REACCIONES QUÍMICAS
Continuación parte II
Contiunuando con el tipo de reaciones que estamos revisando, ahora proponemos el siguiente modelo matemático:
A + BC ----------------------- AC + B
Este tipo de reacción es conocida como de “simple sustitución” y se define como aquella en la que los átomos de un elemento desplazan en un compuesto a los átomos de otro elemento. Es de hacer notar que el desplazamiento sucede siempre y cuando el átomo sustituyente (A), tenga mayor actividad que el átomo sustituido (B).
Ejemplos:
Zn + 2HCl ----------------------- ZnCl2 + H2↑
Fe + H2S ------------------------ FeS + H2↑
Cl2 + 2HBr ------------------------- 2HCl + Br2↑
Por último, describiremos otro tipo de reacción que se lleva a cabo generalmente en solución acuosa, donde hay iones presentes y se produce un intercambio entre ellos. A este tipo de reacción se le llama de “doble sustitución” y se presenta mediante el siguiente modelo matemático:
A+B + C+D --------------------------- A+D + C+B
Ejemplos:
HCl + NaOH --------------------------- NaCl + H2O
AgNO3 + NaCl ---------------------- AgCl + NaNo3
BaSO4 + NaHCO3 ---------------------------------------- Ba(HCO3) + Na2SO4
Concluimos que de acuerdo con la formación o ruptura de los enlaces de las sustancias que intervienen en una reacción química, éstas se pueden clasificar en cuatro tipos:
1. Sintesis: A + B ------------- AB
2. Análisis: AB ---------------- A + B
Energía
3. Simple sustitución: A + BC --------------- AC + B
4. Doble sustitución: AB + CD ----------------- AD + CB
Para completar correctamente los productos de una reacción química debemos observar las siguientes reglas:
1. Anotar el símbolo de los elementos participantes.
2. Escribir el número de oxidación de cada elemento.
3. El elemento con número de oxidación positivo (metal) o catión, siempre va del lado izquierdo.
4. El elemento con número de oxidación negativo (no metal) o anión, siempre va del lado derecho.
5. Intercambiar como subíndices los números de oxidación de cada elemento, haciendo caso omiso del signo.
6. La suma algebraica de los números de oxidación de los elementos, multiplicadas por los subíndices debe ser igual a cero.
7. El número de oxidación del hidrogeno en sus compuestos es + 1, excepto en el caso de los hidruros metálicos que es de 1.
8. El número de oxidación del oxigeno en sus compuestos es de 2, excepto en los peróxidos, que es de 1.
9. Todos los elementos en estado puro o sin combinar tienen como número de oxidación cero.
miércoles, 15 de abril de 2009
Reacciones Químicas I
Los cambios químicos en la materia ocurren cuando existe una transformación, tanto en la composición como en su estructura; estos cambios se llevan a cabo mediante reacciones químicas.
En realidad la mayoría de los artículos que adquirimos o consumimos, requieren para su elaboración de procesos químicos, bastaría con investigar cómo fueron elaborados los siguientes productos de uso diario (artículos de limpieza, alimentos bebidas, medicinas, etc.) para comprobar que todos ellos son el resultado de una serie de reacciones químicas. Sin embargo, existen una infinidad de procesos que ocurren a nuestro alrededor (crecimiento de las plantas, animales y el ser humano, la oxidación de los metales, la combustión de la madera, etc.) y que por su cotidianidad, se ven como hechos comunes, sin meditar que son productos de procesos químicos muy complicados.
Es importante el conocimiento de las reacciones químicas para poder controlarlas, y hacer que las substancias se conviertan en otras que satisfagan nuestras necesidades, intentando siempre utilizarlas en beneficio del hombre, reduciendo y previniendo el deterioro de nuestro ambiente.
En la mayoría de las reacciones químicas, los átomos, moléculas o iones que constituyen a las substancias que reaccionan (reactivos), al hacerlo sufren un reordenamiento como consecuencia de la ruptura y formación de nuevos enlaces entre ellos, originándose nuevas sustancias con características diferentes (productos).
Por ejemplo, cuando quemamos azufre (S) observamos que se forma un gas, que es el dióxido de azufre (SO2). Esta reacción química se lleva a cabo por rompimiento de los enlaces covalentes del azufre (S) y del oxigeno (O), y por la formación del enlace covalente entre el azufre (S) y el oxigeno (O) en el (SO2).
La reacción anterior se puede expresar mediante símbolos y fórmulas de las sustancias participantes.
S + O2 --------------- SO2
CALOR
Podemos concluir que una ecuación química es la representación abreviada y simbólica de una reacción química; además, nos proporciona un medio para mostrar en un cambio químico los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular en donde intervienen. Por lo general las reacciones químicas se emplean para describir los estados inicial y final del proceso.
Normalmente se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro los símbolos o fórmulas de las sustancias de las sustancias iníciales, reactivos o reactantes:
NaCl + AgNO3 ---------------------------------- NaNO3 + AgCl
reactivos
A la derecha de la ecuación, o segundo miembro, se escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman, o productos de la reacción.
NaCl + AgNO3 ---------------------------------- NaNO3 + AgCl
productos
Con el fin de representar con mayor fidelidad una reacción, es necesario que los símbolos o fórmulas de las especies participantes presenten todas las propiedades físicas y químicas de las mismas. Por Ejemplo: (g)₌ gas; (l)₌ líquido; (s)₌ sólido; (ac)₌ solución acuosa; (E) ₌ energía Δ₌ calor; (↑)₌ gas que se desprende en el proceso; (↓)₌ solido que se precipita; (→)₌ reacción irreversible; (↔)₌ reacción reversible.
Ejemplo;
2KClO3(s) + calor ------------------- 2 KCl(S) + 3O2 (g)↑
Na(s) + H2O ---------------------- NaOH(ac) + ½ H2 (g) ↑
TIPOS DE REACCIONES
Se puede observar que las fórmulas de las substancias que intervienen en el proceso se encuentran afectadas por un coeficiente, que nos indica el número de átomos o de moles, que intervienen en dicho proceso. De acuerdo con esto podemos escribir una ecuación general de la siguiente manera:
mA + nB ------------------- xC + yD
Dónde m,n,x,y .. Son coeficientes de cada término
Si la ecuación general consideramos que y ₌ 0, entonces nuesra ecuación se convierte en:
mA + nB -------------------- xC
o también
A + B ------------------ AB
Este tipo de reacción, en la que dos o más especies químicas sencillas se unen para formar un solo producto o especie más compleja, se llama: reacción de síntesis.
Ejemplo:
2H2(g) + O2(g) ---------------------------------- 2H2O (l)
H2 + Cl2(g) ------------------------------- 2HCl(g)
SO3(g) + H2O(l) ------------------------ H2SO3(ac)
CaO(s) + H2O ---------------------- Ca(OH)2(ac)
Si consideramos que el coeficiente “n” de la ecuación general es cro, entonces obtendremos:
mA -------------------------- xC + yD
Otra forma de expresarlo es:
AB ------------------------- A + B
A este tipo de reacción se le llama de análisis o de descomposición, y se define como aquella en la cual una especie química se descompone en dos o más productos, mediante la aplicación de una fuente de energía externa.
Ejemplos:
2H2O ------------------------ 2H2↑ + O2↑
Electricidad
2KClO3 ----------------------------------------- 2KCl + 3O2↑
Calor
CaCO3 ----------------------------------- CaO + CO2↑
De este modo podemos observar que euna reacción de análisis es contraria a una reacción de síntesis.
En realidad la mayoría de los artículos que adquirimos o consumimos, requieren para su elaboración de procesos químicos, bastaría con investigar cómo fueron elaborados los siguientes productos de uso diario (artículos de limpieza, alimentos bebidas, medicinas, etc.) para comprobar que todos ellos son el resultado de una serie de reacciones químicas. Sin embargo, existen una infinidad de procesos que ocurren a nuestro alrededor (crecimiento de las plantas, animales y el ser humano, la oxidación de los metales, la combustión de la madera, etc.) y que por su cotidianidad, se ven como hechos comunes, sin meditar que son productos de procesos químicos muy complicados.
Es importante el conocimiento de las reacciones químicas para poder controlarlas, y hacer que las substancias se conviertan en otras que satisfagan nuestras necesidades, intentando siempre utilizarlas en beneficio del hombre, reduciendo y previniendo el deterioro de nuestro ambiente.
En la mayoría de las reacciones químicas, los átomos, moléculas o iones que constituyen a las substancias que reaccionan (reactivos), al hacerlo sufren un reordenamiento como consecuencia de la ruptura y formación de nuevos enlaces entre ellos, originándose nuevas sustancias con características diferentes (productos).
Por ejemplo, cuando quemamos azufre (S) observamos que se forma un gas, que es el dióxido de azufre (SO2). Esta reacción química se lleva a cabo por rompimiento de los enlaces covalentes del azufre (S) y del oxigeno (O), y por la formación del enlace covalente entre el azufre (S) y el oxigeno (O) en el (SO2).
La reacción anterior se puede expresar mediante símbolos y fórmulas de las sustancias participantes.
S + O2 --------------- SO2
CALOR
Podemos concluir que una ecuación química es la representación abreviada y simbólica de una reacción química; además, nos proporciona un medio para mostrar en un cambio químico los reactivos y los productos, su composición atómica y la relación molecular en donde intervienen. Por lo general las reacciones químicas se emplean para describir los estados inicial y final del proceso.
Normalmente se escriben a la izquierda, es decir, en el primer miembro los símbolos o fórmulas de las sustancias de las sustancias iníciales, reactivos o reactantes:
NaCl + AgNO3 ---------------------------------- NaNO3 + AgCl
reactivos
A la derecha de la ecuación, o segundo miembro, se escriben los símbolos o fórmulas de las sustancias que se forman, o productos de la reacción.
NaCl + AgNO3 ---------------------------------- NaNO3 + AgCl
productos
Con el fin de representar con mayor fidelidad una reacción, es necesario que los símbolos o fórmulas de las especies participantes presenten todas las propiedades físicas y químicas de las mismas. Por Ejemplo: (g)₌ gas; (l)₌ líquido; (s)₌ sólido; (ac)₌ solución acuosa; (E) ₌ energía Δ₌ calor; (↑)₌ gas que se desprende en el proceso; (↓)₌ solido que se precipita; (→)₌ reacción irreversible; (↔)₌ reacción reversible.
Ejemplo;
2KClO3(s) + calor ------------------- 2 KCl(S) + 3O2 (g)↑
Na(s) + H2O ---------------------- NaOH(ac) + ½ H2 (g) ↑
TIPOS DE REACCIONES
Se puede observar que las fórmulas de las substancias que intervienen en el proceso se encuentran afectadas por un coeficiente, que nos indica el número de átomos o de moles, que intervienen en dicho proceso. De acuerdo con esto podemos escribir una ecuación general de la siguiente manera:
mA + nB ------------------- xC + yD
Dónde m,n,x,y .. Son coeficientes de cada término
Si la ecuación general consideramos que y ₌ 0, entonces nuesra ecuación se convierte en:
mA + nB -------------------- xC
o también
A + B ------------------ AB
Este tipo de reacción, en la que dos o más especies químicas sencillas se unen para formar un solo producto o especie más compleja, se llama: reacción de síntesis.
Ejemplo:
2H2(g) + O2(g) ---------------------------------- 2H2O (l)
H2 + Cl2(g) ------------------------------- 2HCl(g)
SO3(g) + H2O(l) ------------------------ H2SO3(ac)
CaO(s) + H2O ---------------------- Ca(OH)2(ac)
Si consideramos que el coeficiente “n” de la ecuación general es cro, entonces obtendremos:
mA -------------------------- xC + yD
Otra forma de expresarlo es:
AB ------------------------- A + B
A este tipo de reacción se le llama de análisis o de descomposición, y se define como aquella en la cual una especie química se descompone en dos o más productos, mediante la aplicación de una fuente de energía externa.
Ejemplos:
2H2O ------------------------ 2H2↑ + O2↑
Electricidad
2KClO3 ----------------------------------------- 2KCl + 3O2↑
Calor
CaCO3 ----------------------------------- CaO + CO2↑
De este modo podemos observar que euna reacción de análisis es contraria a una reacción de síntesis.
domingo, 29 de marzo de 2009
Tabla periódica
Continuación
Grupo IVA
El carbono es un no metal y es el elemento que inicia este grupo, al que también se le conoce como familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.
La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia que presentan en la disminución de sus puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo, indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.
El carbono puede considerarse como el más importante de este grupo, ya que a partir de carbono se forman todos los compuestos orgánicos; es decir la química de la vida. El silicio es un elemento muy abundante en la corteza terrestre y es utilizado en la fabricación de “Chips” de microcomputadoras. El germanio, por ser un semiconductor de la corriente eléctrica, es empleado en la manufactura de transmisores; y los últimos, el plomo y el estaño, tienen usos típicos de los metales.
6C 14Si 32Ge 50Sn 82Pb
Grupo VA
Este grupo se le conoce como familia del nitrógeno. Está compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales; el arsénico y el antimonio, son metaloides; y por el bismuto, que es un metal. La configuración electrónica externa que presenta (ns2np3). El nitrógeno, que existe en forma de gas diatómico, es un no metal, importante como compuesto principal de la atmósfera terrestre (alrededor del 78%), y es vital para las plantas y los animales. El fósforo es un no metal sólido de importancia biológica que al reaccionar con el oxigeno del aire arde violentamente con desprendimiento de grandes cantidades de calor.
7N 15P 33As 51Sb 83Bi
Grupo VIA
Forma la familia del oxigeno y está constituido por el oxigeno, azufre y selenio, que son no metales; así como telurio y polonio, que son metaloides. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tendencia de aceptar dos electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.
Los elementos de este grupo reaccionan con los no metales de otros grupos, formando compuestos moleculares, especialmente el oxigeno, que se encuentra en el aire en forma de molécula diatómica (O2) y de ozono (O3). Además, es muy reactivo, ya que forma compuestos con casi todos los elementos. Es necesario para la combustión y esencial para la vida.
8O 16S 34Se 52Te 84Po
Grupo VIIA
Conocidos como familia de los halógenos muestran una gran similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatómicas en su estado elemental. Son elementos muy reactivos a temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatino es un elemento radioactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón para completar su última capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la naturaleza.; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros. Forman compuestos iónicos con los metales alcalinos o alcalinotérreos y compuestos moleculares entre ellos o con otros no metales.
9F 17Cl 35Br 5I 85At
Grupo VIIIA o grupo cero
En este grupo se encuentran los gases nobles; helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen su última capa electrónica completa (ns2np6), excepto el helio, cuya única capa es (1s2), que también está completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es poca o casi nula. No presentan tendencia a ganar electrones; debido a esto, durante muchos años se le llamó gases inertes, pues se pensaba que no reaccionaban. En la actualidad, se han logrado sintetizar algunos compuestos, pero comúnmente se emplean como gases puros.
El helio es el más ligero. Comparado con el aire, tiene la séptima parte de su peso; por lo tanto, tiene un poder de elevación considerable. El argón es un excelente conductor de calor, y se utiliza en bulbos de luz y soldadura de magnesio para evitar la oxidación. El neón es ampliamente utilizado en los comercios, en anuncios luminosos.
2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
Grupos B
A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica, se les conoce como elementos de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcialmente ocupado su orbital d o f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los ubicados en el periodo 6 comprenden a la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como metales de transición interna.
Para los elementos de transición del bloque d, los átomos pueden tener uno y nueve electrones en dicho orbital. Cuando el orbital d se encuentra lleno, el elemento deja de ser de transición. Todos los elementos de transición son metales de gran importancia en el nivel industrial por tener altos puntos de fusión y buenas propiedades mecánicas.
Grupo IVA
El carbono es un no metal y es el elemento que inicia este grupo, al que también se le conoce como familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.
La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia que presentan en la disminución de sus puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo, indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.
El carbono puede considerarse como el más importante de este grupo, ya que a partir de carbono se forman todos los compuestos orgánicos; es decir la química de la vida. El silicio es un elemento muy abundante en la corteza terrestre y es utilizado en la fabricación de “Chips” de microcomputadoras. El germanio, por ser un semiconductor de la corriente eléctrica, es empleado en la manufactura de transmisores; y los últimos, el plomo y el estaño, tienen usos típicos de los metales.
6C 14Si 32Ge 50Sn 82Pb
Grupo VA
Este grupo se le conoce como familia del nitrógeno. Está compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales; el arsénico y el antimonio, son metaloides; y por el bismuto, que es un metal. La configuración electrónica externa que presenta (ns2np3). El nitrógeno, que existe en forma de gas diatómico, es un no metal, importante como compuesto principal de la atmósfera terrestre (alrededor del 78%), y es vital para las plantas y los animales. El fósforo es un no metal sólido de importancia biológica que al reaccionar con el oxigeno del aire arde violentamente con desprendimiento de grandes cantidades de calor.
7N 15P 33As 51Sb 83Bi
Grupo VIA
Forma la familia del oxigeno y está constituido por el oxigeno, azufre y selenio, que son no metales; así como telurio y polonio, que son metaloides. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tendencia de aceptar dos electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.
Los elementos de este grupo reaccionan con los no metales de otros grupos, formando compuestos moleculares, especialmente el oxigeno, que se encuentra en el aire en forma de molécula diatómica (O2) y de ozono (O3). Además, es muy reactivo, ya que forma compuestos con casi todos los elementos. Es necesario para la combustión y esencial para la vida.
8O 16S 34Se 52Te 84Po
Grupo VIIA
Conocidos como familia de los halógenos muestran una gran similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatómicas en su estado elemental. Son elementos muy reactivos a temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatino es un elemento radioactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón para completar su última capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la naturaleza.; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros. Forman compuestos iónicos con los metales alcalinos o alcalinotérreos y compuestos moleculares entre ellos o con otros no metales.
9F 17Cl 35Br 5I 85At
Grupo VIIIA o grupo cero
En este grupo se encuentran los gases nobles; helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen su última capa electrónica completa (ns2np6), excepto el helio, cuya única capa es (1s2), que también está completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es poca o casi nula. No presentan tendencia a ganar electrones; debido a esto, durante muchos años se le llamó gases inertes, pues se pensaba que no reaccionaban. En la actualidad, se han logrado sintetizar algunos compuestos, pero comúnmente se emplean como gases puros.
El helio es el más ligero. Comparado con el aire, tiene la séptima parte de su peso; por lo tanto, tiene un poder de elevación considerable. El argón es un excelente conductor de calor, y se utiliza en bulbos de luz y soldadura de magnesio para evitar la oxidación. El neón es ampliamente utilizado en los comercios, en anuncios luminosos.
2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
Grupos B
A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica, se les conoce como elementos de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcialmente ocupado su orbital d o f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los ubicados en el periodo 6 comprenden a la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como metales de transición interna.
Para los elementos de transición del bloque d, los átomos pueden tener uno y nueve electrones en dicho orbital. Cuando el orbital d se encuentra lleno, el elemento deja de ser de transición. Todos los elementos de transición son metales de gran importancia en el nivel industrial por tener altos puntos de fusión y buenas propiedades mecánicas.
miércoles, 25 de marzo de 2009
Tabla periódica
Una de las mayores fuentes de información con la que cuenta el estudiante de Biotecnología, Química y Bioquímica es la tabla periódica. En ella se encuentran clasificados los elementos a partir de la similitud de sus propiedades, a las que repetirse a intervalos regulares se les denomina propiedades periódicas.
La estructura de la tabla periódica se debe a las propuestas de Mendeleiev, Meyer y Moseley, así como por A. Warner. Al analizar la tabla periódica encontramos a los elementos ordenados en forma creciente a partir de su número atómico, distribuidos en períodos y grupos, en forma horizontal y vertical, respectivamente. Además, nos señala cuáles son metales, no metales, metales de transición y otros grupos de elementos conocidos como tierras raras.
La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos conocidos actualmente, por orden creciente de su número atómico. Varios fueron los intentos que se hicieron desde 1817 hasta 1914 y más recientemente aún, para clasificar los elementos.
La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna, de Alfred Werner. Esta tabla recoge todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodo progresivo de los electrones de valencia en los niveles de energía {periodos}. Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos.
Además de que los elementos se encuentran ubicados en la tabla periódica en orden creciente, atendiendo a su número atómico y, por consecuencia, su configuración electrónica, podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, periodos, grupos o familias y bloques.
Clases de elementos.
Cuando los elementos se clasifican de acuerdo con sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales.
Metales
Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el período dos, el sodio en más reactivo porque tiene un electrón de valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más.
Na11 1s2 2s2 2p6 3s1 Capa externa 1 electrón de valencia
Al13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Capa externa 3 electrones de valencia
No metales
Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa con ocho y, así lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su última órbita es menor y, por o tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el más reactivo es el fluor, con número atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electrones en su capa de valencia, los del fluor son atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo, que los del yodo, que están en el nivel cinco.
Metaloides
Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio, que se encuentran abajo y arriba de la líneas en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.
Periodos
La tabla periódica larga se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. Estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. El número del período donde se encuentre ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones; por ejemplo, el hierro (fierro) está ubicado en el periodo 4, que es el nivel máximo de energía en el que tiene electrones.
Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Máximo nivel de energía con electrones
A los tres primeros periodos se les denomina periodos cortos, y a los cuatro restantes periodos largos. En la siguiente tabla se indica el número de elementos que integran cada periodo.
Periodos
(Niveles de energía) No. de elementos Inicia en Termina con Subniveles
1 2 H He 1s
2 8 Li Ne 2s 2p
3 8 Na Ar 3s 3p
4 18 K Kr 4s 3d 4p
5 18 Rb Xe 5s 4d 5p
6 32 Cs Rn 6s 4f 5d 6p
7 23 Fr Une 7s 5f 6d
Características de los periodos
Como podrás observar en la tabla periódica, el séptimo periodo, que inicia con el francio, tiene lugares vacios destinados a nuevos elementos que se espera tengan propiedades similares a las de los elementos del grupo que les corresponda.
Grupos o familias
Son un conjunto de elementos que tienen propiedades muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se le llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición.
Descripción de los grupos o familias
Grupo IA
Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrógeno, que es un no metal), muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como aceites o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA formando compuestos iónicos.
Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con número de oxidación de + 1. Estos metales son los más electropositivos. El francio que es el último elemento de este grupo es radioactivo.
En la tabla periódica se coloca al hidrógeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos.
1H 3Li 11Na 19K 37Rb 56Cs 87Fr
Grupo IA
Grupo IIA
Presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que ellos y se les conoce como metales alcalino-térreos. Con el oxigeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.
Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su número de oxidación es de +2.
La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxigeno formando óxidos sólo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radioactivo.
Grupo IIA
4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra
Grupo IIIA
Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual al combinarse con el oxigeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2 np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.
Grupo IIIA
5B 13Al 31Ga 49In 81Tl
La estructura de la tabla periódica se debe a las propuestas de Mendeleiev, Meyer y Moseley, así como por A. Warner. Al analizar la tabla periódica encontramos a los elementos ordenados en forma creciente a partir de su número atómico, distribuidos en períodos y grupos, en forma horizontal y vertical, respectivamente. Además, nos señala cuáles son metales, no metales, metales de transición y otros grupos de elementos conocidos como tierras raras.
La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos conocidos actualmente, por orden creciente de su número atómico. Varios fueron los intentos que se hicieron desde 1817 hasta 1914 y más recientemente aún, para clasificar los elementos.
La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna, de Alfred Werner. Esta tabla recoge todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodo progresivo de los electrones de valencia en los niveles de energía {periodos}. Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos.
Además de que los elementos se encuentran ubicados en la tabla periódica en orden creciente, atendiendo a su número atómico y, por consecuencia, su configuración electrónica, podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, periodos, grupos o familias y bloques.
Clases de elementos.
Cuando los elementos se clasifican de acuerdo con sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales.
Metales
Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el período dos, el sodio en más reactivo porque tiene un electrón de valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más.
Na11 1s2 2s2 2p6 3s1 Capa externa 1 electrón de valencia
Al13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Capa externa 3 electrones de valencia
No metales
Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa con ocho y, así lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su última órbita es menor y, por o tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el más reactivo es el fluor, con número atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electrones en su capa de valencia, los del fluor son atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo, que los del yodo, que están en el nivel cinco.
Metaloides
Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio, que se encuentran abajo y arriba de la líneas en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.
Periodos
La tabla periódica larga se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. Estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. El número del período donde se encuentre ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones; por ejemplo, el hierro (fierro) está ubicado en el periodo 4, que es el nivel máximo de energía en el que tiene electrones.
Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Máximo nivel de energía con electrones
A los tres primeros periodos se les denomina periodos cortos, y a los cuatro restantes periodos largos. En la siguiente tabla se indica el número de elementos que integran cada periodo.
Periodos
(Niveles de energía) No. de elementos Inicia en Termina con Subniveles
1 2 H He 1s
2 8 Li Ne 2s 2p
3 8 Na Ar 3s 3p
4 18 K Kr 4s 3d 4p
5 18 Rb Xe 5s 4d 5p
6 32 Cs Rn 6s 4f 5d 6p
7 23 Fr Une 7s 5f 6d
Características de los periodos
Como podrás observar en la tabla periódica, el séptimo periodo, que inicia con el francio, tiene lugares vacios destinados a nuevos elementos que se espera tengan propiedades similares a las de los elementos del grupo que les corresponda.
Grupos o familias
Son un conjunto de elementos que tienen propiedades muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se le llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición.
Descripción de los grupos o familias
Grupo IA
Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrógeno, que es un no metal), muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como aceites o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA formando compuestos iónicos.
Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con número de oxidación de + 1. Estos metales son los más electropositivos. El francio que es el último elemento de este grupo es radioactivo.
En la tabla periódica se coloca al hidrógeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos.
1H 3Li 11Na 19K 37Rb 56Cs 87Fr
Grupo IA
Grupo IIA
Presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que ellos y se les conoce como metales alcalino-térreos. Con el oxigeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.
Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su número de oxidación es de +2.
La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxigeno formando óxidos sólo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radioactivo.
Grupo IIA
4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra
Grupo IIIA
Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual al combinarse con el oxigeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2 np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.
Grupo IIIA
5B 13Al 31Ga 49In 81Tl
lunes, 9 de marzo de 2009
Nomenclatura química inorganica II
CONTINUACIÓN
Las substancias se caracterizan por su nombre y por sus propiedades físicas y químicas. Sin embargo, existen varios nombres mal empleados, confusos o raros.
Ejemplos:
Aceite de vitriolo (ácido sulfúrico)
Vitriolo azul (sulfato de cobre)
Cal viva (óxido de calcio)
Cal apagada (hidróxido de calcio)
Si tuviéramos que dar una lista completa de las propiedades de las substancias tal como puntos de fusión, ebullición, color, estado físico, etc., sería una lista interminable que difícilmente alguien puede retener en la memoria, es más fácil dar un nombre a la substancia y de esta manera asociar todas sus propiedades.
Lo mejor a los ojos de un químico es: la fórmula. Una fórmula al igual que un símbolo, representa una gran cantidad de información química cuantitativa y cualitativa.
FORMULAS QUIMICAS
Una fórmula es la representación de la manera en que ésta constituido un compuesto. Por ejemplo la fórmula: H2O, nos dice que el agua contiene dos elementos hidrógeno, H y oxigeno O. Además nos dice que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxigeno. La fórmula también nos indica si los átomos están unidos entre sí mediante electrones compartidos (enlaces covalentes) o mediante atracción electrostática de iones de cargas opuestas (enlace electrovalentes).
¿Qué debemos hacer para dar nombres a tantas fórmulas?
Lo primero es emplear una nomenclatura adecuada.
Para facilitar la comunicación entre las fórmulas surgió la necesidad de elaborar un lenguaje único, sistematizado y uniforme para identificar a las substancias químicas. Este lenguaje ha sido desarrollado por la IUPAC (UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA) la cual está en estudio constante, con el fin de adaptarlo a los compuestos descubiertos cada año.
Nomenclatura trivial
Existen compuestos que tienen nombres que tienen nombres que no siguen las reglas de la IUPAC, estos nombres son considerados triviales o comunes y se aprende en la práctica y no con reglas; a continuación se anotan algunos compuestos con sus nombres más comunes:
H2O Agua
NH3 Amoniaco
N2H4 Hidrazina
Al2O3 Alúmina
CaO Cal
NaOH Sosa caústica
KOH Potasa
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para recordar las fórmulas de los compuestos y escribirlas correctamente, resulta útil el empleo de un sistema de oxidación denominado números de oxidación. El sistema de números de oxidación se desarrollo basándose en la composición de los compuestos, las electronegatividades relativas de los elementos que forman los compuestos y una serie de reglas y criterios arbitrarios.
Algunas de estas reglas arbitrarias son:
a. El número de oxidación de un elemento no combinado es 0.
b. En un compuesto, los elementos más electronegativos poseen número de oxidación negativo, mientras que los elementos menos electronegativos poseen estados de oxidación positivos.
c. En cada fórmula de un compuesto, la suma de los números de oxidación negativos es igual a la suma de los números de oxidación positivos; es decir, la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto, siempre debe ser igual a cero, porque las moléculas son neutras.
Ejemplos:
Na₊1 Cl₋1
Na2SO4 Na2₊1 S₊6 O 4₋2
CO2 calcule el No. de oxidación
Cl 2O7 calcule el No. de oxidación
OF2 calcule el No. de oxidación
La tabla periódica es una guía, al establecernos algunos criterios que serán de utilidad para predecir los No. de oxidación de los elementos, en función al grupo al que pertenecen. Observe la siguiente tabla:
GRUPOS IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
No. de
oxidaci
ón +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
+2 +3 +4 +5
2 +1 +2 +3
+1
4 3 2 1
Como puede observarse, los elementos del grupo IA siempre tienen número de oxidación de +1, (el hidrógeno al combinarse con metales tiene número de oxidación 1; pero al combinarse con no metales su número de oxidación es de +1).
En el grupo VIA, está el oxigeno que siempre tiene un Número de oxidación de 2 (sólo en los peróxidos su número de oxidación es 1).
También puede observarse que los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, tiene números de oxidación variables. Esto sucede porque ciertos elementos ceden o comparten sus electrones de varias maneras.
Por ejemplo, el Fe (tiene número de oxidación variable al igual que otros elementos de transición) presenta números de oxidación de +2 y +3. Para evitar ambigüedades en los nombres de los compuestos, se indica el número de oxidación con números romanos.
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
FeSO4 Sulfato de hierro II
Este tipo de nomenclatura es muy reciente por lo que en la mayoría de los textos, la nomenclatura normal es un poco diferente. A los compuestos de un mismo elemento con número de oxidación menor se le da la terminación oso y a los de números de oxidación mayor se les da la terminación ico.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl3 Cloruro férrico
FeSO4 Sulfato ferroso
Fe 2(SO4)3 Sulfato férrico
Las substancias se caracterizan por su nombre y por sus propiedades físicas y químicas. Sin embargo, existen varios nombres mal empleados, confusos o raros.
Ejemplos:
Aceite de vitriolo (ácido sulfúrico)
Vitriolo azul (sulfato de cobre)
Cal viva (óxido de calcio)
Cal apagada (hidróxido de calcio)
Si tuviéramos que dar una lista completa de las propiedades de las substancias tal como puntos de fusión, ebullición, color, estado físico, etc., sería una lista interminable que difícilmente alguien puede retener en la memoria, es más fácil dar un nombre a la substancia y de esta manera asociar todas sus propiedades.
Lo mejor a los ojos de un químico es: la fórmula. Una fórmula al igual que un símbolo, representa una gran cantidad de información química cuantitativa y cualitativa.
FORMULAS QUIMICAS
Una fórmula es la representación de la manera en que ésta constituido un compuesto. Por ejemplo la fórmula: H2O, nos dice que el agua contiene dos elementos hidrógeno, H y oxigeno O. Además nos dice que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxigeno. La fórmula también nos indica si los átomos están unidos entre sí mediante electrones compartidos (enlaces covalentes) o mediante atracción electrostática de iones de cargas opuestas (enlace electrovalentes).
¿Qué debemos hacer para dar nombres a tantas fórmulas?
Lo primero es emplear una nomenclatura adecuada.
Para facilitar la comunicación entre las fórmulas surgió la necesidad de elaborar un lenguaje único, sistematizado y uniforme para identificar a las substancias químicas. Este lenguaje ha sido desarrollado por la IUPAC (UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA) la cual está en estudio constante, con el fin de adaptarlo a los compuestos descubiertos cada año.
Nomenclatura trivial
Existen compuestos que tienen nombres que tienen nombres que no siguen las reglas de la IUPAC, estos nombres son considerados triviales o comunes y se aprende en la práctica y no con reglas; a continuación se anotan algunos compuestos con sus nombres más comunes:
H2O Agua
NH3 Amoniaco
N2H4 Hidrazina
Al2O3 Alúmina
CaO Cal
NaOH Sosa caústica
KOH Potasa
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para recordar las fórmulas de los compuestos y escribirlas correctamente, resulta útil el empleo de un sistema de oxidación denominado números de oxidación. El sistema de números de oxidación se desarrollo basándose en la composición de los compuestos, las electronegatividades relativas de los elementos que forman los compuestos y una serie de reglas y criterios arbitrarios.
Algunas de estas reglas arbitrarias son:
a. El número de oxidación de un elemento no combinado es 0.
b. En un compuesto, los elementos más electronegativos poseen número de oxidación negativo, mientras que los elementos menos electronegativos poseen estados de oxidación positivos.
c. En cada fórmula de un compuesto, la suma de los números de oxidación negativos es igual a la suma de los números de oxidación positivos; es decir, la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto, siempre debe ser igual a cero, porque las moléculas son neutras.
Ejemplos:
Na₊1 Cl₋1
Na2SO4 Na2₊1 S₊6 O 4₋2
CO2 calcule el No. de oxidación
Cl 2O7 calcule el No. de oxidación
OF2 calcule el No. de oxidación
La tabla periódica es una guía, al establecernos algunos criterios que serán de utilidad para predecir los No. de oxidación de los elementos, en función al grupo al que pertenecen. Observe la siguiente tabla:
GRUPOS IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
No. de
oxidaci
ón +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
+2 +3 +4 +5
2 +1 +2 +3
+1
4 3 2 1
Como puede observarse, los elementos del grupo IA siempre tienen número de oxidación de +1, (el hidrógeno al combinarse con metales tiene número de oxidación 1; pero al combinarse con no metales su número de oxidación es de +1).
En el grupo VIA, está el oxigeno que siempre tiene un Número de oxidación de 2 (sólo en los peróxidos su número de oxidación es 1).
También puede observarse que los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, tiene números de oxidación variables. Esto sucede porque ciertos elementos ceden o comparten sus electrones de varias maneras.
Por ejemplo, el Fe (tiene número de oxidación variable al igual que otros elementos de transición) presenta números de oxidación de +2 y +3. Para evitar ambigüedades en los nombres de los compuestos, se indica el número de oxidación con números romanos.
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
FeSO4 Sulfato de hierro II
Este tipo de nomenclatura es muy reciente por lo que en la mayoría de los textos, la nomenclatura normal es un poco diferente. A los compuestos de un mismo elemento con número de oxidación menor se le da la terminación oso y a los de números de oxidación mayor se les da la terminación ico.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl3 Cloruro férrico
FeSO4 Sulfato ferroso
Fe 2(SO4)3 Sulfato férrico
domingo, 8 de marzo de 2009
Aprendiendo a nombrar los compuestos químicos
UNIDAD 3:
APRENDIENDO A NOMBRAR LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
3.1: Sales; 3.2: Óxidos; 3.3: Ácidos; 3.4 Hidruros; 3.5; Hidróxidos
3.1: LAS SALES
Son compuestos iónicos que se forman de dos iones:
a. Un ión positivo llamado catión, en la formula siempre se escribe primero, pero se nombra al final.
b. Un ión negativo llamado anión, en la formula siempre se escribe al final y se nombra al principio.
CATIÓN: Los cationes monoatómicos están formados casi siempre de elementos metálicos. Estos iones toman el nombre del elemento mismo.
Ejemplos;
2 3
Na ión sodio Zn ión zinc Al ión aluminio
Si el elemento puede formar MÁS DE UN IÓN POSITIVO, la carga positiva del ión se indica por el número romano después del nombre del metal.
Ejemplos:
2 3 2
Fe ión fierro II Fe ión fierro III Cu ión cobre I Cu ión cobre II
Un método antiguo que todavía se utiliza mucho para distinguir entre dos cargas diferentes de un ión metálico, emplear las terminaciones “OSO” o “ICO”; estas terminaciones representan la carga más baja y la más alta del ión respectivamente. Se utiliza la raíz latina del elemento.
Ejemplos;
2 3
Fe ión ferroso Fe ión férrico
2
Cu ión cuproso Cu ión cúprico
Los únicos cationes poli atómicos son los que se mencionan a continuación:
2
NH4 ión amonio Hg ión mercurio I o mercurioso
3.2: OXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un METAL con el OXIGENO(número de oxidación 2) se forman los óxidos básicos o metálicos.
METAL OXIGENO OXIDO BÁSICO
REGLA DE NOMENCLATIRA.
1. Para escribir la formula se escribe primero el metal (catión) y posteriormente el el oxigeno (anión).
2. Para nombrar los óxidos se escribe primero la palabra “oxido” seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
2 3 2
Na O Na2O oxido de sodio Al O Al2 O3 oxido de aluminio
Cuando el metal tiene varios estados de oxidación como es el caso de los metales de transición (Grupo B de la tabla periódica), el estado de oxidación del metal se indica con un número romano después del nombre.
Ejemplos;
2 2
Fe O FeO oxido de fierro II o oxido ferroso
3
Fe O Fe2 O3 oxido de fierro III o oxido ferrico
OXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un NO METAL con el OXIGENO (número de oxidación 2) se forman los óxidos ácidos o anhídridos.
NO METAL OXIGENO OXIDOS ÁCIDOS
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar los óxidos ácidos, se usan los prefijos mono, de, tri, tetra, etc, para indicar el número de átomos de “oxigeno” y el número de átomos del “no metal”.
Ejemplos;
CO Monóxido de carbono
SO3 Trióxido de azufre
N2 O5 Pentaóxido de nitrógeno
P4 O10 Decaóxido de tetra fósforo
Nota: Los ÓXIDOS ÁCIDOS o ANHÍDRIDOS al reaccionar con AGUA OXIÁCIDOS (ácidos con oxigeno).
OXIDO ÁCIDO AGUA OXIÁCIDOS
SO3 H2 O H2SO4
CO2 H2O H2CO3
3.3: ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácidobromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
RECUERDE QUE; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) → HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
3.4: HIDRUROS
HIDRUROS IONICOS O METALICOS. Son compuestos binarios. El hidrogeno forma hidruros iónicos con los metales más electropositivos como son los alcalinos y alcalino-térreos, adquiriendo el hidrógeno carga negativa.
METAL HIDROGENO HIDRURO
REGLA DE NOMENCLATURA
La nomenclatura de los hidruros iónicos ó metálicos se hace con la palabra “hidruro” la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
Na H NaH hidruro de sodio
2
Ca H CaH hidruro de calcio
HIDRUROS COVALENTES. Son compuestos binarios. Los compuestos más numerosos del hidrógeno son aquellos en los cuales forman uniones covalentes, el número de los compuestos del hidrógeno con el carbono es enorme y la mayoría de los elementos NO METALICOS forman varios compuestos con el hidrógeno.
NO METAL HIDROGENO HIDRURO COVALENTE
REGLA DE NOMENCLATURA
En los hidruros covalentes más conocidos el nombre común prevalece más que el correspondiente a la nomenclatura sistemática (IUPAC).
Ejemplos;
CH4 Metano Hidruro de Carbono
NH3 Amoniaco Hidruro de nitrógeno
PH3 Fosfina Hidruro de Fósforo
3.5: HIDROXIDOS
Cuando se combina un OXIDO BÁSICO ó METÁLICO con el agua se forma un HIDROXIDO.
OXIDO BÁSICO AGUA HIDRÓXIDO
Los hidróxidos se caracterizan por tener el radical hidróxido (OH), también llamado oxidrilo o hidroxilo.
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar estos compuestos se escribe la palabra “hidróxido”, seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal” indicando su número de oxidación con número romano (si este presenta varios números de oxidación).
Ejemplos;
K OH KOH hidróxido de potasio
2
Sr OH Sr(OH)2 hidróxido de estroncio
2
Cu OH Cu(OH)2 hidróxido de cobre II
4
Sn OH Sn(OH)4 hidróxido de estaño IV
APRENDIENDO A NOMBRAR LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
3.1: Sales; 3.2: Óxidos; 3.3: Ácidos; 3.4 Hidruros; 3.5; Hidróxidos
3.1: LAS SALES
Son compuestos iónicos que se forman de dos iones:
a. Un ión positivo llamado catión, en la formula siempre se escribe primero, pero se nombra al final.
b. Un ión negativo llamado anión, en la formula siempre se escribe al final y se nombra al principio.
CATIÓN: Los cationes monoatómicos están formados casi siempre de elementos metálicos. Estos iones toman el nombre del elemento mismo.
Ejemplos;
2 3
Na ión sodio Zn ión zinc Al ión aluminio
Si el elemento puede formar MÁS DE UN IÓN POSITIVO, la carga positiva del ión se indica por el número romano después del nombre del metal.
Ejemplos:
2 3 2
Fe ión fierro II Fe ión fierro III Cu ión cobre I Cu ión cobre II
Un método antiguo que todavía se utiliza mucho para distinguir entre dos cargas diferentes de un ión metálico, emplear las terminaciones “OSO” o “ICO”; estas terminaciones representan la carga más baja y la más alta del ión respectivamente. Se utiliza la raíz latina del elemento.
Ejemplos;
2 3
Fe ión ferroso Fe ión férrico
2
Cu ión cuproso Cu ión cúprico
Los únicos cationes poli atómicos son los que se mencionan a continuación:
2
NH4 ión amonio Hg ión mercurio I o mercurioso
3.2: OXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un METAL con el OXIGENO(número de oxidación 2) se forman los óxidos básicos o metálicos.
METAL OXIGENO OXIDO BÁSICO
REGLA DE NOMENCLATIRA.
1. Para escribir la formula se escribe primero el metal (catión) y posteriormente el el oxigeno (anión).
2. Para nombrar los óxidos se escribe primero la palabra “oxido” seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
2 3 2
Na O Na2O oxido de sodio Al O Al2 O3 oxido de aluminio
Cuando el metal tiene varios estados de oxidación como es el caso de los metales de transición (Grupo B de la tabla periódica), el estado de oxidación del metal se indica con un número romano después del nombre.
Ejemplos;
2 2
Fe O FeO oxido de fierro II o oxido ferroso
3
Fe O Fe2 O3 oxido de fierro III o oxido ferrico
OXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un NO METAL con el OXIGENO (número de oxidación 2) se forman los óxidos ácidos o anhídridos.
NO METAL OXIGENO OXIDOS ÁCIDOS
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar los óxidos ácidos, se usan los prefijos mono, de, tri, tetra, etc, para indicar el número de átomos de “oxigeno” y el número de átomos del “no metal”.
Ejemplos;
CO Monóxido de carbono
SO3 Trióxido de azufre
N2 O5 Pentaóxido de nitrógeno
P4 O10 Decaóxido de tetra fósforo
Nota: Los ÓXIDOS ÁCIDOS o ANHÍDRIDOS al reaccionar con AGUA OXIÁCIDOS (ácidos con oxigeno).
OXIDO ÁCIDO AGUA OXIÁCIDOS
SO3 H2 O H2SO4
CO2 H2O H2CO3
3.3: ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácidobromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
RECUERDE QUE; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) → HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
3.4: HIDRUROS
HIDRUROS IONICOS O METALICOS. Son compuestos binarios. El hidrogeno forma hidruros iónicos con los metales más electropositivos como son los alcalinos y alcalino-térreos, adquiriendo el hidrógeno carga negativa.
METAL HIDROGENO HIDRURO
REGLA DE NOMENCLATURA
La nomenclatura de los hidruros iónicos ó metálicos se hace con la palabra “hidruro” la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
Na H NaH hidruro de sodio
2
Ca H CaH hidruro de calcio
HIDRUROS COVALENTES. Son compuestos binarios. Los compuestos más numerosos del hidrógeno son aquellos en los cuales forman uniones covalentes, el número de los compuestos del hidrógeno con el carbono es enorme y la mayoría de los elementos NO METALICOS forman varios compuestos con el hidrógeno.
NO METAL HIDROGENO HIDRURO COVALENTE
REGLA DE NOMENCLATURA
En los hidruros covalentes más conocidos el nombre común prevalece más que el correspondiente a la nomenclatura sistemática (IUPAC).
Ejemplos;
CH4 Metano Hidruro de Carbono
NH3 Amoniaco Hidruro de nitrógeno
PH3 Fosfina Hidruro de Fósforo
3.5: HIDROXIDOS
Cuando se combina un OXIDO BÁSICO ó METÁLICO con el agua se forma un HIDROXIDO.
OXIDO BÁSICO AGUA HIDRÓXIDO
Los hidróxidos se caracterizan por tener el radical hidróxido (OH), también llamado oxidrilo o hidroxilo.
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar estos compuestos se escribe la palabra “hidróxido”, seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal” indicando su número de oxidación con número romano (si este presenta varios números de oxidación).
Ejemplos;
K OH KOH hidróxido de potasio
2
Sr OH Sr(OH)2 hidróxido de estroncio
2
Cu OH Cu(OH)2 hidróxido de cobre II
4
Sn OH Sn(OH)4 hidróxido de estaño IV
miércoles, 4 de marzo de 2009
Fuerzas Intermoleculares
Existe un tipo de fuerzas que, aunque no son verdaderos enlaces, interaccionan entre una y otra molécula produciendo una fuerza de atracción entre ellas. Estas fuerzas son conocidas como fuerzas intermoleculares y son las siguientes: el puente de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
PUENTE DE HIDRÓGENO
Este tipo de fuerzas se presenta en compuestos que contienen enlaces covalentes entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo, como el flúor (H-F), oxigeno (H-O), o nitrógeno (H-N, originando una atracción dipolo dipolo muy fuerte. Este tipo de enlace se produce cuando un átomo de hidrógeno de una molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula.
La atracción molecular por puente de hidrogeno se puede presentar entre las mismas o entre diferentes moléculas. Se señala con una línea de puntos (.....) como se muestra en el ejemplo, (que el docente presentara en clase).
Los compuestos cuyas moléculas presentan atracción por puente de hidrógeno tienen puntos de ebullición mayores, comparados con los compuestos análogos de elementos del mismo grupo.
Ejemplos: punto de ebullición del agua 100 grados centígrados.
Fuerzas de Van der Waals
Éstas son fuerzas de naturaleza puramente electrostáticas. Es decir, se producen como consecuencia de la atracción entre centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí.
en el caso de moléculas polares, es fácil comprender la atracción entre la carga positiva (& positiva) y la parcial negativa & negativa). Sin embargo, existen moléculas o polares en las cuales, al aproximarse unas con otras, por la acción de un agente externo, por ejemplo temperatura, se forman dipolos inducidos. Con eso también aparecen las fuerzas de Van der Waals.
PUENTE DE HIDRÓGENO
Este tipo de fuerzas se presenta en compuestos que contienen enlaces covalentes entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo, como el flúor (H-F), oxigeno (H-O), o nitrógeno (H-N, originando una atracción dipolo dipolo muy fuerte. Este tipo de enlace se produce cuando un átomo de hidrógeno de una molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula.
La atracción molecular por puente de hidrogeno se puede presentar entre las mismas o entre diferentes moléculas. Se señala con una línea de puntos (.....) como se muestra en el ejemplo, (que el docente presentara en clase).
Los compuestos cuyas moléculas presentan atracción por puente de hidrógeno tienen puntos de ebullición mayores, comparados con los compuestos análogos de elementos del mismo grupo.
Ejemplos: punto de ebullición del agua 100 grados centígrados.
Fuerzas de Van der Waals
Éstas son fuerzas de naturaleza puramente electrostáticas. Es decir, se producen como consecuencia de la atracción entre centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí.
en el caso de moléculas polares, es fácil comprender la atracción entre la carga positiva (& positiva) y la parcial negativa & negativa). Sin embargo, existen moléculas o polares en las cuales, al aproximarse unas con otras, por la acción de un agente externo, por ejemplo temperatura, se forman dipolos inducidos. Con eso también aparecen las fuerzas de Van der Waals.
miércoles, 25 de febrero de 2009
Enlace Metálico
ENLACE METÁLICO
Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales metálicos.
Naturaleza del enlace: Red cristalina de iones metálicos (elementos muy electropositivos) donde los electrones de valencia se intercambian rápidamente.
Ejemplos se substancias que lo presentan: todos los metales, Au, Na, Fe, Ag, aleaciones como aceros, amalgamas de mercurio, cobre y sus aleaciones Cu — Zn, Cu—Ni, Cu — Sn, etc.
Propiedades derivadas de este tipo de enlace. Puntos de fusión, ebullición elevada, brillo metálico, dureza, maleabilidad (laminados, estiraje, doblado), ductilidad (hilos, alambres), alta conductividad térmica y eléctrica.
Otra manera de describir el enlace metálico es la existencia de iones positivos en un “mar o gas electrónico” debido a la movilidad de los electrones, esta movilidad se explica por la conducción eléctrica y la maleabilidad.
En el “modelo de gas electrónico” de los metales, una red ordenada regularmente de iones metálicos cargados positivamente está rodeada de electrones que se pueden mover libremente. La fácil movilidad del gas electrónico es responsable de la buena conductividad electrónica y térmica de los metales.
Si se desplazan partes de un cristal metálico, una respecto de la otra mediante una acción mecánica (a). Cada componente encuentra en cada nueva posición la misma vecindad anterior, por consiguiente, el desplazamiento, y con ello la maleabilidad de un metal, son fácilmente posibles sin que se pierda la cohesión. Por el contrario, en un cristal iónico (b) los componentes, al desplazarse, encuentran partes con la misma carga: la repulsión recíproca promueve fácilmente una rotura del cristal.
(a)
(b)
Nota: los ejemplos serán vistos en clase para que visualices los diagramas, ya que no acepta dibujos el Blog.
Este enlace se presenta en los metales y aleaciones al constituir cristales metálicos.
Naturaleza del enlace: Red cristalina de iones metálicos (elementos muy electropositivos) donde los electrones de valencia se intercambian rápidamente.
Ejemplos se substancias que lo presentan: todos los metales, Au, Na, Fe, Ag, aleaciones como aceros, amalgamas de mercurio, cobre y sus aleaciones Cu — Zn, Cu—Ni, Cu — Sn, etc.
Propiedades derivadas de este tipo de enlace. Puntos de fusión, ebullición elevada, brillo metálico, dureza, maleabilidad (laminados, estiraje, doblado), ductilidad (hilos, alambres), alta conductividad térmica y eléctrica.
Otra manera de describir el enlace metálico es la existencia de iones positivos en un “mar o gas electrónico” debido a la movilidad de los electrones, esta movilidad se explica por la conducción eléctrica y la maleabilidad.
En el “modelo de gas electrónico” de los metales, una red ordenada regularmente de iones metálicos cargados positivamente está rodeada de electrones que se pueden mover libremente. La fácil movilidad del gas electrónico es responsable de la buena conductividad electrónica y térmica de los metales.
Si se desplazan partes de un cristal metálico, una respecto de la otra mediante una acción mecánica (a). Cada componente encuentra en cada nueva posición la misma vecindad anterior, por consiguiente, el desplazamiento, y con ello la maleabilidad de un metal, son fácilmente posibles sin que se pierda la cohesión. Por el contrario, en un cristal iónico (b) los componentes, al desplazarse, encuentran partes con la misma carga: la repulsión recíproca promueve fácilmente una rotura del cristal.
(a)
(b)
Nota: los ejemplos serán vistos en clase para que visualices los diagramas, ya que no acepta dibujos el Blog.
martes, 24 de febrero de 2009
Enlace covalente
La unión entre dos átomos que comparten los electrones de enlace.
Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro, que existe como molécula diatómica (Cl2). Su unión como enlace iónico no es posible, debido a que un átomo de cloro no puede transferir un electrón para que otro átomo, también de cloro complete su octeto, pues el primero se quedaría con seis electrones en su capa de valencia.
Para explicar el enlace de esta molécula y de otras en las cuales se unen átomos de igual o similar electronegatividad. Lewis propuso que un enlace químico se puede formar cuando dos átomos comparten un par de electrones, de tal manera que ambos átomos completan su octeto en la capa de valencia.
17Cl 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p1
Cl2 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p2
17Cl 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p1
En esta forma de unión, los dos átomos de cloro tienen 8 electrones en su capa de valencia. Esta unión se conoce como enlace covalente. Este enlace se presenta cuando la electronegatividad de los dos átomos que se unen es igual o diferente (recodemos que la electronegatividad es la fuerza con la cual un átomo atrae a los electrones de enlace).
Es necesario considerar que el elemento más electronegativo es el átomo de Fluor, con un valor que Lewis considero arbitrariamente de (4). Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es demasiado grande los electrones de enlace se transfieren totalmente al átomo más electronegativo, formando un enlace iónico; cuando esta diferencia es pequeña, quiere decir que los átomos tienen fuerza de atracción similar sobre los electrones, por lo que los compartirán, formando un enlace covalente.
Enlace covalente no polar, polar y coordinado.
• Covalencia no polar. Cuando la diferencia de electronegatividad es cero, el enlace es covalente y la nube electrónica del enlace está perfectamente distribuida alrededor de los dos núcleos de los átomos que se unen. Cuando esto sucede, se dice que se trata de una covalencia no polar. Por lo general se forman por dos átomos iguales; por ejemplo, las moléculas de hidrogeno (H2), cloro (Cl2), flúor (F2). Representar estos ejemplos mediante la estructura de Lewis y el diagrama de esfera, la molécula de flúor.
Diagrama de Lewis:
Enlace covalente
Nube electrónica de enlace
Núcleos
Covalencia polar
• La covalencia polar se presenta cuando la diferencia de electronegatividades es mayor que cero pero menor que 1.7. analicemos la formación de la molécula de bromuro de hidrógeno, HBr. De la tabla de electronegativades (se encuentra en los libros de Química en el capítulo de enlace químico), obtenemos el valor de cada átomo y así podemos determinar la diferencia de electronegatividad.
• Br ₌ 2.8
—
H ₌ 2.1
0.7 Diferencia de electronegatividad
El átomo de bromo atraerá con mayor fuerza al par electrónico y la densidad electrónica será mayor en este átomo, como se muestra:
Representación de la nube electrónica de
Una molécula polar
De este análisis, podemos deducir que la covalencia polar es aquella que se presenta cuando los dos átomos que se unen por enlace covalente presentan una separación de cargas eléctricas parciales (δ₊ y δ⁻), originada por la diferencia de electronegatividades.
δ₊ δ⁻
H — Br
Covalencia coordinada
Este tipo de enlace existe cuando uno de los dos átomos aporta el par de electrónico. Recibe este nombre porque hay una coordinación entre los dos átomos para que ambos puedan cumplir con la regla del octeto.
Este enlace se presenta cuando un átomo tiene un par de electrones libres (por ejemplo, el nitrógeno, el oxigeno y el azufre, entre otros) y los comparte con otro átomo que necesita de ese par electrónico para completar con ocho electrones su capa de valencia.
Un ejemplo de enlace covalente coordinado es la formación del ion amonio (NH4₊) a partir del amoniaco (NH3₊), en el cual el nitrógeno comparte el par de electrones con un protón (H₊), que necesita del par de electrones para estabilizarse.
El diagrama y explicación lo presentara el docente en clase.
Por ejemplo, la formación de la molécula de cloro, que existe como molécula diatómica (Cl2). Su unión como enlace iónico no es posible, debido a que un átomo de cloro no puede transferir un electrón para que otro átomo, también de cloro complete su octeto, pues el primero se quedaría con seis electrones en su capa de valencia.
Para explicar el enlace de esta molécula y de otras en las cuales se unen átomos de igual o similar electronegatividad. Lewis propuso que un enlace químico se puede formar cuando dos átomos comparten un par de electrones, de tal manera que ambos átomos completan su octeto en la capa de valencia.
17Cl 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p1
Cl2 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p2
17Cl 1s2 2s22p6 3s2 3p2 3p2 3p1
En esta forma de unión, los dos átomos de cloro tienen 8 electrones en su capa de valencia. Esta unión se conoce como enlace covalente. Este enlace se presenta cuando la electronegatividad de los dos átomos que se unen es igual o diferente (recodemos que la electronegatividad es la fuerza con la cual un átomo atrae a los electrones de enlace).
Es necesario considerar que el elemento más electronegativo es el átomo de Fluor, con un valor que Lewis considero arbitrariamente de (4). Cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos es demasiado grande los electrones de enlace se transfieren totalmente al átomo más electronegativo, formando un enlace iónico; cuando esta diferencia es pequeña, quiere decir que los átomos tienen fuerza de atracción similar sobre los electrones, por lo que los compartirán, formando un enlace covalente.
Enlace covalente no polar, polar y coordinado.
• Covalencia no polar. Cuando la diferencia de electronegatividad es cero, el enlace es covalente y la nube electrónica del enlace está perfectamente distribuida alrededor de los dos núcleos de los átomos que se unen. Cuando esto sucede, se dice que se trata de una covalencia no polar. Por lo general se forman por dos átomos iguales; por ejemplo, las moléculas de hidrogeno (H2), cloro (Cl2), flúor (F2). Representar estos ejemplos mediante la estructura de Lewis y el diagrama de esfera, la molécula de flúor.
Diagrama de Lewis:
Enlace covalente
Nube electrónica de enlace
Núcleos
Covalencia polar
• La covalencia polar se presenta cuando la diferencia de electronegatividades es mayor que cero pero menor que 1.7. analicemos la formación de la molécula de bromuro de hidrógeno, HBr. De la tabla de electronegativades (se encuentra en los libros de Química en el capítulo de enlace químico), obtenemos el valor de cada átomo y así podemos determinar la diferencia de electronegatividad.
• Br ₌ 2.8
—
H ₌ 2.1
0.7 Diferencia de electronegatividad
El átomo de bromo atraerá con mayor fuerza al par electrónico y la densidad electrónica será mayor en este átomo, como se muestra:
Representación de la nube electrónica de
Una molécula polar
De este análisis, podemos deducir que la covalencia polar es aquella que se presenta cuando los dos átomos que se unen por enlace covalente presentan una separación de cargas eléctricas parciales (δ₊ y δ⁻), originada por la diferencia de electronegatividades.
δ₊ δ⁻
H — Br
Covalencia coordinada
Este tipo de enlace existe cuando uno de los dos átomos aporta el par de electrónico. Recibe este nombre porque hay una coordinación entre los dos átomos para que ambos puedan cumplir con la regla del octeto.
Este enlace se presenta cuando un átomo tiene un par de electrones libres (por ejemplo, el nitrógeno, el oxigeno y el azufre, entre otros) y los comparte con otro átomo que necesita de ese par electrónico para completar con ocho electrones su capa de valencia.
Un ejemplo de enlace covalente coordinado es la formación del ion amonio (NH4₊) a partir del amoniaco (NH3₊), en el cual el nitrógeno comparte el par de electrones con un protón (H₊), que necesita del par de electrones para estabilizarse.
El diagrama y explicación lo presentara el docente en clase.
Enlace Iónico
Se define como:
· El tipo de enlace que se forma por la transferencia completa de electrones.
· Es la fuerza electrostática que une a dos iones de carga opuesta.
Ejemplo: El LiCl (cloruro de litio) en éste caso el litio transfiere un electrón al átomo de cloro y de esa manera ambos adquieren la configuración de un gas noble.
3Li 17Cl
1s2 2s1 ₊ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1
Transferencia de un electrón
Los átomos de los metales alcalinos (gripo IA) sólo pueden proporcionar un electrón: el que tienen en su capa de valencia. Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) pueden transferir dos o más electrones. Existen átomos, como los halógenos (grupo VIIA), que necesitan sólo un electrón para completar su octeto, y otros como el oxigeno, el azufre que necesitan más de un electrón.
Al perder electrones, los átomos se convierten en iones positivos, también llamados cationes, y al ganar se convierten en iones negativos o aniones. Existen entre ambos una atracción electrostática, siendo esta fuerza la que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.
Li₊ ₊ Cl⁻ Li₊ Cl⁻
Catión Anión Sal
(Litio) (Cloruro) (Cloruro de sodio)
Ejecute los siguientes ejemplos:
K ₊ I Yoduro de potasio KI
2Rb ₊ O Óxido de rubidio
Ca ₊ S Sulfuro de calcio
Mg ₊ Br Bromuro de magnesio
Al ₊ Cl cloruro de aluminio
Los compuestos iónicos se forman al reaccionar átomos de elementos menos electronegativos; por ejemplo: los del grupo IA, IIA, algunos elementos del grupo IIIA, con elementos más electronegativos, como los del grupo VIA y VIIA.
Nota: Debido a la dificultad de representar aquí la formación de compuestos iónicos mediante estructuras de Lewis, esta será presentada por el docente en el salón de clases. Sin embargo, después de estudiarlas representa a partir de sus átomos y mediante estructura de Lewis, la formación de los siguientes compuestos iónicos.
1. MgO
2. Na2S
3. Al2O3
4. KL
5. CaCl2
6. BaS
· El tipo de enlace que se forma por la transferencia completa de electrones.
· Es la fuerza electrostática que une a dos iones de carga opuesta.
Ejemplo: El LiCl (cloruro de litio) en éste caso el litio transfiere un electrón al átomo de cloro y de esa manera ambos adquieren la configuración de un gas noble.
3Li 17Cl
1s2 2s1 ₊ 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1
Transferencia de un electrón
Los átomos de los metales alcalinos (gripo IA) sólo pueden proporcionar un electrón: el que tienen en su capa de valencia. Los metales alcalinotérreos (grupo IIA) pueden transferir dos o más electrones. Existen átomos, como los halógenos (grupo VIIA), que necesitan sólo un electrón para completar su octeto, y otros como el oxigeno, el azufre que necesitan más de un electrón.
Al perder electrones, los átomos se convierten en iones positivos, también llamados cationes, y al ganar se convierten en iones negativos o aniones. Existen entre ambos una atracción electrostática, siendo esta fuerza la que mantiene unidos a los iones en un compuesto iónico.
Li₊ ₊ Cl⁻ Li₊ Cl⁻
Catión Anión Sal
(Litio) (Cloruro) (Cloruro de sodio)
Ejecute los siguientes ejemplos:
K ₊ I Yoduro de potasio KI
2Rb ₊ O Óxido de rubidio
Ca ₊ S Sulfuro de calcio
Mg ₊ Br Bromuro de magnesio
Al ₊ Cl cloruro de aluminio
Los compuestos iónicos se forman al reaccionar átomos de elementos menos electronegativos; por ejemplo: los del grupo IA, IIA, algunos elementos del grupo IIIA, con elementos más electronegativos, como los del grupo VIA y VIIA.
Nota: Debido a la dificultad de representar aquí la formación de compuestos iónicos mediante estructuras de Lewis, esta será presentada por el docente en el salón de clases. Sin embargo, después de estudiarlas representa a partir de sus átomos y mediante estructura de Lewis, la formación de los siguientes compuestos iónicos.
1. MgO
2. Na2S
3. Al2O3
4. KL
5. CaCl2
6. BaS
domingo, 22 de febrero de 2009
Estabilidad de los átomos
ENLACE QUÍMICO
Estabilidad de los átomos
Desarrollo los siguientes orbitales atómicos.
2He 1s2
10Ne 1s2 2s2 2p6
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6
36Kr 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6
54Xe 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
86Rn 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
2s 2p llena estos orbitales con el número de electrones
3s 3p 3d correspondientes.
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
¿Cómo se forma la molécula de agua?
Tanto el hidrogeno como el oxigeno adquieren su estabilidad compartiendo los electrones de enlace.
8O +2O
1s2 2s2 2p2 2p1 2p1 + 1s1 +1s1 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 + H- H-
El oxigeno gano dos electrones por eso lleva el sub índice +2 y el hidrogeno perdió cada uno 1 electrón por eso lleva el sub índice -1.
Ejemplos:
Escribe la configuración electrónica de cada uno de los siguientes iones;
26Fe
17Cl
53I
47Ag
29Cu
Señala quien gano y quien perdió electrones
Subraya los iones que poseen una configuración electrónica de gas noble;
-2O 1s2 2s2 2p6
+2Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
+3Fe (Ar) 4s2 3d3
-3P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
-3N 1s2 2s2 2p6
Podemos concluir que un átomo adquiere la estabilidad de un gas noble al ganar, perder o compartir los electrones de su capa de valencia cuando se combina con otro átomo formando enlaces químicos. Si los electrones de valencia son los que participan en la combinación de los átomos, entonces, definiremos a la valencia como:
LA CAPACIDAD DE COMBINACIÓN DE UN ÁTOMO
Estabilidad de los átomos
Desarrollo los siguientes orbitales atómicos.
2He 1s2
10Ne 1s2 2s2 2p6
18Ar 1s2 2s2 2p6 3s 2 3p6
36Kr 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6
54Xe 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6
86Rn 1s2 2s2 2p6 3s 23p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 5d10 6p6
1s 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f
2s 2p llena estos orbitales con el número de electrones
3s 3p 3d correspondientes.
4s 4p 4d 4f
5s 5p 5d 5f
6s 6p 6d 6f
7s 7p 7d 7f
¿Cómo se forma la molécula de agua?
Tanto el hidrogeno como el oxigeno adquieren su estabilidad compartiendo los electrones de enlace.
8O +2O
1s2 2s2 2p2 2p1 2p1 + 1s1 +1s1 1s2 2s2 2p2 2p2 2p2 + H- H-
El oxigeno gano dos electrones por eso lleva el sub índice +2 y el hidrogeno perdió cada uno 1 electrón por eso lleva el sub índice -1.
Ejemplos:
Escribe la configuración electrónica de cada uno de los siguientes iones;
26Fe
17Cl
53I
47Ag
29Cu
Señala quien gano y quien perdió electrones
Subraya los iones que poseen una configuración electrónica de gas noble;
-2O 1s2 2s2 2p6
+2Ca 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
+3Fe (Ar) 4s2 3d3
-3P 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
-3N 1s2 2s2 2p6
Podemos concluir que un átomo adquiere la estabilidad de un gas noble al ganar, perder o compartir los electrones de su capa de valencia cuando se combina con otro átomo formando enlaces químicos. Si los electrones de valencia son los que participan en la combinación de los átomos, entonces, definiremos a la valencia como:
LA CAPACIDAD DE COMBINACIÓN DE UN ÁTOMO
Valencia
VALENCIA
Es la capacidad de combinación de un átomo. Para determinar la valencia de un átomo, se toma como referencia al átomo de hidrógeno, debido a que cuando se encuentra formando un compuesto binario (compuesto formado por dos elementos diferentes) nunca está en combinación con más de un átomo de otro elemento, razón por la cual se le da una capacidad de combinación de 1; es decir su valencia es de 1.
Ejemplo:
El cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico, HCl un átomo de hidrogeno se combina con uno de cloro; así la valencia de cloro es también de 1.
Cl17 H1 Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1 + 1s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p2
H+
Por tanto, la valencia del hidrogeno es +1 y la del cloro es -1.
En la molécula d agua (H2O) el oxigeno se combina con dos átomos de hidrogeno; por tanto, su valencia es de -2.
O8 O-2
1s2 2s2 3p2 3p1 3p1 + 1s1 + 1s1 1s2 2s2 3p2 3p2 3p2
H+ H+
Determina la valencia de los siguientes compuestos:
LiCl,
CaCl2,
AlCl3
Los metales (grupo IA) y alcalinotérreos (grupo IIA) tienen una valencia fija de +1, +2 respectivamente. También hay otros elementos que tienen más de una valencia o valencia variable;
Ejemplo:
El monóxido de carbono (CO) la valencia del carbono es +2 debido a que está combinado con un átomo de oxigeno, cuya valencia es -2; en el caso del dióxido de carbono (CO2) el carbono tiene una valencia de +4, pues está combinado con dos átomos de oxigeno, en estos casos la valencia del carbono es de +2 y +4.
Determina la valencia de los siguientes compuestos:
N2O
NO
NO2
N2 O3
N2 O5
Las valencias del nitrógeno son 1, 2, 4, 3, 5 respectivamente.
El NÚMERO DE OXIDACIÓN es otro concepto que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un átomo. Este es un número entero que puede ser positivo o negativo y que describe la capacidad de combinación de un átomo, además de indicar el comportamiento de los electrones en n compuesto.
En el compuesto cloruro de litio (LiCl), el litio, al perder un electrón, queda como ion (Li+) con una carga eléctrica o iónica de +1, que es igual al número de oxidación, mientras que el cloro, al ganar ese electrón, se transforma en ion (CL-) con carga eléctrica o número de oxidación de -1. Como podrás observar al combinarse estos dos átomos, uno pierde un electrón y el otro gana, esto indica el comportamiento del electrón, es decir, el número de oxidación.
ENLACES ENTRE ÁTOMOS
Relación entre energía de ionización y número atómico.
En la formación y ruptura de los enlaces químicos, la energía de ionización y los electrones juegan un papel muy importante. Como sabemos, el potencial o energía de ionización es la energía necesaria para extraer un electrón del átomo; esa energía deberá ser capaz de romper la fuerza de atracción que existe entre los electrones y los protones del núcleo. Dicha fuerza es inversamente proporcional a la distancia entre ambos, es decir, entre más alejado esté un electrón del núcleo, la fuerza de atracción será menor.
Cuando un electrón absorbe energía proveniente del exterior del átomo pasa a un nivel energético más alto (estado excitado) del que se encontraba (estado basal), por lo tanto, la distancia respecto del núcleo aumenta y la fuerza de atracción disminuye requiriéndose menor energía para extraerlo.
La energía de ionización en la Tabla periódica disminuye de arriba abajo en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un periodo analizando este último párrafo y observando la posición de los elementos en la tabla periódica, para aquellos que en un periodo se encuentran más cerca de los gases nobles, se requiere de más energía para quitarles un electrón que aquellos que se encuentran al inicio del periodo; es decir, los primeros tienden a ganar electrones y los segundos a perderlos.
Por tanto antes de iniciar el estudio de los enlaces químicos, analizaremos las ideas sobre las uniones químicas que aportaron los científicos Kossel y Lewis.
Es la capacidad de combinación de un átomo. Para determinar la valencia de un átomo, se toma como referencia al átomo de hidrógeno, debido a que cuando se encuentra formando un compuesto binario (compuesto formado por dos elementos diferentes) nunca está en combinación con más de un átomo de otro elemento, razón por la cual se le da una capacidad de combinación de 1; es decir su valencia es de 1.
Ejemplo:
El cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico, HCl un átomo de hidrogeno se combina con uno de cloro; así la valencia de cloro es también de 1.
Cl17 H1 Cl-
1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p1 + 1s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p2 3p2 3p2
H+
Por tanto, la valencia del hidrogeno es +1 y la del cloro es -1.
En la molécula d agua (H2O) el oxigeno se combina con dos átomos de hidrogeno; por tanto, su valencia es de -2.
O8 O-2
1s2 2s2 3p2 3p1 3p1 + 1s1 + 1s1 1s2 2s2 3p2 3p2 3p2
H+ H+
Determina la valencia de los siguientes compuestos:
LiCl,
CaCl2,
AlCl3
Los metales (grupo IA) y alcalinotérreos (grupo IIA) tienen una valencia fija de +1, +2 respectivamente. También hay otros elementos que tienen más de una valencia o valencia variable;
Ejemplo:
El monóxido de carbono (CO) la valencia del carbono es +2 debido a que está combinado con un átomo de oxigeno, cuya valencia es -2; en el caso del dióxido de carbono (CO2) el carbono tiene una valencia de +4, pues está combinado con dos átomos de oxigeno, en estos casos la valencia del carbono es de +2 y +4.
Determina la valencia de los siguientes compuestos:
N2O
NO
NO2
N2 O3
N2 O5
Las valencias del nitrógeno son 1, 2, 4, 3, 5 respectivamente.
El NÚMERO DE OXIDACIÓN es otro concepto que se utiliza para describir la capacidad de combinación de un átomo. Este es un número entero que puede ser positivo o negativo y que describe la capacidad de combinación de un átomo, además de indicar el comportamiento de los electrones en n compuesto.
En el compuesto cloruro de litio (LiCl), el litio, al perder un electrón, queda como ion (Li+) con una carga eléctrica o iónica de +1, que es igual al número de oxidación, mientras que el cloro, al ganar ese electrón, se transforma en ion (CL-) con carga eléctrica o número de oxidación de -1. Como podrás observar al combinarse estos dos átomos, uno pierde un electrón y el otro gana, esto indica el comportamiento del electrón, es decir, el número de oxidación.
ENLACES ENTRE ÁTOMOS
Relación entre energía de ionización y número atómico.
En la formación y ruptura de los enlaces químicos, la energía de ionización y los electrones juegan un papel muy importante. Como sabemos, el potencial o energía de ionización es la energía necesaria para extraer un electrón del átomo; esa energía deberá ser capaz de romper la fuerza de atracción que existe entre los electrones y los protones del núcleo. Dicha fuerza es inversamente proporcional a la distancia entre ambos, es decir, entre más alejado esté un electrón del núcleo, la fuerza de atracción será menor.
Cuando un electrón absorbe energía proveniente del exterior del átomo pasa a un nivel energético más alto (estado excitado) del que se encontraba (estado basal), por lo tanto, la distancia respecto del núcleo aumenta y la fuerza de atracción disminuye requiriéndose menor energía para extraerlo.
La energía de ionización en la Tabla periódica disminuye de arriba abajo en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un periodo analizando este último párrafo y observando la posición de los elementos en la tabla periódica, para aquellos que en un periodo se encuentran más cerca de los gases nobles, se requiere de más energía para quitarles un electrón que aquellos que se encuentran al inicio del periodo; es decir, los primeros tienden a ganar electrones y los segundos a perderlos.
Por tanto antes de iniciar el estudio de los enlaces químicos, analizaremos las ideas sobre las uniones químicas que aportaron los científicos Kossel y Lewis.
miércoles, 18 de febrero de 2009
Enlace Químico
ENLACE QUÍMICO
En la unidad I conocimos que la Química es una de las ciencias que se encarga de estudiar la materia y sus transformaciones; definimos además al átomo como la partícula más pequeña que existe de un elemento, que está compuesta de electrones, protones y neutrones y que puede participar en una reacción química. Ahora analizaremos el enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones con carga opuesta. Sin embargo al unirse los átomos, la materia sufre una transformación; de igual forma, si rompemos esta unión, estamos realizando un cambio en la estructura de la materia, por lo que podemos decir que toda transformación que sufre la materia existe formación o ruptura de enlaces químicos, de ahí la importancia de comprender cómo se forma un enlace.
DEFINICIÓN DE ENLACE QUÍMICO.
Es la fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones con carga opuesta.
ENLACES QUÍMICOS
1. Iónico
2. Covalente. No polar; Polar; Coordinado
3. Metálico
4. Fuerzas intermoleculares. Puente de hidrogeno; fuerzas de Van der Waals
Es importante recordar que en los enlaces, los electrones juegan un papel importante, pues para que se formen debe haber ganancia, pérdida o compartición de electrones entre los átomos que se unen.
Ejemplo: Observemos la estructura o configuración electrónica del elemento Litio (Li):
Li3 1s2 2s1 capa de valencia
Si la comparamos con la del gas noble Helio (He):
He2 1s2
Nos damos cuenta que el litio, para adquirir la configuración del helio, le sobra un electrón. Si el litio elimina de alguna forma un electrón, se quedara con un protón de más y, por lo tanto, con una carga eléctrica de + 1; entonces tendrá la configuración electrónica estable de un gas noble:
Li3 1s2 2s1 Li+ 1s2
He 1s2
Ahora trabajemos con la configuración electrónica del cloro (Cl):
Cl17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ar18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Para que el cloro adquiera la configuración del argón, le falta un electrón. Si de alguna forma el cloro obtiene el electrón que necesita para lograr la configuración del argón, tendrá a un electrón de más y, por tanto, una carga eléctrica de -1. Es decir:
Cl17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + e- Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ar18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ahora si se combina el litio, que necesita eliminar un electrón, con el cloro que requiere un electrón, ambos adquieren la configuración estable de gas noble; de esta forma se obtiene el llamado cloruro de litio:
Li· + Cl Li+ Cl-
1s2 2s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
En la unidad I conocimos que la Química es una de las ciencias que se encarga de estudiar la materia y sus transformaciones; definimos además al átomo como la partícula más pequeña que existe de un elemento, que está compuesta de electrones, protones y neutrones y que puede participar en una reacción química. Ahora analizaremos el enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones con carga opuesta. Sin embargo al unirse los átomos, la materia sufre una transformación; de igual forma, si rompemos esta unión, estamos realizando un cambio en la estructura de la materia, por lo que podemos decir que toda transformación que sufre la materia existe formación o ruptura de enlaces químicos, de ahí la importancia de comprender cómo se forma un enlace.
DEFINICIÓN DE ENLACE QUÍMICO.
Es la fuerza que mantiene unidos a dos átomos o iones con carga opuesta.
ENLACES QUÍMICOS
1. Iónico
2. Covalente. No polar; Polar; Coordinado
3. Metálico
4. Fuerzas intermoleculares. Puente de hidrogeno; fuerzas de Van der Waals
Es importante recordar que en los enlaces, los electrones juegan un papel importante, pues para que se formen debe haber ganancia, pérdida o compartición de electrones entre los átomos que se unen.
Ejemplo: Observemos la estructura o configuración electrónica del elemento Litio (Li):
Li3 1s2 2s1 capa de valencia
Si la comparamos con la del gas noble Helio (He):
He2 1s2
Nos damos cuenta que el litio, para adquirir la configuración del helio, le sobra un electrón. Si el litio elimina de alguna forma un electrón, se quedara con un protón de más y, por lo tanto, con una carga eléctrica de + 1; entonces tendrá la configuración electrónica estable de un gas noble:
Li3 1s2 2s1 Li+ 1s2
He 1s2
Ahora trabajemos con la configuración electrónica del cloro (Cl):
Cl17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5
Ar18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Para que el cloro adquiera la configuración del argón, le falta un electrón. Si de alguna forma el cloro obtiene el electrón que necesita para lograr la configuración del argón, tendrá a un electrón de más y, por tanto, una carga eléctrica de -1. Es decir:
Cl17 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 + e- Cl- 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ar18 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
Ahora si se combina el litio, que necesita eliminar un electrón, con el cloro que requiere un electrón, ambos adquieren la configuración estable de gas noble; de esta forma se obtiene el llamado cloruro de litio:
Li· + Cl Li+ Cl-
1s2 2s1 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6
domingo, 4 de enero de 2009
LA ESTRUCTURA ATOMICA
INTRODUCCIÓN
Esta asignatura tiene como finalidad, preparar al alumno de la carrera de Biotecnología, en los conocimientos de base para el estudio de la Química, y con ello unificar los conocimientos anteriores para iniciar la preparación académica al nivel de licenciatura
La química al igual que otra ciencia, involucra conceptos y definiciones que integran una forma de comunicación oral y escrita que significa un lenguaje químico que es preciso conocer.
Los conceptos de átomos, electrones, protones y neutrones, isótopos, moléculas, iones, cationes, aniones, electrolitos y otros más son descritos en esta unidad, con el propósito de que sea de utilidad para la comprensión de los temas subsiguientes.
ÁTOMOS
Se tiene conocimiento que el concepto de átomo fue establecido en el siglo V a. C., por los filósofos griegos Leucipo y Demócrito, al suponer que la materia puede dividirse infinidad de veces en forma sucesiva hasta llegar al límite de una partícula cuyo tamaño hace imposible dividirla más, a esa partícula se la llamo “ÁTOMO”.
La palabra átomo es de origen griego que significa. En la actualidad el átomo puede definirse como:
a. “Unidad fundamental de los elementos que puede participar en una reacción química”.
b. “cantidad mínima de masa de un elemento que puede intervenir en una reacción química”.
La definición de “átomo” no difiere mucho entre la expresada por Demócrito y posteriormente establecida por John Dalton en 1808, quien establecería la primera teoría del átomo bajo los siguientes postulados:
1. Todo elemento está constituido de partículas pequeñísimas llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y tamaño.
3. Los átomos de diferentes elementos tienen masa y tamaño distintos.
4. El átomo no se puede crear ni destruir en una reacción química.
5. Los átomos de diferente s elementos se combinan para formar compuestos y lo hacen en relaciones numéricas sencillas de uno y otro átomo.
6. Dos o más átomos de diferentes elementos pueden combinarse en relaciones distintas para formar más de un tipo de compuesto.
La teoría atómica de Dalton fue bien aceptada en su época, sin embargo, con las investigaciones llevadas a cabo después de esa época, se ha demostrado que:
1. No todos los átomos de elementos iguales tienen la misma masa, como sucede con los isótopos.
2. El átomo está constituido de partículas subatómicas (electrones, protones y neutrones).
3. Bajo ciertas condiciones, un átomo de un elemento se puede convertir en otro átomo de un elemento diferente, como sucede con los elementos radiactivos.
A pesar de estos desaciertos, la teoría atómica de Dalton marcó el inicio de los estudios del átomo y del desarrollo posterior de la química.
Por otra parte, como resultado de evidencias experimentales, en la actualidad se conoce, que el átomo, está constituido por al menos tres partículas fundamentales:
ü Electrones
ü Protones
ü Neutrones
Los átomos tienen un núcleo muy pequeño que contiene la mayor parte de la masa del átomo y está constituido por protones y neutrones. Los electrones se localizan girando alrededor del núcleo.
ELECTRON.- Es una partícula subatómica que posee una carga negativa, la masa absoluta, calculada para el electrón es de 9.109x10 gramos elevado a -28. Debido a que el electrón es la mínima partícula con carga, es también la unidad de carga eléctrica y su representación como carga relativa es “–“.
PROTON.- Es una partícula subatómica que se ubica en el núcleo atómico y que posee carga eléctrica, de igual magnitud que el electrón (1.602x10 coulombios a la -9, pero positiva. La carga del protón es la unidad de electricidad positiva y su representación como carga relativa es “+”. La masa absoluta del protón es de 1.672x10 a la -24 gramos y es 1836 veces mayor que la masa del electrón.
NEUTÓN.- Es una partícula subatómica que está ubicada en el núcleo atómico y no posee carga, es eléctricamente neutra y su masa es similar a la del protón.
Esta asignatura tiene como finalidad, preparar al alumno de la carrera de Biotecnología, en los conocimientos de base para el estudio de la Química, y con ello unificar los conocimientos anteriores para iniciar la preparación académica al nivel de licenciatura
La química al igual que otra ciencia, involucra conceptos y definiciones que integran una forma de comunicación oral y escrita que significa un lenguaje químico que es preciso conocer.
Los conceptos de átomos, electrones, protones y neutrones, isótopos, moléculas, iones, cationes, aniones, electrolitos y otros más son descritos en esta unidad, con el propósito de que sea de utilidad para la comprensión de los temas subsiguientes.
ÁTOMOS
Se tiene conocimiento que el concepto de átomo fue establecido en el siglo V a. C., por los filósofos griegos Leucipo y Demócrito, al suponer que la materia puede dividirse infinidad de veces en forma sucesiva hasta llegar al límite de una partícula cuyo tamaño hace imposible dividirla más, a esa partícula se la llamo “ÁTOMO”.
La palabra átomo es de origen griego que significa
a. “Unidad fundamental de los elementos que puede participar en una reacción química”.
b. “cantidad mínima de masa de un elemento que puede intervenir en una reacción química”.
La definición de “átomo” no difiere mucho entre la expresada por Demócrito y posteriormente establecida por John Dalton en 1808, quien establecería la primera teoría del átomo bajo los siguientes postulados:
1. Todo elemento está constituido de partículas pequeñísimas llamadas átomos.
2. Los átomos de un mismo elemento son iguales en masa y tamaño.
3. Los átomos de diferentes elementos tienen masa y tamaño distintos.
4. El átomo no se puede crear ni destruir en una reacción química.
5. Los átomos de diferente s elementos se combinan para formar compuestos y lo hacen en relaciones numéricas sencillas de uno y otro átomo.
6. Dos o más átomos de diferentes elementos pueden combinarse en relaciones distintas para formar más de un tipo de compuesto.
La teoría atómica de Dalton fue bien aceptada en su época, sin embargo, con las investigaciones llevadas a cabo después de esa época, se ha demostrado que:
1. No todos los átomos de elementos iguales tienen la misma masa, como sucede con los isótopos.
2. El átomo está constituido de partículas subatómicas (electrones, protones y neutrones).
3. Bajo ciertas condiciones, un átomo de un elemento se puede convertir en otro átomo de un elemento diferente, como sucede con los elementos radiactivos.
A pesar de estos desaciertos, la teoría atómica de Dalton marcó el inicio de los estudios del átomo y del desarrollo posterior de la química.
Por otra parte, como resultado de evidencias experimentales, en la actualidad se conoce, que el átomo, está constituido por al menos tres partículas fundamentales:
ü Electrones
ü Protones
ü Neutrones
Los átomos tienen un núcleo muy pequeño que contiene la mayor parte de la masa del átomo y está constituido por protones y neutrones. Los electrones se localizan girando alrededor del núcleo.
ELECTRON.- Es una partícula subatómica que posee una carga negativa, la masa absoluta, calculada para el electrón es de 9.109x10 gramos elevado a -28. Debido a que el electrón es la mínima partícula con carga, es también la unidad de carga eléctrica y su representación como carga relativa es “–“.
PROTON.- Es una partícula subatómica que se ubica en el núcleo atómico y que posee carga eléctrica, de igual magnitud que el electrón (1.602x10 coulombios a la -9, pero positiva. La carga del protón es la unidad de electricidad positiva y su representación como carga relativa es “+”. La masa absoluta del protón es de 1.672x10 a la -24 gramos y es 1836 veces mayor que la masa del electrón.
NEUTÓN.- Es una partícula subatómica que está ubicada en el núcleo atómico y no posee carga, es eléctricamente neutra y su masa es similar a la del protón.
sábado, 3 de enero de 2009
Unidad I
PRINCIPIOS BÁSICOS DE LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA.
INTRODUCCIÓN
Los hombres, por naturaleza, siempre han tenido la necesidad de buscar explicaciones lógicas del porqué suceden las cosas. Esta admiración filosófica, el asombro ante los fenómenos y los acontecimientos inexplicables, del cual surge la cuestión acerca de las causas, se convirtió en deseo permanente por la búsqueda de la verdad, y es hasta ahora, la razón que ha llevado a la humanidad a través del tiempo, al descubrimiento de leyes que rigen los fenómenos de la naturaleza.
Hoy en día, resulta indiscutible, el grado en que la ciencia ha modificado el del ser humano. Lo apreciamos por ejemplo en los diferentes tipos de materiales, productos y procesos empleados en la industria en general para elaborar una infinita gama de productos, muchos de los cuales son de uso diario como medicamentos, alimentos, perfumes, jabones, detergentes, plásticos, telas, lubricantes, fertilizantes, insecticidas, entre otros muchos, que nos dan satisfacción, bienestar y por lo tanto mayor seguridad al ser humano.
Este avance en el conocimiento de cómo se llevan a cabo los cambios químicos en la materia, ha hecho que el hombre modifique su ambiente con nuevos productos los cuales en su mayoría están destinados a mejorar la calidad de vida. Sin embargo, en muchas ocasiones esto ha traído resultados inesperados, ocasionando perturbaciones al medio ambiente por la excesiva producción de residuos contaminantes, tanto sólidos como líquidos y gaseosos, que estas actividades generan.
Uno de los retos de la Química, como ciencia, es lograr optimizar los procedimientos y técnicas que permitan obtener una mayor calidad en los productos elaborados, tratando de evitar al máximo el daño a la naturaleza, pues basta mirar nuestras playas, ríos, lagunas, campos y lo que queda de las selvas de nuestro estado para darnos cuenta del constante deterioro causado a estos ecosistemas.
Estos desafíos, afortunadamente ya están siendo atendidos por la comunidad científica de muchos países, como resultado de sus intensas investigaciones, se han comenzado a elaborar productos, cuyos residuos y empaques son biodegradables o de materiales factibles de reciclar. Sabemos que hay ciertos plásticos que al exponerse a la luz del sol, sus polímeros se fragmentan y facilitan la biodegradación, así como productos envasados o elaborados con materia prima factible de reciclar, como cartón, aluminio, vidrio, etc., y que anteriormente no se producían. Por ello, los futuros biotecnologos que se formarán en esta institución, tienen la oportunidad de participar con sus conocimientos e innovaciones tecnológicas en esta cruzada mundial.
Por lo anterior, el curso de Química, que iniciaremos brindará las bases necesarias para conocer la forma en que ésta ciencia interviene y se relaciona con todos los aspectos de nuestra vida y, con el medio ambiente en el cual vivimos.
PROPÓSITO DE LA UNIDAD
Que el alumno identifique las características y propiedades de la materia; analice el origen de los modelos atómicos y los principios de la teoría cuántica y números cuánticos. Con estas nociones como base, se espera que el participante reconozca la importancia de estos conocimientos, para analizar, comprender y evaluar los principios fundamentales que la química aporta al estudio la materia y por tanto de la vida.
OBJETIVOS DE APRENDIZAJE
Identificar las propiedades físicas y químicas de la materia, en relación al esclarecimiento de los fenómenos que ocurren en la naturaleza.
Analizar los principios que dieron origen a la estructura atómica, la naturaleza de partículas sub atómicas y los modelos atómicos, con el fin de conocer las propiedades de los átomos y sus aplicaciones en la vida.
Conocer el principio de la teoría cuántica y, la aplicación de los números cuánticos en la formación de las configuraciones electrónicas que dan origen a la formación de compuestos por medio de los enlaces químicos.
ESTRATEGIAS DE ENSEÑANZA – APRENDIZAJE
Se propone, un enfoque pedagógico centrado en el alumno, que permita el aprendizaje autónomo, con técnicas de estudio multidisciplinarias, en el cual el docente asuma su participación como gestor y facilitador del proceso de aprendizaje, con una clara definición para la obtención de los objetivos por competencias, organizando actividades que generen aprendizajes significativos así como favoreciendo la colaboración y reflexión colectiva como recurso valioso en la adquisición de nuevas aptitudes y actitudes.
Por su parte, los estudiantes buscarán la posibilidad en el grupo de buscar, socializar y fortalecer el aprendizaje colaborativo mediante:
• Contribución con ideas, opiniones e información pertinente.
• Intercambio de fuentes de información y experiencias.
• Apoyar la superación del grupo con sus habilidades.
• Proponer actividades pertinentes para el desempeño de las unidades del curso.
• Análisis, discusión y reflexión de lecturas básicas..
ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE
Para el desarrollo de la unidad se proponen las siguientes actividades:
1. Exposición individual y por equipo de los contenidos temáticos de la unidad principios básicos de la estructura de la materia.
2. Lecturas básicas, consiste en el análisis de artículos, notas o sitios actualizados con información relevante del contenido de la unidad.
3. Análisis y acomodación de nuevos aprendizajes producto de la reflexión y adquisición de nuevos conocimientos.
4. Tutelaje mediado, se refiere a un recurso muy flexible y efectivo como lo es el correo electrónico, también se puede usar el sistema de conversación en línea conocido como chat y por último está el teléfono.
5. Lecturas complementarias, consiste de artículos, notas, libros o sitios actualizados con información que sirve de complemento para quienes tengan interés en profundizar más sobre los temas y tópicos revisados.
6. Actividades en equipos colaborativo, con el propósito de favorecer la interacción y comunicación entre participantes se realizaran actividades en equipo lo cual ayuda a sociabilizar los aprendizajes.
DESARROLLO DE TEMAS
TEMA 1. Las propiedades físicas y químicas de la materia.
OBJETIVO: Identificar las propiedades de la materia y su relación con los fenómenos físicos y químicos que ocurren en la naturaleza.
ACTIVIDADES:
Actividad 1.1 (individual). Leer el documento “Historia de la Química” mismo que se encuentra en la página.
http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica
Actividad 1.2 (grupal). Analizar la lectura anterior con base en los siguientes cuestionamientos y contestar las siguientes preguntas:
1. ¿Por qué se considera a las culturas egipcias y mesopotámica cuna de otras culturas?
2. Dibuja el diagrama de la constitución de la materia, según Empédocles.
3. ¿Cuál fue la aportación de Demócrito y Leucipo sobre la naturaleza de la materia?
4. La Edad Media se considera como una época oscura en la ciencia, ¿Por qué?
5. ¿Cómo se origina el estudio de la química orgánica?
Esta información deberás entregarla por escrito, en la fecha acordada por el docente y formará parte de la evaluación de la unidad.
TEMA 2. La estructura atómica y la naturaleza de las partículas sub atómicas.
OBJETIVO: Reconocer los principios que dieron origen a la estructura atómica, la naturaleza de partículas sub atómicas y los modelos atómicos.
ACTIVIDADES:
Actividad 2.1 (individual). Analiza el documento; "La estructura atómica", en cual se encuentra en la página del blog, http://aprendequimica2009.blogspot.com este documento te ayudará la estructura del átomo, sus partículas sub-atómicas, así como los modelos atómicos.
Actividad 2.2 (plenaria). Comentar utilizando la técnica grupal de pares, cuartetos y octetos, el descubrimiento de las partículas sub-atómicas.
TEMA 3. La teoría cuántica, los números cuánticos y las configuraciones electrónicas.
OBJETIVO. Conocer el principio de la teoría cuántica, la aplicación de los números cuánticos y la formación de las configuraciones electrónicas.
Actividad 2.3 (grupal). El docente explicara ante el grupo, el principio de la teoría cuántica y de los números cuánticos.
Actividad 2.4 (individual). Elaborar dibujos, carteles, o maquetas que representen la estructura del átomo, sus modelos atómicos, así como las configuraciones electrónicas de elementos y compuestos.
INTRODUCCIÓN
Los hombres, por naturaleza, siempre han tenido la necesidad de buscar explicaciones lógicas del porqué suceden las cosas. Esta admiración filosófica, el asombro ante los fenómenos y los acontecimientos inexplicables, del cual surge la cuestión acerca de las causas, se convirtió en deseo permanente por la búsqueda de la verdad, y es hasta ahora, la razón que ha llevado a la humanidad a través del tiempo, al descubrimiento de leyes que rigen los fenómenos de la naturaleza.
Hoy en día, resulta indiscutible, el grado en que la ciencia ha modificado el
Este avance en el conocimiento de cómo se llevan a cabo los cambios químicos en la materia, ha hecho que el hombre modifique su ambiente con nuevos productos los cuales en su mayoría están destinados a mejorar la calidad de vida. Sin embargo, en muchas ocasiones esto ha traído resultados inesperados, ocasionando perturbaciones al medio ambiente por la excesiva producción de residuos contaminantes, tanto sólidos como líquidos y gaseosos, que estas actividades generan.
Uno de los retos de la Química, como ciencia, es lograr optimizar los procedimientos y técnicas que permitan obtener una mayor calidad en los productos elaborados, tratando de evitar al máximo el daño a la naturaleza, pues basta mirar nuestras playas, ríos, lagunas, campos y lo que queda de las selvas de nuestro estado para darnos cuenta del constante deterioro causado a estos ecosistemas.
Estos desafíos, afortunadamente ya están siendo atendidos por la comunidad científica de muchos países, como resultado de sus intensas investigaciones, se han comenzado a elaborar productos, cuyos residuos y empaques son biodegradables o de materiales factibles de reciclar. Sabemos que hay ciertos plásticos que al exponerse a la luz del sol, sus polímeros se fragmentan y facilitan la biodegradación, así como productos envasados o elaborados con materia prima factible de reciclar, como cartón, aluminio, vidrio, etc., y que anteriormente no se producían. Por ello, los futuros biotecnologos que se formarán en esta institución, tienen la oportunidad de participar con sus conocimientos e innovaciones tecnológicas en esta cruzada mundial.
Por lo anterior, el curso de Química, que iniciaremos brindará las bases necesarias para conocer la forma en que ésta ciencia interviene y se relaciona con todos los aspectos de nuestra vida y, con el medio ambiente en el cual vivimos.
PROPÓSITO DE LA UNIDAD
Que el alumno identifique las características y propiedades de la materia; analice el origen de los modelos atómicos y los principios de la teoría cuántica y números cuánticos. Con estas nociones como base, se espera que el participante reconozca la importancia de estos conocimientos, para analizar, comprender y evaluar los principios fundamentales que la química aporta al estudio la materia y por tanto de la vida.
OBJETIVOS DE APRENDIZAJE
Identificar las propiedades físicas y químicas de la materia, en relación al esclarecimiento de los fenómenos que ocurren en la naturaleza.
Analizar los principios que dieron origen a la estructura atómica, la naturaleza de partículas sub atómicas y los modelos atómicos, con el fin de conocer las propiedades de los átomos y sus aplicaciones en la vida.
Conocer el principio de la teoría cuántica y, la aplicación de los números cuánticos en la formación de las configuraciones electrónicas que dan origen a la formación de compuestos por medio de los enlaces químicos.
ESTRATEGIAS DE ENSEÑANZA – APRENDIZAJE
Se propone, un enfoque pedagógico centrado en el alumno, que permita el aprendizaje autónomo, con técnicas de estudio multidisciplinarias, en el cual el docente asuma su participación como gestor y facilitador del proceso de aprendizaje, con una clara definición para la obtención de los objetivos por competencias, organizando actividades que generen aprendizajes significativos así como favoreciendo la colaboración y reflexión colectiva como recurso valioso en la adquisición de nuevas aptitudes y actitudes.
Por su parte, los estudiantes buscarán la posibilidad en el grupo de buscar, socializar y fortalecer el aprendizaje colaborativo mediante:
• Contribución con ideas, opiniones e información pertinente.
• Intercambio de fuentes de información y experiencias.
• Apoyar la superación del grupo con sus habilidades.
• Proponer actividades pertinentes para el desempeño de las unidades del curso.
• Análisis, discusión y reflexión de lecturas básicas..
ACTIVIDADES DE APRENDIZAJE
Para el desarrollo de la unidad se proponen las siguientes actividades:
1. Exposición individual y por equipo de los contenidos temáticos de la unidad principios básicos de la estructura de la materia.
2. Lecturas básicas, consiste en el análisis de artículos, notas o sitios actualizados con información relevante del contenido de la unidad.
3. Análisis y acomodación de nuevos aprendizajes producto de la reflexión y adquisición de nuevos conocimientos.
4. Tutelaje mediado, se refiere a un recurso muy flexible y efectivo como lo es el correo electrónico, también se puede usar el sistema de conversación en línea conocido como chat y por último está el teléfono.
5. Lecturas complementarias, consiste de artículos, notas, libros o sitios actualizados con información que sirve de complemento para quienes tengan interés en profundizar más sobre los temas y tópicos revisados.
6. Actividades en equipos colaborativo, con el propósito de favorecer la interacción y comunicación entre participantes se realizaran actividades en equipo lo cual ayuda a sociabilizar los aprendizajes.
DESARROLLO DE TEMAS
TEMA 1. Las propiedades físicas y químicas de la materia.
OBJETIVO: Identificar las propiedades de la materia y su relación con los fenómenos físicos y químicos que ocurren en la naturaleza.
ACTIVIDADES:
Actividad 1.1 (individual). Leer el documento “Historia de la Química” mismo que se encuentra en la página.
http://es.wikipedia.org/wiki/Historia_de_la_qu%C3%ADmica
Actividad 1.2 (grupal). Analizar la lectura anterior con base en los siguientes cuestionamientos y contestar las siguientes preguntas:
1. ¿Por qué se considera a las culturas egipcias y mesopotámica cuna de otras culturas?
2. Dibuja el diagrama de la constitución de la materia, según Empédocles.
3. ¿Cuál fue la aportación de Demócrito y Leucipo sobre la naturaleza de la materia?
4. La Edad Media se considera como una época oscura en la ciencia, ¿Por qué?
5. ¿Cómo se origina el estudio de la química orgánica?
Esta información deberás entregarla por escrito, en la fecha acordada por el docente y formará parte de la evaluación de la unidad.
TEMA 2. La estructura atómica y la naturaleza de las partículas sub atómicas.
OBJETIVO: Reconocer los principios que dieron origen a la estructura atómica, la naturaleza de partículas sub atómicas y los modelos atómicos.
ACTIVIDADES:
Actividad 2.1 (individual). Analiza el documento; "La estructura atómica", en cual se encuentra en la página del blog, http://aprendequimica2009.blogspot.com este documento te ayudará la estructura del átomo, sus partículas sub-atómicas, así como los modelos atómicos.
Actividad 2.2 (plenaria). Comentar utilizando la técnica grupal de pares, cuartetos y octetos, el descubrimiento de las partículas sub-atómicas.
TEMA 3. La teoría cuántica, los números cuánticos y las configuraciones electrónicas.
OBJETIVO. Conocer el principio de la teoría cuántica, la aplicación de los números cuánticos y la formación de las configuraciones electrónicas.
Actividad 2.3 (grupal). El docente explicara ante el grupo, el principio de la teoría cuántica y de los números cuánticos.
Actividad 2.4 (individual). Elaborar dibujos, carteles, o maquetas que representen la estructura del átomo, sus modelos atómicos, así como las configuraciones electrónicas de elementos y compuestos.
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