Ministerio de Educacion
Instituto Fermin Naudeau
Instituto Fermin Naudeau
Grupo XºE
Jorleen Gonzalez
APUNTES TEORICOS
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 periódica
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 sales
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.
METALES NO METALES
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.
1. 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
CrH3
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
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 periódica
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 sales
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.
METALES NO METALES
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.
1. 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
CrH3
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
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