miércoles, 28 de noviembre de 2007

resumenes carolina

Formación de iones de los elementos

El átomo de cualquier elemento, es neutro, es decir, contiene igual número de cargas positivas y negativas. Es decir, el átomo posee en su núcleo una cantidad equivalente a la cantidad de electrones que giran a su alrededor. Esto produce un equilibrio exacto de cargas positivas y negativas. Se conoce como ión a la partícula cargada que se forma cuando un átomo recibe o retira uno o más electrones. Por ejemplo, el átomo de sodio posee 11 protones y 11 electrones, si se retira uno de esos electrones, la carga positiva será mayor que la de los electrones por tanto deja de ser un átomo y se convierte en una partícula cargada llamada ión sodio, que se representa como Na +1. El cloro, posee 17 protones en el núcleo y 17 electrones girando a su alrededor, si recibiera u electrón, entonces se convertiría en una partícula con carga negativa (pues está en exceso la cantidad de electrones comparada con la de los protones en el núcleo) esta partícula se llama ión cloro y se representa Cl-1. Esta situación puede ocurrir con cualquier átomo de los elementos y el proceso es lo que conocemos como formación de iones, tan indispensable para formar los compuestos existentes.
Los iones con carga positiva reciben el nombre de cationes y los de carga negativa, aniones. Por tanto los elementos que tienden a perder electrones se conocen como cationes, y por lo general son los metales mientras que los que reciben electrones reciben el nombre de aniones y por lo general son los no metales.
CATIONES (o iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma catiónica, el nombre del catión es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ión sodio
Ca+2, ión calcio
Al+3, ión aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes), cada ión debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El sistema establecido por la IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre (II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ión cuproso y a Cu +2 ión cúprico ( II).
Los cationes de los elementos metálicos se nombran según sea el elemento metálico, ejemplo catión Magnesio, catión potasio, catión sodio, catión aluminio y en su escritura se coloca como exponente, con signo positivo la cantidad de electrones que pierde el elemento para convertirse en ión (Mg+2 , K+1, Na+1, Al+3).
ANIONES (iones negativos)

Elementos de transición

Constituyen las columnas situadas entre los grupos IIA(a la izquierda) y IIIA (a la derecha), o sea los grupos IIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB. En estos, a medida que aumenta el número atómico, los electrones van a un nivel interior en vez de ir a un nivel más externo. Así, por ejemplo, en el cuarto período (cuarta fila9, el calcio 8Ca) tiene la estructura electrónica Is2 2s2,2p6 3s2 3p6 4s2 pero el siguiente elemento, el escandio (Sc) no tiene una estructura 4s2 4p6, sino la que le corresponde es 3d1 4s2. Los nueve elementos siguientes al calcio van llenando progresivamente el subnivel 3d hasta completarse en el cinc (Zn).
En el elemento siguiente, el galio comienza a llenarse el orbital p del nivel del número cuántico principal 4.
Todos los elementos de transición son metales. Los de transición interna se caracterizan por presentar los niveles electrónicos d y f incompletos; se dividen en dos series: lantánidos o tierras raras, que comprenden desde el cerio (Ce) el cual sigue al lantano, hasta el lutecio; la serie de los actínidos comprende la serie de elementos cuyos números atómicos están entre 90 y 103. Los lantánidos y actínidos en conjunto se comportan como elementos del grupo IIA y ocupan posiciones especiales fuera del cuerpo principal de la tabla periódica por no poderse ubicar en forma adecuada en las posiciones que les corresponden en los períodos 6 y 7. En estos elementos se están llenando los niveles f (4f en los lantánidos y 5f en los actínidos).
Son en total 40 elementos de los grupos III al XII en la parte central de la Tabla Periódica, y se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades.
Estos elementos, como vemos, presentan múltiples valencias o estados de oxidación que varían desde +1 hasta +8 según los compuestos. Los elementos de transición tienen propiedades típicas de los metales son: maleables, dúctiles, conducen al calor y la electricidad, y tienen un brillo metálico. Tienen, además, por lo general densidades y puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas. Forman enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados negativamente) y sus compuestos suelen tener colores brillantes. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.
La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros.
Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos VIII, IX y X, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.


Metales Alcalinotérreos

Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
Constituyen algo mas del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro.
Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos.
Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.
Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todos, el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.
Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1.
Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).
El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.

Se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.
La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables

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Resúmenes y mapas conceptuales
II Bimestre



Clasificación de la materia según su complejidad



Los sólidos, los líquidos y los gases son los estados comunes de la materia que la mayoría de las personas sabemos que existen en nuestro planeta tierra, 0pero no podemos ignorar la presencia también de loa materia extraordinaria la cual tiene cambios y diferencias muy drásticas se puede decir en la temperatura que se pone de manifiesto
Los plasmas son gases calientes e ionizados los cuales se forman bajo condiciones de extremadamente alta energía la cual es tan alta que las moléculas se separan con demasiada fuerza y solo quedan los átomos sueltos. Lo mas impactante es que los plasmas tienen tanta energía que los electrones externos son violentamente separados de los átomos indivisibles para formar un gas de iones super cargados y enérgicos, los plasmas se comportan de manera muy diferente a los gases y estos forman el cuarto estado de la materia
Los plasmas pueden ser percibidos simplemente cuando miramos para arriba; las condiciones de alta energía que existe en las estrellas como por ejemplo el sol, empuja a los asomos individuales al estado de plasma.
El aumento de energía lleva a mayor movimiento molécula. a lo contrario las energía que disminuye lleva a menor movimiento molecular . Como resultado, una predicción de la Teoría Cinética Molecular es que si se disminuye la energía (medida como temperatura) de una sustancia, llegaremos a un punto en que todo el movimiento molecular se detiene. La temperatura en la cual el movimiento molecular se detiene se llama cero absoluto y se calcula que es de -273.15 grados Celsius. Aunque los científicos han enfriado sustancias hasta llegar cerca del cero absoluto, nunca han podido llegar a esta temperatura. La dificultad en observar una sustancia a una temperatura de cero absoluto es que para poder “ver” la sustancia se necesita luz y la luz transfiere energía a la sustancia, lo cual eleva la temperatura. A pesar de estos desafíos, los científicos han observado, recientemente, un quinto estado de la materia que sólo existe a temperaturas muy cercanas al cero absoluto.
Los Condensados Bose-Einstein representan un quinto estado de la materia visto por primera vez en 1955. El estado lleva el nombre de Satyendra Nath Bose y Albert Einstein, quien predijo su existencia hacia 1920. Los condensados B-E son superfluidos gaseosos enfriados a temperaturas muy cercanas al cero absoluto. En este extraño estado, todos los átomos de los condensados alcanzan el mismo estado mecánico-quantum y pueden fluir sin tener ninguna fricción entre sí. Aún más extraño es que los condensados B-E pueden “atrapar” luz, para después soltarla cuando el estado se rompe.
También han sido descritos o vistos varios otros estados de la materia menos comunes. Algunos de estos estados incluyen cristales líquidos, condensados fermiónicos, superfluídos, supersólidos y el correctamente denominado "extraña materia".



Diferencias de la materia y energía





Veamos primero el significado general del concepto Energía: Es la capacidad para realizar un trabajo o transferir calor puede manifestarse de diversas formas. Algunas de las formas en que se manifiesta es por: Energía potencial, cinética, calorífica, lumínica, sonora, eléctrica, Química y mecánica, entre otras. La energía puede transformarse de una forma a otra pero ni se crea ni se d igual como sucede con la materia. Esta última aseveración lo podemos ver manifestarse, por ejemplo, cuando se verifica una reacción química, pues hay también cambio de energía así como ocurre cambio en las sustancias (materias) que reaccionan para producir otras sustancias nuevas diferentes a las que le dieron origen.
En una reacción la energía puede liberarse, o necesitarse de manera continua para que la reacción pueda proseguir. La energía puede absorberse o liberarse en una reacción química pero nunca puede ser creada ni destruida: Esta es la ley de la Conservación de la Energía.
En 1905, Alberto Einstein, en su teoría de la Relatividad dedujo una relación entre materia y energía a través de su famosa ecuación: E=mc2, donde E es la energía, m, la masa y c la velocidad de la luz. De acuerdo a esta ecuación, una masa definida se transforma siempre en una cantidad definida de esta transformación es cuando ocurre un “trabajo”. Como resultado de este trabajo se ha podido concluir que suma total de la materia y la energía del universo es constante.
El cambio de energía que se experimenta en las reacciones químicas es relativamente pequeña (con excepción de las reacciones nucleares), por lo tanto, para fines prácticos, debemos asumir que la masa y la energía se conservan durante las reacciones químicas energía.
Hoy en día se sabe que la materia se presenta en 6 estados físicos: sólido, líquido, gaseoso, plasma, condensado Bosé-Einstein y gas degenerado de Fermi, de los cuales los tres primeros son estados ordinarios de la materia y los tres últimos son estados extraordinarios de la materia.
En el caso de la materia en los estados ordinarios, de acuerdo con la teoría cinética molecular, ésta se encuentra formada por moléculas animadas de movimiento que cambian constantemente de dirección y velocidad. Debido a este movimiento presentan energía cinética que tiende a separarlas, pero también tienen una energía potencial que tiende a juntarlas. La relación entre estas dos energías en estos tres estados, y que hace posible la existencia de estos estados es como sigue:
Sólido: la energía cinética es menor que la potencial.
Líquido: la energía cinética y potencial son aproximadamente iguales.
Gaseoso: la energía cinética es mayor que la potencial.

La materia y su significado

Muchas veces durante los procesos químicos como por ejemplo una reacción química, no solamente están implicados las formas de materia que están tomando papel protagónico en la reacción. Para que ocurra cualquiera reacción, de alguna forma la energía juega un papel importante; ya sea que haya que suministrarla para que la reacción se inicie, o que, debido a la cercanía de dos formas de materia, interaccionen entre sí ocasionando que se desprenda energía proveniente de la energía que ambas formas de materia tengan almacenada en su constitución interna. El primer caso es un proceso endotérmico y el segundo, uno exotérmico, pues se libera energía.
En el módulo anterior pudiste comprender que cuando Antonio Lavoisier revolucionó la Ciencia al introducir la balanza como el primer indicio del nacimiento de la Química experimental, lo hizo para demostrar, con la ley que lleva su nombre, que la materia no se crea ni se destruye, sino que se transforma, comprobando así que la cantidad de materia sometida a una reacción química (transformación) permanece constante.
Posteriormente Alberto Einstein en sus estudios sobre la relatividad de la materia demostró que la materia y la energía eran equivalentes concluyendo que la descomposición de una pequeñísima porción de materia se transforma en enorme cantidad de energía, lo cual se puede representar con su famosa e inolvidable ecuación: donde c es la velocidad de la luz , m es la masa y E es la energía expresada en ergios.
La materia tiene pues, tres características fundamentales que son: Ocupa un lugar en el espacio, posee masa y tiene energía. Un objeto posee dos formas generales de energía: Energía cinética, o de movimiento y energía potencial o energía almacenada. En Química es importante la energía potencial, es decir, la que posee la materia en virtud de su posición o composición. Esta es la llamada energía química que está almacenada en las diferentes sustancias, y puede cambiar de una forma a otra como lo demostró Einstein.

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Resúmenes y mapas conceptuales
I Bimestre



Contribución que hicieron lo árabes, chinos, egipcios, griegos.


Se piensa que la química surgió en Egipto y se fue desarrollando con rapidez. Se dice que en Egipto arcaico tuvo un desarrollo excesivo hasta se podría decir que algunas de las cosas que se obtuvieron fueron los colorantes vegetales y minerales, ceras y barnices, digamos el color rojo lo hicieron con limonita arcillosa quemada, el azul con oxido de cobre y el verde fue una mezcla de azul con amarillo aparte hicieron otras cosas como para el año 3,000 antes de Cristo el vidrio y le dieron color con oxido de cobalto, fabricaron jabones, perfumes, cosméticos, venenos, betunes entre otras cosas.


Con los Griegos la química decayó y como que se estanco y no obtuvo el desarrollo que tuvieron las demás culturas (Egipcios, Chinos), por que se especializaron más en el estudio de las practicas de las matemáticas y filosofías; tenían un pensamiento parecido a los de los chinos que ya poseían una idea de que el universo esta regido o constituido por cuatro elementos: aire, agua, fuego y tierra.

El que le puso los nombres a estos elementos fue Empedocles De Agriento (430 antes de Cristo), aunque el significado de elementos que ellos tenían era muy diferente al que tenemos en la actualidad, ellos designaban el aire como cualquier gas, en estos tiempos sabemos que eso no es verdad, porque el aire es una mezcla de gases mas tarde otros personaje, Aristóteles muy conocido pensó y propuso que el cielo podría ser el quinto elemento llamado el éter. Ellos creían que la tierra estaba formada por distintas mezclas de estos elementos pero en diferentes cantidades. Entre sus más grandes aportes podemos mencionar la constitución intima de la materia, se preguntaba si la materia era continua o discontinua o sea si se podía dividir en un polvo cada vez mas fino y si al tiempo de estar repitiendo este mismo proceso el polvo o las partículas ya no se podrían divisar a simple vista.





Los Hindúes descubrieron la sal de amoniaco era importante porque se descomponían en dos materiales corrosivos que eran acido clorhídrico y que atacan en gran magnitud a los metales.


Los Árabes fueron los menos que aportaron a la química de laboratorio, pero en otras técnicas como separación y destilación se especializaron mas, obtuvieron el alcohol, ácidos minerales como el acido nítrico y el acido sulfúrico.

Su meta era que querían producir oro por medio de reacciones catalíticas de algunos elementos. El mayor alquimista árabe fue Ar Razí, el escribió un libro que trataba de agua fuertes que supuestamente los estudiosos descubrieron que solo era sal corrosiva, creía que los metales estaban formados por azufre y mercurio.

Los cambios químicos se explicaban en términos de cambios en las cantidades de esos principios dentro de las sustancias materiales.

Los principales o primeros pensamientos filosóficos hindúes proponían que la naturaleza es como una concesión de elementos materiales. Los que tenían un gran recurso de salitre eran los chinos y los hindúes.


Los chinos en el año 2000 antes de Cristo creían que la materia se formaban por cuatros elementos: madera, tierra, agua y fuego, ellos fueron los que realizaron una mezcla con la cual originaron la pólvora que era un compuesto de salitre, azufre y carbón, utilizados para fuegos artificiales para fiestas o entretenimiento le llamaban pólvora de flagrativa y después de un tiempo exactamente 200 años inventaron la pólvora explosiva; también se mantuvieron con el desarrollo de artesanías, porcelana, tejidos de sedas y algodón; a parte de eso la metalurgia del hierro, zinc y cobre, esta practica llevó al desarrollo de otras técnicas entre las cuales podemos mencionar la de la copelación ( tres siglos antes de Cristo) , esto significaba que procesaban el oro y la plata hasta hacerlos finos por medio de una aleación de plomo y después su oxidación.
Método científico,



El método científico es un método de estudio sistemático de la naturaleza que incluye las técnicas de observación, reglas para el razonamiento y la predicción, ideas sobre la experimentación planificada y los modos de comunicar los resultados experimentales y teóricos.

El metido científico se puede usar en distintos casos se puede usar en el trabajo, escuela, la casa .es un método que lo necesitamos en nuestra vida.

Este método tiene Etapas como realizar observaciones y experimentos, formular hipótesis, extraer resultados y analizarlos e interpretarlos van a ser características de cualquier investigación

En el método científico la observación consiste en el estudio de un fenómeno que se produce en sus condiciones naturales. La observación debe ser cuidadosa, exhaustiva y exacta.

A partir de la observación surge el planteamiento del problema que se va a estudiar, lo que lleva a emitir alguna hipótesis o suposición provisional de la que se intenta extraer una consecuencia. Existen ciertas pautas que han demostrado ser de utilidad en el establecimiento de las hipótesis y de los resultados que se basan en ellas; estas pautas son: probar primero las hipótesis más simples, no considerar una hipótesis como totalmente cierta y realizar pruebas experimentales independientes antes de aceptar un único resultado experimental importante.

La experimentación consiste en el estudio de un fenómeno, reproducido generalmente en un laboratorio, en las condiciones particulares de estudio que interesan, eliminando o introduciendo aquellas variables que puedan influir en él. Se entiende por variable todo aquello que pueda causar cambios en los resultados de un experimento y se distingue entre variable independiente, dependiente y controlada.

Variable independiente es aquélla que el experimentador modifica a voluntad para averiguar si sus modificaciones provocan o no cambios en las otras variables. Variable dependiente es la que toma valores diferentes en función de las modificaciones que sufre la variable independiente. Variable controlada es la que se mantiene constante durante todo el experimento.

En un experimento siempre existe un control o un testigo, que es una parte del mismo no sometida a modificaciones y que se utiliza para comprobar los cambios que se producen.

Todo experimento debe ser reproducible, es decir, debe estar planteado y descrito de forma que pueda repetirlo cualquier experimentador que disponga del material adecuado.

Los resultados de un experimento pueden describirse mediante tablas, gráficos y ecuaciones de manera que puedan ser analizados con facilidad y permitan encontrar relaciones entre ellos que confirmen o no las hipótesis emitidas.

Una hipótesis confirmada se puede transformar en una ley científica que establezca una relación entre dos o más variables, y al estudiar un conjunto de leyes se pueden hallar algunas regularidades entre ellas que den lugar a unos principios generales con los cuales se constituya una teoría.

Según algunos investigadores, el método científico es el modo de llegar a elaborar teorías, entendiendo éstas como configuración de leyes. Mediante la inducción se obtiene una ley a partir de las observaciones y medidas de los fenómenos naturales, y mediante la deducción se obtienen consecuencias lógicas de una teoría. Por esto, para que una teoría científica sea admisible debe relacionar de manera razonable muchos hechos en apariencia independientes en una estructura mental coherente. Así mismo debe permitir hacer predicciones de nuevas relaciones y fenómenos que se puedan comprobar experimentalmente.

Las leyes y las teorías encierran a menudo una pretensión realista que conlleva la noción de modelo; éste es una abstracción mental que se utiliza para poder explicar algunos fenómenos y para reconstruir por aproximación los rasgos del objeto considerado en la investigación.


¿En que consiste yatroquimica y que tiene que ver con la alquimia?


La yatroquimica proponía curar enfermedades, surgió durante la segunda mitad del siglo XVIII y se asumió las interpretaciones paracillistas y elimino sus elementos pambilistas y metafísica que reemplazaron otros métodos.

El ultimo yatroquimico fue Van Helmont no estuvo de acuerdo con las teorías de Paracelso y Aristóteles y sí entubo de acuerdo con la teoría de tales de Mileto que consideraba el agua como elemento primario, Johann Baptist Van Helmont hizo investigación de gases y la bases creando el termino “GAS” y denominado “ÁLCALIS” a las lejías.




La palabra alquimia viene de el término Árabe Alquimiya y de Egipto proviene de la raíz Kimm que significa negro, entonces se puede decir que la alquimia es el arte negro, fue el resultado de la fusión de las teorías propuestas por los griegos con las practicas experimentales de los egipcios.

El nombre que se le designo a los que practicaban la alquimia y su objetivo era transformar el oro en metal y la consecución de un licor o elíxir de la vida para que fuese la vida eterna. Fue Los alquimistas

El concepto de la alquimia se basaba en la doctrina de Aristóteles que todo alcanza su perfección.

La alquimia se puso de moda en el occidente a mediados del siglo XII, cuando trataron de explicar las diversas propiedades de la sustancia atribuyendo dichas propiedades a algunos elemento y pusieron el mercurio como el que confería a los metales y el azufre como el que impartía la propiedad de la combustibilidad.

Pesar es un punto de vista metodológico a los alquimistas tienen una operación fundamental en química.

La alquimia cuando llego a Europa a través de España en el siglo XII tuvo influencia en el pensamiento medieval y se relaciono con el oscurantismo y la magia negra y tenían sus objetivos que era producir oro. Después en el siglo XV su atención de dirigió en la medicina.

Parcelo fue el máximo exponente de lo alquimia en términos de medicina, el pensaba que el cuerpo humano estaba compuesto por sal, azufre y mercurio que representaba la tierra, el aire y el agua respectivamente y decía que las enfermedades eran consecuencias de una falta de esta sustancias. También decía que el cuerpo tenia un elemento por descubrir a este se le llamaba alcaesto y mantenía que pudiera ser la piedra filosofal, la medicina medieval y el disolvente irresistible.

Después de Parcelo los alquimista europeo se dividieron en dos grupos: los primero se dedicaban a los descubrimientos científicos y los segundos se fueron hacia lo visionario y metafísico de la vieja alquimista y la vieja practica basado en la impostura, la magia negra y el fraude, para ellos fue el paladín de la yatroquimico.

Practicas y Talleres II bimestre carolina

un mega álbum de 4 páginas utilizando como base las tarjetas de celular (a manera de reciclado) que consista en lo siguiente: Cada página del mega álbum debe representar una tabla periódica. Las páginas tendrán 7 tarjetas de celular de largo por 18 de ancho. La primera página tendrá representados y resaltados de un color distinto a todos los elementos cuya distribución electrónica termina en el subnivel s. No colocar los símbolos; solamente el número de nivel, el subnivel y los electrones que lleva. La siguiente será para la representación de los elementos cuya distribución electrónica terminan en p resaltados de un color distinto al primero. No colocar los símbolos; solamente el número de nivel, el subnivel y los electrones que lleva. La siguiente para los que terminen en d y la última página para los elementos cuya distribución terminen en f. No colocar los símbolos; solamente el número de nivel, el subnivel y los electrones que lleva. La portada y contraportada de su meg aálbum, así como la manera de unir las páginas es dejado a su creatividad. Al reverso de cada página de su mega álbum, debe estar el símbolo de los elementos, debe haber ilustraciones de los elementos resaltados en el cuadro en que deben estar. Además lleva información teórica básica que identifique al elemento.
Debajo de cada esquema coloque en orden ascendente al nivel electrónico en que queda la distribución ( n = 1, 2, 3,4…., 7). Tiene un valor de 40 puntos 10 puntos por página. La originalidad y la creatividad en la presentación aumentan el puntaje.
+
comportamiento químico y físico exhiben los elementos cuya distribución electrónica terminan en los subniveles s, p, d y f, respectivamente. En qué forma este comportamiento químico y físico es aprovechado en la vida cotidiana (Medicina, industria, hogar, medio ambiente) y presente el informe en forma de monografía de al menos treinta páginas por capítulo, con ilustraciones a colores, página de presentación, índice con los números de las páginas que coincidan, introducción, conclusiones, recomendaciones, bibliografía ( libros y páginas web bien direccionadas y anexos (opcional). La monografía tendrá 4 capítulos cada uno representado por un subnivel ( s, p, d y f) Ej. CAPÍTULO 1: COMPORTAMIENTO QUÍMICO DE ELEMENTOS DEL SUBNIVEL S.
Cada capítulo va en mayúscula cerrado y en negrita, como el ejemplo, y si hay subtítulos, estos irán en minúscula excepto la primera letra de la primera palabra, que irá con mayúscula; y en negrita. Ej: El comportamiento químico del Litio.
Para la confección del índice se toma en cuenta los títulos del capítulo y los subtítulos.
La portada, llevará. Ministerio de Educación, Instituto Fermín Naudeau, Química, profesora Ana Petit de Góngora., Trabajo de investigación ( seguido el título en letras mayúsculas cerrado y negrita), presentado por el grupo “tal” del X° --. Todo bien centreado y debajo de cada línea.
La letra a emplear es Century Schoolbook, tamaño °14, a doble espacio. No puede haber grandes espacios vacíos entre cada tema. Mínimo de tres espacios. Además debe llevar citas en donde se respete la autoría de los libros consultados.
El trabajo debe estar debidamente encuadernado en espiral.
Esta monografía es 1 por salón. Razón por lo que se procederá de manera exigente en la evaluación. Tiene un valor de 50 puntos, 10 puntos por cada capítulo, y los restantes 10 puntos se distribuyen entre la presentación, seguida de instrucciones, {índice, introducción, conclusión y bibliografía).

3- Confeccionar un cuadro comparativo, estilo póster utilizando papel Manila BLANCO, u otro papel o cartón que tenga las dimensiones equivalentes al de 4 cartulinas pegadas horizontalmente. El cuadro lleva por título: CARACTERÍSTICAS Y PROPIEDADES DE LOS ELEMENTOS REPRESENTATIVOS SEGÚN GRUPOS Y PERÍODOS DE LA TABLA PERIÓDICA.

4- Preparar una presentación en power point acerca de los elementos de transición y transición interna y organizar la presentación del mismo en el salón de clases. Puede solicitar el uso del Data show con tiempo, o imprimir las presentaciones sobre filminas ( láminas de acetato) y realizar la presentación utilizando retroproyector.
Cada grupo del salón escogerá dos subpuntos del plan bimestral correspondiente a este tema para la presentación. (1.2.2.1- 1.2.3.2). Perderá sus puntos el grupo cuyo presentador se pone al frente a leer; debe estar bien preparado o preparada para la sustentación. Se evaluará: Contenido, ilustraciones, relación de lo presentado con el tema, actualización, adecuación nuestra realidad, dominio, comprensión y manejo del tema. Cantidad de diapositivas usadas (hasta 15 y no menos de 10) y organización y arreglo del salón para la presentación.

Confeccionar una tabla periódica de los elementos utilizando las tarjetas de celular recolectadas. En esta tabla periódica resaltará los siguientes aspectos:
A- Las valencias de los elementos. Ante todo investigue las valencias de los elementos. Cada tarjeta representará un elemento de la siguiente forma:


B- Las tarjetas que representen elementos que son sólidos tendrán color terracota ( los metales alcalinos llevarán borde de color naranja, los alcalinotérreos, borde de color amarillo, los metales de transición, de color dorado, los de transición interna, de color violeta, y los metaloides, de color plateado), los líquidos color azul, y los gaseosos, color celeste.
C- En la parte trasera de cada elemento se debe colocar: el número atómico del elemento, la masa atómica y la distribución condensada del elemento.


Sobre ésta tabla periódica, se indicará mediante flechas de papel de construcción, cómo varían las siguientes propiedades según los grupos y períodos de la tabla periódica:
- Electronegatividad---Color verde - Carácter acido- base --- Color rosado o azul
- Afinidad electrónica--- Color Naranja - Potencial de ionización – Color violeta
- Radio atómico--- color amarillo
- Radio iónico---Color rojo
- Carácter metálico--- Color gris


6- Hacer una lista de las valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poliatómicos (tanto cationes como aniones). Y utilizando estos datos confeccionar un fichero de piezas de rompecabezas ( 5 por cada ión). Por ejemplo


Para su fichero puede utilizar el restante de las tarjetas de celular recolectadas por grupo y en caso de hacer falta completar con cartoncillo. Los cationes deben ser del mismo color y los aniones también. Puede ponerle algún detalle de su creatividad para resaltar los iones de una misma carga eléctrica (ejemplo, los de carga +1). Cuando un elemento tenga más de una valencia, en todos las fichas se representarán al elemento de la misma forma excepto en la carga eléctrica (Ejemplo el Fe +2, Fe + 3


Problema tipo problema: ¿Cómo se forman los compuestos en la naturaleza?; es decir, ¿qué leyes rigen para que los elementos se enlacen y se mantengan unidos confiriéndole características y propiedades físicas y químicas muy diferentes a los elementos que le dieron origen?

Confeccionar un rotafolios utilizando madera, alambre dulce y papel de manila blanco. Por grupos, en donde se expongan ilustraciones de los diferentes tipos de metales. Clasificarlos según la familia a la que pertenezcan. Organizar al grupo para que cada estudiante sea capaz de explicar las características y propiedades generales de cada familia de los metales expuestos.


.- Haga un cuadro comparativo en donde se establezca con ejemplos los tipos de compuestos derivados de sales, bases, óxidos y ácidos, su fórmula

TIPOS DE COMPUESTOS Grupos Fórmula Nomenclatura Stock Nomenclatura sistemática Nomenclatura tradicional
BASES Hidróxidos
ÓXIDOS - Anhidridos básicos
- Anhidridos básicos
Anhidridos básicos
- Peróxidos
ÁCIDOS Oxácido
Hidrácido

SALES Hidrácidos
Oxácidos



Elabore un cuadro como el que le presentamos en donde colocará diferentes aniones y cationes, su valencia y el tipo de prefijo o de sufijo empleado para hablar con la paciente.

Símbolo del ión Valencia Prefijo Sufijo


Prefijo Número de átomos
mono- 1
di- 2
tri- 3
tetra- 4
penta- 5

Practicas y Talleres I bimestre carolina

Prácticas y talleres
II Bimestre
Taller N 1: el número atómico


Escandio: Sc 21 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d1

Titanio: Ti 22 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d2

Bromo: Br 35 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d.4p5

Hierro: Fe 26 = 1s,2s,2p.3s,3p,4s,3d6

Cobalto: Co 27 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d7

Niquel: Ni 28 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d8

Cobre: Cu 29 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d9

Germanio: Ge 32 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p2

Cromo: Cr 24 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d4

Krypton: Kr 36 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p

Molibdeno: Mo 42 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d4

Cesio: Cs 55 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s, 3d,4p,5s,4d,5p,6s1

Plata: Ag 47 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d9

Paladio: Pd 46 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d8

Rodio: Rh 45 = 1s,2s,2p,3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d7

Rutenio: Ru 44 = 1s,2s, 2p, 3s,3p,4s,3d,4p,5s,4d6

Practicas y Talleres I bimestre carolina

INSTITUTO FERMIN NAUDEAU

METODO CIENTIFICO

PROFESORA ANA GONGORA



OBJETIVOS CONTENIDO CONTEXTO
A-GENERAL:diferenciar el método científico de el método tradicional utilizado en la vida diaria para resolver problemas
B-ESPECIFICOS:-conocer los conceptos del método científico
-ampliar y ejecutar conocimientos en los laboratorios mediante la utilización del método científico
-saber aplicar el método científico en la vida cotidiana A-METODO CIENTIFICO:
A.1.concepto y pasos
A.2.instrumentos usados en la realización de experimentos químicos
A.3. aplicación del método científico y el estudio de química para pensar científicamente.

Lan química y el método científico se utilizan diariamente en nuestra vida cotidiana. la mezcla de sustancias y el análisis u observación de resultados se da que cada vez por ejemplo mezclamos el azúcar ,el café y la leche en este caso estamos asiendo u8na mezcla , que dará un resultado el cual es utilizado por muchas personas que no saben lo que están haciendo una mezcla química La utilización del método científico se da en muchos lugares como laboratorios.
Los laboratorios no son exactamente como se lo imaginan las personas (aquellos lugares equipados con lo ultimo en tecnología) un laboratorio puede ser una cocina, un taller de mecánica demás una habitación etcétera.
















DELIMITACION HIPOTESIS ESTRATEGIAS DE SOLUCION
¿Cual es el uso correcto del método científico?
¿Qué es el método científico?
¿Cuál seria la diferencia entre método científico y lo de resolver los problemas de la vida?
¿Cuáles son las semejanzas entre las herramientas que se utilizan en el método científico y los que se usan en el método tradicional?
¿Qué tiene que ver el método científico en el desarrollo de la vida diaria?
¿Qué tipos de métodos científicos se han utilizado para comprobar teorías? -si se utiliza el metodo científico para resolver problemas diarios, entonces tenemos como resultado respuestas mas exactas y apremiantes para ampliar conocimientos.
-si diariamente utilizamos los métodos científicos para resolver problemas, entonces tendríamos mas respuestas y causas determinadas.
- si utilizamos el metodo científico con relación a la vida diaria entonces tenemos mas oportunidad de poner buscar soluciones a las diferentes problemas que se suscitan en los diferentes casos de la vida diaria.
-si el metodo científico es la forma de comprobación de diversas teorías entonces es la forma por la cual varios científicos que estudian una causa “x” llegan a un punto determinado. Internet

Wikipedia,la enciclopedia libre

google










COMPARACION DE RESULTADOS APLICACIÓN A OTROS RESULTADOS
Antes de todo en decisión del grupo pensamos q seria muy prudente resolver la pregunta: ¿Qué es método científico? Y al investigar encontramos que el método científico presenta diversas definiciones debido a la complejidad de una exactitud en su conceptualizacion pero dice que el método científico es el proceso mediante el cual una teoría científica es validada o bien descartada que los principios fundamental del método científico son la reproducibilidad y la falsabilidad.
Dentro de las hipótesis y las delimitaciones se demostró nuestro pensamiento y creencia acerca de que resolver problemas mediante el método se tendrían resultados exactos pero en nuestra investigación descubrimos que el método científico esta sustento por dos pilares y que uno de ellos puede ser falsada esto implica que se puede diseñar experimentos que en el caso de dar resultados distintos a los predichos negarían o descartarían la hipótesis puesta a prueba esto nos dice que los resultados obtenidos mediante un método científico puede ser rechazado por otro experimento similar.
Comentamos también que hablando de método científico debía implicar elementos de diversos métodos y como parte de la investigación encontramos que existía varios tipos de métodos científicos como son:
-método empírico –analítico -método sintético
-método experimental –método lógico
- método hipotético deductivo
-método lógico –método de la observación
Entre otros.
- El método científico no es solo utilizado en escuelas ni en grupos de científicos especialistas en “x” materia. En cambio la química y el método científico se puede dar resolviendo problemas entre un grupo de amigas , con el método hipotético deductivo, por ejemplo: en la familia, en lugares diversos, también en la casa en el trabajo en restaurantes,etc….




SINTESIS O SLUCION
El grupo”H2O” llego a decidido dar como resultado al `problema lo siguiente:la diferencia entre el método para resolver problemas en la vida diaria y el método que emplean los científicos para resolver problemas se encuentra que los conocimientos de las personas no esta basada en un pensamiento científico y estas ignoran la información presentada en este documento que es básico pero importante consideramos solo esa diferencia y nos dimos cuenta de los errores que teníamos acerca de el tema del método científico.

vocabulario III bimestre carolina

1.Elemento. Sustancia que es loa unidad básica de la materia.

2.Elemento representativo: Elemento de los grupo A en la tabla periódica. Tiene sus electrones sus electrones de valencia en los orbitales S y P

3.Elemento de tierras raras: Primera serie de los elementos de transición interna que forma los lantánidos con números atómicos del 57 al 71.

4.Elementos de transición : Elementos de los grupos B en la tabla periódica que tiene su electron de valencia en el sub.-nivel D.

5. Elementos de transición interna: Lantánidos y Actínidos elementos del 57 al 71 y desde el 89 hasta el 103.

6.Elementos transuránicos: elementos con numero atómico mayor que 92 y son radiactivos.

7.Actínido: Elemento cuyo electron de mas alta energía esta en el sub.-nivel 5f.

8.Afinidad Electrónica: Energía liberada cuando un átomo gana un electrón para convertirse en un Ion.

9.Aleación: Mezcla de dos o mas metales.

10.Familia o grupo: Elemento de una columna vertical de la tabla periódica

11.Periodo: Agrupación de los elementos horizontal mente en la tabla periódica

12.Tabla periódica: Tabla de clasificación de los elementos en orden creciente de sus números atómicos.

13.Gases Nobles: elementos de la tabla periódica que se ubican en la ultima columna de izquierda a derecha y son inertes y sus ultima capa electrónica solo tiene 7 electrones.

14.Electronegatividad: Es la tendencia que tiene un átomo en una molécula para atraer electrones hacia si mismo.
15.Energía de ionización: Es la energía requerida para remover un electrón de un átomo o de un Ion.

16.Nitrogenoides: se les llama alo elementos que se ubican cerca del nitrógeno y son gases.

17.Nomenclatura sistemática: para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido a que tenga una única valencia. En adelante N.ss

18.Nomenclatura stock: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios). En adelante N.st

19.Nomenclatura tradicional: Aquí se indica la valencia del elemento que forma el compuesto con una serie de prefijos y sufijos. En adelante N.tr.

20.Oxidos: Son compuestos químicos inorgánicos binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente a los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2. Su grupo funcional es el ión oxigeno (O-2).

21.Óxidos básicos Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. Fórmula:M2Ox si la valencia del metal es par se simplifica.

22.Óxidos ácidos o anhídridos: Son aquellos formados por la combinación del óxigeno con un no metal.

23.Hidruros metálicos: Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1.

24.Hidruros no metálicos :Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. El hidrógeno siempre usa valencia +1.
25.Cerio (Ce): Elemento de las tierras raras de la familia de los lantánidos, con numero atómico de 58 y valencias de +3,+4.
26.Tulio (Tm): Elemento de las tierras raras de la familia de los lantánidos con numero atómico de 69 y valencia de +3,+2.
27.Cadmio (Cd): Elemento metálico del periodo 5 con numero atómico de 48 y valencia de +2.
28.Mercurio (Hg): Elemento metálico del periodo 6 con numero atómico de 80 y valencias de +2,+1
29.Yodo (I): Elemento no metálico del periodo 5 con numero atómico de 53 y valencias de +1,-1,+5,+7.
30.oxidos : son un compuesto quimico que contiene uno o varios átomos de oxigeno presentando al oxigeno sen estado de oxidación –2.
31.Ion: Como una especie química ya se un átomo , una molécula cargada eléctricamente se debe a si ha ganado o perdido.
32.Litio (Li): Elemento del grupo de los alcalinos con numero atomico de 3 y valencia de +1.
33.Cesio (Cs) : Elemento del 6to periodo con numero atómico de 55 y valencia de +1 es del grupo de los alcalinos.
34Valencia: capacidad que tiene todo elemento en mezclarse con otro

35.Número de oxidación: numero que indica la carga positiva o negativa de un átomo
36.Electrón de valencia: Electron de la ultima capa de energética y que es utilizado para formar los compuestos

37.Electron diferencial: El electron que hace que un átomo sea diferente que el átomo que precede de la tabla periódica.


38.Hidrácidos Son aquellos hidruros no metálicos que forman disolución ácida en agua, se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado puro.

39.Hidróxidos: Son compuestos formados por la unión de un oxido básico con el agua.

40.Oxiácidos u Oxácidos:Son compuestos ternarios formados por oxígeno, hidrógeno y un no metal, se obtienen al agregar una molécula de agua al correspondiente óxido ácido.

41.Poliácidos: Se trata de aquellos oxiácidos que resultan de la unión de 2 ó 3 moléculas de oxiácidos con la pérdida de una molécula de agua por cada unión que se realice.

42.Sales binarias: Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de los hidrácidos por un metal.

43.Sales dobles y triples Se trata de aquellas sales (normalmente iónicas) en las que hay varios cationes (o aniones) diferentes.

44.Sales de oxoácidos u oxisales :Se trata de compuestos ternarios formados a partir de oxoácidos sustituyendo los hidrógenos por un metal, es decir, metal, no metal y oxígeno.

45.Sales neutras :Son aquellas oxisales que han sustituido todos sus hidrógenos por un metal

46.Sales ácidas :Son aquellas sales en las que sólo se han sustituido parte de los hidrógenos. Se nombra anteponiendo al nombre hidrógeno-, dihidrógeno,... (según cuantos haya).

47.Peróxidos: Son aquellos compuestos binarios que contienen el Grupo peroxo (-O-O-), es decir, O22-. Se nombran con la palabra peróxido tanto en nomenclatura stock como en la tradicional, la sistemática sigue la regla general de los prefijos numéricos.

48.Superóxidos: También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo superóxido O2-. Aparentemente el oxígeno (que siempre tiene valencia 2) tiene valencia 1/2.

49.Ozónidos :Son aquellos compuestos binarios de oxígeno que contienen el grupo ozónido O3-.

50.Peroxoácidos: Son aquellos oxoácidos que han sustituido un oxígeno por un grupo peroxo O2-.

51.Las peroxisales: se nombran de forma análoga a las oxisales.

52.Tioácidos : Son aquellos oxoácidos que resultan de la sustitución de uno o varios oxígenos por azufres.

53.Las tiosales: se nombran de forma análoga a las oxisales.

54.Iones: Son aquellos átomos o moléculas cargados eléctricamente. Pueden ser de carga positiva (cationes) o de carga negativa (aniones).

55.Cationes mono y poliatómicos: Son iones con carga positiva, si son monoatmicos se nombran simplemente nombrando el elemento después de la palabra catión.
56.Aniones mono y poliatómicos :Son iones con carga negativa, se puede anteponer la palabra ion.

57.Las sales de los poliácidos se nombran de forma análoga a las oxisales.

58.Las tiosales se nombran de forma análoga a las oxisales.

59.artícula: a un cuerpo dotado de masa, y del que se hace abstracción del tamaño y de la forma, pudiéndose considerar como un Punto.

60.Friedrich Mohs: fue un geólogo y mineralogista alemán

61.Mineralogía: es el estudio de los minerales.

62.Calcopirita: es el mineral de cobre más ampliamente distribuido.

63.Electrón:es una partícula subatómica de tipo fermiónico.
64.Neutrón: es un barión neutro formado por dos quarks down y un quark up. Forma, junto con los protones, los núcleos atómicos.
65.Protón: es una partícula subatómica con una carga eléctrica de una unidad fundamental positiva.
66.Número másico: representa la suma de los protones y neutrones presentes en el núcleo atómico.
67.Hidrógeno: es el elemento químico de número atómico 1 y símbolo H.
68.nomenclatura : son el conjunto de reglas que son utilizdas para nombrar todas aquellas combinaciones que se dan dentro de los elementos y l0s compuestos químicos.
69.sales. C0mpuesto quimico químico formado por cationes enlazados a aniones
70.cidos. Cualquier compuesto quimico que disuelto en agua da una solucion con mas de un ph7.
71.bases: es la aproximación a cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones.

72.Hierro (Fe): elemento metálico con numero atómico de 26 y valencias de +2,+3.
73.Estaño (Sn): Elemento anfontero con numero atomico de 50 y valencias de +4,+2.
74Xenón (Xe): Elemento perteneciente a la familia de los gases nobles o inerte con un numero atómico de 54
75.Fluor (F): Elemento perteneciente a la familia de loa alógenos con numero atómico de 9 y valencia de –1
76.Calcio (Ca): Elemento perteneciente a los alcalinotérreos con un numero Atomico de 20 y valencia de +2.
77.Plata (Ag): Elemento de clase metálica de numero atómico de 47 y valencia de +1.
78. Silicio (Si): Elemento no metálico de la familia de los carbonoides con un numero atomico de 14 y valencia de +4.
79.Titanio (Ti): Elemento de la clase de los metales en la tabla periódica con un numero atomico de 22 y valencias de +4,+3.
80.Radio(Ra): Elemento de el periodo 7 de la familia de los alcalinotérreos, con número atómico de 88 y valencia de +2
81.Magnesio (Mg): Elemento metálico de la familia de los alcalinotérreos con numero atómico de 12 y valencia de +2.

vocabulario II bimestre carolina

Vocabulario
II Bimestre


1Materia: es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.
2.energía: es una magnitud física abstracta, ligada al estado dinámico de un sistema cerrado y que permanece invariable con el tiempo. También se puede definir la energía de sistemas abiertos, es decir, partes no aisladas entre sí de un sistema cerrado mayor. Un enunciado clásico de la física newtoniana afirmaba que la energía ni se crea ni se destruye, sólo se transforma.
3.sustancia química: es cualquier material con una composición química definida, sin importar su procedencia
4.descomposición: es un fenómeno común en las ciencias biológicas y químicas
5.ergio: es la unidad de medida de energía en el sistema de unidades CGS (centímetro-gramo-segundo).
6.masa: es la medida de la inercia de un cuerpo. Aunque es frecuente que se defina como la cantidad de materia contenida en un cuerpo, esta última definición es incompleta. Es un concepto central en la química, la física y disciplinas afines. En el Sistema Internacional de Unidades se mide en kilogramos.
7.energía cinética: es la energía que posee un cuerpo de masa m por encontrarse en movimiento
8.energía potencial: puede pensarse como la energía almacenada en un sistema, o como una medida del trabajo que un sistema puede entregar. Más rigurosamente, la energía potencial es una magnitud escalar asociado a un campo de fuerzas (o como en elasticidad un campo tensorial de tensiones).
9.Química Experimental: es una asignatura de tipo fundamentalmente experimental que los alumnos abordarán a lo largo del primer año de estudios. Se trata de una serie de clases magistrales de química (fundamentalmente inorgánica) y de un laboratorio integrado en el que se realizarán prácticas que engloban conceptos y habilidades propias del área responsable de la asignatura.
10.mezcla heterogénea: es en la cual se pueden distinguir a simple vista sus componentes:
11.halógeno: en química, cinco elementos químicamente activos, estrechamente relacionados —flúor, cloro, bromo, yodo y astato—, que forman el grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico. El nombre halógeno, o formador de sal, se refiere a la propiedad de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloruro de sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también llamados haluros), así como con metales y no metales para formar iones complejos. Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo.
12.separación: dispersión violenta o lentamente de algunos compuestos por algún motiva específico.
13.movimiento molecular: campo de la física que describe y relaciona las propiedades físicas de la materia de los sistemas macroscópicos, así como sus intercambios energéticos. Los principios de la termodinámica tienen una importancia fundamental para todas las ramas de la ciencia y la ingeniería.
14.cero absolutos: el concepto de un cero absoluto de temperatura surgió por vez primera en relación con experimentos con gases; cuando se enfría un gas sin variar su volumen, su presión decrece con la temperatura. Aunque este experimento no puede realizarse más allá del punto de condensación del gas, la gráfica de los valores experimentales de presión frente a temperatura se puede extrapolar hasta presión nula. La temperatura a la cual la presión sería cero es el cero absoluto de temperatura. Posteriormente se demostró que este concepto deducido experimentalmente era consistente con las definiciones teóricas del cero absoluto. Los átomos y moléculas de un objeto en el cero absoluto tendrían el menor movimiento posible. No estarían completamente en reposo, pero no podrían perder más energía de movimiento, con lo que no podrían transferir calor a otro objeto.
15.composición: combinación de los diferentes caracteres de un cierto tipo formando palabras, frases y párrafos para su posterior impresión y edición. El diseñador, o tipógrafo, selecciona el tipo de letra, establece el formato de la página y realiza los cálculos de edición con el fin de conseguir una publicación legible y agradable cuya producción resulte económica.
16.solvente: sustancia líquida que disuelve o disocia a otra sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente en mayor cantidad que esa otra sustancia.
17.amalgama: aleación en la que uno de los componentes es el mercurio. La mayoría de los metales, excepto el hierro y el platino, forman amalgamas que pueden ser líquidas o sólidas. Los metales alcalinos se disuelven con facilidad en mercurio y sus amalgamas pueden contener determinados compuestos semimetálicos, como el NaHg2.
18.mezcla: agregación de sustancias sin interacción química entre ellas. Las propiedades de las mezclas varían según su composición y pueden depender del método o la manera de preparación de las mismas.
19.dental: Existen diversas técnicas para arreglar o reemplazar un diente dañado. Si parte del diente se puede salvar (1), el dentista puede retirar la parte dañada (2) y colocar una corona sobre el trozo de diente sano (3). Cuando el diente está tan dañado que debe ser extraído (4), éste puede ser reemplazado por un diente artificial hecho de porcelana, metal o plástico. Los puentes fijan dientes artificiales a las coronas de los dientes vecinos (5). Los implantes son placas metálicas que se fijan al hueso y en las que se coloca un diente artificial (6).
20.fases: Química física, campo de la ciencia que relaciona la estructura química de las sustancias con sus propiedades físicas. El término química física se aplica normalmente al estudio de propiedades como la presión de vapor, la tensión superficial, la viscosidad, el índice de refracción y la densidad, así como al estudio de los llamados aspectos clásicos del comportamiento de los sistemas químicos, como son las propiedades térmicas, el equilibrio, la velocidad de reacción, los mecanismos de las reacciones y el fenómeno de ionización
21.Coloide: suspensión de partículas diminutas de una sustancia, llamada fase dispersada, en otra fase, llamada fase continua, o medio de dispersión.
22.emulsiones: Tanto la fase suspendida, o dispersada, como el medio de suspensión pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos, aunque la dispersión de un gas en otro no se conoce como dispersión coloidal. Un aerosol es una dispersión coloidal de un sólido en un gas (como el humo de un cigarro) o de un líquido en un gas (como un insecticida en spray). Una emulsión es una dispersión coloidal de partículas líquidas en otro líquido; la mayonesa, por ejemplo, es una suspensión de glóbulos diminutos de aceite en agua. Un sol es una suspensión coloidal de partículas sólidas en un líquido; las pinturas, por ejemplo, son una suspensión de partículas de pigmentos sólidos diminutos en un líquido
23.sólido: estado físico de la materia en el que las muestras conservan su forma y tamaño. Algunos líquidos muy viscosos, como la melaza fría, fluyen tan lentamente que parecen mantener su forma y tamaño, pudiendo confundirse con sólidos. Sin embargo, el examen por rayos X, revela una diferencia importante en su estructura microscópica. Los sólidos presentan una distribución regular de las partículas atómicas, iónicas o moleculares (los objetos sólidos tienen una estructura cristalina). En contraste, las moléculas de los líquidos están distribuidas irregularmente (los líquidos no tienen estructura cristalina).
24.líquidos: sustancias en un estado de la materia intermedio entre los estados sólido y gaseoso. Las moléculas de los líquidos no están tan próximas como las de los sólidos, pero están menos separadas que las de los gases. Los estudios de líquidos con rayos X han demostrado la existencia de un cierto grado de regularidad molecular que abarca unos pocos diámetros moleculares. En algunos líquidos, las moléculas tienen una orientación preferente, lo que hace que el líquido presente propiedades anisotrópicas (propiedades, como el índice de refracción, que varían según la dirección dentro del material). En condiciones apropiadas de temperatura y presión, la mayoría de las sustancias puede existir en estado líquido. A presión atmosférica, sin embargo, algunos sólidos se subliman al calentarse; es decir, pasan directamente del estado sólido al estado gaseoso (ver Evaporación). La densidad de los líquidos suele ser algo menor que la densidad de la misma sustancia en estado sólido. Algunas sustancias, como el agua, son más densas en estado líquido.
25.gaseoso: es uno de los estados de la materia en el cual intervienen componentes diferentes para poder formar las mezclas de gases varios.
26.electrón: tipo de partícula elemental de carga negativa que forma parte de la familia de los leptones y que, junto con los protones y los neutrones, forma los átomos y las moléculas. Los electrones están presentes en todos los átomos y cuando son arrancados del átomo se llaman electrones libres.
27.protón: partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones.
28.neutron: partícula sin carga que constituye una de las partículas fundamentales que componen la materia. La masa de un neutrón es de 1,675 × 10-27 kg, aproximadamente un 0,125% mayor que la del protón. La existencia del neutrón fue profetizada en 1920 por el físico británico Ernest Rutherford y por científicos australianos y estadounidenses, pero la verificación experimental de su existencia resultó difícil debido a que la carga eléctrica del neutrón es nula y la mayoría de los detctores de partículas sólo registran las partículas cargadas.
29.numero de valencia: El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
30.átomo: la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento avanzó muy lentamente.
31.partícula: nuclear de carga positiva, de símbolo a, y que está formada por dos protones unidos a dos neutrones. Las partículas alfa se emiten espontáneamente en algunos tipos de desintegración radiactiva. Corresponden a átomos de helio 4 totalmente ionizados (ver ionización).
32.elementos: sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones.
33.energía mecánica: suma de las energías cinética y potencial de un cuerpo en un sistema de referencia dado. La energía mecánica de un cuerpo depende tanto de su posición, pues la energía potencial depende de ella, como de su velocidad, de la que depende la energía cinética.
34.molécula: la partícula más pequeña de una sustancia, que mantiene las propiedades químicas específicas de esa sustancia. Si una molécula se divide en partes aún más pequeñas, éstas tendrán una naturaleza diferente de la sustancia original. Por ejemplo, una muestra de agua puede dividirse en dos partes, y cada una dividirse a su vez en muestras de agua más pequeñas. El proceso de división y subdivisión finaliza al llegar a la molécula simple de agua, que si se divide dará lugar a algo que ya no es agua: hidrógeno y oxígeno. Cada molécula se presenta independientemente de las demás. Si se encuentran dos moléculas, se suele producir un rebote sin que ocurran cambios fundamentales. En caso de encuentros más violentos se producen alteraciones en la composición de las moléculas, y pueden tener lugar transformaciones químicas.
35.volumen: es el número que indica la porción de espacio que ocupa. Se expresa en unidades cúbicas.
36.peso: medida de la fuerza gravitatoria ejercida sobre un objeto. En las proximidades de la Tierra, y mientras no haya una causa que lo impida, todos los objetos caen animados de una aceleración, g, por lo que están sometidos a una fuerza constante, que es el peso.
37.isótopos: El carbono tiene tres isótopos naturales: el carbono 12 constituye el 98,89% del carbono natural y sirve de patrón para la escala de masas atómicas; el carbono 13 es el único isótopo magnético del carbono, y se usa en estudios estructurales de compuestos que contienen este elemento; el carbono 14, producido por el bombardeo de nitrógeno con rayos cósmicos, es radiactivo (con una vida media de 5.760 años) y se emplea para datar objetos arqueológicos.
38.sectil: es cuando puede cortarse en virutas muy delgadas
39.dutil: cuando puede estirarse en alambres
40.policroísmo: fenómeno por el que algunos cristales presentan colores diferentes según el ángulo que forma la luz que incide sobre ellos.
41.sublimación: cambio de una sustancia del estado sólido al vapor sin pasar por el estado líquido.
42.calor: en física, transferencia de energía de una parte a otra de un cuerpo, o entre diferentes cuerpos, en virtud de una diferencia de temperatura. El calor es energía en tránsito; siempre fluye de una zona de mayor temperatura a una zona de menor temperatura, con lo que eleva la temperatura de la segunda y reduce la de la primera, siempre que el volumen de los cuerpos se mantenga constante. La energía no fluye desde un objeto de temperatura baja a un objeto de temperatura alta si no se realiza trabajo.
43.sustancia: que se aplica a un material combustible para retrasar su combustión. Los materiales ricos en oxígeno, como la madera o el papel, pueden tratarse con compuestos de ácidos inorgánicos y con una sustancia neutralizante que se vaporiza en caso de que se inicie un fuego; los ácidos producen carbono, vapor de agua y dióxido de carbono, que sofocan las llamas. Los boratos, también empleados algunas veces, se funden a temperaturas bajas y retrasan la difusión del oxígeno. Los materiales pobres en oxígeno pueden tratarse con compuestos de bromo u óxido de antimonio para producir otros compuestos que bloquean la combustión al formar vapores sofocantes por encima del fuego.
44.cantidad: tamaño, volumen y peso de algún material o algún tipo de fenómeno
45.ley de la conservación de la materia: fue propuesta por Isaac newton que en considerado uno de los padres de la ciencias en el mundo moderno
46.reacción: proceso en el que una o más sustancias —los reactivos— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
47.relatividad de la materia: diferencia entre la suma de las masas de los protones y neutrones de un núcleo atómico, medidas por separado, y la masa real del núcleo, que es menor. La diferencia se debe a la equivalencia de materia y energía (ver Relatividad): parte de la masa de un núcleo atómico se emplea como energía para mantener unidas las partículas (ver Energía nuclear); esta energía se conoce como energía de enlace. Salvo en los núcleos más ligeros, el defecto másico supone aproximadamente el 1% del total de la masa del núcleo.
48.masa: propiedad intrínseca de un cuerpo, que mide su inercia, es decir, la resistencia del cuerpo a cambiar su movimiento.
49.ebullición: temperatura a la que la presión de vapor de un líquido se iguala a la presión atmosférica existente sobre dicho líquido.
50.óptica: rama de la física que se ocupa de la propagación y el comportamiento de la luz. En un sentido amplio, la luz es la zona del espectro de radiación electromagnética que se extiende desde los rayos X hasta las microondas, e incluye la energía radiante que produce la sensación de visión. El estudio de la óptica se divide en dos ramas, la óptica geométrica y la óptica física.
51.densidad: masa de un cuerpo por unidad de volumen. En ocasiones se habla de densidad relativa que es la relación entre la densidad de un cuerpo y la densidad del agua a 4 °C, que se toma como unidad. Como un centímetro cúbico de agua a 4 °C tiene una masa de 1 g, la densidad relativa de la sustancia equivale numéricamente a su densidad expresada en gramos por centímetro cúbico.
52.concentración: conjunto de técnicas y procedimientos empleados para identificar y cuantificar la composición química de una sustancia.
53.baquelita: es un tipo de plástico que se utiliza mucho en la industria
54.vidrio: cuerpo sólido, transparente y frágil que proviene de la fusión a 1.200 ºC de una arena silícea mezclada con potasa o sosa. A temperatura ordinaria constituye una masa amorfa, dura, frágil y sonora. Por lo general es transparente, aunque también puede ser incoloro u opaco, y su color varía según los ingredientes de la hornada.
55.celuloide: originalmente el nombre comercial, y hoy el nombre común de un plástico sintético producto de la mezcla de nitrato de celulosa, o piroxilina, con pigmentos y agentes de relleno en una disolución de alcanfor y alcohol. Al calentarse, el celuloide se vuelve flexible y maleable, y puede moldearse en numerosas formas. Una vez enfriado y seco, el material se hace duro. John Hyatt inventó el celuloide en Estados Unidos, en un concurso premiado con 10.000 dólares para quien descubriera un material que reemplazara al marfil en la elaboración de bolas de billar. Hyatt no consiguió ganar el premio, pero obtuvo la patente de su descubrimiento en 1870. Su patente fue cuestionada por el inventor británico de la xilonita, un producto similar.
56.estructura: conjunto de elementos lingüísticos relacionados entre sí mediante un sistema ordenado de reglas.
57.superfluidez: estado de la materia caracterizado por la total ausencia de viscosidad, es decir, de resistencia al flujo. El término superfluidez se aplica principalmente a los fenómenos observados en el helio líquido a temperaturas muy bajas, pero también se emplea en ocasiones para referirse al flujo sin rozamiento de los electrones en ciertos metales y aleaciones a temperaturas muy bajas.
58.temperatura: propiedad de los sistemas que determina si están en equilibrio térmico (ver Termodinámica). El concepto de temperatura se deriva de la idea de medir el calor o frialdad relativos y de la observación de que el suministro de calor a un cuerpo conlleva un aumento de su temperatura mientras no se produzca la fusión o ebullición. En el caso de dos cuerpos con temperaturas diferentes, el calor fluye del más caliente al más frío hasta que sus temperaturas sean idénticas y se alcance el equilibrio térmico (ver Transferencia de calor). Por tanto, los términos de temperatura y calor, aunque relacionados entre sí, se refieren a conceptos diferentes: la temperatura es una propiedad de un cuerpo y el calor es un flujo de energía entre dos cuerpos a diferentes temperaturas.
59.fuerza: cualquier acción o influencia que modifica el estado de reposo o de movimiento de un objeto.
60.elasticidad: capacidad de reacción de una variable en relación con cambios en otra. Este término mide la variación porcentual que experimenta una al cambiar otra. Estas variables son cuantitativas. Se recurre a este concepto, acuñado por Alfred Marshall, para examinar la relación entre precios y demanda, o entre diversos factores que conciernen y afectan a la producción.
61.electricidad: categoría de fenómenos físicos originados por la existencia de cargas eléctricas y por la interacción de las mismas.
62.tenacidad: Temple, en metalurgia e ingeniería, proceso de baja temperatura en el tratamiento térmico del acero con el que se obtiene el equilibrio deseado entre la dureza y la tenacidad del producto terminado. Los artículos de acero endurecidos calentándolos a unos 900 °C y enfriándolos rápidamente en aceite o agua se vuelven duros y quebradizos. Si se vuelven a calentar a una temperatura menor se reduce su dureza pero se mejora su tenacidad. El equilibrio adecuado entre dureza y tenacidad se logra controlando la temperatura a la que se recalienta el acero y la duración del calentamiento. La temperatura se determina con un instrumento conocido como pirómetro; en el pasado se hacía observando el color de la capa de óxido que se formaba sobre el metal durante el calentamiento.
63.exfoliacion: Las propiedades físicas de los minerales constituyen una importante ayuda a la hora de identificarlos y caracterizarlos. La mayor parte de las propiedades físicas pueden reconocerse a simple vista o determinarse por medio de pruebas sencillas. Las propiedades más importantes incluyen el rayado, el color, la fractura, el clivaje, la dureza, el lustre, la densidad relativa y la fluorescencia o fosforescencia.
64.fractura: rotura en un hueso o en un cartílago osificado. La fracturas simples o cerradas no son visibles en el exterior. Las fracturas complicadas o abiertas implican la solución de continuidad de la piel por lo que es frecuente la exposición del hueso. La fractura es simple o conminuta según el número de roturas presentes en el mismo hueso. Las fracturas son completas si la rotura abarca todo el hueso, o incompletas ('tallo verde') si la fractura no interrumpe del todo su continuidad, con desviación o aplastamiento del hueso. Las fracturas incompletas se observan con más frecuencia en los niños pequeños, cuyos huesos están dotados de más elasticidad. La mayor parte de las fracturas están causadas por un traumatismo, aunque también pueden ser consecuencia de una actividad normal como lanzar una pelota.
65.dureza: capacidad de una sustancia sólida para resistir deformación o abrasión de su superficie.
66.codon:mecanismo mediante el cual la información genética contenida en el ácido desoxirribonucleico (ADN) de los cromosomas se transcribe a otro ácido nucleico llamado ácido ribonucleico (ARN) y a continuación a las proteínas. El código genético es indispensable para realizar, a partir de la doble hélice de los genes formada por nucleótidos, la síntesis de proteínas, que son cadenas de aminoácidos; cada proteína tiene una secuencia precisa de aminoácidos.
67.magnetico: uno de los aspectos del electromagnetismo, que es una de las fuerzas fundamentales de la naturaleza.
68.compresibilidad: propiedad que presentan los cuerpos materiales de disminuir su volumen cuando se aumenta la presión ejercida sobre ellos. Es mucho mayor en los gases que en los líquidos y sólidos.
69.presión: en mecánica, fuerza por unidad de superficie que ejerce un líquido o un gas perpendicularmente a dicha superficie. La presión suele medirse en atmósferas (atm); en el Sistema Internacional de unidades (SI), la presión se expresa en newtons por metro cuadrado; un newton por metro cuadrado es un pascal (Pa). La atmósfera se define como 101.325 Pa, y equivale a 760 mm de mercurio en un barómetro convencional.
70.disolventes: sustancia líquida que disuelve o disocia a otra sustancia en una forma más elemental, y que normalmente está presente en mayor cantidad que esa otra sustancia.
71.destilación: proceso que consiste en calentar un líquido hasta que sus componentes más volátiles pasan a la fase de vapor y, a continuación, enfriar el vapor para recuperar dichos componentes en forma líquida por medio de la condensación.
72.condensación: en física, proceso en el que la materia pasa a una forma más densa, como ocurre en la licuefacción del vapor. La condensación es el resultado de la reducción de temperatura causada por la eliminación del calor latente de evaporación; a veces se denomina condensado al líquido resultante del proceso.
73.evaporación: conversión gradual de un líquido en gas sin que haya ebullición. Las moléculas de cualquier líquido se encuentran en constante movimiento.
74.vapor: sustancia en estado gaseoso (ver Gases; Estados de la materia). Los términos de vapor y gas son intercambiables, aunque en la práctica se emplea la palabra vapor para referirse al de una sustancia que normalmente se encuentra en estado líquido o sólido, como por ejemplo agua, benceno o yodo.
75.capilaridad: elevación o depresión de la superficie de un líquido en la zona de contacto con un sólido, por ejemplo, en las paredes de un tubo. Este fenómeno es una excepción a la ley hidrostática de los vasos comunicantes, según la cual una masa de líquido tiene el mismo nivel en todos los puntos; el efecto se produce de forma más marcada en tubos capilares
76.viscosidad: propiedad de un fluido que tiende a oponerse a su flujo cuando se le aplica una fuerza. Los fluidos de alta viscosidad presentan una cierta resistencia a fluir; los fluidos de baja viscosidad fluyen con facilidad. La fuerza con la que una capa de fluido en movimiento arrastra consigo a las capas adyacentes de fluido determina su viscosidad, que se mide con un recipiente (viscosímetro) que tiene un orificio de tamaño conocido en el fondo. La velocidad con la que el fluido sale por el orificio es una medida de su viscosidad
77.mezcla homogénea: En una ‘mezcla homogénea’ o disolución el aspecto y la composición son uniformes en todas las partes de la misma.
78.residuo: fracción de los materiales de desecho que se producen tras la fabricación, transformación o utilización de bienes de consumo, que no se presentan en estado líquido o gaseoso.
79.producto: es el resultado de algún método empleado para poder sacar alguna ganancia que sea productiva.
80.relación: un sentimiento que existe entre dos o más cuerpos que se atraen para un fin en común.

vocabulario I bimestre carolina

Vocabulario
I Bimestre


1. Química: ciencia que estudia la estructura, propiedades y transformaciones de la materia partir de su composición atómica.

2. Hipótesis: suposición de algo posible o imposible para sacar de ella una conclusión.

3. Experimentación: método científico de investigación basado en la comprobación y estudio de los fenómenos.

4. Alquimia: conjunto de especulaciones y experimentaciones generalmente de carácter esotérico relativo a la transformación de la materia que influyeron en el origen de la ciencia química tuvo como fines principales la búsqueda de la piedra filosofal y la panacea universal.

5. método científico: método de estudio sistemático de la naturaleza que incluye las técnicas de observación, reglas para el razonamiento y la predicción, ideas sobre la experimentación planificada y los modos de comunicar los resultados experimentales y teóricos.

6. Falsabilidad: concepto acuñado por el filósofo Kart Raimundo Poseer, que designa la posibilidad que tiene una teoría de ser desmentida, falseada o ‘falsada’ por un hecho determinado o por algún enunciado que pueda deducirse de esa teoría y no pueda ser verificable empleando dicha teoría.

7. Especulación: compra o venta cuyo objetivo es obtener beneficios aprovechando las diferencias de valor en el tiempo. Cuando la operación de compraventa tiene como fin aprovechar las diferencias de precio entre diversos lugares, recibe el nombre de arbitraje.

8. Escita: grupo de tribus nómadas que ocuparon Europa central y Asia desde el siglo XII a.C., cuyo nombre les fue dado por los escritores griegos clásicos. Esta denominación define a quienes habitaron en la zona denominada Escitia, al norte del mar Negro, entre los Cárpalos y el río Don, en lo que actualmente es Moldavia, Ucrania y el este de Rusia, y a todas las tribus nómadas

9. Cemento: sustancia de polvo fino hecha de argamasa de yeso capaz de formar una pasta blanda al mezclarse con agua y que se endurece espontáneamente en contacto con el aire.

10. Colorantes: cualquiera de los productos químicos pertenecientes a un extenso grupo de sustancias, empleados para colorear tejidos, tintas, productos alimenticios y otras sustancias.

11. follaje: conjunto de ramas y hojas árboles plantas.

12. Sedimentación: proceso de deposición de los materiales resultantes de la erosión. Los productos son transportados y se acumulan gracias a la acción de la gravedad.

13. Magnesio: de símbolo MG, es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo. El magnesio es uno de los metales alcalinotérreos, y pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. El número atómico del magnesio es 12.

14. Coagulación: formación de una aglomeración sólida, llamada coágulo, a partir de un fluido orgánico. En fisiología, el término se refiere a la sangre.

15. Fertilizante: sustancia o mezcla química natural o sintética utilizada para enriquecer el suelo y favorecer el crecimiento vegetal.

16. Nitrógeno: de símbolo N, es un elemento gaseoso que compone la mayor parte de la atmósfera terrestre. Su número atómico es 7 y pertenece al grupo 15 (o VA) de la tabla periódica.

17. Mármol: variedad cristalina y compacta de caliza metamórfica, que puede pulirse hasta obtener un gran brillo y se emplea sobre todo en la construcción y como material escultórico.

18. Porcelana: pasta cerámica de loza blanca compuesta de caolín, cuarzo y feldespato, que cocida en horno a una temperatura entre los 1.250 y 1.300 ºC vitrifica formando un material blanco, resonante y translúcido de mayor densidad y dureza que la pasta cerámica, sea de alfarería o de gres.

19. embalsamamiento: preparar un cadáver ciertas sustancias u operaciones para evitar su descomposición.

20. manufacturar: fabricar un producto industrial o atezamiento.

21. Industria: conjunto de operaciones materiales ejecutadas para la obtención, transformación o transporte de uno o varios productos naturales. Por extensión, el conjunto de las actividades en un territorio o país.

22. Fibra: estructura de origen animal, vegetal, mineral o sintético parecida al pelo. Su diámetro no suele ser superior a 0,05 cm. Las fibras se utilizan, entre otras muchas aplicaciones, en productos textiles y se clasifican en función de su origen, de su estructura química o de ambos factores.

23. Escama: estructura derivada del tegumento, con función esquelética, presente en varias clases de vertebrados.

24. Bórax: compuesto químico de fórmula Na2b4o7 • 10H2O (tetraborato de sodio decahidratado), que cristaliza en el sistema monoclínico, con una dureza de 2 y una densidad de 1,7 g/cm3.

25. Antibiótico: (del griego, anti, ‘contra’; bios, ‘vida’), cualquier compuesto químico utilizado para eliminar o inhibir el crecimiento de organismos infecciosos.

26. Microorganismo: ser vivo que sólo se puede observar utilizando microscopios ópticos o electrónicos.

27. Laboratorio: local dispuesto y equipado para la investigación, experimentación y otras tareas científicas, técnicas o didácticas.

28. Insulina: hormona producida en el páncreas por grupos de células especializadas llamados islotes de Langerhans.

29. Protón: partícula nuclear con carga positiva igual en magnitud a la carga negativa del electrón; junto con el neutrón, está presente en todos los núcleos atómicos. Al protón y al neutrón se les denomina también nucleones

30. Estreptococo: bacteria Gram. Positiva de forma esférica. Los estreptococos aparecen en pares o cadenas, y algunas especies son patógenas en los seres humanos. Las infecciones estreptocócicas comprenden la faringitis, la escarlatina, erisipelas, fiebre puerperal y algunas neumonías.

31. Sulfamidas: nombre genérico aplicado a un grupo de agentes quimioterápicos eficaces frente a diversas enfermedades infecciosas.

32. Glucosa: azúcar monosacárido, de fórmula C6H12O6. Se encuentra en la miel y en el jugo de numerosas frutas.

33. Esquizofrenia: denominación común para un grupo de trastornos mentales con variada sintomatología. En sentido literal, esquizofrenia significa "mente dividida", sin embargo, a pesar de la concepción popular que se tiene de este trastorno, no siempre se produce una disociación de la personalidad.

34. Diagnóstico: determinación de la naturaleza de una enfermedad. El diagnóstico debe combinar una adecuada historia clínica (antecedentes personales y familiares, y enfermedad actual), un examen físico completo y exploraciones complementarias (pruebas de laboratorio y de diagnóstico por imagen).

35. Infusión: proceso que consiste en sumergir una hierba o ciertas partes de ella en agua para extraer sus principios activos. Se diferencia de la decocción en que el agua no debe llegar a hervir, como ocurre en ese caso.

36. radiactiva: desintegración espontánea de núcleos atómicos mediante la emisión de partículas subatómicas llamadas partículas alfa y partículas beta, y de radiaciones electromagnéticas denominadas rayos X y rayos gamma.

37. Positrón: partícula elemental de antimateria con una masa igual a la del electrón y una carga eléctrica positiva igual en magnitud a la del electrón.

38. Sodio: de símbolo Na, es un elemento metálico blanco plateado, extremamente blando y muy reactivo. En el grupo 1 (o IA) del sistema periódico, el sodio es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 11. Fue descubierto en 1807 por el químico británico Humphry Davy.

39. Metalurgia: ciencia y tecnología de los metales, que incluye su extracción a partir de los minerales metálicos, su preparación y el estudio de las relaciones entre sus estructuras y propiedades.

40. Opio: narcótico que procede de la desecación del jugo de las cápsulas verdes de la amapola del opio, Papa ver somniferum. El opio crece principalmente en Turquía e India. La demanda mundial de opio es de unas 680 toneladas métricas al año, aunque muchas veces estas cantidades se distribuyen de forma ilegal.

Apuntes Teoricos III Bim Carolina

APUNTES TEORICOS
Plan Bimestral Del III Bimestre

1- Clasificación de los elementos de acuerdo con la configuración electrónica.
1.1- Comportamiento químico de los elementos
1. 2- Ordenamiento de los elementos de acuerdo con la posición de los últimos electrones en sus átomos (electrones del nivel más externo).
1.2.1- Elementos representativos (Nombre y forma de representarse)
1.2.1.1- Características y propiedades de los elementos del Grupo Ia, o s1
1.2.1.2- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIA, o s2
1.2.1.3- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIA, o p1
1.2.1.4- Características y propiedades de los elementos del Grupo IVA, o p2
1.2.1.5- Características y propiedades de los elementos del Grupo VA, o p3
1.2.1.6- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIA, o p4
1.2.1.7- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIA o p5
1.2.1.8- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIA o p6
1.2.2- Elementos de transición (Nombre y forma de representarse)
1.2.2.1- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIB, o d1
1.2.2.2- Características y propiedades de los elementos del Grupo IVB, o d2
1.2.2.3- Características y propiedades de los elementos del Grupo VB, o d3
1.2.2.4- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIB, o d4
1.2.2.5- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIB, o d5
1.2.2.6-Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIB, o (d6, d7, d8)
1.2.2.7- Características y propiedades de los elementos del Grupo IB o d9
1.2.2.8- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIB o d10
1.2.3- Elementos de transición interna o de tierras raras
1.2.3.1- Características y propiedades de los elementos lantánidos, o del f1 al f14
1.2.3.2- Características y propiedades de los elementos actínidos, o del f1 al f14.

1.2.4- Formación de iones de los elementos
1.2.4.1- Capacidad de enlace o valencia y su representación en la Tabla periódica
1.2.4.1.1- Carga iónica o número de oxidación y su representación en la Tabla periódica
1.2.4.2- Valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poli atómicos

1.2.4.3.1- Variación en la Tabla periódica de algunas propiedades de los elementos
1.2.4.3.2- Afinidad electrónica y su variación en la Tabla periódica
1.2.4.3.3- Electronegatividad y su variación en la Tabla periódica
1.2.4.3.4- Carácter ácido- base y su variación en la Tabla periódica
1.2.4.3.5- Carácter metálico y su variación en la Tabla periódica.
1.2.4.3.6- Potencial de ionización y su variación en la Tabla periódica
1.2.4.3.7- Radio atómico y radio iónico y su variación en la Tabla periódic
1.3- Concepto de enlace para la formación de compuestos
1.3.1-Tipos de enlace
1.3.1.1- Enlaces sencillos y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.2- Enlaces dobles y triples y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.3- Enlace iónico, covalente (polar y coordinado) y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.4- Enlace de hidrógeno y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.5- Enlace metálico y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.6- Variación del enlace en los compuestos binarios y ternarios
1.3.1.7- Ordenamiento de los elementos de acuerdo a sus valencias y números de oxidación
1.4- Familias metálicas de los elementos y su configuración electrónica.
1.4.1- Metales Alcalinos
1.4.2- Metales Alcalinotérreos
1.4.3- Metales de transición o Metales relacionados
1.5- Familias no metálicas de los elementos y su configuración electrónica
1.5.1- Gases nobles
1.5.2- Familia del boro
1.5.3- Familia del carbono
1.5.4- Familia del nitrógeno
1.5.5- Calcógenos
1.5.6- Halógenos
2- Formación, formulación y nomenclatura de los compuestos químicos binarios, ternarios y superiores
2.1- Formación, formulación y nomenclatura de las bases
2.2- Formación, formulación y nomenclatura de los óxidos
2.3- Formación, formulación y nomenclatura de ácidos
2.4- Formación, formulación y nomenclatura de los las sale
3- Determinación de las masas moleculares de los compuestos químicos
3.1- Determinación de las fórmulas de los compuestos químicos a partir de su análisis elemental

La agrupación de los elementos en la tabla periódica hace que resalten sus propiedades y características. Por ejemplo, al ganar electrones los elementos aumentan en electronegatividad y lo hacen los elementos que están a la derecha y hacia arriba de la tabla periódica. Así, flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. La reactividad de los elementos aumenta al aumentar los períodos, haciendo que helio sea el elemento más inerte de la tabla periódica.
Las diferencias en energía de ionización también se pueden visualizar en la tabla periódica, aumentando con incrementos en el número atómico de los elementos. Así, los elementos del grupo 1 tienen la energía de ionización más baja y los gases nobles, la más alta.

Los elementos del grupo 1 son los más metálicos de la tabla periódica disminuyendo esta propiedad al aumentar el grupo hacia la derecha de la tabla.
Las propiedades de los elementos están directamente vinculadas con la configuración electrónica de los átomos de los elementos, y los elementos que tienen configuraciones electrónicas semejantes, tienen propiedades semejantes.
La forma larga de la tabla periódica que generalmente se usa a construido preciosamente para destacar las configuraciones electrónicas y la ubicación de los elementos, ya sea formando parte de los grupos o de los periodos, dependiendo de la información que deseamos de obtener.
Puesto que los electrones diferenciales los que participan en las interacciones químicas de los átomos y formando ellos parte de un subnivel determinado (s,p.d,f) su ubicación en la tabla periódica nos permite relacionarlos con el comportamiento químico de los elementos y así agruparlos para sistematizar la clasificación de los mismos.
A lo largo del siglo XIX aumentó espectacularmente el número de los elementos químicos conocidos. Se comprobó, además, que entre algunos elementos existían notables semejanzas en sus propiedades químicas y físicas. Ante este hecho, y con objeto de presentar de modo racional los conocimientos de la Química, se creyó que podría ser muy útil ordenar los elementos de algún modo que reflejase las relaciones existentes entre ellos.
Tras varios intentos, en 1869 el químico ruso D. Mendeleiev presentó una tabla en la que aparecían los elementos distribuidos en filas y columnas, agrupados ordenadamente en diversas familias, siguiendo un orden creciente de masas atómicas.
En la actualidad esta tabla aparece bastante modificada, ya que se ordenan los elementos por orden creciente de número atómico. Dicha tabla, a la que llamamos Tabla Periódica o Sistema Periódico, es una expresión de las relaciones que existen entre los elementos químicos. Por eso, favorece su estudio y nos permite deducir muchas de sus propiedades con sólo saber su situación en ella.
Las 7 filas horizontales reciben el nombre de períodos y las 18 filas verticales o columnas se llaman grupos. Algunos de estos grupos tienen nombres especiales; así ocurre con el 16, los calcógenos (O,S,Se,Te); el 17, los halógenos (F,Cl,Br,I), o el 18, los gases nobles (He,Ne, Ar,...).

1. 2- Ordenamiento de los elementos de acuerdo con la posición de los últimos electrones en sus átomos (electrones del nivel más externo).

Los elementos que exhiben propiedades semejantes están agrupados en GRUPOS O FAMILIAS los cuales en esta tabla están resaltados de un color específico (arbitrario) y reciben un nombre que los identifica. Por ejemplo, los elementos resaltados en amarillo, se caracterizan porque las distribuciones electrónicas de estos elementos terminan en el subnivel s, s1 el primer grupo; y s2 el segundo grupo. Son elementos muy electropositivos (ceden sus electrones corticales con facilidad) y se les llama elementos alcalinos y alcalinotérreos, respectivamente. A este bloque de la Tabla periódica se le conoce como BLOQUE s por las razones antes expuestas. Incluye todos los períodos desde el 1 al 7mo y estos períodos representan los niveles energéticos en la configuración electrónica. Por ejemplo la distribución electrónica del Calcio, termina en 4s2 y la del Sodio en 3s1. Entre las características que presentan estos elementos tenemos que son metales muy blandos, quebradizos, apariencia opaca, generalmente blanquecina o plateada, y algunos forman parte de los compuestos llamados sales haciendo el papel de ión positivo o catión.
Los elementos resaltados en celeste, representan aquellos elementos cuyas distribuciones electrónicas terminan en el subnivel d, los cuales son 10 grupos que van desde el d1 hasta el d10 , y como se puede apreciar en la tabla, parten del período 4, que representa el cuarto nivel energético hasta el séptimo. A este bloque de la Tabla Periódica se le conoce como el BLOQUE d. Se les conoce como elementos de transición y se caracterizan porque en ellos se da con frecuencia saltos electrónicos durante la distribución electrónica. Estos saltos energéticos le dan ciertas propiedades particulares a estos elementos tales como brillo metálico, son muy duros, conducen la electricidad y el calor, entre otras.

Los elementos del mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento químico porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación, aunque es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos saben, desde hace mucho tiempo, que el primer miembro de cada grupo (el elemento del segundo periodo, desde el litio hasta el flúor) difiere del resto de los miembros del mismo grupo. Por ejemplo, el litio presenta muchas, pero no todas las propiedades características de los metales alcalinos. De forma semejante, el berilio es, hasta cierto punto, un miembro atípico del grupo 2a, y así sucesivamente. La diferencia puede atribuirse al tamaño muy pequeño del primer miembro de cada grupo. Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos son las relaciones diagonales. Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica. De manera específica, los tres primeros miembros del segundo periodo (L
i, Be y B) presentan muchas semejanzas con los elementos localizados en forma diagonal debajo de ellos en la tabla periódica la explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de la carga de sus cationes (densidad de carga es la carga de un ión dividida por su volumen) los elementos con densidades de carga parecida reaccionan de manera semejante con los aniones y, por lo tanto, forman el mismo tipo de compuestos. Así, la química del litio, en algunos aspectos, es semejante a la del magnesio. Lo anterior se puede afirmar también para el berilio y el aluminio y para el boro y el silicio. Se dice que cada uno de estos pares tiene relación diagonal.
Se debe recordar que la comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más válida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Estos lineamientos se aplican a los elementos de los grupos 1a y 2a, ( en la imagen, color chocolate y verde, respectivamente) ya que todos son metálicos, y a los elementos de los grupos 7a y 8ª ( dos últimas columnas), que todos son no metales. En el caso de los grupos 3a al 6ª (bloque p), donde los elementos cambian de no metales a metales o de no metales (en la imagen, color blanco) a metaloides (en la imagen, color gris claro), es natural esperar una gran variación en las propiedades químicas aun cuando los miembros del mismo grupo tengan configuraciones electrónicas externas semejantes.

1.2.1- Elementos representativos (Nombre y forma de representarse)
Los subgrupos distinguidos con la letra A incluyen a los elementos representativos, Así, por ejemplo la columna IA (con excepción del hidrógeno) contiene los elementos llamados metales alcalinos, los de la columna IIA, los elementos alcalinotérreos, los IIIA, elementos térreos, los IVA, elementos carbonoides, los VA elementos nitrogenoides, los elementos VIA elementos calcógenos, los elementos VIIA elementos halógenos y los elementos VIIIA elementos gases nobles.
En estos elementos, la cantidad de electrones de valencia está dada por el número de cada columna. Por ejemplo el sodio (Na) está en el grupo IA, por tanto tiene un electrón de valencia, el aluminio está en el grupo IIIA, tiene tres electrones de valencia; el azufre está en el grupo BVIA tiene seis electrones de valencia. El helio, que está en el grupo VIIIA, es la excepción a la regla, ya que tiene solo dos electrones de valencia.






1.2.1.1- Características y propiedades de los elementos del Grupo IA, o s1



Estos son los elementos pertenecientes a la primera columna de la tabla periódica, encabezado por el hidrógeno. Con excepción de este elemento todos los demás son sólidos llamados también elementos térreos. En orden descendente tenemos: Litio (3Li), sodio (11Na), potasio (19K), rubidio (37Rb), cesio (55Cs) y francio ( 87Fr), aunque este últimos es tan raro que muy poco se ha estudiado.


A estos elementos se les conoce como “Metales alcalinos” y se agrupan en una serie de seis elementos químicos en el grupo IA del sistema periódico. Comparados con otros metales, se observa que son blandos, tienen puntos de fusión bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza si no es combinados con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea, pierden fácilmente un electrón, y reaccionan violentamente con agua para formar hidrógeno gas e hidróxidos del metal (bases fuertes).
Los metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Del francio existen solamente isótopos radiactivos.
El metal Sodio, de símbolo Na, es un elemento metálico blanco plateado, extremamente blando y muy reactivo. En el grupo IA del sistema periódico, el sodio es uno de los metales alcalinos. Su número atómico es 11. Fue descubierto en 1807 por el químico británico Humphry Davy.
La reacción del sodio con el agua es una reacción exotérmica, una pequeña llama amarilla surge al poner en contacto un alambre de sodio con el agua contenida en el vaso de precipitados.



















El sodio metálico tiene un punto de fusión de 98 °C, un punto de ebullición de 883 °C y una densidad relativa de 0,97. Su masa atómica es 22,9898.
Sólo se presenta en la naturaleza en estado combinado. Se encuentra en el mar y en los lagos salinos como cloruro de sodio, NaCl, y con menor frecuencia como carbonato de sodio, Na2CO3, y sulfato de sodio, Na2SO4. El sodio comercial se prepara descomponiendo electrolíticamente cloruro de sodio fundido. El sodio ocupa el séptimo lugar en abundancia entre los elementos de la corteza terrestre. Es un componente esencial del tejido vegetal y animal.
El elemento se utiliza para fabricar tetraetilplomo y como agente refrigerante en los reactores nucleares (véase Energía nuclear). El compuesto de sodio más importante es el cloruro de sodio, conocido como sal común o simplemente sal. Otros compuestos importantes son el carbonato de sodio, conocido como sosa comercial, y el bicarbonato de sodio, conocido también como bicarbonato de sosa. El hidróxido de sodio, conocido como sosa cáustica se usa para fabricar jabón, rayón y papel, en las refinerías de petróleo y en la industria textil y del caucho o hule. El tetraborato de sodio se conoce comúnmente como bórax. El fluoruro de sodio, NaF, se utiliza como antiséptico, como veneno para ratas y cucarachas, y en cerámica. El nitrato de sodio, conocido como nitrato de Chile, se usa como fertilizante. El peróxido de sodio, Na2O2, es un importante agente blanqueador y oxidante. El tiosulfato de sodio, Na2S2O3•5H2O, se usa en fotografía como agente fijador.

El Potasio
Potasio tiene símbolo K (del latín kalium, “alcali”), es un elemento metálico, extremamente blando y químicamente reactivo. Pertenece al grupo IA del sistema periódico y es uno de los metales alcalinos. El número atómico del potasio es 19.
Fue descubierto y nombrado en 1807 por el químico británico Humphry Davy. El metal es blanco plateado y puede cortarse con un cuchillo. Tiene una dureza de 0,5. Se da en tres formas isotópicas naturales, de números másicos 39, 40 y 41. El potasio 40 es radiactivo y tiene una vida media de 1.280 millones de años. El isótopo más abundante es el potasio 39. Se han preparado artificialmente varios isótopos radiactivos. El potasio tiene un punto de fusión de 63 °C, un punto de ebullición de 760 °C y una densidad de 0,86 g/cm3; la masa atómica del potasio es 39,098.
El potasio metal se prepara por la electrólisis del hidróxido de potasio fundido o de una mezcla de cloruro de potasio y fluoruro de potasio.

El metal se oxida en cuanto se le expone al aire y reacciona violentamente con agua, produciendo hidróxido de potasio e hidrógeno gas. Debido a que el hidrógeno producido en la reacción con el agua arde espontáneamente, el potasio se almacena siempre bajo un líquido, como la parafina, con la que no reacciona.


















El potasio metal se emplea en las células fotoeléctricas. El potasio forma varios compuestos semejantes a los compuestos de sodio correspondientes, basados en la valencia 1. El yoduro de potasio (KI) es un compuesto cristalino blanco, muy soluble en agua, usado en fotografía para preparar emulsiones y en medicina para el tratamiento del reuma y de la actividad excesiva del tiroides. El nitrato de potasio (KNO3) es un sólido blanco preparado por la cristalización fraccionada de disoluciones de nitrato de sodio y cloruro de potasio, y se usa en cerillas o fósforos, explosivos y fuegos artificiales, y para adobar carne; se encuentra en la naturaleza como salitre. El permanganato de potasio (KMnO4) es un sólido púrpura cristalino, que se usa como desinfectante y germicida y como agente oxidante en muchas reacciones químicas importantes. El sulfato de potasio (K2SO4) es un sólido cristalino blanco, importante fertilizante de potasio que se usa también para la preparación del sulfato de aluminio y potasio o alumbre. El hidrogenotartrato de potasio, que suele llamarse crémor tártaro, es un sólido blanco utilizado como levadura en polvo y en medicina.
El término “potasa” designaba originalmente al carbonato de potasio obtenido lixiviando cenizas de madera, pero ahora se aplica a diversos compuestos de potasio. El carbonato de potasio (K2CO3), un sólido blanco, llamado también potasa, se obtiene de la ceniza de la madera u otros vegetales quemados, y también por reacción del hidróxido de potasio con dióxido de carbono. Se usa para fabricar jabón blando y vidrio. El clorato de potasio (KClO3), llamado clorato de potasa, es un compuesto blanco cristalino, que se obtiene por la electrólisis de una disolución de cloruro de potasio. Es un agente oxidante poderoso y se utiliza en cerillas (cerillos), fuegos artificiales y explosivos, así como desinfectante y para obtener oxígeno. El cloruro de potasio (KCl) es un compuesto blanco cristalino llamado comúnmente cloruro de potasa o muriato de potasa, y es un componente común de las sales minerales de potasio, de las que se obtiene por volatilización. Es un importante abono de potasio y también se usa para obtener otros compuestos de potasio. El hidróxido de potasio (KOH), llamado también potasa cáustica, un sólido blanco que se disuelve con la humedad del aire, se prepara por la electrólisis del cloruro de potasio o por reacción del carbonato de potasio y el hidróxido de calcio; se emplea en la fabricación de jabón y es un importante reactivo químico. Se disuelve en menos de su propio peso de agua, desprendiendo calor y formando una disolución fuertemente alcalina.


1.2.1.2- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIA, o s2

Los metales alcalinotérreos, es una serie de seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. Son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden fácilmente de los electrones. Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza.




Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico creciente: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Sus óxidos se llaman tierras alcalinas.


En orden descendente tenemos: Berilio (4Be), magnesio (12Mg), calcio (20Ca), estroncio (38Sr) y radio (88Ra).















El Calcio
El elemento Calcio, de símbolo Ca, es un elemento metálico, reactivo y blanco plateado. Pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico, y es uno de los metales alcalinotérreos. Su número atómico es 20.
El calcio tiene seis isótopos estables y varios radiactivos. Metal maleable y dúctil, amarillea rápidamente al contacto con el aire. Tiene un punto de fusión de 839 °C, un punto de ebullición de 1.484 °C y una densidad de 1,54 g/cm3; su masa atómica es 40,08.
Se da en varios compuestos muy útiles, tales como el carbonato de calcio (CaCO3), del que están formados la calcita, el mármol, la piedra caliza y la marga; el sulfato de calcio (CaSO4), presente en el alabastro o el yeso; el fluoruro de calcio (CaF2), en la fluorita; el fosfato de calcio o roca de fosfato (Ca3(PO4)2), y varios silicatos. En aire frío y seco, el calcio no es fácilmente atacado por el oxígeno, pero al calentarse, reacciona fácilmente con los halógenos, el oxígeno, el azufre, el fósforo, el hidrógeno y el nitrógeno. El calcio reacciona violentamente con el agua, formando el hidróxido Ca(OH)2 y liberando hidrógeno.
El metal se obtiene sobre todo por la electrólisis del cloruro de calcio fundido, un proceso caro. Hasta hace poco, el metal puro se utilizaba escasamente en la industria. Se está utilizando en mayor proporción como desoxidante para cobre, níquel y acero inoxidable. Puesto que el calcio endurece el plomo cuando está aleado con él, las aleaciones de calcio son excelentes para cojinetes, superiores a la aleación antimonio-plomo utilizada en la rejillas de los acumuladores, y más duraderas como revestimiento en el cable cubierto con plomo.
Magnesio














El elemento químico Magnesio, de símbolo Mg, es un elemento metálico blanco plateado, relativamente no reactivo. El magnesio es uno de los metales alcalinotérreos, y pertenece al grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. El número atómico del magnesio es 12.
El metal, aislado por vez primera por el químico británico Humphry Davy en 1808, se obtiene hoy en día principalmente por la electrólisis del cloruro de magnesio fundido. El magnesio es maleable y dúctil cuando se calienta. Exceptuando el berilio, es el metal más ligero que permanece estable en condiciones normales. El oxígeno, el agua o los álcalis no atacan al metal a temperatura ambiente. Reacciona con los ácidos, y cuando se calienta a unos 800 ºC reacciona también con el oxígeno y emite una luz blanca radiante. El magnesio tiene un punto de fusión de unos 649 ºC, un punto de ebullición de unos 1.107 ºC y una densidad de 1,74 g/cm3; su masa atómica es 24,305.
El magnesio ocupa el sexto lugar en abundancia natural entre los elementos de la corteza terrestre. El magnesio forma compuestos bivalentes, siendo el más importante el carbonato de magnesio (MgCO3), que se forma por la reacción de una sal de magnesio con carbonato de sodio y se utiliza como material refractario y aislante. El cloruro de magnesio (MgCl2•6H2O), que se forma por la reacción de carbonato u óxido de magnesio con ácido clorhídrico, se usa como material de relleno en los tejidos de algodón y lana, en la fabricación de papel y de cementos y cerámicas. Otros compuestos son el citrato de magnesio (Mg3(C6H5O7)2•4H2O), que se forma por la reacción de carbonato de magnesio con ácido cítrico y se usa en medicina y en bebidas efervescentes; el hidróxido de magnesio, (Mg(OH)2), formado por la reacción de una sal de magnesio con hidróxido de sodio, y utilizado en medicina como laxante, "leche de magnesia", y en el refinado de azúcar; sulfato de magnesio (MgSO4•7H2O), llamado sal de Epson y el óxido de magnesio (MgO), llamado magnesia o magnesia calcinada, que se prepara calcinando magnesio con oxígeno o calentando carbonato de magnesio, y que se utiliza como material refractario y aislante, en cosméticos, como material de relleno en la fabricación de papel y como laxante antiácido suave.
Las aleaciones de magnesio presentan una gran resistencia a la tracción. Cuando el peso es un factor a considerar, el metal se utiliza aleado con aluminio o cobre en fundiciones para piezas de aviones; en miembros artificiales, aspiradoras e instrumentos ópticos, y en productos como esquíes, carretillas, cortadoras de césped y muebles para exterior. El metal sin alear se utiliza en flashes fotográficos, bombas incendiarias y señales luminosas, como desoxidante en la fundición de metales y como afinador de vacío, una sustancia que consigue la evacuación final en los tubos de vacío.
Los principales países productores de magnesio son Estados Unidos, China y Canadá.
















1.2.1.3- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIA, o p1


Estos son los elementos pertenecientes a la familia del Boro llamados también elementos térreos. En orden descendente tenemos: Boro (5B), aluminio (13Al), galio (31Ga), indio (49In) y talio (81Tl).
El ununtrium es un elemento artificial que se integra a este grupo. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso.
Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). El Indio y el talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc. Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con las uñas.
Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio).
La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en agua.
No se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3.
El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos.
Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores (dopado) y aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios. El talio es muy tóxico.
La basicidad de los óxidos que forman estos elementos aumenta al incrementarse el número atómico. Sus compuestos son covalentes.
Las propiedades varían desde el carácter no metálico del boro, cuyo estado de oxidación es +3. El talio con su estado de oxidación +1, de mayor estabilidad y que forma compuestos iónicos.
El boro es inactivo a temperatura ambiente al igual que el carbono y el silicio. No existe tendencia de sus átomos a perder electrones externos y formar cationes simples, pues sus iones tendrían densidades de cargas tan altas que su existencia es imposible. Estos átomos reaccionan compartiendo electrones para formar enlaces covalentes. Con los halógenos reacciona liberando calor.


1.2.1.4- Características y propiedades de los elementos del Grupo IVA, o p2




Estos son los elementos pertenecientes a la familia del Carbono llamados también elementos carbonoides. En orden descendente tenemos: Carbono (6C), aluminio (14Si), germanio ( 32Ge), estanio ( 50Sn) y plomo (82Pb).

En el grupo IVA encontramos que los elementos carbono y silicio difieren tanto de los otros miembros de la familia germanio, estaño y plomo que se recomienda no estudiarlos colectivamente. De hecho los elementos metálicos de esta familia, los tres últimos anotados, se asemejan más a los elementos del grupo IVB (Ti, Zr y Hf) que a los no metales carbono y silicio. Existe una mayor semejanza entre las familias A y B del grupo IV que en cualquier otro grupo. Las tendencias de las familias pueden resumirse como sigue:
IVA VA VIA VIIA
No metal no metal no metal no metal
Metal metaloide

Metal metal metaloide no metal

Las propiedades del carbono y del silicio, que son los no metales de este grupo se diferencian de las propiedades de los otros no metales especialmente en sus puntos de fusión tan elevados. Son sólidos rígidos, considerarse como moléculas gigantes consistente en un enorme número de átomos. El silicio sólo existe en una forma cristalina, mientras que el carbono posee dos formas perfectamente caracterizadas que son famosas por sus diferencias físicas. El grafito (sustancia negra y blanda, grasoso al tacto y el diamante, sólido incoloro que puede cortarse en cristales brillantes y es el mineral más duro y abrasivo que se conoce. Ambas sustancias consisten en agrupación de átomos de carbono exclusivamente.
El carbono y el silicio reaccionan con el oxígeno formando óxidos (CO2 CO, SiO2).





















El dióxido de carbono no es tóxico, pero si su concentración en el aire es muy elevada (arriba del 20%) es nocivo, pues disminuye la concentración de oxígeno y tiene efectos fisiológicos (desvanecimiento, mal funcionamiento de los músculos respiratorios, y variaciones en el pH de la sangre). A una temperatura de – 78.5º se sublima y produce hielo seco (CO2 sólido). olpuntos de fusique son los no metales de este grupo se diferencian de las propiedades de los otros n


1.2.1.5- Características y propiedades de los elementos del Grupo VA, o p3




Se Trata de los elementos que pertenecen a la familia del Nitrógeno llamados también elementos nitrogrnoides. En orden descendente tenemos: Nitrógeno (7N), fósforo (15P), arsénico ( 33Ar), antimonio ( 4951Sb) y bismuto (83Bi).
Cada uno de estos elementos tiene cinco electrones (s2p3) en su nivel energético principal más externo; son el nitrógeno, el fósforo, el arsénico, el antimonio y el bismuto. Aunque son similares en algunos aspectos, son más notables por sus diferencias. La variación escalonada de características no metálicas a metálicas dentro de un mismo grupo, es más evidente en la familia del nitrógeno que en cualquiera otra. En este grupo el nitrógeno (como en el caso del oxígeno en el grupo VIA) difiere grandemente de los demás elementos del grupo VA. En la siguiente tabla se muestran algunas de las propiedades más importantes de la familia nitrogenoide:








Tabla… PROPIEDADES FÍSICAS DE LA FAMILIA DE LA FAMILIA DEL NITRÓGENO
NITRÓGENO(N) FÓSFORO (P) ARSÉNICO (As) ANTIMONIO (Sb) BISMUTO(Bi)
Apariencia física Gas incoloro Sólido blanco ceroso, rojo (violeta) o negro Sólido gris acerado Sólido blanco azuloso, brillo metálico Sólido blanco rosado, brillo metálico

Fórmula molecular N2 P4 As4 Sb Bi
Punto de fusión(ªC) -210 44 (blanco)
592 (rojo) 814 630 271
Punto de ebullición (ªC) -196 280 610 1440 1420
Energía de ionización (ev) 14.5 (334kcal) 11.0 (254 kcal) 9.81 (226 kcal) 8.64 (199kcal) 7.20 (168kcal)
Radio atómico (A) 0.74 1.10 1.21 1.41 1.52
Radio del ión (A) 0.11 0.34 0.47 0.62 0.74
Estructura electrónica 2,5 2,8,5 2,8,18,5 2,8,18,18,5 2,8,18,32,18,5
Electronegatividad 3.0 2.1 2.0 1.8

En esta tabla podemos observar que se dan algunas de las propiedades más importantes de esta familia de elementos. La tendencia de no metálico a metálico es bastante evidente: tanto el antimonio como el bismuto tienen lustre 8brillo) metálico en superficies recién cortadas. Los valores de energía de ionización revelan que el nitrógeno es el que mantiene a sus electrones más firmemente, y el bismuto es el que menos. Las electronegatividades muestran que el nitrógeno tiene una afinidad electrónica alta, y esta afinidad disminuye al ir hacia abajo en el grupo.
Al comparar los radios atómicos de estos elementos vemos que aumenta con el aumento del número atómico del elemento; por lo que el bismuto tendrá un tamaño mayor y el nitrógeno será el más pequeño. Todos estos elementos excepto el nitrógeno son sólidos.







La propiedad química más sorprendente de la familia del nitrógeno (en realidad una de las propiedades químicas más sorprendentes de todos los elementos) es la inactividad del nitrógeno elemental. Con una electronegatividad de 3.0 (igual a la del cloro y superada solamente por la del oxígeno y la del flúor), el nitrógeno debería ser uno de los elementos más activos. En realidad, su resistencia a combinarse con otros átomos nace de la gran afinidad de los átomos de nitrógeno para combinarse entre sí. En las moléculas de nitrógeno elemental, N2, los dos átomos de nitrógeno comparten tres pares de electrones. A este tipo de enlaces se les denomina enlace covalente triple, o más simplemente enlace triple (N=N).
El Nitrógeno reacciona con algunos metales como el calcio, magnesio, litio y aluminio para formar nitruros del metal (Ejemplo Ca3N2).
En contraste con el nitrógeno y su ligera actividad, el fósforo es muy activo. Se quema fácilmente en el aire, formando trióxido o pentóxido de fósforo ( P4 O6, P4 O10 ) dependiendo de la cantidad de oxígeno disponible. La temperatura de inflamación del fósforo blanco es aproximadamente la ambiental, por lo tanto este elemento tiende a producir combustión espontánea. La del fósforo rojo es mucho mayor. El fósforo reacciona vigorosamente con los halógenos formando PCl3, PBr3, PBr5. El antimonio, arsénico y bismuto no son afectados por el oxígeno a temperaturas normales, pero a elevadas temperaturas forman el trióxido.
Los halógenos se combinan directamente con los elementos del grupo VA excepto el nitrógeno, para formar pentahaluros o trihaluros.
La tendencia a ganar electrones y convertirse en iones negativos, o de estar en un estado de oxidación negativo, es característica de los no metales. En la familia del nitrógeno éste tiene la mayor tendencia a tener el estado de oxidación de -3, pero el bismuto no forma compuestos estables con este estado de oxidación. Los compuestos hidrogenados muestran esta tendencia a la perfección, sólo el del nitrógeno, NH3 es lo suficientemente estable como para prepararse por unión directa de los elementos.

1.2.1.6- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIA, o p4





Se trata de elementos pertenecientes a la familia del Oxígeno y reciben el nombre de calcógenos o anfígenos. En orden descendente tenemos: Oxígeno (8O), azufre (16S), selenio (34Se), telurio (52Te) y polonio (84Po).


Estos elementos son oxígeno, azufre, selenio, telurio y polonio. En esta familia el oxígeno es tan diferente en propiedades físicas y químicas del resto de los miembros del grupo que es conveniente estudiarlo por separado.






De tal forma que esta familia la estudiaremos con un subgrupo, la familia del azufre, constituida por azufre (S), selenio (Se) y telurio (Te), mencionando al oxígeno con fines comparativos.
Cada uno de los elementos de esta familia posee seis electrones (s2 p4) en su nivel energético principal más externo. Esto hace que exhiban las propiedades físicas que se presentan en la siguiente tabla:
Tabla… PROPIEDADES FÍSICAS DE LA FAMILIA DE LA FAMILIA DEL AZUFRE

En esta tabla se puede ver claramente que el oxígeno resalta en la serie en su punto de fusión, de ebullición y radio atómico muy bajos, en cambio en su energía de ionización y su electronegatividad son muy altas. Las tendencias más comunes que se deducen de esta tabla son aumento en los puntos de fusión y de ebullición y en el tamaño del radio atómico a medida que el número atómico aumenta y, disminución en la energía de ionización y en la electronegatividad a medida que el número atómico aumenta. El siguiente esquema muestra un diagrama de los tamaños relativos de estos átomos.
ta tabla se puede ver claramente que el ox
El grupo VI A proporciona un magnífico ejemplo en apoyo de la generalización de que en las familias A, los elementos se tornan más metálicos a medida que el número atómico aumenta. Mientras que el oxígeno y el azufre son no metales típicos, con conductividades térmicas y eléctricas bajas, el telurio es similar a muchos metales en cuanto a conductividad eléctrica. Además, el telurio y una de las formas del selenio, poseen apariencia de metales. La forma metálica del selenio tiene una rara propiedad digna de mención, que es su conductividad eléctrica, aunque baja, aumenta notablemente cuando se expone a la acción de los rayos luminosos. De aquí que el selenio se utilice en instrumentos de medición de intensidad de luz y en los interruptores automáticos que encienden luces cuando el sol se pone y las apaga al retornar la luz matinal.
En cuanto a las propiedades químicas de estos elementos, una de las características distintivas es que sus átomos tienen todos 4 electrones p en el nivel de energía externo. Por lo tanto, estos átomos reaccionan frecuentemente como agentes oxidantes, adquiriendo un estado de oxidación de -2.

El Oxígeno es el agente oxidante más fuerte y el telurio el más débil. El azufre, el selenio y el telurio pueden ser oxidados por agentes oxidantes más fuertes por ejemplo oxígeno o alguno de los halógenos. Cuando se oxidan, estos elementos tienden a estar en un estado de +4 o +6, tal como en los compuestos SO2, TeO2, SeO2, y SO3, SeO3, TeO3. Sin embargo se conocen también otros estados de oxidación.
Con los metales el azufre reacciona como aceptor de electrones; con la mayoría de los no metales, actúa como donador. El hecho de que sea tanto como agente oxidante como agente reductor, explica su capacidad de combinación con todos los elementos, excepto oro, platino y los gases nobles. A pesar de esto el azufre no es muy reactivo, a menos que se caliente a temperaturas superiores a su punto de fusión. El telurio y el selenio tienen propiedades similares pero algo menos activos que el azufre.


1.2.1.7- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIA o p5



Estos son los elementos pertenecientes a la familia de los halógenos llamados también elementos térreos. En orden descendente tenemos: Flúor(9F), cloro (17Cl), bromo ( 31Br), yodo ( 53I) y astato (81Sa).


Los elementos flúor, cloro bromo y yodo se conocían con el nombre de halógenos desde mucho antes de que la moderna teoría atómica loas agrupara en una familia de la tabla periódica. Sin embargo las similitudes de estos elementos pueden explicarse aún mejor con esta teoría atómica. Cada uno de ellos tiene siete electrones (s2p5) en su nivel energético principal más externo. En la siguiente tabla se aprecia como varían las propiedades de manera regular al pasar de un elemento a otro:
Tabla… PROPIEDADES FÍSICAS DE LA FAMILIA DE LOS HALÓGENOS
FLÚOR (F) CLORO (Cl) BROMO (Br) YODO(I)
Apariencia física Gas amarillento Gas verdoso
Líquido rojo oscuro
Sólido púrpura casi negro

Fórmula molecular F2 Cl2 Br2 I2
Punto de fusión(ªC) -218 -101 -7 114
Punto de ebullición (ªC) -188 -34 59 184
Energía de ionización (ev) 17.34
(400kcal) 12.95
(200kcal) 11.80
(272kcal) 10.6
(244kcal)
Radio atómico (A) 0.72 0.99 1.14 1.33
Radio del ión (A) 1.36 1.81 1.95 2.16
Estructura electrónica 2,7 2,8,7 2,8,18,7 2,8,18,18,7
Electronegatividad 4.0 3.0 2.8 2.5

El aumento de los puntos de fusión y ebullición al aumentar el número atómico, se explica por el hecho de que mientras mayores son las moléculas, mayores son las masas y también las atracciones intermoleculares. Las moléculas de I2 tienen el mayor número de electrones alejados del núcleo positivo; y puesto que estos electrones son atraídos por los núcleos de otros átomos de yodo, las fuerzas de van der Waals de este elemento son más fuertes que en los otros halógenos, que son de menor tamaño.
Después de los gases nobles, los halógenos tienen las energías de ionización más elevadas de todos los elementos. Estos altos valores están asociados con los casi completos subniveles p. La tendencia de las energías de ionización del grupo VIIA revela que el átomo de flúor es el que tiene los electrones más firmemente unidos, y el yodo el que menos. Esta tendencia puede correlacionarse con los tamaños de los átomos que se muestra a continuación en el esquema:






En cuanto a las propiedades químicas de estos elementos podría señalarse que aunque la baja presión de vapor del yodo evita altas concentraciones en el aire. El bromo líquido es uno de los reactivos de laboratorio más peligrosos, debido a sus efectos sobre los ojos y sobre las fosas nasales, ya que causa graves quemaduras en la piel. El cloro y el flúor, generalmente manejados al estado gaseoso, deben usarse siempre en campanas de extracción o en habitaciones perfectamente ventiladas. Todos los halógenos deben guardarse alejados de sustancias que puedan oxidarse.
La tendencia del poder de oxidación muestra que hay una disminución gradual de actividad química al ir del flúor al yodo. La molécula diatómica del flúor F2 es el agente oxidante más fuerte de todos los elementos en sus estados normales, aunque el átomo de cloro tenga mayor afinidad electrónica que el flúor. Tanto el flúor como el cloro intervienen en reacciones de combustión de manera similar a lo que acontece con el oxígeno. El hidrógeno y los metales activos se queman con cualquiera de estos dos gases con liberación de calor y luz.
Los halógenos reaccionan con mucha facilidad con la mayoría de los metales. EL bromo y el yodo no reaccionan con el oro, el platino y alguno de los metales nobles, pero el flúor y el cloro atacan a estos metales.
Las soluciones acuosas de cloro y bromo son agentes oxidantes fuertes. El agente oxidante de estas soluciones es generalmente el ácido hipocloroso, HClO, o el ácido hipobromoso, HBrO.





En el compuesto HXO, X tiene un estado de oxidación de +1 y tiene una fuerte tendencia a atraer uno o dos electrones.
Con el hidrógeno X2 + H2 è 2HX
La reacción ocurre con violencia explosiva con el flúor e incluso para el cloro, pero con el bromo y con el yodo es lenta.
Se dice que las reacciones son fotoquímicas porque ocurren mucho más rápidamente si están expuestas a la energía radiante. Una mezcla de hidrógeno y cloro puede mantenerse en la oscuridad por bastante tiempo pero cuando la mezcla se expone a la luz solar provoca se produce una violenta combustión.
Aunque no se han encontrad trazas de yodo elemental en la naturaleza, los halógenos son químicamente muy activos como aceptores de electrones, para existir en forma elemental en nuestro mundo así como existen otros átomos, iones y moléculas por ello se encuentran en forma de compuestos. Su estado más común es como ión haluro (F-, Cl-, Br-, I-) estos iones siempre están asociados con iones positivos ( compuestos) Puesto que los compuestos de los haluros son casi siempre solubles en agua, los iones haluros son muy frecuentes en el mar, en los lagos salados y en los yacimientos salinos subterráneos que se formaron hace muchos años por evaporación de masas de agua salada.
Los halógenos tienen un importante papel en las reacciones químicas de nuestros organismos. El agua potable contiene trazas de ión cloruro y este ión es uno de los esenciales en la sangre y en los jugos gástricos. El agua contiene, generalmente, cantidades muy pequeñas de iones yoduro. En los lugares en los que el agua carece de este elemento, prevalece el bocio, condición de la glándula tiroides. El agua con trazas de fluoruro ayuda a prevenir la caries dental, pero un exceso del mismo puede causar pérdida del esmalte. Hoy en día algunos odontólogos utilizan trazas de cloruro para blanquear el esmalte dental.
El bromo es un líquido extremadamente volátil a temperatura ambiente; libera un venenoso y sofocante vapor rojizo compuesto por moléculas diatómicas. En contacto con la piel produce heridas de muy lenta curación. Es ligeramente soluble en agua, 100 partes de agua disuelven en frío unas 4 partes de bromo y, en caliente, unas 3 partes. A temperaturas inferiores a 7 °C forma junto con el agua un hidrato sólido y rojo Br2•10H2O. En presencia de álcalis el bromo reacciona químicamente con el agua para formar una mezcla de ácido bromhídrico (HBr) y ácido hipobromoso (HOBr). El bromo es fácilmente soluble en una amplia variedad de disolventes orgánicos, como el alcohol, éter, triclorometano (cloroformo) y disulfuro de carbono. Reacciona químicamente con muchos compuestos y elementos metálicos, y es ligeramente menos activo que el cloro.
El bromo no se encuentra en la naturaleza en estado puro, sino en forma de compuestos. El bromo puede obtenerse a partir del bromuro mediante un tratamiento con dióxido de manganeso o clorato de sodio. El aumento de la demanda ha llevado a producir el bromo a partir del agua de mar, que contiene una proporción de 65 partes de bromo por millón.



El cloro es un elemento activo, que reacciona con agua, con compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos: Cl2O, ClO2, Cl2O6 y Cl2O7. No arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias; una vela ordinaria de parafina, por ejemplo, arde en cloro con una llama humeante. El cloro y el hidrógeno pueden mantenerse juntos en la oscuridad, pero reaccionan explosivamente en presencia de la luz. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los hogares como agentes blanqueadores.
La mayor parte del cloro es producida por la electrólisis de una disolución ordinaria de sal, obteniéndose hidróxido de sodio como subproducto. Debido a que la demanda de cloro excede a la de hidróxido de sodio, industrialmente se produce algo de cloro tratando sal con óxidos de nitrógeno, u oxidando el cloruro de hidrógeno. El cloro se transporta como líquido en botellas de acero. Se usa para blanquear pulpa de papel y otros materiales orgánicos, para destruir los gérmenes del agua y para preparar bromo, tetraetilplomo y otros productos importantes.


1.2.1.8- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIA o p6




Estos son los elementos pertenecientes a la familia de gases nobles o inertes. En orden descendente tenemos: Argón (10Ar), kriptón (36Kr), xenón (54Xe), radón ( 86Rn).
Estos elementos no se combinan con facilidad con los de otros grupos. En la naturaleza (aire seco) estos gases se encuentran en proporciones mínimas, por ejemplo el argón, un 0.93% en volumen, el neón, un 0.002%, el helio, 0.0005%. El otro gas noble, el radón, es radiactivo y tiene una vida media muy corta, por lo que no existe en cantidades apreciables en la atmósfera. Estos gases pueden obtenerse por medio de una destilación fraccionada y cuidadosa del aire líquido. Sin embargo, y debido a que el helio, el kriptón y el xenón son bastante escasos en el aire, no pueden obtenerse en cantidades apreciables con este proceso.
El helio se encuentra en concentraciones bastante altas en algunos minerales (especialmente en pozos de Kansas y Texas, Estados Unidos). Esta reserva produce un suministro adecuado para los usos comerciales. Después de la segunda Guerra Mundial, el uso del helio en la energía atómica y en los viajes espaciales, así como en ciertos procesos industriales, produjo un gran aumento en el consumo de este elemento.
El argón, que forma aproximadamente el 10% de la atmósfera, ha ido aumentando en cuanto a su importancia industrial y se producen actualmente 28 millones de metros cúbicos por año. El argón puede sustituir al helio en cualquier proceso. La operación de soldar titanio y otros metales similares en la construcción de aeroplanos y cohetes, requiere una atmósfera inerte y el argón es adecuado para dicho propósito. Se usa también en bombillas, focos incandescentes, pues no reacciona con el alambre de wolframio al rojo blanco, tal como lo hace el nitrógeno y el oxígeno. El neón, el helio y el argón se utilizan en las “luces de neón”.
En la década de los sesenta se suponía que los gases nobles, o inertes no formaban compuestos. Esta carencia de reactividad química estaba asociada con la capa electrónica externa que está completa con ocho electrones para todos estos elementos excepto para el helio, sin embargo, ya se ha obtenido el primer compuesto de un gas noble, el hexafluoruroplatinato de xenón, XePtF6, y desde entonces se han preparado diversos compuestos binarios de xenón, kriptón y radón. Como fluoruros y óxidos: XeF2 , XeF4, XeF6,, XeO3, KrF4, RnF3; los cuales son sólidos cristalinos incoloros y aunque algunos son bastante estables a temperatura ambiente, otros son inestables. Por ejemplo el trióxido de xenón explota violentamente cuando se frota, oprime o calienta ligeramente. Debido a la vida media muy corta del radón (3.8 días) es sumamente difícil estudiar la química de sus compuestos.
Desde su descubrimiento, el principal interés de los compuestos de los gases nobles ha estado asociado con el simple hecho de poder prepararlos. Una de sus posibles aplicaciones consiste en su utilización en la síntesis de derivados fluorados de los hidrocarburos.


1.2.2- Elementos de transición

Constituyen las columnas situadas entre los grupos IIA(a la izquierda) y IIIA (a la derecha), o sea los grupos IIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB. En estos, a medida que aumenta el número atómico, los electrones van a un nivel interior en vez de ir a un nivel más externo. Así, por ejemplo, en el cuarto período (cuarta fila9, el calcio 8Ca) tiene la estructura electrónica Is2 2s2,2p6 3s2 3p6 4s2 pero el siguiente elemento, el escandio (Sc) no tiene una estructura 4s2 4p6, sino la que le corresponde es 3d1 4s2. Los nueve elementos siguientes al calcio van llenando progresivamente el subnivel 3d hasta completarse en el cinc (Zn).
En el elemento siguiente, el galio comienza a llenarse el orbital p del nivel del número cuántico principal 4.
Todos los elementos de transición son metales. Los de transición interna se caracterizan por presentar los niveles electrónicos d y f incompletos; se dividen en dos series: lantánidos o tierras raras, que comprenden desde el cerio (Ce) el cual sigue al lantano, hasta el lutecio; la serie de los actínidos comprende la serie de elementos cuyos números atómicos están entre 90 y 103. Los lantánidos y actínidos en conjunto se comportan como elementos del grupo IIA y ocupan posiciones especiales fuera del cuerpo principal de la tabla periódica por no poderse ubicar en forma adecuada en las posiciones que les corresponden en los períodos 6 y 7. En estos elementos se están llenando los niveles f (4f en los lantánidos y 5f en los actínidos).
Son en total 40 elementos de los grupos III al XII en la parte central de la Tabla Periódica, y se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades.
Estos elementos, como vemos, presentan múltiples valencias o estados de oxidación que varían desde +1 hasta +8 según los compuestos. Los elementos de transición tienen propiedades típicas de los metales son: maleables, dúctiles, conducen al calor y la electricidad, y tienen un brillo metálico. Tienen, además, por lo general densidades y puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas. Forman enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados negativamente) y sus compuestos suelen tener colores brillantes. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.
La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros.
Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos VIII, IX y X, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.


1.2.2.1- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIB, o d1



Formado por los siguientes elementos: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos.
Con tres electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 1 electrón d de la capa penúltima) se parecen a los del grupo 13, aunque son menos nobles, carácter que disminuye al aumentar el número atómico. En gran parecido entre los elementos del grupo hace difícil su análisis. Presentan el estado de oxidación +3.
Sus óxidos reaccionan con el agua formando hidróxidos, cuya fortaleza aumenta con el número atómico, siendo más fuertes que los hidróxidos del grupo 2.
El único de importancia económica es el itrio.

1.2.2.2- Características y propiedades de los elementos del Grupo IVB, o d2




Estos son los elementos pertenecientes a la familia Titanio (22Ti), circonio ( 40Zr), hafnio ( 72Hf). El rutherfordio se incluye a este grupo.
Con cuatro electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 2 d de la penúltima), sus propiedades son parecidas a las del grupo 3, excepto que el número de oxidación que presentan es +4. Otros estados de oxidación son +3 y +2, aunque la estabilidad de los compuestos con estos estados de oxidación disminuye al bajar en el grupo.
La existencia de los lantánidos hace que el hafnio tenga una carga nuclear suficientemente grande como para atraer los electrones de tal forma que su tamaño (radio atómico e iónico) es semejante al del circonio: son los elementos más parecidos dentro de un grupo del sistema periódico, lo que hace difícil su separación. Esto no ocurre con titanio y circonio. Tienen alto punto de fusión y ebullición.
Son menos nobles que los elementos del grupo 14, aunque no lo parece a temperatura ambiente, pues se recubren de una capa de óxido que los protege, de forma que sólo reaccionan con los no metales a altas temperaturas. El carácter básico de los dióxidos crece según aumenta el número atómico, siendo ácido el TiO2.
Sólo titanio y circonio tienen interés económico.

1.2.2.3- Características y propiedades de los elementos del Grupo VB, o d3



Estos elementos están constituidos por vanadio (23V), niobio (41Nb), y tantalio (81Tl).
El dubnio se incluye m{as recientemente a esta familia.
Se caracterizan por tener cinco electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 3 electrones d en la penúltima). El estado de oxidación predominante es +5, cuya estabilidad aumenta según lo hace le número atómico, en combinaciones de carácter ácido. La diferencia de tamaño (radio atómico e iónico) entre niobio y tántalo es pequeña debido a la existencia de los lantánidos por lo que sus propiedades son muy parecidas, aunque no tanto como ocurre en el grupo 4 y se encuentran en los mismos minerales. El vanadio es diferente y sus compuestos se diferencian de los compuestos de los otros dos.
Son poco nobles, aunque el recubrimiento por una capa superficial de óxido provoca una inercia química superada a altas temperaturas. Sólo forman complejos solubles con ácido fluorhídrico. La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos produce vanadatos, niobatos y tantalatos.




1.2.2.4- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIB, o d4



Estos son los elementos pertenecientes a la familia del cromo ( 24Cr), molibdeno ( 42Mo) y tungsteno (74w). El seaborgio se incluye {últimamente a esta familia.
Poseen 6 electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +6, aunque la estabilidad de este estado crece con el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Como en los dos grupos anteriores, el parecido entre molibdeno y wolframio es mayor que con el cromo.
Estos elementos muestran los puntos de fusión más altos, la presión de vapor más baja y el coeficiente de dilatación térmica más bajo del sistema periódico.
Son poco nobles, pero se recubren de una capa de óxido a temperatura ambiente que los protege del posterior ataque y los hace bastante inertes químicamente. Son estables frente a las bases y los ácidos débilmente oxidantes. Con los hidróxidos alcalinos fundidos dan lugar a cromatos, molibdatos y wolframatos.
Tienen gran importancia sus aleaciones con el hierro para la fabricación de herramientas. La mayoría de las combinaciones de los elementos son coloreadas, por lo que encuentran aplicación como pigmentos. Los carburos son muy duros y se emplean como abrasivos y los sulfuros tienen una estructura en capas que los hace útiles como lubricantes térmicamente estables.

1.2.2.5- Características y propiedades de los elementos del GrupoVIIB, o d5



Estos son los elementos son: Manganeso (25Mn), tecnesio (43Tc), renio ( 75Re). El bohrio es también miembro de esta familia, descubierto más recientemente.
El tecnecio y bohrio son artificiales. Poseen siete electrones de valencia (2 electrones s en la última capa y 5 electrones d en la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +7, cuya estabilidad aumenta según lo hace el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Aunque es menos acusada, en este caso también se nota la inclusión de los lantánidos en el parecido de tecnecio y renio: tamaño de radio atómico e iónico y propiedades, siendo el manganeso más diferente.
Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero rápidamente a temperaturas elevadas.
Los elementos de este grupo se parecen a los del grupo 6 y 8 y se encuentran juntos en los mismos minerales. Se emplean en aleaciones con otros metales.



1.2.2.6-Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIB, o (d6, d7, d8)



Está conformado por tres grupos: El hierro(5Fe), rubidio(13Ru) y osmio ( 31Os) es el primero; el cobalto( 31Co), rodio ( 49In) e iridio (81Ir), es el segundo, Níquel ( 28Ni), paladio( 46Pd) y platino (78Pt) es el último grupo.


Grupo VIII: Hierro, rutenio(
*
), osmio(
*
), hassio.
Poseen 8 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 6 electrones d de la penúltima.
Grupo IX: Cobalto, rodio(
*
), iridio(
*
), meitnerio.
Poseen 9 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 7 electrones d de la penúltima.
Grupo X: Níquel, paladio(
*
), platino(
*
), ununnilio.
Poseen 10 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 8 electrones d de la penúltima.
En estos tres grupos (antiguo grupo VIII, dividido en tres subgrupos) se puede distinguir entre los tres elementos cabecera: hierro, cobalto y níquel y los seis restantes (los tres últimos son artificiales y no se consideran):
Los metales hierro, cobalto y níquel tienen más semejanzas entre sí que con los del resto del grupo al que pertenecen.
El hierro es el más abundante. El estado de oxidación máximo que se alcanza es +6 (hierro) que es menor que el número de electrones de valencia o número del grupo y según aumenta el número atómico disminuye la estabilidad de los números de oxidación altos: el níquel presenta predominantemente el estado de oxidación +2.
Son estables a temperatura ambiente. Forman complejos fácilmente, todos ellos coloreados.
Son ferromagnéticos, tienen elevada densidad y altos puntos de fusión y ebullición.
Se emplean en aleaciones, colorantes, recubrimientos.
(*) En los grupos VIII, IX, X se puede distinguir entre los tres primeros elementos (hierro, cobalto y níquel) y los seis últimos que se denominan subgrupo del platino:
- Grupo VIII: Rutenio, osmio
- Grupo IX: Rodio, iridio.
- Grupo X: Paladio, platino.
Dentro de este subgrupo hay dos grupos:
a) el de los metales ligeros de la segunda serie de transición (5º periodo): rutenio, rodio y paladio de densidad poco mayor de 12 g/cm3. Llenan orbitales d del cuarto nivel energético.
b) el de los metales pesados de la tercera serie de transición (6º periodo): osmio, iridio y platino de densidad mayor de 21 g/cm3. Llenan orbitales d del quinto nivel energético.
Fueron descubiertos en las minas de metales preciosos de Colombia durante el siglo XVIII, como materiales que interferían en la obtención de oro y plata. Son bastante raros, siendo el platino el más abundante. Se encuentran en yacimientos primarios: sulfuros (normalmente) junto a hierro, cobre, níquel y cromo, y en yacimientos secundarios (placeres) originados por la meteorización de los primarios, en los que se encuentran nativos, dada su elevada densidad, lo que provoca una deposición conjunta.
A pesar de la diferencia en las estructuras electrónicas (orbitales d), los elementos son bastante semejantes entre sí: los electrones d parecen influir poco en sus propiedades. El estado de máxima oxidación corresponde al rutenio y osmio (+8), mientras que el paladio es predominantemente divalente.
Todos ellos constituyen, junto con oro y plata, el grupo de metales nobles o preciosos: son bastante inertes y resistentes a la corrosión. El carácter noble aumenta desde el rutenio al platino. Forman complejos fácilmente. Sus hidróxidos son ácidos, básicos o anfóteros.




















1.2.2.7- Características y propiedades de los elementos del Grupo IB o d9




Estos son los elementos se reconocen como cobre (29Cu), plata (73Ag), y oro ( 79Au), Añadido actualmente el unununio.
Son todos metales nobles de alto punto de fusión, que se encuentran nativos (excepto el último, el unununio, que es artificial) y formando combinaciones bastante insolubles; tienen gran tendencia a la formación de complejos. La reactividad disminuye con el aumento del número atómico.

1.2.2.8- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIB o d10


El ( 31Co), rodio ( 49In) y (81Ir) pertenecen a este grupo. Más recientemente el elemento llamado ununbio, creado artificialmente.
Debido a su configuración electrónica bastante estable son más nobles que los elementos del grupo 2, aumentando este carácter según crece el número atómico, puntos de fusión y ebullición más bajos, mayor carácter covalente en los enlaces y compuestos más insolubles y mayor tendencia a la formación de complejos que los del grupo 2. El cinc y el cadmio se parecen mucho más que el mercurio.

1.2.3- Elementos de transición interna o de tierras raras

Estos son los elementos pertenecientes a la familia de los lantánidos (en el esquema, en rojo y actínidos (en el esquema en azul) los cuales completan los períodos 6 y 7 de la tala periódica con 32 y 25 elementos respectivamente.
Presentan 3 números de oxidación o sea son trivalentes. Solo el cerio forma compuestos con valencia +4. la mayoría de los compuestos de los lantánidos son fuertemente paramagnéticos.
Los treinta elementos denominados tierras raras constituyen las series de los lantánidos y actínidos. Uno de los lantánidos (el Prometio) y casi todos los actínidos se denominan transuránidos, ya que no existen de forma natural, son sintéticos. Todos estos metales pertenecen al grupo 3 de la Tabla Periódica y a los períodos 6 y 7. Todos tienen 3 electrones en su capa más externa (2 electrones s de la última capa y 1 o ninguno d de la penúltima, pasando, en este último caso, el electrón a orbitales f de la antepenúltima) y completan los orbitales f de la antepenúltima capa: 4f (lantánidos) y 5f (actínidos).

1.2.3.1- Características y propiedades de los elementos lantánidos, o del f1 al f14

Parten del elemento 58, el Cerio (Ce) hasta el 71, el Lutecio (Lu). Estos elementos corresponden al llenado del subnivel 4f. Ellos son: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.
Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.
Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.
Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc.


1.2.3.2- Características y propiedades de los elementos actínidos, o del f1 al f14.


Completan el período 7 con 25 elementos hasta el momento, desde el Francio hasta el recién descubierto, y aún sin nombre, elemento 111; este subnivel está incompleto. Los elementos desde el 90 hasta el 103, Torio (Th) hasta el Laurencio (Lr) constituyen esta serie y corresponden al llenado 5f. Este período está incompleto y podría terminar en el elementos 118, que podría ser un gas noble y tener propiedades similares a las del Radón (Rn).

Ellos son: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.
Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos.
Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo.
Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.
Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.
Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.

1.2.4- Formación de iones de los elementos

El átomo de cualquier elemento, es neutro, es decir, contiene igual número de cargas positivas y negativas. Es decir, el átomo posee en su núcleo una cantidad equivalente a la cantidad de electrones que giran a su alrededor. Esto produce un equilibrio exacto de cargas positivas y negativas. Se conoce como ión a la partícula cargada que se forma cuando un átomo recibe o retira uno o más electrones. Por ejemplo, el átomo de sodio posee 11 protones y 11 electrones, si se retira uno de esos electrones, la carga positiva será mayor que la de los electrones por tanto deja de ser un átomo y se convierte en una partícula cargada llamada ión sodio, que se representa como Na +1. El cloro, posee 17 protones en el núcleo y 17 electrones girando a su alrededor, si recibiera u electrón, entonces se convertiría en una partícula con carga negativa (pues está en exceso la cantidad de electrones comparada con la de los protones en el núcleo) esta partícula se llama ión cloro y se representa Cl-1. Esta situación puede ocurrir con cualquier átomo de los elementos y el proceso es lo que conocemos como formación de iones, tan indispensable para formar los compuestos existentes.
Los iones con carga positiva reciben el nombre de cationes y los de carga negativa, aniones. Por tanto los elementos que tienden a perder electrones se conocen como cationes, y por lo general son los metales mientras que los que reciben electrones reciben el nombre de aniones y por lo general son los no metales.
CATIONES (o iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma catiónica, el nombre del catión es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ión sodio
Ca+2, ión calcio
Al+3, ión aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes), cada ión debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El sistema establecido por la IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre (II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ión cuproso y a Cu +2 ión cúprico ( II).
Los cationes de los elementos metálicos se nombran según sea el elemento metálico, ejemplo catión Magnesio, catión potasio, catión sodio, catión aluminio y en su escritura se coloca como exponente, con signo positivo la cantidad de electrones que pierde el elemento para convertirse en ión (Mg+2 , K+1, Na+1, Al+3).
ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos, pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del ácido Terminación del anión
hídrico uro
ico ato
oso ito
En el caso de los aniones, estos tendrán como exponentes con signos negativos, la cantidad de electrones que pueden recibir, y s cada uno de estos iones se le añade la terminación uro a la raíz del nombre del átomo: Cl-1, cloruro (de cloro), Br-1 bromuro (de bromo), F-1 fluoruro ( de flúor), N-3 nitruro ( de nitrógeno), S-2 sulfuro ( de azufre). En el caso del oxígeno, que es un no metal, y gana dos electrones O-2 el anión recibe el nombre de óxido.
1.2.4.1- Capacidad de enlace o valencia y su representación en la Tabla periódica

Valencia es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se trata de un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos.
Las características de un elemento dan origen a su capacidad de combinación, por ejemplo, la valencia del hidrógeno es uno, esto quiere decir que sólo tiene la única capacidad de combinarse, el calcio tiene valencia dos, es decir, tiene dos capacidades de combinación.
Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:
¿Cómo se determinan los electrones de valencia?
Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se trata de un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos.
Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:

VALENCIA -1 VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7 VALENCIA -2
Flúor F Cloro
Bromo
Yodo Cl
Br
I Oxígeno O
VALENCIAS +/-2, 4, 6 VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5 VALENCIAS +/- 3, 5
Azufre
Selenio
Teluro S
Se
Te Nitrógeno N Fósforo
Arsénico
Antimonio P
As
Sb
VALENCIAS +/-2, 4 VALENCIA 4 VALENCIA 3
Carbono C Silicio Si Boro B

HIDRÓGENO.
VALENCIA +/-1
Hidrógeno H

Se denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones. Los electrones de esta capa reciben el nombre de electrones de valencia y determinan la capacidad que tienen los átomos para formar enlaces.

Hay dos tipos de valencias:
Valencia iónica: es el número de electrones que un átomo gana o pierde al combinarse con otro átomo mediante un enlace iónico.
Valencia covalente: es el número de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente.



1.2.4.1.1- Carga iónica o número de oxidación y su representación en la Tabla periódica

Existe un concepto más exacto conocido como número de oxidación (o estado de Oxidación) y corresponde a la valencia con signo positivo o negativo. Este signo depende de la capacidad del elemento para ceder electrones, capacidad dada por la característica metálica o no metálica de él; por ejemplo, el sodio es un elemento metálico de valencia 1, por ser un metal que tiende a ceder 1 electrón, por lo que su estado de oxidación es +1. Otro ejemplo, el oxígeno es un elemento no metálico de valencia 2, en la mayoría de sus compuestos, por ser un no metal tiende a captar dos electrones por lo que su estados de oxidación es -2. En base a los estados de oxidación se originan los enlaces entre átomos.
En la siguiente Tabla periódica observamos las valencias y estados de oxidación de algunos elementos:










1.2.4.2- Valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poliatómicos
En la siguiente Tabla se muestran estados de oxidación de algunos elementos conocidos.


Elemento Símbolo E. de O. Elemento Símbolo E. de O.
Litio Li +1 Hidrógeno H (-1), +1
Sodio Na +1 Flúor F -1
Potasio K +1 Oxígeno O (-1), -2
Cesio Cs +1 Cloro Cl (-1),+1,+3,+5,+7
Plata Ag +1 Bromo Br (-1),+1,+3,+5,+7
Berilio Be +2 Yodo I (-1),+1,+3,+5,+7
Magnesio Mg +2 Nitrógeno N (-3),+1,+2,+3,+4,+5
Calcio Ca +2 Fósforo P -3,+3,+5
Bario Ba +2 Arsénico As (-3),+3,+5
Cinc Zn +2 Antimonio Sb (-3),+3,+5
Cadmio Cd +2 Azufre S (-2),+4,+6
Aluminio Al +3 Selenio Se (-2),+4,+6
Mercurio Hg +1,+2 Teluro Te (-2),+4,+6
Cobre Cu +1,+2 Carbono C (-4),+2,+4
Oro Au +1,+3 Silicio Si (-4),+4
Hierro Fe +2,+3 Boro B (-3),+3
Cobalto Co +2,+3
Níquel Ni +2,+3
Plomo Pb +2,+4
Estaño Sn +2,+4
Platino Pt +2,+4

En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho
Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.
¿Cómo se determina los números de oxidación?
El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tenía una átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.

Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En este texto se utilizan las siguientes reglas para asignar dichos números:
En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tienen un número de oxidación de cero. Así, cada átomo de H2, Br2,
Na, Be, K, O2 Y P4 Tiene el mismo número de oxidación: cero.
También entran en esta categoría las moléculas simples o diatómicas.
0 0 0 0
Al ; H2 ; O2 ; O2 ;


El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+
1+ 1+ 1+
HClO ; KOH ; H2O
Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es
1-
1- 1-
MgH2 ; LiH
El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2-
2- 2- 2-
CO2 ; Al2O3 ; H2O
Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es
1-
1- 1-
K2O2 ; H2O2

Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ión. Entonces,
Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ión ba2+, +2; el fe3+, +3; el ión I-, -1; el ión O2-, -2, etcétera. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1, y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, cuando están combinados
es siempre Positivo y numéricamente igual a la carga del ión.

1+ 2+ 3+
KBr ; MgSO4 ; Al(OH)3

3. El número del oxidación del oxigeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo,
MgO y H2O) es –2, pero en el peróxido de hidrogeno (H2O2) y en el ión peróxido (02-2) es –1.
4. El numero de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando esta enlazado con metales en compuestos binarios. en estos casos (por ejemplo,
LiH, NaH, CaH2), su numero de oxidación es –1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. los otros halógenos (
Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando existen como iones halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con oxigeno –por ejemplo en los oxiácidos y oxianiones- tienen números de oxidación positivos.
El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos
y sus respectivas Sales es 1-

1- 1- 1- 1-
HF ; HCl ; HBr ; HI
en cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido
y respectivas Sales es 2 -
2- 2- 2-
H2S ; Na2S ; FeS


6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero.
Se calcula primero multiplicando la cantidad de átomos de cada elemento
por su respectivo Nº de oxidación, y sumando ambos resultados, dicha suma
debe ser igual a cero.
Ejemplos:
Determinar el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: CO2 ; Fe2O3; CaS; PbO2
4+ 2-
C
O2 = 1 x (
4+ ) + 2 x ( 2- )

4+ 2-
C O2 = [ 4+ ] + [ 4- ]

4+ 2-
C O2 = 0 Porque como toda molécula es NEUTRA

3+ 2-
Fe2 O3 = 2 x (
3+ ) + 3 x ( 2- ) = [ 6+ ] + [ 6- ] = 0



2+ 2-
Ca S = 1 x (
2+ ) + 1 x ( 2- ) = [ 2+ ] + [ 2- ] = 0

4+ 2-
Pb O2 = 1 x (
4+ ) + 2 x ( 2- ) = [ 4+ ] + [ 4- ] = 0


















7- En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos
debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio, nh4+, el número
de oxidación del n es –3 y el del h es +1, por lo tanto, la suma de los números de
oxidación es –3 +4 (+1) = +1, que es igual a la carga neta del ión.
8. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el números de oxidación del o en el ión superóxido, O2- es –1/2.




















































1.2.4.3.2- Afinidad electrónica y su variación en la Tabla periódica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en su estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en un ión negativo también gaseoso.
La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta energía.
Los átomos neutros con orbitales incompletos tienden por lo general a atraer electrones. El campo energético que acompaña a la adición de un electrón se conoce como afinidad electrónica.
Para el Mg y el Cl dicho proceso puede representarse como sigue:
Mg (g) + e- + energía ! Mg- (g)
Cl (g) + e- ! Cl- (g) + energía
En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.
La adición de un segundo electrón a un ión mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un suministro de energía.
A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.


1.2.4.3.3- Electronegatividad y su variación en la Tabla periódica

La electronegatividad es la capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente, al aumentar el número y el radio atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ión negativo por ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
La electro afinidad aumenta en un grupo de abajo hacia arriba, mientras que en un período aumenta de izquierda a derecha; entonces, por ejemplo, esta aumenta del grupo I al VII y disminuye del VII al I grupo.









1.2.4.3.5- Carácter metálico y su variación en la Tabla periódica.

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
Algunos metales con sus estados de oxidación son:
Li, Na, K, Rb, Cs, Ag: +1
Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd, Mg, Be: +2
Cu, Hg: +1, +2
Al: +3
Sn, Pb: +2, +4
Fe, Co, Ni: +2, +3
Mn: +2, +3, +4, +6, +7
Algunos no metales con sus estados de oxidación son:
Cl, Br, I: -!, +1, +3, +5, +7
C, Si: +4
S, Se, Te: +2, +4, 6+
N, P, As, Sb: +3, +5


De los 112 elementos que se conocen sólo 25 son No Metálicos, los cuales se clasifican de la siguiente forma:

25 NO METALES
NO METALES METALOIDES GASES NOBLES
11 8 6
H C N O P S Se F Cl Br I B Si Ge As Sb Te Po At He Ne Ar Kr Xe Rn


La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza combinados químicamente en forma de minerales. Un mineral es una sustancia de origen natural, con una composición química característica, dentro de cierto intervalo. Un depósito mineral cuya concentración es adecuada, en el aspecto económico, para extraer el metal deseado se conoce como mena. En la tabla se enlistan los principales tipos de minerales que forman los metales al combinarse.

TIPO MINERALES
Metales sin combinar Plata, Oro, Bismuto, Cobre, Paladio y Platino
Carbonatos Carbonato de Bario BaCO3 (witherita), Carbonato de Calcio CaCO3 (calcita, piedra caliza), Carbonato de magnesio MgCO3 (magnesita), CaCO3.MgCO3 (dolomita), Carbonato de Plomo PbCO3 (cerusita), Carbonato de Zinc ZnCO3 (smithsonita)
Halogenuros Floruro de Calcio CaF2 (fluorita), Cloruro de Sodio NaCl (halita), Cloruro de potasio KCl (silvita), Na3AlF6 (criolita)
Oxidos Oxido de Aluminio dihidratado Al2O3.2H2O (bauxita), Oxido de Aluminio Al2O3 (corindón), Oxido Férrico Fe2O3 (hematita), Oxido cuproso Cu2O (cuprita), Oxido de manganeso MnO2 (pirolusita), Oxido Estánnico SnO2 (casiterita) Oxido de Titanio TiO2 (rutilo), Oxido de Zinc ZnO (cincita), Fe3O4 (magnetita)
Fosfatos Fosfato de Calcio Ca3(PO4)2 (roca fosfórica), Ca5(PO4)3OH (hidroxiapatita)
Silicatos Be3Al2Si6O18 (berilo), ZrSiO4 (cirsón), NaAlSi3O8 (albita), Mg3(Si4O10)(OH)2 (talco)
Sulfuros Sulfuro de Plata Ag2S (argentita), Sulfuro de Cadmio CdS (grenoquita), Sulfuro cuproso Cu2S (calcocita), FeS2 (pirita), HgS (cinabrio), PbS (galena), ZnS (esfalerita)
Sulfatos
BaSO4 (barita), CaSO4 (anhidrita), PbSO4 (anglesita), SrSO4 (celesita), MgSO4.7H2O (epsomita)

Una clasificación de los metales de acuerdo con sus minerales puede realizarse directamente en la tabla periódica:




En el siguiente cuadro comparativo vemos la clasificación de los metales de acuerdo a la utilidad que le damos en la vida diaria:
Clasificación de los metales por su utilidad

Grupo Metales Aplicación
I Na, Li, K, Rb, Cs
Elaboración de jabón, cerámica industrial, neutralización de suelos ácidos con CaO, cementos a partir de CaCO3, CaSO4
II Be, Mg, Al Aleaciones (Mg,Al,Mn, resisten más que el acero y es más ligero), construcción (de aviones, automóviles, herramientas)
III Fe, Co, Ni, Cr, V,
Mn, Ti, Mo Herramientas, maquinaria, aceros(industria) especialmente Fe, Cr, Ni,V) El vanadio resiste vibraciones y golpes, se usa para hacer automóviles.
IV Cu, Zn, Cd, Pb, Hg Aleaciones (latón Cu-Zn) (bronce Cu-Sn) plata alemana (Cu, Zn, Ni) monedas (Cu-Ni)
V Ag, Au, Pt Joyeria, material para el laboratorio




1.2.4.3.6- Potencial de ionización y su variación en la Tabla periódica

El potencial de ionización Cantidad de energía que se necesita para separar el electrón mas fuertemente unido de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental (estado energético mas bajo). La entidad en que se transforma el átomo al perder un electrón es en un ión gaseoso monopositivo.
Esta definición corresponde a la primera energía de ionización. Se denomina segunda energía de ionización a la que se necesita para extraer de un ión gaseoso monopositivo el electrón que este menos fuertemente unido. Las sucesivas energías de ionización se definen de manera semejante.
Estas energías se determinan por interpretación de los espectros de emisión o de absorción, y a través de experiencias directas en las que se mide la variación de energía que tiene lugar en el proceso.
M(g) M+(g) + e
Donde M representa un átomo de cualquier elemento.
Las energías de ionización varían de la misma forma a lo largo de cada periodo y de cada grupo de la tabla periódica. Dentro de cada periodo, los metales alcalinos tienen la misma energía de ionización, y los gases nobles la máxima. Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el tamaño de los átomos, es decir, al descender en el grupo.


1.2.4.3.7- Radio atómico y radio iónico y su variación en la Tabla periódica

: Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).

En los átomos podemos encontrar regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de numero atómico pequeño y los grandes los de numero atómico grande.
Los átomos son materia, tienen masa y ocupan un lugar en el espacio: volumen. Existen átomos pequeños y grandes, lo que lo diferencia en punto de comparación con otros aspectos es que, en los átomos podemos encontrar una regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de número atómico pequeño y los grandes de número atómico grande. Sin embargo, en un período, los átomos en general son más pequeños a medida que aumenta el número atómico. Definimos el tamaño de un átomo por la distancia (radio) que existe desde el centro del núcleo hasta el espacio que ocupa el electrón más externo que generalmente es el electrón diferenciante. Normalmente, a los átomos los consideramos esféricos.

1.3- Concepto de enlace para la formación de compuestos
Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una molécula.

Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

En la imagen se muestra cómo se forman los compuestos iónicos, en la formación de cristales de cloruro de sodio o sal común.
• Enlace covalente, si comparten los electrones.
• Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
• Enlace metálico, los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.




1.3.1-Tipos de enlace
covalente
Enlace covalente Apolar hidrógeno y carbono - Metano

En química, las reacciones entre dos átomos no metales producen enlaces covalentes. Este tipo de enlace se produce cuando existe una electronegatividad polar (eso dice mahe) se forma cuando la diferencia de electronegatividad no es suficientemente grande como para que se efectúe transferencia de electrones, entonces los átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital denominado orbital molecular.
A diferencia del enlace iónico, en el que se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro, en el enlace químico covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos.
Si consideramos bien átomos de hidrógeno, a medida que se aproximan entre sí, se van haciendo notar las fuerzas que atraen a cada electrón al núcleo del otro átomo, hasta que dichas fuerzas de atracción se llegan a compensar con la repulsión que los electrones sienten entre sí. En ese punto, la molécula presenta la configuración más estable.
Lo que ha sucedido es que los orbitales de ambos electrones se han solapado, de modo que ahora es imposible distinguir a qué átomo pertenece cada uno de los electrones.
Sin embargo, cuando los átomos son distintos, los electrones compartidos no serán atraídos por igual, de modo que estos tenderán a aproximarse hacia el átomo más electronegativo, es decir, aquél que tenga una mayor apetencia de electrones. Este fenómeno se denomina polaridad (los átomos con mayor electronegatividad obtienen una polaridad más negativa, acercando los electrones compartidos hacia su núcleo), y resulta en un desplazamiento de las cargas dentro de la molécula.
Se podría decir que al átomo más electronegativo no le gusta mucho compartir sus electrones con los demás átomos, y en el caso más extremo, deseará que el electrón le sea cedido sin condiciones formándose entonces un enlace iónico, de ahí que se diga que los enlaces covalentes polares tienen, en alguna medida, carácter iónico.
Cuando la diferencia de electronegatividades es nula (dos átomos iguales), el enlace formado será covalente; para una diferencia de electronegatividades de 1,7 el carácter iónico alcanza ya el 35%, y para una diferencia de 3, será del 49.5%.
Así pues, para diferencias de electronegativades mayores de 1,7 el enlace será predominantemente de carácter iónico, como sucede entre el oxígeno o flúor con los elementos de los grupos 1 y 2; sin embargo, cuando está entre 0 y 1,7 será el carácter covalente el que predomine, como es el caso del enlace C-H.
Dependiendo de la diferencia de electronegatividad, el enlace colvalente puede ser clasificado en covalente polar y covalente puro o apolar.Si la diferencia de electronegatividad está entre 0,4 y 1,7 es un enlace covalente polar, y si es inferior a 0,4 es covalente apolar.
Características del enlace covalente coordinado (Dativo)
Una vez formado el enlace covalente coordinado es idéntico a los demás enlaces covalentes.
El enlace covalente coordinado se forma cuando el par electrónico compartido es puesto por el mismo atomo.
Se representa con una flecha " → " que parte del atomo que comparte la pareja de electrones SBS.
Cuando el átomo N aporta a los electrones. Este tipo de enlace se denomina enlace covalente coordinado, también conocido como enlace dativo, y se define como un enlace en el que uno de los átomos cede los dos electrones. Aunque las propiedades de enlace covalente coordinado son parecidas a las de un enlace covalente normal (dado que todos los electrones son iguales, sin importar su origen), la distinción es útil para hacer un seguimiento de los electrones de valencia y asignar cargas formales. Una base dispone de un par electrónico para compartir y un acido acepta compartir el par electrónico para formar un enlace covalente coordinado. Estos enlaces suelen representarse por flechas:
Tipo de enlaces y reactividad de una sustancia [editar]
En los enlaces sigma pueden ocurrir las siguientes reacciones (Rx. Qcas):
Substitución, donde un átomo es substituido por otro. Lo reemplaza.
Eliminación, donde un átomo se elimina de la molécula. Generalmente en esta reacción se forma un enlace pi.
Sobre los enlaces pi ocurre la adición, donde se agregan por lo general 2 átomos y se forman dos enlaces sigma. En el ejemplo se muestra la adición de un sólo átomo:
Los enlaces sigma no polares de un átomo saturado son muy poco reactivos y para fines prácticos podemos considerarlos inertes.
Los enlaces sigma no polares que entran a un átomo insaturado son algo más reactivos, por el efecto del enlace pi.
Los enlaces sigma polares son reactivos.
Los enlaces pi son reactivos
Otro tipo de reacción es la transposición, donde se redistribuyen los átomos existentes para formar un isómero de la substancia original. Esta puede ocurrir en cualquier molécula sin importar el tipo de enlace y el número de enlaces que cambian de lugar, siempre es par
Enlace metálico


Enlace metálico en el Cobre
Un enlace metálico es un enlace químico que mantiene unidos los átomos de los metales entre sí. Estos átomos se agrupan de forma muy cercana unos a otros, lo que produce estructuras muy compactas. Se trata de redes tridimensionales que adquieren la estructura típica de empaquetamiento compacto de esferas. En este tipo de estructura cada átomo metálico está rodeado por otros doce átomos (seis en el mismo plano, tres por encima y tres por debajo). Además, debido a la baja electronegatividad que poseen los metales, los electrones de valencia son extraídos de sus orbitales y tiene la capacidad de moverse libremente a través del compuesto metálico, lo que otorga las propiedades eléctricas y térmicas de los metales.
Características de los metales
Las características básicas de los elementos metálicos son producidas por la naturaleza del enlace metálico. Entre ellas destacan:
1. Suelen ser sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio, y sus puntos de fusión y ebullición varían notablemente.
2. Las conductividades térmicas y eléctricas son muy elevadas. (esto se explica por la enorme movilidad de sus electrones de valencia)
3. Presentan brillo metálico.
4. Son dúctiles y maleables. (la enorme movilidad de los electrones de valencia hace que los cationes metálicos puedan moverse sin producir una situación distinta, es decir, una rotura)
5. Pueden emitir electrones cuando reciben energía en forma de calor.
6. Tienden a perder electrones de sus últimas capas cuando reciben cuantos de luz (fotones), fenómeno conocido como efecto fotoeléctrico.
El enlace metálico es característico de los elementos metálicos, es un enlace fuerte, primario, que se forma entre elementos de la misma especie. Los átomos, al estar tan cercanos uno de otro, interaccionan los núcleos junto con sus nubes electrónicas empaquetándose en las tres dimensiones, por lo que quedan rodeados de tales nubes. Estos electrones libres son los responsables que los metales presenten una elevada conductividad eléctrica y térmica, ya que estos se pueden mover con facilidad si se ponen en contacto con una fuente eléctrica. Presentan brillo y son maleables.
Los elementos con un enlace metálico están compartiendo un gran número de electrones de valencia, formando un mar de electrones rodeando un enrejado gigante de cationes. Los metales tienen puntos de fusión más altos por lo que se deduce que hay enlaces más fuertes entre los distintos átomos. La vinculación metálica es no polar, apenas hay (para los metales elementales puros) o muy poco (para las aleaciones) diferencia de electronegatividad entre los átomos que participan en la interacción de la vinculación, y los electrones implicados en que es la interacción a través de la estructura cristalina del metal. El enlace metálico explica muchas características físicas de metales, tales como fuerza, maleabilidad, ductilidad, conducción del calor y de la electricidad, y lustre. La vinculación metálica es la atracción electrostática entre los átomos del metal o los iones y electrones deslocalizados. Esta es la razón por la cual se explica un deslizamiento de capas, dando por resultado su característica maleabilidad y ductilidad. Los átomos del metal tienen por lo menos un electrón de valencia, no comparten estos electrones con los átomos vecinos, ni pierden electrones para formar los iones. En lugar los niveles de energía externos de los átomos del metal se traslapan. Son como enlaces covalentes
Enlace de hidrógeno


Enlace de hidrógeno
Se produce un enlace de hidrógeno o puente de hidrógeno (correctamente llamado enlace por puente de hidrógeno) cuando un átomo de hidrógeno se encuentra entre dos átomos más electronegativos, estableciendo un vínculo entre ellos. El átomo de hidrógeno tiene una carga parcial positiva, por lo que atrae a la densidad electrónica de un átomo cercano en el espacio.
El enlace de hidrógeno es poco energético frente al enlace covalente corriente, pero su consideración es fundamental para la explicación de procesos como la solvatación o el plegamiento de proteínas.
Diferentes dadores de hidrógeno para formar enlaces de hidrógeno. Los dadores clásicos son:
el grupo hidróxilo (OH)
el grupo amino (NH)
el fluoruro de hidrógeno (HF)
Mientras que existen dadores no clásicos, como por ejemplo:
un hidrocarburo sustituido (CH) (en el caso de los hidrocarburos no se forman puentes de hidrógeno por la baja electronegatividad del carbono. Sin embargo, cuando el carbono tiene sustituyentes atractores de electrones se pueden dar interacciones débiles, como en el caso del cloroformo)
un alquino puede dar lugar a interacciones débiles mediante sus hidrógenos ácidos.
Diferentes dadores de electrones para formar enlaces por puente de hidrógeno son:
pares electrónicos solitarios de oxígeno, azufre, nitrógeno, halógenos

Se denomina enlace covalente coordinado o dativo al enlace químico que se forma cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero este par procede sólo de uno de los átomos.
Este tipo de enlace se presenta cuando un átomo no metálico comparte un par de electrones con otros átomos. Para que se presente este tipo de enlace, se requiere que el átomo donador tenga un par de electrones libres en un orbital exterior y el átomo aceptor tenga capacidad para recibir ese par de electrones en su última capa de valencia.Este enlace tiene igual longitud y energía que otro enlace igual y es, por tanto, indistinguible.
Este enlace es común en los óxidos no metálicos y en los iones complejos de los metales ligeros, así como el H2SO4, NH3, SO2. Es también el responsable de ciertos iones como el ion amonio (NH4+), donde el nitrógeno cede los dos electrones para que el cuarto hidrógeno (que previamente se habría ionizado) se una a él, de tal manera que los enlaces de los cuatro hidrógenos son iguales. Es también importante en el ion hidronio (H3O+) donde el oxígeno cede el par de electrones. Este último resulta interesante por dos razones: el oxigeno tendría otros dos electrones para formar otro enlace (Algo que no hace porque la molécula H4O+ resultaría muy inestable) y además este ion es el resultado de la disociación de los iones H+, lo que supone que el hidronio es el ion responsable del pH
Fuerzas de Van der Waals
Las fuerzas de Van der Waals son fuerzas de estabilización molecular; forman un enlace químico no covalente en el que participan dos tipos de fuerzas o interacciones, las fuerzas de dispersión (que son fuerzas de atracción) y las fuerzas de repulsión entre las capas electrónicas de 2 átomos contiguos.
Fuerzas de dispersión
Todos los átomos, aunque sean apolares, forman pequeños dipolos debidos al giro de los electrones en torno al núcleo (véase átomo). La presencia de este dipolo transitorio hace que los átomos contiguos también se polaricen, de tal manera que se producen pequeñas fuerzas de atracción electrostática entre los dipolos que forman todos los átomos

2. Repulsión electrostática
A estas fuerzas de dispersión se opone la repulsión electrostática entre las capas electrónicas de dos átomos contiguos.
La resultante de estas fuerzas opuestas es una distancia mínima permitida entre los núcleos de dos átomos contiguos. Distancia que se conoce como radio de Van der Waals.
Es ésta una fuerza muy importante en biología, porque es uno de los enlaces no covalentes que estabilizan la conformación de las proteínas.
La energía del enlace de Van der Waals es de 1-2 kcal/mol.
Las fuerzas de Van der Waals conforman el tipo más débil de fuerza intermolecular que puede darse en la naturaleza, necesitándose un aporte energético de 0,1 a 35 kJ/mol para romper dicha interacción. Distinguimos tres clases de enlace de Van der Waals:
Orientación: interacción dipolo permanente-dipolo permanente. Tienen lugar entre moléculas polares como el HCl por ejemplo, produciéndose una atracción eléctrica entre polos opuestos de moléculas contiguas, pero no así el solapamiento de los átomos interactuantes al ser de mayor tamaño que en el puente de hidrógeno.(Recordemos que el solapamiento sólo se produce en el enlace de hidrógeno, donde el N, el O y el F son especies más pequeñas). Cuanto mayor sea la polaridad de la molécula (diferencia de electronegatividad entre los átomos que la forman), más fuerte será la interacción.
Inducción: interacción dipolo permanente-dipolo inducido. Se produce entre una molécula polar y otra apolar. En este tipo de interacción, el dipolo permanente de la molécula polar provoca una deformación en la nube electrónica de la molécula apolar que se aproxima(el polo negativo de la molécula polar induce el desplazamiento de lo electrones de la molécula polar hacia el polo opuesto, apareciendo un dipolo). De este modo, se establece una atracción eléctrica entre polos opuestos.
Este tipo de enlace también se conoce como polarización, siendo tanto más intenso cuanto mayor sea la polarización de la molécula apolar. La intensidad de este fenómeno dependerá de la mayor o menor polaridad (diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la molécula polarizante; la polar) así como del tamaño de la molécula polarizada (a mayor número de electrones, más desigualdad de disposición puede existir).
Dispersión (Fuerzas de London): dipolo instantáneo-dipolo instantáneo. Aparecen en todos los compuestos moleculares, siendo la única fuerza intermolecular que aparece entre moléculas apolares. Se produce por la aparición de una distribución asimétrica de la carga en una molécula (dado el movimiento continuo de los electrones). Este fenómeno induce la aparición de un dipolo instantáneo en la molécula que se aproxima, estableciéndose una interacción muy débil e instantánea.
La intensidad de esta interacción depende del tamaño de la molécula (a mayor número de electrones, mayor posibilidad de la aparición de un dipolo instantáneo).





1.3.1.1- Enlaces sencillos y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.2- Enlaces dobles y triples y algunos ejemplos de compuestos
Son representados por dos átomos comprometidos en el enlace que comparten dos pares de electrones.
Al representar la estructura de Lewis para el CO2 con el solo hecho de formar enlaces simples no se puede satisfacer la valencia del carbono(+4), y además no se cumple la ley del octeto en cambio al formar enlaces dobles lo ya mencionado si se puede cumplir entonces la estructura seria:

O : : C : : O
Aquí podemos observar la unión del carbono a cada uno de los átomos del oxigeno debido a la formación de dos pares de elementos.

Este tipo de enlace se da con 2 átomo que a su vez comparten tres pares de electrones con un ejemplo tenemos la molécula de acetileno, C2H2.
H : C :. .:C : H

A un átomo de hidrógeno al cual se le haya quitado su electrón de valencia (siendo entonces, un Ion hidrogenado, H+) se coloca en contacto con su molécula de amoniaco, este le brinda y le da a dicho Ion el par de electrones "libres" que tiene, para distribuirlo con él, comprobando así que de este modo un enlace coordinado.
A este resultado se le denomina Ion Amonio, NH4 +, y es representado de esta manera:

H + H +
x x
H x N x N O H N H
x
H H


En esta forma análoga se obtiene el Ion hidronio, H3O+, entre el Ion hidrógeno y la molécula de agua.
En estos dos casos, el Ion resultante continua con carga positiva del hidrógeno.






1.3.1.3- Enlace iónico, covalente (polar y coordinado) y algunos ejemplos de compuestos



Existen casos en los cuales el par de electrones compartidos pertenecen a uno solo de los átomos. Aunque estos casos se tiene un Enlace covalente coordinado, y son representados por una flecha que va del átomo que aporta los electrones al que los recibe.
Vamos a ver un ejemplo: Amoníaco
que es representado así

xx
H x N x H x: electrones de valencia del N
. x . .: electrones de valencia del H.

Enlace covalente no Polar

Es aquel en el que los electrones son repartidos en una forma equitativa entre los átomos que participan y que por consiguiente no produce ninguna carga el electrón dentro de las moléculas. Podemos entonces decir que la electronegatividad entre los átomos es similar.
Una de las formas de representar este tipo de enlace es mediante el uso del método de electrón de punto y esto consiste en que sean señalados con los puntos, es decir que el electrón cuya capacidad externa, en torno a la letra que representa el átomo.
Un ejemplo puede ser una molécula de metano, que la encontramos formada por los átomos





de carbono y cuatro de hidrógeno y se sabe que los electrones de la capa externa son aquellos que giran alrededor de ambos núcleos

Enlace Covalente polar

Aquí la electronegatividad de los átomos que forman la molécula es diferente.
Esta desigualdad hace que los elementos repartidos sean recolectados con mayor fuerza hacia un elemento que el otro. Un modelo es la formación de la molécula de agua H2O.




Ya conocido el significado de la electronegatividad, podemos comprender su verificación en los enlaces en una molécula.
Tomaremos por ejemplo, a un átomo de Sodio y otro de Cloro. De este par podemos decir:
Na (alcalino, grupo I): Poco electronegatividad (0.9)
Cl (halógenos, grupo VII): Muy electronegativo (3.0)
Los valores de electronegatividad, indican que el sodio tiene una gran facilidad para ceder electrones y que, por otro lado, el cloro despliega una gran atracción sobre ellos.
La resolución de estos son los dos procesos:

Na- 1e- ---- Na+ (ión Sodio, positivo)

Cl + 1e- ----- Cl- (ión cloruro, negativo).
Este par de ecuaciones comprende procesos de Ionización, o procesos en los que hay formaciones de iones. En el primer caso se ha formado el ión Sodio que se encuentra cargado positivamente, ya que en el átomo, peculiarmente neutro, ha otorgado un electrón, y por lo tanto quedaría con una carga positiva de más.
En otro proceso, el cloro toma el electrón que cedió a el sodio y quedo con carga negativa, como Ion cloruro.
Podemos decir que estos dos procesos, nos han llevado a la formación de iones, que son los átomos o grupos de átomos que se cargan eléctricamente. En el caso nuestros este par de iones tienen carga contraria; este proceso hace que ellos se atraigan entre sí de este modo se le da forma a los enlaces de los dos átomos, lo cual nos lleva a la formación de la molécula de cloruro de sodio, NaCl.. Ella puede representarse como:
Na+ + Cl ----- Na + Cl
Como podremos observar el resultado neto de los casos hechos anteriormente es una muestra desprendimiento del electrón de Sodio(Na) al átomo de cloro(Cl).
Estos enlaces que son verificados por traspasos de los enlaces de un átomo se les llama Enlaces Iónicos o electrovelente.
Debemos de percatarnos que el par de átomos responsabilizados en el enlace quedaran con su configuración estable. .Por consiguiente en sodio queda con ocho electrones en su ultimo nivel, y el cloro con ocho en su nivel exterior.. Citamos el ejemplo de enlace iónico que más instruye muy claramente la ley del octeto, el aquel que verificamos con el magnesio y el cloro para formar el cloruro de magnesio, MgCl2. El consta de dos electrones de valencias (el pertenece al grupo II), el cloro, siete siendo sus electronegatividades 1,2 y 3,0, correspondiente los valores indican la atracción mayor del cloro por sus electrones. El átomo de magnesio queda cediendo sus dos electrones exteriores pero el átomo de cloro solamente puede formar uno requiriendo por tanto dos átomos de cloro para cada uno de magnesio la forma esquemática de la formación del cloruro de magnesio, puede ser representado por las ecuaciones.
Mg: ---2e ----- Mg ++
2 :Cl: + 2e- ----2 :Cl:
Mg ++ 2 :Cl : ----Mg ++ :Cl: -2
En estos ejemplos se pueden notar que se representan moléculas como:
Na + :Cl: y Mg++ :Cl: -2 en vez de NaCl y MgCl2.
Esto indica que se quiere hacer énfasis en el hecho en que los enlaces iónicos - como es indicado por su nombre - realmente formado por la atracción entre dos iones.
El enlace iónico es realizado cuando un átomo tiene una electronegatividad baja y el otro alta, el enlace es más iónico entre más diferentes sean las electronegatividades.
Se deduce de lo anterior que los elementos de los grupos I y II (muy electropositivos), se forman enlaces iónicos con los grupos VI y VII (muy electronegativos).En el grupo VIII los elementos como ya vimos son muy inactivos.
Analizaremos ahora en caso de la molécula de cloro, Cl2. Los átomos de cloro, necesita un electrón para completar su octeto, generalmente ambos tienen igual atracción por electrones.
Los dos átomos obtienen como resultado que comparten entre si un par de electrones, cumpliendo así este caso también con la ley del octeto.
A los enlaces que se verifiquen por el compartimiento de electrones, es denominado como Enlace Covalente.
Se representan los enlaces por una línea pequeña o guión, entre los átomos por símbolos comprendidos en él.
En átomos que no son iguales, son muy semejantes en cuanto a la atracción de electrones se refiere, como es indicado, específicamente por sus valores respectivos de electronegatividad: 3.0 y 2.8, para cloro y bromo.
La atracción ejercida por cada átomo sobre los electrones es muy similar, estos son compartidos y el resultado de su enlace será covalente.
Si se comparte solamente un par de electrones puedes tener un enlace covalente Simple, además existen también enlaces Dobles y Triples, estos se dan cuando hay dos o tres pares de electrones.


1.3.1.4- Enlace de hidrógeno y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.5- Enlace metálico y algunos ejemplos de compuestos


Entre los compuestos existentes elementos tenemos que 16 son no metálicos; 8 de ellos semimetálicos metaloides y el resto, metales. De todos los elementos las tres cuartas partes son metales he ahí su importancia!. Entre los más representativos hay 7 elementos estos son de transición y todos los de transición interna son considerados metales, completamente opuestos son sus propiedades, a las sustancias que ya se han estudiado anteriormente.
Se caracterizan los metales por tener baja energía de ionización, también tiene baja afinidad electrónica y baja electronegatividad, suelen perder fácilmente uno, dos o tres electrones, que forman compuestos iónicos con los no metales además es fácil suponer que el traslado de electrones de un metálico a otro átomo también metálico que no es mecanismo de unión entre ellos.
Al adquirir de uno o más electrones no se confiere al átomo metálico su configuración electrónica estable, propia de los gases nobles. Por tal razón, no es posible pensar en forma de enlaces covalentes, en la formación esta supeditada a adquirir estructuras estables de parte de átomos enlazados.
Es posible definir al enlace metálico como una estructura de iones positivos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. Estos electrones de valencias dejan de corresponder en un átomo en especial y se mueve independientemente alrededor de los iones positivos.
El resultante de esta deslocalización es responsable de la resistencia metálica de los metales, y a la gran fuerza cohesiva resultante.
La movilidad de los electrones en los metales es la baja energía de ionización y los numerosos orbitales vacíos que tienen en el mismo nivel; esto da razón a los electrones movilizarse entre dos o más núcleos positivos, estas razones que explican la movilidad de los electrones en los metales.


1.3.1.6- Variación del enlace en los compuestos binarios y ternarios

Ya hemos visto que la manera "localizada" de describir los enlaces en base a electrones dirigidos hacia sitios específicos según la geometría de la molécula, es de gran utilidad para disponer de una interpretación de los enlaces. Sin embargo, existen algunos problemas que se arreglan mediante el uso de la Teoría de los Orbitales Moleculares. Esta última difiere del tratamiento en base a Orbitales Híbridos en varios aspectos, el principal se refiere a que los Híbridos se construyen para mostrar la formación de enlaces " dirigidos", a diferencia de los Orbitales Moleculares que son más generales en su planteamiento para describir la configuración electrónica en moléculas. Permiten corregir varias dificultades presentes en los híbridos, como ser:
Los híbridos suponen que los electrones son locales en los enlaces, lo cual no es totalmente correcto. Mas bien, lo que existe es una posibilidad alta que carga electrónica se ubique en la dirección de los enlaces, no descartando que también pueda ocupar otras regiones de la molécula. Esta anomalía es corregible mediante las llamadas " estructuras de resonancia" como ya se ha visto.
Para formar enlaces con participación de híbridos, es necesario disponer de pares de electrones, compartidos o no, para dirigirlos hacia posiciones específicas de la geometría de las moléculas. Pero, ¿Qué ocurre en las moléculas que presentan electrones no apareado? Esta situación no la contempla el esquema de híbridos moleculares.
La Energía de Enlace tampoco es un concepto que aparece en los híbridos, en circunstancias que sabemos que hay enlaces más difíciles de romper que otros.
Para comenzar el estudio de los OM’s, veamos lo que sucede con la molécula H2... Sabemos que su energía mínima cuando se forma un enlace H-H, vale -458 kJ/mol. Esto significa que H2, comparada con la de los átomos separados H + H, es 458 kJ/mol más estable que los átomos separados considerados cada uno a energía 0.0 kJ/mol. Todos estos hechos los muestra el diagrama donde se observa que la separación entre los H en el equilibrio, adquiere el valor de 74 PM (1pm=1•10-12m). Esta es simplemente la distancia de enlace H-H.

Es fácil construir una teoría que de cuenta de lo que ocurre durante la formación de la molécula de Hidrógeno





El siguiente diagrama ilustra el resultado de la Combinación Lineal de Orbitales Atómicos LCAO, para formar dos Orbitales Moleculares, uno enlazante y otro antienlazante Obsérvese que al sobreponer ambos OA's 1s con signo +, suman positivamente las contribuciones de ambos OA's en la zona de enlace, formando la figura enlazante. En cambio la combinación con signo - hace que los positivo de 1sa se cancele con la contribución negativa de 1sb produciendo un diagrama cortado, sin sobre posición impidiendo un enlace entre hidrógenos conocido como antienlace.






CLORUROS FÓRMULA COLOR DE LA LLAMA LÍNEA CARACT.
Sodio
Potasio
Litio
Calcio
Estroncio
Bario NaCl
KCl
LiCl
CaCl2
SrCl2
BrCl2 Amarillo
Lila
Carmesí
Indigo
Azul
Verde amarillento 5890 Å
4044 Å
6708 Å
4226 Å
4607 Å
5535 Å


1.4- Familias metálicas de los elementos y su configuración electrónica.

Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico.

Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia; tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.
Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad.
Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel, y otros.
Los grupos están constituidos por los siguientes elementos:
Grupo 1: Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. ( El hidrógeno está en este grupo pero no es metal)
Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio.
Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos
Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio.
Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio.
Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio.
Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio.
Grupo 8: Hierro, rutenio, osmio, hassio.
Grupo 9: Cobalto, rodio, iridio, meitnerio.
Grupo 10: Níquel, paladio, platino, ununnilio.
Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio.
Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio.
Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio.
Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio.
Grupo 15: Bismuto, ununpentio.
Grupo 16: Polonio, ununhexio.
1.4.1- Metales Alcalinos

Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (grupo I A), son metales muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. El nombre proviene de sus propiedades básicas (alcalinas). Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro.
Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. En estado sólido forman redes cúbicas.
Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo. El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño.
Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente). También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros.
Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes. Con el amoníaco líquido dan soluciones de color azul en las que hay electrones libres ocupando cavidades formadas por moléculas de amoníaco; estas soluciones se emplean para reducir compuestos orgánicos; parece que en estas soluciones existen especies M-1. Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad.
Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.
Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.
Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones.

1.4.2- Metales Alcalinotérreos

Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio.
Constituyen algo mas del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro.
Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos.
Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.
Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todos, el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.
Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1.
Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).
El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.


1.4.3- Metales de transición o Metales relacionados

Se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.
La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables.

1.5- Familias no metálicas de los elementos y su configuración electrónica

1.5.1- Gases nobles

Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.
El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).
Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.
Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.
Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).

1.5.2- Familia del boro o de elementos térreos


Son elementos bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc.
Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; no se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3.




1.5.3- Familia del carbono o carbonoide

Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición.
Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.
No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo.
Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles.
El plomo es tóxico.

1.5.4- Familia del nitrógeno o nitrogenoide

Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.
La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último.
Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.
En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc.
El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.

1.5.5- Calcógenos o anfígenos

El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases.
El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10-14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo.
El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.
El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas.
La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico.
El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad.
Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.

1.5.6- Halógenos

El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales".
No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.
Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.
Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico.
A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia:
Sólido- Iodo, Astato
Líquido- Bromo
Gas- Flúor, Cloro
Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico.
Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos.
En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los compuestos de estos elementos son muy importantes y útiles.
Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos.
El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.


2- Formación, formulación y nomenclatura de los compuestos químicos binarios, ternarios y superiores
aceptan 3 tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:
Nomenclatura sistemática: para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido a que tenga una única valencia. En adelante N.ss
Ejemplos: CrBr3 tribromuro de cromo ; CO monóxido de carbono
En los casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis, tris, tetraquis, pentaquis...
Ejemplo: Ca5F(PO4)3 fluoruro tris(fosfato) de calcio porque si se dijese trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P3O10]5-, es decir, sería en este caso:
Ca8F(P3O10)3
Nomenclatura stock: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios). En adelante N.st
Ejemplo: Fe2S3 Sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III en el subíndice del azufre]
Nomenclatura tradicional: Aquí se indica la valencia del elemento que forma el compuesto con una serie de prefijos y sufijos. En adelante N.tr.
Cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo -ico.
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan (de menor a mayor valencia)
-oso
-ico
Cuando tiene tres distintas se usan (de menor a mayor)
hipo- -oso
-oso
-ico
Y cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a mayor)
hipo- -oso
-oso
-ico
per- -ico
Ejemplo: Mn2O7 Óxido permangánico Cuando tiene 5 se utilizan (de menor a mayor)
Hipo- -oso
-oso
-ico
per- -ico
Hiper- -ico
Óxidos
Son compuestos químicos inorgánicos binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente a los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2. Su grupo funcional es el ión oxigeno (O-2).
los oxidos se pueden nombrar en cualquiera de las nomenclaturas; si se utiliza la sistematica no se tienen en cuenta las valencias sino que se menciona el prefijo de acuerdo al numero que posea el oxigeno como subindice, si se utiliza la Stock el numero romano es igual a la valencia del elemento, si se utiliza la comun el sufijo es de acuerso a la valencia del elemento.
Óxidos básicos
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. Fórmula:M2Ox si la valencia del metal es par se simplifica. Cuando un oxido basico reacciona con el agua (H2O) se forma una base o hidroxido, Ej. CuO + H2O = CU(OH)2. La nomenclatura stock es la más frecuente. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno
En algunos óxidos llamados óxidos dobles (Fe3O4, Pb3O4), los átomos del elemento que forma el óxido tienen diferente valencia (FeIIFeIII2O4=Fe3O4).
Óxidos ácidos o anhídridos
Son aquellos formados por la combinación del óxigeno con un no metal. Fórmula general:N2Ox (N es el no metal) si se puede se simplifica. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido a excepción de un par de óxidos de nitrógeno como se muestran más adelante. La nomenclatura sistemática es la más frecuente. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos en orden de menor a mayor valencia del no metal
hipo- -oso
-oso
-ico
per- -ico

Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes:
Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula NO.
Dióxido de nitrógeno, de fórmula NO2.
Óxido nitroso o Monóxido de dionitrógeno, de fórmula N2O.
Trióxido de dinitrógeno, de fórmula N2O3.
Tetróxido de dinitrógeno, de fórmula N2O4.
Pentóxido de dinitrógeno, de fórmula N2O5.
Hidruros metálicos
Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Fórmula general: MHx (x=valencia del metal) La nomenclatura stock es la más frecuente.
Hidruros no metálicos
Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. El hidrógeno siempre usa valencia +1. Hay varios de ellos que tienen nombres especiales mucho más usados que los sistemáticos:
Hidrácidos
Son aquellos hidruros no metálicos que forman disolución ácida en agua, se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado puro. Son los formados con S, Se, Te, F, Cl, Br, I. Si están puros se nombran de la forma -uro de hidrógeno y si están disueltos ácido -hídrico.
Hidróxidos
Son compuestos formados por la unión de un oxido básico con el agua. Para formularlo se coloca al metal y el grupo hidroxilo OH, que siempre tiene valencia (-1). La fórmula general es M(OH)x siendo x la valencia del metal. La nomenclatura stock es la más frecuente. Aquí la nomenclatura sistemática no antepone el prefijo mono cuando sólo hay un OH.
Oxiácidos u Oxácidos
Son compuestos ternarios formados por oxígeno, hidrógeno y un no metal, se obtienen al agregar una molécula de agua al correspondiente óxido ácido. Fórmula general H2O+N2Ox=HaNbOc (aquí N es un no metal) La nomenclatura funcional es ácido oxo-,dioxo-,trioxo-(según nº de O)+ no metal terminado en -ico seguido de la valencia en nº romanos entre paréntesis. Si hay >1 átomo del no metal también lleva prefijo. La nomenclatura sistemática es oxo-,dioxo- (según nº de oxígenos)+no metal terminado en -ato seguido de la valencia en números romanos entre paréntesis + "de hidrógeno". Si hay >1 átomo del no metal también lleva prefijo. La nomenclatura tradicional no cambia con respecto a compuestos anteriores tan sólo que empieza por la palabra ácido. Ésta es la más frecuente.
El nitrógeno no forma oxiácidos con todas sus valencias sino sólo con la 3 y la 5. Por otra parte, el fósforo, el arsénico y el antimonio forman ácidos especiales según se agregue 1, 2 ó 3 moléculas de agua llevando los prefijos meta-, piro- (o di-), y orto-, respectivamente, en la nomenclatura tradicional (se puede omitir el prefijo en el caso orto).
El boro puede formar el oxiácido meta o el orto. Además, el silicio y el yodo, para formar los oxiácidos ortosilícico y el peryódico necesitan 2 y 5 moléculas de agua respectivamente.
Algunos metales también forman oxiácidos, como el cromo y el manganeso
Poliácidos
Se trata de aquellos oxiácidos que resultan de la unión de 2 ó 3 moléculas de oxiácidos con la pérdida de una molécula de agua por cada unión que se realice. Es como si fuesen dímeros, trimeros... Se nombran indicando con un prefijo el número de moléculas de ácido que se han unido (Nomenclatura tradicional) o igual pero indicando con prefijos cuantos átomos del no metal o metal en los pocos casos en que ocurre (demás nomenclaturas).
Las sales de los poliácidos se nombran de forma análoga a las oxisales.
Sales binarias
Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de los hidrácidos por un metal. También hay otros no metales que forman sales iónicas como el boro, el silicio y el nitrógeno. Su nombre empieza por el no metal terminado en -uro. La nomenclatura stock es la más frecuente.
Sales dobles y triples
Se trata de aquellas sales (normalmente iónicas) en las que hay varios cationes (o aniones) diferentes. Se nombran de forma análoga a las sales binarias. Si entre esos aniones está el óxido o el hidróxido se puede poner como prefijo oxi-, hidroxi-. Los óxidos dobles pueden verse como un caso especial de sal doble en la que los dos cationes son del mismo elemento.
Sales de oxoácidos u oxisales
Se trata de compuestos ternarios formados a partir de oxoácidos sustituyendo los hidrógenos por un metal, es decir, metal, no metal y oxígeno. También se puede decir que son compuestos ternarios que resultan de la unión de un metal con un radical (un no - metal con oxígeno) Hay dos tipos:
Sales neutras
Son aquellas oxisales que han sustituido todos sus hidrógenos por un metal. La nomenclatura stock y la sistemática coinciden. La tradicional es igual que las anteriores salvo en que los sufijos -oso e -ico se sustituyen por -ito y -ato respectivamente. La nomenclatura tradicional es la más frecuente.
Sales ácidas
Son aquellas sales en las que sólo se han sustituido parte de los hidrógenos. Se nombra anteponiendo al nombre hidrógeno-, dihidrógeno,... (según cuantos haya). En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) también se puede indicar anteponiendo bi- si se ha quitado un hidrógeno.
Peróxidos
Son aquellos compuestos binarios que contienen el Grupo peroxo (-O-O-), es decir, O22-. Se nombran con la palabra peróxido tanto en nomenclatura stock como en la tradicional, la sistemática sigue la regla general de los prefijos numéricos. Se los suele reconocer en la fórmula en que aparentemente el oxígeno sólo tiene valencia 1. El grupo peróxido no se simplifica si de esta forma sólo apareciese un átomo de oxígeno en la fórmula, como ocurre en el agua oxigenada, que también es un nombre especial que no sigue las reglas normales de la nomenclatura tradicional.
Superóxidos
También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo superóxido O2-. Aparentemente el oxígeno (que siempre tiene valencia 2) tiene valencia 1/2. Se nombra como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido.
Ozónidos
Son aquellos compuestos binarios de oxígeno que contienen el grupo ozónido O3-. Se nombran con la palabra ozónido.
Peroxoácidos
Son aquellos oxoácidos que han sustituido un oxígeno por un grupo peroxo O2-. No se simplifica la fórmula. En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) se añade peroxo-, y en las restantes se indica con -peroxo- el oxígeno sustituido. Si a la hora de formular pudiera haber confusión con otro oxoácido se indica el grupo peroxo entre paréntesis.
Las peroxisales se nombran de forma análoga a las oxisales.Tioácidos
Son aquellos oxoácidos que resultan de la sustitución de uno o varios oxígenos por azufres. Se nombran con el prefijo tio- seguido por el ácido de origen (nomenclatura tradicional) o -tio- en la sistemática y stock indicando con un prefijo el número de oxígenos restantes. Si se pone tio sin prefijo numérico en la nomenclatura tradicional se está indicando que se han sustituido todos los O por S,excepto en el caso de los tioácidos del azufre (aquí tio=monotio).
Las tiosales se nombran de forma análoga a las oxisales.
Iones
Son aquellos átomos o moléculas cargados eléctricamente. Pueden ser de carga positiva (cationes) o de carga negativa (aniones).
Cationes mono y poliatómicos
Son iones con carga positiva, si son monoatómicos se nombran simplemente nombrando el elemento después de la palabra catión. Por ejemplo, Li+ catión litio. Si el elemento tiene varios estados de oxidación (valencias) se usan números romanos (stock) o los afijos hipo- -oso, -oso, -ico, per- -ico (tradicional).
Cuando se trata de cationes poliatómicos, se distinguen dos casos:
a) si proceden de oxoácidos se añade el sufijo -ilo al nombre del oxoácido correspondiente en nomenclaturas tradicional (éste puede indicar la valencia en números romanos), también se puede nombrar en la stock. Es como el oxoácido sin moléculas de agua.
b) si proceden de hidruros, lleva el sufijo -onio.
Aniones mono y poliatómicos
Son iones con carga negativa, se puede anteponer la palabra ion. Se distinguen tres casos:
a) si son homoatómicos (todos los átomos son del mismo elemento) se añade el sufijo -uro a la raíz del nombre del elemento. Si hay varios átomos se usan prefijos cuantitativos y, si fuese necesario, la carga entre paréntesis.
b) si son heteroatómicos y proceden de oxiácidos, es decir, son los que intervienen en oxisales y similares se nombran como éstas, con sufijos -ato (stock, -ato o -ito (tradicional).
c) si son heteroatómicos pero no proceden de oxisales o similares suelen terminar en -uro o en -oxido.



CATIONES
ANIÓN
ANIONES


Fluoruro (F-) Cloruro ( CL-) Bromuro ( Br-) Yoduro ( I-) Sulfuro ( S-2) Nitruro
( N-3) Hidruro
( H-)
Aluminio ( Al +3) AlF3 AlCl3 AlBr3 AlI3 Al2S3 AlN AlH3
Amonio ( NH4+) NH4F NH4Cl NH4Br NH4 I (NH4 )2S (NH4)3N NH3
Arsenico (III) o arsenioso ( As+3) AsF3 AsCl3 AsBr3 AsI3 As2S3 AsN AsH3
Arsenico ( V) o arsenico ( As+5) AsF5 AsCl5 AsBr5 AsI5 As2S5 As3N5 AsH5
Bario ( Ba+2) BaF2 BaCl2 BaBr2 BaI2 BaS Ba3N2 BaH2
Berilio ( Be+2) BeF2 BeCl2 BeBr2 BeI2 BeS Be3N2 BeH2
Boro ( B+3) BF3 BCl3 BBr3 BI3 B2S3 BN BH3
Cadmio ( Cd+2) CdF2 CdCl2 CdBr2 CdI2 CdS Cd3N2 CdH2
Calcio ( Ca+2) CaF2 CaCl2 CaBr2 CaI2 CaS Ca3N2 CaH2
Cesio ( Cs+1) CsF CsCl CsBr CsI Cs2S Cs3N CsH
Cromo ( II) o crómoso ( Cr+2) CrF2 CrCl2 CrBr2 CrI2 CrS Cr3N2 CrH2
Cromo ( III) o crómico ( Cr+3) CrF3 CrCl3 CrBr3 CrI3 Cr2S3 CrN CrH


CATIONES


ANIONES


Fluoruro (F-) Cloruro ( CL-) Bromuro ( Br-) Yoduro ( I-) Sulfuro ( S-2) Nitruro
( N-3) Hidruro
( H-)
Cromo ( VI) o percrómico ( Cr+6) CrF6 CrCl6 CrBr6 CrI6 CrS3 CrN2 CrH6
Cobalto ( II) o cobaltoso ( Co+2) CoF2 CoCl2 CoBr2 CoI2 CoS Co3N2 CoH2
Cobalto ( III) o cobaltico ( Co+3) CoF3 CoCl3 CoBr3 CoI3 Co2S3 CoN CoH3
Cobre (I) o cúproso ( Cu +1) CuF CuCl CuBr CuI Cu2S Cu3N CuH3
Cobre (II) o cúprico ( Cu +2) CuF2 CuCl2 CuBr2 CuI2 CuS Cu3N2 CuH2
Escandio ( Sc+3) ScF3 ScCl3 ScBr3 ScI3 Sc2S3 ScN ScH3
Estaño ( II) o estannoso ( Sn+2) SnF2 SnCl2 SnBr2 SnI2 SnS Sn3N2 SnH2
Estroncio (Sr+2) SrF2 SrCl2 SrBr2 SrI2 SrS Sr3N2 SrH2
Francio ( Fr+1) FrF FrCl FrBr FrI Fr2S Fr3N FrH
Germanio ( Ge+4) GeF GeCl GeBr GeI Ge2S Ge3N GeH
Hidrogeno ( H+1) HF HCl HBr HI H2S H3N
Hierro (II) o ferroso ( Fe+2) FeF2 FeCl2 FeBr2 FeI2 FeS Fe3N2 FeH2
Hierro ( III) o férrico ( Fe +3) FeF3 FeCl3 FeBr3 FeI3 Fe2S3 FeN FeH3
Magnesio ( Mg+2) MgF2 MgCl2 MgBr2 MgI2 MgS Mg3N2 MgH2
Manganeso ( II) o manganoso (Mn+2) MnF2 MnCl2 MnBr2 MnI2 MnS Mn3N2 MnH2
Manganeso ( III) o manganico (Mn+3) MnF2 MnCl2 MnBr2 MnI2 Mn2S3 Mn3N2 MnH2
Manganeso ( VII) o Permanganico (Mn+7) MnF7 MnCl7 MnBr7 MnI7 Mn2S7 Mn3N7 MnH7