texto de lo visto hasta ahora desde teoria atomica.
UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Describir La estructura interna del átomo
2.- Dar una descripción del modelo atómico moderno mecánico cuántico.
3.- Describir la tabla periódica moderna.
4.- Aplicar los principios necesarios para establecer la configuración electrónica.
EL ÁTOMO
La concepción de los átomos surge como idea filosófica en Grecia, aproximadamente en el siglo V a de C con los filósofos Leucipo y Demócrito, porque se creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia.
En la actualidad se considera al átomo como un sistema energético en equilibrio, constituido por una parte central denominada núcleo, donde prácticamente se concentra toda su masa y una región de espacio exterior que es la nube electrónica donde se hallan los electrones moviéndose a grandes velocidades.
En el átomo existen una serie de partículas subatómicas siendo las más estables los protones, neutrones y electrones.
El radio atómico resulta del orden de 1 a 2 ángstrom y su masa sumamente pequeña, así por ejemplo:
Masa del átomo de carbono = 1.993 x 10 -23 g
Masa del átomo de sodio = 3.82 x 10 -23 g
EL NUCLEO.- Es la región central del átomo, su tamaño es aproximadamente 10000 veces mas pequeño que el átomo total. En el núcleo se hallan los protones y los neutrones a los cuales también se los llama nucleones.
PROTONES (P+).- Son partículas elementales de carga positiva, se hallan en el núcleo atómico, sus principales características son:
Masa del protón = 1.6725 x 10-24 g
Carga del protón = 1.6 x 10-19 coulomb
NEUTRONES (no).- Son partículas elementales sin carga eléctrica, se hallan en el núcleo atómico, su masa es aproximadamente igual a la del protón.
NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es igual al número de protones que existe en el núcleo, y si el átomo es neutro es también igual al número de electrones.
Z = #p+ = # e-
NÚMERO DE MASA (A).- Es igual a la suma de protones y neutrones en el núcleo de un átomo
A = #p+ + #no
El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A - Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico.
ELEMENTO QUÍMICO.- Es la sustancia química simple en cuya composición solo existen átomos con el mismo número atómico.
Representación ZEA
E = símbolo del elemento
Z = número atómico
A = número de masa
ISÓTOPOS.- Son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de masa, esto debido a la variación del número de neutrones.
Ej. 6C12, 6C13 , 6C14
La masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isótopos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla
ISÓBAROS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen el mismo número de masa.
Ej. 30Zn60, 29Cu60
ISÓTONOS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen igual número de neutrones.
Ej. 5B11, 6C12 # nº = 6
LA NUBE ELECTRONICA.- Es la región de espacio exterior al núcleo atómico donde se hallan los electrones en movimiento, comprende niveles de energía, subniveles de energía y orbitales.
ELECTRONES (e-).- Son partículas elementales de carga eléctrica negativa que se hallan en movimiento en la nube electrónica.
Masa del electrón = 9.1 x 10-28 g
Carga del electron = 1.6 x 10-19 coulomb
NIVEL DE ENERGÍA O CAPA (n) .- Es la región en la nube electrónica donde se hallan los electrones con similar valor de energía.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
nivel = K, L, M, N, O, P, Q
En cada nivel solo se puede alojar un número determinado de electrones y hasta el cuarto nivel lo determina la regla de Rydberg.
Regla de Rydberg
Nivel (n) Regla de Rydberg # máximo de electrones
K ( 1 ) 2 x 12 2
L ( 2 ) 2 x 22 8
M ( 3 ) 2 x 32 18
N ( 4 ) 2 x 42 32
O ( 5 ) --- 32
P ( 6 ) --- 18
Q ( 7 ) --- 8
SUBNIVELES DE ENERGÍA (l).- En un mismo nivel existen electrones que se diferencian ligeramente en su valor de energía, por ello los niveles se hallan constituidos por uno más subniveles.
Designación l = 0, 1, 2, 3
Subnivel s, p, d, f
Subnivel ( l ) regla # máximo de electrones
S ( l = 0 ) 2 (2x0 + 1) 2
P ( l = 1 ) 2 (2x1 + 1) 6
d ( l = 2 ) 2 (2x2 + 1) 10
f ( l = 3 ) 2 (2x3 + 1) 14
ORBITALES.- Son regiones de espacio en la nube electrónica donde existe la máxima probabilidad de hallar un electrón
En un orbital como máximo puede haber dos electrones, si este se halla apareado necesariamente los dos electrones tendrán spin contrarios.
El SPIN indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje, unos giran en un sentido y otros en sentido contrario, los mismos que se representa de la siguiente manera.
Representación:
orbital vacío orbital desapareado orbital apareado
Cada subnivel s tiene 1 orbital
Cada subnivel p tiene 3 orbitales
Cada subnivel d tiene 5 orbitales
Cada subnivel f tiene 7 orbitales
TABLA PERIODICA.- La tabla periódica agrupa a todos los elementos químicos conocidos actualmente, además de los obtenidos por reacciones nucleares.
DESCRIPCION:
· Los elementos se hallan ubicados en orden creciente a su número atómico
· Existen columnas verticales o grupos (I, II, III, IV…..VIII)
- Subgrupo A (IA, IIA, IIIA,…..VIIIA) denominados elementos representativos.
- Subgrupo B (IB, IIB, IIIB,……VIIIB) denominados elementos de transición.
Para los elementos representativos el número de grupo indica el número de electrones de valencia; electrones de valencia son los que se encuentran en el último nivel.
# de grupo = # de electrones de valencia
Para los elementos de transición los electrones de valencia son los del penúltimo y ultimo nivel debido a que los dos últimos niveles se hallan incompletos.
· Existen filas horizontales o periodos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
- Periodos cortos 1,2 y 3, periodos largos 4, 5, 6, 7
- Los periodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14 elementos cada uno, que en su conjunto se llaman tierras raras.
El número de periodo indica el número de niveles de energía o capas de los átomos.
· Electronegatividad (EN).- Es la capacidad que tienen los átomos de atraer electrones, varia de 0,7 a 4
El valor de la EN de los elementos en la tabla periódica aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
· Energía de ionización (EI).- Es la energía mínima necesaria que aplicada a un átomo logra que este pierda un electrón de su último nivel de energía.
El valor de la EI en la tabla aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
· Radio atómico (RA).- Es la distancia entre el núcleo y el límite efectivo de la nube electrónica.
En la tabla periódica aumenta hacia abajo en cada grupo y disminuye hacia la derecha en cada periodo.
· Radio iónico.- El radio del catión es menor que el de su átomo y el radio del anión es mayor que el de su átomo.
· Gases nobles.- Se encuentran al final de cada periodo, se caracterizan por se químicamente no reactivos y diamagnéticos.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La configuración electrónica de un átomo expresa la distribución de los electrones en la nube electrónica, indicando los niveles, subniveles y orbitales.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller. Ó bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor de n".
De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
DIAGRAMA DE MOULLER (REGLA DEL SERRUCHO)
Ej. Realizar la configuración electrónica del átomo de calcio.
Solución:
De la tabla periódica el número atómico del calcio Z = 20
Luego se distribuyen los electrones siguiendo el sentido de las flechas indicadas en el diagrama de Mouller o regla del serrucho, una vez llenado un subnivel se puede pasar al próximo, hasta que la suma de los electrones empleados (suma de los superíndices) coincida con el número atómico.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ej. Realizar la configuración electrónica del elemento Z = 56
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
EJERCICIOS
1.- A qué se llama número de masa.
2.- El I-123 es un isótopo radiactivo que se utiliza como herramienta de diagnóstico por imágenes. ¿Cuántos neutrones hay en el I-123?
3.- Para el átomo de aluminio (número atómico 13; número másico 27). Cual es el número de protones, neutrones y electrones.
4.- Los átomos X, Y, Z y R tienen las siguientes composiciones nucleares: 186X410; 183Y410; 186Z412; 185R412; Indique cuales son isótopos, isóbaros e Isótonos.
5.- Un isótopo del cobalto (Co) es utilizado en radioterapia para algunos tipos de cáncer. Escriba los símbolos nucleares de tres tipos de isótopos del cobalto (Z=27) en los que hay 29, 31 y 33 neutrones, respectivamente.
6.- El átomo de potasio, K, se convierte en ión potasio perdiendo un electrón. Por tanto si el peso atómico del K es 39. Cual será el peso atómico del ión potasio.
7.- Si un elemento representativo se encuentra en el sexto grupo y cuarto periodo. Que podemos afirmar de este elemento.
8.- A que se llama electronegatividad y como varia en la tabla.
9.- Como varia el radio atómico en la tabla.
10.- Cierto átomo neutro tiene cinco electrones en su cuarto nivel de energía, si su número de masa es 75. Cuantos neutrones tiene.
11.- Realice la configuración electrónica de los siguientes elementos: K, Fe, Sr, Cd, Au
UNIDAD III
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Darle a la sustancia un nombre químico
2.- Predecir y escribir la fórmula de un compuesto utilizando la simbología y nomenclatura recomendada.
3.- Determinar la familia a que pertenece
4.- Su posibilidad de lograr una reacción química
Las sustancias deben identificarse mediante nombres específicos. Este NOMBRE debe llevar inherente la mayor información posible sobre la sustancia referida. Ya sea de acuerdo a su composición molecular, sus propiedades físicas o a la familia a que pertenece, estableciéndose así una SISTEMATIZACION de todas ellas que facilite su NOMENCLATURA.
PREDICCIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS
Para escribir la fórmula química de una sustancia inorgánica, se debe saber que se forma por medio de enlaces químicos de tipo iónico, es decir se unen partículas iónicas positivas (llamadas cationes) con partículas iónicas negativas (llamadas aniones), por atracciones electrostáticas.
Los cationes son los átomos que por su baja electronegatividad pierden electrones de la última capa de su configuración electrónica y los aniones son los que por su alta electronegatividad ganan electrones en el intento del enlace químico, para lograr cada uno tener ocho electrones en su última capa como lo tienen los gases inertes.
Al escribir la fórmula química, el catión se coloca del lado izquierdo y el anión del lado derecho. La cantidad de electrones que pierde el átomo es la carga eléctrica positiva que adquiere el catión y la cantidad de electrones que gana el átomo es la carga eléctrica negativa que adquiere el anión. A esta carga eléctrica se le llama número de oxidación.
Por ejemplo:
La sal común (o de cocina), que en la nomenclatura química es cloruro sódico el átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro, por lo dicho el sodio tiene un número de oxidación (valencia) de +1 y el cloro de -1.
Para formular con soltura y rapidez es, por lo tanto, necesario conocer las valencias de los distintos elementos químicos, al menos las de los que intervienen en los compuestos de uso más frecuente, pues los otros forman compuestos de aplicaciones muy específicas y su valencia podemos deducirla por su posición en el sistema periódico.
La formula química y el nombre de las sustancias se escriben aplicando las reglas establecidas por la UNION INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA (siglas en inglés I. U. P. A. C.).
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es la carga eléctrica (positiva o negativa) con la cual un átomo (elemento químico) participa en la formación de una molécula por atracción electrostática.
Aunque los números de oxidación se pueden obtener directamente de la T.P., es necesario memorizar el símbolo y las valencias de los elementos más corrientes.
METALES.
VALENCIA 1+ VALENCIA 2+ VALENCIA 3+
LitioSodioPotasioRubidioCesioFrancioPlataamonio LiNaKRbCsFrAgNH4+ BerilioMagnesioCalcioEstroncioZincCadmioBarioRadio BeMgCaSrZnCdBaRa AluminioBismuto AlBi
VALENCIAS1+, 2+ VALENCIAS1+, 3+ VALENCIAS 2+, 3+
CobreMercurio CuHg OroTalio AuTl NíquelCobaltoHierroCromoManganeso NiCoFeCrMn
VALENCIAS 2+, 4+
PlatinoPlomoEstaño PtPbSn
Los metales siempre tienen valencias positivas y combinan con elementos negativos
HIDRÓGENO.
VALENCIA 1+, 1-
Hidrógeno H
NO METALES.
VALENCIA 1- VALENCIAS 1-, 1+, 3+, 5+, 7+ VALENCIA 2-, 1-
Flúor F CloroBromoYodo ClBrI Oxígeno O
VALENCIAS 2-, 2+, 4+, 6+ VALENCIAS 3-, (1+), (2+), 3+, (4+), 5+ VALENCIAS 3-, 3+, 5+
AzufreSelenioTeluro SSeTe Nitrógeno N FósforoArsénicoAntimonio PAsSb
VALENCIAS 2-, 2+, 4+ VALENCIA 4-, 4+ VALENCIA 3-, 3+
Carbono C Silicio Si Boro B
ELEMENTOS ANFOTEROS
Bismuto 5+
Cromo 6+
Manganeso 4+ 6+ 7+
SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS
Dentro de la gran diversidad de sustancias existentes en la naturaleza y que son estables en condiciones ambientales, se puede distinguir dos grupos: SUSTANCIAS SIMPLES o ELEMENTALES y SUSTANCIAS COMPUESTAS.
Una SUSTANCIA es SIMPLE cuando no puede ser descompuesta en otra más sencilla por ningún método físico o químico reconocido como de uso común. Las sustancias simples son llamadas también ELEMENTOS y se representan mediante SIMBOLOS donde siempre la primera letra del nombre es escrita en mayúscula pudiendo estar acompañada de una segunda letra en minúscula. Ejemplos: Cu (cobre), Al (aluminio), Na (sodio), K (Potasio), Ca (Calcio), Pb (Plomo), P (Fósforo), C (Carbono), Au (Oro), He (Helio) .
Son también sustancias simples las que están conformadas con Moléculas sencillas, o sea aquellas que están formadas por un átomo o por la asociación de átomos de un sólo tipo.
O2 (molécula de Oxígeno), O3 (molécula de Ozono), Cl2 (molécula de Cloro), H2 (molécula Hidrógeno),
Las SUSTANCIAS COMPUESTAS pueden descomponerse en sustancias simples y se representan mediante FÓRMULAS las cuales están conformadas por cantidades y símbolos de los átomos que forman al compuesto, de tal manera, que la fórmula nos brinde información tanto cualitativa como cuantitativa sobre la composición de la sustancia:
H2O (Agua ): 2 átomos de Hidrogeno y un átomo de oxígeno
NH3 (Amoníaco): 1 átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno
Otros ejemplos: Na2O (óxido de Sodio), CaS (Sulfuro de Calcio), CO (Monóxido de Carbono), KBr (Bromuro de Potasio).
Las sustancias compuestas son aglomerados de Moléculas compuestas, es decir aquellas que están formadas por asociación entre átomos de elementos diferentes; y se pueden clasificar en:
Compuestos binarios.- Están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se escribe a la izquierda el menos electronegativo, y a la derecha el más electronegativo:
H2O (Agua)
K2O (óxido de Potasio)
NaCl (Cloruro de Sodio)
Compuestos ternarios.- Están formados por tres elementos diferentes. En este tipo de compuestos suelen formarse grupos de elementos que deben escribirse cerrados en paréntesis para representar el número de veces que se repita dicho grupo, al igual que en los BINARIOS se escribe primero el elemento o grupo de elementos menos electronegativo:
(NH4) 2S Sulfuro de Amonio
Ca(OH) 2 Hidróxido de Calcio
Al2(SO4) 3 Sulfato de Aluminio
Compuestos cuaternarios.- Constituidos por más de tres elementos diferentes.
(NH4) 2CO3 (Carbonato de Amonio)
LiNaSO4 (Sulfato de Litio y Sodio)
NOMENCLATURA
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos; la nomenclatura tradicional, la nomenclatura de stock y la nomenclatura sistemática.
1.- Las sustancias sencillas o libres se nombran indicando el nombre simple del elemento: Cu (cobre), Au (oro); H2 (Hidrógeno), etc..
2.- Las sustancias o moléculas compuestas se nombran indicando primeramente el nombre del anión, seguido del nombre del catión…:
Al2(SO4)3 Sulfato de …
Al2(O)3 Oxido de …
Al(OH)3 Hidróxido de…
3.- Después del nombre del anión sigue el nombre del catión con las siguientes variantes:
a) Si el catión actúa con un solo número de oxidación, a su nombre se le antepone la palabra: de…
Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio
b) Si el catión actúa con dos números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: oso. Y el otro termina en: ico.
Ejemplo: Cuproso y cúprico
c) Si el catión actúa con tres números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso.
Hipo-nombre-oso
-nombre-oso
-nombre-ico
d) Si el catión actúa con cuatro números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso.
Hipo-nombre-oso
-nombre-oso
-nombre-ico
Per-nombre-ico
FAMILIAS DE SUSTANCIAS QUIMICAS
Si bien hemos visto que las sustancias se clasifican en simples y compuestas según contengan moléculas simples o compuestas. Estas clasificaciones son de gran ayuda en la escritura de las fórmulas, pero es poca la información que nos brindan sobre las propiedades tanto físicas como químicas de la sustancia, es por ello que resulta indispensable otra clasificación que los agrupe de acuerdo a sus propiedades químicas comunes; para tal efecto surgen las siguientes funciones químicas y grupos funcionales.
OXIDOS
Son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno con otro elemento, si el elemento es un METAL se le conoce como OXIDO METALICO o también como OXIDO BASICO casi todos son compuestos iónicos; el metal es el ion positivo, y el ion oxido O2-, el negativo.
NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del oxigeno, y se igualan sus números de oxidación.
Obtención:
· 2Mg + O2 à 2MgO oxido de magnesio
Mg2+ con O2- los números de oxidación quedan igualados y resulta MgO
· 4Al +3O2 à 2Al2O3 oxido de aluminio
Al3+ con O2- se debe igualar los Nº de oxd. para ello se intercambian Al3+ O2- se
coloca como sub índice resultando Al 2 O3 para igualar las cargas de la molécula
· Pb + O2 à PbO2 Oxido plúmbico
Pb4+ con O2- simplificando e intercambiando resulta PbO2
Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
· FeO (óxido Ferroso)
· Fe2O3 (óxido Férrico)
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· FeO (óxido de hierro (II)),
· Fe2O3 (óxido de hierro (III) )
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos:
· FeO (monóxido de hierro)
· Fe2O3 (Trióxido de dihierro)
OXIDOS MIXTOS
Son óxidos que parecen estar formados por la suma de los dos óxidos normales de un mismo metal, constituyen un caso especial que solo se da con algunos metales, a saber: Fe, Co, Ni, Cr, Mn, y Pb.
Para escribir la formula de los óxidos mixtos más comunes se usa la fórmula general.
Ejemplo:
(+2) FeO Oxido ferroso (+2) PbO Oxido Plumboso
(+3) Fe2O3 Oxido ferrico (+2) PbO Oxido Plumboso
Fe3O4 Oxido ferroso-férrico (+4) PbO2 Oxido Plúmbico
Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico
Formula General:
M3O4 Donde M metal 3, y O oxigeno 4
Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
· Fe3O4 Oxido ferroso-férrico
· Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Fe3O4 Oxido de hierro (II,III)
· Pb3O4 Oxido de plomo (II, IV)
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Ejemplos:
· Fe3O4 Tetroxido de trihierro
· Pb3O4 Tetroxido de triplomo
PEROXIDOS
Son compuestos binarios que contienen un metal unido al ion peroxido, O22-, donde el oxigeno trabaja con el numero de oxidación (-1), el grupo peroxido consta de dos átomos de oxigeno por lo tanto el numero de oxidación total es (-2)
Para escribir la formula de los peróxidos se anota el símbolo del metal seguido del grupo peróxido
Ejemplo:
2Na + H2O2 à Na2 O2 + H2
Na+1 O22- intercambiando los números de oxidación Na+1 O22- resulta Na2O2
Ca + H2O2 à Ca O2 + H2
Ca+2 O22- simplificando e intercambiando los números de oxidación resulta Ca O2
Formula General:
M O2 Donde M metal que trabaja con numero de oxidación positivo “solo forma con el grupo I (alcalinos +1) y el grupo II (alcalinos térreos +2)” y O22- ion peroxido
Nomenclatura tradicional:
Peroxido del metal se nombra el anion “peroxido” el articulo de y el nombre del metal
Ejemplos:
· Na2 O2 peroxido de sodio
· Ca O2 Peroxido de calcio
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Na2 O2 Peroxido de sodio
· Ca O2 Peroxido de calcio
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Ejemplos:
· Na2 O2 Dióxido de disodio
· Ca O2 Dióxido de calcio
HIDROXIDOS
Son compuestos que contienen un metal unido al grupo hidroxilo, OH-, que consta de un átomo de oxigeno y uno de hidrogeno, y tiene numero de oxidación total -1. Los hidróxidos son compuestos iónicos: el metal es el ion (+), y el ion hidroxilo OH-,(-)
.NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del grupo hidróxilo, y se igualan sus números de oxidación. El metal trabaja con número de oxidación positivo, y el grupo hidróxilo, con -1.Si son necesarios dos o más grupos hidroxilos, se los encierra entre paréntesis, con el respectivo subíndice fuera.
Obtención:
· MgO + H2O ---> Mg(OH) 2
(Oxido de Magnesio) (Hidróxido de Magnesio)
Mg+2 OH1- intercambiando para igualar el Nº de oxidación Mg2+ OH1- resulta Mg(OH)2
· K2O + H2O à 2 KOH
Oxido de Potasio Hidróxido de Potasio
K+ OH1- intercambiando para igualar el Nº de oxidación K+ OH1- resulta KOH
Formula General:
M (OH)n Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que corresponde al estado de oxidación del metal.
Nomenclatura tradicional:
Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· NaOH (hidróxido de sodio)
· Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio)
· Fe(OH)3 (hidróxido ferrico),
Nomenclatura de stock:
Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)
· Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) )
· CuOH (hidróxido de cobre (I) )
Nomenclatura sistemática:
Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.
Ejemplos:
· Cu(OH)2 (dihidròxido de cobre)
· NaOH (monohidròxido de sodio)
· Fe(OH)3 (Trihidròxido de hierro)
OXIDOS NO METALICOS
Son óxidos que contienen un no metal unido a oxigeno. Se escribe los símbolos del no metal y del oxigeno y se iguala sus números de oxidación. El no metal trabaja con números de oxidación positivo, y el oxigeno con números de oxidación negativo -2
Obtención:
2 Cl2 + O2 à 2 Cl2O
Cl1+ O2- intercambiando Cl1+ O2- resulta Cl2O (óxido hipocloroso)
S + O2 à SO2
S4+ O2- simplificando e intercambiando S2+ O1- resulta S O2 (óxido sulfuroso)
Fórmula general:
Nm O con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
Óxido del no metal (si el no metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
· Cl2O (Anhídrido hipocloroso)
· SO2 (Anhídrido sulfuroso)
· SO3 (Anhídrido sulfúrico)
· CO (Anhídrido carbonoso)
· CO2 (Anhídrido carbónico)
Nomenclatura de stock:
Óxido del no metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Cl2O (óxido de cloro) (I),
· SO2 (óxido de azufre (IV) )
· SO3 (óxido de azufre (VI) )
· CO (óxido de carbono (II) )
· CO2(óxido de carbono(IV)
Nomenclatura sistemática:
Óxido del no metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un no-metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos:
· Cl2O (monóxido de dicloro)
· CO2 (dióxido de carbono)
· CO monóxido de carbono)
· SO2 (dióxido de azufre)
· SO3 (trióxido de azufre)
LOS OXACIDOS
Son ácidos que contienen hidrogeno unido a un no metal y oxigeno derivan de los OXIDOS, cuya función química es (O- 2), siendo compuestos BINARIOS se combinan con el agua para producir compuestos TERNARIOS.
Los OXIDOS ACIDOS reciben este nombre por contener oxigeno en su molécula y porque al reaccionar con el agua producen sustancias con características ACIDAS, a las que se les llama OXIACIDOS.
NOTACION.-Se lee con la palabra ácido y el nombre del no metal, utilizando de manera exactamente igual que para los anhídridos (nomenclatura clásica).
Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal dependiendo con el número de oxidación que este trabajando usaremos los siguientes prefijos y terminaciones:
Mínimo numero de oxidación hipo(prefijo) – oso (terminación) è trabaja con (1 ó 2)
Menor numero de oxidación oso (terminación)
mayor numero de oxidación ico (terminación)
máximo numero de oxidación per(prefijo) – oso (terminación) è trabaja con (7)
Obtención:
SO3 + H2O à H2SO4
Oxido de azufre VI ó Anhídrido sulfúrico ácido sulfúrico
CO2 + H2O à H2CO3
Oxido de carbono IV ó Anhídrido carbónico ácido carbónico
Regla para escribir formula de ácidos
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”: HXO
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2
· Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
Ejemplo:
Acido nítrico: el nitrógeno trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno.
H1 N5 O (5+1=6) è H N O è6/2=3 H N O3
Acido Sulfuroso: trabaja con 4 por ser par anotamos 2 hidrogeno: 4+2=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno.
H2 S4 O (4+2=6) è H2 S O è6/2=3 H2 S O3
Excepto: fosforo “P”,Arsénico “As”, Antimonio “Sb”, Boro “B”, Silicio “Si”
LOS OXACIDOS CASOS ESPECIALES
Los elementos : fósforo “P”,Arsénico “As”, Antimonio “Sb”, Boro “B” Forman ácidos meta, piro, orto, , Silicio “Si” Forman ácidos meta y orto
Meta:
Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”: HXO
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2
· Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
· Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo meta dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor numero de oxidación oso (terminación)
o mayor numero de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno
H1 P5 O (5+1=6) è H P O è(6/2=3) è H P O3 acido meta fosforico
P2O5 + H2O à 2 HPO3
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido metafosfórico
Piro:
Los cuatro elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B.
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H” con subíndice 4 , no metal “X” con subíndice 2 y oxigeno su subíndice depende del numero de oxidación del no metal”: HXO
· El numero de oxidación del no metal se multiplica por el subíndice del mismo y se suma cuatro hidrogeno H4; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
· Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo piro dependiendo con el numero de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor numero de oxidación oso (terminación)
o mayor numero de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 su terminación será en ico se anotamos 4 hidrogeno por que es el caso piro: 5*2+4=14 la mitad 7 es el subíndice del oxígeno.
H4 P25 O (5*2+4=14) è H4 P2 O è(14/2=7) è H4 P2 O7 acido pirofosfórico
P2O5 + 2 H2O à 2 H4P2O7
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido pirofosfórico
orto:
Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”: HXO
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir tres hidrogeno H3 si es par cuatro hidrógenos H4
· Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
· Para nombrar la fórmula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo orto ó también se puede nombrar como un acido simple y dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor número de oxidación oso (terminación)
o mayor número de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 3 hidrogeno: 5+3=8 la mitad 4 es el subíndice del oxigeno.
H3 P5 O (5+3=8) è H3 P O è(8/2=4) è H3 P O4 acido ortofosfórico
P2O5 + 3 H2O à 2H3PO4
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido ortofosfórico o ácido fosfórico
LOS ACIDOS HIDRACIDOS
Son ácidos que contienen hidrogeno unido a un no metal solo es posible realizar con la familia de los halógenos (grupo VII), y los calcógenos (grupo VI) excepto el oxigeno del grupo VI
NOTACIÓN Se escriben los símbolos del hidrogeno y del no metal, y se igualan sus números de oxidación. El hidrogeno trabaja con (+1) y el no metal con número de oxidación negativo.
NOMENCLATURA Se leen con el nombre genérico ácido el nombre del no metal y su terminación en hídrico.
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2 y a continuación se escribe el símbolo del no metal.
Obtención:
Hidrogeno + no metal è Acido
H2 + Cl2 è 2HCl
Hidrogeno cloro Acido clorhídrico
SALES
Los ACIDOS, cuya función química es (H3O)+1 pueden ser compuestos binarios o ternarios. Formados por la combinación del HIDROGENO con otro elemento o grupos de elementos de gran electronegatividad cuya principal característica es el aumento de IONES HIDRONIO (H3O) + 1 al ser disueltos en agua. Esto les confiere la propiedad de neutralizar los IONES HIDROXILO (OH) - 1 liberados en las soluciones de las BASES formándose AGUA, además de una SAL producto de la combinación del ION negativo (ANION) y el positivo (CATION) liberados por el ACIDO y la BASE respectivamente.
H2SO4 + Mg(OH) 2 à MgSO4 + 2 H2O
Ácido Base Sal(sulfato de magnesio) Agua
HCl + NaOH à NaCl + H2O
Ácido base sal(cloruro de sodio) agua
Otra característica de los ACIDOS es la liberación del HIDROGENO presente en ellos cuando reaccionan con algún METAL formándose también una SAL.
Zn + H2SO4 à ZnSO4 + H2
Metal ácido sal hidrógeno
Fe + HCl à FeCl2 + H2
Metal ácido sal hidrógeno
Las BASES o HIDROXIDOS, cuya función química es (OH) - 1 al ser liberadoras del ANION HIDROXIDO (OH) - 1 serán capaces de neutralizar a los ACIDOS los cuales liberan el CATION de HIDROGENO (H) +1 formando AGUA, por lo que MUTUAMENTE SE NEUTRALIZAN originando sustancias de una relativa estabilidad.
2 Fe(OH) 3 + H2SO4 ---> Fe2(SO4) 3 + 6 H2O
base ácido sal agua
Al(OH) 3 + 3 HCl ---> AlCl3 + 3 H2O
Base ácido sal agua
Como se puede apreciar, las bases son compuestos TERNARIOS con la participación de un METAL el cual es realmente el que cede el electrón y que le confiere la carga negativa al ANION (OH) - 1, quedando él como un CATION. Esto origina que en interacciones entre compuestos que por su fórmula sean llamados hidróxidos, alguno de ellos tenga un comportamiento ACIDO, lo cual depende de la capacidad de ceder electrones de los metales. Aquel que tenga una mayor electronegatividad se comportara como NO METAL (Al) y el compuesto que lo posea se comportara como un ACIDO.
3 NaOH + Al(OH) 3 ---> Na3AlO3 + 3 H2O
base ácido sal agua
A los elementos que dependiendo de las condiciones pueden adquirir características de METAL o de NO METAL se le conoce como METALOIDE o ANFOTERO. Ejemplos: Zn, Mn, Al, Cr, W, As, Sb, etc.
Las SALES son sustancias que se componen de un catión y un anión y son de una relativa estabilidad; su solubilidad y actividad química depende de los elementos que la integran. El CATION proviene de una BASE y el ANION su origen quizá sea un ACIDO, de los cuales se ha obtenido por NEUTRALIZACION de las características de ACIDO y BASE. Pueden ser compuestos BINARIOS, TERNARIOS o CUATERNARIOS.
K2SO4 (sal ternaria) sulfato de potasio
NaI (sal binaria) yoduro de sodio
a) Las sales en solución pueden reaccionar entre sí para dar productos que a su vez son sales pero de mayor estabilidad:
AgNO3 + KCl à AgCl + KNO3
Sal sal sal sal
Nitrato de plata cloruro de sodio cloruro de plata nitrato de potasio
b) En compuestos con CATIONES o ANIONES multivalentes es posible que se den NEUTRALIZACIONES PARCIALES y por lo tanto las sales que así se originen podrán tener características ácidas o básicas.
NaOH + H2CO3 ---> NaHCO3 + H2O
sal ácida
Mg(OH) 2 + HCl ---> Mg(OH)Cl + H2O
sal básica
Este tipo de sales pueden ser neutralizadas con un ión diferente originando SALES MIXTAS.
NaHCO3 + KOH ---> KNaCO3 + H2O
sal ácida base sal mixta
Mg(OHCl + HBr ---> MgBrCl + H2O
sal básica ácido sal mixta
d) Sales HIDRATADAS.- En ocasiones las sales cristalizan absorbiendo moléculas de agua; a estas se les conoce como SALES HIDRATADAS, su fórmula se escribe anexándole el número de moléculas de agua a la cual se le conoce como AGUA DE CRISTALIZACION.
CaSO4 · 2 H2O (Sulfato de Calcio dihidratado)
CuSO4 · 5 H2O (Sulfato cúprico penta hidratado)
EJERCICIOS
1. Escriba la fórmula de los siguientes óxidos
a) Oxido de sodio d) Oxido mercurioso g) Oxido niquélico
b) Oxido de estroncio e) Oxido cúprico h) Oxido ferroso
c) Oxido de aluminio f) Oxido auroso i) Oxido estannoso
2. Indicar el nombre de los siguientes óxidos
a) Ag2O d) CdO g) Cr2O3
b) ZnO e) CuO h) PtO2
c) Bi2O3 f) CoO i) PbO
3. Escribir la formula de los siguientes peróxidos:
a) Peróxido de hidrógeno c) Peróxido de bario
b) Peróxido de plata d) Peróxido de magnesio
4. Nombrar los siguientes compuestos:
a) Na2O2 c) CaO2 e) K2O2
b) H2O2 d) Li2O2
5. Escribir la formula de los siguientes anhídridos
a) Anhídrido hipocloroso e) Anhídrido sulfuroso i) Anhídrido bórico
b) Anhídrido bromoso f) Anhídrido telúrico j) Anhídrido carbónico
c) Anhídrido yódico g) Anhídrido arsenioso k) Anhídrido bismútico
d) Anhídrido perclórico h) Anhídrido antimónico l) Anhídrido crómico
6. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) I2O e) SO3 i) SiO2
b) Cl2O f) SeO2 j) CO
c) Br2O5 g) Sb2O3 k) CrO3
d) I2O7 h) P2O5 l) Mn2O7
7. Escribir la formula de los siguientes compuestos
a) Dióxido de carbono d) Tetraóxido de dinitrógeno
b) Trióxido de azufre e) Heptaóxido de dicloro
c) Monóxido de nitrógeno
8. Nombrar los siguientes compuestos
a) SO2 b) CO c) P2O3 d) NO2
9. Escribir la formula de los siguientes hidróxidos
a) Hidróxido de sodio e) Hidróxido mercurioso h) Hidróxido niquélico b) Hidróxido magnesico f) Hidróxido áurico i) Hidróxido estánnico
c) Hidróxido de aluminio g) Hidróxido manganoso j) Hidróxido platinoso
d) Hidróxido cádmico
10. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) KOH e) Cd(OH)2
b) Ra(OH)2 f) AuOH
c) Bi(OH)3 g) Pt(OH)4
d) CuOH h) Pb(OH)2
11. Escriba la formula de los siguientes ácidos:
a) Ácido hipocloroso h) Ácido sulfhídrico o) Ácido bórico
b) Ácido clorhídrico i) Ácido telúrico p) Ácido mangánico
c) Ácido yódico j) Ácido nítrico q) Ácido dicrómico
d) Ácido bromoso k) Ácido arsénico r) Ácido selenhídrico
e) Ácido fluorhídrico l) Ácido fosfórico s) Ácido antimónico
f) Ácido perbrómico m) Ácido bismútico t) Ácido permanganico
g) Ácido sulfuroso n) ácido carbónico
12. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) HBrO g) HlO4 l) HBrO3
b) HI h) HPO3 m) HNO3
c) HClO2 I) HF n) H2CrO4
d) HAsO2 J) H2SO4 o) H2MnO4
e) H2S k) H2MnO3 p) H2SiO3
f) H2TeO3
13. Escriba la formula de los siguientes ácidos especiales
a) Ácido orto – silícico e) Ácido orto - antimonioso
b) Ácido piro – fosforoso f) Ácido piro - fosfórico
c) Ácido meta – arsénico g) Ácido orto - bórico
d) Ácido piro – bórico h) Ácido meta – arsenioso
14. Nombrar los siguientes compuestos:
a) H3AsO3 d) H2SiO3 g) HPO3
b) H4P2O5 e) H3PO4 h) H3SbO5
c) HSbO3 f) H4AsO7
15. Escriba la formula de las siguientes sales:
a) Hipoclorito estannoso d) Cloruro ferroso
b) Yoduro de sodio e) peryodato cúprico
c) Bromato cobáltico f) Clorito de calcio
16. Nombre los siguientes compuestos:
a) Na3PO4 b) Ni3(AsO4)2 c) Na3BO3
d) NaHCO3 e) CaK(MnO4)3 f) ZnHPO4
