quimica
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Teoría Química con ejemplosTRANSCRIPT
UNIDAD EDUCATIVA EXPERIMENTAL
“FAE No. 1”
QUITO - PICHINCHA - ECUADOR
MANUAL TEORIA DE QUÍMICA
PRIMERO DE BACHILLERATO
ELABORADO POR: Dr. FERNANDO PILCO
AÑO LECTIVO: 2012-2013QUIMICA GENERAL
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La química es una rama de las ciencias naturales que tiene por objeto la investigación de las
sustancias que constituyen el universo, no se preocupa de las formas con que aquellas se presentan
o pueden estar presentes como papel, lámpara, tubos, rocas, pero sí de las sustancias en que tales
objetos están constituidos, como: acero, vidrio, celulosa, caucho, caliza, etc. En la actualidad se
conocen más de 13 millones de sustancias químicas.
La Química no se limita solamente al estudio de la composición de las sustancias, sino
también de su estructura interna y de las fuerzas que las mantienen juntas.
Sin embargo la parte central de la química es probablemente la reacción química; y así
decimos que las sustancias están variando continuamente de naturaleza, así: el hierro, aluminio, el
cobre se oxidan; el azúcar se fermenta, los combustibles se queman, etc.
La Química investiga tales cambios, las condiciones en que se producen los mecanismos por
los que tienen lugar las nuevas sustancias que se originan y la energía que se libera o absorbe
durante su desarrollo. La Química también estudia los procedimientos mediante los cuales estos y
otros procesos similares pueden realizarse en el laboratorio o en una planta química.
Por todo lo dicho anteriormente podemos definir a la Química General “Es la ciencia que
estudia la estructura de la materia, las transformaciones o reacciones que experimenta las
propiedades de las sustancias y la energía asociada a dichos cambios”.
Ramas de Química General.- Se ha aprendido más acerca de la Química en los 2 últimos
siglos, después de Lavoysier, que en los 20 siglos que lo precedieron. La Química ha
desarrollado gradualmente en 6 ramas principales:
- Química Inorgánica o Mineral.- Es la Química de todos los elementos y compuestos químicos,
también de algunos compuestos del carbono sencillos. Por Ejm: monóxido de carbono, anhídrido
carbónico, carbonatos, carburos, etc. Están tradicionalmente clasificados como compuestos
inorgánicos.
- Química Orgánica.- Estudia a la mayoría de los compuestos que en su estructura contienen
carbono. Por ejemplo. Azúcares C6H12O6, etanol C2H5OH, proteínas, ADN, ARN, etc.
- Química Analítica.- Trata de la identificación y composición tanto cualitativa como cuantitativa
de las sustancias.
- Físico–Química.- Se interesa de la estructura de la materia y sus cambios energéticos, se vale de
las leyes y teorías existentes para explicar las transformaciones de la materia.
- Bioquímica.- Es la química de los seres vivos, tanto animales como vegetales. Estudia todos los
elementos y compuestos biológicamente importantes.
- Química Nuclear.- Estudia la estructura íntima de la materia y la actividad química de los núcleos
de los átomos.
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LA QUÍMICA INFLUYE EN NUESTRAS VIDAS
La Química es la ciencia central porque para otras ciencias es necesario tener un
conocimiento básico de la química, sin ella viviríamos primitivamente sin autos, electricidad,
computadoras, CD, aviones, etc.
La Química influye en nuestras vidas de muy diversas formas, por ejemplo cuando una
persona se enferma el médico le prescribe ciertos medicamentos que fueron producidos por los
Químicos, por otra parte investigaciones científicas han permitido descubrir fibras, plásticos y
cauchos sintéticos como los que se utilizan en los neumáticos y otras partes de los automóviles, etc.
En los laboratorios químicos se han desarrollado fertilizantes sintéticos que incrementan la
producción de alimentos de los terrenos cultivados, lo mismo puede decirse de los insecticidas, con
los que se evita que los insectos destruyan las cosechas. En casi todos los productos imaginables ha
intervenido la Química de alguna manera.
Sin embargo la elaboración de algunos de estos productos benéficos ha tenido efectos para
la vida vegetal, animal y humana. Por ejemplo los deshechos de una planta química de Japón
contaminaron los peces que habitaron la aguas de los alrededores. Posteriormente muchas personas
murieron al consumir estos animales envenenados.
La contaminación debido a deshechos industriales ha ocasionado además que la atmósfera
se vuelva irrespirable en ciertas ciudades. Así como también muchos arroyos, ríos y lagos no
pueden ser aprovechables para el hombre debido a la contaminación industrial.
Ciertos medicamentos destinados a beneficiar al consumidor han ocasionado problemas,
como es el caso de la talidomida, droga que ingirieron algunas mujeres embarazadas para concebir
el sueño, ésta droga causó diversas deformaciones o mal formaciones en sus bebés.
Otro ejemplo es el insecticida DDT que ocasionó casi la total extinción de especies de aves,
incluyendo el águila antes de que la ley prescribiera su uso en EEUU.
Ante todo esto cabe preguntarse ¿ Cómo fue posible que estos productos llegaran al
consumidor ?
Una de las causas es que los conocimientos científicos aún son incompletos, los científicos
no siempre pueden predecir los efectos que tendrán los nuevos productos cuando se los emplea en
forma masiva, una segunda causa es que algunos productos no revelan sus efectos nocivos sino
hasta después de largo tiempo.
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MATERIA
Es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa, peso, es perceptible a nuestros
sentidos y es susceptible a medición.
Todo cuerpo está constituido de materia. Por ejemplo: tiza, agua, madera, la misma que se la
encuentra en estado sólido, líquido, gaseoso y de plasma. La materia está constituidas por moléculas
y ésta a su vez por átomos.
La materia se la encuentra en la naturaleza en estado sólido, líquido, gaseoso y plasma.
Propiedades de la materia
- Masa- Peso- Volumen
- Propiedades Generales - Es indestructible o Extensivas - Discontinuidad
- Impenetrabilidad- Inercia
Propiedadesde la materia - Punto de ebullición
- Punto de fusión- Solubilidad
- Propiedades específicas - P. Físicas - Densidad o Intensivas - Color
- Olor- Sabor
- P. Químicas - Reacciones Químicas
1. Propiedades generales de la materia: Toda la materia poseen estas propiedades, las mismas
que no permiten diferenciar un cuerpo de otro, ya que cuerpos diferentes pueden tener igual
masa. Son propiedades extensivas porque depende de la cantidad de materia que hay en el
mismo.
a) Masa.- Es de cantidad de materia que posee un cuerpo. Se la mide con la balanza.
b) Peso.- Es la fuerza que ejerce la gravedad sobre un objeto. La gravedad es una Fuerza
gravitacional que actúa un cuerpo de mayor masa sobre los de menor masa. Se la mide con el
dinamómetro.
A menudo la “masa y peso” se usan de forma equivalente, sin embargo son cantidades
distintas.
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Es la cantidad de materia Es la fuerza con la que es atraído un cuerpo
Es constante Varía según la altitud y la latitudSe la mide con la balanza Se la mide con el dinamómetro
Su unidad de medida es el kilogramo (Kg) Su unidad es el Newton (N)
Ejemplo: Un astronauta que está en un transbordador espacial a medida que va alejándose del
planeta va perdiendo peso, pero la masa sigue siendo la misma.
c) Volumen.- Es el espacio ocupado por un sustancia.
d) Es indestructible.- La materia no se crea ni se destruye solo se transforma por lo tanto es
indestructible.
e) Discontinuidad.- La materia no es continua ya que no se puede dividirla indefinidamente, sino
que finalmente existe una partícula unitaria que al dividirla, hace que se pierdan las propiedades
de esa materia.
f) Impenetrabilidad.- Es la propiedad de los cuerpos que indica que no pueden dos cuerpos
ocupar al mismo tiempo el mismo lugar en el espacio, ya que cada átomo ocupa un lugar
determinado.
g) Inercia.- Es el estado de reposo o de movimiento de un cuerpo que puede ser modificado por
intervención de una fuerza extraña. No hay reposo absoluto ya que todas las partículas de un
cuerpo se encuentran en movimiento.
2. Propiedades Específicas de la materia.- Estas propiedades nos permiten identificar un cuerpo
de otro ya que son propias de cada una. Son propiedades intensivas porque no depende de la
cantidad de materia que existe en el mismo. Aquí tenemos las siguientes:
Propiedades Físicas.- Estas propiedades son físicas ya que son proceso reversibles y actúan
sobre un determinado cuerpo sin dañar la estructura de dicho cuerpo y vuelve a su estado inicial.
Por ejm: el ciclo del agua, etc.
a) Solubilidad.- La solubilidad de una sustancia es la máxima cantidad de ella que se disuelve en
una determinada cantidad de solvente a temperatura y presión específica.
La sustancia que se disuelve se llama soluto y la sustancia que disuelve es el solvente.
Cuando una sustancia sólida (soluto) se disuelve en un solvente líquido se dice que la sustancia
es soluble como sal en agua, la que no se disuelve se dice que es insoluble o no soluble como la cera
en agua.
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DIFERENCIAS ENTRE MASA Y PESO
MASA PESO
En cambio decimos que son líquidos miscibles cuando una sustancia líquida (soluto) se disuelve
en un solvente líquido como el alcohol en agua, y si no se disuelve son líquidos no miscibles o
inmiscibles en el caso del aceite en agua.
b) Punto de Ebullición.- Es la temperatura a la cual la presión de vapor del líquido es igual a la
presión de 1 atmósfera. El punto de ebullición está influenciada por la presión y altura.
A mayor altura la presión es menor y por ende el punto de ebullición es menor y a menor altura
hay mayor presión y el punto de ebullición es mayor. Por Ejm. El punto de ebullición del agua en
Quito es de 92ºC y en Guayaquil es de 100°C, del Cu es de 2567°C, alcohol etílico de 78°C, etc.
c) Punto de Fusión.- Es la temperatura en la que un sólido se transforma en líquido a la presión de
1 atmósfera. Por Ejm: El punto de fusión del hielo (agua) es de 0ºC, del Fe es de 1535°C, Mg es
de 650°C, etc.
d) Densidad.- La densidad de un cuerpo es la relación que existe entre la masa de un cuerpo por la
unidad de volumen, por ejm. la densidad del agua es 1g/mL es decir que 1g de agua ocupa un
volumen de 1 mL, la densidad del aluminio es de 2,7g/mL es decir que 2,7g de Al ocupa un
volumen de 1mL.
La densidad se expresa matemáticamente con la fórmula d=m/v en donde la masa y el volumen
se expresa Kg/m3 (unidad del S.I), pero los químicos empleamos unidades de volumen más
pequeñas como g/cm3.
Matemáticamente se expresa: δ = m δ = densidad (se expresa en g/cm3 en V sólidos y líquidos o en g/L con gases)
m = masaV = volumen
e) Olor, color, sabor: Estas propiedades físicas pueden ser reconocidas por nuestros sentidos (se
las conoce también como propiedades organolépticas).
Propiedades Químicas.- Son los fenómenos químicos como las reacciones químicas que se
caracterizan por ser procesos irreversibles ya que se producen cambios de la estructura interna
del cuerpo y no vuelve a su estado inicial. Por Ejm: en la reacción del hidrógeno con el oxígeno
se forma agua 2H2 + O2 2H2O
Ejercicio:
1.- Calcular el volumen ocupado por una muestra de 23,65 g de benceno. La densidad del benceno esde 0,88 g/cm3.Datos:V = X d = mm = 23,65 g Vd = 0,88 g/cm3 V = m
dV = 23,65 g 0,88 g/cm3
V = 26,9 cm3
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CLASES DE MATERIA
Para su mejor estudio a la materia se ha clasificado en diferentes grupos:
Elementos químicos Compuestos químicos Soluciones Suelo, ripio, arena, etc. (Fe, Na, Ca, etc.) (H2O, CO2, HCl, etc.) (Aire, sal en agua, etc.)
1.- Sustancia puras o especies químicas.- Son todas las sustancias químicas puras y homogéneas y
en cualquier parte de la materia presentan propiedades iguales. Ejm: Na, Ca, H2O, CO2.
Existen especies químicas simples y compuestas:
a) Especies Químicas Simples.- Son aquellos que están formados por átomos de la misma clase y
de los cuales no pueden obtener otras sustancias más simples.
Los elementos químicos se representan por medio de símbolos: ejm. Sodio Na, calcio Ca,
Hierro Fe, etc.
b) Especies Químicas Compuestas.- Son combinaciones que están formadas por la unión de
átomos de diferente clase que se han combinado en proporciones definidas. De los compuestos
se pueden obtener sustancias más sencillas por medio de procesos químicos.
Los compuestos químicos se representa por medio de fórmulas que se forman de la unión de 2 o
más elementos diferentes: ejm. amoníaco NH3, glucosa C6H12O6, cal CaO, etc.
2.- Mezclas.- Es la unión de 2 o más sustancias en cantidades variables. Los elementos de una
mezcla pueden ser elementos y compuestos en donde cada una de las cuales mantiene sus
propiedades y se los puede separar por medios físicos.
Existen mezclas homogéneas y heterogéneas.
a.- Mezclas Homogéneas.- Son las que presentan uniformidad en su composición. Por Ejm. Las
soluciones como el aire, sal en agua, etc.
b.- Mezclas Heterogéneas.- Son las que no presentan uniformidad en su composición. Por Ejm.
madera, suelo, rocas, etc.
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MATERIA
SUSTANCIAS PURASO ESPECIES QUÍMICAS
MEZCLAS
SIMPLES COMPUESTAS HOMOGENEAS HETEROGENEAS
HOMOGENEA HETEROGENEA
MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE MEZCLAS
Existen diferentes métodos físicos que permiten separar mezclas para obtener especies
químicas puras, entre las cuales tenemos: destilación, filtración, decantación, centrifugación,
tamización, levigación, cromatografía, etc.
Destilación simple Filtración
Cristalización Decantación
Mezcla y CombinaciónMezcla: Es la unión de 2 o más sustancias simples o compuestas en proporciones variables.
Combinación: Es la unión íntima de 2 o más sustancias simples o compuestas en cantidades fijas y
determinadas.
Diferencias entre mezcla y combinación
MEZCLA COMBINACION
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- los componentes se encuentran en - Los componentes se encuentran en cantidades
cualquier cantidad. fijas y determinadas.
- No hay alteración química de los - Hay alteración química de los componentes.
componentes.
- Los componentes pueden ser separados - Los componentes suelen ser separados de
fácilmente por métodos físicos. forma más difícil por métodos químicos.
- No están sujetos a leyes químicas. - Están sujetos a las leyes químicas.
ESTADOS DE LA MATERIA
Todas las sustancias pueden existir, al menos en principio en 3 estados físicos: sólido,
líquido y gaseoso.
Sólido.
- Las moléculas están muy unidas y casi no hay espacios intermoleculares.
- El movimiento molecular es escaso.
- Prevalecen las fuerzas de cohesión o atracción.
- Los cuerpos en este estado tienen una forma definida.
- El volumen es constante.
Líquido.
- Las moléculas están más separadas que en el estado sólido.
- Hay más espacios intermoleculares y las moléculas pueden moverse más fácilmente.
- Los líquidos adoptan la forma del recipiente que los contiene.
- Las fuerzas de cohesión son similares a las fuerzas de repulsión.
- Tienen volumen definido (no aumenta ni disminuye).
Gaseoso.
- Las moléculas de los gases están más muy separadas.
- Tienen espacios intermoleculares grandes.
- Los gases adoptan la forma del recipiente donde están.
- Tienen un volumen indefinido.
- Predominan las fuerzas de repulsión o expansión.
Se conocen otros estados de la materia, como el llamado de plasma.
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Plasma.
- Estado de la materia que se caracteriza por haber sido acelerados los electrones de un gas
hasta separarse de los átomos, por ejemplo la materia que se encuentra en el interior de sol,
estrellas. Por ejm. en el sol debido a la enorme temperatura (millones de grados
centígrados), no existen moléculas ni átomos completos porque se han disgregado en
partículas menores que brillan, por tener gran cantidad de energía.
gaseoso líquido sólido plasma
Cambios de estados de la materia y factores que intervienen en dichos cambios
Los factores que determinan los cambios de estado son:
- La elevación o disminución de la temperatura y presión.
- La tensión de vapor de un cuerpo.
- El estado de cohesión o agregación molecular.
- La composición química de las sustancias.
CONSTITUCION DE LA MATERIA
Todos los cuerpos están formados por materia, y ésta a su vez constituido de átomos,
moléculas y iones.
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Por ejemplo: Un pedazo de tiza (cuerpo), presenta partículas de tiza visibles (polvo), éstas
contienen moléculas de CaSO4.2H2O, las mismas que contienen átomos de Ca, S, O, H y cada uno
de estos átomos contiene partículas subatómicas como protones, neutrones, electrones, etc.
Moléculas: Son porciones de materia invisibles a simple vista, conservan las propiedades de la
materia que forma parte.
- Se encuentran libres en la naturaleza. Por ejm. Al colocar azúcar en agua las partículas
desaparecen a simple vista pero su sabor dulce nos indica que sus moléculas mantienen sus
propiedades.
- La molécula se forma de la unión de 2 o más átomos. Se clasifican en:
- Moléculas diatómicas - Iguales (H2, O2, N2, F2, Cl2, Br2, I2)
- Diferentes (CaO, NaCl, CO)
Clases de moléculas - Moléculas triatómicas - Iguales (O3)- Diferentes (H2O, CO2)
- Moléculas poliatómicas - Iguales (P4, As4, S8)- Diferentes (C6H12O6, ADN, proteínas, etc.)
Atomo: Son partículas invisibles muy pequeñas que forman las sustancias.
- No se encuentran libres en la naturaleza.
- El átomo es considerado como la unidad compleja de la materia.
Teóricamente los compuestos se representan por medio de fórmulas que indica moléculas.
Ejm: H2O (molécula de agua), CO2 (molécula de anhídrido carbónico), NH3 (molécula de
amoníaco). Y los elementos se representan por medio de símbolos que indican átomos. Ejm: Na
(átomo de sodio), Fe (átomo de hierro), Ca (átomo de calcio)
ENERGIA
Es la capacidad de un cuerpo para producir un trabajo. En Química se puede considerar
como la capacidad para producir un cambio en la materia.
Existen diversos sistemas de medida del trabajo y energía como son:
- Sistema CGS en ergios (g.cm2/s2)
- Sistema MKS o SI en Joule (J) (Kg.m2/s2)
- Sistema Inglés en BTU (unidades térmicas británicas)
- Sistema CGS la unidad de calor en calorías (cal)
1 ergio = 10-7 J 1Kcal = 1000 cal
1 BTU = 252 cal 1 cal = 4,184 J
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- BTU, es la cantidad de calor necesario para elevar la temperatura de 1 lb de agua en 1°F
Trabajo: Es la acción de la fuerza sobre los cuerpos (materia).
Matemáticamente se expresa: W = trabajoF = fuerzad = distancia
CLASES DE ENERGIA
a) Energía potencial.- Es la energía almacenada, quieta o retenida. Ejm: El agua retenida en una
represa, un tanque de gasolina, la energía almacenada en una pila, músculos, etc.
Matemáticamente se expresa: m = masag = fuerza de gravedad terrestre (9,8m/s2)
h = altura
b) Energía cinética.- Es la energía en movimiento. Ejm: Un carro en movimiento, un río
movimiento, el caminar, etc.
Matemáticamente se expresa: m = masa v = velocidad
Hay otros tipos de energía como son:
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Ec = 1 mv2
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W = F x d
Ep = m.g.h
c) Energía eléctrica.- Está en función de un flujo o corriente de electrones. La unidad de medida
es el voltio.
d) Energía térmica o calorífica.- Es la energía que presenta la materia en función al calor o
temperatura. Se la mide en calorías.
e) Energía química.- Es la contiene toda la materia. Ejm: el petróleo.
f) Energía Nuclear.- Es la energía que tienen los núcleos de los átomos. Se la obtiene rompiendo
los núcleos atómicos mediante los procesos de fisión y fusión nuclear.
g) Energía luminosa.- Está en función de la luz. Su unidad de medida es el fotón y en el Sistema
Internacional (S.I) es la candela.
h) Energía sonora.- Está en función del ruido. Se la mide en decibeles.
TRANSFORMACIONES DE LA ENERGÍA
Una forma de energía puede transformarse en otros tipos de energía. Ejm:
El agua contenida en una represa (energía potencial), si se deja correr el dicha agua (energía
cinética), al caer el agua sobre las máquinas produce el movimiento del generador (energía
mecánica), al producir electricidad por medio del transformador (energía eléctrica), ésta al ser
conducida a los hogares se transforma en energía luminosa, calorífica, sonora, al prender un
televisor, etc.
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MATERIA Y ENERGIA
A la materia no se la puede estudiar aisladamente sin tomar en cuenta a la energía ya que
todo proceso físico o químico lleva implícita una transformación energética.
Por lo tanto la materia y energía son interconvertibles ya que muchas transformaciones de la
materia producen energía y otras formas de energía provocan transformaciones de la materia. Ejm:
como una pila produce electricidad, un madero al quemar produce calor, cocer los alimentos, etc.
A partir de estos principios se formuló la “La ley de la conservación de la masa” emitida
por Antoine Lavoissier (francés). Y posteriormente la “Ley de la conservación de la energía”.
Los científicos han unido las dos leyes anteriores en una sola que es la ley de la
conservación de la materia y energía que dice “La materia y la energía no se crea ni se destruye
solo se transforma”, es decir que la cantidad total de la materia y energía que existe en el universo
es constante ya que solamente hay transformaciones entre ellas.
“ la materia y la energía no se crea ni se destruye solo se transforma”
En los cambios químicos ordinarios, no se producen variaciones apreciables en la cantidad
de materia que interviene, por lo que en una reacción química la masa de los reactivos es igual a la
masa de los productos ya que la clase y el número de átomos de las sustancias que reaccionan es
igual al de las sustancias producidas.
En muchas reacciones químicas donde existe cierta variación entre la masa de los reactivos
con la de los productos se debe a que en muchos procesos químicos se produce la liberación de
energía.
2Mg + O2 2MgO + Energía lumínica
Este criterio de la ley de la conservación de la materia y energía fue difundido por el físico
alemán Albert Einstein (1875-1955) quién demostró por primera vez que la materia y la energía son
de la misma esencia ya que la materia es una forma de energía que puede transformarse en otra
forma de energía y que la energía puede ser convertida en materia, como en las explosiones
nucleares.
Esto lo demostró Einstein a través de su famosa ecuación:
E = energía en ergios (ergios = g.cm2/s2)m = masa en g.c = velocidad de la luz en el vacío (3x1010 cm/s)
1.- Qué energía producirá cuando se convierte 1 g de materia en energía.
Datos:m = 1 g E = m x c2
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E = m x c2
E = X E = 1g (300000 Km/s)2
E = 1g (300000000 m/s)2
E = 1g (30000000000 cm/s)2
E = 1g (3x1010 cm/s)2
E = 1g (9x1020 cm2/s2)E = 9x1020 g.cm2/s2 ≈ ergios
Con esta cantidad de energía calorífica se puede evaporar 30´000.000 de litros de agua.
ESTRUCTURA ATOMICA
Varios siglos A.C. muchos sabios estudiaron la estructura de la materia, entre ellos
Demócrito en el siglo V expresó la idea de que toda la materia estaba formada por partículas muy
pequeñas e indivisible que los llamo átomos (a=sin, tomo=división) que significa indestructible e
indivisible, aunque esta idea no fue aceptada por muchos de sus contemporáneos, como Platón y
Aristóteles.
Teoría atómica de Dalton
En el año de 1808 el químico, matemático y filósofo Inglés John Dalton fue el primero quien
propuso la denominada teoría atómica, que tenía ya una base científica y que constituye el primer
estudio serio acerca de la estructura de la materia.
Su teoría atómica se basa en los siguientes principios.
- Los elementos están formados por partículas extremadamente pequeñas e indivisibles llamadas
átomos.
- Los átomos de un mismo elemento son idénticos entre en forma, tamaño, masa y estructura.
- Los átomos de diferentes elementos son diferentes.
- Los átomos de diferentes elementos se combinan químicamente para formar compuestos.
De la teoría atómica de Dalton en la actualidad se aceptan todos los principios a excepción del
principio que los átomos de un mismo elementos son iguales en forma, tamaño, masa y
propiedades. Actualmente se conocen átomos de un mismo elemento que difieren por su masa y
algunas otras propiedades (isótopos).
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Tampoco se acepta el principio de que el átomo es indivisible, ya que hoy en día conocemos que
al átomo si se lo puede dividir por medio de la fisión y fusión nuclear.
a) Fisión nuclear.- Es la ruptura de un átomo pesado para obtener 2 átomos livianos,
aproximadamente iguales en masa intermedia. Ejm:235U + 1n 236U 137Te + 97Zr + 21n E 1010 kcal
92 0 92 52 40 0
con neutrones
Se bombardea con partículas subatómicas llamadas neutrones que con inmensa velocidad
impactan y rompen a los núcleos de los átomos de uranio, produciéndose la reacción en cadena
liberación de energía. Este proceso se aplica en las bombas atómicas y reactores nucleares.
b) Fusión atómica.- Significa aglomerar átomos livianos para obtener otro más pesados. Ejm:
millones de ºC1H + 3H 4He + Energía 1 1 2
hidrógeno tritio helio
Este proceso de la fusión atómica ocurre en la bomba de hidrógeno, en el sol y las estrellas
con liberación de energía.
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átomo de uranio 235
Absorción de neutrones
fisión atómica fusión atómica
MODELOS ATÓMICOS
Un modelo atómico es la representación teórica del átomo que trata de explicar su
estructura. Estos modelos atómicos han sido dados a conocer a través de la historia por científicos,
como Thomson, Rutherford, Bohr, Sommerfeld, etc.
Dichos modelos han permitido llegar a establecer el modelo actual del átomo.
Thomson Rutherford
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+
-
-
-
-
-
-
Bohr Sommerfeld
MODELO ACTUAL DEL ÁTOMO
El modelo actual del átomo se basa en los estudios de la mecánica cuántica. De acuerdo a los
científicos el átomo no tiene forma definida, mas bien parece una nube cósmica que varía
constantemente de forma.
Este modelo atómico es el que nos permite estudiar y conocer las diferentes partes
constitutivas del átomo.
Partes del átomo
El átomo es la partícula más pequeña, que conserva las propiedades del elemento al que
pertenece. El átomo es un conjunto de corpúsculos subatómicos que tienen masa y carga eléctrica
específica. Está formado por núcleo y envoltura.
Las principales partículas subatómicas del núcleo son: protones y neutrones y de la
envoltura es el electrón que se encuentra girando a altas velocidades alrededor del núcleo.
Partículas fundamentales del átomo
Partícula Carga eléctrica Masa en uma Masa en g. RepresentaciónEnvoltura Electrón -1 0,00055 9,10939x10-28 e-
Núcleo Protón +1 1,00728 1,67262x10-24 p+
Neutrón 0 1,00867 1,67493x10-24 n°
Núcleo del átomo
Es la parte central del átomo donde se encuentra casi la totalidad de la masa del átomo,
aproximadamente el 99,9%. El radio del núcleo es unas 100000 veces menor que el radio del
átomo, esto quiere decir que el átomo es prácticamente hueco.
En la naturaleza predominan 4 fuerzas básicas (fuerza gravitatoria conocida como gravedad,
fuerza electromagnética, fuerza nuclear débil y fuerza nuclear fuerte). En la formación del núcleo
interviene la fuerza nuclear fuerte que mantiene a los quarks unidos en el protón y el neutrón y a los
protones y neutrones juntos en los núcleos de los átomos.
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En el núcleo se han encontrado más de 40 partículas subatómicas, como son los protones,
neutrones, positrones (antipartícula del electrón), mesones, neutrinos, muones, bariones, piones,
gluones, rayos alfa, beta, gama, etc. de las cuales unas son estables y otras son inestables.
Actualmente se conoce que cada protón y neutrón están formados por 3 quarks cada uno.
Las propiedades químicas de un elemento está determinado, principalmente por los protones
y electrones, los neutrones no participan en los cambios químicos en condiciones normales.
- Protón.- Es 1840 veces mayor que la masa del electrón y son partículas subatómicas de carga
eléctrica positiva, de masa 1,00728 uma. Se representan con el símbolo p+.
La cantidad de protones es propia y característica de cada elemento químico. Por ejm:H = 1p+ Be = 4 p+
He = 2 p+ B = 5 p+
Li = 3 p+ O = 8 p+
- Neutrones.- Fueron descubiertos por el físico británico James Chadwick en 1935 y son
partículas subatómicas que no tienen carga (neutro), de masa 1,00867 uma. Se representa con el
símbolo no.
Propiedades que dependen del núcleo del átomo
De la estructura del núcleo dependen muchas propiedades que son:
a) Número atómico
b) Número de masa
c) Masa atómica o Peso atómico
d) Isótopos
e) Radiactividad
a) Número atómico.- Es un número que indica la cantidad de protones (cargas positivas) que tiene
el núcleo del átomo. Se lo representa con la letra Z.
Todo átomo en estado basal o en estado fundamental de energía (es decir cuando los átomos no
están combinados o están en estado libre) son eléctricamente neutros es decir que tienen igual
número de cargas positivas y negativas.
Por lo tanto el número atómico también nos indica:
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- Cantidad de protones (cargas positivas) en el núcleo
- Cantidad de electrones (cargas negativas) en la envoltura
Ejemplos: 20Ca = calcio 1H = hidrógeno
Z = 20 Z = 1p+= 20 p+ = 1e- = 20 e- = 1
b) Número de masa.- Es un número que indica la masa del núcleo atómico y se lo representa con
la letra A.
La masa del núcleo atómico representa casi la totalidad de la masa del átomo, ya que la masa
del electrón es mínima.
El número de masa se lo puede obtener aproximando al entero inmediato el peso atómico o
masa atómica.
El número de masa está dado por la suma de protones y neutrones.
Por lo tanto: A = Z + N A = número de masa Z = número de protones
N = número de neutronesEjercicios:
Atomos Z N A Masa atómica
C (carbono) 6 6 12 uma 12,00 uma
Cl (cloro) 17 18 35 uma 35,45 uma
P (fósforo) 15 16 31 uma 30,97 uma
H (hidrógeno) 1 0 1 uma 1,008 uma1) Indicar toda la información del átomo 65Zn (cinc).A = 65Z = 30N = 35 AX = 65Zne- = 30 Z 30
p+ = 30
c) Masa atómica.- La masa atómica o llamado también peso atómico es la masa de un átomo o
peso promedio de los isótopos que forman el elemento químico. La masa atómica se lo puede
considerar de 2 maneras, como:
- Masa atómica absoluta.- Es la masa real de un átomo. Por ejm. La masa absoluta de un átomo
de H es de 1,66x10-24 g., una cantidad muy pequeña y difícil de manejar, por lo cual es más
conveniente expresar los pesos atómicos en números relativos a lo cual se lo llama peso atómico
relativo.
20
- Masa atómica relativa.- Es la masa de un átomo comparado con la masa del átomo de 12C
tomado como unidad.
Las masas atómicas relativas se expresan en una unidad atómica que es la UMA (unidad de
masa atómica).
UMA: La uma es una masa exactamente igual a 1/12 de la masa del átomo de 12C.
El átomo de 12C es un isótopo del carbono que tiene 6 protones y 6 neutrones por lo que tiene
una masa atomica relativa de 12 uma (unidades de masa atómica) y se lo ha tomado como patrón
para obtener las masas atómicas de los átomos del resto de elementos.
A partir de esto se estableció cuantos son más livianos o más pesados los átomos del resto de
elementos.
Ejemplo: Aproximadamente
El átomo de 12C es 3 veces más El átomo de 12C es 4 veces menospesado que el átomo de He pesado que el átomo de Ti
He = 12 = 4 uma Ti = 12 x 4 = 48 uma 3
12C = 12 uma 12C = 12 uma 4He = 4 uma 48Ti = 48 uma
La equivalencia entre peso relativo (en uma) y el peso real (en gramos) de un átomo se
puede calcular de la siguiente manera:
1 uma de 12C 1 g = 1,661x10-24 g 6,022x1023 uma
1 uma = 1,661x10-24 g
De esto tenemos que el peso relativo del H de 1 uma tiene un peso real de 1,661x10-24 g
Para realizar los cálculos de las masas atómicos y masas moleculares se expresa en gramos.
Concepto de Mol.- El mol es una de las siete unidades del Sistema Internacional de unidades (SI) y
es la cantidad de una sustancia que contiene tantos átomos, moléculas u otras partículas como
átomos hay en 12 g del isótopo de 12C (ésta cantidad es 6,022x1023 unidades químicas que pueden
ser átomos, moléculas, electrones, iones, etc).
21
- Masa atómica gramo.- Es la masa atómica relativa de un elemento expresado en gramos y
equivale a un 1 átomo-gramo (at-g) o 1mol de átomos del elemento. ejm:
Na = 23 g 1 mol 1 at-gS = 32 g 1 mol 1 at-gP = 31 g 1 ml 1 at-g
Número de Avogadro.- Es una constante física que representa al número de átomos que existen en
12 g del isótopo del 12C o 1 mol de sustancia y es igual a 6,022x1023 (sirve para calcular el número
de átomos, moléculas, iones, cationes, aniones y electrones perdidos o ganados).
De esto tenemos que:
1 mol de átomos 1 at-g de una sustancia (elemento) y contiene 6,022x1023 átomos de
dicha sustancia.
1mol Na 1 at-g Na 23 g 6,022x1023 átomos1mol P 1 at-g P 31 g 6,022x1023 átomos1mol O 1 at-g O 16 g 6,022x1023 átomos2 mol O2 2 at-g O2 32 g 1,2x1024 átomos3 mol O3 3 at-g O3 48 g 1,8x1024 átomos
Ejercicios.
1.- Cuántos átomos se encuentran en 336 at-g de aluminio.
336 at-g Al 6,022x10 23 átomos = 2,02x1026 átomos de Al 1 at-g
2.- Cuántos moles de átomos están contenidos en 5g de sodio.
5 g de Na 1 mol = 0,217 mol de Na 23 g
- Masa molecular gramo.- Es la masa molecular en gramos de 1 mol de moléculas de la misma
sustancia y se calcula sumando las masas atómicas de cada una de los elementos.
Ejemplos:
Ca(OH)2 (hidróxido de calcio) H2SO4 (ácido sulfúrico) NH3 (amoníaco)
Ca = 40 x 1 = 40 g H = 1 x 2 = 2 g N = 14 x 1 = 14 gO = 16 x 2 = 32 g S = 32 x 1 = 32 g H = 1 x 3 = 3 gH = 1 x 2 = 2 g O = 16 x 4 = 64 g 17g/mol
74 g 98 g/mol
22
equivale contiene1 mol de átomos 1 at-g de dicho Masa o Peso atómico 6,022x1023 átomosde un elemento elemento en g del elemento
Hoy en día el mol es la unidad de medida de la materia.
En 1 mol de moléculas de cualquier sustancia hay 6,022x1023 moléculas.
1 mol H2O 18 g 6,022x1023 moléculas1 mol NH3 17 g 6,022x1023 moléculas1 mol CO2 44 g 6,022x1023 moléculas2 mol 2CO2 88 g 1,2x1024 moléculas3 mol 3CO2 132 g 1,8x1024 moléculas
Ejercicios:
1.- Cuántas moléculas se encuentran en 2,7 g de metano CH4
2,7 g CH4 6,022x10 23 moléculas = 1,02x1023 moléculas de CH4
16 g
2.- Cuántas moles equivale a 0,3 g de ácidos sulfúrico H2SO4
0,3 g CH4 1 mol = 3,06x10-3 moles de H2SO4
98 g
d) Isótopos.- Son átomos de un mismo elemento químico que posee el mismo número atómico,
pero con diferente número de masa y diferente número de neutrones.
De esto tenemos que el número atómico (Z) determina las propiedades físicas y químicas de un
elemento químico.
La mayoría de los elementos químicos son una mezcla de isótopos. Hay isótopos que son
naturales y artificiales (se obtienen por reacciones nucleares). Por ejemplo del uranio se conocen 14
isótopos.
La masa atómica de un elemento es el promedio de las masas atómicas de los isótopos que lo
forman.
Los isótopos naturales son escasos, la mayoría son estables y pocos son inestables
(radioactivos).
Los isótopos artificiales son obtenidos por las reacciones nucleares, son escasos y la mayoría
son radioactivos (se desintegran con rapidez).
Entre algunos isótopos tenemos los siguientes:
* Del elemento hidrógeno se conocen 3 isótopos que son:
23
equivale contiene1 mol de moléculas Masa o Peso molecular 6,022x1023 moléculasde una sustancia de dicha sustancia
Isótopos del elemento hidrógeno
1H 2H 3H
Por cada 69000 Protios hay 1 Deuterio y por cada 10´000.000 Protios hay 1 Tritio.
* El carbono natural también es una mezcla de 3 isótopos.
Isótopos del elemento carbono
12C 13C 14Cestable estable inestable (radactivo)
El peso atómico promedio o masa atómica media de un elemento se calcula a partir de los
pesos de los isótopos de ese elemento, considerando la abundancia relativa de ese isótopo. Se puede
emplear la siguiente relación matemática:
donde: P1,2,...n = peso de los isótopos 1,2,...nX1,2,...n = abundancia relativa del isótopo en %
Ejercicio:
1.- El peso atómico del cloro, si se conoce que está formado de 2 isótopos: 35Cl y 37Cl cuyas masas atómicas son: 34,96885 uma, 36,96590 uma y una abundancia de 75,53% y 24,47% respectivamente.
Datos:35Cl = 34,96885 uma → 75,53% Peso atómico del Cl = P1X1 + P2X2
37Cl = 36,96590 → 24,47% 100Peso at. Cl = X Peso at. Cl = (34,96885 uma) (75,53) + (36,96590 uma) (24,47)
100Peso at. Cl = 2641,197 uma + 904,556 uma
100Peso at. Cl = 3545,75 uma
100Peso at. Cl = 35,46 uma
24
Peso atómico de un elemento = P1X1 + P2X2 +........+ PnXn
100
Radiactividad.- En 1895 el físico alemán Wilhelm Roentgen observó que los rayos catódicos que
incidían sobre el vidrio y los metales emitían unos rayos (muy energéticos) desconocidos. Estos
eran capaces de atravesar la materia que obscurecían las placas fotográficas, incluso cubiertos
producían fluorescencia en algunas sustancias. Roentgen les dio el nombre de rayos X por su
naturaleza desconocida.
En 1896 el físico francés Henri Becquerel estudio la fluorescencia y descubrió que algunas
sustancias que no habían sido previamente excitados emitían rayos que atravesaban ciertos
materiales opacos a la luz ordinaria.
Estos rayos emiten ciertos compuestos del uranio, torio, radio, polonio, etc.
Luego Marie Curie química y física nacida en Polonia y estudiante de Becquerel sugirió el
término radiactividad que es la emisión espontánea de partículas y radiaciones de diferente tipo por
parte de una sustancia.
Los rayos emitidos por estas sustancias radiactivas están constituídas por 3 tipos de
radiaciones que son: alfa, beta y gama. Los rayos alfa se componen de partículas con carga positiva,
beta de partículas con carga negativa y gama que son radiación electromagnética de alta energía,
similar a los rayos X. Estos rayos tienen distinto poder de penetración y poseen grandes energías al
ser emitidos desde un átomo radiactivo y las partículas se las puede utilizar como fuente de
proyectiles de dimensión atómica.
Nombre Carga eléctrica Masa en uma Identificación
Rayos Alfa ( ) +2 4,0026 Núcleo atómico de helio
Rayos Beta ( ) -1 1/1836 Electrón
Rayos Gama ( γ ) 0 0 Radiación electromagnética de alta energía
25
Envoltura del átomo
La envoltura del átomo es la parte externa del átomo que rodea al núcleo, donde se
encuentran girando los electrones. El átomo en estado basal es neutro ya que el número de
electrones es igual al número de protones.
Descubrimiento del electrón
En 1874, Stoney sugirió que la electricidad existe en unidades discretas asociadas con los
átomos y empleó la palabra electrón para describir las unidades de carga eléctrica que se hallan en
movimiento (corriente), pero en 1879 se encontró la evidencia experimental de que los electrones
existen como partículas de la materia y con determinadas propiedades. Esto fue posible mediante el
estudio de descargas eléctricas en tubos de vidrio parcialmente evacuados.
Por el siglo XVIII en 1879 Sir William Crookes fue el primero que realizó experimentos
usando un simple tubo de descarga o tubos de Crookes, que consta de un tubo de vidrio alargado
circular con dos electrodos a sus extremos (piezas de metal), conectados a las terminales + (ánodo)
y – (cátodo) de una fuente de alto voltaje.
Cuando se deja pasar alto voltaje de corriente eléctrica en un tubo que contiene aire se ve un
haz de luz. Si en ves de aire se introduce otros gases la luz toma diferentes colores según el gas.
La luz es producida por rayos que se propagan en línea recta, debido que salen del cátodo
hacia el ánodo se los denomina rayos catódicos.
Debido a que los rayos son atraídos hacia el ánodo (+) se determinó que el rayo tienen carga
eléctrica negativa. Luego Milikan entre 1908 y 1917 realizó algunos experimentos para medir la
carga del electrón y demostró que la carga de cada electrón era exactamente la misma (negativa).
Estos rayos catódicos están formados partículas diminutas llamadas electrones que tienen
masa, carga eléctrica -, alta energía mecánica y se desplazan en línea recta del cátodo hacia el
ánodo, producen la ionización de los gases que se encuentran en el interior del tubo y se desvían en
presencia de un imán.
26
- Electrón.- Fue descubierta por Joseph John Thomson en 1906. Es una partícula con carga
eléctrica negativa y masa insignificante. Los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo
a una velocidad de 300.000 Km/s.
Toda partícula en movimiento pierde energía por lo tanto el electrón en algún momento
debería chocar contra el núcleo debido a la pérdida de energía y por atracción eléctrica (de acuerdo
a la Física clásica), pero esto no sucede ya que el electrón tiene la dualidad de ser partícula y onda.
Por lo tanto al electrón se lo estudia como partícula y como energía radiante (luz). Para lo
cual es necesario tener ideas básicas de lo que es la luz.
NATURALEZA DE LA LUZ
Maxwell propuso que la luz es un tipo de energía radiante de naturaleza electromagnética, es
decir para que haya propagación de la luz se requiere de un campo eléctrico y un campo magnético.
La luz se desplaza a través de esos 2 campos por medio de ondas.
Onda.- Es una perturbación que ocurre en un medio físico por medio de la cual se trasmite la
energía y se presenta de la siguiente forma.
y campo magnético
campo eléctrico λ (lambda)
27
Existen muchos tipos de ondas, como las del agua, sonido, de la luz, etc. En una onda se
distingue lo siguiente:
- Longitud de onda (lambda ).- Es la distancia que hay desde la cresta de una onda y la cresta
de otra onda continua, se la mide en m, cm o Å.
- Amplitud de onda.- Es la distancia vertical que hay de la línea media de la onda a la cresta, se
la mide en cm o Å. La amplitud está relacionada con la intensidad de ondas luminosas.
- Cresta de una onda.- Es el punto máximo que alcanza una onda.
- Frecuencia (V).- Es el número de ondas que pasan por un mismo punto en un segundo, se mide
en hertz (Hz) o ciclos/s.
- Velocidad (v).- La velocidad depende del tipo de onda y del medio por el que se propaga (ya
sea agua, aire o vacío)
Si a un punto llegan 2 ondas se puede producir los fenómenos de interferencia o refuerzo según
coincidan o no sus crestas como se indica a continuación.
Refuerzo (ondas en fase) Interferencia (ondas desfasadas)
De acuerdo a esto se ha establecido que:
C = V x C = velocidad de la ondav = frecuencia = longitud de onda
Despejando tenemos: y
“A menor longitud de onda mayor es la frecuencia y a mayor longitud de onda es menor la
frecuencia”.
1 cm = 1x108 Ǻ 1 m = 1x109 nm
Nota: Si es onda de luz, ésta viaja a 300.000 km/s o 3x1010 cm/s en el vacío.
Ejercicios:
1.- Una onda lumínica tiene una longitud de onda de 4x10-5 cm. ¿ Cuál es su frecuencia ?Datos:V = ? V = C = 4x10-5 cm
V = 3x10 10 cm/s 4x10-5 cm
28
V = C
= C v
V = 7,5x1014 ciclos/s o Hz
2.- ¿ Calcule la velocidad de una onda cuya longitud de onda son 17,4 cm y 87,4 Hz respectivamente ?.Datos:C = ? C = x V = 17,4 cm V = 87,4 Hz C = 17,4 cm x 87,4 s-1
C = 1,52x103 cm/s
Espectro electromagnético
En 1873 James Maxwell propuso que la luz visible se compone de ondas electromagnéticas.
Todos los objetos radioactivos o no emiten radiación electromagnética de los cuales se
obtienen espectros electromagnéticos.
El espectro electromagnético está constituido por ondas cuya longitud de onda varía entre
10-8 cm hasta muchos km.
La luz visible es apenas una pequeña región del espectro, que comprende entre 4000 a 7000
Å de longitud de onda, estas ondas no son perjudiciales para los seres vivos.torres computadoras celulares microondas rad.infrarroja rayos ultravioletas rayos X rayos gamaeléctricas luz visible
KHz MHz GHz aumento de la frecuencia
radiación no ionizante radiación ionizante
La radiación ionizante contiene toda la radiación producida por los núcleos inestables
durante la desintegración y las reacciones nucleares que ocurren en el espacio exterior. Es la de
mayor energía y es letal. Esta energía hace que los electrones sean expulsados de las moléculas,
creando fragmentos de moléculas que pueden producir daños graves a los seres vivos.
La radiación no ionizante tiene energía más baja. Esta forma de radiación transfiere su
energía a la materia excitando a las moléculas, las cuales vibran o hace que los electrones pasen a
niveles más elevados de energía, en ocasiones ocurren reacciones químicas. La exposición excesiva
de esta energía puede ser perjudicial.
29
La diferencia entre la radiación ionizante y no ionizante es algo así como ser golpeado por
una pelota y por una bala.
Espectro continuo de la luz
El arco iris es un fenómeno natural que se presenta cuando la luz solar incide en las
diminutas gotas de agua suspendidas en la atmósfera. Esta luz se refracta descomponiéndose en 6
colores del arco iris: rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul y violeta.
Para descomponer la luz blanca en el laboratorio se utiliza el espectroscopio que es un
aparato que descompone la luz de los átomos de cada elemento en sus componentes. Para lo cual se
coloca un foco que emite ondas lumínicas que pasan por un orificio en una pared y en lugar de
lluvia se coloca un prisma de vidrio bien pulido y allí hacemos incidir las ondas.
Estas ondas lumínicas se refractan y salen al aire y sí colocamos una pantalla obscura se
observa una gama de colores que constituyen el espectro visible.
Si se realiza lo mismo, pero con un gas como el hidrógeno se observa un espectro
discontinuo que está formado de una serie de rayas de rayos cuya complejidad depende del número
de electrones que tenga el átomo. Por ejm. La luz que se observa en el átomo de hidrógeno es la
combinación de los colores emitidos en el espectro visible, El espectro atómico del hidrógeno es el
más sencillo se observa en la región visible varios rayas como son una roja, una verde y varias
azules y violetas, en cambio en la región invisible hay otras líneas en el infrarrojo y ultravioleta.
espectro de absorción del hidrógeno
espectro de emisión del hidrógeno
espectro de absorción del neón
30
espectro de emisión del neón
TEORIA CUANTICA
El átomo está formado por el núcleo que contiene protones, neutrones y de envoltura con
electrones que se mueven alrededor del núcleo. Solo esta descripción no explica en forma detallada
las propiedades del átomo. Es así que los científicos desarrollaron una nueva rama de la Física, a la
que la llamaron teoría cuántica, la misma que permite explicar el comportamiento de éstas
partículas.
La teoría cuántica permite predecir y entender el crucial papel que desempeñan los
electrones en la Química.
Hacia fines del siglo XIX se produjeron una serie de descubrimientos que no podían ser
interpretados por la Física Clásica, como: los rayos X, la radiactividad, la radiación de cuerpos
negros. Estos fenómenos no podían ser explicados debido a que las propiedades de los átomos y
moléculas no están gobernadas por las leyes físicas que se aplican a los objetos más grandes (que
están a escala humana).
En el año de 1900 se inició una nueva era con el físico alemán Max Planck, quien recibió el
premio Nobel en 1918 por su teoría cuántica.
Analizando datos de la radiación emitida por sólidos calentados a distintas temperaturas,
Max Planck encontró que los átomos y moléculas emitían energía sólo en forma de porciones o
paquetes de energía (cuantos o quantum).
La teoría cuántica se basa en los siguientes fenómenos:
a) Espectros atómicos
b) Radiación de cuerpos negros
c) Efecto fotoeléctrico
a) Espectros atómicos
31
Los átomos en estado basal o fundamental de energía no emiten luz, en cambio cuando se
encuentra en estado de excitación emite luz. Para que un átomo se excite es necesario
proporcionarle cualquier tipo de energía.
Los átomos excitados producen un espectro característico que es como la huella dactilar en los
humanos, ya que cada átomo tiene su espectro característico, no hay 2 átomos de diferente elemento
químico que tengan el mismo espectro, como por ejm: los átomo de sodio excitados dan color
amarillo, el flúor blanco, magnesio blanco brillante, cloro verde, azufre morado, litio roja, potasio
violeta, calcio rojo ladrillo, etc.
- Clases de espectros
El científico Bohr (premio Nobel 1922) al estudiar los espectros de los átomos determinó la
existencia de zonas delimitadas en la envoltura a las que las llamó niveles de energía.
Bohr manifiesta que los átomos en estado basal, normal de energía o en estado de
excitación pueden tener de 1 hasta N niveles de energía.
Actualmente se conocen 7 niveles de energía.
K L M N O P Q
niveles de energía
1 2 3 4 5 6 7
aumento de energía
La energía se incrementa del nivel más interno al más externo, siendo el nivel 7 el de mayor
energía. Bohr también determinó que los electrones no están confinados en un solo nivel de energía,
sino que pueden pasar de un nivel inferior uno superior o viceversa. Para lo cual el electrón
requiere absorber una cantidad determinada de energía para saltar a una órbita superior, pero como
la situación no es estable, éste termina cayendo a su órbita original (de menor energía) y emite la
energía sobrante en forma de luz (espectro de absorción y emisión).
Los espectros pueden ser de 2 tipos: espectro de absorción y espectro de emisión.
1. Espectro de absorción.- Se produce cuando un átomo absorbe luz de una cierta longitud de
onda, en donde la luz excita al electrón, saltando el e- de un nivel bajo a uno más alto.
La longitud de onda de la luz absorbida o emitida es exactamente igual a la diferencia de
energía entre los dos niveles.
32
p+nº
2. Espectro de emisión.- Son luces de colores con brillo que se presentan cuando 1 o más
electrones pasan de un nivel de mayor energía a uno de menor energía. La diferencia de energía
entre estos niveles se emite en forma de luz.
espectro de absorción
espectro de emisión e- e-
e- e-
1 2 3 4 5 6 7
Al estudiar los espectros Max Plack manifiesta que no se trata de un espectro continuo sino
que los átomos absorben o emiten luz en forma de partículas discontinuas a cuales las denominó
cuantos o quantum de energía, 5 años más tarde en 1905 Albert Einstein dijo que un rayo de luz es
un torrente de partículas (llamados fotones). La teoría cuántica considera la existencia de estos
paquetes o partículas de energía llamados cuantos cuyo valor depende de la frecuencia, por lo que
es una teoría atómica para la energía.
Cuando un elemento irradia energía no lo hace en todas las longitudes de onda, solamente lo
hace en aquellas longitudes de onda de las que está “provisto”. Esas longitudes de onda sirven para
caracterizar a cada elemento. También ocurre que cuando un elemento recibe energía no absorbe
todas las longitudes de onda, sino solo aquellas de las que es capaz de “proveerse”. Coinciden por
tanto, las bandas del espectro en las que emite radiación con los huecos o líneas negras del espectro
de absorción de la radiación, como si un espectro fuera el negativo del otro.
* Cuanto de energía: Es la porción de energía que un electrón absorbe o emite en forma de
paquetes o partículas discontinuas para trasladarse de un nivel a otro. Así tenemos que para saltar de
un nivel de menor a uno de mayor energía el electrón absorbe un cuanto de energía y de igual
manera para saltar de un nivel de mayor a uno de menor energía.
Un cuerpo solo puede absorber o emitir un número entero de cuantos.
La energía de un fotón, E, es proporcional a la frecuencia de la radiación.
E α vE = una constante x v E = h . v como: v = c/λE = h . c λ
Max Planck en sus trabajos establece una constante que sirve para calcular la cantidad de
energía de un cuanto.
33
p+nº
E = energía en ergios (erg) h = constante de Max Planck (6,63x10-27 erg.s)
c = velocidad de la luz en el vacío = Longitud de onda
1 Joul (J) = 1x107 ergios
Ejercicios:
1. ¿ Cuál es la energía de un cuanto de emisión, si su longitud de onda es de 0,4 Å ?.Datos:E = ? E = h . c 0,4 Ǻ 1 cm = 4x10-9 cm = 0,4 Å 1x108 Å
E = 6,63x10 -27 erg.s x 3x10 10 cm/s 4x10-9 cm
E = 4,97x10-8 erg
b) Radiación de cuerpos negros:
Se acostumbra a llamar “cuerpo negro” al cuerpo ideal que absorbe todas las longitudes de
onda y, por consiguiente, emite radiación también a todas las longitudes de onda. Por lo que un
cuerpo ngro sería un emisor perfecto de radiación, aunque en la realidad no existen cuerpos que
absorben o emiten radiación de una manera perfecta.
A una determinada temperatura emite una cantidad definida de energía por cada longitud de
onda.
La mayoría de sólidos incandescentes se los considera como cuerpos negros.
Los cuerpos negros que tienen una mayor temperatura, mayor es la cantidad de energía
emitida a longitudes de ondas más cortas.
c) Efecto fotoeléctrico:
El efecto fotoeléctrico es un fenómeno que consiste en la emisión de electrones de un metal
cuando sobre el incide luz, la cual provoca que los electrones sean arrancados del metal. En
este fenómeno los electrones del metal para removerlos se requiere luz de frecuencia muy alta (alta
energía) para poder liberarlos.
En 1905 Albert Einstein, mediante la teoría cuántica pudo explicar dicho fenómeno de la
siguiente manera:
(ión)
34
E = h . c
130 Kev – 33 Kev = 97 Kev
Un ejemplo del efecto fotoeléctrico, tenemos el siguiente: Un fotón de 130 KeV, se
aproxima a un átomo y choca contra un electrón, que tiene una fuerza de enlace de 33 KeV. El
electrón es despedido del átomo y se convierte en un ion negativo. El átomo al cual se le quitó el
electrón, es ahora un ion positivo. Los dos iones forman un par de iones. El fotón desaparece y éste
es absorbido completamente.
Pero, ¿qué le sucede al resto de la energía del fotón, la diferencia entre su energía inicial de
130 KeV y la de 33 KeV que es usada para eliminar la fuerza de enlace del electrón?.
El exceso de energía es entregada al electrón despedido en forma de energía "cinética", o
velocidad. En nuestro ejemplo particular; el electrón despedido tendrá una energía cinética de 97
KeV, lo que significa que se estará moviendo a una velocidad razonable.
Toda la energía del fotón ha sido usada hasta ahora, y el fotón deja de existir. Recuerde que
un fotón no es una partícula, sin embargo éste actúa como tal. Cuando la energía es usada, no queda
nada.
La luz que incide sobre la placa metálica está formada de cuantos de luz o fotones. El
número de electrones liberados. Es proporcional a la intensidad o brillantez de la luz.
Los electrones se mantienen unidos en el metal por fuerzas de atracción y para emitirlos se
necesita una luz que tenga una frecuencia suficientemente alta conocida como energía mínima
necesaria:
Para el efecto fotoeléctrico se tiene que: ;
donde: E = Energía de un fotónEo = Energía mínima necesariaEc = Energía cinética
El resto de la energía se transforma en energía cinética del electrón (fotoelectrón) que puede
salir del metal con cierta velocidad.
35
Eo = h.Vo
E = Eo + Ec Ec = E - Eo
Por la explicación de este fenómeno (efecto fotoeléctrico) Albert Einstein recibió en 1921 el
premio Nobel de Física.
Efotón = h.V
El potasio necesita 2 e.v para desprender un electrón
Ejercicio:
1.- Para producir el efecto fotoeléctrico en un metal se necesita una frecuencia de 1,5x10 2 s-1.Calcular la energía mínima necesaria que requiere para salir el e- del metal.Datos: V = 1,5x102 s-1 Eo = h x V Eo = X
Eo = 6,63x10-27 erg.s x 1,5x102 s-1
Eo = 9,95x10-25 erg
Estudios posteriores realizados por Max Planck y Maxwell determinaron que el átomo era como
un sistema solar en miniatura donde el núcleo es el centro del sistema solar y los electrones
vendrían hacer los planetas.
Se conoce que los electrones presentan 2 tipos de giros: de rotación (sobre su propio eje) y
traslación (alrededor del núcleo).
* Al giro del electrón sobre su propio eje se llama Spin, él mismo que puede ser un Spin + o sentido
horario (de acuerdo a las manecillas del reloj) y Spin – o sentido antihorario (contrario a las
manecillas del reloj).
Estos giros permiten que el electrón adquiera un campo magnético.
TEORIA ATOMICA MODERNA
La teoría de Bohr ayudó a la investigación de la estructura del átomo, pero luego se
comprobó que no era más que un modelo incompleto e imperfecto de la Física clásica, ya que
utiliza ecuaciones de la mecánica cuántica y del electromagnetismo clásico, y por otro lado recurre
a reglas de cuantización establecidas de manera un tanto arbitrarias.
El modelo atómico de Bohr explicó con mucho éxito el espectro atómico del hidrógeno,
pero fracasó al tratar de explicar los espectros más complicados de los átomos de otros elementos,
36
es decir que la teoría atómica de Bohr tenía muchas insuficiencias y no permitía tampoco explicar
cómo los átomos podían formar moléculas.
Esta teoría de Bohr especifica orbitales definidos, velocidades y energías exactas del
electrón en el átomo. Pero muy pronto se pudo apreciar que esta teoría era inadecuada, y que se
requería de una nueva teoría que es el modelo actual del átomo que se basa en la mecánica cuántica
ondulatoria.
Un electrón según Bohr describe una orbita circular. Según Louis de Broglie la trayectoria
del electrón es la de una onda, en este caso es considerado como un conjunto de ondas que vibran
alrededor del núcleo.
Los aspectos sobresalientes de esta teoría son:
- Dualidad onda-partícula (hipótesis de Broglie), premio Nobel a la Física en 1929.
- El Principio de la incertidumbre de Heisemberg, premio Nobel a la Física en 1932.
- La ecuación de onda de Schrodinger, premio Nobel a la Física en 1933.
1. Hipótesis de Louis de Broglie (Dualidad Onda-Partícula)
En 1924, el físico francés Louis de Broglie propuso una nueva hipótesis, mediante la cual llegó
a la conclusión de que “Las partículas también tienen las características de ondas” (demostrado por
Einstein ya en 1905), de esto dedujo que los electrones y fotones tienen una naturaleza dual de
onda-partícula en donde en algunos experimentos sus propiedades de ondas son más evidentes y en
otros como partículas. Las partículas pueden comportarse como ondas en determinadas
circunstancias.
Matemáticamente llegó a establecer la siguiente expresión:
1) E = h . c energía de un cuanto y 2) E = m . c2 energía que desprende un cuanto
1 = 2 h . c = m . c2 = h
37
= h m . c
m . c
= longitud de ondah = constante de Max Planck (6,63x10-27 erg.s)c = velocidad de la partícula en cm/sm = masa de la partícula en g
Por ejemplo. Observando la ecuación. Un corpúsculo que tiene masa elevada tendría una
longitud de onda muy pequeña. Por ejemplo una pelota de tennis que se mueve a una velocidad de
100 km/h tiene una longitud de onda de 1x10-24 cm.
Sin embargo cuando se tratan de partículas pequeñas como el electrón esta hipótesis cobra
significado, ya que si la masa es pequeña la longitud de onda es muy apreciable.
Se ha demostrado que en algunos experimentos los electrones se comportan más como ondas y
en otros más como partículas. Además las partículas pueden comportarse como ondas en
determinadas circunstancias.
Este principio se aplica a todos los cuerpos pero solo adquiere significado cuando la masa es
muy pequeña y las velocidades son muy grandes.
Ejercicio:
1.- Calcular la longitud de onda asociada a una partícula de masa 0,002 g y que se mueve a una velocidad de 1500 km/h.Datos: = X = h 500 Km 1000 m 100 cm 1 h = 4,2x104 cm/s m = 0,002 g m . c h 1 Km 1 m 3600 sc = 1500 km/h = 6,63x10 -27 erg.s .
0,002 g x 4,2x104 cm/s
6,63x10-27 g.cm 2 /s 2 = s . 0,002 g x 4,2x104 cm/s
= 7,9x10-29 cm
2. El Principio de la incertidumbre de Werner Heisemberg
Fue planteado en 1926, su enunciado dice “Es imposible determinar al mismo tiempo la
posición y la velocidad exacta de un electrón en un instante dado”. En otras palabras dice que
cuanto más exacta fuese la determinación de la posición de un electrón en un determinado instante,
mayor incertidumbre tendremos de su velocidad y viceversa.
De acuerdo a esto se ha eliminado la idea que supuso Bohr (orbitas circulares) para un electrón
de energía.
Aunque intentemos determinar donde está un electrón en un momento dado (posición) no
podemos determinar donde irá después que lo observemos, es decir que no se puede fijar con
38
certeza el recorrido del electrón. Esto no se debe a la deficiencia de los instrumentos utilizados en
los experimentos, sino que es una limitación propia de la naturaleza.
3. Ecuación de Onda de Schrödinger.
En 1926 un físico austriaco Erwin Schrödinger consiguió adaptar al electrón las teorías de
Heisenberg y de Broglie.
La ecuación de Schrödinger es una ecuación diferencial de segundo grado que proporciona no
una solución sino una serie de soluciones llamadas funciones de onda, ψ (psi), cada una de las
cuales describe una distribución espacial y una energía permitida para partículas submicroscópicas,
como el electrón.
Por medio de su ecuación se consiguió determinan regiones en el espacio donde tenemos la
máxima probabilidad de encontrar a un determinado electrón (orbital).
ORBITAL es la región en el espacio alrededor del núcleo del átomo donde existe la
probabilidad máxima de encontrar a un electrón. La probabilidad está entre el 90% y el 95%.
Ecuación de Onda de Schrödinger: d 2 + d 2 + d 2 + 8 2 m (E – V) = 0 dx2 dy2 dz2 h2
donde: psi ( 2) = función de onda (es el lugar en el espacio donde existe la máximaprobabilidad de encontrar un electrón alrededor del núcleo)m = masa del electrónE = energía total del electrónV = energía potencial del electrónh = constante de Max Planckx, y, z = coordenadas de la partícula
Aunque no se ha podido resolver la ecuación para un átomo con 3 electrones se considera
que es válida para cualquier átomo ya que los resultados obtenidos se ajustan perfectamente a los
experimentos realizados.
NUMEROS CUANTICOS
Los número cuánticos son valores calculados por la mecánica cuántica (basados en la
ecuación de Schrödinger), estos números cuánticos sirven para señalar (el estado de energía de un
electrón de un átomo), las características de los electrones en la envoltura, es decir nos indica los
niveles, subniveles, orbitales y el tipo de giro del electrón sobre su propio eje.
La teoría cuántica se desarrolla en todos los electrones. Los números cuánticos son 4:
39
1) Número cuántico principal (n).- Este número determina el nivel de energía donde se encuentra
localizado el electrón. Se lo representa con la letra “n”.
Este número solo puede adquirir valores enteros que van de 1, 2, 3, 4, 5, etc. hasta el infinito.
n = 1, 2, 3, 4,.............7, (infinito)
Ejm: n = 4 nos indica que el electrón está en el nivel cuarto.
Los electrones del primer nivel poseen la energía mas baja mientras que los electrones de
niveles superiores poseen energías mayores.
Niveles (n)1234567
etc. 5
2) Número cuántico secundario o del momento angular (l).- Este número cuántico indica el
subnivel o subcapa donde está el electrón dentro de cada nivel, e indica la forma del orbital
(nube electrónica) en el cual se mueve el electrón alrededor del núcleo. Este número cuántico
depende del número cuántico principal.. Se lo representan con la letra “l”.
Los valores de l son de 0 hasta (n – 1).
l = 0, 1, 2, 3..................(n – 1) en donde l depende de n
40
43
21
+
Los valores de l se acostumbran sin embargo a utilizar letras s, p, d, f para designar el
número cuántico secundario.
Debido a que se conocen solamente 4 subniveles, existen solo 4 valores.
l = 0, 1, 2, 3 s = sharp s p d f p = principal
d = diffusaf = fundamental
Subniveles (l)0123
spdf
Los subniveles que se distribuyen en cada nivel son: En el nivel primer hay un 1 subnivel,
en el segundo nivel hay 2 subniveles, en el tercero hay 3 y en el cuarto nivel hay 4 subniveles.
De esto obtenemos lo siguiente.
Nivel (n) Subnivel (l)1 0 S2 0
1SP
3012
Spd
40123
Spdf
41
3) Número cuántico magnético (ml).- Nos indica la orientación de cada orbital en el espacio
(dentro de cada subnivel), es decir indica las posibles orientaciones de la nube electrónica
cuando sobre el átomo actúa un campo magnético. Se lo representan con la letra “ml”.
Los valores de m dependen de l y son números enteros positivos y negativos que incluyen al
cero.
ml = -l.......0........+l
El número de orbitales que se encuentran en cada subnivel son: s= 1 orbital, p= 3, d= 5 y f= 7.
Subnivel (l) Orbitales (ml)0 (s) 0 11 (p) -1,0,+1 32 (d) -2,-1,0,+1,+2 53 (f) -3,-2,-1,0,+1,+2,+3 7
De esto se puede deducir los siguiente:
Nivel (n) Subnivel (l) Orbitales (ml)1 0 s 0 12 0
1sp
0-1,0,+1
4
3012
spd
0-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+29
40123
spdf
0-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
16
42
4) Número cuántico del spin (ms).- Nos indica la orientación del spin (giro) del electrón sobre su
propio eje. Se lo representan con el símbolo “ms”.
El electrón es una partícula con carga que gira por lo que genera un campo magnético, lo cual
hace que se comporte como un imán. Unos electrones giran en una dirección y los otros en otra
dirección, por ello se tiene 2 valores de spin: + ½ y – ½.
El número máximo de electrones que en cada subnivel son los siguientes: s = 2 e-
p = 6 e-
d = 10 e-
f = 14 e-
De esto podemos deducir el número de electrones que hay en cada nivel, subnivel y orbitales:
Nivel (n) Subnivel (l) Orbitales (ml) e- máximo en cada subnivel
e- máximo en cada nivel
Spin (ms)
1 0 (s) 0 1 2 2 +1/2
-1/2
2 0 (s)
1 (p)
0
-1,0,+1
4 2
6
8 +1/2
-1/2
43
Spin + + ½ = cuando el electrón tiene un giro positivo
(sentido horario)
Spin - - ½ = cuando el electrón tiene un giro negativo (sentido antihorario)
3
0 (s)
1 (p)
2 (d)
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
9
2
6
10
18
+1/2
-1/2
4
0 (s)
1 (p)
2 (d)
3 (f)
0
-1,0,+1
-2,-1,0,+1,+2
-3,-2,-1,0,+1,+2,+3
16
2
6
10
14
32
+1/2
-1/2
Este número máximo de electrones solo se cumple hasta el cuarto nivel. En los siguientes
niveles 5, 6 y 7 los electrones no llegan a llenarse por completo en ningún átomo, mas bien
disminuye en forma simétrica.
Nivel (n) No. Máximo de electrones
5
6
7
18 (puede llegar hasta 32)
8 (puede llegar hasta 9)
2
Los 3 primeros números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrödinger, el cuarto
número cuántico de Spin no.
Formas posibles que adoptan los orbitales en el espacio
Los diferentes orbitales adoptan en el espacio varias formas. Así tenemos:
* Orbitales S: El orbital s adopta en el espacio la forma esférica como se observa en el gráfico.
* Orbitales p: Los orbitales p adoptan la forma de lóbulos unidos por sus vértices. Tienen 3 orientaciones distintas, una en cada eje, x, y, z, como se observa en los gráficos.
Py Pz Px
44
m = -1 m = 0 m = +1
* Orbitales d y f: Estos orbitales son mas complejos ya que los orbitales d son 5 (d1, d2, d3, d4, d5) y
los orbitales f son 7 (f1, f2, f3, f4, f5, f6, f7).
Los orbitales se representan por medio de círculos o cuadrados y para representar a los
electrones se emplean flechas.
Electrón con giro positivo Un orbital lleno o saturado
Electrón con giro negativo Un orbital a medio llenar
Dos electrones con giro opuesto Un orbital vacíoPara el llenado de los orbitales hay que tomar en cuenta las siguientes reglas:
* Principio de Exclusión de Pauli (1925):. Este principio dice que en un átomo no pueden
encontrarse 2e- con los cuatro números cuánticos iguales, es decir que solo pueden haber 2e - con
Spin contrario en un mismo orbital.
* Regla de Hund o de la Máxima Multiplicidad:. Cuando hay disponibles orbitales de energía
idéntica, los e- tienden a ocupar los orbitales de uno en uno y no por pares, es decir que en un
mismo subnivel no hay orbitales llenos mientras haya orbitales vacíos.
CONFIGURACION ELECTRONICA DE LOS ATOMOS
La configuración electrónica es una forma resumida de señalar los números cuánticos que tienen
los electrones de un átomo.
Los electrones tienden a ocupar orbitales de energía mínima. A partir de un diagrama de niveles
energéticos es posible establecer la secuencia con la que se llenan los orbitales y tomando en cuenta
el principio de Pauli y la regla de Hund.
45
↑ ↓
↑
1s
2s 2p
3s 3p 3d
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d
7s 7p
Ejemplos: 3s22 capa o nivel 3, subnivel s o l = 0 y 2 electrones6d1010 capa o nivel 6, subnivel d o l = 2 y 10 electrones
número cuántico principal 3p4 4 electrones
subnivel p
Distribución electrónica del átomo de sodio y potasio.
Na (sodio) K (potasio)Z = 11 Z = 19
1s2, 2s2, 2p6, 3s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s1
2 8 1 = 11e- __ 2 8 8 1 = 19e-
1s2 2s2 3s1 1s2 2s2 3s2 4s1
2p6 2p6 3p6
Determine los 4 números cuánticos del sexto electrón del hierro (Fe)
Z = 26 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d6
2 8 14 2 = 26e- n = 2 1s2 2s2 3s2 4s2 l = 1
2p6 3p6 ml = 0 3d6 ms = +1/2
-1 0 +1
46
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
* Se dice que cualquier átomo que tenga un número impar de e- es paramagnético ya que se
necesita tener un número par de e- para completar su apareamiento. Estas sustancias son atraídas por
un imán. Por ejm: El Li es paramagnético por tener 1e- desapareado.
Litio Z = 3 1s2, 2s1
* En cambio los átomos que tienen un número par de electrones pueden se diamagnéticos o
paramagnéticos. El He es diamagnético en su estado fundamental por tener 2e- apareados.
Berilio Z = 2 1s2
CLASIFICACION PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Tabla Periódica: Es uno de los instrumentos más útiles de que dispone el investigador, en ella se
encuentra la mas variada información como es el número atómico, masa atómica, valencia, carácter
metálico, no metálico, distribución electrónica, etc.
Los 118 o más elementos han sido clasificados a base de los mas diversos criterios por los
investigadores. Mas de la mitad de elementos que se conocen en la actualidad fueron descubiertos
entre los años 1800 a 1900.
Un periodo aproximadamente de 50 años (1820-1870) ha demorado su actual configuración.
Algunos de los científicos que contribuyeron en su estudio son:
1.- Döbereiner (ley de las triadas) 1829.
47
↑ ↓ ↑
↑ ↓
2.- Newlands (ley de las octavas) 1864.
3.- Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1869).- Es el creador de la Moderna Clasificación Periódica de
los elementos químicos. Este famoso químico Ruso clasificó a los elementos químicos conocidos en
su época, en orden creciente de peso atómico, pero tomando en cuenta a la vez sus propiedades
químicas las mismas que iban variando periódicamente. Su tabla incluyó 66 elementos que conocía
en su época.
4.- Meyer (1870).- Realizó estudios similares a los de Mendeleiev y demostró que muchas
propiedades físicas muestran periodicidad con el aumento del peso atómico.
La base científica de la tabla periódica radica en la distribución electrónica de los electrones
en un átomo.
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
CLASIFICACION PERIODICA ACTUAL
La clasificación de la tabla periódica se basa en el número atómico, en la distribución
electrónica, en el nivel mayor de energía.
La ley periódica moderna dice “Las propiedades físicas y químicas de los elementos
químicos son funciones periódicas de sus números atómicos”.
Los elementos están agrupados en orden creciente de sus números atómicos, de los cuales 83
elementos se encuentran en forma natural en la tierra y el resto son artificiales se obtienen por
reacciones nucleares.
Los elementos químicos en la tabla periódica se ubican de la siguiente manera:
48
1.- Hidrógeno2.- Gases Nobles3.- No Metales
Elementos Químicos 4.- Semimetales o metaloidesa) Representativos
5.- Metales b) De transiciónc) De transición interna
Representativos Representativos (bloque s) Transición (bloque p)
(bloque d)
Transición interna (bloque f)
La mayoría de elementos son metales (buenos conductores de calor y electricidad), en cambio
17 son no metales (malos conductores de calor y electricidad) y 8 son metaloides o llamado
semimetales que presentan propiedades intermedias de metales y no metales.
Los elementos químicos en la tabla periódica se los ha colocado en columnas verticales de
elementos conocidos como grupos o familias y en filas horizontales denominados periodos.
Bloques.- El bloque viene dado por el tipo de electrones que tiene el elemento en su último
subnivel. Hay cuatro bloques que son: s, p, d y f.
Períodos: Son las filas horizontales que nos indica el número de niveles de energía, por lo que
existen 7 períodos incluidos los Lantánidos y actínidos.
- El período 1 llamado muy corto que tiene 2 elementos ( H y He)
- El período 2 y 3 llamados cortos que tienen 8 elementos cada uno. El 2 (Li hasta Ne)
3 (Na hasta Ar)
- El período 4 y 5 llamados largos que tienen 18 elementos cada uno. El 4 (K hasta Kr)
5 (Rb hasta Xe)
- El período 6 llamado muy largo que tienen 32 elementos (Cs hasta Lu)
- El período 7 llamado muy largo que tienen el resto de elementos y es incompleto
Cada período empieza con un metal alcalino y termina con un gas raro (ya que cada período
termina con el llenado de niveles.
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PERIODOS Y FAMILIAS
Grupos o Familias: En la tabla periódica se disponen las familias en columnas verticales y se les
designa con números romanos y letras. Cada grupo o familia se caracteriza por presentar
propiedades semejantes.
Los números romanos indica el número de electrones en el último nivel y la valencia del
elemento . Esto se cumple solamente en las familias IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, IB, IIB.
FAMILIAS A
Estos elementos de esta familia son normales o representativos que se caracterizan por tener el
último nivel incompleto y el resto de niveles completos o saturados. El hidrógeno no pertenece a la
familia IA, es huésped.
* Familia IA: Son metales alcalinos (forman álcalis o bases como el NaOH, KOH, etc.), son
blandos, punto de fusión y densidad bajo, bastante reactivos. Tienen 1e - en el último nivel de
energía.
* Familia IIA: Son metales alcalinos térreos, se caracterizan por ser más densos, con puntos de
fusión mas elevados que los alcalinos, no son bastante reactivos y tienen 2e- en el último nivel.
* Familia IIIA o Familia del boro: Son metales excepto el boro que es un típico no metal y tienen
3e- en el último nivel.
* Familia IVA o Carbonoides: Tienen 4e- en el último nivel.
* Familia VA o Nitrogenoides: Tienen 5e- en el último nivel.
* Familia VIA o Anfígenos: Son no metales que tienen 6e- en el último nivel.
* Familia VIIA o Halógenos: Son no metales que tienen 7e- en el último nivel.
* Familia VIIIA o Familia Cero: Constituyen la familia de los gases nobles o raros, formada por
He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Se caracterizan por tener todos los niveles llenos o saturados.
En el último nivel presentan 8e- cumpliendo el octeto electrónico en el último nivel, excepto el
He que solo tiene 2e-.
50
Los gases nobles existen como átomos sencillos en la naturaleza. Se los llama también gases
inertes porque se creía que no son capaces de formar compuestos. No se conocen compuestos del
He, Ne y Ar pero si del Xe y Kr (XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4, XePtF6, etc).
No se combinan entre si (actividad química nula).
FAMILIAS B
Todos los elementos de la familia B son metales de transición. Poseen 2 o 3 niveles de
energía incompletos (en el último, penúltimo y antepenúltimo nivel).
Las familias toman el nombre de los primeros elementos:
* Familia IB o Familia del Cobre: Tienen 1e- en el último nivel.
* Familia IIB o Familia del Cinc: Tienen 2e- en el último nivel.
* Familia IIIB o Familia de Escandio: Aquí tenemos a la serie de los lantánidos y actínidos. Se
caracterizan por tener 2e- en su nivel último.
* Familia IVB o Familia del Titanio: Con 2e- en el último nivel.
* Familia VB o Familia del Vanadio: Con 2e- en su último nivel, a excepción del niobio. Que solo
tiene 1e-.
* Familia VIB o Familia del Cromo: Presentan 1e- a excepción del Wolframio con 2e-.
* Familia VIIB o Familia del Manganeso: Con 2e- en el último nivel.
* Familia VIIIB: Esta familia se divide en 3 subfamilias que son las subfamilias del Fe, Co y Ni.
Todas estas familias tienen 2e- en el nivel último a excepción del Ru, Rh, Pt con 1 solo e - y el Pd
con 0 e- en su último nivel.
Ejercicio:
1.- Indicar: configuración, número atómico, bloque, período, familia y de que elemento se trata, en los elementos A y B cuyos números cuánticos de su último electrón son:
n l ml ms
Elemento A: 2 0 0 -½ Elemento B: 3 1 +1 +½
Elemento A = 2s2 Elemento B = 3p3
0 -1 0 +1
configuración =1s2, 2s2 configuración = 1s2, 2s2, 2p3
Z = 4 Z = 7bloque = s bloque = pperíodo = 2 período = 2familia = IIA familia = VAnombre = berilio nombre = nitrógeno
51
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
VARIACION DE ALGUNAS PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS
Algunas de las propiedades de los elementos químicos que van variando en la tabla periódica
son las siguientes: electronegatividad, carácter metálico, no metálico, energía de ionización, radio
atómico, iónico, afinidad electrónica, etc.
Electronegatividad.- Es la tendencia que tiene un átomo atraer electrones cuando se combina
con otro átomo para formar moléculas.
La electronegatividad carece de unidades y existen algunas escalas arbitrarias de
electronegatividad (E.N). Una de estas escalas es la de Pauling (Premio Nobel 1954) que
considera al flúor el más electronegativo con un valor de 4,0; mientras que el Cesio y el francio
los menos electronegativos con un valor de 0,7.
La electronegatividad aumenta hacia la derecha en un período y diminuye hacia abajo en un
grupo.
Esta propiedad es importante para predecir el tipo de enlace químico en un compuesto, ya que si
la diferencia de E.N es grande se forman compuestos iónicos (metal con no metal), en cambio
los elementos con pequeña diferencia de E.N (dos no metales) tienden a formar enlaces
covalentes.
Electronegatividad de algunos elementos Escala de Pauling
H2,1
He-
Li1
Be1,5
B2
C2,5
N3
O3,5
F4
Ne-
Na Mg Al Si P S Cl Ar
52
0,9 1,2 1,5 1,8 2,1 2,5 3 -K
0,8Ca1
Ga1,6
Ge1,8
As2
Se2,4
Br2,8
Kr3
Rb0,8
Sr1
In1,7
Sn1,8
Sb1,9
Te2,1
I2,5
Xe2,6
Cs0,7
Ba0,9
Tl1,8
Pb1,8
Bi1,9
Po2
At2,2
Rn2,4
Fr0,7
Ra0,9
Carácter metálico.- Un elemento es más metálico cuando tiene mayor tendencia a perder
electrones. Esta propiedad involucra ciertas propiedades como son el: brillo metálico, alta
conductividad calórica y eléctrica, maleabilidad, ductibilidad, etc.
En la tabla esta tendencia disminuye hacia la derecha en un período y aumenta hacia abajo en un
grupo o familia.
El nivel o capa más externa de los metales contiene pocos electrones (tres o menos) en cambio
los no metales tienen cuatro o más electrones.
Los metales tienen bajas electronegatividades, los no metales altas; los metales forman cationes
al perder electrones y forman compuestos iónicos con los no metales; mientras que los no
metales forman aniones al ganar electrones, y forman compuestos covalentes con otros no
metales.
Radio Atómico.- Si al átomo se lo considerara como una esfera, el radio atómico sería la
distancia que existe desde el núcleo y el electrón más externo del átomo. La unidad que más se
utiliza es el Å (amstrong).
El radio atómico depende de lo siguiente:
* La carga positiva del núcleo (atracción núcleo-electrón) y;
* Del número de electrones del último nivel de energía o capa de valencia (repulsión electrón-
electrón).
De manera general en la tabla periódica el radio atómico disminuye hacia la derecha en un
período, y aumenta hacia abajo en un grupo.
El elemento de mayor radio atómico es el Cs con 2,35 Å y el de menor radio atómico es el He
con 0,31 Å.
Esta propiedad permite determinar la facilidad con que un átomo gana o pierde electrones para
formar iones.
53
Radio iónico.- Es la distancia aproximada entre el núcleo y el electrón más externo de un
átomos cuando ha ganado o perdido electrones (es decir de un ión).
Los radios iónicos están relacionados siempre con los radios de los átomos neutros.
Los radios atómicos de los aniones (iones negativos) son más grandes que los átomos cuando
son neutros, en cambio los radios atómicos de los cationes (iones positivos) son más pequeños
que sus átomos neutros. Por ejms:
El Na1+ es más pequeño que el del Na0.
átomo de Na catión Na+
(1,86 Ǻ) (0,95 Ǻ)
El F1- es más grande que el F0
átomo de F anión F-
(0,64Ǻ) (1,36 Ǻ)
Energía de ionización (Ei) o Potencial de ionización.- Es la cantidad de energía mínima que
se requiere para arrancar un electrón a un átomo gaseoso neutro y formar un ión positivo.
Lio(g) - 1e- + 520 kJ/mol Li+
(g) Ei = +
La energía de ionización del litio es de 520 kJ/mol (energía de ionización primaria), pero si se
arranca un segundo electrón se habla de una Ei secundaria o un tercer electrón Ei terciaria, así
sucesivamente. Mientras esto ocurre sus valores de energía aumentan considerablemente.
Li+(g) - 1e- + 7290 kJ/mol Li++
(g) Ei = +
Li++(g) - 1e- + 11815 kJ/mol Li+++
(g) Ei = +
Los valores de la energía de ionización determinados experimentalmente para los elementos de
la tabla periódica, son siempre positivos, ya que existe siempre un gasto o consumo de energía en el
proceso.
La energía de ionización está relacionada con el tamaño atómico, por lo que a mayor radio
menor es la Ei. El elemento de máxima Ei es el He con 2372 kJ/mol y el de mínima es el Cs con
377 kJ/mol.
54
A medida que el e- está más lejos del núcleo, la atracción (núcleo-electrón) es menor y por lo
tanto, la energía de ionización es menor.
Las energías de ionización pequeña indican que los e- se arrancan con facilidad.
A medida que el e- está más lejos del núcleo, la atracción (núcleo-electrón) es menor y por lo
tanto, la energía de ionización es menor.
La Ei depende de:
a) La fuerza de atracción efectiva entre el núcleo y el electrón más externo que se trata de
arrancar.
b) También interviene la fuerza de repulsión entre los electrones y el denominado;
c) Efecto de pantalla, que es el obstáculo que presenta las capas electrónicas internas (niveles
de energía) que impide una buena atracción entre el núcleo y los electrones de valencia.
La Ei aumenta hacia la derecha en un período y disminuye hacia abajo en un grupo.
A mayor Ei el efecto de pantalla es menor y a menor Ei el efecto de pantalla es mayor.
Existen ciertes excepciones. Por ejemplo en los grupos IIA y IIIA (Be y B), el grupo VA
y VIA (N y O), en estos casos la Ei disminuye en ves de aumentar.
Be = 1s2, 2s2 B = 1s2, 2s2, 2p1
Afinidad electrónica (AE).- Es la variación de la energía asociada a la ganancia de un electrón
por un átomo gaseoso neutro para formar un anión (ión negativo). Esta energía se libera o se
gasta puede ser positiva o negativa (reacción endotérmica o exotérmica, respectivamente). De
acuerdo a los criterios termodinámicos es negativa la energía que se libera y positiva la energía
que se gasta. A diferencia de la energía de ionización es que esta siempre es positiva (Ei +).
Fo(g) + 1e- F-
(g) + 328 kJ/mol AE = -
F-(g) - 1e- + 328 kJ/mol Fo
(g) AE = +
55
↑ ↑ ↓ ↑ ↓
También se puede considerar una AE secundaria, terciaria, etc. si se agrega un segundo o
tercer electrón.
Oog) + 1e- O-
(g) + 141 kJ/mol AE = -
O-(g) + 1e- + 780 kJ/mol O--
(g) AE = +
Todos los elementos tienen AE2 positivas al agregarle un segundo electrón, ya que la
repulsión entre ellos hace que siempre se gaste energía para formar el anión con dos cargas
negativas.
Un valor positivo de la afinidad electrónica indica que el anión tiene una menor energía que
el átomo neutro y por tanto más favorable. Como ocurre con la energía de ionización, en cambio un
valor negativo indica que el anión tiene una mayor energía que el átomo neutro.
El elemento de mayor AE positiva es el Be con 241 kJ/mol, mientras que el de mayor AE
negativa es el Cl con –348 kJ/mol.
Esta propiedad de la AE es difícil de medir, ya que hay variación a lo largo de la tabla
periódica. Sin embargo la AE de los elementos se hace más negativa hacia la derecha en un período,
y hacia arriba en una familia, aunque hay excepciones en los grupos IIA y VA de la tabla periódica.
Valencia.- Es la capacidad que tienen los átomos o radicales para combinarse (ganar, perder o
compartir electrones) y formar moléculas completas.
En la tabla periódica el número romano en las familias A, indican los electrones del último nivel
de energía o llamados electrones de valencia. Estos electrones son los que determinan las
propiedades químicas de un elemento, ya que pueden ser perdidos, ganados o compartidos.
Ei, electronegatividad y A.E aumenta (generalmente) radio atómico, iónico y carácter metálico disminuye
IA VIIIA
56
H1 IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
He2
Li3
Be4
B5
C6
N7
O8
F9
Ne10
Na11
Mg12 IIIB IVB VB VIB VIB
VIIIB IB IIB
Al13
Si14
P15
S16
Cl17
Ar18
K19
Ca20
Sc21
Ti22
V23
Cr24
Mn25
Fe26
Co27
Ni28
Cu29
Zn30
Ga31
Ge32
As33
Se34
Br35
Kr36
Rb37
Sr38
Y39
Zr40
Nb41
Mo42
Tc43
Ru44
Rh45
Pd46
Ag47
Cd48
In49
Sn50
Sb51
Te52
I53
Xe54
Cs55
Ba56
La*57-71
Hf72
Ta73
W74
Re75
Os76
Ir77
Pt78
Au79
Hg80
Tl81
Pb82
Bi83
Po84
At85
Rn86
Fr87
Ra88
Ac**89-103
Rf104
Db105
Sg106
Bh107
Hs108
Mt109
Ds110
Rg111
Da112
Tf113
Uuq114
Uup115
Uuh116
Uus117
Ob118
ENLACES QUIMICOS
Toda molécula está formada por la unión de átomos, los cuales se encuentran unidos
mediante enlaces químicos, que son fuerzas de atracción que mantienen unidos a los átomos.
Hay varios tipos de enlaces químicos.
- Iónico o electrovalente - Simple
- Doble - Triple
Clases de enlace - Covalente - Coordinado o dativo- Polar - No polar
- Metálico- Fuerzas de Van der Waals- Puente de hidrógeno- Fuerzas de London
- Enlace iónico o electrovalente.- Se produce cuando se unen átomos metálicos con no
metálicos. Este enlace se da entre átomos de baja energía de ionización que se unen con átomos
de baja afinidad electrónica, es decir los metales del grupo IA, IIA con no metales del grupo
VIA y VIIA.
En este enlace se da una transferencia de electrones es decir que un átomo neutro pierde
electrones y otro gana electrones.
57
En este tipo de enlace los átomos al ganar o perder electrones se transforman en iones.
La sustancias que están formado por enlaces iónicos generalmente son sólidos, duros, con alto
punto de fusión y ebullición, en solución son conductores de electricidad (electrolitos).
Ión.- Es un átomo o grupo de átomos cargados eléctricamente. Cuando el átomo o grupo de átomos
tiene carga positiva se denominan cationes y cuando tienen carga negativa se denominan aniones.
Ejm: cationes aniones
Na+ Cl-
NH4+ (ClO)-
Durante la combinación química los átomos tienden a alcanzar una configuración estable
llamada el “octeto electrónico”.
Octeto electrónico.- Cuando un átomo tiene un número de 8 electrones en su último nivel se dice
que esta lleno o saturado, a esto se lo conoce como octeto electrónico. Aunque existen ciertos
átomos que no cumplen la regla del octeto, como son:
- Moléculas con menos de 8 e-. Por ejm: BeCl2, BF3, AlCl3, etc.
- Moléculas con más de 8 e-. Por ejm: PF5, SF6, XeFe, etc.
- Moléculas que tienen un número impar de electrones. Por ejm: NO, NO2, ClO2, etc.
Símbolos de Lewis.- Son puntos, equis, etc que representan a los electrones de valencia que son los
electrones del último nivel de energía y que pueden ser ganados, perdidos o compartidos. Los
símbolos de Lewis se representan para los compuestos formados por los elementos de los bloques s
y p.
Sodio Z = 11 Cloro Z = 17
1s2, 2s2, 2p6, 3s1 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p5 1s2, 2s2, 2p6 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6
11p+ 11e- = 0 17p+ 17e- = 0 11p+ 10e- = 1+ 17p+ 18e- = 1-
Naº + Clº → Na+Cl-
Cuando la diferencia de electronegatividad entre dos átomos es igual o mayor que 1,7 se
considera como enlace iónico, tal como se indica en la figura.
58
Enlace covalente.- Se presenta cuando se combinan el hidrógeno con un no metal o entre 2 no
metales. Como ambos son electronegativos ninguno gana electrones, por lo tanto comparten sus
electrones para completar el octeto electrónico.
Los compuestos con enlaces covalentes son líquidos o gases que no siempre se disuelven en
agua y tampoco son conductores de electricidad, excepto en algunos casos son electrolitos
débiles.
El enlace covalente se clasifica en 2 grupos:
1. De acuerdo al número de electrones compartidos.- Estos son simple, doble, triple y dativo
o coordinando.
a) Enlace covalente simple.- Se forma cuando los átomos comparten un par de electrones.
H* + *H H: H H2
b) Enlace covalente doble.- Cuando entre los 2 no metales comparten 2 pares de electrones.
OC + O C O CO2
O
c) Enlace covalente triple.- Cuando entre los 2 no metales comparten 3 pares de electrones.
N + N N N N2
CH + H C N HCN
N
Enlaces covalentes
59
d) Enlace covalente coordinado o dativo.- Se produce cuando uno solo de los átomos aporta con
2 electrones y el otro no aporta con ninguno.
+ . . . .H O H + H+ → H O H H3O+
. . . .
H
H H +
H O : + H+ → H N: H NH4+
H H
molécula de SO3
(el O no aporta con e- y el S aporta 2e- con cada O)2. De acuerdo a la polaridad.- Estos son polar y apolar.
a) Enlace covalente polar.- Se forma cuando se unen átomos de diferente electronegatividad en
donde el más electronegativo se adueña del par compartido formando una molécula con un extremo
de carga relativamente negativa y el otro positivo. Ejm: En la fórmula HF, HCl, etc
b) Enlace covalente no polar.- Se forma cuando los átomos enlazados son de la misma
electronegatividad, es decir que son 2 átomos del mismo elemento que comparten por igual los 2
electrones de enlace. Ejm: H2, N2, etc.
Las fuerzas de atracción que intervienen en el enlace covalente también son de naturaleza
electrostática (como en el caso del iónico).
Los electrones que comparten deben tener diferente Spin que originan una atracción de tipo
energético y que forma una molécula estable cuya energía es menor que los átomos aislados.
Ejms:
O 1s2 2s2 2p4
O 1s2 2s2 2p4 O2
+ →Otro ejm:
60
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
↑ ↓ ↑ ↑
↑ ↓ ↑ ↑ ↑↓
↑↓
H 1s1
F 1s2 2s2 2p5 HF
Al enlace covalente polar se le conoce también como iónico parcial.
Momentos dipolares y polaridad de las moléculas.- La totalidad de una molécula puede tener
centros de carga positiva y negativa separados; en dicha molécula se forma un dipolo (dos polos), el
cual se puede simbolizar por medio de una flecha que apunta hacia el polo negativo y la letra δ
(delta) se usa para indicar que la transferencia electrónica no es completa y que existe un cierto
grado de compartición. Ejm:
HCl NH3
δ+ δ-
molécula polar molécula polar µ ≠ 0 µ ≠ 0
Las moléculas diatómicas pueden ser polares o apolares dependiendo de si sus enlaces son
simétricos o asimétricos y de su electronegatividad. Por ejm:
* En el H2 y F2 los enlaces son no polares porque su enlace es simétrico e igual electronegatividad
de sus átomos con momento dipolar μ = 0. Por ejm:
F2
* En el CCl (C–Cl) y BF (B–F) los enlaces son polares por su enlace que es asimétrico y diferente electronegatividad de los átomos con momento dipolar μ ≠ 0. Por ejm:
61
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↓
↑ ↓ ↑ ↓ ↑ ↑↓
↑
En el gráfico se observa que la molécula de HCl es covalente polar ya que la diferenciade electronegatividad entre el H y Cl es menor de 1,7. En donde el par de e- compartidos está más cerca del átomo de Cl por lo que se carga negativamente ya que tiene mayor
tendencia a ganar e- que el H.
Generalmente las moléculas poliatómicas poseen un momento dipolar diferente de cero μ ≠
0 a menos que los diversos enlaces de la molécula estén orientados simétricamente y por lo tanto
cancelen su momento dipolar siendo μ = 0. Por ejm:
El CH3Cl y H2O son moléculas poliatómicas polares con μ ≠ 0 y con enlaces covalentes
polares.
H2O CH3Cl
molécula no polar molécula no polar µ ≠ 0 µ ≠ 0
En cambio el CH4, BF3, CO2 son moléculas poliatómicas no polares con μ = 0, a pesar de estar
formado de enlaces polares, esto debido a la forma simétrica de la molécula que hace que los
momentos de los enlaces se anulen.
BF3 CCl4
molécula no polar molécula no polarµ = 0 µ = 0
62
Entre otros tipos de enlace tenemos el enlace metálico, puentes de hidrógeno, fuerzas de
Van der Waals, fuerzas de London, etc.
Enlace metálico
En un enlace metálico, los electrones de enlace están deslocalizados en una estructura de
átomos. En contraste, en los compuestos iónicos, la ubicación de los electrones enlazantes y sus
cargas es estática. Debido al libre movimiento de los electrones, se tienen las propiedades metálicas
de conductividad, ductilidad y dureza.
Las fuerzas intermoleculares
Además de las fuerzas que mantienen unido a los átomos para formar moléculas (fuerzas
intramoleculares), también existen unas fuerzas que mantienen unidas las moléculas, estas fuerzas
se llaman intermoleculares o fuerzas de Van der Waals.
Estas fuerzas intermoleculares permiten que las moléculas se mantengan asociadas y son fuerzas
más débiles que las intramoleculares. Cuando las fuerzas intermoleculares son muy débiles la
sustancia es gaseosa y, a medida que éstas aumentan, las sustancias serán líquidos o sólidos.
La intensidad de estas fuerzas determinan los puntos de fusión y ebullición de la sustancias,
como también la dureza y en la solubilidad de las sustancias.
Las fuerzas intermoleculares, pueden ser:
a) Fuerza dipolo-dipolo
b) Fuerzas de London
c) Fuerzas de dipolo inducido o puentes de hidrógeno
Enlace metálico Puente de hidrógeno
63
FORMAS DE LAS MOLÉCULAS
La forma que adopta una molécula en el espacio es de suma importancia en la química,
muchas propiedades que presenta una molécula depende del arreglo espacial de los átomos que
forman dicha molécula. Existen 3 teorías aceptadas en la actualidad que nos permiten predecir la
estructura y propiedades de las moléculas. Estas teorías son: teoría de la repulsión de pares de
electrones del nivel de valencia (TRPENV), la teoría del enlace de valencia (TEV) y la teoría del
orbital molecular (TOM).
1.- La TRPENV dice que los pares de electrones se distribuyen alrededor de un átomo central, de
modo que existe la máxima separación entre ellos.
2.- La TEV supone que los electrones de una molécula ocupan orbitales atómicos de los átomos
individuales y considera la unión de los átomos a partir de la superposición o traslape de los
orbitales atómicos.
3.- La TOM propone la formación de orbitales moleculares a patir de orbitales atómicos y que los
electrones ya no pertenecen a los átomos, sino a la molécula en su conjunto.
Ninguna teoría explica perfectamente todos los aspectos del enlace químico.
A continuación explicaremos una de las teorías que explica como se forman las moléculas.
(TRPENV) Teoría de la repulsión de pares de electrones del nivel de valencia
De acuerdo a esta teoría ciertos electrones son definidos como PEA (pares de electrones
estereoactivos) que son los electrones de la capa o nivel de valencia que determinan la forma
tridimensional de la molécula.
Para encontrar el número de pares de electrones estereoactivos se toma en cuenta lo
siguiente:
Un PEA es:
1.- Cualquier conjunto de electrones que enlaza un átomo periférico con el átomo central, es decir
cualquier enlace simple, doble, triple o resonante.
2.- Cualquier par de electrones solitarios que en la capa de valencia rodea al átomo central.
64
Al representar los electrones en los átomos de un compuesto espacialmente se toma en
cuenta lo siguiente:
Geometría electrónica.- Es la forma en que se distribuyen los PEA (pares estereoactivos)
alrededor del átomo central.
Geometría molecular.- Es la distribución de los átomos que rodean al átomo central y que
determinan la forma de la molécula.
Ejemplos:
1.- Determinar la geometría electrónica y molecular de la molécula de agua, amoníaco y metano (H2O, NH3 y CH4)
HH -- O -- H H -- N -- H
H -- C -- H H
H
agua amoníaco metano
Las tres moléculas tienen la misma geometría electrónica ya que las tres tienen un átomo
central con 4 PEA y son de geometría tetraédrica, en cambio la geometría molecular es diferente,
siendo el agua H2O (angular), el amoníaco NH3 (piramidal triangular) y el metano CH4 (tetraédrica).
Esto es debido a que tienen el agua 2, el amoníaco 1 y el metano 0 pares solitarios alrededor
del átomo central y porque los átomos periféricos unidos al central son 2, 3 y 4 respectivamente.
Geometría electrónica con PEA
Número de PEA Acomodo de PEA Geometría electrónica Angulo Ejemplo
65
Geometría molecular con pares solitarios de electrones
Número de pares de electrones (PEA)
Número de paressolitarios de electrones
Forma de la molécula Ejemplo
3 1 Forma de V SnCl2
4
0 Tetraédrica regular CH4
1 Pirámide triangular NH3
2 Forma de V H2O
5
1 Tetrahedra irregular SF4
2 Forma de T ClF3
3 Lineal ICl2
6 1 Piramidal cuadrada IF5
2 Planar cuadrada ICl4
VALENCIA Y NUMERO DE OXIDACIÓN
66
BeCl2
BeCl3
CCl4
PCl5
SF6
Valencia.- Es la capacidad que tiene un átomo o grupo de átomos para combinarse con otros
átomos. La valencia se representa con un número que indica la cantidad de enlaces formados. Por
ejm: Na = 1 (un enlace), Ca = 2 (dos enlaces)
Estado o número de oxidación.- Es la carga eléctrica que parece tener un átomo cuando forma un
compuesto. La carga eléctrica se da cuando el átomo gana, pierde o comparte electrones. Por ejm:
Na = + o 1+, Ca = ++ o 2+
En la mayoría de los casos, coincide el valor de la valencia con el número de oxidación. Por
ejm: El calcio tiene un número de oxidación de 2+ y su valencia es 2 (indica que el calcio perdió 2e -
y forma 2 enlaces).
PRINCIPALES VALENCIAS Y NUMEROS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
METALES DE NUMERO DE OXIDACION FIJAMonovalentes
1+Divalentes
2+Trivalentes
3+Tetravalentes
4+Hexavalentes
6+Li = litioNa = sodioK = potasioRb = rubidioCs = cesioFr = francioAg = plata
Be = berilioMg = magnesioCa = calcioSr = estroncioBa = barioRa = radioZn =cincCd = cadmio
Al = aluminioSc = escandioGa = galioY = itrioLa = lantano
Ti = titanioZr = zirconioHf = hafnioOs = osmio
U = uranioMo = molibdenoW = wolframio
METALES DE NUMERO DE OXIDACION VARIABLEMono y
Divalentes1+,2+
Mono y Trivalentes
1+,3+
Di y Trivalentes
2+,3+
Di y Tetravalentes
2+,4+
Tri y Tetravalentes
3+,4+
Tri y Pentavalentes
3+,5+Cu = cobreHg = mercurio
Au = oroTl = talio
Fe = hierroCr = cromoMn = manganesoCo = cobaltoNi = níquel
Pb = plomoSn = estañoPt = platinoPd = paladio
Ce = cerioPr = praseodimio
Nb = niobioBi = bismuto
NO METALES
ValenciaCovalencia
Halógenos1-
1+,3+,5+,7+
Calcógenos2-
4+,6+
Nitrogenoides3-
3+,5+
Carbonoides4-4+
Familia del boro3-3+
F = flúorCl = cloroBr = bromoI = yodo
S = azufreSe = selenioTe = teluro
N = nitrógeno P = fósforoAs = arsénicoSb = antimonio
C = carbonoSi = silicioGe = germanio
B = boro
Nota: En el caso del flúor solo tiene un número de oxidación de 1–. El azufre además de 4+,6+
también tiene 2+, el nitrógeno además de 3+, 5+ también tiene 1+, 2+ y 4+. El carbono además de
4+ tiene también 2+.
Excepciones:
67
El H (hidrógeno) siempre tiene un número de oxidación de 1+, solo en los hidruros metálicos
tiene 1-
El O (oxígeno) siempre tiene 2-, solo en los peróxidos tiene 1-.
El Mn (manganeso) también tiene 4+, 6+, 7+ cuando forma anhídridos u óxidos ácidos.
El Cr (cromo) también tiene 6+ cuando forma anhídridos u óxidos ácidos.
El V (vanadio) tiene 5+ cuando forma anhídridos u óxidos ácidos.
El NH4+ (amonio) no es elemento, es un ión y tiene un número de oxidación de 1+.
El CN- (cianuro) no es elemento, es un ión con número de oxidación de 1-.
NOMENCLATURA QUÍMICA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
La nomenclatura es un conjunto de reglas y normas establecidos por los Congresos
Internacionales de Química (IUPAC), que nos sirve para dar nombres racionales y representar a los
compuestos mediante símbolos y fórmulas químicas.
Fórmula Química.- Es la representación abreviada de la composición cualitativa y cuantitativa de
una sustancia.
Las fórmulas químicas se pueden representar de diferentes maneras:
1.- Fórmulas globales o moleculares.- Nos indica el número exacto y la clase de átomos que están
formando la molécula. Ejm:
H2O Ca(OH)2
2.- Fórmulas desarrolladas o estructurales.- Nos indica detalladamente la constitución de la
molécula y la manera como están dispuestos los átomos y el tipo de enlace químico entre ellos.
Ejm:
H–O–H O–H
Ca
O–H
3.- Fórmulas semidesarrolladas.- Indica los enlaces importantes entre grupos atómicos
característicos. Ejm:
H–OH OHCa
OH
68
4.- Fórmulas electrónicas.- Se representan con símbolos de Lewis (son puntos, equis o asteriscos
que representan los electrones de valencia que intervienen en el enlace o unión de los átomos para
formar la molécula). Ejm:
. .
H : O : H . O : H
· · Ca : . . O : H
Una fórmula química puede constar de:
- Subíndice.- El subíndice es el número que se escribe en la parte inferior derecha del elemento y
nos indica el número de átomos dentro de la molécula. Ejm:
H2SO4 Al(OH)3
subíndices subíndices
- Coeficientes.- Es el número que va al inicio del compuesto y nos indica el número de
moléculas. El coeficiente afecta a toda la molécula. Ejm:
5H2SO4 2Al(OH)3
coeficiente coeficiente
- Paréntesis o corchetes.- Se usan para cerrar grupos atómicos que se repiten en la fórmula
molecular. Ejm:
Ca(NO3)2 Al(OH)3
Para representar e identificar las fórmulas químicas se emplean los siguientes sistemas de
nomenclatura:
Sistema tradicional - Nombre tradicional CO2 anhídrido carbónico
Sistema IUPAC - Nombre lectura CO2 dióxido de carbono
- Notación Stock CO2 óxido de carbono (IV)
Alfred Stock químico alemán (1876-1946).
69
CLASIFICACION DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
- Oxidos básicos o metálicos
- Oxidos ácidos - de metales
- de no metales
- Oxigenados - Oxidos neutros
- Oxidos salinos o compuestos
- Peróxidos
- Hidruros metálicos
- Binarios - Hidruros no metálicos del grupo VIIA y VIA
- Hidrogenados o Acidos hidrácidos
- Hidruros no metálicos del grupo VA, IVA y IIIA
o Compuestos especiales
- Sales halógenas neutras
- No Hidrogenados - Haluros metálicos
- Haluros no metálicos
Clasificación - Hidróxidos o bases
- Hidrogenados - Acidos oxácidos
- Oxigenados - Sales halógenas básicas
- No Hidrogenados - Oxisales neutras
- Ternarios
- Hidrogenados - Sales halógenas ácidas
- No Oxigenados
- No Hidrogenados - Sales halógenas dobles
- Sales halógenas mixtas
- Tio, seleno y teluroácidos
- Hidrogenados - Oxisales Acidas
- Oxigenados - Oxisales Básicas
- Cuaternarios
- No Hidrogenados - Oxisales dobles
- Oxisales Mixtas
70
OXIDOS BÁSICOS O METALICOS
Son compuestos binarios oxigenados que están formados de la combinación entre un metal
con el oxígeno.
Toman la denominación de óxidos básicos porque muchos de ellos al reaccionar con el agua
forman hidróxidos o bases y otros tienen propiedades básicas en las reacciones químicas.
Nota: En estos compuestos el oxígeno siempre tiene un número de oxidación de 2-.
Formación de los óxidos básicos
Se coloca el símbolo de cada elemento con su respectivo número de oxidación, los mismos que se intercambian quedando como subíndices sin signo y si hay como se simplifican los subíndices.
Na1+O2- Ca2+O2- Os4+O2- Al3+O2-
Na2O CaO OsO2 Al2O3
Nomenclatura de los óxidos básicos:
1.- Sistema tradicional.- De acuerdo a este sistema el nombre se da de la siguiente manera:- Oxido- de- Nombre del metal
Notas:
* Cuando el metal es de estado de oxidación variable se emplea la terminación oso para la menor valencia y la terminación ico para la mayor valencia. Ejm.* En el caso de algunos metales se emplea el nombre que procede del latín, como es en el caso de los siguientes elementos:
hierro = ferrum
cobre = cuprum
oro = aurum
plomo = plunbum
estaño = estannum
Na2O óxido de sodio FeO óxido ferroso
CaO óxido de calcio Fe2O3 óxido férrico
Al2O3 óxido de aluminio PbO óxido plumboso
TiO2 óxido de titanio PbO2 óxido plúmbico
71
2.- Nombre lectura.- El nombre se da de la siguiente manera:- Oxido (utilizando prefijos de cantidad como mono, di, tri, tetra, etc.)- de- Nombre del metal (utilizando prefijos de cantidad como mono, di, tri, tetra, etc.)
Nota: El prefijo mono se puede omitir, ya que se entiende que es uno. Ejm.
Na2O óxido de disodio FeO óxido de hierro
CaO óxido de calcio Fe2O3 trióxido de dihierro
Al2O3 trióxido de dialuminio PbO óxido de plomo
TiO2 dióxido de titanio PbO2 dióxido de plomo
3.- Notación Stock.- Se utiliza solo para los elementos de número de oxidación variable. Se da así:- Oxido- de- Nombre del metal (acompañado del número de oxidación en números romanos y entre
paréntesis)
FeO óxido de hierro (II)
Fe2O3 óxido de hierro (III)
PbO óxido de plomo (II)
PbO2 óxido de plomo (IV)
Fórmulas desarrolladas
Para realizar la fórmula desarrollada de cualquier compuestos hay que tomar en cuenta lo
siguiente:
* La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos de una molécula es igual a
cero.
* El subíndice indica el número de átomos.
* El número de oxidación indica el número y tipo de enlace que une a los átomos.
Ejemplos:
Na2O Na Al2O3 OO Al
Na OAl O
72
OXIDOS SALINOS O COMPUESTOS
Son compuestos binarios oxigenados que se forman de la unión de 2 óxidos básicos del
mismo metal pero de diferente número de oxidación.
Aquí tenemos a los óxidos salinos del Fe, Cr, Mn, etc.
FeO + Fe2O3 → Fe3O4 óxido salino de hierro Otetraóxido de trihierro Feóxido de hierro (II),(III) O
Fe O
FeO
PERÓXIDOS
Son compuestos binarios oxigenados que están formados de un metal y un grupo peróxo O22-
(unión de 2 oxígenos – O – O –) .
Teóricamente se forman aumentando un oxígeno más a un óxido básico normal. Existen
peróxidos de los elementos de valencia 1+, 2+, ciertos metales de transición y del hidrógeno. Entre
los cuales tenemos el Li, Na, K, Rb, Ag, Sr, Mg, Ra, Cd, Ba, Ca, Zn, H, Cu, Au, etc.
La palabra peróxo significa más oxígeno que un óxido.
Formación y nomenclatura de los peróxidos
Na2O + O → Na2O2 peróxido de sodio Na – O OCa
CaO + O → CaO2 peróxido de calcio Na – O O
H2O + O → H2O2 peróxido de hidrógeno
Au2O + O → Au2O2 peróxido de oro (I)
Al2O3 + O → Al2O6 peróxido de aluminio
Fe2O3 + O → Fe2O6 peróxido de hierro (III)
Ni2O3 + O → Ni2O6 peróxido de níquel (III)
Los subíndices en estos compuestos no se simplifica.En los peróxidos el oxígeno tiene un número de oxidación de 1-.
OXIDOS ACIDOS O ANHÍDRIDOS
Son compuestos binarios oxigenados que están formados de la combinación de un no metal
con el oxígeno.
Se denominan así porque al combinarse con el agua forman ácidos oxácidos u oxoácidos.
73
En estos compuesto el oxígeno tiene un número de oxidación de 2- y el no metal tiene las
covalencias +.
El flúor no forma anhídridos ya que solo tiene número de oxidación de 1-.
Cl5+O2- S6+O2- C4+O2-
Cl2O5 SO3 CO2
Hay que tomar en cuenta que también ciertos metales pueden formar anhídridos, como son:
Mn, Cr, V, etc.
Nomenclatura de los anhídridos
1.- Sistema tradicional. - Anhídrido- Nombre del no metal o metal de excepción (utilizando los prefijos y sufijos como indica el
cuadro)
Cl 1+ hipo-oso S 4+ oso 1+ hipo-oso P 3+ osoBr 3+ oso Se 6+ ico N 3+ oso As 5+ icoI 5+ ico Te 5+ ico Sb 7+ Per - ico
C 4+ osoSi 4+ ico B 3+ ico Mn 6+ ico Cr 6+ ico V 5+ icoGe 7+ Per-ico
Cl2O anhídrido hipocloroso SO2 anhídrido sulfuroso
Cl2O3 anhídrido cloroso SO3 anhídrido sulfúrico
Cl2O5 anhídrido clórico CO2 anhídrido carbónico
Cl2O7 anhídrido perclórico
Nota: El azufre es el único no metal que se nombre con su nombre procede del latín: azufre = sulfurum
2.- Nombre lectura: El nombre se da de la siguiente manera:- Oxido (con prefijos de cantidad di, tri, tetra, etc.)- de- Nombre del metal (con prefijos de cantidad)
Cl2O óxido de dicloro SO2 dióxido de azufre
Cl2O3 trióxido de dicloro SO3 trióxido de azufre
Cl2O5 pentóxido de dicloro CO2 dióxido de carbono
Cl2O7 heptóxido de dicloro
74
3.- Notación Stock:- Oxido- de- Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis)
Cl2O óxido de cloro (I) SO2 óxido de azufre (IV)
Cl2O3 óxido de cloro (III) SO3 óxido de azufre (VI)
Cl2O5 óxido de cloro (V) CO2 óxido de carbono (IV)
Cl2O7 óxido de cloro (VII)
Fórmulas desarrolladas de los anhídridos:
O OSO3 P2O5 O = P
O S O O O = P
O
OXIDOS NEUTROS
Son compuestos binarios oxigenados que se producen en su mayoría por la combustión
incompleta en los automotores, la mezcla de estos gases se denomina smog.
Todos son gases y se denominan así ya que no se combinan con el agua, por lo tanto no
forman ácidos ni bases.
Para estos compuestos solo tenemos la nomenclatura Stock y nombre lectura.
Los números de oxidación que forman estos compuestos son otros diferentes de los
anhídridos:
Cl = 4+ S = 2+ N = 2+,4+ C = 2+
CO monóxido de carbono SO monóxido de azufreÓxido de carbono (II) Oxido de azufre (II)
NO monóxido de nitrógeno NO2 dióxido de nitrógenoOxido de nitrógeno (II) Óxido de nitrógeno (IV)
ClO2 dióxido de cloroOxido de cloro (IV)
75
HIDROXIDOS O BASES
Son compuestos ternarios que se caracterizan por estar formados de un metal y el grupo
hidróxido, hidróxilo u oxidrilo (OH)1-.
Los hidróxidos se caracterizan por ser amargos, tienen tacto jabonoso, neutralizan a los
ácidos y en la escala de pH los hidróxidos tienen valores que van de 7 a 14, siendo el 7 neutro.
Neutralización: Es la combinación de los OH- de una base con los H+ de un ácido para formar
agua.
Escala de pH (potencial de hidrógeno) neutro
Acido H+ Básico o alcalino OH-
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
En el laboratorio se puede reconocer la presencia de una base mediante el uso de
indicadores, entre estos tenemos:
Fenolftaleína da un color que va de rosado a rojo
Papel de tornasol da un color de morado - azul
Heliantina da un color anaranjado - amarillo
Las características principales de un hidróxido se debe a la presencia de los iones OH-1
Formación de los hidróxidos.
- Primera Forma.- Se forman generalmente de la reacción de un óxido básico con el agua. Este
proceso necesita tantas moléculas de agua como número de oxígenos tenga el óxido básico.
Ejm:
Na2O + H2O NaOH
TiO2 + 2H2O Ti(OH)4
Al2O3 + 3H2O Al(OH)3
- Segunda Forma.- Se forma de la reacción directa de ciertos metales alcalinos (IA) y alcalinos
térreos (IIA) con el agua. Ejm:
Na + HOH NaOH + H2
Ca + HOH Ca(OH)2 + H2
HOHEl calcio tiene un número de oxidación de 2+ por lo que necesita 2 OH
El sodio tiene 1+ por lo que necesita 1 OH
- Tercera Forma.- Se forma de la reacción entre el amoníaco con el agua.
NH3 + HOH NH4OH
El NH3 se une al H y forma el radical amonio NH4+
con el agua para formar el hidróxido de
amonio.
76
Directamente.- se puede poner la fórmula del compuesto, colocando solamente el metal y el grupo
OH, e intercambiando sus números de oxidación.
K1+(OH)1- Ca2+(OH)1- Fe3+(OH)1-
KOH Ca(OH)2 Fe(OH)3
Nomenclatura de los hidróxidos:
1.- Sistema tradicional.- Se da de la siguiente manera:- Hidróxido- de- Nombre del metal
Nota: Como en el caso de los óxidos básicos, para los metales de estado de oxidación variable se emplea la terminación oso e ico y algunos nombres del latín. Ejm:
KOH hidróxido de potasio AuOH hidróxido auroso
Be(OH)2 hidróxido de berilio Au(OH)3 hidróxido aúrico
Al(OH)3 hidróxido de aluminio Cr(OH)2 hidróxido cromoso
Os(OH)4 hidróxido de osmio Cr(OH)3 hidróxido crómico
2.- Nombre lectura.- Se da el nombre así:- Hidróxido (utilizando prefijos de cantidad como di, tri, tetra, etc.)- de- Nombre del metal (con prefijos de cantidad di, tri, tetra, etc.)
KOH hidróxido de potasio AuOH hidróxido de oro
Be(OH)2 dihidróxido de berilio Au(OH)3 trihidróxido de oro
Al(OH)3 trihidróxido de aluminio Cr(OH)2 dihidróxido de cromo
Os(OH)4 tetrahidróxido de osmio Cr(OH)3 trihidróxido de cromo
3.- Notación Stock.- Se emplea para los metales de número de oxidación variable.- Hidróxido- de- Nombre del metal (acompañado del número de oxidación en números romanos y entre
paréntesis)AuOH hidróxido de oro (I)
Au(OH)3 hidróxido de oro (III)
Cr(OH)2 hidróxido de cromo (II)
Cr(OH)3 hidróxido de cromo (III)
Fórmulas desarrolladas de los hidróxidosO-H
NaOH Na-O-H Fe(OH)3 Fe ____ O-HO-H
77
ACIDOS OXÁCIDOS U OXOÁCIDOS
Son compuestos ternarios que están formados de hidrógeno, no metal y oxígeno.
Los ácidos se caracterizan por ser agrios, neutralizan a las bases y en la escala de pH tienen
valores que van de 0 a 7, siendo el 7 neutro.
Escala de pH (potencial de hidrógeno)
neutro
Acido H+ Básico o alcalino OH-
0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14
En el laboratorio se puede reconocer la presencia de un ácido mediante el uso de
indicadores, entre estos tenemos:
Fenolftaleína un ácido quita el color a la fenolftaleína
Papel de tornasol da un color de rosado a rojo
Heliantina da un color rojo
Las características principales de un ácido se debe a la presencia del ión H+, llamado
hidrógeno o hidrogenión.
Formación de los Oxoácidos.
Estos ácidos se forman generalmente de la reacción de un óxido ácido con el agua. Este
proceso se coloca primero el hidrógeno, luego el no metal y el oxígeno. Ejm:
Cl2O + H2O HClO
Cl2O3 + H2O HClO2
Cl2O5 + H2O HClO3
Cl2O7 + H2O HClO4
Nomenclatura de los oxoácidos:
1.- Sistema tradicional.- Se da de la siguiente manera:- Acido- Nombre del anhídrido del cual proviene (omitiendo la palabra anhídrido)
Ejemplos:
78
Cl 1+ hipo-oso Cl2O + H2O HClO ácido hipocloroso Br 3+ oso Cl2O3 + H2O HClO2 ácido clorosoI 5+ ico Cl2O5 + H2O HClO3 ácido clórico
7+ Per - ico Cl2O7 + H2O HClO4 ácido perclórico
Nota: El anhídrido del S, Se y Te también pueden combinarse con 2 moléculas de anhídrido (en este caso se emplea el prefijo piro).
S 4+ oso SO2 + H2O H2SO3 ácido sulfurosoSe 6+ ico 2SO2 + H2O H2S2O5 ácido pirosulfurosoTe SO3 + H2O H2SO4 ácido sulfúrico
2SO3 + H2O H2S2O7 ácido pirosulfúrico
1+ hipo-oso N2O + H2O HNO ácido hiponitrosoN 3+ oso N2O3 + H2O HNO2 ácido nitroso
5+ ico N2O5 + H2O HNO3 ácido nítrico
Nota: En el caso de los anhídridos del P, As y Sb, se pueden combinar con 1, 2 y 3 moléculas de agua, originándose 3 ácidos por cada anhídrido.Para nombrarles se emplea los siguientes prefijos: meta = 1 molécula de agua
piro = 2 moléculas de aguaorto = 3 moléculas de agua
El prefijo orto se puede o no omitir.
P 3+ oso P2O3 + H2O HPO2 ácido metafosforosoAs 5+ ico P2O3 + 2H2O H4P2O5 cido pirofosforosoSb P2O3 + 3H2O H3PO3 ácido ortofosforoso o fosforoso
P2O5 + H2O HPO3 ácido metafosfóricoP2O5 + 2H2O H4P2O7 ácido pirofosfóricoP2O5 + 3H2O H3PO4 ácido ortofosfórico o fosfórico
Nota: Los anhídridos del C, Si y Ge pueden combinarse con 2 moléculas de agua y se nombran con el prefijo orto sin omitir el prefijo.
C CO2 + H2O H2CO3 ácido carbónicoSi 4+ ico CO2 + 2H2O H4CO4 ácido ortocarbónicoGe
Nota: El anhídridos del B también se pueden combinar con 1, 2 y 3 moléculas de agua, originándose 3 ácidos.Para nombrarles se emplea los prefijos: meta = 1 molécula de agua
piro = 2 moléculas de aguaorto = 3 moléculas de agua
El prefijo orto se puede o no omitir.
79
También puede formar un ácido al combinarse 2 moléculas de anhídrido con una molécula de agua.
B2O3 + H2O HBO2 ácido metabóricoB 3+ ico B2O3 + 2H2O H4B2O5 ácido pirobórico
B2O3 + 3H2O H3BO3 ácido ortobórico o bórico2B2O3 + H2O H2B4O7 ácido tetrabórico
4+ oso MnO2 + H2O H2MnO3 ácido manganosoMn 6+ ico MnO3 + H2O → H2MnO4 ácido mangánico
7+ Per-ico Mn2O7 + H2O → HMnO4 ácido permangánico
Nota: El anhídrido del Cr puede combinarse también con 2 moléculas de anhídrido.
CrO3 + H2O → H2CrO4 ácido crómicoCr 6+ ico 2CrO3 + H2O → H2Cr2O7 ácido dicrómico
Nota: el anhídrido del vanadio solo se combina con 3 moléculas de agua, y se nombra con el prefijo orto, el mismo que se puede o no omitir:
V 5+ ico V2O5 + 3H2O → H3VO4
- Sistema IUPAC.- Esta se divide en nomenclatura sistemática y sistemática funcional.
1) Nomenclatura Sistemática El nombre se da de la siguiente manera:
- Nombre del no metal que proviene (con el prefijo OXO, la terminación ATO y prefijos de cantidad, también con el número de oxidación del no metal (números romanos y en paréntesis)
- de- Hidrógeno
Nota: El prefijo OXO puede omitirse
P2O3 + H2O → HPO2 dioxofosfato (III) de hidrógenofosfato (III) de hidrógeno
P2O3 + 2H2O → H4P2O5 pentaoxodifosfato (III) de hidrógenodifosfato (III) de hidrógeno
P2O3 + 3H2O → H3PO3 trioxofosfato (III) de hidrógeno fosfato (III) de hidrógeno
P2O5 + H2O → HPO3 trioxofosfato (V) de hidrógenofosfato (V) de hidrógeno
P2O5 + 2H2O → H4P2O7 heptaoxodifosfato (V) de hidrógenodifosfato (V) de hidrógeno
P2O5 + 3H2O → H3PO4 tetraoxofosfato (V) de hidrógenofosfato (V) de hidrógeno
2) Nomenclatura Sistemática Funcional
80
El nombre se da de la siguiente manera:- Acido- Nombre del no metal que proviene (con el prefijo OXO, la terminación ICO y prefijos de
cantidad, también con el número de oxidación del no metal (en números romanos y entre paréntesis)
Nota: El prefijo OXO puede omitirse
S2O3 + H2O → H2SO4 Acido tetraoxosulfúrico (VI)Acido sulfúrico (VI)
Sb2O3 + 2H2O → H4Sb2O5 Acido pentaoxodiantimónico (III)Acido diantimónico (III)
Cl2O + H2O → HClO Acido Oxoclórico (I) Acido clórico (I)
Fórmulas desarrolladas de los oxoácidos
Para realizar las fórmulas desarrolladas de estos compuestos se sigue la siguiente regla:
- Se escribe el símbolo de los hidrógenos, acompañados de un oxígeno cada uno.
- Luego los no metales y finalmente con los oxígenos que sobran.
H2SO4 H4P2O5 H2Cr2O7
H - O O H - O O S P O
H - O O H - O H – O - CrO O
H - O H – O - CrP O
H - O O
Cuadro de claves de los oxoácidos
PIROCl 1+ hipo-oso (111) S 4+ oso (213) (225) 1+ hipo-oso (111) Br 3+ oso (112) Se 6+ ico (214) (227) N 3+ oso (112)I 5+ ico (113) Te 5+ ico (113) 7+ Per – ico (114)
META PIRO ORTO ORTO P 3+ oso (112) (425) (313) CAs 5+ ico (113) (427) (314) Si 4+ ico (213) (414)Sb Ge
META PIRO ORTO TETRA
81
B 3+ ico (112) (425) (313) (247) 4+ oso (213)Mn 6+ ico (214)
7+ Per-ico (114)
DI ORTOCr 6+ ico (214) (227) V 5+ ico (314)
ACIDOS DE ESTRUCTURA ESPECIAL
Existen algunos ácidos cuyos nombres salen de las reglas de la nomenclatura y
frecuentemente son citados. Generalmente se utilizan los nombres usados tradicionalmente.
Ejms:
nombres tradicionales
HCN Acido cianhídrico
HOCN Acido ciánico
HONC Acido fulmínico
HSCN Acido sulfocianhídrico
H4Fe(CN)6 Acido ferrocianhídrico
H3Fe(CN)6 Acido ferricianhídrico
HIDRUROS METALICOS
Son compuestos binarios hidrogenados que están formados de un metal con el hidrógeno.
En estas sustancias el hidrógeno tiene un número de oxidación de 1-.
En la fórmula primero va el metal y luego el H. Ejm:
KH RaH2 AlH3
Nomenclatura de los hidruros metálicos
1.- Sistema tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Hidruro - de- Nombre del metal
82
Nota: Al igual que en los óxidos, se emplea terminación oso e ico para los metales de número de oxidación variable y ciertos nombres en latín.
NaH hidruro de sodio CuH hidruro cuproso
CaH2 hidruro de calcio CuH2 hidruro cúprico
InH3 hidruro de indio SnH2 hidruro estannoso
UH6 hidruro de uranio SnH4 hidruro estánnico
2.- Nombre lectura.- El nombre se da como sigue:- Hidruro (con prefijos de cantidad)- de- Nombre del metal
NaH hidruro de sodio CuH hidruro de cobre
CaH2 dihidruro de calcio CuH2 dihidruro de cobre
InH3 trihidruro de indio SnH2 dihidruro de estaño
UH6 hexahidruro de uranio SnH4 tetrahidruro de estaño
3.- Notación Stock.- Solo para los metales de valencia variable.- Hidruro - de- Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis)
CuH hidruro de cobre (I)
CuH2 hidruro de cobre (II)
SnH2 hidruro de estaño (II)
SnH4 hidruro de estaño (IV)
Fórmulas desarrolladas de los hidruros metálicos
HCaH2 Ca NaH Na – H
H
HIDRUROS NO METALICOS
Los hidruros no metálicos están formados de un no metal y el hidrógeno. Estos se dividen en
dos grupos que son: los del grupo VIIA, VIA y los del grupo VA, IVA, IIIA de la tabla periódica.
83
HIDRUROS NO METALICOS DEL GRUPO VIIA Y VIA DE LA TABLA PERIÓDICAO
ACIDOS HIDRACIDOS
Son compuestos binarios hidrogenados que se forman de hidrógeno y un no metal del grupo
VIIA y VIA de la tabla periódica.
Tradicionalmente se denominan como ácidos hidrácidos ya que estas sustancias al estar
disueltas en agua tienen un carácter ácido.
En estos compuestos primero va el hidrógeno y luego el no metal.
El número de oxidación del hidrógeno en estos compuestos es de 1+ y los no metales tienen
el negativo. Ejm:
No metalesHalógenos Calcógenos (1-) (2-)F, Cl, Br, I S, Se, Te
Ejemplos:HCl H2S
Nota: La fórmula correcta de expresar el ácido fluorhídrico es H2F2 y no HF.
Nomenclatura de los Acidos Hidrácidos:
1.- Sistema Tradicional.- Se da el nombre de la siguiente manera.- Acido- Nombre del no metal con la terminación HÍDRICO
Ejms:HF ácido fluorhídrico H2S ácido sulfhídrico
HCl ácido clorhídrico H2Se ácido selenhídrico
HI ácido yodhídrico H2Te ácido telurhídrico
HBr ácido bromhídrico
2.- Nombre lectura.- Se da de la siguiente manera.- Nombre del no metal con la terminación URO.- de- Hidrógeno
Ejms:
H2F2 fluoruro de hidrógeno H2S sulfuro de hidrógeno
HCl cloruro de hidrógeno H2Se seleniuro de hidrógeno
HI yoduro de hidrógeno H2Te telururo de hidrógeno
HBr bromuro de hidrógeno
84
Fórmulas desarrolladasH
HCl H–Cl H2S SH
HIDRUROS NO METALICOS DEL GRUPO VA, IVA Y IIIA DE LA TABLA PERIÓDICAO
COMPUESTOS ESPECIALES
Son compuestos binarios hidrogenados que se forman de un no metal del grupo VA, IVA y
IIIA de la tabla periódica y el hidrógeno.
Tradicionalmente se denominan como compuestos especiales.
En estos compuestos primero va el no metal y luego el hidrógeno.
El número de oxidación del hidrógeno en estos compuestos es de 1+ y los no metales tienen
el negativo.
No metales
Nitrogenoides Carbonoides Grupo del boro (-3) (-4) (-3)N, P, As, Sb C, Si, Ge B
Ejemplos:NH3 CH4
Nomenclatura de los Compuestos especiales:
- 1.- Sistema Tradicional.- Según esta nomenclatura estos compuestos tienen nombres tradicionales especiales como son:
Ejms:NH3 amoníaco CH4 metano
PH3 fosfamina o fosfina SiH4 silano o silicio metano
AsH3 arsenamina o arsina GeH4 germanano
SbH3 estibamina o estibina BH3 boramina, borano o borina
2.- Nombre lectura.- Se da de la siguiente manera.- Hidruro (con los prefijos de cantidad)- de- Nombre del no metalEjms:
NH3 trihidruro de nitrógeno CH4 tetrahidruro de carbono
PH3 trihidruro de fósforo SiH4 tetrahidruro de silicio
AsH3 trihidruro de arsénico GeH4 tetrahidruro de germanio
SbH3 trihidruro de antimonio BH3 trihidruro de boro
85
Fórmulas desarrolladasH H
NH3 H – N – H CH4 H – C – H
H
HALUROS NO METALICOS
Son compuestos binarios que están formados de la combinación de 2 no metales.
Para la estructura de la fórmula de estos compuestos es necesario recordar el orden de
electronegatividad de los no metales:
Electronegatividad decrecienteF, O, Cl, Br, I, S, Se, Te, H, N, P, As, Sb, C, Si, B
menor electronegatividad
Por ejemplo: el F es el más electronegativo de todos, el S es más electronegativo que todos
pero menos electronegativo que el F, O, Cl, Br y I.
En estos compuestos tenemos que los elementos menos electronegativos se comportan como
metales con número de oxidación positivo y los elementos más electronegativos con número de
oxidación negativos:
En la fórmula primero va el elemento menos electronegativo.
BrCl CS2 CCl4
1.- Nombre lectura.- El nombre se da así:- Nombre del no metal más electronegativo con la terminación URO (y prefijos de cantidad)- de- Nombre del no metal menos electronegativo (con los prefijos de cantidad)
Nota: en este nombre, los prefijos de cantidad también se pueden omitir.Ejms:
CS2 disulfuro de carbono o sulfuro de carbono
CCl4 tetracloruro de carbono o cloruro de carbono
2.- Sistema Stock.- Se emplea cuando el metal es de valencia variable.- Nombre del no metal más electronegativo con la terminación URO- de- Nombre del no metal menos electronegativo (con el número de oxidación en números romanos)
Ejms:
PCl5 cloruro de fósforo (V)
CS2 sulfuro de carbono (IV)
PCl3 cloruro de fósforo (III)
P3N5 nitruro de fósforo (V)
86
Fórmulas desarrolladas
Cl S
CS2 C CCl4 Cl – C – Cl S
Cl
HALUROS METALICOS
Son compuestos binarios que están formados de un metal y un no metal del grupo VA y IVA
de la tabla periódica.
En estos compuestos el metal tiene número de oxidación positivo y el no metal negativo. En
la fórmula primero va el metal y luego el no metal. Ejm.
Ca3P2 K3N1.- Nombre lectura.- El nombre se da así:- Nombre del no metal con la terminación URO (y prefijos de cantidad)- de- Nombre del metal (con los prefijos de cantidad
Nota: en este nombre, los prefijos de cantidad también se pueden omitir.Ejms:
Ca3P2 difosfuro de tricalcio o fosfuro decalcio
K3N nitruro de tripotasio o nitruro de potasio
Al4C3 tricarburo de tetraaluminio o carburo de aluminio
excepción CaC2 dicarburo de calcio o carburo de calcio
2.- Sistema Stock.- Se emplea cuando el metal es de valencia variable.- Nombre del no metal con la terminación URO- de- Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis)
Ejms:Pb3N2 nitruro de plomo (II)
Fe4C3 carburo de hierro (III)
Fórmulas desarrolladas K
K3N K – N – K AlN Al = N
87
RADICALES
IONIZACIÓN DE LOS ÁCIDOS
Casi todos los ácidos inorgánicos o minerales son electrolitos o conductores de segunda
clase, de manera que disueltos en el agua se ionizan o se disocian en iones, es decir que liberan sus
iones.
Ión: es un átomo o grupo de átomos que tienen carga eléctrica, ya sea positiva (catión) o negativa
(anión).
Hay ácidos hidrácidos y oxácidos que solamente pueden liberar un ión, otros 2, 3 etc.
A la parte sobrante de un ácido después de haberse realizado la ionización se llama radical.
La valencia de los radicales está dado por el número de iones hidrógenos liberados.
medio acuoso
HNO3 H1+ + NO31- H2SO4 H1+ + (HSO4)1-
acuoso (HSO4)1- H1+ + (SO4)2-
acuoso
H3PO4 H1+ + (H2PO4)1- (H2PO4)1- H1+ + (HPO4)2- (HPO4)2- H1+ + (PO4)3-
acuoso
HCl H1+ + Cl1- H2S H1+ + (HS)1-
(HS)1- H1+ + S2-
Nomenclatura tradicional de los Radicales:
1.- Todos los nombres de los radicales que provienen de un ácido hidrácido, se da de la siguiente
manera:
- Nombre del no metal con la terminación URO.- Acido (con los prefijos de cantidad, dependiendo del número de H que posea el radical)2.- Los nombre de los radicales que provienen de un oxoácido, se da de la siguiente manera:
- Nombre del oxácido que proviene (cambiando la terminación oso por ito e ico por ato)- Acido (con los prefijos de cantidad, dependiendo del número de H que posea el radical)
Nota: Cuando el radical no posea H, se omite la palabra ácido.
HBr H1+ + Br1- Radical bromuroH2Te H1+ + (HTe)1- Radical telururo ácido(HTe)1- H1+ + Te2- Radical telururo
HClO H1+ + (ClO)1- Radical hipoclorito
H2SO4 H1+ + (HSO4)1- Radical sulfato ácido(HSO4)1- H1+ + (SO4)2- Radical sulfato
88
H3PO4 H1+ + (H2PO4)1- Radical fosfato diácido(H2PO4)1- H1+ + (HPO4)2- Radical fosfato ácido(HPO4)2- H1+ + (PO4)3- Radical fosfato
SALES
Las sales se obtienen en el laboratorio de diferente manera:
1.- De la reacción directa entre un metal con un ácido (que puede ser hidrácido u oxácido).
Mg + HCl MgCl2 + H2
Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O
2.- De la neutralización total o parcial entre una base con un ácido hidrácido u oxácido.
NaOH + HCl H2O + NaCl
KOH + H2SO4 H2O + K2SO4
Neutralización.- Es la unión de los OH1- de una base con los H1+ de un ácido para formar agua (en
la neutralización total, no sobra en la fórmula de la sal ni OH ni H, en cambio en la neutralización
parcial puede sobrar en la fórmula del compuesto ya sea OH o H).
Tipos de sales
Las sales en si son similares, pero se diferencian en el tipo de ácido que los origina: si el
ácido es hidrácido, la sal es haloidea o halógena, en cambio si el ácido que lo origina es oxácido, se
forma una oxisal. Tanto las sales haloideas como oxisales pueden ser: neutras, ácidas, básicas,
dobles y mixtas.
SALES HALOIDEAS O HALOGENAS NEUTRAS
Estas sales son compuestos binarios que están formados de un metal con un no metal del
grupo VIA y VIIA de la tabla periódica.
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y del no metal con su respectivo número de
oxidación y se intercambia (si hay como se simplifica).
Nota: El metal tiene número de oxidación + y el no metal -.
Cloruro de litio cloruro plúmbico sulfuro cúpricoLi1+Cl1- Pb4+Cl1- Cu2+S2-
89
LiCl PbCl4 CuS
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un
ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
Cl
Al + Cl 3H2O +
Cl
cloruro de aluminio
Al(OH)3 + 3HCl 3H2O + AlCl3
Na + S 2H2O +
Na
sulfuro de sodio
2NaOH + H2S 2H2O + Na2S
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre del no metal con la terminación URO.- De- Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
CaF2 fluoruro de calcio NH4Br bromuro de amonio
FeBr2 bromuro ferroso Au2Se3 seleniuro aúrico
2.- Nomenclatura IUPAC.- Para dar el nombre lectura y IUPAC, se siguen las mismas reglas que en la tradicional, pero empleando prefijos de cantidad (lectura) y números romanos y entre paréntesis (Stock).
FeBr3 tribromuro de hierro Co2Se3 triseleniuro de dicobalto
bromuro de hierro (III) seleniuro de cobalto (III)
Fórmulas desarrolladasLi
NaCl Na – Cl Li2Se SeLi
SALES HALOGENAS ACIDAS
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de un metal con Hidrógeno y anión
del S, Se y Te.
90
OH
OHOH
H
H
H
Cl
Al
Cl
Cl
OH
OH
H
H
Na S
Na
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y del radical del ácido hidrácido (con el número de
hidrógenos pedidos) con sus respectivos números de oxidación, se intercambia (si hay como se
simplifica).
Sulfuro ácido de potasio telururo ácido mángánico sulfuro ácido cromoso
K1+(HS)1- Mn3+(HTe)1- Cr2+(HS)1-
KHS Mn(HTe)3 Cr(HS)2
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un
ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar H por cada ácido).
Li + Se H2O +
H
seleniuro ácido de litioLiOH + H2Se H2O + LiHSe
HTe
Fe + 2H2O +
TeH
telururo ácido ferroso Fe(OH)2 + 2H2Te 2H2O + Fe(HTe)2
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre del no metal con la terminación URO.- Acido - Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.NH4HSe seleniuro ácido de amonio Cr(HS)2 sulfuro ácido cromoso
KHS sulfuro ácido de potasio Mn(HTe)3 telururo ácido mangánico
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera- Hidrógeno (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de hidrógenos pedidos).- Nombre del no metal con la terminación URO.- De- Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es de
valencia variable).NH4HSe hidrógeno seleniuro de amonio Cr(HS)2 hidrógeno sulfuro de cromo (II)
KHS hidrógeno sulfuro de potasio Mn(HTe)3 hidrógeno telururo de manganeso (III)
Fórmulas desarrolladas
91
OH
H Li
H
Se
OH
OH
H
H
H
H
TeH
Te
Fe
HNaHS Na Cr(HS)2 S
S CrH S
H
SALES HALOGENAS BASICAS
Estas sales son compuestos cuaternarios que están formados de un metal con óxidrilos (OH)
y anión del F, Cl, Br, I, CN, S, Se y Te.
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal con el número de OH pedidos y el radical del ácido
hidrácido con sus respectivos número de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica).
Cloruro básico de calcio sulfuro básico niqueloso cloruro dibásico férrico
(CaOH)1+Cl1- (NiOH)1+S2- [Fe(OH)2]1+Cl1-
CaOHCl (NiOH)2S Fe(OH)2Cl
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un
ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar OH por cada base).
F
Al OH + H2O +
OH
fluoruro dibásico de aluminioAl(OH)3 + HF H2O + Al(OH)2F
OHNi
+ S 2H2O +
NiOH
sulfuro básico niquelosoNi(OH)2 + H2S 2H2O + (NiOH)2S
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre del no metal con la terminación URO.- Básico (con prefijos de cantidad, de acuerdo al número de OH pedidos) - Nombre del metal
92
OH
OH
OH
H F
O
OAl
H
H
H
H
H
H
S
O
O
Ni
Ni
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
BaOHBr bromuro básico de bario Pb(OH)2Cl2 cloruro dibásico plúmbico
MgOHI yoduro básico de magnesio Fe(OH)2Cl cloruro dibásico férrico
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera- Hidróxi (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de OH pedidos).- Nombre del no metal con la terminación URO.- de- Nombre del metal (con el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es de
valencia variable).
NiOHBr hidróxi bromuro de niquel (II) Pb(OH)2Cl2 dihidróxi cloruro de plomo (IV)
PbOHCl hidróxi cloruro de plomo (II) Fe(OH)2Cl dihidróxi cloruro de hierro (III)
Fórmulas desarrolladas
O HCdOHCl O H (NiOH)2S Ni
Cd SCl Ni
O H
SALES HALOGENAS DOBLES
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de 2 cationes diferentes (metales) y
un anión (no metal).
Directamente.- Se escribe el símbolo de los metales y del no metal con su respectivo número de
oxidación y se igualan las cargas + con la -.
Sulfuro doble de sodio-litio cloruro doble de sodio-potasio
Na1+Li1+S2- Na1+K1+Cl1-
NaLiS NaKCl2
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un
ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
K
S + 4H2O +
Mg
93
OH
OH
H
HS
S
Mg
K
OH
H
SK
sulfuro doble de potasio-magnesio2KOH + Mg(OH)2 + 2H2S 4H2O + K2MgS2
Na+
S → 2H2O +K
sulfuro doble de sodio-potasioNaOH + KOH + H2S 2H2O + NaKS
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre del no metal con la terminación URO.- Doble (se puede omitir esta palabra) - De- Nombre de los metales
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
K2MgTe2 telururo doble de potasio-magnesio FeCuS2 sulfuro doble cuproso-férrico
NaKSe seleniuro doble de sodio-potasio CuKS sulfuro doble cuproso-potasio
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera- Nombre del no metal con la terminación URO.- De- Nombre de los metales (con los números de oxidación en números romanos y entre paréntesis si
es variable).
AuNaTe2 telururo de oro(III)-sodio FeCuS2 sulfuro de hierro(II)-cobre(II)Hg2CaSe2 seleniuro de mercurio(I)-calcio CuKS sulfuro de cobre(I)-potasio
Fórmulas desarrolladasK
CuKS K K2MgS2 SS Mg
Cu S K
SALES HALOGENAS MIXTAS
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de 1 catión (metal) y 2 aniones
diferentes (no metal).
94
OH
HK
OH
H
HS
K
Na
OH
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y de los no metales con su respectivo número de
oxidación y se igualan las cargas + con la -.
cloruro-sulfuro de osmio bromuro-cloruro manganoso
Os4+Cl1-S2- Mn2+Br1-Cl1-
OsCl2S MnBrCl
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un
ácido hidrácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
Cl Bi + 3H2O +
S
cloruro-sulfuro bismutoso
Bi(OH)3 + HCl + H2S 3H2O + BiClS
ICa + 2H2O +
F
yoduro-fluoruro de calcio
Ca(OH)2 + HI + HF 2H2O + CaIF
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre de los no metales con la terminación URO.- De- Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
BiClS cloruro-sulfuro bismutoso MnClBr cloruro-bromuro manganosoCa2SSe sulfuro-seleniuro de calcio FeICl yoduro-cloruro ferroso
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera- Nombre de los no metales con la terminación URO.- De- Nombre del metal (con los números de oxidación en números romanos y entre paréntesis si es
variable).
NiClS cloruro-sulfuro de niquel (III) MnClBr cloruro-bromuro de manganeso (II)
CuClF cloruro-fluoruro de cobre (II) FeICl yoduro-cloruro de hierro (II)
Fórmulas desarrolladas
95
OH
H Cl
SBi
OH
H
OH
H
OH
OH
H
HF
I
Ca
MnBrCl Br NiClS ClMn Ni
Cl S
OXISALES NEUTRAS
Estas sales son compuestos ternarios que están formados de un metal con un radical de
oxácido.
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y el radical del oxácido que proviene con su
respectivo número de oxidación y se intercambia (si hay como se simplifica).
Nota: El metal tiene número de oxidación + y el radical -.
Sulfato de aluminio carbonato ferroso nitrato de plata
Al3+(SO4)2- Fe2+(CO3)2- Ag1+(NO3)1-
Al2(SO4)3 FeCO3 AgNO3
Estas sales se forman generalmente de la neutralización total entre los OH de una base con
los H de un ácido oxácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
NO3
Ca + 2H2O + NO3
nitrato de calcio2NaOH + H2SO4 2H2O + Na2SO4
ClO3
Fe + 2H2O + ClO3
96
OH
OH
H
H
O
O
Ca
N
N
O
O
O
O
OH
OH
H
HCl
Cl
Fe
O
O
O
Clorato ferroso
Fe(OH) 2 + 2HClO3 2H2O + Fé(ClO3)2
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre del radical del oxácido que proviene (empleando la terminación ito o ato).- De- Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico o números romanos y entre paréntesis.
CaCO3 carbonato de calcio Fe4(B2O5)3 piroborato férrico o piroborato de hierro (III)
Al4(P2O7)3 pirofosfato de aluminio Pb(NO2)2 nitrito plumboso o nitrito de plomo (II)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Para dar el nombre IUPAC, se da de la siguiente manera:- Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo
OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis).
- De- Nombre del metal
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO.
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre paréntesis.
Ni2(CO3)3 trioxocarbonato (IV) de niquel (III)carbonato (IV) de niquel (III)
Co(ClO3)2 trioxoclorato (V) de cobalto (III)clorato (V) de cobalto (III)
Pb(NO2)2 dioxonitrato (III) de plomo (II)nitrato (III) de plomo (II)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente:- Se escribe el símbolo de los metales, acompañado cada enlace con un oxígeno.- Luego los no metales- Finalmente los oxígenos que sobran.
Fe2(CO3)3 Ca(ClO3)2
O OC = O O Cl
Fe O OCa
O O
97
O
C = O O ClO O
Fe OC = O
O
OXISALES ACIDAS
Son compuestos cuaternarios con carácter ácido que están formados de un metal con el
anión ácido parcialmente ionizado del oxácido que proviene.
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y el radical con los hidrógenos pedidos y sus
respectivos números de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica).
Carbonato ácido de sodio piroborato triácido de aluminio
Na1+(HCO3)1- Al3+(H3B2O5)1-
NaHCO3 Al(H3B2O5)3
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un
oxácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar H por cada ácido).
Na + CO3 H2O + =
H
carbonato ácido de sodio obicarbonato de sodio
NaOH + H2CO3 H2O + NaHCO3
Li + =
H PO4 H2O + =
H
fosfato diácido de litio
LiOH + H3PO4 H2O + LiH2PO4
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ITO o ATO.- Acido (con prefijos de cantidad dependiendo del número de H que sobran por cada ácido). - Nombre del metal
Nota: - Si la sal es monoácido se puede omitir esta palabra y anteponer al nombre con el prefijo Bi.
98
OH
HNa
H
O
O
C O
OH
H
Li
OH
O
O
P
H
O
- Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
NaHCO3 bicarbonato de sodio Mn2(H2SiO4)3 ortosilicato diácido mangánico u Ortosilicato diácido de manganeso (III)
Na2HSbO4 antimoniato ácido de sodioFe(HSO4)3 sulfato ácido férrico o sulfato ácido de hierro (III)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera:
- Hidrógeno (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de hidrógenos pedidos).- Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo
OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis).
- De- Nombre del metal
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO.
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre paréntesis.
Mn2(H2SiO4)3 dihidrógeno-tetraoxosilicato (IV) de manganeso (III) dihidrógeno-silicato (IV) de manganeso (III)
Fe(HSO4)3 hidrógeno-tetraoxosulfato (VI) de hierro (III) hidrógeno-sulfato (VI) de hierro (III)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente:
- Se escribe el símbolo de los hidrógenos y metales alternadamente, acompañado cada enlace con un oxígeno.
- Luego los no metales- Finalmente los oxígenos que sobran
Na2HSbO4 Al2(HBO3)3
Na O H O O B
H O Sb O Al O O B O H
Na O O Al O
O BH O
OXISALES BASICAS
Son compuestos cuaternarios que están formados de un metal con los OH y el anión del
oxácido que proviene.
99
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal con los OH pedidos y el radical del oxácido que
proviene y sus respectivos números de oxidación, se intercambia (si hay como se simplifica).
Sulfato básico de aluminio carbonato dibásico platínico
[Al(OH)]2+(SO4)2- [Pt(OH)2]2+(CO3)2-
AlOHSO4 Pt(OH)2CO3
Estas sales se forman de la neutralización parcial entre los OH de una base con los H de un
oxácido (en la fórmula del compuesto deben sobrar OH por cada base).
= Al + 2H2O +
carbonato básico de aluminio osubcarbonato de aluminio
Al(OH)3 + H2CO3 2H2O + AlOHCO3
OH
Fe OH
+ CO3 2H2O + =
Fe OH
OH
carbonato dibásico férrico
2Fe(OH)3 + H2CO3 2H2O + [Fe(OH)2]2CO3
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:
- Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ITO o ATO.- Básico (con prefijos de cantidad dependiendo del número de OH que sobran por cada base). - Nombre del metalNota: - Si la sal es monobásico se puede omitir esta palabra y anteponer al nombre con el prefijo Sub.- Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
Os(OH)2CO3 carbonato dibásico de osmio Fe(OH)2ClO4 perclorato dibásico férrico perclorato dibásico de hierro (III)
100
OH
H O
O
Al
OH
H
OH
OC
H
O
OH
H
O
FeFE O
O
OH
H O
FeAl O
O
C
H
H
O
H
H
Ti(OH)2SiO4 ortosilicato dibásico de titanio CrOHSiO3 subsilicato crómico o silicato básico de cromo (III)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera- Hidróxi (con prefijos de cantidad, dependiendo del número de OH pedidos).- Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo
OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis).
- De- Nombre del metal
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO.
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre paréntesis.
Fe(OH)2ClO4 dihidróxi-tetraoxoclorato (VII) de hierro (III) dihidróxi-clorato (VII) de hierro (III)
CrOHSiO3 hidróxi-trioxosilicato (IV) de cromo (III) dihidróxi-silicato (IV) de cromo (III)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente:
- Se escribe el símbolo del metal, acompañado cada enlace con un oxígeno.- Luego los no metales- A continuación el H y no metal alternadamente.- Finalmente los oxígenos que sobran
PbOHPO4 [Ti(OH)2]2SiO4
O H O HO H
O Ti OPb O
O P O SiO
O Ti OO HO H
OXISALES DOBLES
Estas sales son compuestos cuaternarios que están formados de 2 cationes diferentes
(metales) y un radical aniónico.
101
Directamente.- Se escribe el símbolo de los metales y del radical aniónico con su respectivo
número de oxidación y se igualan las cargas + con la -.
Telurato doble de sodio-potasio Sulfato doble de sodio-aluminio
Na1+K1+(TeO4)2- Na1+Al3+(SO4)2-
NaKTe O4 NaAl(SO4)2
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un
oxácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
Cs+
SO4 → 2H2O +Ag
sulfato doble de cesio-plata
CsOH + AgOH + H2SO4 2H2O + CsAgSO4
K
TeO4 = + 4H2O +
Al
= TeO4
telurito doble de amonio-aluminio
KOH + Al(OH)3 + 2H2TeO4 4H2O + KAl(TeO4)2
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:
- Nombre del radical aniónico con la terminación ITO o ATO.- Doble (se puede omitir esta palabra) - De- Nombre de los metalesNota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
NH4NaCO3 carbonato doble de amonio-sodio MnZnCO4 ortocarbonato manganoso-zinc o ortocarbonato de manganeso (II)-zinc
K2Ca(SO4)2 sulfato de potasio-calcio FeCr2(SiO3)4 silicato ferroso-crómico o silicato de hierro (II)-cromo (III)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera:
- Nombre del radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis).
102
OH
H
H
O
Ag
Cs
OH O
S
O
O
OH
H
O
O
K
OH
H
OH
H
Al
OH
H
O
O
Te
Te
O
O
- De- Nombre del metal
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO.
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre paréntesis.
MnZnCO4 tetraoxocarbonato (IV) de manganeso (II)-zincCarbonato (IV) de manganeso (II)-zinc
FeCr2(SiO3)4 trioxosilicato (IV) de hierro (II)-cromo (III)Silicato (IV) de hierro (II)-cromo(III)
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente:- Se escribe el símbolo de los metales alternadamente, cada enlace con un oxígeno.- Luego los no metales- Finalmente los oxígenos que sobran
K2Ca(SO4)2 FeCr2(SiO3)4
K O O OS Si = O
O O Cr OCa O
O O Si = OS O
K O O FeO
Si = OCr O
Si = OO
OXISALES MIXTAS
Estas sales son compuestos cuaternarios que están formados de 1 catión (metal) y 2 radicales
aniónicos.
Directamente.- Se escribe el símbolo del metal y de los radicales aniónicos con su respectivo
número de oxidación y se igualan las cargas + con la -.
Sulfato-clorato de calcio nitrato-silicato férrico
Ca2+(SO4)2-(ClO3)1- Fe3+(NO3)1-(SiO3)2-
Ca2SO4(ClO3)2 FeNO3SiO3
Estas sales se forman de la neutralización total entre los OH de una base con los H de un
oxácido (en la fórmula del compuesto no hay OH ni H).
103
O N O
= NO3
Ca + 2H2O + NO3
nitrito-clorato de calcio
Ca(OH)2 + HNO2 + HClO3 2H2O + CaNO2ClO3
ClO2 = Fe
SO4
+ 3H2O +
FeClO2 =
clorito-sulfato ferroso
2Fe(OH)2 + 2HClO4 + H2SO4 4H2O + Fe2(ClO4)2SO4
1.- Nomenclatura tradicional.- El nombre se da de la siguiente manera:- Nombre de los radicales aniónicos con la terminación ITO o ATO.- De- Nombre del metal
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable, se emplea oso e ico.
AlNO3SO4 nitrato-sulfato de aluminio FeIOSO4 hipoyodato-sulfato férrico o hipoyodato-sulfato de hierro (III)
Mg2(ClO4)2SO4 perclorato-sulfato de magnesio SnBrO3PO4 bromato-fosfato estánnico o Bromato-fosfato de estaño (IV)
2.- Nomenclatura IUPAC.- Se da de la siguiente manera
- Nombre de los radical del oxácido que proviene con la terminación ATO (utilizando el prefijo OXO y prefijos de cantidad con el número de oxidación del no metal en el radical en números romanos y entre paréntesis).
- De- Nombre del metal
Otra forma puede ser omitiendo el prefijo OXO.
Nota: Si el metal es de número de oxidación variable se emplea números romanos y entre paréntesis.
FeIOSO4 tetraoxosulfato (VI)-oxoyodato (I) de hierro (III)Sulfato (VI)-yodato (I) de hierro (III)
SnBrO3PO4 tetraoxofosfato (V)-trioxobromato (V) de estaño (IV)Fosfato (V)-bromato (V) de estaño (IV)
104
OH
OH
H
HO
Ca
O
Cl
O
OH
HO
O
Fe
OH
H
OH
H
OH
H
O
O
FeBi
S
Cl
Cl
O
O
O
O
Fórmulas desarrolladas.- Para representar la fórmula desarrollada se realiza lo siguiente:
- Se escribe el símbolo del metal, cada enlace con un oxígeno.- Luego los no metales alternadamente- Finalmente los oxígenos que sobran
AlClOCO3 Pb2CO3(PO4)2
O = Cl OO P O
Al O Pb OC = O O
O C = OO
Pb OO P OO
ALEACIONES Y AMALGAMAS
Aleaciones.- Una aleación se forma al combinar o mezclar dos o más metales entre sí, en
cantidades variables.
1.- Nomenclatura de las Aleaciones
- Aleación - De - Nombre de los metales
El Latón es una aleación de Cobre y Zinc, cuyos porcentajes pueden ser los siguientes:
aleación de cobre-cinc
CuZn
Cu 65% o también Cu 75%Zn 35% Zn 25% aleación de cobre-niquel-cinc o aleación cobre-estaño o
plata alemana bronce de campanas
Cu-Ni-Zn Cu-Sn
Amalgamas.- Una amalgama se forma de combinar o mezclar uno o más metales con
el mercurio, en cantidades variables.
1.- Nomenclatura de las amalgamas.-
- Amalgama
105
- De- Nombre del metal
amalgama de Oro
HgAu
Au 95% Hg 5%
amalgama de platino amalgama de plata
HgPt HgAg
106