Guía de Química para el examen de ingreso a la UNAM (página 2)

-          ION.- Átomo con carga eléctrica que se forma por la ganancia ó pérdida de electrones. Se clasifica en dos tipos: cation y anion.

-          CATION.- ion con carga positiva. Se forma por la perdida de electrones en átomos metálicos.

-          ANION.- ion con carga negativa. Se forma por la ganancia de electrones en átomos no metálicos.

-          COMPUESTO.- Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Los compuestos sólo se pueden separar en sus componentes puros (elementos) por medios químicos.

-          ISÓTOPO.- Son átomos que tienen el mismo número de protones pero difieren en su número de neutrones, por lo tanto estos elementos difieren en su número de masa. Los diferentes elementos de los isótopos  no son estables y se presentan en la naturaleza en la misma proporción. Ejemplo:

1H1 Hidrogeno ligero o normal   1H2 Hidrogeno pesado o deuterio          1H3 Hidrogeno radiactivo o tritio

8O16                                          8O17                                          8O18

-          SOLUCIÓN.- Mezcla homogénea formada por un disolvente y un soluto.

-          MATERIA.-  Materia es cualquier cosa que ocupa un espacio y que tiene masa.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.- El contenido de materia en el universo siempre permanece constante.

ENERGÍA.- Capacidad de realizar trabajo

TIPOS DE ENERGÍA.- Algunas manifestaciones energéticas comunes son: energía mecánica, energía Solar, energía química, energía eléctrica, energía hidráulica, energía calorífica, energía luminosa, energía nuclear, energía eólica, energía geotérmica.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.- La energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no se puede crear o destruir. En otras palabras, la energía total del universo es constante.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA  MATERIA.- La materia de acuerdo a  su propiedades físicas se clasifica en tres estados de agregación; fase sólida, liquida y gaseosa;  los nuevos estados son el plasma y condensado de Bose-Einstein.

• Fase  sólida. Fase que ocupa un volumen fijo y tiene una forma definida, la movilidad de las partículas es nula y la fuerza de cohesión entre ellas es muy alta.
• Fase liquida. Esta fase ocupa un volumen dado por la forma del recipiente, la movilidad y su cohesión de las partículas es intermedia.
• Fase gaseosa. Fase que no tiene, ni forma, ni volumen definido, tiende a ocupar el volumen del recipiente en el que se encuentra  confinado y sus partículas tienen una gran energía cinética, presentan  movimientos desordenados y la fuerza de cohesión es muy baja.

Plasma. Cuando un gas se calienta a temperaturas cercanas a los 10000 grados, la energía cinética de las moléculas aumenta lo suficiente para que al vibrar y chocar, las moléculas se rompan en átomos. A temperaturas más altas, los electrones se ionizan de los átomos y la sustancia se convierte en una mezcla de electrones e iones positivos: un plasma altamente ionizado. Podemos considerar al plasma como un gas que se ha calentado a temperatura elevada que sus átomos  y moléculas se convierten en iones. La concentración de partículas negativas y positivas es casi idéntica, por lo que es eléctricamente neutro y buen conductor de la corriente eléctrica.

Condensado de Bose -Einstein. Gas que se ha enfriado  a una temperatura próxima al cero absoluto. Los átomos pierden energía, se frenan y se unen para dar origen  a un superátomo insólito.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Métodos de separación de mezclas

-          DECANTACIÓN. Es utilizado para separar un sólido de grano grueso de un líquido, consiste en vaciar el líquido después de que se ha sedimentado el sólido. Este método también se aplica en la separación de  dos líquidos no miscibles y de diferentes densidades.

-          FILTRACIÓN. Permite separar un sólido de grano relativamente fino de un líquido empleando un medio poroso de filtración o membrana que deja pasar el líquido pero retiene el sólido, los filtros más comunes son el papel, fibras de asbesto, fibras vegetales, redes metálicas y tierras raras.

-          CENTRIFUGACIÓN. Método que permite separar un sólido insoluble de grano muy fino y de difícil sedimentación de un líquido. Se incrementa la temperatura del líquido en la centrífuga; por medio de translación acelerado se incrementa la fuerza  gravitacional provocando  la sedimentación del sólido  o de las partículas de mayor densidad.

-          DESTILACIÓN. Método que permite separar mezclas de líquidos miscibles aprovechando sus diferentes puntos de ebullición, también permite separar componentes volátiles o solubles en agua u otros disolventes, incluye una serie de evaporación  y condensación sucesivas.

-          CRISTALIZACIÓN. Consiste en provocar la separación de un sólido que se encuentra en solución, finalmente el sólido queda como cristal, el proceso involucra cambio de temperatura, agitación, eliminación del solvente, etc.

-          EVAPORACIÓN. Por este método se puede separar rápidamente un sólido disuelto en un líquido, se incrementa  la temperatura del líquido hasta el punto de ebullición, con lo cual se evapora y el sólido queda en forma de polvo seco.

-          SUBLIMACIÓN. Es el paso  de un sólido  al gaseoso sin pasar por el estado líquido, por una alta temperatura.

-          SOLIDIFICACIÓN. Este  cambio requiere y se presenta  cuando un líquido pasa al estado sólido.

-          CONDENSACIÓN. Es el paso del  estado gaseoso al estado líquido, supone la disminución de la temperatura.

-          LICUEFACCIÓN. Es el paso del estrado gaseoso al estado líquido se logra disminuyendo la temperatura. y aumentando la presión.

               Su =  Sublimación

Sur = Sublimación regresiva

S =Solidificación

               F= Fusión

               E= Evaporación

               C=Condensación

               L= Licuefacción

Estructura atómica de la materia y teoría cuántica

El átomo está conformado por tres partículas. Neutrones,  protones y electrones, el protón deriva de la palabra griega protos que significa primera que, el protón es la primera aparecida ó electrón positivo.

El protón pesa aproximadamente una uma (unidad de masa atómica) 1836 veces más pesada que el electrón. Sufre pequeños desplazamientos con relación al centro del átomo y puede ser expulsado  del sistema  al que pertenece en forma violenta para ya libre convertirse en partícula alfa. El protón tiene una energía potencial alta; cuando el núcleo es grande y es poco estable se da lugar  las fisiones espontáneas, pero puede ser separada del átomo al bombardear el núcleo con neutrones.

El neutrón pesa poco menos que el neutrón, carece de carga. La desintegración depende del número de protones y número de neutrones que hay a en el núcleo. La relación de protones y neutrones  en los elementos oxígeno, helio, nitrógeno, hasta el calcio es igual a 1.

El electrón. Es una partícula ligera a comparación del protón, tiene una carga negativa y gira  alrededor del núcleo presentando un movimiento de rotación llamado spin.

Cuando un fotón choca con un electrón, le cede su energía, la absorbe alejándolo del núcleo o fuera del sistema, si queda dentro del sistema se deshace de su sobrecarga en forma de fotón irradiando energía, volviéndose a un nivel anterior. A este fenómeno se llama activación del átomo.

CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es el número de protones que hay en el núcleo atómico. Determina la identidad del átomo.

Z = p                Donde:  Z = número atómico    p = número de protones

NÚMERO DE MASA (A).- Es el número de protones y neutrones que hay en el núcleo atómico. Se calcula a partir del peso atómico del elemento.

A = p + n                     Donde:   A = número de masa           p = número de protones             n = número de neutrones

MASA ATÓMICA.- Es la suma porcentual de la masa de los isótopos de una muestra de átomos del mismo elemento, su unidad es la u.m.a.  (unidad de masa atómica)  La masa del isótopo  de carbono 12  es de 12 u.m.a y las masas se expresan con relación a ésta y se miden en u.m.a.

MODELOS ATÓMICOS

Para elaborar esta teoría atómica, Dalton considero la propiedad general de la materia: la masa. Es decir, el átomo está caracterizado por su masa. La teoría de Dalton ha pasado por varias modificaciones y algunos postulados han sido descartados. Sin embargo aún representa la piedra angular de la química moderna.

Postulados de la teoría atómica de Dalton:

§  Toda la materia se compone de partículas diminutas, llamadas átomos que son indestructibles e indivisibles.

§  Todos los átomos del mismo elemento son iguales en tamaño y masa, y los átomos de diferentes elementos presentan tamaño y masa distintos.

§  Los compuestos químicos se forman por la unión de dos o más átomos de diferentes elementos.

§  Los átomos se combinan en relaciones numéricas simples bien definidas (ley de las proporciones definidas).

Los átomos de dos elementos pueden combinarse en diferentes relaciones.

Modelo atómico de Thomson.- J.J. Thomson sometió a la acción de un campo magnético rayos catódicos, logrando establecer la relación entre la carga y la masa del electrón. Por lo que este científico es considerado como el descubridor del electrón como partícula. Propuso un modelo en el que determina que el átomo está constituido de electrones y protones; en el cual la carga positiva semejaba un "Budín de pasas", la cual contenía distribuidas sus respectivas cargas negativas. Además, de que todos los átomos son neutros ya que tienen la misma cantidad de electrones y protones.

Modelo atómico de Rutherford.- En 1899 Rutherford demostró que las sustancias radiactivas producen tres tipos de emanaciones a las que llamó rayos alfa (α), beta (β) y gamma (γ). Con base en sus observaciones, Rutherford propuso un modelo en el que el átomo tenía una parte central ó núcleo con carga eléctrica positiva y en el que se concentraba toda la masa atómica; estableció además que, los electrones giraban alrededor de ese núcleo a distancias variables, y que describían órbitas concéntricas, semejando a un pequeño sistema solar.

Modelo atómico de Niels Bohr.- Bohr estableció que los electrones giraban alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares (niveles de energía) que se encontraban a diferentes distancias del mismo. Designó al nivel más próximo al núcleo como "K" ó 1; al segundo "L" ó 2 y así sucesivamente hasta llegar al nivel "Q" ó 7.

Postuló además, que cuando un electrón se desplaza en su órbita no emite radiaciones, por lo que su energía no disminuye, y no es atraído por el núcleo. Pero que si en un proceso cualquiera, se le suministra energía en forma de luz y electricidad, el electrón la absorbe en cantidad suficiente y brinca a otra órbita de mayor energía. En tales condiciones se dice que el electrón está excitado. Cuando el electrón regresa a su nivel energético, emite en forma de energía luminosa (fotón), la energía que recibió.

Modelo atómico actual.- El modelo actual de los átomos fue desarrollado por E. Schrödinger, en el que se describe el comportamiento del electrón en función de sus características ondulatorias. La teoría moderna supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en términos de probabilidad. De acuerdo con Schrödinger, la posición probable de un electrón está determinada por cuatro parámetros llamados cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre sí.

Números cuánticos

Los números cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrődinger, y la tabulación indica la zona probable donde el electrón puede localizarse.

SIGNIFICADO Y VALORES DE NÚMEROS CUÁNTICOS

Número cuántico principal.- Indica el nivel energético donde está el electrón,  es un valor entero y positivo del 1 al 7. Es la distancia que existe entre el electrón y el núcleo e indica el tamaño del orbital (nube electrónica).

Número cuántico secundario, azimutal o de forma.- Describe la zona de probabilidad donde se puede encontrar el electrón (orbital), adquiere valores desde cero hasta n-1. En cada nivel hay un número de subniveles de energía igual al nivel correspondiente. El número cuántico secundario determina  la energía asociada con el movimiento del electrón alrededor del núcleo; por lo tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la nube electrónica.

Número cuántico magnético.- Representa la orientación espacial de los orbítales contenidos en los subniveles energéticos, cuando están sometidos a un campo magnético. Los subniveles energéticos están formado por orbítales o REEMPE, que es la región del espacio energético donde hay mayor probabilidad de encontrar el electrón. El número cuántico magnético adquiere valores desde -1, pasando por el cero hasta +1.

Número Cuántico spín.- Expresa el campo eléctrico generado por el electrón al girar sobre su propio eje , que solo puede tener dos direcciones, una en dirección de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los valores numéricamente permitidos son de +1/2 y -1/2.

TABULACIONES  DE LAS POSIBLES COMBINACIONES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

RELACIÓN  ENTRE EL NIVEL, SUBNIVEL, ORBITAL Y NUMERO DE ELECTRONES

Nomenclatura de subniveles  energéticos según número cuántico (l)

Número máximo de electrones por subnivel.

Número de electrones por nivel.- Usando la ley de Rydberg, la expresión es: 2n2

2(1)2=2                                   2(2)2=8                                   2(3)2=18                          2(4)2=32

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Se denomina configuración electrónica a la especificación de los subniveles ocupados y su número de ocupación para cada elemento. Consiste en la distribución de los electrones  en los orbítales del átomo t se desarrolla con la regla de Moeller.

Ejemplo:  12C6   1s2  2s2  2p2

56Fe26  1s2  2s2  2p6  3s2  3p6  4s2  3d6

Periodicidad química y enlaces químicos

Construcción de la tabla periódica con base en la configuración electrónica.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.

 A mediados del siglo XIX se conocían 55 elementos diferentes, los cuales diferían en sus propiedades y aparentemente no existía ninguna relación entre ellos. Los científicos trataron de ordenarlos.

Johann W. Dőbereiner, quien en 1817, descubrió que al reunir los elementos con propiedades semejantes en grupos de tres, la masa atómica del elemento central era aproximadamente igual al promedio de las masas atómicas relativas de los otros elementos, observó que el Bromo tenía propiedades intermedias con el cloro y las del yodo; encontró otros dos grupos de tres elementos que mostraban un cambio gradual en sus propiedades llamándola ley de las tríadas.

En 1863 Newlands descubrió que si ordenaba los elementos de acuerdo con su masa atómica relativa, las propiedades del octavo elemento eran una repetición de las propiedades del primer elemento. Llamó a este agrupamiento ley de las octavas,  de está manera quedaron  en el mimo grupo el sodio,  y el potasio, el azufre y el selenio el calcio y el magnesio que tienen propiedades similares; las tríadas de Dóbereiner quedaron en el mismo grupo. El problema fue que no todos presentaban propiedades similares.

En 1867, por el químico ruso Dimitri Ivanovich  Mendeleiev, clasificó los setenta y tres elementos  en una tabla  periódica puesto que los elementos variaban de forma regular. Colocó los elementos en orden creciente de acuerdo a sus pesos atómicos (Newlands) y tomo en cuenta: La valencia de los elementos.

Espacios vacíos. De acuerdo con su peso atómico, las propiedades de un elemento no correspondían con las de sus vecinos, por lo cual Mendeleiev dejo espacios porque faltaban  elementos por descubrir. Todos los elementos de una columna en la tabla de Mendeleiev tiene la misma valencia. No obstante, Mendeleiev observó que el ordenamiento por pesos atómicos no coincidía con la valencia.

En 1913, Henry G. J. Moseley sugirió que los elementos se ordenarán de acuerdo al número atómico creciente. La tabla periódica actual sigue el criterio de Moseley, y es conocida  como la tabla periódica larga de los elementos se encuentra en filas y columnas.

Las columnas representan los grupos o familias que están formados por elementos que tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia, por lo que se representan propiedades químicas  similares. Existen 18 columnas las cuales  se subdividen en 16 familias, 8 a y 8b, designadas por los números romanos del   I al VIII por cada subtipo un grupo externo llamado tierras raras  que no se numera.

Las filas de la tabla periódica son los periodos, los cuales indican el nivel energético de la capa de valencia. Se designan por un  número arábigo  y los elementos están ordenados por su número atómico creciente.

Ley periódica

Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas, enunciado dicho por Mendeleiev. El enunciado actual es "Las propiedades de los elementos  son funciones periódicas de sus números atómicos", postulado conocido como la Ley periódica de Moseley.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son aquellas que siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla periódica.

Radio atómico. Es la mitad de distancia  entre los núcleos de átomos de una molécula biatómica, varían de acuerdo al tamaño y las fuerzas externan que actúan sobre de el. El radio aumenta  de arriba hacia abajo en una familia y de derecha a izquierda en un periodo. El Cs es el de mayor radio atómico.

Electronegatividad. Es la capacidad de un átomo para atraer los electrones de valencia de otro más cercano con el fin de formar un enlace covalente. En la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha en periodo y de abajo hacia arriba en una familia. De acuerdo a Paulli es la propiedad de una molécula y no de un átomo aislado.

Afinidad electrónica. Se define  como la energía que se libera cuando un átomo gaseoso captura un electrón, entre mayor sea su energía libre, mayor será la afinidad electrónica, los átomos pequeños captan fácilmente el electrón, mientras que los grandes les resulta difícil. La afinidad electrónica aumenta de  izquierda a derecha  a lo largo de un periodo  y de  abajo hacia  arriba  en una familia.

Energía de ionización.  Se define  como la energía necesaria  que hay que suministrarle a un átomo  neutro en estado gaseoso  para arrancarle el electrón. La energía de ionización aumenta de izquierda derecha  a lo largo de un periodo  y de abajo hacia arriba en una familia.

Electronegatividad y actividad química.

Electronegatividad. Capacidad de un átomo para atraer electrones hacia él en un enlace químico.

Conforme a la tabla periódica  la actividad química en metales va de arriba hacia abajo y de derecha a izquierda y en no metales de abajo hacia arriba y de izquierda a derecha.

Diferencias entre metales y no metales

METALES.- Los metales son los elementos de las familias I y IIA, así como  todos los de las familias I a VIIIB.

Propiedades físicas:

-          Estados de agregación. Sólidos a temperatura ambiente excepto Hg, que es un líquido; el cesio, galio y francio tienen puntos de fusión muy bajos: 28.7°, 29.8° y 30°C.

-          Conductividad. Son buenos conductores del calor y de la electricidad.

-          Apariencia. Presentan un brillo característico llamado brillo metálico.

-          Ductibilidad. Se pueden transformar en hilos.

-          Maleabilidad. Se pueden convertir en láminas (láminas de acero para recubrir cocinas).

-          Color.- La mayor parte de ellos  son grises, de un tono parecido al de la plata, por lo que   son llamados argentíferos, excepto el cobre que es rojo y el oro es amarillo. Los átomos  de los metales se ordenan de manera regular en forma de redes cristalinas llamadas redes metálicas.

Propiedades químicas:

-          Propiedades periódicas. Poseen  baja energía de ionización, afinidad electrónica y electronegatividad, por lo que pierden fácilmente sus electrones de capa de valencia.

-          Reactividad. La mayoría  de los metales reaccionan con los no metales, principalmente con el oxígeno para formar óxidos y con los halógenos para formar halogenuros.

NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos a los metales o a otros  no metales para dar una amplia gama de compuestos y también se les encuentran libres, todas  estas sustancias son vitales para la existencia de la vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que forman a los seres vivos son los metales como C, H, N y O.

Propiedades Físicas:

-          Estado de agregación. A temperatura ambiente se presentan como sólidos, líquidos o gases, por ejemplo el carbono, silicio y yodo, que son sólidos; el bromo es líquido y la mayoría son gases como el oxígeno, nitrógeno, cloro, neón, argón.

-          Apariencia. Algunas de los no metales son coloridos, por ejemplo, el bromo es rojizo, el azufre es amarillo, pero no presentan brillo metálico.

-          Ductibilidad y maleabilidad. A diferencia de los metales, no son dúctiles ni maleables.

-          Densidad. Por lo general su densidad es menor que la que presentan los electos metálicos.

-          Conductividad térmica  y eléctrica. Son malos conductores del calor y la electricidad, los no metales se emplean como aislantes, por ejemplo, la cubierta de los cables eléctricos está elaborado con los metales.

-          Alotropía. Los alótropos son formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado. Esta propiedad se presenta únicamente en los no metales. Por ejemplo:

-          Los sólidos no metálicos también pueden presentar el fenómeno de alotropía, ya que los átomos del sólido se encuentran arreglados en diferentes formas geométricas, por ejemplo el azufre, que se encuentre en dos formas alotrópicas, una llamada monocíclica y otra rómbica.

Propiedades químicas:

-          Tienen energías de ionización y afinidades electrónicas mucho más altas que los metales, a si mismo, son mucho más electronegativos.

-          Electrones de la capa de valencia. Los no metales tienen una capa de valencia de 4 o más electrones (4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y 8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que está en la familia IA es un no metal y se comporta químicamente como los halógenos (VIIA), se encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y reacciona con muchos de los metales y de los no metales.

METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen propiedades de los metales y de los no metales.

Propiedades químicas:

-          Se comportan químicamente como los no metales, tienen 3 o más electrones en su capa de valencia, reaccionan con algunos metales y con los no metales.

Propiedades físicas:

-          Tienen brillo metálico, son semiconductores de la electricidad y son malos conductores del calor.

PROPIEDADES  DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN

Se les llama así porque sus electrones de valencia se encuentran distribuidos en orbítales diferentes a los grupos del grupo A. Estos elementos no son  tan activos como los representativos, todos son metales y por lo tanto son dúctiles, maleables, tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición, conductores del calor y la electricidad.

Nomenclatura y formulas químicas

NOMENCLATURA Y ESCRITURA DE LAS FORMULAS (IUPAC)

La nomenclatura química es un conjunto de reglas  y regulaciones que rigen la designación de nombres a las sustancias químicas. Se representan mediante fórmulas, la cual es la representación algebraica de la manera en que está constituido el compuesto, por ejemplo: El H2O, tiene dos átomos de H y uno de O.

Al escribir la formula de un compuesto se pone primero el símbolo del componente que posee el número de oxidación positivo y para nombrarlo, se empieza por el nombre del radical negativo. Se intercambian los números de oxidación de los elementos o radicales colocándolos en forma de subíndices deben ser enteros y el 1 no se escribe.

Para elementos con más de un estado de oxidación, se indica éste con números romanos:

FeCl2 Cloruro de hierro II

FeCl3 Cloruro de hierro III

Otra alternativa, es designar las terminaciones oso e ico, indicando el menor y mayor número de oxidación, respectivamente.

FeCl2  Cloruro ferroso

FeCl2      Cloruro férrico

La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática y la de stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros e hidróxidos.

CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS SEGÚN SU FUNCIÓN Y COMPORTAMIENTO

Recibe el nombre de función química inorgánica, la propiedad que presentan determinadas sustancias de comportarse en forma semejante. Las principales funciones son:

                                                   ÓXIDOS              Metálicos  -  No metálicos (Anhídridos)

                                                HIDRUROS                            Metal

                                                HIDRÁCIDOS                         No metal          

                                             BASES O HIDRÓXIDOS   Metálicos (Básicos)

                                                      ÁCIDOS                        Hidrácidos

                                                      Oxiácidos

                                                      SALES                         Binarias

                                                                                          Óxisales

NOMENCLATURA DE ÓXIDOS METÁLICOS U ÓXIDOS BÁSICOS.

Resultan de la unión de un metal con el oxígeno. El Nox. del O es de -2, Para nombrarlos se antepone la palabra óxido, seguida  del nombre del metal correspondiente:

NOMENCLATURA DE ÓXIDOS NO METÁLICOS U ANHIDRÍDOS

Resultan de la combinación de un no metal con el oxígeno. El no metal tiene Nox. positivo y es menos electronegativo que el oxígeno, el O tiene Nox. de -2. Para nombrarlos se utilizan los prefijos griegos mono, di, tri, tetra, penta (1, 2, 3, 4, 5, respectivamente) para indicar el número respectivo de átomos en el compuesto.

También es posible nombrarlos anteponiendo la palabra anhídrido seguido del no metal.

Algunos no metales pueden producir más de dos anhídridos, para designar éstos se consideran dos de ellos normales y se nombran con la terminación oso e ico, aquel que tiene menor Nox. lleva el prefijo hipo y la terminación oso, el que tiene mayor Nox. lleva el prefijo hiper y la terminación ico:

                       Hipo                 oso                  menor  Nox

                                               oso

Anhídridos                                                      normales o usuales

                       Per                   ico                   mayor Nox.

NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS

Resultan de la combinación de un no metal con el hidrógeno. El no metal corresponde a los aniones de los halógenos (serie de los haluros). En los hidrácidos el H siempre tiene Nox. +1. Para nombrarlos, se antepone la palabra ácido, seguida del no metal correspondiente con la terminación hídrico.

NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS

Resultan de la combinación del agua con los óxidos no metálicos. Son ácidos que contienen oxígeno. El hidrógeno tiene Nox. de +1. Para nombrarlos se antepone la palabra ácido, seguida del nombre del radical negativo correspondiente; por ejemplo:

SALES

Son el producto de la reacción química entre un ácido y una base o hidróxido.

H2SO4  +  2NaOH  –> Na2SO4  +  H2O                Na2SO4           Sulfato de sodio

NOMENCLATURA  DE  SALES BINARIAS

Son sales que provienen de los hidrácidos, por lo que en su molécula tienen un metal unido a un no metal. Para nombrarlas se cambia la terminación del no metal de hídrico a uro, seguida del nombre del metal correspondiente.

Na+1                                              y                    Cl-1                   NaCl                 Cloruro de sodio

Rb+1                                              I-1                                          RbI                   Yoduro de rubidio

Al+3                                                  Br-1                AlBr3                Bromuro de aluminio

Fe+3                                   S-2                    Fe2S3                Sulfuro férrico

NOMENCLATURA DE ÓXISALES

Son sales que derivan de los oxiácidos, por lo que contienen un metal unido a un radical negativo que contiene oxígeno. Se nombran cambiando la terminación del radical: Oso de los ácidos por ito e ico de los ácidos por ato y se hace seguir del nombre del metal correspondiente.

Na+1 y SO4-2                  Na2SO4             Sulfato de sodio                                  Pb(NO3)2           Nitrato de plomo II

Ca(ClO)2           Hipoclorito de calcio                FeCO3              Carbonato de Fierro III ó férrico

                                   KMNO4             Permanganato de potasio                    Mg3(PO4)2         Fosfato de magnesio

CARACTERÍSTICAS DE LAS SALES

Son el producto de la reacción de un ácido y una base, por lo que al disolverse en agua, pueden darle uno de estos pHs, dependiendo cual sea la dominante, si ambos compuestos son fuertes, entonces el pH resultante será neutro.

NOMENCLATURA DE SALES BÁSICAS.

En solución, dan pH mayores a 7; ejemplo:

NaOH + H2S                            Na2S                sulfuro de sodio

                                               Na2CO3                          carbonato de sodio

NOMENCLATURA DE SALES ÁCIDAS.

El pH es menor a 7. La molécula de las sales ácidas se presenta unida aun metal y aun radical negativo, pero entre ellos se encuentra el hidrógeno. Para nombrarlas se utiliza el nombre del radical para las sales con el prefijo bi y después se anota el nombre del metal.

                  LiOH           +          H2CO3         LiHCO3                  Bicarbonato de Litio

                  Ca(OH)2      +          H2CO3         Ca(HCO3)2             Bicarbonato de Calcio

                  Fe(OH)2       +          H2CO3         Fe(HSO4)2             Bisulfato ferroso

SALES NEUTRAS

El pH resultante de la disolución de estas sales es 7.

                  NaOH         +          HCl             NaCl                     Cloruro de sodio

                  KOH           +          HNO3          KNO3                                        Nitrato de potasio

NOMENCLATURA DE BASES O HIDRÓXIDOS

Resultan de la reacción entre un óxido metálico con el agua. En su fórmula llevan siempre un metal unido al radical OH. El radical OH trabaja con Nox. de -1. Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido seguido del metal correspondiente.

                  Na+1            y          OH-1                NaOH  hidróxido de sodio

                  Fe+2                                               Fe(OH)2 hidróxido de hierro II o h. ferroso

                  Fe+3                                               FE(OH)3 hidróxido de hierro III o H. férrico.

ELEMENTOS MÁS COMUNES Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN

TABLA DE CATIONES

LISTA DE ANIONES COMUNES E IMPORTANTES

El bromo y el yodo dan radicales similares a los del cloro con el oxigeno con metales de transición:

Enlaces químicos

TIPOS DE ENLACES

El enlace  químico es una fuerza que une a los átomos para formar una molécula, puede ser:

• Iónico: consiste en que unos átomos ganan y otros pierden electrones.
• Covalente: consiste en que los átomos comparten pares de electrones. Se tienen tres variantes: covalente polar, covalente no polar, y covalente coordinado.
• Metálico: Formado por elementos metálicos.

En forma general se puede predecir el tipo de enlace que hay en una molécula viendo únicamente los átomos de que está constituida.

Otra manera de predecir el tipo de enlace en una molécula es a partir de las diferencias de electronegatividades. Si ésta diferencia se encuentra entre los siguientes intervalos, el tipo de enlace será:

El 1.7 indica el carácter iónico y 50% de carácter covalente, en la medida que éste valor crece, el carácter iónico aumenta y viceversa; lo que indica que los compuestos iónicos tienen algo de carácter covalente.

Para que dos átomos se unan, es necesario que exista una diferencia de electronegatividades. Esta diferencia se calcula considerando:

D.E = Vma – Vme                   Donde:    D.E = Diferencia de electronegatividades

                                                                   Vma = Valor Mayor

                                                                   Vme = valor Menor

Ejemplo: NH3

N = 3.0             H = 2.1             D.E. =  3.0 – 2.1 = 0.9 = Enlace Covalente Polar

ENLACE  IÓNICO

El modelo iónico  para que se unan los átomos debe cumplir dos requisitos:

1. La energía de ionización par formar el catión debe ser baja
2. La afinidad electrónica para formar el anión deberá estar favorecida (el  átomo debe liberar energía).

Rb +Cl             RbxxCl              RbCl

Propiedades de los compuestos Iónicos.

-          Son sólidos

-          Puntos de Fusión y ebullición altos

-          Son sales iónicas polares y se disuelven en agua

-          Conducen la electricidad en soluciones acuosas

-          Forman cristales

-          Su densidad es mayor que la del agua.

Enlace covalente.- compartición de pares electrónicos entre átomos muy electronegativos. Quedando el par de enlace entre ambos, es decir, a la misma distancia entre cada átomo que comparte los electrones. La distancia que quede entre éste par y el átomo determinará si es no polar (estructura de Lewis).

H+H ——  H..H,             H-H

Enlace covalente no polar.- forma entre dos átomos que comparten uno ó más pares electrónicos, dichos átomos son de igual electronegatividad. Sus compuestos no son solubles en agua, forman moléculas verdaderas y diatómicas,  no son conductores del calor y la electricidad, tampoco forman estructuras cristalinas. Ejemplo: O2, N2, F2

Enlace covalente Polar.- genera entre dos átomos que comparten  uno o varios pares electrónicos, están más cerca del elemento  más electronegativo y se forma un dipolo-O O-H. Sus compuestos son solubles en agua y en solventes polares, presentan gran actividad química, conducen la electricidad. HCl, SO2.

Enlace covalente coordinado..- ndo dos átomos comparten un par electrónico, pero uno aporta dicho par y el otro lo acepta,  no modifica las propiedades del compuesto. En general, son líquidos, gases, o sólidos que subliman con facilidad, con puntos de ebullición y fusión bajos. Ejemplo, H2SO4, NH3.

Enlace por puente de hidrogeno.- En muchas moléculas donde hay H unido a un elemento muy electronegativo se establece una  unión intermolecular entre hidrógeno de una  molécula (carga parcial positiva)  y el elemento electronegativo de otra molécula. No es un verdadero enlace ya que se trata de  una atracción electrostática débil pero origina de un comportamiento especial de las sustancias que lo presentan, por ejemplo el agua, que por su peso molecular debía ser gas a temperatura ambiente, sin embargo es líquida, al solidificarse, se presenta una estructura tetraédrica en la que cada átomo de oxígeno está rodeado por otros cuatro y entre dos oxígenos está el hidrógeno, cada molécula es individual y como resultado de la estructura abierta el volumen aumenta cuando el agua se congela.

El puente de H puede afectar las siguientes propiedades: punto de ebullición y de fusión, viscosidad, densidad, calor de vaporización, presión de vapor, acidez, estas sustancias, generalmente tienen puntos de fusión y ebullición elevados, de alto poder de disociación de cristales iónicos.

Enlace metálico.- El enlace entre los metales no es entre sus átomos sino entre los cationes metálicos y lo que fueron sus electrones, de tal manera, que el sodio en su forma metálica es un conjunto ordenado de iones y un mar de electrones distribuidos entre ellos, donde el comportamiento de los electrones ocurre entre todos los núcleos metálicos, que poseen iguales valores de electronegatividad.

Aleaciones. Una aleación es una disolución sólida y se prepara disolviendo un metal en otro, cuando ambos están en estado líquido, la aleación tiene propiedades fisicoquímicas diferentes de los metales originales, Au con Ag y Cu, en proporción al 25% oro de 18 kilates. EJEMPLO:

Peltre 85% Sn, 7.3%  Cu,6% Bi, 1.7% Sb.                                Latón: 67% cu, 33% Zn.

Cuando los átomos de los metales que forman una aleación son prácticamente del mismo tamaño, (hasta 15% de diferencia) pueden reemplazarse fácilmente sin romper inaltérala estructura cristalina del metal, se tienen entonces aleaciones por sustitución como es el caso del oro con la palta, si la diferencia de tamaños es mayor, se tiene los átomos más pequeños ocupan huecos de los átomos mayores, teniendo entonces una aleación intersticial: acero.

Reacciones químicas

TIPOS DE REACCIÓN

Existen varios procedimientos mediante los cuales se forman los compuestos, entre los diferentes tipos de reacción se tienen:

• Síntesis o unión directa
• Sustitución o desplazamientos
• Doble sustitución metátesis
• Análisis o descomposición o separación

SÍNTESIS O UNIÓN DIRECTA.- Cuando los átomos o compuestos simples se unen entre sí para formar  compuestos más complejos se origina una reacción por síntesis o unión directa:

S(s)         +       O2(g) –>SO2(g)

CO2(g)     +       H2O(l) –>H2CO3(aq)        

MgO(s)    +       H2O (l) –>Mg(OH)2(aq)

SO2(g)     +       H2O (l) –>H2SO3(aq)       

NH3(g)      +       HCl(g) –>NH4Cl(g)         

Mg(s)       +       S(s) –>MgS(s)              

SO3(g)     +       H2O(l) –>H2SO4(aq)        

ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN.- Las reacciones en las que los compuestos se descomponen por la acción del calor en sus elementos o compuestos más sencillos, reciben el nombre de reacciones por análisis, descomposición o separación.

2HgO(s)       –>              2Hg(l)      +       O2(g)

CaCO3(s)      –>              Ca(s)       +       O2(g)

2MgO(g) –>      2Mg(s)    +       O2(g)

NH4NO3(s)      –>              NH4 (g)  +       NO3(s)

SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO.- Cuando un elemento por afinidad química reemplaza en el compuesto a aquel que tenga el mismo tipo de valencia, se origina una reacción por sustitución simple o desplazamiento.

H2SO4(aq)   +       Zn(s)      –>              ZnSO4(s)          +    H2(g)

2HCl(l)        +       Mg(s)      –>              MgCl2(g)          +    H2(g)

         2H3PO4(aq)  +       3Ca(s)      –>              Ca3PO4(aq)     +    3H2(g)

NH4NO3(g)   +       Br2 (l)      –>              2HBr(aq)          +    S (s)

DOBLE SUSTITUCIÓN.- Existe un tipo de reacción que generalmente se lleva acabo en solución acuosa, donde hay iones presentes, y se produce un intercambio entre ellos. A este tipo de reacción se le llama doble sustitución y se representa mediante el siguiente modelo matemático:

A+B-                 +          C+D-    –>     A+D-        +          C+B-

Ejemplos:

HCL(l)                 +          NaOH(aq)      –>              NaCl(s)          +          H2O(g)

2HCl(l)     +          Mg(aq)    –>     AgCl(g)            +          NaNO3(aq)

Reacción de Neutralización:

En este tipo de reacciones actúan un ácido y una base para tener como resultado una sal, cuyo pH es neutro, y agua. Ejemplo:

                                               HCl  + NaOH   –>     NaCl  +  H2O

De acuerdo a la energía calorífica involucrada, las reacciones químicas se clasifican en:

-          Endotérmicas: Reacción química en la que se absorbe o requiere calor. Ejemplo:

                                                                       ∆

                                                FeO  +  H2   –>      Fe   +   H2O

-          Exotérmicas: Reacción química en la que se libera o pierde calor. Ejemplo:

                                               2 HI   –>       H2   +   I2   + ∆ (calor)

-          Irreversible: Reacción química que se genera en una sola dirección, es una reacción directa. Ejemplo:

                                               HCl  + NaOH    –>     NaCl  +  H2O

-          Reversible: Reacción química que se genera en dos direcciones. Ejemplo:

                                   2Cl2  +  2H2O   –>       4HCl   +O2

Número de oxidación

Se define como el número que indica la valencia de un elemento, al cual se le agrega el signo + ó – .

Criterios para asignar el número de oxidación

1. El número de oxidación para un elemento sin combinar, de las moléculas simples o biatómicas, es igual a cero. Ejemplo: Al, H2, O2, Br, etc.
2. La suma algebraica de los números de oxidación es igual a cero. Ejemplo: Na+1Cl-1 = 0
3. El hidrógeno tiene número de oxidación igual a +1, excepto en hidruros en el que tiene número de oxidación -1. Ejemplo: H+1ClO, KOH+1,  Hidruros: MgH2-1, LiH-1.
4. El oxigeno tiene número de oxidación igual a -2, excepto en peróxidos en el que tiene número de oxidación -1. Ejemplo: CO2-2, Al2O3-2, H2O-2.  Peróxidos: K2O-1, H2O2-1
5. El número de oxidación de los metales es siempre positivo e igual a la carga del ión: KBr, MgSO4 Al(OH)3 .
6. El número de oxidación de los no metales en compuestos binarios son negativos y en ternarios son positivos.  Binarios: KCl-1,  ternarios: K2CO3-2
7. El número de oxidación de los halógenos en los hidrácidos y sus respectivas sales es -1. HF-1, HCl-1, NaCl-1, CaF2-1
8. El número de oxidación del azufre en sus hidrácidos y sus sales es -2. Ejemplo: H2S-2, Na2S-2, FeS-2