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ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON La materia y sus propiedades Todas las cosas como un elefante, un alfiler, tu lápiz, un libro cualquiera, tu camisa, los zapatos de tu profesora, la piel, entre otras cosas; están formadas por materia. Es decir, todo aquello que podemos tocar o percibir. La materia puede presentarse de distintas maneras o estados. Además dependiendo de las condiciones, los cuerpos pueden cambiar de estado o manera en que se nos presentan. Definición de materia También decimos que la materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. Se considera que es lo que forma la parte sensible de los objetos palpables o detectables por medios físicos. Una silla, por ejemplo, ocupa un sitio en el espacio, se puede tocar, se puede sentir, se puede medir, etc. Para que otro objeto pueda ocupar el lugar de la silla; lógicamente, debemos cambiarla de sitio. Y…¿qué forma la materia?...pues los átomos. Tomemos por ejemplo una pared; está formada por bloques, los bloques están formados por arena, cemento y piedras pequeñas. Si nos fijamos en un granito de arena, este se compone de otras partículas minúsculas llamadas moléculas que están formadas por grupos de átomos. La fuerza entre los átomos es la razón por la cual el agua cambia de estado. Si la fuerza entre sus átomos es grande, el agua es sólida como el hielo. Si la fuerza entre sus átomos es débil, el agua se convierte en vapor. Cuando un átomo se rompe o se divide, produce muchísimo calor y luz. La energía atómica. 1 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON El átomo es la unidad más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades y que no es posible dividir mediante procesos químicos. 2 Elementos y Compuestos El agua es un compuesto, porque dentro de cada una de sus moléculas tiene 2 tipos de átomos diferentes, oxígeno e hidrógeno. La madera también tiene varios tipos de elementos en su interior. El oxígeno sólo tiene moléculas y átomos iguales entre sí, por lo tanto lo consideramos un elemento. Lo mismo le sucede al plomo y al oro. La molécula es un conjunto de átomos iguales o diferentes, unidos por enlaces químicos, que constituyen la mínima porción de una sustancia que puede separarse sin alterar sus propiedades. Estado La materia se presenta de varias maneras y formas. El color, el olor y la textura son propiedades de la materia que nos ayudan a diferenciarlos. Llamamos estado a la manera en que se presenta la materia. Estos pueden ser: ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Sólido, tiene una forma definida, como la madera y el cobre. Sus moléculas no cambian de posición. Líquido, no tiene una forma definida, como el agua y el aceite. Sus moléculas pueden cambiar de posición. Gaseoso, no tiene una forma definida, como el aire y el vapor de agua. Sus moléculas cambian libremente de posición. Plasma, tampoco tiene una forma definida, un tipo de gas ionizado que sólo existe de forma natural en el sol, estrellas y en el espacio sideral o en condiciones especiales en la tierra. Dependiendo las condiciones, la materia puede presentarse en uno u otro estado. Propiedades generales de la materia Propiedades extrínsecas (extensivas o generales) Son aquellas que no varían con la cantidad de materia considerada. No son aditivas y, por lo general, resultan de la composición de dos propiedades extensivas. Estas son: punto de fusión, punto de ebullición, densidad, coeficiente de solubilidad, índice de refracción, color, olor, sabor. 3 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Propiedades intrínsecas (intensivas o específicas) Son aquellas que varían con la cantidad de materia considerada, permitiendo reconocer a la materia, como la extensión, o la inercia. Estas son: peso, volumen y longitud. 4 ¿Cómo medir la materia? Para medir la materia necesitamos saber cuánta materia tiene un cuerpo y su tamaño. Masa, longitud y volumen son propiedades comunes a todos los cuerpos. Se llaman magnitudes aquellas propiedades que pueden medirse y expresarse en números. Son magnitudes la longitud, masa, volumen, etc. Masa Es la cantidad de materia que tiene un cuerpo. Es más difícil empujar un camión que un vehículo pequeño. La cantidad de masa hace la diferencia. El camión tiene más masa y es más difícil de empujar. Para medir la masa de un objeto utilizamos las balanzas y la expresamos en unidades de libras o kilogramos. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Longitud Es la distancia entre dos puntos. La distancia se mide con una regla, una cinta de medir u otros dispositivos de medición con láser, etc… Cuando mides es muy importante decir que unidad usas. Por ejemplo, si dices que mediste 23 todos nos preguntaremos ¿23 qué; centímetros, milímetros, kilómetros? A estos los llamamos “unidades” sin ellas, los números solos no tienen ningún sentido. La principal unidad de medida de longitud es el metro, sus múltiplos son las cantidades mayores y las menores sub-múltiplos. También existen otras unidades como la pulgada, pies y millas. Volumen Es una magnitud definida como el espacio ocupado por un cuerpo. Para conocer el volumen de un cuerpo, simplemente multiplicamos su ancho por su largo y luego por su alto. Es una función derivada, ya que se obtiene multiplicando las tres dimensiones. Su unidad de medida es el metro cúbico (m3), aunque temporalmente también acepta el litro, que se utiliza comúnmente en la vida práctica. La densidad Vamos a suponer que tenemos una tonelada de algodón y una tonelada de acero, ¿cuál de ambos ocupa el mayor volumen? La respuesta es el algodón, se 5 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON necesita grandes cantidades para completar una tonelada. Es la densidad quien hace la diferencia en el volumen. El acero es más denso que el algodón, es decir, se necesita menos material para completar la tonelada. La densidad de una sustancia se relaciona con la cantidad de masa contenida en un determinado volumen. La representaremos con la letra griega, la masa queda representada por la letra “m” y “V” el volumen. La densidad de un cuerpo está relacionada con su capacidad de flotar. Un cuerpo flotará si su densidad es menor que la de la sustancia, por eso la madera flota sobre el agua y el plomo se hunde en ella. El plomo posee mayor densidad que el agua y la densidad de la madera es menor. Las unidades de medida de la densidad son el kg/m3, que se lee “kilogramo sobre metro cúbico” o un sub-múltiplo como g/cm3. Para calcular la densidad debemos medir la masa y el volumen, luego dividimos la masa entre el volumen y el resultado debe quedar expresado en kg/m3. Las sustancias con grandes densidades se les llama pesadas, ejemplo de estas son los metales. A las sustancias con densidades pequeñas se les llama ligeras, aquí entran el aire y otros gases. 6 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Modelo atómico de Thomson El modelo atómico de Thomson es una teoría sobre la estructura atómica propuesta en 1904 por Joseph John Thomson, quien descubrió el electrón en 1898, mucho antes del descubrimiento del protón y del neutrón. En dicho modelo, el átomo está compuesto por electrones de carga negativa en un átomo positivo, como un pudin de pasas. Postulaba que los electrones se distribuían uniformemente en el interior del átomo suspendidos en una nube de carga positiva. El átomo se consideraba como una esfera con carga positiva con electrones repartidos como pequeños granulos. La herramienta principal con la que contó Thomson para su modelo atómico fue la electricidad. Un ion o ión1 ("yendo", en griego; ἰών [ion] es el participio presente del verbo ienai: ‘ir’) es una partícula cargada eléctricamente constituida por unátomo o molécula que no es eléctricamente neutra. Conceptualmente esto se puede entender como que, a partir de un estado neutro de un átomo o partícula, se han ganado o perdido electrones; este fenómeno se conoce como ionización. Anión En los iones negativos, aniones, cada electrón, del átomo originalmente cargado, está fuertemente retenido por la carga positiva del núcleo. Al contrario que los otros electrones del átomo, en los iones negativos, el electrón adicional no está vinculado al núcleo por fuerzas de Coulomb, lo está por la polarización del átomo neutro. Debido al corto rango de esta interacción, los iones negativos no presentan series de Rydberg. Un átomo de Rydberg es un átomo con uno o más electrones que tiene un número cuántico principal muy elevado. 7 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Catión Los cationes son iones positivos. Son especialmente frecuentes e importantes los que forman la mayor parte de los metales. Son átomos que han perdido electrones, como el oro y plata. 8 Modelo atómico de Rutherford Rutherford. Propuso un núcleo con protones y electrones girando alrededor. El modelo atómico de Rutherford es un modelo atómico o teoría sobre la estructura interna del átomo propuesto por el químico y físico británico-neozelandés Ernest Rutherford para explicar los resultados de su "experimento de la lámina de oro", realizado en 1911. El modelo de Rutherford fue el primer modelo atómico que consideró al átomo formado por dos partes: la "corteza", constituida por todos sus electrones, girando a gran velocidad alrededor de un "núcleo" muy pequeño; que concentra toda la carga eléctrica positiva y casi toda la masa del átomo. Rutherford llegó a la conclusión de que la masa del átomo se concentraba en una región pequeña de cargas positivas que impedían el paso de las partículas alfa. Sugirió un nuevo modelo en el cual el átomo poseía un núcleo o centro en el cual ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON se concentra la masa y la carga positiva, y que en la zona extra nuclear se encuentran los electrones de carga negativa. TABLA PERIODICA Nombre de los elementos: Procede del nombre, generalmente, latino. Los nombres de los elementos se corresponden con nombres de científicos famosos, nombres mitológicos, lugares donde se descubrieron,.... Hay problemas con los nombres de los elementos 104109 entre la American Chemical Society (ACS) y la International Union for Pure and Applied Chemistry (IUPAC)(1). La ACS usa el nombre que hace referencia a su descubridor, mientras que la IUPAC ha decidido dejar el asunto del nombre a un grupo de 20 miembros. Hasta que las disputas se resuelvan, es más conveniente usar el nombre latino sistemático (o castellanizado) propuesto por la IUPAC para los elementos anteriores y los que se descubran. Aunque recientemente se han aceptado los nombres propuestos por la ACS. Símbolo: Todos los elementos tienen un símbolo. El símbolo atómico de un elemento sirve para representarlo y consta de una letra mayúscula y ninguna, una o dos minúsculas que proceden de su nombre o de su nombre latino. Por ejemplo, el hierro tiene como símbolo "Fe" que procede del latín "ferrum". El silicio tiene como símbolo "Si". 9 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Clasificación: Aquí se trata de situar al elemento en el grupo o familia de elementos con propiedades parecidas: estructura electrónica de la última capa semejante, metal, no metal o metaloide, etc. En la clasificación se indican las propiedades del elemento. De unos sistemas periódicos a otros hay pequeñas diferencias en la clasificación. En éste, se clasifican de varias formas: por grupos o familias, siendo estos grupos o familias: o Grupo 1 o Metales alcalinos o Grupo 2 o Metales alcalinotérreos o Grupos 3 a 12 o Metales de transición o Grupo 13 o Elementos térreos o Grupo 14 o Elementos carbonoides o Grupo 15 o Elementos nitrogenoides o Grupo 16 o Elementos calcógenos o anfígenos o Grupo 17 o Halógenos o Grupo 18 o Gases nobles Para incluir otras propiedades, se habla de otros grupos: o Parte de los grupos 13 al 16 u Otros metales o Parte de los grupos 14 al 16 o Metaloides o Parte del grupo 1 y del 13 al 17 o No Metales o Parte del grupo 3 o Tierras raras 10 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON o Grupos 1, 2 y del 13 al 18 o Elementos representativos. Número Atómico: Cada átomo se caracteriza por un número atómico. El número atómico es un número igual a la cantidad de protones que contiene su núcleo. Este número diferencia a un elemento de los demás. Es también igual a la cantidad de electrones de un átomo neutro del elemento. Por ejemplo, el actinio (Ac) tiene número atómico 89; esto quiere decir que el actinio tiene 89 protones en su núcleo. Masa Atómica: La masa atómica es la masa de un átomo del elemento expresada en unidades de masa atómica (u.m.a.). Es casi igual que el número de protones más el de neutrones de su núcleo. Esto es así, porque tanto protones como neutrones tienen una masa relativa prácticamente igual a la unidad (en u.m.a.) y la masa de los electrones es casi insignificante. Puesto que no todos los átomos tienen un sólo isótopo, la masa atómica es la masa ponderal media de todos los isótopos (se tiene en cuenta la abundancia de cada uno). Por ejemplo: si tomamos una muestra de hidrógeno, (H), el 99,984% de los átomos corresponden al isótopo 1-H, el 0,0156% corresponden a 2-H y el 0% al 3-H. Puesto que el 1-H tiene un protón y ningún neutrón, su masa aproximada es 1. Como el 2-H tiene un protón y un neutrón, su masa aproximada es 2. Por tanto, cuando se toma una muestra de hidrógeno la masa media de un átomo será: 1,0079. En el caso de las masas atómicas que aparecen entre paréntesis, como (144,913) para Prometio, (Pm), representan la masa atómica del isótopo más estable, no es una masa media de todos los isótopos 11 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON de ese elemento. Las masas atómicas usadas son las publicadas por la I.U.P.A.C. en 1995. Luego, la masa atómica puede usarse para determinar el número de neutrones de un elemento usando la ecuación: Masa Atómica- Número Atómico= Número de neutrones. Número de protones/electrones: El número de protones de cualquier átomo es igual que su número atómico. Si los átomos son neutros, puesto que el protón tiene una carga positiva y el electrón una negativa, deben poseer el mismo número de protones y de electrones. Una partícula que no sea neutra es un ion. Puesto que el número de protones no puede cambiar, los iones se forman al variar el número de electrones: por ganancia (aniones: iones negativos) o pérdida (cationes: iones positivos). Número de neutrones (Isótopo-nº): El número de neutrones de un átomo es igual a la masa atómica del átomo redondeada al entero más próximo (número másico) menos el número de protones. Esto se debe a que neutrones y protones tienen una masa atómica aproximada de 1 u.m.a. Puesto que los elementos tienen más de un isótopo, el número de neutrones que se menciona en la hoja de cada elemento corresponde al isótopo más abundante del elemento. Por ejemplo, el boro (B) tiene una masa atómica de 10,81 y número atómico de 5. Al redondear 10,81 al entero más próximo sale 11. Restando de este número 12 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON 11 el número de protones (o número atómico) se obtiene 6, que indica que el isótopo más abundante del boro tiene 6 neutrones. Estructura o Configuración Electrónica: Corresponde a la configuración o estructura electrónica del estado fundamental: configuración mas estable y más probable. Entre corchetes se indica la estructura del gas noble anterior al elemento que corresponde a su estructura electrónica interna y, a continuación, los electrones más externos que lo diferencian de dicho gas noble. En algunos casos se presentan anomalías. La tabla I contiene las estructuras electrónicas por subniveles de todos los elementos hasta el 118. Además, existe una tabla para ver la relación entre llenado de los orbitales y situación en la tabla. Electrones en los niveles de energía: Se da el número total de electrones en las distintas capas (K, L, M, N, O, P, Q) o niveles energéticos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) del átomo en estado fundamental. Números de oxidación o valencia: En este apartado se muestran los números de oxidación (excepto el cero) del elemento|. En el caso de poseer varios, se da en negrita el más importante. El número de oxidación de un átomo en un compuesto es el número de electrones ganados o perdidos por dicho átomo con respecto al mismo átomo aislado. Está relacionado con la estructura electrónica del elemento. Las tablas III y IV dan los números de oxidación de los elementos, excepto cero. 13 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Electronegatividad: Definida por vez primera por Linus Pauling; aquí se usa su escala. Es la tendencia que tiene un átomo de atraer hacia sí los electrones de su enlace con otro átomo. La diferencia de electronegatividades entre los átomos que se unen, puede servir para establecer el tipo de enlace entre ellos. Está relacionada con la afinidad electrónica y la energía de ionización del elemento, de forma que si el elemento tiene altos valores de ambas, tiene también alta electronegatividad y es no metal. Estos valores más altos se encuentran en la parte superior derecha del Sistema Periódico. Los valores más bajos se encuentran en la parte inferior izquierda. Depende de los mismos factores que el potencial de ionización y la afinidad electrónica. Se dan tablas y gráficos de electronegatividades de los elementos. Energía o potencial de ionización: La primera energía de ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso y transformarlo en un ion monopositivo. Se ha expresado en kJ/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento. Los factores de que depende el potencial de ionización son: La distancia al núcleo del electrón que se pierde. En general, la energía de ionización de un átomo depende del tipo de orbital situado en el nivel más externo en que se encuentre el electrón que se trata de arrancar, decreciendo en el orden s > p > d > f : cuesta más arrancar electrones de s que de f para un mismo nivel energético. La carga del núcleo 14 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON El efecto pantalla de los electrones subyacentes La proximidad de la estructura externa del átomo a la de los gases nobles (s2p6) La segunda y siguientes energías de ionización se definen de la misma manera pero partiendo del ion monopositivo gaseoso, dipositivo, etc. Siempre son mayores que la primera: cuantos más electrones se han arrancado más cuesta arrancar el siguiente. El orden de energías de ionización de un elemento sería: 1ª < 2ª <3º <4ª<… Afinidad electrónica o electroafinidad: Es la energía que suministrada cuando un átomo gaseoso en su estado fundamental capta un electrón y se transforma en un ion negativo. Es una magnitud dificil de medir y en muchos casos no se conoce el valor exacto. Los valores positivos indican que cuando el átomo gaseoso gana un electrón se desprende energía. Los valores negativos indican que hay que suministrar energía para que el átomo gaseoso gane el electrón. Se ha expresado en kJ/mol. Valores altos indican carácter no metálico del elemento. Depende de los mismos factores que el potencial de ionización (ver) y electronegatividad. Los valores de las segundas afinidades electrónicas son negativas para el grupo 17 (halógenos, pues supone empezar llenar una nueva capa) y grupo 16: oxígeno (-844 kJ/mol) y azufre (-532 kJ/mol), a pesar de llenar la última capa y es debido a la repulsión entre los electrones ya existentes. En el caso del oxígeno, la 15 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON energía global por ganancia de los dos electrones para transformarse en O-2 es de -703 kJ/mol. Esta energía la obtiene el oxígeno en las reacciones en que participa y el ion O-2 (óxido) es bastante corriente (óxidos metálicos). Radio atómico: Es la mitad de la distancia entre los centros de dos átomos contiguos del elemento. En el caso de los metales se utiliza la distancia entre los centros de dos átomos en una muestra sólida. En el caso de los no metales se utiliza la distancia entre los centros de dos átomos unidos por enlace químico y se denomina también como radio covalente. Se ha expresado en pm (1 pm = 10-12 m). El radio atómico aumenta en un grupo y disminuye en un periodo al aumentar el número atómico. Radio iónico (carga del ion): El radio iónico es la parte correspondiente de la distancia entre iones vecinos de un sólido iónico. Se determina usando diferentes compuestos del elemento en el mismo estado de oxidación. Los cationes son menores y los aniones mayores que los átomos neutros de partida. Los valores se expresan en pm y, entre paréntesis, la carga correspondiente (diferencia entre el número de protones y el de electrones, siendo positivo si hay exceso de protones y negativo si hay exceso de electrones). La variación del radio iónico depende del número de cargas, por lo que a veces es difícil encontrar la relación entre el radio iónico de un átomo y la posición del elemento correspondiente en el Sistema Periódico. No obstante, en cada grupo el radio de los iones de la misma carga va aumentando de arriba abajo. La variación periódica se da en las tablas y gráficos correspondientes, en los que se ha procurado comparar en cada grupo iones de igual carga. 16 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Isótopos: En este apartado se dan los isótopos del elemento, en la forma número másico-símbolo. Se indica si es artificial, es decir, si ha sido obtenido por el hombre en el laboratorio y antes no había pruebas de su existencia en la corteza terrestre. De los naturales se da su abundancia en % y de los inestables el período de semidesintegración de algunos. El período de semidesintegración (o semivida) de un isótopo se define como el tiempo (medio) necesario para que la mitad de los átomos de una muestra del mismo se desintegren en sus núcleos hijos. Por ejemplo, el carbono-14 (14-C, isótopo usado en la datación de restos fósiles) tiene un período de semidesintegración de 5730 año. Esto significa que si se tiene una muestra de carbono-14, después de 5730 años, aproximadamente el 50% será carbono-14 y el otro 50% será el elemento producto de desintegración (hijo) (nitrógeno). Otros 5730 años más tarde, sólo tendremos aproximadamente el 25% del 14-C original, siendo el 75% nitrógeno. Algunos elementos, especialmente los más pesados, tienen períodos de semidesintegración muy pequeños, del orden de milisegundos. Por ejemplo, el isótopo ununbium-285 (285-Uub) tiene un período de semidesintegración de 280 milisegundos. Esto significa que en un segundo de la existencia del ununbio, el 94% del mismo se habrá transformado en el núcleo hijo. Configuración Electrónica Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica) estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo. 17 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía. Científicamente, representación del diremos modelo que es atómico la de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones. Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas. Para comprender (visualizar o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos. Los Números Cuánticos En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 18 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía. Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n". Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno). Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será: l = 0, 1, 2, 3,…, n-1. Ejemplo: Si n = 1 (n – 1 = 0), entonces l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0) 19 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Si n = 2 (n -1 = 1), entonces l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1 Si n = 3 (n – 1 = 2), entonces l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2 Si n = 4 (n – 1 = 3), entonces l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3 Si n = 5 (n – 1 = 4), entonces l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4 También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales. Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f). Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante. Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o azimutal) determina la excentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón. Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular. 20 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico: 21 Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado. Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo elnúmero cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½.. Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes: Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”. Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Tipos de configuración electrónica Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son: Configuración estándar: se representa la configuración electrónica que se obtiene usando el cuadro de las diagonales 22 Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s. Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente: 1s2 5d10 6p6 2s2 7s2 2p6 5f14 3s2 3p6 6d10 4s2 7p6 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Más adelante explicaremos cómo se llega este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente. Configuración condensada: Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel. Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn. Configuración desarrollada: Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund. Configuración semidesarrollada: Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía. Niveles de energía o capas Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg). 23 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas. Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que: 1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía). Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K. Así: K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7. 2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. 24 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía. 25 3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7).. La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla: Niveles de energía o capa (n) Tipo de subniveles Número de orbitales en cada subnivel Denominación de los orbitales 1 (K) 2 (L) 3 (M) s s p s p d s p d f 1 1 3 1 3 5 1 3 5 7 1s 2s 2p 2 2 - 6 Número máximo de electrones orbitales en los 3s 3p 3 d 2 -6 10 4 (N) 4s 4p 4d 4f 2 - 6 - 10 - 14 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Número máximo de electrones por nivel de 2 8 18 32 energía o capa Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos. Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos. La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales: Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos. Regla de las diagonales Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento. En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha 26 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta. 27 En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente: 1s2 5d10 6p6 2s2 7s2 2p6 5f14 3s2 3p6 6d10 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2 4f14 7p6 Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles). En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan El sodio en la tabla. el Número atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles. El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales). Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuántos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo? 28 Ya vimos que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo. Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario: Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z). Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1). Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-). Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba. En el ejemplo del sodio sería: 1s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s2, como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p6, siguiendo la diagonal tengo 3s2. Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s1. Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s2 2s2 2p6 3s1 Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital). En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1 Otros ejemplos: CLORO: 17 electrones MANGANESO: 25 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1º 1º nivel: 2 electrones nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones 3º nivel: 13 electrones En la tabla periódica podemos leer: 4º nivel: 2 electrones 2-8-7 En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 13 – 2 El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones). El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)2 (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel). 29 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON 30 Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo. Hagamos un ejercicio: Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones. En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones. En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones. En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones. Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así:: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2, 4d9 donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Recomendamos ver un video clarificador y explicativo en: http://www.youtube.com/watch?v=hbn08dHJfGc En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión: 1.- Conocer su número atómico (sacado de la tabla periódica). 2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (-) número de electrones. 3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión). 4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones. Por ejemplo, el ión Mg+2 (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es 12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg+2) tiene carga +2 (porque perdió o cedió 2 electrones), hacemos 12 (protones) – X = 2 Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg+2) es igual a 10, El ión Mg+2 tiene 10 electrones. ¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo? Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s, y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s2). Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p). 31 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON En 2s hay sólo 2 electrones: 2s2 y en cada 2p hay dos electrones: 1s2 2s2 2p6 (este 2p6 es los mismo que 2p2 + 2p2 + 2p2= 2p6) Otro ejemplo: Configuración electrónica del fósforo (P) 32 Nº atómico Z = 15 15 protones y 15 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p3 Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica. Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5, podemos hacer el siguiente análisis: Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Sistema Material Es toda poción del universo dotada de masa que se aísla en forma real o imaginaria para su estudio experimental. Cuando se estudia un sistema material se debe tener en cuenta que entre este y el medio que lo rodea existe una superficie de contacto que puede ser visible o no, pero según los casos permite el pasaje de materia y/o energía del sistema al medio o viceversa. De acuerdo con esto los sistemas materiales se clasifican en: Abiertos: Son aquellos donde hay transferencia de materia y energía entre el sistema y el medio Ej. Agua hirviendo en una olla sin tapa, o un ecosistema. Cerrado: Son aquellos donde solo hay un intercambio de energía entre el sistema y el medio Ej. Agua hirviendo en una olla cerrada herméticamente. Aislado: Aquellos donde no hay intercambio ni de materia ni de energía del sistema al medio o viceversa. Ej. Un termo (utilizado para conservar líquidos a temperatura constante). 33 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Homogéneos: En todos los puntos de su masa poseen iguales propiedades intensivas, y se caracterizan por estar constituido por una sola fase. Ej. Agua con azúcar. Heterogéneo: En diferentes puntos del mismo tiene distintas propiedades físicas y químicas. Son separables, en cada una de las fases que lo constituyen. Ej. Agua con aceite. ¿Qué son las sustancias puras? Las Sustancia pura: Poseen sus propiedades intensivas constantes. Su composición química es definida. No se puede separar en otras sustancias por ningún medio mecánico. Estas sustancias pueden clasificarse en dos grupos: elementos y compuestos. Los elementos están formados por átomos de un mismo número atómico y los compuestos puros son combinaciones de dos o más elementos en una proporción definida. Ejemplos de sustancias puras o (químicas) típicas que se pueden encontrar en el hogar son; el agua, la sal (cloruro de sodio) y el azúcar (sacarosa). En general, las sustancias pueden estar presentes en estado sólidos, líquidos, o gases, y pueden transformarse mediante cambios de la temperatura o presión. Soluciones Definición: llamamos solución a los sistemas homogéneos(Es decir, una sola fase) o formado por dos o más sustancias puras. 34 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Solución • H2 O y • azucar diluido Las soluciones deben ser fraccionables y no separables. Hay una sola fase y no puede ser separada por métodos Mezcla • limaduras de Fe • y H2 O mecánicos. Las mezclas se separan por métodos mecánicos. Soluto y solvente: Generalmente al componente más abundante de la solución se lo denomina solvente, y al menos abundante se lo denomina soluto. ó Pero principalmente el solvente es aquélla sustancia cuyo estado físico es el mismo que presenta la solucin. Ejemplos de solventes líquidos más usuales: Agua: Disuelve ácidos, bases, sales, azucares, alcoholes, amoniaco etc. Alcohol: disuelve esencias, colorantes, medicamentos, barnices, yodo, etc. Acetona: disuelve ceras, resinas, celulosa, etc. 35 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Uniones Químicas Las uniones químicas tienen su origen en la teoría del octeto electrónico de Lewis, cuyas proposiciones pueden resumirse del siguiente modo: Los gases inertes, por tener ocho electrones en su órbita externa, son estables, es decir que no presentan actividad química. Sus átomos permanecen libres e independientes. Los metales y los no metales con menos de ocho electrones en su última orbita, tiene actividad química. Esta actividad química se debe a la necesidad de adquirir una configuración electrónica similar a la del gas inerte más próximo, para alcanzar estabilidad. A estos efectos se ganan, pierden o comparten electrones. Lewis propuso una forma sencilla de representación: Cada átomo se representa con su símbolo y a su alrededor puntos en igual cantidad a los electrones que tiene en su órbita externa. 36 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Tipos de uniones Químicas Enlace Covalente Las moléculas son conjuntos de átomos que se encuentran unidos a través de enlaces químicos denominados covalentes. El enlace covalente es aquel en que dos átomos comparten pares de electrones, de esta manera, los átomos adquieren la configuración externa que predica la " Teoría del Octeto": 8(ocho) o 2(dos). Como ya sabemos, en el enlace covalente las fuerzas que mantienen unidos los átomos son también de naturaleza electrostática, pero se producen cuando dos átomos comparten sus electrones para formar moléculas. Existen distintos tipos de enlaces covalentes: Enlace covalente común: el par electrónico compartido está formado por un electrón proveniente de cada uno de los átomos que intervienen. Esta unión puede establecerse entre dos átomos iguales, en el enlace covalente apolar, o entre átomos diferentes, en el enlace covalente polar. En el enlace covalente apolar, como el que forman dos átomos de cloro, los electrones se ubican según su distribución geométrica. En el enlace covalente polar, los electrones no son atraídos de la misma manera por los núcleos y pasaran estadísticamente mas tiempo cerca del núcleo del átomo más electronegativo. La diferencia de atracción de los 37 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON núcleos genera un dipolo permanente en la molécula. Por otra parte, los átomos pueden compartir uno o más pares de electrones y dar lugar a uniones covalentes simples, dobles o triples. 38 Enlace covalente dativo o coordinado: es la unión que ocurre entre dos átomos de dos elementos, en la que el par electrónico compartido es aportado por uno de los dos átomos. El enlace iónico Entre los enlaces químicos que no forman moléculas se encuentra el enlace iónico, que es la fuerza electrostática, que mantiene unidos a los iones que forman compuestos. En caso de anión o catión la pérdida o la ganancia de electrones conduce a una estructura electrónica de gas noble, de acuerdo con la Teoría del Octeto. Los átomos con baja energía de ionización forman cationes y los de alta energía de ionización forman aniones. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON El enlace iónico involucra todos los iones presentes en el compuesto. A diferencia de lo que sucede en los compuestos covalentes, el enlace iónico no forma uniones localizadas, esta es la razón por lo que no se pueden distinguir moléculas. 39 Enlace Metálico Entre los enlaces químicos que no forman moléculas también se encuentra el enlace metálico. Los metales forman una red cristalina cuyos "nudos" están constituidos por los cationes. Los electrones de enlace, están deslocalizados, se desplazan entre los cationes en distintas direcciones. De ellos resulta una estructura de iones positivos que parecen estar inmersos en un "mar de electrones". Las fuerzas de cohesión entre esos cationes y los electrones deslocalizados forma un tipo de enlace entre átomos que es denomina enlace metálico. Atracciones Intermoleculares Las consideraciones anteriores sobre uniones químicas muestran que la estructura de los átomos determina le tipo de unión que es establece para formar las moléculas, lo cual origina distintas estructuras moleculares. Como consecuencia de la estructura que presentan las moléculas se produce entre ellas diferentes fuerzas de atracción. Estas fuerzas son de distinta intensidad ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON y mantienen mas o menos unidas entre sí las moléculas, determinando las propiedades que caracterizan a las distintas sustancias. Las fuerzas de atracción intermoleculares se denominan fuerzas de Van der Waals. Entre las fuerzas de Van der Waals se pueden mencionar: Fuerzas de London: En las moléculas no polares puede producirse un desplazamiento relativo de los electrones originando un polo positivo y otro negativo(dipolo transitorio) que determinan una atracción entre dichas moléculas. La intensidad de estas fuerzas es proporcional al grado de polarización momentáneo que se produce a las moléculas Fuerzas dipolo-dipolo inducido: En ciertas ocasiones, una molécula polar(dipolo), al estar próxima a otra no polar, induce en esta un dipolo transitorio, produciendo una fuerza de atracción llamada dipolo-dipolo inducido. Fuerzas dipolo-dipolo: Cuando dos moléculas polares se aproximan, se produce una atracción entre el polo positivo y negativo de estas. Esta fuerza de atracción entre dos dipolos es tanto más intensa cuanto mayor es la polarización de dichas moléculas polares. Unión puente de Hidrogeno: en algunas sustancias que contienen hidrogeno, se observa una forma de unión entre sus moléculas denominada unión puente de hidrogeno. 40 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Compuestos Químicos Compuestos Inorgánicos: Los compuestos químicos inorgánicos son sustancia de origen mineral, como el agua, la sal, el plomo, el oro, el oxígeno, el talco y el yeso. Estuvieron en nuestro planeta desde sus orígenes, mucho antes de la aparición de la vida. La química del siglo XVIII y principios del XIX -que condujo a la teoría atómica, la tabla periódica y la radioquímica- basó sus investigaciones en compuestos inorgánicos sencillos, como gases y sales. ¿Cómo nombramos los compuestos? Desde el nacimiento de la química moderna, se han fijado normas para designar las sustancias. El conjunto de estas normas se denomina nomenclatura química científica. Actualmente las nomenclaturas de mayor uso son la nomenclatura tradicional, y la estequiométrica. En el desarrollo de este capítulo se hace uso de la nomenclatura tradicional porque menciona el tipo de compuesto, es aplicable a casi todo compuesto y tiene amplia difusión. Nombres Comunes: El nombre de muchas sustancias existió en el lenguaje popular antes de cualquier nomenclatura científica. Esas denominaciones se usan en la actualidad 41 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON para presentaciones comerciales. Para referirse a elementos o compuestos puros siempre se emplean nombre químicos. Funciones Químicas Inorgánicas: Una función química es una familia de compuestos con propiedades químicas semejantes. Las funciones químicas inorgánicas son cinco: óxidos, hidróxidos, ácidos, hidruros y sales. El grupo funcional es el átomo o grupo de átomos que identifica a cada función química. Por ejemplo, el grupo OH es el grupo funcional de los hidróxidos. NaOH Hidróxido de sodio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio 42 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Reglas para asignar números de oxidación: Al formular los compuestos tendremos en cuenta: Todos los elementos no combinados tienen número de oxidación cero. El oxígeno actúa con número de oxidación -2 en casi todos sus compuestos. Son excepción los peróxidos, donde actúa con -1. El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos, donde trabaja con -1. En toda molécula, la suma algebraica de los números de oxidación afectados por los subíndices correspondientes debe ser cero. Un ion poliatómico está formado por varios elementos. La carga neta es la suma algebraica del número de oxidación de los elementos que lo forman, afectados por sus respectivos subíndices. Óxidos Los óxidos son compuestos que resultan de la combinación del oxígeno con cualquier otro elemento. El oxígeno se combina fácilmente con la mayoría de los elementos de la tabla periódica. Agrupamos, entonces, a los óxidos en dos grandes categorías: óxidos básicos y óxidos ácidos, diferentes en cuanto a origen y características. Óxidos Básicos o Metálicos Concepto: Los óxidos básicos se forman cuando el elemento que se combina con oxígeno es un metal. Metal + Oxígeno = Óxido básico 43 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON 2Ca + O2 = 2CaO Como su nombre lo indica, los óxidos básicos sometidos a la acción del agua producirán compuestos de carácter básico o alcalino. Formulación: Para escribir directamente la fórmula: Escribimos los símbolos del metal y del oxígeno. Intercambiamos los números de oxidación sin el signo y lo escribimos como subíndices. Si es posible, simplificamos. Nomenclatura: Óxidos Ácidos o Anhídridos Concepto: Los óxidos ácidos resultan de combinar con oxígeno un no metal. Los óxidos no metálicos son gaseosos y al disolverse con el agua forman ácidos. No metal + oxígeno = óxido ácido C+ O2 = CO2 Formulación: La fórmula del óxido no metálico se escribe como la de un óxido metálico. Escribimos los símbolos del no metal y del oxígeno. Intercambiamos números de oxidación sin signos y los escribimos como subíndices. Si son pares, se simplifican. 44 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Nomenclatura: Para nombrarlos se antepone el nombre común anhídrido al nombre del no metal. Para diferenciar varios óxidos del mismo no metal, se usan los prefijos hipo- inferior e hiper- superior y los sufijos -oso e -ico, como se muestra: 45 Hidróxidos Concepto: Los hidróxidos, también llamados bases o alcális, se producen cuando los óxidos básicos o metálicos reaccionan con agua. Su grupo funcional es el radical oxidrilo o hidroxilo OH. Óxido básico + agua = hidróxido Na2O + H2O = 2NaOH Los hidróxidos son fácilmente identificables: -Viran el color del papel tornasol de rojo a azul, y la fenolftaleína de incolora a rojo grosella. -Tienen sabor amargo, como el jabón o el champú. Pero como regla ¡no pruebes las sustancias químicas! ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Formulación: Para escribir las fórmulas de los hidróxidos procedemos de la siguiente manera: Escribimos el símbolo del metal seguido del radical oxidrilo OH. Intercambiamos los números de oxidación y los escribimos como subíndices. El número de oxidación del radical oxidrilo es -1. El radical oxidrilo se escribe entre paréntesis solo si requiere subíndices. Nomenclatura: Los hidróxidos se nombran con ese nombre genérico seguido por el nombre del metal correspondiente. Si el metal tiene dos posibles estados de oxidación, sus hidróxidos terminan en -oso e -ico, respectivamente o en su defecto se coloca el nombre del metal y el número de oxidación con el que actúa en número romano. Pb(OH)2 Hidróxido plumboso o Hidróxido de plomo II Pb(OH)4 Hidróxido plúmbico o Hidróxido de plomo IV Ácidos Los ácidos son compuestos químicos que tienen al ion hidrógeno H* como grupo funcional. Las características que nos permiten reconocerlos son: Viran a rojo el papel tornasol azul. Tiene sabor agrio. Puedes experimentarlo con limón o vinagre nunca con ácidos de laboratorio. Tienen olor penetrante e irritan la piel y mucosas. 46 ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON En soluciones acuosas, se disocian liberando iones hidrógeno (H*) o protones. Existen dos clases de ácidos inorgánicos: Los ácidos oxácidos, que contienen oxígeno; y los ácidos hidrácidos, que no contienen oxígeno. Ácidos Oxoácidos 47 Concepto: Los ácidos oxoácidos resultan de la combinación de un óxido ácido o anhídrido con agua. Óxido Ácido + Agua = Ácido Oxoácido SO3 + H2O = H2SO4 Formulación: Para escribir la ecuación de formación de un ácido oxoácido, partimos del óxido respectivo. Luego simplificamos los subíndices del producto para obtener la fórmula final del ácido acompañada del coeficiente que balancea la ecuación (¡exactamente como extraer múltiplo común!). Cl2O + H2O = H2Cl2O2 = 2HClO Nomenclatura: Para nombrar los ácidos, de nuevo debemos tener en cuenta el número de oxidación del no metal. En la nomenclatura tradicional, el ácido se llama como el anhídrido que lo originó. Solo varía el nombre genérico de anhídrido a ácido, y se mantienen los prefijos y sufijos correspondientes. HClO Ácido hipocloroso ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Ácidos Hidrácidos Concepto: Los hidrácidos son ácidos no oxigenados porque no provienen de óxidos. Están formados por los metales de los grupos VI A o VII A de la tabla periódica e hidrógeno. Se presentan disociados en soluciones acuosas. 48 H2O No Metal + Hidrógeno = Ácido Hidrácido S + H2 = H2S(ac) Formulación: Para escribir su fórmula, escribe el símbolo del hidrógeno y el del no metal con número de oxidación negativo; -1 para los del grupo VII A, y -2 si pertenece al grupo VIII A. Intercambia los números de oxidación, sin signos. La abreviatura (ac) indica que el ácido permanece disociado en solución acuosa. Nomenclatura: Toman el nombre genérico ácido, seguido del nombre del no metal terminado en el sufijo -hídrico. HCL Ácido clorhídrico HBr Ácido bromhídrico Sales Inorgánicas Las sales son compuestos iónicos sólidos y cristalinos a temperatura ambiente. Abundan en la tierra y en los océanos. Algunas son fundamentales para la vida. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Según el ácido que las originó, las sales pueden ser oxisales o sales haloideas. Algunos ejemplos del uso de las sales en el día a día: la sal común cloruro de sodio, adereza y preserva los alimentos. El mármol carbonato de calcio cristalino. La piedra caliza, las conchas de los moluscos, las perlas y el sarro de la tetera son básicamente la misma sal oxisal. 49 Sales Oxosales Concepto: Las Sales Oxosales se forman al reaccionar una base o hidróxido con un ácido oxácido. Hidróxido + Ácido Oxácido = Sal Oxosal + Agua KOH + HNO3 = KNO3 + H2O Nomenclatura: El nombre del anión proviene del ácido que lo origina, pero se cambian los sufijos según las siguientes reglas: -oso por -ito -ico por –ato Ejemplo: Ácido nitroso + hidróxido de potasio = nitrito de potasio HNO2 + KOH = KNO2 + H2O Si, además el metal tiene dos estados de oxidación, su nombre termina en oso e -ico, como en el hidróxido que originó la sal. ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON Ejemplo: Ácido sulfúrico + hidróxido cúprico = sulfato cúprico H2SO4 + Cu(OH)2 = CuSO4 + 2H2O 50 Disociación iónica de las sales: Sales Haloideas Concepto: Las sales haloideas se forman al neutralizar un ácido hidrácido con un hidróxido. Hidróxido + Ácido Hidrácido = Sal Haloidea + Agua ESCUELA PÚBLICA DIGITAL ISAAC NEWTON NaOH + HCl = NaCl + H2O Nomenclatura: El anión se nombra cambiando el sufijo -hídrico del ácido del cual provienen por -uro. Si el metal tuviera dos estados de oxidación, termina en los sufijos -oso e -ico. PbS = Sulfuro plumboso PbS2 = Sulfuro plúmbico 51