplos: Con la ayuda de la tabla Periódica, vamos a observar la siguiente tabla.

COMPUESTO/ELEMENTO FAMILIA ELECTRONES DE VALENCIA

ESTRUCTURA DE LEWIS

Sodio (Na) I A 1

69

Cloro (Cl) VII A 7

Cloruro de sodio (NaCl) Na IA

Cl VIIA

Na 1

Cl 7

Actividad: Con Ayuda de la tabla periódica, completa el siguiente cuadro:

ELEMENTO SÍMBOLO FAMILIA ELECTRONES DE VALENCIA

ESTRUCTURA DE LEWIS

SODIOMAGNESIOALUMINIOSILICIOFÓSFOROAZUFREARGÓNCLOROLITIOPOTASIOCALCIO

2.2 TIPOS DE ENLACE Los tipos de enlace químicos más importantes son:

Iniciaremos por revisar los enlaces que ocurren entre átomos:

70

TIPOS DE ENLACE

ENLACES INTERATÓMICOS

(Entre átomos)

ENLACES INTERMOLECULARES

(Entre moléculas)

Covalente MetálicoIónico

Polar No polarCoordinad

o

Puentes de Hidrógeno

Fuerzas de Van Der Waals

Enlaces Interatómicos

2.3 Enlace Iónico (Metal + No metal).

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -grupos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los grupos 6 y 7).En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose en iones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos.

Ejemplo: La sal común se forma cuando un átomo de Cloro al aceptar 1 e- del Sodio queda cargado negativamente, forma el ión Cloruro Cl-, (anión) mientras que el Sodio queda con un electrón menos y forma el catión Na+ (cargado positivamente). Los iones cargados de manera opuesta se atraen entre ellos a través de fuerzas electroestáticas que son la base del enlace iónico, en el ejemplo anterior la sustancia resultante es el Cloruro de Sodio NaCl (sal común).

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace.

71

Produce

2.4 Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo

cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy

intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con dificultad

para ser rayados, puntos de fusión y ebullición elevados. En efecto, para fundir un

cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, es decir separar los iones. Cuando un

compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal

provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia

cada ión sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de

orientación se libera una energía que, si supera a la energía, arranca al ión de la red.

Una vez arrancado, el ión se rodea de moléculas. Así, un compuesto como el NaCl (sal

común), es muy soluble en disolventes como el agua. Las substancias con enlaces

iónicos son solubles en solventes polares, tienen densidades elevadas, conducen

corriente eléctrica en estado fundido o disuelto.

Actividad: Con Ayuda de la tabla periódica, completa el siguiente cuadro:

COMPUESTOELEMENTO METÁLICO

ELEMENTO NO

METÁLICO

ESTRUCTURA DE LEWIS

TIPO DE ENLACE

NaClLiFKBrCaSRbI

2.5 Enlace covalente (No metal + No metal)

El segundo tipo de enlace atómico ocurre cuando los átomos comparten electrones. Al contrario de los enlaces iónicos en los cuales ocurre una transferencia completa de electrones, el enlace covalente ocurre cuando dos (o más) elementos comparten electrones. Esto ocurre comúnmente cuando dos no metales se enlazan. Ya que ninguno de los elementos que participan en el enlace querrán ganar electrones, estos elementos compartirán electrones para poder llenar sus envolturas de valencia.

72

La distribución de e- compartidos y no compartidos es lo que determina la estructura tridimensional de las moléculas

Un buen ejemplo de un enlace covalente es el que ocurre entre dos átomos de hidrógeno. Los átomos de hidrógeno (H) tienen un electrón de valencia en su primera capa. Puesto que la capacidad máxima de esta capa es de dos electrones, cada átomo de hidrógeno "querrá" tomar un segundo electrón. En un esfuerzo por conseguir un segundo electrón, el átomo de hidrógeno reaccionará con átomos H vecinos para formar el compuesto H2. De esta manera, ambos átomos comparten la estabilidad de una envoltura de valencia. Lo mismo ocurre con el oxígeno, solo que tiene un enlace doble, con 2 enlaces covalentes.

Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de

más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par

compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que

se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no

se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la

última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace

que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de

pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

2.6 Propiedades de los compuestos covalentes

Generalmente se presentan en forma de gas, y algunos en forma líquida o sólida.

Tienen baja solubilidad en agua, puntos de fusión y de ebullición bajos, y no son buenos

conductores del calor y la electricidad.

A continuación se definirán los diferentes tipos de enlace covalente:

2.7 Enlace covalente No polar, homopolar o puro.

Se forma al unirse 2 átomos no metálicos de un mismo elemento, formándose una

molécula verdadera, sin carga eléctrica, simétrica y cuya diferencia de electronegatividad

es cero.

La molécula H2 es un buen ejemplo de éste tipo de enlace covalente: el enlace no polar. Ya que ambos átomos en la molécula H2 tienen una igual atracción (o afinidad) hacia los electrones, los electrones que se enlazan son igualmente compartidos por los dos átomos, y se forma un enlace covalente no polar. Siempre que dos átomos del mismo elemento se enlazan, se forma un enlace no polar. Los enlaces O-O y H-H son no polares.

HH

•

Los enlaces covalentes son muy fuertes y su estabilidad poco se afecta por la presencia de solventes. Un ejemplo típico de enlace covalente es el enlace Carbono-Carbono que se presenta en gran número de compuestos orgánicos.

73

En la práctica, los orbitales compartidos no se encuentran repartidos de manera

equivalente, ya que los átomos más electronegativos tienden a mantener a los

electrones en su cercanía y, por lo tanto, el orbital molecular de enlace presenta mayor

volumen en la vecindad del átomo electronegativo. Los enlaces covalentes en los que

ambos átomos participantes poseen una electronegatividad semejante (como en los

enlaces C-C), no presentan diferencias en la carga electrónica a lo largo de la molécula,

por tanto su carga eléctrica es también uniforme y se dice que no poseen polaridad.

2.8 Enlace covalente Polar o Heteropolar.

Se presenta cuando se unen dos no metales, compartiendo pares de electrones formándose polos en las moléculas, lo que genera cargas positivas y negativas. Este tipo de enlaces se designan como enlaces covalentes polares y las moléculas con este desbalance de cargas se designan como dipolares.

Las moléculas de agua son un buen ejemplo de éste tipo de enlace, ya que contienen dos átomos de hidrógeno enlazados a un átomo de oxígeno. El oxígeno, con seis electrones de valencia, necesita dos electrones adicionales para completar su envoltura de valencia. Cada hidrógeno contiene un electrón. Por consiguiente el oxígeno comparte los electrones de dos átomos de hidrógeno para completar su propia envoltura de valencia, y en cambio, comparte dos de sus propios electrones con cada hidrógeno, completando la envoltura de valencia H.

Los enlaces covalentes polares son muy fuertes y se rompen con dificultad, Si la diferencia de electronegatividades entre los 2 átomos es marcada, tenemos un enlace polar y se favorecerá la solubilidad de la sustancia en solventes polares.

2.9 Enlace covalente coordinado.

Se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, pero aportado por uno de ellos solamente. Este enlace es común en los óxidos no metálicos (compuestos formados por oxígeno y un no metal), a este enlace se le conoce como dativo o coordinado, siendo el átomo que los aporta el dador y el que los recibe aceptor. Veamos algunos ejemplos:

CO2 (Dióxido de Carbono)

O3 (ozono)74

Actividad: Con Ayuda de la tabla periódica, completa el siguiente cuadro:

COMPUESTOELEMENTO METÁLICO

ELEMENTO NO

METÁLICO

ESTRUCTURA DE LEWIS

TIPO DE ENLACE

H2

NH3

O2

HFCH4

CO

2.10 Enlace metálico.

Se forma entre átomos metálicos y son muy fuertes, constituyendo cristales

metálicos.

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice

de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras,

con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y

hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de

valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de

átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de

tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de

pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente,

la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor

de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

De manera se forman aleaciones:

• Monedas

• Aceros: Fierro con carbono

• Bronce: Cobre con aluminio o estaño

• Latón: Cobre y Zinc

• Amalgamas: Mercurio con Plata

Todos los metales tienen en común la propiedad de ser con brillo, duros, maleables,

dúctiles, sólidos, aunque hay excepciones como el mercurio, insolubles, con punto de

ebullición altos y gran capacidad para conducir corriente eléctrica.

2.11 Enlaces Intermoleculares

75

Las fuerzas de atracción entre moléculas son más débiles que las fuerzas de

atracción entre átomos. La existencia de líquidos y sólidos se debe a éstas fuerzas

intermoleculares, así como la licuación de los gases (compresión y enfriamiento de

gases)

2.12 Fuerzas de Van Der Walls.

Estas fuerzas o uniones son de Naturaleza electrostática y se originan por

interacción entre las moléculas. Estas fuerzas aumentan el punto de ebullición de las

sustancias al ir creciendo el peso molecular, ya que éstas mantienen unidas a las

moléculas y son responsables de la formación de tejidos o cuerpos orgánicos, este

enlace es muy débil en comparación a otros.

Aumentan con el tamaño de las moléculas, ya que a mayor volumen, las capas

electrónicas más externas de las moléculas se deforman más fácilmente. El valor de las

fuerzas aumenta, si el punto de fusión y ebullición de las moléculas es elevado.

2.13 Puente de hidrógeno.

Este enlace es de naturaleza electrostática y se forma por la atracción entre un átomo de hidrógeno con cierta carga positiva y un par de electrones no compartidos de otra molécula, es decir con átomos o elementos altamente electronegativos. Ejemplos: HF. NH3, por medio del puente de hidrógeno se pueden formar proteínas que producen fibras como celulosa, almidones, harinas, proteínas (engrudos, gelatinas, maicenas, etc.)

La presencia de cargas parciales sobre los átomos de oxígeno e hidrógeno de la molécula del agua hace posible que entre ellas mismas se formen enlaces débiles debido a la atracción electrostática, llamados puentes de hidrógeno. Dada la estructura de la molécula de agua, se pueden formar hasta 4 puentes de H, dos a través del átomo de Oxígeno y uno por cada átomo de Hidrógeno.

Son interacciones polares y su intensidad es cerca de 5-10% de enlace covalente.

En el enlace por puente de hidrógeno los tipos más importantes de fuerzas de atracción

son débiles y estos enlaces son los causantes de que el agua sea un líquido a

temperatura ambiente en lugar de un gas.

La unión entre moléculas por este tipo de enlace determina que las sustancias

sean más fácilmente condensables.

Actividad: Tipo de enlace a partir de las propiedades de las sustancias. Propiedad A B C

PROPIEDAD A B C

76

Punto de fusión 808 °C 80 °C 1083 °C

Solubilidad en agua Sí No No

Conductividad eléctrica en estado sólido

No No Sí

Conductividad eléctrica en disolución o fundida

Sí No Sí

Deformidad del sólido Frágil Frágil Sí

La sustancia A tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

La sustancia B tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

La sustancia C tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

77

2.14 Retroalimentación temática.

1. ¿Qué es un enlace químico?2. ¿Qué nos indica la regla del octeto o en algunos casos regla del dueto?3. ¿Cuál es la estructura de Lewis del bromo?4. Escribe 3 ejemplos de compuestos que presentan un enlace covalente.5. Escribe 3 ejemplos de compuestos que presentan un enlace iónico.6. Escribe 3 ejemplos de compuestos que presentan un enlace metálico.7. Escribe 3 ejemplos de compuestos que presentan un enlace covalente polar.8. Escribe 3 ejemplos de compuestos que presentan un enlace covalente no polar.9. A que se le llama puente de hidrógeno.

a) b) c) d)

10. ¿Cuál es la estructura de Lewis del Mg?

a) b) c) d)

11.¿Cómo se forma el SiH4 a partir de sus átomos utilizando las estructuras de Lewis?a)

b)

c)

12. Determina el tipo de enlace, si lo hubiera, a partir de los átomos que tenemos.

Tipos de átomos que tenemos Tipo de enlace más probable

Átomos de Cl Átomos de Cl _________________________

Átomos de Cl Átomos de Ar _________________________

Átomos de Cl Átomos de O _________________________

78

Átomos de Cl Átomos de Fe _________________________

Debes rellenar el hueco con alguna de estas opciones:

Covalente / iónico / metálico / sin enlace

13. Determina el tipo de enlace, si lo hubiera, a partir de los átomos que tenemos.

Tipos de átomos que tenemos Tipo de enlace más probable

Átomos de Na, Átomos de Na _________________________

Átomos de S, Átomos de Cl _________________________

Átomos de Br, Átomos de Ca _________________________

Átomos de Fe, Átomos de Fé _________________________

Debes rellenar el hueco con alguna de estas opciones:

covalente / iónico / metálico / sin enlace

14. Tipo de enlace a partir de las propiedades de las sustancias. Propiedad A B C

La sustancia A tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

La sustancia B tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

La sustancia C tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

79

15. Tipo de enlace a partir de las propiedades de las sustancias. Propiedad A B C

La sustancia A tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

La sustancia B tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

La sustancia C tiene átomos unidos por enlace de tipo ___________________

80

16. Es el enlace que se forma entre un metal y un no metal:

a) Iónico b) Covalente c) Puente de Hidrogeno

17. Son los enlaces que se forman entre átomos:

a) Intermoleculares b) Intraatómicos c) Enlaces sencillos

18.Resulta de la unión de dos átomos no metálicos mediante la compartición de un par de electrones

a) Iónico b) Covalente c) Puente de Hidrogeno

19. Cual de los siguientes compuestos presenta enlace iónico.

a) HCl b) NaCl c) HBr

20. Compuesto que presenta enlace covalente no polar

a) H2 b) CO2 c) NH3

21. Compuesto que presenta enlace covalente polar

a) H2 b) CO2 c) O2

22. Realiza la representación de lewis de los siguientes elementos.

COMPUESTO

NOMBRES DE LOS ELEMENTOS

PERIODO FAMILIA ESTRUCTURA DE LEWIS

TIPO DE ENLACE

AlP

AgCl

CaO

KBr

81

HCl

N2

O2

HBr

UNIDAD III NOMENCLATURA

INTRODUCCIÓN

En química se conoce un gran número de compuestos. A cada uno de ellos ha sido necesario asignarle un nombre para poder diferenciarlo de otros y para que, incluso, en diferentes idiomas puedan ser interpretados de igual manera.

Para establecer las normas bajo las cuales debe darse nombre a los compuestos químicos, fue necesario crear un organismo que desarrollara dichas normas de nomenclatura. Ese organismo es la Unión Internacional de Química Pura y aplicada, conocido como la IUPAC por sus siglas en ingles. La organización dentro de sus

82

funciones, tiene la finalidad de establecer las normas para dar el nombre correcto a los compuestos químicos, nombres que deben ser lo más general y descriptivo posible de manera que en él se pueda deducir su estructura y su carácter químico.

Antes de la formación de la IUPAC, existía otro sistema de nomenclatura conocido como sistema de Ginebra , que aún siguen empleando muchas industrias productoras de reactivos químicos. Sin embargo, existen compuestos cuyos nombres no siguen las reglas de ninguno de los dos sistemas; estos nombres se conocen como triviales o comunes. Ejemplo: agua, amoniaco, cal, etc.

En esta unidad, mencionaremos algunos de los nombres triviales o comunes utilizados actualmente, así como las reglas de nomenclatura del Sistema de Ginebra y de la IUPAC para nombrar correctamente los compuestos químicos. También analizaremos cómo, a partir del nombre, podemos obtener la fórmula de un compuesto, que es la representación cualitativa y cuantitativa de los elementos que lo forman.

Pag 171

A continuación se muestra una tabla de algunos nombres comunes o triviales, fórmula y nombre químico de algunos compuestos.

Nombre común o trivial Fórmula Nombre Químico

Cal o cal viva CaO Óxido de calcio

Cal apagada Ca(OH)2 Hidróxido de calcio

Sal de mesa NaCl Cloruro de sodio

Aceite de Vitriolo H2SO4 Ácido sulfúrico

Ácido muriático HCl Ácido clorhídrico

Leche de magnesia Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio

Gas hilarante N2O Monóxido de dinitrógeno

Lejía o sosa cáustica NaOH Hidróxido de sodio

Yeso CaSO4 2H2O Sulfato de calcio dihidrado

Alúmina Al2O3 Óxido de aluminio

Agua H2O Monóxido de dihídrogeno

Vitriolo azul CuSO4 5H2OSulfato de cobre (II)

pentahidratado

Polvo de hornear NaHCO3 Carbonato ácido de sodio

Hielo seco CO2 Dióxido de carbono

3.1 FÓRMULA QUÍMICA.

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

83

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

Por ejemplo, la fórmula del agua H2O nos indica que el compuesto está constituido por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, el esquema siguiente ejemplifica de manera más explícita el uso de la simbología en las fórmulas químicas.

84

CaO

H2CO

3

Fe2(SO

4)

3

Representa un átomo del elemento calcio

Representa un átomo del elemento oxígeno

Representa al elemento hidrógeno Representa al elemento

oxígeno

Representa un átomo del elemento carbono

Indica dos átomos del elemento hidrógeno Indica tres átomos del

elemento oxígeno

Representa al elemento fierro

Representa al grupo sulfato, constituido por un átomo de azufre y cuatro átomos de oxígeno.

Indica tres grupos sulfato SO

4

Indica dos átomos del elemento fierro

∙ ∙∙

∙∙∙ ∙

∙

A partir de lo anterior, a una fórmula química la definimos como:

La representación química abreviada de un compuesto.

3.2 ASIGNACIÓN DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN

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

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

La valencia de un elemento en un compuesto hace referencia sólo al número de electrones que de ese elemento participan en el o los enlaces ; en cambio, el número de oxidación, al emplear valores positivos y negativos, denota, además, el comportamiento de los electrones, es decir, si un elemento gana, pierde o los comparte de manera desigual.

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

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

Na + Cl → Na+Cl-

En los compuestos covalentes no hay pérdida ni ganancia de electrones, ya que los electrones de enlace son compartidos por los átomos que forman las moléculas. En

85

∙∙

:

∙∙

:

estos compuestos, el número de oxidación de los elementos es el valor que resulta al asignarle imaginariamente al elemento más electronegativo los electrones de enlace; dicho en otras palabras, sería la carga que tendrían los átomos si sus enlaces fueran iónicos. Por ejemplo, en la molécula del agua: H2O, los dos enlaces que forman los átomos de hidrógeno con el oxígeno son covalentes, esto es, comparten los electrones de enlace.

O

Recuerda que el oxígeno tiene seis electrones en su última capa y le hace falta dos para completar su octeto. En este caso el oxígeno, por ser más electronegativo, se le asignan los electrones de enlace como si se tratara de un compuesto iónico, quedando el oxígeno con dos electrones más (O-2) y completando su octeto; por otro lado, los hidrógenos, al perder su electrón, quedarían como iones H+1, siendo sus números de oxidación, par el oxígeno y el hidrógeno, de -2 y +1, respectivamente.

H+1O-2

A continuación se mencionan las siguientes reglas generales para la determinación de los números de oxidación de los átomos en los compuestos o iones.

El número de oxidación de un elemento en estado puro, es decir, sin combinar, es igual a cero. Ejemplo, H2, Mg, Na, O2, Li.

El número de oxidación del hidrógeno en la mayoría de los compuestos es de +1 (HCl, H2O,HNO3), excepto cuando forma hidruros metálicos, donde su número de oxidación es de -1 (LiH, BeH2,AlH3).

El número de oxidación del oxígeno en los compuestos generalmente es de -2 (C, MgO, CO2), con exepción de cuando forma peróxidos, en los que presenta número de oxidación de -1 (H2O2, MgO2, K2O2).

86

El oxígeno tiene una electronegatividad mayor y atrae más el par electrónico

H

H

Enlace covalente

Enlace covalente

El número de oxidación de los metales alcalinos grupo IA es de +1; el de los alcalinoterreos grupo IIA, de +2, mismo que presenta el zinc y el cadmio, y de +3 para el aluminio.

La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos que integran la fórmula de un compuesto es igual a cero. Ejemplo: HCl=H+1Cl-1=+1-1=0, H2O=H2

+1O-

2=+1(2)+(-2)=0.

El número de oxidación de un ión es igual a su carga iónica. Ejemplo, Fe+2= +2, Al+3= +3, SO-2=-2, NO3

-1=-1. para un ión poliátomico, su carga iónica debe ser igual a la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos que lo componen. Ejemplo, en el ión sulfato SO4

-2, el azufre tiene número de oxidación de +6 y el oxígeno de -2, por lo que la suma algebraica de sus números es de +6 + 4(-2)=-2, cuyo resultado equivale a la carga del ión.

En los compuestos binarios, el número de oxidación negativo se le asigna al elemento más electronegativo. Ejemplo, en el ácido clorhídirico: HCl, el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y tiene el número de oxidación de -1; en el agua: H2O, el oxígenos es más electronegativo y su número de oxidación es de -2.

3.3 CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

Antes de iniciar con la nomenclatura de los compuestos químicos inorgánicos, hay que tener presente que éstos se pueden clasificar de acuerdo con diferentes características, como son tipo de enlace, número de elementos que los forman, o bien, su función química, entre las más importantes.

• De acuerdo con el tipo de enlace que presentan

Compuestos iónicos: son aquellos formados por iones

NaCl, Na2O, KCl, ZrO2, etc.

Compuestos moleculares o covalentes: son aquellos constituidos por moléculas.

HCl, CO2, NH3, etc.

• Por el número de elementos que los constituyen.

87

Compuestos binarios: formados por dos elementos.

Fe2O3, AgCl, CO, etc.

Compuestos ternarios: formados por tres elementos.

H2CO3, Cu(NO3)2, K2SO4, etc.

Compuestos poliatómicos: formados por más de tres elementos.

NaHCO3, KHSO4, Ca(HSO4)2, etc.

• De acuerdo con la función química que presentan

Una función química es un elemento o grupo de elementos que le proporcionan ciertas características químicas a un compuesto. Por ejemplo, los óxidos son compuestos binarios que llevan siempre al elemento oxígeno, los hidróxidos que están constituidos por metal y la función hidrófilo (OH-), o los ácidos que se caracterizan por que en su composición llevan siempre hidrógeno, y se ionizan en agua liberando iones H+, etc.

En química inorgánica, existen cinco funciones y de acuerdo con estas, los compuestos se clasifican en: óxidos, hidróxidos, hidruros, ácidos y sales. El esquema siguiente muestra esta clasificación más detallada.

88

89

ÓXIDOS

HIDRÓXIDOS

MOH

HIDRUROS

ÁCIDOS

SALESFUNCIONES QUÍMICAS INÓRGANICAS

METÁLICOS

MO

NO METÁLICOS

XO

METÁLICOS

MH

NO METÁLICOS

XH

HDRÁCIDOS

HX

OXIÁCIDOS

HXO

BINARIAS

MX

OXISALES

MXO

M= METAL, X=NO METAL

H= HIDRÓGENO, O=OXÍGENO

3.4 NOMENCLATURA DE LOS OXIDOS METALICOS

Se llama oxido metálico a la combinación de un metal con el oxigeno.

Metal + oxigeno = oxido metálico

Los óxidos se pueden nombrar según dos criterios:

A) NOMENCLATURA TRADICIONAL

90

• Si el metal posee una sola valencia (monovalente) se escribe:

1) La palabra oxido2) La preposición de3) El nombre del metal

Así por ejemplo:

Dado el nombre de un oxido escribir su formula:

Oxido de sodio

a) Se escriben el metal y el oxigeno con los números correspondientes a sus valencias encima:

Na+1 O-2

b) Se cruzan los números (el 1 no se escribe).

Na+12O-2

c) La formula será Na2O ( se omiten los números de encima ).

Dada la formula de un oxido escribir su nombre:

K2O

a) Se reconoce que es un oxido porque tiene oxigeno y un metal (K).b) El potasio posee un solo tipo de valencia.c) Aplicando las reglas el nombre será Oxido de potasio.

• Si el metal presenta valencia variable.

1) Se escribe la palabra oxido2) Se escribe el nombre del metal con terminación:

91

- OSO para la menor valencia- ICO para la mayor valencia

Así por ejemplo:

Dado el nombre de un oxido escribir su fórmula:

Oxido férrico

a) El metal es hierro. Como nos dicen férrico debemos interpretar que de los dos tipos de valencias que presenta (+2 y +3) hay que tomar la mayor, esto es +3. Se escriben el metal y el oxígeno con los números correspondientes a sus valencias encima:

Fe+3O-2

b) Cruzando:

Fe2O3 Es la fórmula correcta.

Dada la fórmula de un óxido escribir su nombre:

SnO2

a) Es un óxido porque presenta oxígeno y un metal (Sn).b) Como el estaño es bivalente (+2 y +4) hay que determinar de cual se trata.

Procederemos así: Multiplicamos 2 (subíndice del oxígeno) x -2(su valencia) = -4; se divide este producto (con signo cambiado) entre el subíndice del estaño (1 en este caso). +4 /1 = 4. El estaño está funcionando con valencia de +4, es decir la mayor. Por lo tanto le corresponde la terminación ICO.

c) Nombre oxido estánnico ( de estannum, estaño en latín).

B) NOMENCLATURA MODERNA (I.U.P.A.C)

92

• Si el metal posee una sola valencia (monovalente) se nombra igual que el sistema tradicional.

• Si el metal presenta valencia variable.

Esta nomenclatura emplea números romanos para señalar las valencias empleadas por el metal y al igual que la nomenclatura tradicional primero se escribe la palabra óxido, la preposición de y el nombre del metal con numero romano para señalar como ya se indico su valencia.

Por ejemplo:

Dado el nombre de un óxido escriba la fórmula correcta:

Óxido de Oro III

a) El metal es Oro y como aparece la palabra óxido se relaciona esta con el oxígeno, por lo tanto:

b) Se escriben los símbolos de los elementos con sus respectivas valencias encima de estos:

Au+3O-2

c) Se cruzan: Au2O3

Dada la fórmula de un óxido escribir el nombre correcto:

FeO

93

a) Vemos que en la fórmula existe un metal (Hierro) unido al oxígeno, por lo tanto se trata de un óxido metálico y se tiene que escribir por regla la palabra óxido

b) Recordamos que el oxígeno trabaja con valencia de -2 y esta debería de estar como subíndice del metal, como esto no es así se supone que la fórmula se redujo por lo que se intuye que el hierro trabajo con valencia de +2.

c) El nombre correcto es siguiendo la regla de la I.U.P.A.C.

Óxido de Hierro II

Realiza los siguientes ejercicios.

Fórmula Nombre del compuesto

Tradicional IUPAC

PbO2

Ni2O3

V2O5

Cs2O

Bi2O3

OsO4

CdO

ReO2

Escribe la fórmula para los siguientes compuestos

Fórmula

Óxido de wolframio(VI)

Óxido cuproso

Óxido de litio

Óxido de mercurio (II)

Óxido de aluminio

Óxido crómico

Óxido de bario

Óxido férrico

94

Nombre del compuesto

3.5 NOMENCLATURA DE LOS ÓXIDOS NO METÁLICOS O ANHÍDRIDOS

Se llama anhídrido, óxidos no metálicos, también conocidos como óxidos ácidos a la combinación de un no metal con el oxígeno.

no metal + oxigeno → anhídrido.

C + O2 → CO2

El nombre de óxidos ácidos lo reciben porque al reaccionar con agua producen ácidos (oxiácidos).

CO2 + H2O → H2CO3

En estos compuestos, el oxígeno también trabaja con número de oxidación de -2, mientras que los no metales lo hacen con sus números de oxidación positivos.

Los elementos de la tabla periódica que generalmente funcionan como no metales y metaloides son los siguientes:

Los elementos presentan sus valores (valencias) guardando relación casi siempre con el número de grupo de la tabla periódica. Los elementos que están situados en grupos pares

95

III IV V VI VII

B C N O F

Si P S Cl

As Se Br

funcionan con valencias pares y los que están colocados en grupos impares lo hacen con valencias impares. Nunca la valencia puede exceder al número del grupo, es decir que un elemento situado por ejemplo en el grupo V no puede funcionar con valencia mayor que 5.

Resumiendo lo anterior podemos decir que.

Elementos de grupo par funcionan con valencia par

Elementos de grupo impar funcionan con valencia impar

Ejemplos

El N esta en el grupo V funcionara con valencias +1,+3,+5

El S esta en el grupo VI funcionara con valencias +2,+4,+6

El Cl esta en el grupo VI funcionara con valencias +1,+3,+5,+7

Como se ve un elemento puede presentar distintos tipos de valencia. La razón de esta polivalencia está en la estructura. Existen tres metaloides C, Si y B que constituyen excepción a lo anterior y estriba en que solo poseen un tipo de valencia. El C y el Si funcionan con valencia +4 y el B con valencia +3.

A) NOMENCLATURA TRADICIONAL

El sistema de ginebra estableció, como apoyo para nombrar a los anhídridos, una tabla con los prefijos y sufijos que deberá llevar el nombre de acuerdo con los diferentes números de oxidación del no metal.

Valencia del no metal Nombre del anhídrido

__________________ ____________________

1 o 2 hipo_________oso

3 o 4 _________oso

96

5 o 6 _________ico

7 per.__________ico

En los casos del C y del Si (valencia +4) y del B (valencia +3) se le da exclusivamente la terminación ico

Los anhídridos se nombran:

1) Con la palabra anhídrido2) Nombre del no metal con la terminación correspondiente de acuerdo con su

valencia (observar tabla anterior). Ejemplos: cuando un metaloide al combinarse con el oxígeno para formar un anhídrido presenta valencia +1 le corresponde la terminación hipo_____ oso. Así diremos anhídrido hipocloroso, anhídrido hipofosforoso, etc. Cuando presenta valencias +5 o +6 diremos anhídrido clorico, anhídrido sulfúrico, etc. Desde luego según dijimos ya en los casos del C, Si Y B solo podremos decir anhídrido carbónico, anhídrido bórico, anhídrido silícico.

Conclusión: Las terminaciones y prefijos sugieren la valencia del no metal en el anhídrido, pero no la indican.

En todo lo que sigue debemos tener bien presente que el oxígeno en los anhídridos funciona con valencia igual a -2.

Ejemplos:

Dado el nombre de un anhídrido escribir su fórmula:

1) Anhídrido Brómico.

a) Como termina en ICO al no metal le pueden corresponder valencias de +5 o +6. Pero como es Brómico, es decir del Bromo (grupo VII) tiene que funcionar con la impar, es decir +5. Como dice anhídrido es combinación de no metal con oxígeno. Se escriben el no metal con el oxígeno uno seguido del otro con sus respectivas valencias encima de los símbolos.

97

Br+5O-2

b) Se entrecruzan los números.

Br2O5

Dada la fórmula de un anhídrido escribir su nombre correcto:

2) SO3

a) Anhídrido. Tiene no metal (S) y oxígeno.b) Valencia del no metal 3 x -2 = -6 ; +6/1= 6c) Como tiene valencia de +6 le corresponde la terminación ICO. El nombre correcto es

Anhídrido Sulfúrico.

B) NOMENCLATURA MODERNA (I.U.P.A.C)

En el sistema de la IUPAC, después de escribir la palabra anhídrido, la preposición de, se escribe el nombre del no metal continuando con un número romano que señala el número de oxidación del elemento no metálico con el cual funciona en ese compuesto.

Ejemplos:

Dado el nombre de un anhídrido escribir su fórmula:

3) Anhídrido Hoipobromoso.

c) Como los prefijos y sufijos son hipo______oso al no metal le pueden corresponder valencias de +1 o +2. Pero como el Bromo pertenece al grupo VII. Tiene que funcionar con la impar, es decir +1. Como dice anhídrido es combinación de no metal con oxígeno. Se escriben el no metal con el oxígeno uno seguido del otro con sus respectivas valencias encima de los símbolos.

Br+1O-2

98

d) Se entrecruzan los números. Quedando la fórmula de la siguiente manera

Br2O

Dada la fórmula de un anhídrido escribir su nombre correcto:

4) Cl2 O7

d) Anhídrido. Tiene no metal (Cl) y oxígeno.e) Valencia del no metal 7 x -2 = -14 ; +14/2= 7f) Como tiene valencia de +7 le corresponde número romano VII. El nombre correcto es

Anhídrido de cloro VII.

Realiza los siguientes ejercicios.

Fórmula Nombre del compuesto

Tradicional IUPAC

Br2O

Cl2O7

SiO2

N2O3

SeO3

I2O5

P2O3

Escribe la fórmula para los siguientes compuestos

99

Fórmula

Anhídrido perclórico

Anhídrido cloroso

Anhídrido de fósforo V

Anhídrido de nitrógeno V

Anhídrido yódico

Anhídrido hiposulfuroso

Anhídrido sulfúrico

Anhídrido de cloro I

HIDRUROS

El hidrógeno al combinarse con el resto de los elementos de la tabla periódica, forma compuestos químicos conocidos como hidruros; éstos pueden ser hidruros metálicos e hidruros no metálicos

Los hidruros metálicos son compuestos que resultan de la combinación del hidrogeno con un metal.

H2 + 2 Na → 2 NaH

Hidrogeno + metal → Hidruro metálico

En este tipo de compuestos que son poco numerosos el hidrógeno funciona con un estado de oxidación de -1. Para nombrarlos en los sistemas de Ginebra y de la I.U.P.A.C. si el metal tiene un estado de oxidación se escribe la palabra hidruro la preposición de y después el nombre del metal.

100

Nombre del compuesto

Ejemplos:

Dada la formula de un hidruro escribir su nombre:

AlH3

a) Se reconoce que es un hidruro porque tiene un metal (Al) y el hidrógeno.b) El aluminio posee un solo tipo de valencia.c) Aplicando las reglas el nombre será Hidruro de Aluminio.

Si el metal presenta dos o más estados de oxidación, en el sistema de Ginebra se escribe la palabra hidruro seguida del nombre del metal con terminación -ico y -oso para la mayor y menor valencia respectivamente. En el sistema de la I.U.P.A.C. se escribe la palabra hidruro la preposición de seguida del nombre del metal con un número romano que indica la valencia del metal para ese compuesto. Ejemplos:

Dada la fórmula de un hidruro escribir su nombre:

FeH2

a) Es un hidruro porque presenta un metal (Fe) y el hidrógeno.b) Se determina que el metal es polivalente.c) Como el Hierro es bivalente (+2 y +3) hay que determinar de cual se trata. Procederemos

así: Multiplicamos 2 (subíndice del hidrógeno) por -1 (su valencia) = -2; se divide este producto (con signo cambiado) entre el subíndice del Hierro (1 en este caso). +2 /1 = 2. El Hierro está funcionando con valencia de +2, es decir la menor. Por lo tanto le corresponde la terminación OSO (sistema de Ginebra) ó número romano II (para el sistema de la IUPAC).

d) Nombre Hidruro Ferroso o Hidruro de Hierro II.

Nota: obsérvese que cuando el metal posee sólo un número de oxidación el nombre es el mismo para el sistema de Ginebra y la IUPAC.

101

Para escribir la fórmula de un hidruro metálico primero se escribe el símbolo del metal o parte positiva y después el del hidrógeno, que será la parte negativa.

Ejemplo:

Dado el nombre de un hidruro escribir su fórmula:

1) Hidruro de litio

a) Se reconoce que es un hidruro y el metal (Li) es monovalente.

b) Se escribe el metal y el hidrógeno con los números correspondientes a sus valencias encima:

Li+1 H-1

c) Se cruzan los números (el 1 no se escribe).

LiH

2) Hidruro de calcio

a) Se reconoce que es un hidruro y el metal (Ca) es monovalente.

b) Se escribe el metal y el hidrógeno con los números correspondientes a sus valencias encima:

Ca+2H-1

c) Cruzando:

CaH2 Es la fórmula correcta.

102

3) Hidruro de Mercurio II

a) Como nos dice Mercurio II debemos interpretar que de los dos tipos de valencias que presenta el Mercurio (+1 y +2) hay que tomar la mayor, esto es +2. Se escribe el metal y el Hidrógeno con los números correspondientes a sus valencias encima:

Hg+2H-1

b) Cruzando:

HgH2 Es la fórmula correcta.

Realiza los siguientes ejercicios.

Fórmula Nombre del compuesto

Tradicional IUPAC

KH

BaH2

CrH3

NiH2

HgH

MgH2

Escribe la fórmula para los siguientes compuestos

103

Fórmula

Hidruro de hierro(III)

Hidruro de calcio

Hidruro de plomo(IV)

Hidruro de cobalto(II)

Hidruro de cesio

Hidruro de germanio(IV)

HIDRUROS NO METÁLICOS

Éstos están constituidos por la unión de hidrógeno y un no metal.

2 H2 + C → CH4

Hidrógeno No Metal Hidruro no Metálico

El hidrógeno en estos compuestos tiene número de oxidación de +1, por lo que los no metales funcionan sólo con su número de oxidación negativo.

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

Hidruros no metálicos de los grupos IIIA, IVA y VA.

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

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

104

Nombre del compuesto

Nombre Trivial Fórmula Nombre de la IUPAC

Borano BH3 Hidruro de Boro

Metano CH4 Hidruro de Carbono

Silano SiH4 Hidruro de Silicio

Amoniaco NH3 Hidruro de Nitrógeno

Fosfina PH3 Hidruro de Fósforo

Arsina AsH3 Hidruro de Arsénico

Las fórmulas de estos compuestos representan una excepción a las reglas de nomenclatura, ya que generalmente la parte positiva de una fórmula se escribe primero y la negativa después, mientras que en estos compuestos ocurre lo contrario.

Hidruros no metálicos de los grupos VIA y VIIA.

Estos hidruros tienen ciertas características químicas en solución acuosa, ya que se ionizan liberando iones H+ y su pH es ácido. Por ello se les agrupa generalmente para su estudio dentro de la clasificación de los ácidos como hidrácidos.

3.6 NOMENCLATURA DE LOS ACIDOS

El nombre que demos a un acido depende del anión, esto es del ión negativo que acompañe al H+

Los aniones pueden ser clasificados en dos grupos.

a) Aniones sin oxigenob) Aniones con oxigeno.

Los principales aniones sin oxigeno corresponden a los elementos de los grupos VII-A (Halógenos) y VI-A (Anfígenos) de la clasificación periódica.

GRUPO VII-A GRUPO VI-A

105

F-, Cl-, Br-, I- S--, Se--, Te--

Estos aniones unidos al hidrogeno dan los hidrácidos.

H2 + Cl2 → 2HCl

Hidrógeno No metal Hidrácido

El hidrógeno trabaja con su número de oxidación positivo y los no metales con el negativo.

A) NOMENCLATURA TRADICIONAL

Para nombrarlos en el sistema de Ginebra, se escribe primero la palabra ácido, después el nombre del no metal con el sufijo –hídrico.

Ejemplos:

Dado el nombre el nombre de un hidrácido escribir su fórmula:

Acido clorhídrico

a) Escribimos el catión y a continuación el anión, ambos con sus cargas respectivas.H+ Cl-

b) Si tienen cargas iguales se dejan como están los iones. El cloro tiene carga de -1 y el hidrogeno de +1, o sea numéricamente iguales.

c) La fórmula del acido clorhídrico es pues: HCl

Dada la fórmula de un hidrácido escribir el nombre correcto:

H2S

106

a) Como hay H+, reconocemos que es un ácido, como no hay oxigeno será un hidrácido y llevara la terminación hídrico.

b) Como el anión es S se llamara acido sulfhídrico.

B) NOMENCLATURA MODERNA (I.U.P.A.C)

En el sistema de la IUPAC, se nombran escribiendo el nombre del no metal con la terminación –uro, seguido de la preposición de y el nombre hidrógeno.

Dado el nombre el nombre de un hidrácido escribir su fórmula:

Sulfuro de hidrógeno

a) Escribimos el catión (hidrógeno) y a continuación el anión (azufre), ambos con sus cargas respectivas.

H+ S-2

b) cruzando, las valencias tenemos que la fórmula del sulfuro de hidrógeno es: H2S

Dada la fórmula de un hidrácido escribir el nombre correcto:

HF

a) Como hay H+, reconocemos que es un ácido, como no hay oxigeno será un hidrácido. Por lo que se escribe el nombre del no metal con la terminación –uro, seguido de la preposición de y el nombre hidrógeno.

b) El nombre correcto es fluoruro de hidrógeno.

3.7 NOMENCLATURA DE LOS OXIÁCIDOS

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

107

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

Se obtienen como producto de la reacción química de un óxido ácido o anhídrido más agua.

SO2 + H2O → H2SO3

La siguiente tabla nos muestra los aniones con oxígeno más comunes, así como su respectiva carga.

-1 -2 -3

(ClO4) Perclórico ( CO3) Carbónico (BO3) Bórico

(ClO3) Clorico (CrO4) Crómico (PO4) Fosfórico

(ClO2) Cloroso (SO4) Sulfúrico (PO3) Fosforoso

(ClO) Hipocloroso (SO3) Sulfuroso (AsO4) Arsénico

(NO3) Nítrico (SbO4) Antimónico

(NO2) Nitroso

La unión de cualquiera de los anteriores aniones con el H+ nos da un tipo de acido que se llama oxiácido. Todos los oxiácidos llevan oxígeno en su molécula.

Para nombrarlos seguiremos las siguientes reglas:

a) Se escribe la palabra ácidob) Se escribe el nombre del anión con el prefijo y/o terminación que nos indica la anterior

tabla.

Es preciso mencionar que existen oxiácidos en los cuales, en lugar del no metal, interviene un metal, como Mn, Cr, etc. Los oxiácidos de este tipo más comunes, por su empleo son: H2CrO4

y HMnO4.

Ejemplos:

108

Dado el nombre de un oxiácido escribir su fórmula.

Ácido perclórico.

a) Como es ácido hay H+, como es perclórico, del anión CIO4 notamos de la tabla que este anión presenta carga propia de -1.

Se escriben el catión y el anión con sus cargas correspondientes y se entrecruzan.

H+1 ClO4-1

b) La fórmula correcta será por lo tanto:

HCIO4

Dada la fórmula de un oxiácido escribir su nombre.

H2SO3

a) Se reconoce que es un oxiácido porque tiene hidrógeno, oxígeno y un no metal.b) El anión que acompaña al H+ es el SO3 que como se ve en la tabla presenta carga de -2 y

lleva terminación OSO.c) Por lo tanto el nombre será Acido sulfuroso.

3.8 SALES BINARIAS

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

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

Fe+2 Br -1 → FeBr2

109

Para nombrar a estas sales, se inicia reconociendo si el elemento metálico es monovalente o polivalente.

Si el elemento metálico es monovalente en el sistema de Ginebra y la IUPAC tiene el mismo nombre. Se inicia con el nombre del no metal, al que se le agrega la terminación –uro, seguida de la preposición de y después el nombre del metal.

Dado el nombre el nombre de una sal binaria escribir su fórmula:

Cloruro de sodio.

a) Escribimos el elemento metálico (catión) y a continuación el elemento no metálico (anión) con sus cargas respectivas.

Na+ Cl-1

b) cruzando, las valencias tenemos que la fórmula del cloruro de sodio es: NaCl

Dada la fórmula de una sal binaria escribir el nombre correcto:

Na2S

a) Como hay un elemento metálico unido a un elemento no metálico, reconocemos que es una sal binaria. Por lo que se escribe el nombre del no metal con la terminación –uro, seguido de la preposición de y el nombre del elemento metálico.

b) El nombre correcto es sulfuro de sodio.

Si el metal presenta dos o más números de oxidación, en el sistema de Ginebra se utilizan las terminaciones –ico y -oso para el mayor y el menor valor del número de oxidación, respectivamente.

Las reglas a seguir son las siguientes:

a) Asignar números de oxidación a los elementos que conforman al compuesto.

110

b) Escribir el nombre iniciando con el no metal con terminación –uro seguido del nombre del elemento metálico con terminación –ico y –oso, según sea la menor o mayor valencia.

Dado el nombre de una sal binaria escribir su fórmula:

Cloruro férrico

a) El metal es hierro. Como nos dicen férrico debemos interpretar que de los dos tipos de valencias que presenta (+2 y +3) hay que tomar la mayor, esto es +3. Se escriben el metal y el no metal con los números correspondientes a sus valencias encima:

Fe+3Cl-1

b) Cruzando:

FeCl3 Es la fórmula correcta.

Dada la fórmula de una sal binaria escribir su nombre:

FeCl2

a) Es una sal binaria porque presenta un elemento metálico y un elemento no metálico.b) Como el Hierro es bivalente (+2 y +3) hay que determinar de cual se trata. Procederemos

así: Multiplicamos 2 (subíndice del cloro) x -1(su valencia) = -2; se divide este producto (con signo cambiado) entre el subíndice del Hierro (1 en este caso). +2 /1 = 2. El Hierro está funcionando con valencia de +2, es decir la menor. Por lo tanto le corresponde la terminación OSO.

c) Nombre Cloruro Ferroso ( de ferrum, Hierro en latín).

En el sistema de la IUPAC esos valores se indican con números romanos.

Las reglas a seguir son las siguientes:

111

a) Asignar números de oxidación a los elementos que conforman al compuesto.b) Escribir el nombre iniciando con el no metal con terminación –uro seguido de la

preposición de y a continuación el nombre del elemento metálico finalizando con la escritura de un número romano que representa la valencia del elemento metálico para ese compuesto en particular.

Dado el nombre de un óxido escriba la fórmula correcta:

Sulfuro de Cobre II

a) El metal es cobre y el no metal azufre, por lo tanto es una sal binariab) Se escriben los símbolos de los elementos con sus respectivas valencias encima de

estos: (el no metal lo hará con el único negativo que tenga)

Cu+2S-2

c) Se cruzan y se simplifican los subíndices.

Cu2S2 por lo tanto la fórmula correcta es CuS

Dada la fórmula de una sal binaria escribir el nombre correcto:

FeBr3

a) Vemos que en la fórmula existe un metal (Hierro) unido a un elemento no metálico, por lo tanto se trata de una sal binaria

b) Se asignan números de oxidación a los elementos que conforman la fórmula. Recordemos que el metal trabaja con valencia positiva y el no metal con su única valencia negativa. En este caso -1.

c) Para determinar el número de oxidación del hierro se multiplica el subíndice del elemento no metálico (3) por su número de oxidación (-1) (3 *x -1= -3) y el resultado con signo cambiado se divide por el subíndice del elemento metálico (3/1 = 3). Por tanto el número de oxidación del hierro es 3.

d) El nombre correcto es siguiendo la regla de la I.U.P.A.C.

Bromuro de Hierro III

Recuerda que si el metal sólo tiene un número de oxidación, el nombre de la sal es el mismo en ambos sistemas.

112

Existen otras sales binarias en las que el lugar del metal es ocupado por otro no metal que trabaja con sus números de oxidación positivos; en este caso el no metal que se escribe primero será aquel que en la siguiente serie se encuentre primero y en el nombre se menciona a lo último.

Si, B, P, C, S, I, Br, N, Cl, F

En esta serie los elementos están colocados de acuerdo con su electronegatividad, de menor a mayor.

Para denominarlos, el no metal que trabaja con número de oxidación negativo se nombra primero con terminación –uro, y para indicar los átomos de cada elemento que forman la molécula se emplean los prefijos griegos. Siguientes:

prefijo No. De átomos

Mono- 1

di- 2

Tri- 3

Tetra- 4

Penta- 5

Hexa- 6

Hepta- 7

Octa- 8

Ejemplos:

Hexafluoruro de azufre SF6

Tricloruro de fósforo PCl3

Tetracloruro de carbono CCl4

3.9 OXISALES

113

Para escribir la fórmula de una oxisal, primero se escribe la parte positiva, en este caso el metal o ión poliatómico positivo; luego el radical del ácido (véase tabla siguiente). Se cruzan los números de oxidación o cargas para que la fórmula sea neutra, quedando como subíndices; si el subíndice del radical es mayor a uno, el radical se escribe entre paréntesis y el subíndice fuera.

Recuerda que, de ser necesario, se reducen los subíndices a su mínima expresión.

Ca+2 SO4-2 → Ca2(SO4)2 → CaSO4

Para dar el nombre a una oxisal, se escribe primero el nombre del radical (vease siguiente tabla) del ácido, seguido de la preposición de y el nombre del metal, si es que sólo tiene un número de oxidación; si tiene más, se aplican las mismas reglas que se dieron para los metales en los óxidos metálicos, hidróxidos, hidruros, etc.

Ca SO4 Sulfato de cobre

Radicales de sales más comunes

-1 -2 -3

(NH4)+1 Amonio (CO3)-2 Carbonato (BO3)-3 Borato

(ClO4)-1 perclorato (CrO4)-2 Cromato (PO4)-3 Fosfato

(ClO3)-1 Clorato (Cr2O7)-2 Dicromato (PO3)-3 Fosfito

(ClO2)-1 Clorito (SO4)-2 Sulfato (AsO4)-3 Arseniato

(ClO)-1 Hipoclorito (SO3)-2 Sulfito (SbO4)-3 Antimoniato

(BrO4)-1 Perbromato (HPO4)-2 Fosfato monoácido

(BrO3)-1 Bromato (H2PO4)-2 Fosfato diácido

(BrO2)-1 Bromito (S2O3)-2 Tiosulfato

(BrO)-1 Hipodromito (C2O4)-2 Oxalato

(lO4)-1 Peryodato (SiO3)-2 Silicato

114

(lO3)-1 Yodato

(lO2)-1 Yodito

(lO)-1 Hipoyodito

(NO3)-1 Nitrato

(NO2)-1 Nitrito

(MnO4)-1 Permanganato

(HCO3)-1 Bicarbonato

(OH)-1 Hidróxido

(HSO4)-1 bisulfato

(HSO3)-1 Bisulfito

(HS)-1 Bisulfuro

(SCN)-1 Tiocianato

(CN)-1 cianuro

Observa las fórmulas de las siguientes sales y cómo se nombran a partir de los iones que las componen.

Fórmula de la oxisal

Ión metálico y nombre Radical y nombre Nombre de la oxisal

MgSO4 Mg+2 Magnesio SO4-2 sulfato Sulfato de magnesio

CrSO4 Cr+2 Cromoso o cromo (II)

SO4-2 sulfato

Sulfato cromoso o sulfato de cromo (II)

Cr2(SO4)3 Cr+3 Cromo (III) SO4-2 sulfato Sulfato de cromo (III)

Cr(SO4)3 Cr+6 Crómico o cromo (VI)

SO4-2 sulfato

Sulfato crómico o sulfato de cromo (VI)

a. NOMENCLATURA DE LOS HIDROXIDOS.

Los hidróxidos son compuestos que resultan de la combinación de un óxido metálico con agua.

CaO + H2O → Ca(OH)2

115

Óxido metálico agua base o hidróxido

A este tipo de compuestos también se les conoce como bases o álcalis y se caracterizan por llevar en su composición a un metal unido al grupo oxidrilo o hidroxilo (OH-); en solución cambian de azul a rojo el papel tornasol, tienen un sabor amargo y presentan al tacto una sensación jabonosa.

Los metales, como siempre, trabajan con números de oxidación positivos y el grupo hidroxilo con valor de -1.

Para nombrar un hidróxido se emplean es necesario identificar si el metal que se encuentra unido al grupo hidroxilo es monovalente o polivalente y de ahí aplicar las reglas correspondientes.

a) Si el elemento metálico es monovalente.

Los nombres de los hidróxidos son los mismos tanto para el sistema de Ginebra como para el sistema de la IUPAC. La regla indica que escribamos y en este orden la palabra hidróxido, la preposición de y el nombre del catión (metal).

Ejemplos:

Dado el nombre de un hidróxido escribir su fórmula

Hidróxido de calcio

a) Se escriben el cation Ca+2 y el ion OH- uno a continuación del otro con sus cargas. Si el catión tiene número de oxidación mayor a uno el OH- se pone entre paréntesis.

Ca+2(OH)-

b) Al paréntesis del (OH)- se le pone como subíndice la carga del catión y al catión se le coloca como subíndice la carga del hidróxilo que siempre será de 1.

c) La fórmula será Ca(OH)2

Dada la fórmula de un hidróxido escribir su nombre.

116

NaOH

a) Reconocemos que es un hidróxido porque tiene oxigeno, hidrógeno (grupo OH) y un metal.

b) Para dar el nombre escribimos la palabra hidróxido, la preposición de y finalmente el nombre del elemento metálico.

c) El nombre será hidróxido de sodio.

3.11 RETROALIMENTACIÓN TEMÁTICA

¿La fórmula BaO2 corresponde al óxido de bario?

Verdadero

Falso

¿La fórmula K2O corresponde al óxido de potasio?

Verdadero

Falso

117

¿La fórmula del óxido de estroncio es:?

Sr2O3

Sr2O

SrO2

Ninguna de las anteriores

¿La fórmula del óxido de nitrógeno V es:?

N5O

N2O5

N5O2

Ninguna de las anteriores

¿La fórmula del óxido de plata es:?

Ag2O

Pt2O

AgO2

PtO2

¿La fórmula del óxido de fósforo III es:?

P2O

P2O3

P3O2

PO3

¿La fórmula SnO2 corresponde al óxido de Estroncio(IV)?

Verdadero

Falso

¿La fórmula S2O3 corresponde al óxido de azufre VI?

118

Verdadero

Falso

¿La fórmula CuO corresponde al óxido de cobre II?

Verdadero

Falso

¿La fórmula del óxido de sodio es:?

NaO

Na2O

NaO2

Na2O3

¿La fórmula del hidruro de hierro(II) es:?

Fe2H

Fe2H3

FeH2

FeH3

¿La fórmula NH4 corresponde al amoníaco?

Verdadero

Falso

¿La fórmula NaH2 corresponde al hidruro de sodio?

Verdadero

Falso

¿La fórmula del hidruro de magnesio es:?

MaH2

MnH2

119

MgH2

Ninguna de las anteriores

¿La fórmula del sulfuro de hidrógeno es:?

H2S

H2S2

HS2

HS

¿La fórmula del hidruro de cobalto (II) es:?

Co2H2

Co2H

CoH2

Co2H3

¿La fórmula del hidruro de Estaño(IV) es:?

Es2H

Sn2H

SnH2

SnH4

¿La fórmula del hidruro de litio es:?

Li2H

Li3H

LiH

Ninguna de las anteriores

¿La fórmula CH4 corresponde al metano?

120

Verdadero

Falso

¿La fórmula del hidruro de aluminio es:?

Al2H

Al3H

Al3H2

AlH3

¿Cuál es la fórmula química del cloruro de magnesio?

MgCl

Mg2Cl

MgCl2

Mg2Cl3

¿La fórmula del sulfuro de aluminio es: Al2S3?

Verdadero

Falso

¿La fórmula del cloruro de sodio es:?

NaCl2

Na2Cl

NaCl

Ninguna de las anteriores

¿Cuál es la fórmula del bromuro de manganeso (II)?

MaBr

MnBr2

121

MgBr2

MBr2

¿Cuál es la fórmula química del hidruro de estaño (IV)?

SnH2

Sn2H

Sn2H3

SnH4

¿Cuál es la fórmula del sulfuro de niquel (II)?

Ni2S3

Ni2S

NiS2

NiS

¿La fórmula del fluoruro de cesio es:?

Ce2F

CeF2

CeF

Ninguna de las anteriores

¿Cuál es la fórmula química del nitruro de sodio?

Na2N

NaN

NaN2

Na3N

¿La fórmula del yoduro de vanadio (V) es: VI5?

122

Verdadero

Falso

¿La fórmula del fluoruro de plomo (IV) es: Pb2F?

Verdadero

Falso

¿Cuál es la fórmula química del ácido nítrico?

H2NO2

H2NO3

HNO2

HNO3

¿Cuál es la fórmula del ácido carbónico?

H2CO2

HCO2

H2CO3

H2CO2

¿La fórmula del ácido sulfúrico es: H2SO4?

Verdadero

Falso

¿Cuál es la fórmula química del ácido selenioso?

HSeO2

HSeO3

H2SeO3

H2SeO4

La fórmula del ácido nítroso es:

123

H2NO2

HNO2

H2NO3

Ninguna de las anteriores

¿Cuál es la fórmula del ácido ortosilícico?

H2SiO2

H2SiO3

H4SiO3

H4SiO4

¿Cuál es la fórmula química del ácido perclórico?

HClO3

H2ClO3

HClO4

H2ClO3

¿La fórmula del ácido brómico es: HBrO2?

Verdadero

Falso

¿La fórmula del ácido crómico es:?

H2CrO3

HCrO3

H2CrO4

HCrO4

¿La fórmula del ácido fosfórico es: H3PO4?

124

Verdadero

Falso

¿La fórmula del cromato de platino (IV) es: Pt(CrO3)4?

Verdadero

Falso

¿La fórmula del nitrito de calcio es: Ca2NO3?

Verdadero

Falso

¿La fórmula del sulfuro de plata es:?

Pt2S

Ag2S

PtS

AgS

¿Cuál es la fórmula química del sulfato de cromo (III)?

Cr(SO3)3

CrSO4

Cr2(SO3)3

Cr2(SO4)3

¿La fórmula del perclorato de amonio es: NH4ClO4?

Verdadero

125

Falso

¿Cuál es la fórmula del hipoclorito de plata?

Ag2ClO

Ag2ClO2

AgClO3

AgClO

¿La fórmula del carbonato de zinc es:?

Zn2CO2

Zn2CO3

Zn(CO3)2

ZnCO3

¿Cuál es la fórmula del permanganato de potasio?

KMnO4

KMnO2

KMnO3

K2MnO3

¿Cuál es la fórmula química del clorato de litio?

Li2ClO3

LiClO

LiClO2

LiClO3

126

¿Cuál es la fórmula química del fosfato de estroncio?

Sr3(PO4)3

Sr2(PO3)3

Sr3(PO3)2

Sr3(PO4)2

¿La fórmula del hidróxido de plata es: Ag(OH)?

Verdadero

Falso

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de antimonio(III)?

An3OH

An(OH)3

An(OH)2

Sb(OH)3

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de potasio?

P2OH

P(OH)3

KOH

POH

¿La fórmula del hidróxido de sodio es: Na(OH)2?

Verdadero

Falso

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de mercurio(II)?

127

Hg2OH

Hg3OH

Hg(OH)2

HgOH

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de helio(II)?

He2OH

He(OH)2

HeOH

Ninguna de las anteriores

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de amonio?

NH4OH

NH3OH

NH4(OH)2

(NH4)2OH

¿La fórmula del hidróxido de estroncio es: Es(OH)2?

Verdadero

Falso

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de berilio?

Be(OH)3

128

Be2(OH)

Be(OH)2

Be2(OH)3

¿Cuál es la fórmula química del hidróxido de aluminio?

Al(OH)3

Al(OH)2

Al(OH)4

AlOH

129