Unidad 1. Química inorgánica

Química Unidad 2. Química inorgánica

Ingeniería en Logística y transporte

2° Semestre

Programa de la asignatura: Química

Unidad 1. Química inorgánica

Clave 13141207

Universidad Abierta y a Distancia de México

Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Unidad 1. Química inorgánica

Presentación de la unidad ¡Empezamos la unidad 1 de la asignatura de Química! Así como la asignatura de química, cada una de sus unidades está diseñada para ti que cursas la Ingeniería en Logística y Transporte de la UnADM. Por esta razón no debemos perder de vista la misión y visión de la UnADM en ninguna de las actividades que desarrollarás en esta Unidad 1, entregando actividades que sean de tu autoría y en las que expreses tu interés por la preservación del medio ambiente y promuevas tu aprendizaje científico y tecnológico. En esta primera unidad daremos un vistazo rápido a los principios de la química, empezando por conocer su objeto de estudio: la materia, la cual podremos clasificar de acuerdo al tipo de componentes en sustancias y mezclas. Conoceremos las propiedades físicas y químicas de las sustancias, entre ellas los estados de la materia ¿sabías que el plasma no es sólo invención de los escritores de ciencia ficción? Aquí sabrás que se basaron en el cuarto estado de la materia estudiado desde principios del siglo XX. Conocerás la fascinante historia de los modelos atómicos y cómo se han ido modificando de acuerdo al avance científico en el estudio del átomo y las radiaciones que permitieron saber que el átomo no es la partícula más pequeña de la materia, sino las partículas subatómicas. De estas partículas subatómicas pondremos especial interés en los electrones, de los cuales, los llamados electrones de valencia son los que forman los enlaces químicos. ¿Sabías que el tipo de enlace (iónico, covalente o metálico) depende de las propiedades de los elementos entre los que se forma dicho enlace? ¿Y dependiendo del tipo de enlace son las características del compuesto químico formado? Todas estas características se ven resumidas en el nombre que se asigna al compuesto, por lo que también se verá la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Todo este conocimiento lo podrás aprovechar para identificar los compuestos químicos y tomar alguna decisión en su transporte o manejo, así que… ¡Empecemos! Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Competencia específica Identifica los tipos de sustancias, para predecir su comportamiento, revisando las reglas de nomenclatura, enlaces y revisando experimentos de química inorgánica.

Contenido nuclear 1.1. 1.1.1. 1.1.2. 1.1.3. 1.2. 1.2.1. 1.2.2. 1.2.3. 1.2.4. 1.3. 1.3.1. 1.4. 1.4.1. 1.5. 1.5.1. 1.5.2.

La materia Clasificación de la materia Propiedades fisicoquímicas Métodos de separación Modelos atómicos Partículas subatómicas Propiedades y características del átomo (número atómico, masa atómica e isótopos. Niveles de energía Configuraciones electrónicas Tabla periódica Clasificación y propiedades de los elementos químicos Enlace Enlace iónico, covalente y metálico Compuestos inorgánicos Nomenclatura Compuestos iónicos, moleculares y ácidos.

1.1 La materia ¿Te has preguntado de qué está formado nuestro Universo? El Universo tiene dos componentes, el vacío y la materia. Las transformaciones de ésta última son el objeto de estudio de la química. La materia es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa. La materia incluye lo que podemos ver y tocar (como el agua, la tierra y los árboles) y lo que no podemos ver ni tocar (como el aire). Así pues, todo en el universo tiene una conexión 'química'. (Chang, 2010).


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1.1.1. Clasificación de la materia Podemos dividir la materia en dos grandes grupos, las sustancias y las mezclas. Las sustancias son un tipo de materia con propiedades fisicoquímicas específicas que no pueden dividirse en sustancias más sencillas por medios físicos. Las mezclas es un tipo de materia en el que se combinan dos o más sustancias sin perder sus propiedades específicas, las cuales pueden separarse por medios físicos. Hay dos tipos de sustancias: los elementos y los compuestos: Elemento Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos. Hasta la fecha se han identificado 118 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma natural en la Tierra. Los demás se han obtenido por medios científicos a través de procesos nucleares (Chang, 2006) Se representan mediante símbolos de una o dos letras. La primera letra siempre es mayúscula, pero la siguiente siempre es minúscula. Por ejemplo, Co es el símbolo del elemento Cobalto, mientras que CO es la fórmula de la molécula monóxido de carbono. Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latín, por ejemplo, Au de aurum (oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de natrium (sodio), pero la mayoría derivan de su nombre en inglés. En el año de 2011, los elementos químicos correspondientes a los números atómicos 114 y 116 fueron bautizados con los nombres Flerovio (Fl) y Livermorio (Lv) respectivamente. El comité internacional de expertos en química inorgánica eligió estos nombres en honor de los laboratorios en donde los elementos químicos fueron sintetizados. (R.D. Loss y J. Corish, 2012) Quedan aún pendientes de nombrar los elementos correspondientes a los números atómicos 113, 115, 117 y 118. Compuesto Los compuestos sólo pueden separarse en sus componentes puros por medios químicos. Los átomos de la mayoría de los elementos pueden interactuar con otros para formar compuestos. Por ejemplo, el agua se forma por la combustión del hidrógeno gaseoso en presencia de oxígeno gaseoso. El agua tiene propiedades muy diferentes de aquellas de los elementos que le dieron origen, está formada por dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. En consecuencia el agua es un compuesto, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Mezcla Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en la cual las sustancias conservan sus propiedades características. Algunos ejemplos familiares son el aire, las bebidas gaseosas, la leche y el cemento. Las mezclas no tienen una composición constante, por tanto, las muestras de aire recolectadas de varias ciudades probablemente Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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tendrán una composición distinta debido a sus diferencias en altitud y contaminación, entre otros factores. Cualquier mezcla se puede formar o separar en sus componentes originales por medios físicos, sin cambiar la identidad de dichos componentes. Mezclas homogéneas: En una mezcla homogénea la composición de la mezcla es igual en toda la solución. Por ejemplo disolver una cucharada de azúcar en un vaso con agua. Si calentamos y evaporamos la disolución de agua con azúcar, quedará el azúcar como sólido en el fondo del vaso y condensando el agua por otro lado, de tal manera quedarían separadas las dos sustancias originales. Mezcla Heterogéneas: En una mezcla heterogénea la composición no es igual, los componentes de la mezcla pueden distinguirse fácilmente. Por ejemplo si mezclamos cacahuates con ajonjolí, para separarlos podríamos hacerlo con un colador de cocina.

Resumiendo, podemos ver en el siguiente esquema la clasificación de la materia:

1.1.2. Propiedades físicas y químicas de la materia Todas las sustancias poseen un conjunto de características y propiedades que las diferencian de otras, no es lo mismo el agua que la sal, el aire, el mercurio, la lana y todos las demás sustancias. Cada una tiene propiedades que las distingue por el color, la temperatura de fusión o de congelamiento, la densidad, y la viscosidad, etc. Todas ellas se componen de materia, por lo que es necesario conocer sus propiedades para identificarlas. Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Química Unidad 2. Química inorgánica Veamos a continuación sus propiedades. Propiedades químicas Son aquellas características que se aprecian cuando la materia cambia de composición y estructura de manera irreversible, bien sea por sí misma o por la acción de otras sustancias, para formar otros materiales. Las propiedades químicas son intrínsecas a la materia. Propiedades físicas Pueden observarse sin que haya cambio alguno en la composición de la materia, son intrínsecas y entre las que podemos citar tenemos: el punto de ebullición, el color, la dureza, la densidad, el punto de fusión, la conductividad térmica, el peso específico y la conductividad eléctrica. Algunas de éstas dependen de condiciones, como la temperatura y la presión en las que se miden. Estados físicos o de agregación de la materia Como sabemos, existen tres estados o formas de agregación de la materia: el estado sólido, el líquido y el gaseoso Estas tres formas se conocen como estados de la materia o simplemente estados físicos que una sustancia puede presentar. Las sustancias pueden pasar de un estado a otro sin cambiar sus propiedades específicas o intrínsecas. Por ejemplo el hielo (agua sólida) se calienta y se funde (agua líquida) y cuando hierve se vuelve vapor (agua gaseosa). Aunque el agua cambie su estado físico, su composición es constante y no cambia sus propiedades intrínsecas de manera irreversible. ¿Cómo podemos explicar estos cambios en las sustancias? Para describir de una manera simple cómo se dan estos cambios de estado, se propuso el modelo cinético molecular, en el cual se relaciona la energía cinética de las moléculas con las fuerzas de cohesión y de repulsión entre las partículas. Las partículas se representan como esferas y podemos verlo en el siguiente esquema:


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Pero… ¿has escuchado en alguna serie o película de ciencia ficción sobre el plasma? ¡Qué imaginación tienen esos escritores! ¿O no? En realidad se conocen cinco estados de la materia uno de ellos es el plasma o cuarto estado de la materia, en él las partículas son sometidas a temperaturas que van desde los 50,000 hasta los 100,000,000 kelvin provocando que las partículas se separen pero que además se ionicen, lo que origina la formación de un gas ionizado. ¿Cosas de otros mundos? ¡No! Un ejemplo de plasma frío (cercano a los 50, 000 kelvin) es la aurora boreal, fenómeno maravilloso que se da en los polos terrestres. El quino estado o condensado Bose-Einstein es el extremo opuesto del cuarto estado, se da a bajas temperaturas, muy cercanas al 0 K y en él las partículas (átomos) están tan cercanas que todas las partículas ocupan el mismo espacio al mismo tiempo, ¡como si fueran un átomo único! Parecería increíble, sin embargo se logró observar por primera vez en 1995.

1.1.3. Métodos de separación de mezclas ¿Cómo obtener una sustancia de una mezcla? De manera general a esta acción se le conoce como purificación. Las mezclas ya sean homogéneas o heterogéneas se pueden separar en sus componentes (elementos o compuestos) aprovechando las propiedades físicas intrínsecas de las sustancias. Algunos ejemplos son los siguientes: Filtración: Se da cuando en una mezcla una de las sustancias es sólida y la otra es líquida, el sólido es inmiscible en el líquido. La mezcla se hace pasar por un filtro en el cual queda retenido el sólido y el líquido pasa a través del filtro, logrando así la separación, un ejemplo es la separación de la arena del agua. Decantación: Este método de separación se usa para separar una mezcla compuesta por dos sustancias de diferentes densidades, ya sea que ambas sean líquidas o que una sea líquida y la otra sólida. En el caso de que ambas sustancias sean líquidas se utiliza un embudo de separación, el cual tiene una llave en el tubo del fondo del embudo, que se abre para dejar pasar primero la sustancia más densa que se encuentra en el fondo del embudo a un contenedor. Una vez que se ha dejado pasar el primer líquido, se cierra la llave de paso para cambiar de contenedor y entonces volver a abrir la llave de paso y dejar el líquido menos denso en el segundo contenedor. Un ejemplo sería la separación del agua y el aceite. Destilación: Con este método podemos separar dos líquidos que son miscibles entre sí, pero que tienen diferentes puntos de ebullición. Se pone a calentar la mezcla y se tiene un mecanismo por el cual, el vapor de la primera sustancia que hierve, es dirigido hacia un Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Química Unidad 2. Química inorgánica condensador en donde el vapor se condensa y el líquido se recupera en un contenedor, mientras la otra sustancia de mayor punto de ebullición se mantiene en el recipiente original, logrando de esta manera separar los dos líquidos. Centrifugación: La centrifugación consiste en la separación de dos sustancias con diferentes densidades, pero además muy solubles entre sí, por lo que es difícil separarlas por decantación. La mezcla se coloca en contenedores que se adaptan a un rotos, el cual puede alcanzar una fuerza de hasta 1,000,000 de veces la fuerza de gravedad, con esta fuerza aplicada a la mezcla es posible lograr la separación de sus componentes. Se emplea de manera cotidiana para separar los componentes de la sangre. Cromatografía: En este caso se pueden aprovechar las propiedades solubilidad de los diferentes componentes de la mezcla. La mezcla se disuelve en el menor volumen de un solvente o mezcla de solventes (fase móvil) en donde todos los componentes de la mezcla a separar son solubles, esta mezcla se pone en contacto con la llamada fase estacionaria, generalmente una columna, que puede ser de muy diversos materiales. La fase móvil con la mezcla queda en la parte inicial de la columna. Después se hace pasar más fase móvil a través de la columna, de manera que sólo el componente más soluble sea arrastrado hasta el final de la columna, en donde se va recuperando en un contenedor. Una vez recuperado este primer componente de la mezcla, se hace pasar más fase móvil a través de la columna, pero en esta ocasión con una composición diferente, en la que el componente de la mezcla a separar que quedó retenido en la columna pueda solubilizarse e la fase móvil y ser arrastrado con ella hasta el final de la columna para ser recuperado en otro recipiente. Esta técnica se emplea de manera cotidiana para hacer análisis de aguas, de aire, etcétera. Es importante mencionar que en la práctica, estos métodos llegan a mezclarse entre ellos y junto con otros que no se mencionaron, para lograr la separación de mezclas complejas.

1.2 Modelos atómicos En este tema revisarás los principales modelos atómicos que permitieron comprender la estructura del átomo, así como las características y ubicación de las partículas subatómicas Los filósofos griegos fueron los pioneros en tratar de elucidar este misterio y así por el año 440 a.C., Empédocles afirmó que toda la materia se componía de cuatro “elementos”: tierra, aire, agua y fuego. Posteriormente, Demócrito, entre 470-370 a.C., supuso que si cortaba un tipo de materia en pedazos cada vez más pequeños, iba a llegar un momento en que llegaría hasta una partícula indivisible, a la que llamó átomo. Sin embargo, esta hipótesis fue refutada por Aristóteles (384-322 a.C.) quien apoyó y desarrolló la teoría propuesta por Empédocles. Tanta fue la influencia de Aristóteles que su teoría dominó el pensamiento de científicos y filósofos hasta principios del siglo XVII (Dingrando, 2003).


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Con la llegada del Renacimiento, la ciencia dio un giro trascendental, pasando de las simples observaciones a la experimentación, poniendo en duda los puntos de vista aristotélicos, hasta ese entonces dominantes.

Muchos investigadores propusieron modelos para tratar de explicar el comportamiento de la materia. En aquel entonces se sabía que muchas sustancias cristalinas presentan un ordenamiento regular, lo que hizo pensar a los investigadores en que se componían de una gran pila de partículas “como si fueran balas de cañón”; también pensaban que la sal se disolvía en el agua, porque el líquido no era continuo, es decir, poseía espacios vacíos. El olor de los perfumes se puede detectar a grandes distancias, porque pequeñas partículas viajan a través del aire. Éstas y otras observaciones hicieron pensar a los investigadores en la existencia de partículas diminutas como unidades estructurales de la materia, retomando de esta manera la idea del atomismo. Así, en el año de 1808, John Dalton, un científico inglés, basándose en las ideas de Demócrito y en sus estudios sobre numerosas reacciones químicas, formuló una hipótesis sobre la estructura de los átomos, imaginándolos como partículas extremadamente pequeñas e indivisibles. Con base en este modelo estableció los siguientes postulados: 1. Toda la materia se compone de partículas pequeñas llamadas átomos. 2. Los átomos de un elemento son idénticos, tienen igual tamaño, masa y propiedades químicas. 3. Los átomos de un elemento son diferentes a los átomos de otros elementos. 4. Los compuestos están formados por más de un elemento. En cualquier compuesto la relación del número de átomos entre dos elementos siempre es un número entero. 5. En una reacción química se observa una separación, combinación o reordenamiento de los átomos, pero nunca su creación o destrucción. Estudios posteriores demostraron que algunas de las conclusiones de Dalton no eran del todo ciertas, pues hoy sabemos que los átomos no son indivisibles ya que contienen Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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partículas subatómicas (protón, neutrón y electrón); además que aún los átomos de un mismo elemento varían en sus masas (isótopos), como más adelante veremos. La teoría de Dalton, a pesar de sus imprecisiones y evidentes errores, resultó de suma importancia, ya que por primera vez los químicos manejaban conceptos nuevos, se cuantificaron los átomos, se concretó el concepto de elemento, se determinó que la formación de un compuesto tiene lugar siguiendo unas leyes claras (ley de las proporciones constantes y ley de las proporciones múltiples), se comprobó también que las sustancias reaccionan entre sí en cantidades fijas “equivalentes” (Ley de las proporciones recíprocas) y permitió representar esquemáticamente la disposición de los átomos de un compuesto. Otra de las razones por las que el átomo de Dalton no cubría las necesidades, además de la indivisibilidad, era debida a que no explicaba la naturaleza eléctrica de la materia. Por ello, una gran cantidad de investigadores inició experimentos para tratar de elucidar este enigma. El desarrollo de las subsiguientes teorías atómicas se debió en gran medida a la invención de nuevos instrumentos. Por ejemplo, el tubo de Crookes, el cual consistía de un tubo de vidrio con dos placas metálicas en su interior que funcionaba como electrodos y una llave que permitía extraer la mayor parte del aire, gracias a la bomba de vacío. Al hacer pasar una corriente eléctrica entre los electrodos, se observaba un haz de luz que viajaba del cátodo al ánodo, por lo que fueron llamados rayos catódicos. Hacia 1897 Joseph John Thomson comprobó que los rayos catódicos están formados por partículas con carga negativa, logrando medir el cociente entre la masa de dicha partícula y su carga negativa. En 1911, Robert Andrews Millikan logró medir el valor de la carga correspondiente a las partículas de los rayos catódicos, por lo que se pudo determinar su masa: resultó ser 1,837 veces menor que la masa del átomo más sencillo, el hidrógeno. Masa del electrón = 9.1 x 10-28 g = 1/1837 masa de un átomo de hidrógeno En 1891, George Johnstone Stoney había sugerido el nombre de “electrón” para las posibles partículas elementales causantes de los fenómenos eléctricos, por lo que se aceptó dicho nombre para las partículas de los rayos catódicos. La primera partícula subatómica había sido descubierta: el electrón. ¿Sería el electrón la partícula fundamental de la electricidad? En 1902 se dio respuesta a esta pregunta. Philipp Eduard Anton Lenard, demostró que los metales cuando son iluminados con luz ultravioleta emiten electrones (Efecto fotoeléctrico), por lo que estaba claro que los electrones formaban parte del átomo. Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Con base en los resultados de sus experimentos, Thomson propone otro modelo en el que establecía que el átomo consistía de una esfera con carga positiva distribuida de manera uniforme y dentro de la cual se encontraban partículas negativas, los electrones, como si fueran las pasas de un pastel. El modelo atómico de Thomson, no duró por mucho tiempo, pero su importancia radica en que gracias a él se pudo corroborar que el átomo no era indivisible, como lo había indicado Dalton.

1.2.1. Partículas subatómicas y radiaciones El descubrimiento de los rayos catódicos y de los rayos X llevó a investigar el fenómeno de la fluorescencia (emisión de luz por sustancias previamente iluminadas con luz solar). Por tal motivo, Henri Becquerel, estudiando la supuesta luminosidad de las sales de uranio, se dio cuenta de que estas sustancias emitían radiación aun cuando no habían sido expuestas a la luz solar. En definitiva, los cristales de sales de uranio emitían una radiación penetrante en todo momento. Pierre y Marie Curie encontraron que los elementos Uranio y Torio (conocidos en ese entonces) producían este tipo de radiación y le dieron el nombre de radiactividad a este fenómeno. Estudiando las interacciones de las radiaciones emitidas por los elementos radiactivos, en campos magnéticos y eléctricos se comprobó que existen tres tipos de radiaciones:   

Rayos alfa (α): partícula de masa equivalente a cuatro átomos de hidrógeno y doble carga positiva. Rayos beta (β): formados por electrones muy rápidos. Rayos gamma (γ): No tienen masa ni carga; son ondas parecidas a los rayos X pero con mucha menor longitud de onda (mucha más frecuencia y, por tanto, más energéticos).

En el año de 1911 un físico neozelandés Ernest Rutherford, decidió utilizar la radiactividad para demostrar la estructura de los átomos, propuesta por Dalton. Para ello, bombardeó una lámina de oro con partículas alfa (α). ¿Qué esperarías que sucediera si el átomo es compacto según Dalton? Observa la animación del experimento que realizó Rutherford y constata tu respuesta. Rutherford pudo apreciar que la mayoría de las partículas alfa atravesaban la lámina de oro sin desviarse de su trayectoria recta; aunque de vez en cuando, algunas partículas si se desviaban y en algunos casos regresaban rechazadas hacia la fuente radiactiva. Con base en estas observaciones, Rutherford llega a la conclusión de que la mayor parte del átomo debe ser espacio vacío. Esto explica porqué la mayoría de las partículas α Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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atravesaron la placa de oro con muy poca o ninguna desviación. Rutherford propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un conglomerado central del átomo que denominó núcleo. Cuando una partícula alfa pasaba cerca del núcleo en el experimento, actuaba sobre ella una gran fuerza de repulsión, lo que originaba una gran desviación. Más aún, cuando una partícula α incidía directamente sobre el núcleo, experimentaba una repulsión tan grande que se invertía completamente su trayectoria. Las partículas positivas concentradas en el núcleo posteriormente fueron llamadas protones (Chang, Química, 2007). De esta manera es que Rutherford propone un nuevo modelo atómico, en el que establece que el átomo tiene un núcleo central donde se concentra la masa y es de carga positiva, y girando alrededor de éste se encuentran los electrones, como un pequeño sistema planetario, tal y como se aprecia en la animación siguiente: En principio, el modelo de Rutherford, contradecía las leyes electromagnéticas de Maxwell, las cuales establecían que las cargas de signos contrarios se atraen, además de que una carga eléctrica en movimiento debería emitir energía continuamente en forma de radiación, con lo que llegaría un momento en que el electrón caería sobre el núcleo y la materia se destruiría. Así mismo, no podía explicar las diferencias de masa existentes entre los diferentes elementos, por lo que propusieron la existencia de una tercera partícula, el neutrón, descubierto por James Chadwick en 1932 al bombardear una lámina de berilio, y a la que dio ese nombre debido a su naturaleza neutra (Brady, 2003). Sin embargo, a principios de la década de 1900, los científicos habían observado que ciertos elementos emiten luz visible al ser calentados con una llama. El análisis de la luz emitida reveló que el comportamiento químico de un elemento se relacionaba con el ordenamiento de los electrones en sus átomos. Antes de continuar, recordemos que la luz visible es un tipo de radiación electromagnética, como los son los rayos X, las ondas de radio, los microondas, infrarrojos y rayos gamma, como se muestra en la figura del espectro electromagnético. Como sabemos, la luz viaja en forma de ondas, las cuales están compuestas de crestas y valles, que presentan una serie de características como longitud de onda, frecuencia, amplitud y velocidad. La longitud de onda, representada por λ, se mide de cresta a cresta o de valle a valle y, usualmente se expresa en metros, centímetros o nanómetros (1nm = 1x10-9 m). La frecuencia, V, es el número de ondas que pasa por un punto dado en un segundo, “ondas por segundo” (1/s) o (s-1).


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La amplitud de una onda, se refiere a la altura de la onda desde el origen hasta una cresta o valle (Holum, 2009). Las ondas electromagnéticas, viajan a una velocidad de 3.00x108 m/s en el vacío. Debido a que la velocidad de la luz es un valor universal importante, tiene su propio símbolo: c. Por lo que la velocidad de la luz es el producto de su longitud de onda (λ) por su frecuencia (). c = λ Cada una de los elementos emite una radiación característica que lo identifica, a una cierta longitud de onda. Dichas radiaciones son descompuestas en otras radiaciones para su estudio, dando lugar a los espectros atómicos. El espectro consiste en un conjunto de líneas paralelas que corresponden cada una a una longitud de onda. Al estudiar el espectro de emisión del átomo de hidrógeno, se pudo apreciar que era discontinuo; es decir, está constituido sólo por ciertas frecuencias de luz, lo cual no pudo explicar el modelo de Rutherford. En el año de 1913, un científico danés llamado Niels Bohr, basándose en los trabajos de Rutherford, propuso un modelo cuántico para el átomo de hidrógeno, que explicaba claramente su espectro. Este modelo establecía una serie de principios, entre los que destacan: 1. El electrón se mueve en una órbita circular alrededor del núcleo, obedeciendo las leyes de la mecánica clásica. 2. Si el electrón se mueve en una órbita permitida, no radia energía. La energía del átomo se mantiene constante. 3. Un átomo radia energía cuando el electrón cambia de una órbita permitida a otra. Por lo tanto, si un electrón pasa de una órbita a otra más cercana al núcleo, emite una onda electromagnética cuya energía es igual a la pérdida de energía del electrón al realizar el salto. Es decir, para que un electrón salte de una órbita más cercana al núcleo, donde su energía vale E1, a otra más alejada, donde su energía vale E2, debe absorber una cantidad de energía igual a su diferencia: E2 – E1 = hV Con el modelo de Bohr se pudo explicar la formación de las líneas del espectro de absorción del hidrógeno. Por su parte, Johann Balmer descubrió una ecuación que describe la emisión y absorción del espectro del átomo de hidrógeno (como se aprecia en la figura 9): 1 / l = 1.097 x 107 (1 / 4 - 1 / n2) donde n = 3, 4, 5, 6, ... El modelo atómico de Bohr permitía explicar perfectamente el espectro del átomo de hidrógeno y encajaba perfectamente con las experiencias de Rutherford. Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Pero los avances técnicos en los espectroscopios pronto harían ver que era necesario ampliar el modelo. Bohr establecía que los electrones se localizaban en niveles de energía bien definidos, lo que contradecía las evidencias experimentales, pues en aquella época se conocían los espectros de absorción y emisión de algunos elementos, que reflejaban claramente que los electrones de un mismo nivel poseían diferentes energías. Para explicar este fenómeno, Sommerfeld, en el año de 1915, realiza algunas mejoras al modelo apoyándose en la teoría relativista de Albert Einstein. Sommerfeld llega a la conclusión de que no sólo existen niveles de energía en el átomo, sino también subniveles, lo que explicaba la variación de energía de los electrones (Chang, Química, 2007). Sin embargo, aún con las afirmaciones de Sommerfeld no se podía demostrar experimentalmente la distribución de los electrones en el átomo. Esto, toda vez que al estar viajando en órbitas de energía bien definidas, se podría conocer simultáneamente la posición y velocidad del electrón, lo cual resultaba imposible (principio de incertidumbre de Heisemberg). En el año de 1926, el físico austriaco Erwin Schrödringer (1887-1961), basándose en los trabajos de Luis De Broglie sobre la dualidad de la materia, dedujo una ecuación que trataba al electrón como onda y no como partícula. La ecuación de onda de Schrödringer es demasiado compleja y todas sus soluciones se conocen como función de onda. Lo más importante es que la solución de la función de onda da como resultado un espacio particular alrededor del núcleo en la que se puede localizar al electrón, una región tridimensional llamada orbital atómico o subnivel de energía (Dingrando, 2003). Debido a que el límite de un orbital atómico es confuso y no tiene un tamaño exactamente definido, sus áreas se han calculado con base en el 90% de probabilidad de localizar al electrón en esa región. En otras palabras, el electrón pasa 90% de su tiempo dentro del espacio definido y 10% fuera de él.

1.2.2. Propiedades y características del átomo (número atómico, masa atómica e isótopos) Recordemos que los elementos son sustancias puras que no pueden ser descompuestas en otras más sencillas, y por lo tanto contienen un sólo tipo de átomos. La composición estructural de cada tipo de átomo define las propiedades físicas y químicas características de cada sustancia. Por ello, es importante conocer la estructura atómica de cada elemento.


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Debido a que la naturaleza de los átomos al encontrarse en estado elemental es neutra, es decir, no contiene cargas eléctricas, es fácil deducir que contiene el mismo número de protones y electrones. Así, el potasio (K) contiene 19 protones y por lo tanto 19 electrones. A este número de protones o electrones se ha denominado número atómico (Z) (Holum, 2009). Por otra parte, como toda la materia, las partículas también tienen masa, pero ésta es tan pequeña que manejarla en la escala de gramos sería complicado, por lo que los químicos han creado una unidad especial llamada unidad de masa atómica (uma). Esta unidad permite expresar en forma más sencilla las masas de protones, neutrones y electrones. Como podrás apreciar en la tabla 1, los protones y los neutrones tienen una masa real muy cercana, y por convención a esta cantidad se le ha asignado el valor de 1.0 uma; mientras que el electrón tiene una cantidad tan pequeña (1/1836 veces la masa del protón), que su valor no modifica considerablemente la masa relativa de los átomos. Por lo tanto, la masa de un átomo va a estar determinada por el número de protones y neutrones (Dingrando, 2003). A la suma de protones y neutrones se le conoce como número de masa (A) del átomo. Partícula subatómica Masa real (g) Masa relativa (uma) -24 Protón 1.672x10 1 -24 Neutrón 1.674x10 1 -28 Electrón 9.109x10 0 Tabla 6. Masas reales y relativas de las partículas subatómicas Por ejemplo, retomando los conceptos de número atómico y número de masa, tenemos que: El sodio (Na) con número atómico 11 y número de masa 23, contiene: 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones. El calcio (Ca) cuyo número atómico y número de masa son 20 y 40, respectivamente, contiene: 20 protones, 20 electrones y 20 neutrones. El número atómico y el número de masa son características que definen las propiedades físicas y químicas de los elementos, como veremos más tarde. A pesar de que todos los átomos de un elemento tienen el mismo número de protones y electrones, su número de neutrones puede variar. Por ejemplo, existen tres tipos de átomos para el hidrógeno; los tres tienen un número atómico 1 y poseen 1 protón (y por tanto un electrón); sin embargo, el primero de ellos tiene un número de masa 1, el segundo 2 y el tercero 3 (figura 10). Estos átomos con el mismo número de protones y electrones pero con diferente número de neutrones se denominan isótopos. El primer isótopo del hidrógeno, llamado protio, tiene sólo un protón en cada átomo y no tiene neutrones. El segundo isótopo, llamado deuterio tiene un protón y un neutrón. Finalmente, el tercer isótopo contiene 1 protón y 2 neutrones (Chang, Química, 2007). Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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De igual manera, los isótopos del litio contienen 3 protones y 3 electrones de acuerdo con su número atómico, y varían en su número de neutrones, tal y como se aprecia en la siguiente figura.

En la naturaleza los elementos se encuentran constituidos por átomos de sus diferentes isótopos, por lo que para determinar su masa real se debe considerar el porciento de abundancia de cada uno de ellos. Por ejemplo, la masa real del cloro es de 35.453 uma. El cloro existe de manera natural como una mezcla de aproximadamente 75% del isótopo Cloro 35 y 25% del isótopo Cloro 37. La masa real de un átomo de cloro se calcula sumando los productos de porciento de abundancia de cada isótopo multiplicado por su masa atómica relativa (Chang, Química, 2010), como se muestra en la siguiente figura. Fig 12 Cálculo de la masa relativa del cloro Esta masa real del átomo es lo que se conoce como masa atómica. Afortunadamente para nosotros, las masas atómicas de los elementos existentes ya están dadas y se encuentran reportadas en la tabla periódica, que más adelante revisaremos. El estudio de los isótopos, especialmente los radiactivos, ha traído grandes beneficios a la humanidad, tales como la detección y tratamiento de algunas enfermedades como el cáncer.


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1.2.3. Niveles y subniveles de energía Hasta este momento podríamos pensar que el átomo está constituido básicamente de un núcleo y tres partículas subatómicas, tal y como lo estableció Bohr a principios del siglo XX (Dingrando, 2003). Sin embargo, este modelo no responde del todo al comportamiento de las sustancias, ya que funcionaba perfectamente para explicar el átomo de hidrógeno, más no así otros elementos. Para comprender la distribución de los electrones en el modelo actual del átomo, se revisarán a lo largo de este tema los trabajos de algunos investigadores que contribuyeron al desarrollo del mismo; se analizará la forma en la que los electrones se distribuyen en los diversos niveles y subniveles del átomo, mediante la realización de configuraciones electrónicas. Bohr establecía que los electrones se localizaban en niveles de energía bien definidos, lo que contradecía las evidencias experimentales, pues en aquella época se conocían los espectros de absorción y emisión de algunos elementos, que reflejaban claramente que los electrones de un mismo nivel poseían diferentes energías. Para explicar este fenómeno, Sommerfeld, en el año de 1915, realiza algunas mejoras al modelo apoyándose en la teoría relativista de Albert Einstein. Sommerfeld llega a la conclusión de que no sólo existen niveles de energía en el átomo, sino también subniveles, lo que explicaba la variación de energía de los electrones (Chang, Química, 2007). Sin embargo, aún con las afirmaciones de Sommerfeld no se podía demostrar experimentalmente la distribución de los electrones en el átomo. Esto, toda vez que al estar viajando en órbitas de energía bien definidas, se podría conocer simultáneamente la posición y velocidad del electrón, lo cual resultaba imposible (principio de incertidumbre de Heisemberg). En el año de 1926, el físico austriaco Erwin Schrödringer (1887-1961), basándose en los trabajos de Luis De Broglie sobre la dualidad de la materia, dedujo una ecuación que trataba al electrón como onda y no como partícula. La ecuación de onda de Schrödringer es demasiado compleja y todas sus soluciones se conocen como función de onda. Lo más importante es que la solución de la función de onda da como resultado un espacio particular alrededor del núcleo en la que se puede localizar al electrón, una región tridimensional llamada orbital atómico o subnivel de energía (Dingrando, 2003). Debido a que el límite de un orbital atómico es confuso y no tiene un tamaño exactamente definido, sus áreas se han calculado con base en el 90% de probabilidad de localizar al


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Química Unidad 2. Química inorgánica electrón en esa región. En otras palabras, el electrón pasa 90% de su tiempo dentro del espacio definido y 10% fuera de él. Para describir la distribución de los electrones, la mecánica cuántica precisa de cuatro números cuánticos. Estos números se derivan de la solución matemática de la ecuación de Schrödringer, y son: el número cuántico principal (n), el número cuántico azimutal o del momento angular (l), el número cuántico magnético (m) y el número cuántico de spín (s). Los primeros tres números describen a los orbitales atómicos e identifican a los electrones que están dentro, y el cuarto número describe el comportamiento de los electrones en los átomos (Dingrando, 2003). El número cuántico principal (n) establecido por Bohr, nos indica el nivel de energía en el que se localiza el electrón; puede tomar valores enteros de 1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7. El número cuántico azimutal o del momento angular (l) expresa el subnivel de energía o “forma” de los orbitales. Los valores de l dependen del valor del número cuántico principal, n. Para cierto valor de n,l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta n-1. Para n = 1, el valor de l será 0, ya que l = n - 1 = 1 – 1 = 0. Si n = 2, l puede tomar los valores 0 y 1. Si n = 3, l puede tener tres valores: 0, 1 y 2. El valor de l se designa con las letras s (sharp), p (principal), d (diffuse) y f (fundamental). Valor de l Nombre del orbital

0 s

1 p

2 d

3 f

Cada uno de los valores de l representa una forma del orbital y su orientación en el espacio, es decir, cuando l = 0 sólo existe una posible forma y orientación del orbital, que es la esférica. Cuando l = 1, existen tres posibles formas y orientaciones del orbital; cuando l = 2 las orientaciones se incrementan a 5, así como sus formas; y finalmente, si l = 3, las formas y orientaciones se incrementan a 7, tal y como se muestra en la figura 14. Fig. 14 U2 El número cuántico magnético (m) describe la orientación del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de m depende del valor que tenga el número cuántico del momento angular, l. Los valores de m, serán de – l, pasando por cero hasta + l. Es decir, si l vale 0, m = 0; pero si l toma el valor de 1, m tendrá los valores +1, 0, -1. El número cuántico de espín (s) indica el giro del electrón, ya que dos electrones pueden estar juntos en un orbital sólo cuando giran en sentidos opuestos; esto permite anular sus campos magnéticos y no repelerse debido a sus cargas eléctricas. Los valores de s, pueden ser: +½ y -½.


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1.2.4. Configuraciones electrónicas Retomando los postulados de la teoría cuántica, sabemos ahora que el átomo contiene niveles y subniveles de energía (orbitales atómicos). Cada nivel de energía, como lo estableció Bohr, con su número cuántico principal, tiene capacidad para un número específico de electrones de acuerdo con la fórmula 2n2, como se muestra a continuación: Nivel de energía (valor de n) 1 2 3 4

Capacidad de electrones (2n2) 2 8 18 32

Subniveles de energía

Forma de orbitales

1 4 9 16

s s,p s, p, d s, p, d, f

Y como cada orbital sólo tiene cabida para dos electrones, el nivel 1 requiere de un orbital s para acomodar sus dos electrones; el segundo nivel requiere 4 orbitales (uno s y tres p) para alojar a 8 electrones; el tercer nivel 9 orbitales (uno s, uno p y uno d); el cuarto nivel 16 orbitales (uno s, uno p, uno d y uno f), y así sucesivamente (Hein, 2010). Para comprender mejor el acomodo de los electrones en el átomo, se han establecido las configuraciones electrónicas, las cuales muestran la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles y subniveles de energía. El orden en el que se van llenando los niveles y subniveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, etc. Como se puede apreciar, no hay un orden sistemático, ya que existe traslape de algunos niveles y subniveles de energía y por tanto de sus orbitales atómicos como ocurre con 4s y 3d. Sin embargo, para hacer simple el llenado de los orbitales se ha establecido un esquema denominado regla de las diagonales (figura 15); para ello se debe seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha se podrá ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta (Hein, 2010).


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Fig. Regla de las diagonales

Por lo tanto, para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:  Conocer el número atómico (Z) del elemento. 

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).



Respetar la capacidad máxima de cada orbital (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Para ejemplificar esto, tomemos al litio; este elemento tiene un número atómico igual a 3 (Z = 3) y por lo tanto contiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto espín (s). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía, resultando la configuración electrónica siguiente: 3Li = 1s2 2s1 En ésta, el coeficiente representa el valor de n (nivel de energía), la letra el valor de l, el subnivel y forma del orbital (forma s) y los exponentes al número de electrones (figura 16).


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Fig. Significado de las configuraciones electrónicas Veamos otros ejemplos: el calcio y el bromo con números atómicos 20 y 35, respectivamente, tendrían las siguientes configuraciones electrónicas: = 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 2 2 6 2 6 2 10 4p5 35Br = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d Cada uno de los electrones se va acomodando en los orbitales de los diferentes niveles y subniveles de energía, de tal manera que el átomo se va formando de capas y capas de áreas energéticas que cubren al núcleo (figura 17). 20Ca

Fig. Modelo mecánico cuántico del átomo


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Química Unidad 2. Química inorgánica Comparemos ahora la configuración electrónica de los elementos con números atómicos del 1 a 4: 1H = 1s1 2He = 1s2 3Li = 1s2 2s1 4Be = 1s2 2s2 Como te habrás dado cuenta, al incrementarse el número atómico también lo hace el número de electrones. De tal manera, la configuración electrónica de un átomo a otro varía en un electrón. A este electrón se le conoce como electrón diferencial, ya que diferencia un átomo de otro al variar el número atómico; dicho de otra manera, es el último electrón que se va agregando al construir la configuración electrónica del átomo siguiente (Chang, Química, 2007).

1.3. Tabla periódica Al mismo tiempo que se elucidaba la estructura de los átomos, se descubrían nuevos elementos. A principios del siglo XIX, la cantidad de elementos era tal que muchas veces resultaba difícil su estudio, por lo que era necesario encontrar un sistema que permitiera ordenarlos y clasificarlos de acuerdo con sus características. En este tema se revisan los trabajos que permitieron el ordenamiento de los elementos en la tabla periódica, así como las características de este documento para describir las propiedades físicas y químicas de las sustancias. Muchos fueron los intentos para clasificarlos, pero en 1869 el ruso Dimitri Mendeleiev y el alemán Lothar Meyer, publicaron en forma independiente ordenamientos periódicos de los elementos con base en sus masas atómicas, observando que esta clasificación permitía agrupar a los elementos con propiedades físicas y químicas semejantes. Sin embargo, la tabla no era del todo correcta. Ordenar los elementos por masa atómica originó que varios de ellos se colocarán en grupos con propiedades diferentes. En el año de 1913, el químico inglés Henry Moseley descubrió que los átomos de cada elemento tienen un número único de protones en sus núcleos, siendo el número de protones igual al número atómico del átomo (Chang, Química, 2006). Al organizar los elementos en orden ascendente de número atómico y no en orden ascendente de masa atómica, como lo había hecho Mendeleiev y Meyer, se solucionaron los problemas de ordenamiento de los elementos, lo cual dio origen a la actual tabla periódica (figura 18). Este nuevo ordenamiento de la tabla periódica permitió clasificar a los elementos de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas semejantes.


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Química Unidad 2. Química inorgánica De manera general agrupa a los elementos en metales y no metales, localizando a los metales del lado izquierdo y a los no metales en el derecho. En la tabla periódica se aprecia esta separación mediante una línea escalonada que va del boro al astato. Los elementos cercanos a esta línea tienen características de ambos grupos por lo que se han denominado metaloides. El único elemento que sale de esta primera clasificación es el Hidrógeno, el cual es un gas y se encuentra del lado de los metales en la tabla periódica, esto obedece a que sus propiedades químicas son semejantes a este grupo (Dingrando, 2003).

1.3.1. Clasificación y propiedades de los elementos químicos De igual manera, la tabla periódica ordena a los elementos en columnas verticales llamadas grupos o familias y en filas horizontales llamados períodos. Los elementos que pertenecen a un grupo o familia están agrupados de esta manera ya que contienen el mismo número de electrones en el nivel y subnivel de energía más externos; a estos electrones se les conoce como de valencia y son estos los que determinan de forma preponderante la química de un átomo. Puesto que todos los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica tienen el mismo número de electrones de valencia, es decir, en la capa más externa de su nivel de energía más externo, su comportamiento químico es muy parecido. Por ejemplo, todos los elementos del Grupo IA tienen un electrón de valencia (Holum, 2009). Varios de los grupos de la tabla periódica tienen nombres por familia, debido a su comportamiento químico característico o a su utilidad. Por ejemplo, los miembros del grupo IA, se conocen como metales alcalinos; los del grupo IIA, metales alcalinotérreos, etc., como se muestra en la tabla. Grupo IA IIA VA

Nombre Elementos Metales alcalinos Na, K, Rb, Cs y Fr Metales alcalinotérreos Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra Pnicógenos “formadores de gases N, P, As, Sb, Bi sofocantes” VIA Calcógenos “formadores de yeso” O, S, Se, Te, Po VIIA Halógenos “formadores de sal” F, Cl, Br, I, At VIIIA Gases nobles He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn IB Metales de acuñación Cu, Ag, Au Tabla 7. Nombres de algunas familias de la tabla periódica de acuerdo a sus propiedades químicas y usos (Brown, 1991) De manera contraria, las propiedades de los elementos varían en un período. Como ya mencionamos, los elementos se dividen en dos categorías: metales y no metales. Ciencias Exactas, Ingenierías y Tecnología | Logística y Transporte

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Química Unidad 2. Química inorgánica De izquierda a derecha, a lo largo de cualquier período, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian en forma gradual de metálicas a no metálicas (Hein, 2010). Cada átomo atrae a sus electrones con diferente fuerza hacia su núcleo. De primera instancia, podríamos pensar que al incrementarse el número de orbitales, el tamaño de los átomos lo haría de igual manera; sin embargo, esto no es así. Se ha observado que el radio atómico disminuye al incrementarse el número atómico en un período, y en una familia crece al desplazarnos hacia abajo. La variación de radio atómico en grupos y períodos nos lleva a deducir que los electrones periféricos están más expuestos en los metales, que en los no metales. Es decir, los metales tienden más fácilmente a perder sus electrones de valencia que los no metales. Dicho de otra manera, la energía necesaria para arrancar un electrón de un metal será menor que la utilizada en un no metal (Brady, 2003). Esta propiedad periódica se conoce como electronegatividad, y se define como la medida de la fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones. Como es de esperarse, la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a través de un período de la tabla, y en cada grupo, disminuye al aumentar el número atómico (Dingrando, 2003). Los valores de electronegatividad (figura 20) fueron dados por Linus Pauling en el año de 1932, y nos ayudan a predecir y comprender algunas de las propiedades de las sustancias.

Finalmente podemos decir que los átomos de los elementos menos electronegativos tenderán a perder electrones respecto a los elementos más electronegativos, los cuales tenderán a ganarlos. De manera general, los metales adquirirán cargas positivas al perder sus electrones y los no metales, cargas negativas al adquirirlos. Esta carga eléctrica adquirida, al ganar o perder electrones, es lo que se conoce como número o estado de oxidación (Kotz, 2005). De manera general, los elementos de un grupo o familia tenderán a ganar o perder el mismo número de electrones, ya que tienen igual número de electrones de valencia, y por tanto adquirirán la misma carga eléctrica o número de oxidación. La tabla periódica, cuyo ordenamiento de los elementos se basa en su número atómico, se ha convertido en una herramienta significativa para el trabajo de los químicos, pues permite comprender y pronosticar las propiedades de los elementos, y conocer su estructura atómica. Por ejemplo, al analizar los elementos que constituyen una sustancia química, fácilmente podemos deducir sus propiedades al ubicarlos en la tabla periódica.


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El cloruro de sodio (NaCl) o sal común, está constituido por los elementos sodio y cloro; el primero se ubica en el grupo IA, es un metal y es un elemento de baja electronegatividad que tenderá a perder electrones; por el contrario, el cloro es un no metal que se ubica en el grupo VIIA y es un elemento muy electronegativo que ganará electrones. Por lo tanto, el sodio tendrá un número de oxidación +1 y el cloro -1.

1.4. Enlace químico Hoy día, tenemos claro que la fuerza que mantiene unidos a los átomos se denomina enlace químico. Pero, ¿cómo se realiza esta unión? Con el desarrollo de la tabla periódica se dio un avance importante en la comprensión de la unión de los átomos para la formación de moléculas y compuestos. Recordemos que los electrones son la base de las propiedades químicas de los elementos, es decir, cuando un átomo reacciona con otro lo hace mediante la interacción de sus electrones más externos, los electrones de valencia. Estos electrones son los que se ubican en el nivel de energía más alto, por ejemplo, el sodio (Na) y el flúor (F) con números atómicos 11 y 9, tienen uno y siete electrones de valencia, respectivamente, como se aprecia en sus configuraciones electrónicas:

Los electrones de valencia son los que interactúan en la unión de los átomos. Por ello, los químicos utilizamos una simbología de puntos o cruces que identifican a cada uno de los elementos con sus electrones de valencia; a estos se les conoce como símbolos de Lewis. En el caso del litio y el flúor sus símbolos de Lewis serían: Como vimos en el punto 1.2.2, los elementos están agrupados en familias debido a que tienen propiedades físicas y químicas muy parecidas, de tal manera que sus configuraciones electrónicas terminan en forma semejante y, por lo tanto, tienen el mismo número de electrones de valencia. Los elementos de un grupo familia serán representados de igual manera como se aprecia en la tabla 8.


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Tabla 8. Símbolos de Lewis por familia, de acuerdo con su número de electrones de valencia. Como mencionamos anteriormente, un enlace químico se realiza cuando los electrones de valencia de los átomos interactúan, de tal manera que dependiendo de la naturaleza del elemento se puede dar una ganancia o pérdida de estos electrones, hasta completar ocho en su nivel más alto de energía. Esto se conoce como regla del octeto de Lewis. Veamos nuevamente el ejemplo del sodio (Na) y del flúor (F): el sodio tiene un electrón de valencia y para completar ocho requiere de otros siete, por lo que este elemento tenderá a perder ese electrón; por el contrario el cloro tiene siete electrones y sólo requiere de uno más, para completar sus ocho, esto lo hace ganando un electrón. Ahora, ambos elementos tienen 8 electrones en su nivel más alto de energía, adquiriendo la configuración electrónica del neón, un gas noble. Los elementos al combinarse pierden o ganan electrones adquiriendo la configuración electrónica de un gas noble. Estos gases no reaccionan fácilmente, porque tienen una


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configuración electrónica muy estable, y se conocen pocos compuestos de estos elementos. Un átomo al perder o ganar electrones formará iones positivos o negativos. Así, un átomo que ha perdido electrones tendrá una carga positiva (catión), y un átomo que ha ganado electrones tendrá una carga negativa (anión). Como se aprecia en la figura 1, el átomo de litio se convierte en una partícula con carga positiva (catión) al perder su electrón de valencia; mientras que el átomo de flúor al ganar un electrón adquiere una carga negativa (anión). Si ubicamos a ambos elementos en la tabla periódica, encontraremos que el litio se localiza en el grupo IA y el flúor en el grupo VIIA, el primero es un metal y el segundo un no metal, y de acuerdo con su valor de electronegatividad, tendremos que el flúor es más electronegativo que el sodio. ¿Qué puedes deducir de estas observaciones? ¿Los metales, ganan o pierden electrones? Y viceversa, ¿los no metales, ganan o pierden electrones? Por tanto, los elementos más electronegativos (no metales) tenderán a ganar electrones y los elementos menos electronegativos o electropositivos (metales) perderán electrones. Hoy sabemos que las propiedades de los compuestos dependen en gran medida de la naturaleza de los elementos que lo constituyen, pero también del tipo de enlace que establecen. Esto hace que el estudio de los enlaces químicos sea de gran importancia para comprender mejor el comportamiento de la materia. Para ello, los enlaces químicos se han clasificado en tres categorías: iónico, covalente y metálico. Pero, ¿cómo se forman?, ¿qué característica tiene cada uno de ellos?, ¿qué propiedades le confieren a sus compuestos?

1.4.1. Enlace iónico, covalente y metálico Te has preguntado, ¿por qué los vendedores ambulantes de nieve le agregan sal de cocina al hielo?, ¿qué característica especial contiene la sal que hace que la temperatura del hielo descienda? Parte de las respuestas a las anteriores preguntas radica en que la sal contiene un tipo de enlace llamado iónico. El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos (electropositivos) con elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos ceda electrones (catión) y el otro los acepte (anión); este tipo de enlace se realiza entre un metal (electropositivo) y un no metal (electronegativo).


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Por ejemplo, al reaccionar los elementos sodio y cloro, para formar el cloruro de sodio (NaCl), el sodio pierde un electrón para transferírselo al cloro, y por tanto este último lo gana. Al llevarse a cabo esa pérdida y ganancia de electrones se forman iones con cargas opuestas, catión y anión, que mediante atracciones electrostáticas se unen formando el llamado enlace iónico, como se aprecia en la siguiente animación. Los átomos, al unirse, liberan o absorben energía. Se dice que cuando una reacción libera energía se denomina exotérmica, y por el contrario, cuando la absorbe, endotérmica. Observa el siguiente video, en el que se muestra la reacción entre sodio y cloro para la formación de cloruro de sodio; ¿es exotérmica o endotérmica la reacción?, ¿qué esperas que suceda con la temperatura; que aumente o disminuya? Por lo general, las reacciones entre un metal y un no metal son bastante violentas, es decir, exotérmicas, ya que liberan una gran cantidad de energía. Durante la formación de un compuesto iónico, los iones positivos y los iones negativos se acomodan (empaquetan) en un patrón regular repetitivo que equilibra las fuerzas de atracción y repulsión entre ellos. La fuerte de atracción de iones positivos y negativos genera una red cristalina, la cual es una organización geométrica tridimensional de partículas. En dicha red, cada ión positivo está rodeado de iones negativos y cada uno de estos a su vez, está rodeado de iones positivos (Dingrando, 2003). Este empaquetamiento forma un cristal iónico (figura 4), con igual geometría a nivel microscópico y macroscópico. Los compuestos iónicos son sólidos cristalinos, constituidos por redes tridimensionales de iones. A este respecto, se denomina número de coordinación de un cristal al número de iones de un mismo signo que rodea a otro de signo contrario y se sitúa a una distancia mínima. La fuerza que mantiene unidos a los elementos que forman un enlace iónico, va a depender de la distancia entre sus núcleos. Esta fuerza está dada por la ecuación: F = K (Q1.Q2/r02) Donde K = constante; Q1 y Q2 son las cargas de los iones y r0 la distancia interatómica una vez enlazados los átomos. Al comparar los radios atómicos esperaríamos que la fuerza de enlace del fluoruro de litio, LiF, fuera mayor que la del yoduro de litio, LiI, ya que la distancia de enlace será mayor en el segundo caso por poseer el yodo (I) mayor radio atómico que el flúor (F), como se aprecia en la figura:


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Radio atómico de los elementos Por otra parte, la cantidad de energía que liberan estos compuestos al formarse, está directamente relacionada también con la fuerza de su enlace; esta energía es denominada energía reticular (U). Así, cuanto mayor sea la energía reticular al formarse un enlace iónico, mayor fortaleza tendrá el enlace. La energía reticular es inversamente proporcional a la distancia interatómica, como se aprecia en la siguiente ecuación: U = K (Q1Q2/r0) Es de esperarse que los compuestos formados por elementos con menor radio atómico, presenten mayor energía reticular y por ende mayor fuerza en su enlace. Esta fuerza confiere a los compuestos iónicos propiedades físicas características. Debido a que los enlaces iónicos son relativamente fuertes, los cristales generados requieren de una gran cantidad de energía para dividirse (Dingrando, 2003). Por lo tanto, los compuestos iónicos tendrán altos puntos de fusión y de ebullición, como se muestra en la tabla 9.


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Compuesto Punto de fusión (°C) Punto de ebullición (°C) NaI 660 1304 KBr 734 1435 NaBr 747 1390 CaCl2 782 >1600 CaI2 784 1100 NaCl 801 1413 MgO 2852 3600 Tabla 9. Puntos de fusión y de ebullición de algunos compuestos iónicos (Dingrando, 2003) Los compuestos iónicos, a pesar de la presencia de los iones, no son conductores de la electricidad. Sin embargo, en estado líquido (fundidos), o cuando se disuelven en agua, los compuestos iónicos son excelentes conductores eléctricos, porque sus iones se mueven libremente. El enlace covalente se caracteriza porque hay compartición de electrones, entre los átomos involucrados. Este tipo de enlace se presenta al unirse dos no metales, los cuales están relativamente cerca en la tabla periódica y, por lo tanto, sus valores de electronegatividad no son muy diferentes, en comparación con los que forman el enlace iónico. Al compartir electrones, cada átomo completa su octeto, adquiriendo la configuración electrónica de un gas noble. Por ejemplo, la molécula de flúor está constituida de dos átomos del mismo elemento: Como se puede observar, cada átomo de flúor aporta un electrón para formar el enlace. Esta compartición permite que cada uno de los átomos complete su octeto, es decir, cada átomo queda rodeado por ocho electrones. Debido a que los átomos son iguales en estas moléculas y su diferencia de electronegatividad sería igual a cero, su tipo de enlace se denomina: enlace covalente simple o no polar. Otros ejemplos de moléculas diatómicas como el flúor, serían: el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno, el cloro y el bromo, entre otras. En las cuales, excepto el hidrógeno, al compartir electrones completan su octeto; es importante señalar que algunos de ellos comparten más de un electrón, como es el caso del oxígeno y del nitrógeno, formando dobles y triples enlaces, respectivamente. H-H

O=O

N-N

Cl-Cl

Br-Br


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Sin embargo, cuando dos átomos diferentes comparten un par de electrones se forma un enlace en el que los electrones se comparten de manera desigual. Un átomo asume una carga parcial positiva y el otro una carga parcial negativa. Esta diferencia de carga se debe a la electronegatividad de cada uno de los elementos involucrados. En el cloruro de hidrógeno, el cloro y el hidrógeno comparten un par de electrones; sin embargo, al ser el cloro más electronegativo, ejerce mayor atracción por los electrones compartidos que el hidrógeno. Como resultado, el par de electrones se desplaza hacia el átomo de cloro, lo que da una carga parcial negativa y hace que el átomo de hidrógeno quede con una carga parcial positiva, generando en la molécula la formación de dos polos. A este tipo de unión se le conoce como enlace covalente polar

Distribución de cargas en la molécula de HCl La diferencia de cargas en una molécula se conoce como dipolo. Esta diferencia hace que este tipo de compuestos tenga cargas opuestas en dos puntos de su molécula. En este momento podríamos tener confusión entre el enlace iónico y el enlace covalente polar, debido a la presencia de cargas. Para ello, Linus Pauling elaboró una escala relativa a la electronegatividad en la que al elemento más electronegativo, el flúor, le fue asignado un valor de 4.0, mientras que al elemento menos electronegativo, el francio, un valor de 0.7. En este sentido, podemos ver que los no metales son más electronegativos respecto a los metales (electropositivos). Mientras mayor sea el valor de electronegatividad, mayor será la atracción por los electrones. Pero, ¿cómo sabemos si un enlace es iónico o covalente polar?


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Valores de electronegatividad según Linus Pauling Se dice que un enlace es iónico cuando la diferencia de electronegatividad entre los átomos enlazados es de 2.0 o más, y por ende, un enlace covalente polar tendrá un valor menor a 2.0. Entonces, ¿qué tipo de enlace tendrán los compuestos NaCl y HCl, de acuerdo con la escala de Pauling? Averígualo calculando la diferencia de electronegatividades que presentan los átomos involucrados en cada uno de los compuestos. Veamos un ejemplo: si comparamos los compuestos de bromuro de potasio (KBr) y bromuro de hidrógeno (HBr), veremos que el primero, al presentar una diferencia de electronegatividad de 2.0, le correspondería un enlace de tipo iónico, mientras que el segundo, al tener una diferencia de 0.7, le sería asignado un enlace covalente polar. KBr 2.8 – 0.8 = 2.0 enlace iónico HBr 2.8 – 2.1 = 0.7 enlace covalente polar Sin embargo, la escala de Pauling a pesar de que nos indica una tendencia hacia uno u otro tipo de enlace, no permite hacer una división exacta entre ambos, de tal manera que algunos enlaces covalentes polares tenderán a ser iónicos y viceversa, algunos iónicos tendrán tendencia a comportarse como covalentes polares. Este es el caso de compuestos como el yoduro de potasio (KI), cuya diferencia de electronegatividades será de 1.7, lo que indica que su enlace es covalente polar, aunque su composición sea la de un iónico (no metal-metal). En este caso se dice que es un compuesto iónico con carácter covalente polar.


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Química Unidad 2. Química inorgánica En los compuestos predominantemente covalentes, los enlaces entre sus átomos no son tan fuertes como los iónicos y mucho menos los establecidos entre sus moléculas. Como resultado, los compuestos covalentes tendrán puntos de fusión y de ebullición inferiores a los de los compuestos iónicos. La fortaleza de un enlace covalente, al igual que los iónicos, va a depender de la distancia que separa los núcleos enlazados. Esta distancia se denomina longitud de enlace y está determinada por el radio atómico y el número de pares de electrones que se comparten. La longitud en un enlace simple será mayor a la presente en un enlace doble y ésta a su vez, respecto a un enlace triple. Por ejemplo, la longitud de enlace en el F2 es de 1.43x1010 m, en el O2 es de 1.21x10-10 m y en el N2 es de 1.10x10-10 m. Esto es debido a que en el flúor existe un enlace sencillo, en el oxígeno un doble enlace y en el nitrógeno un triple enlace. De aquí, podemos deducir que a medida que el número de pares de electrones aumenta, la longitud de enlace disminuye. Cuanto más corta es la longitud de enlace, la fuerza del enlace es mayor. La cantidad de energía necesaria para romper un enlace covalente, se denomina energía de disociación de enlace. Esta energía indica la fortaleza del enlace químico, debido a que existe una relación indirecta entre la energía de enlace y la longitud de enlace. Cuando dos átomos que se enlazan están muy cerca, tienen una longitud de enlace pequeña, y por lo tanto, se necesita mayor cantidad de energía de enlace para separarlos. Las propiedades físicas de un compuesto covalente, además de la energía de disociación, también van a depender de la geometría de su molécula. Al unirse dos átomos mediante un enlace covalente, la repulsión entre los electrones hace que los átomos se mantengan lo más alejados posible. La geometría que finalmente adopta la molécula, es aquella en la que la repulsión entre los electrones es mínima. Este enfoque para estudiar la geometría molecular se llama Teoría de Repulsión de los Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (TRPECV). La repulsión entre los pares de electrones de una molécula da como resultado átomos que se encuentran en ángulos fijos entre sí. Para ello, se toma de referencia el átomo central, que es cualquier átomo que está unido a más de un átomo distinto. El ángulo formado por dos átomos periféricos y el átomo central, se denomina ángulo de enlace. Los ángulos de enlace predichos por el TRPECV se sustentan en evidencias experimentales. Los pares de electrones compartidos se repelen entre sí. Sin embargo, los pares de electrones no compartidos también son importantes para determinar la forma de la molécula.


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De esta manera la TRPECV, nos indica que la estructura más estable de una molécula es cuando las regiones de elevada densidad electrónica sobre el átomo central están lo más separadas posible. Por ejemplo, dos regiones de elevada densidad electrónica tienen la máxima estabilidad situadas a lados opuestos del átomo central (disposición lineal). Tres regiones de elevada densidad electrónica son más estables cuando se disponen en los vértices de un triángulo equilátero (disposición plano trigonal). Así es cómo dependiendo de las densidades electrónicas presentes, los compuestos covalentes van adquiriendo las diversas disposiciones geométricas presentadas en la siguiente figura. Hasta ahora hemos visto cómo se enlazan los metales con los no metales y los no metales entre sí. Pero ¿cómo se enlazan los metales? ¿Qué características presentan estas sustancias? Los átomos de los metales se ordenan en el espacio formando redes metálicas parecidas a las redes cristalinas de los compuestos iónicos. Los electrones de valencia se mueven a través de los átomos, por lo que se dice que hay una transferencia continua de electrones de un átomo a otro; a este tipo de unión se le conoce como enlace metálico. En la actualidad existen dos teorías que explican cómo es que se realiza el enlace metálico: el Modelo de la nube electrónica y la Teoría de bandas. Según el modelo de la nube electrónica, los elementos metálicos al ceder sus electrones forman una “nube o mar de electrones” en la que están inmersos todos los átomos del metal. Esta nube permite el libre movimiento de los electrones a través de los átomos. De esta manera, el enlace metálico resulta de las atracciones electrostáticas entre los iones positivos de los metales y los electrones que se mueven a través de ellos. Es importante mencionar, que los átomos de los metales en este tipo de unión no son propiamente iones, ya que los electrones aún están dentro de la red y pertenecen a todos los átomos del metal. Es decir, no hay ganancia ni pérdida de electrones como en el enlace iónico, ni compartición de electrones como en el enlace covalente. En el enlace metálico, los electrones viajan libremente a través de la red cristalina. El movimiento de estos electrones hace que los metales sean buenos conductores del calor y la electricidad. Una importante característica que distingue a los metales es que, en estado sólido, conducen el calor y la electricidad; los sólidos con enlaces iónicos y covalentes no la conducen. El modelo de la nube electrónica a pesar de ser muy sencillo, nos permite explicar algunas propiedades de los metales, como la conductividad, aunque nos limita al tratar de comprender la diferencia en cuanto a conductividad de algunos metales.


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Por otra parte, la teoría de bandas establece que cuando dos átomos se enlazan, los orbitales de la capa de valencia se combinan para formar dos orbitales nuevos, uno que se denomina enlazante (de menor energía) y otro antienlazante (de mayor energía). En el caso de combinarse tres átomos se formarán tres orbitales, cuya diferencia de energía será menor que en el caso anterior. Así, a mayor número de átomos enlazados se formará un mayor número de orbitales moleculares, llamada banda, con una diferencia de energía mínima. Esto mismo ocurre en los metales, los cuales al unirse combinan sus orbitales atómicos para formar una gran molécula (red metálica), en la que los orbitales moleculares resultantes, debido a su gran cercanía, forman dos bandas. La primera, en la que se localizan los electrones de valencia llamada banda de valencia y la otra, vacía, denominada banda de conducción. Ambas bandas están muy cercanas o traslapadas. Por ello, en los metales al estar la banda de valencia llena o parcialmente llena, los electrones pueden pasar fácilmente a la banda de conducción y moverse libremente, permitiendo la conductividad del calor y la electricidad. Caso contrario ocurre en los aislantes, en los que a pesar de que la banda de valencia está completa y la banda de conducción vacía, no hay conductividad eléctrica, debido a que existe una diferencia importante de energía entre ambas bandas (zona prohibida), lo que impide el salto de electrones de una a otra. En el caso de un semiconductor, la separación entre las bandas no es tan grande y algunos electrones pueden saltar a la banda de conducción, así como presentar cierto grado de conductividad. De esta manera es cómo la teoría de bandas explica la diferencia de conductividad entre los metales. Existe en los metales una gran fuerza de cohesión debido a la deslocalización (movimiento) de los electrones, la cual les confiere una gran resistencia. En comparación con los cristales iónicos, los cristales metálicos no sufren rotura, sino deformaciones que les permiten ser maleables y dúctiles. Esto es, los átomos se deslizan unos sobre otros, antes de romperse. El alto índice de coordinación (número de átomos alrededor de otro) de los metales da lugar a fuertes empaquetamientos. Los metales son, por ello, bastante densos. La densidad será mayor en los compuestos metálicos cuyos iones positivos sean de menor tamaño y mayor carga.


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Cuanto mayor sea la energía para romper los enlaces, más altos serán los puntos de fusión y de ebullición. La mayoría de los metales suelen tener altas temperaturas de fusión y ebullición (tabla 10), siendo más altos cuanto mayor sea la carga de los iones y menor su tamaño. Elemento Litio Estaño Aluminio Bario Plata Cobre

Punto de fusión (°C) 180 232 660 727 961 1083

Punto de ebullición (°C) 1347 2623 2467 1850 2155 2570

Tabla 10. Puntos de fusión y de ebullición de algunos metales (Chang, 2007)

1.5.

Compuestos inorgánicos

Como habíamos visto en el tema 1.1, los compuestos son sustancias que no pueden separarse en sus componentes por medios físicos, requieren forzosamente de una reacción química para descomponerse. De acuerdo a su composición, los compuestos químicos pueden clasificarse para su estudio en dos grandes grupos: los compuestos inorgánicos y los compuestos orgánicos, estos últimos también son conocidos como los compuestos del carbono. Así, los compuestos inorgánicos son aquellos que no presentan carbono en su molécula, a menos de que se encuentre bajo la forma de CO, CO2, carbonatos o bicarbonatos. Las características de los compuestos inorgánicos pueden resumirse en los siguientes puntos: • Presentan cualquier tipo de enlace: iónico, metálico y covalente. • Se conocen aproximadamente unos 500 000 compuestos. •Son, en general, “termo estables”, es decir, resisten la acción del calor, y sólo se descomponen a temperaturas superiores a los 700ºC. • Tienen puntos de ebullición y de fusión elevados. • Muchos son solubles en H2O y en disolventes polares. • Fundidos o en solución son buenos conductores de la corriente eléctrica (son llamados electrólitos). • Las reacciones en las que participan son generalmente instantáneas, sencillas e iónicas.


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Para poder avanzar en el estudio de cualquier fenómeno, debemos poder describirlo de la mejor manera con las palabras adecuadas. Ahora que conocemos un poco de los tipos de enlace y las propiedades de los compuestos inorgánicos, es indispensable saber cómo nombrar estos compuestos para hacer significativo nuestro conocimiento en química inorgánica.

1.5.1. Nomenclatura Resulta difícil transmitir nuestras ideas sin poseer un lenguaje propio. Esta problemática era común en la química, pues existían diferentes formas para comunicar una misma cosa. Incluso hoy en día, puedes adquirir en la tlapalería sosa o ácido muriático pues son compuestos químicos muy utilizados en la limpieza del hogar, sin embargo, los nombres con los que son conocidos de manera internacional en el mundo científico son hidróxido de sodio y ácido clorhídrico. John Dalton fue uno de los primeros investigadores que trataron de solventar esta dificultad, unificando los símbolos químicos utilizados por los científicos. Sin embargo, Berzelius fue quien finalmente propuso los símbolos de los elementos que se utilizan en la actualidad, para ello tomó una o dos letras del elemento en idioma latín o alemán. Los símbolos químicos que utilizamos para representar a los elementos, son aprovechados para representar sustancias químicas, las cuales están formadas por varios elementos y en muchas ocasiones, los mismos elementos dan origen a más de un compuesto químico, dependiendo de la proporción en que se encuentren. Con el propósito de representar a estas sustancias, los investigadores utilizan una simbología denominada fórmula química, en la que además de los símbolos de los elementos, se utilizan números. Mediante una fórmula química se puede obtener información respecto al tipo de elementos que conforman el compuesto químico, también es posible saber la relación de combinación de los elementos del compuesto químico y cuál es el tipo de compuesto que se representa con la fórmula química. Como podrás observar, la Química es una ciencia que tiene un lenguaje propio, el cual es importante adquirir para comprender los conocimientos y fenómenos estudiados por esta disciplina. Ahora, vayamos a revisar los principios que rigen esta rama de la química, denominada nomenclatura. En la actualidad se aceptan tres tipos de nomenclatura para nombrar compuestos químicos inorgánicos:


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Nomenclatura sistemática: se utilizan prefijos para indicar el número de átomos involucrados en el compuesto (mono, di, tri, tetra, etc.). Nomenclatura IUPAC: en este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de un número de oxidación, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Nomenclatura tradicional: aquí se nombra el número de oxidación del elemento que forma el compuesto, con una serie de prefijos y sufijos:  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  Cuando tiene cuatro, se utilizan (de menor a mayor):  hipo- -oso  -oso  -ico

 per- -ico Para estar en resonancia con lo establecido a nivel internacional por la IUPAC, (International Union of Pure and Applied Chemistry, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) en esta asignatura revisaremos la nomenclatura respaldada por esta organización internacional.

1.5.2. Compuestos iónicos, moleculares y ácidos De manera general podemos clasificar a los compuestos inorgánicos en tres grandes grupos de acuerdo a su composición química:  Iónicos, están constituidos por un anión y un catión.  Moleculares, están compuestos sólo por elementos no metálicos.  Ácidos, presentan en su fórmula química por lo menos un átomo de hidrógeno y uno o más no metales. Compuestos iónicos Para nombrar a los compuestos iónicos, debemos tomar en cuenta si el anión y el catión son monoatómicos o poliatómicos. En el caso de los monoatómicos, debemos saber que los metales al adquirir una carga positiva en la molécula, serán los cationes y se


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nombrarán igual que el elemento del cual provienen. Los no metales adquirirán una carga negativa por lo que serán los aniones y al ser nombrados adquirirán la terminación -uro.

En este caso, se nombra primero el anión, seguido de la palabra “de”, terminando con el nombre del catión, por ejemplo:

NaI

yoduro de sodio

Un anión especial es el O2- pues sus compuestos reciben el nombre de óxidos, iniciando con este sustantivo el nombre del compuesto, seguido de la palabra “de” y terminando con el nombre del catión.

Li2O Óxido de litio También necesitamos tomar en cuenta si los metales tienen más de un estado de oxidación, en el caso de los metales alcalinos y alcalinotérreos sólo presentan un estado de oxidación, pero en el caso de los metales de transición pueden tener más de un estado de oxidación, como en el caso del hierro. En estos compuestos, después del nombre del catión, se indica su número de oxidación en números romanos encerrados por paréntesis:

FeI2

yoduro de hierro (II)

Si los iones son poliatómicos, reciben un nombre específico, en el caso de los cationes poliatómicos, sólo existe el NH4+ conocido como amonio, mientras que los aniones, algunos de los más comunes son mencionados a continuación:

C2H3O2- acetato CO32- carbonato HCO3- bicarbonato CrO42- cromato Cr2O72- dicromato CN- cianuro OH- hidróxido

NO2- nitrito NO3- nitrato MnO4- permanganato PO43- fosfato SO32- sulfito SO42- sulfato


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Química Unidad 2. Química inorgánica Con los iones poliatómicos se procede de la misma manera que con los monoatómicos, mencionando primero el anión, luego la palabra “de” y terminamos con el nombre del catión. Cabe mencionar que podemos encontrar cationes monoatómicos unidos a aniones poliatómicos y viceversa, cationes poliatómicos con aniones monoatómicos:

NH4C2H3O2 acetato de amonio NaHCO3 bicarbonato de sodio NH4Cl cloruro de amonio Compuestos moleculares Los compuestos moleculares son compuestos con dos tipos de átomos, ambos no metálicos. En la fórmula química se escribe primero el símbolo del elemento menos electronegativo y luego el del elemento más electronegativo. Para nombrarlos debemos mencionar primero el átomo más electronegativo como anión, es decir, en caso del oxígeno se nombra como óxido, en el caso del flúor se menciona como fluoruro. Este nombre irá precedido por el prefijo griego que indique el número de átomos del elemento más electronegativo, es decir:

Un átomo mono Dos átomos di Tres átomos tri Cuatro átomos tetra Cinco átomos penta Seis átomos hexa A continuación sigue la palabra “de” seguida por el nombre del elemento menos electronegativo, precedida por el prefijo que indique el número de átomos presentes en la molécula. En este caso, sólo se indicará el prefijo si el número de átomos es mayor a 1. Por ejemplo:

BrF monofluoruro de bromo NCl3 tricloruro de nitrógeno Cl2O3 trióxido de dicloro Compuestos ácidos, en este tipo de compuestos el elemento que está siempre formando parte de la molécula es el hidrógeno, se le considera en su forma catiónica H+ y puede formar compuestos con aniones monoatómicos, de esta manera los compuestos


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obtenidos se nombran iniciando con la palabra ácido seguida del nombre del anión con terminación –hídrico:

HCl ácido clorhídrico Si el ión H+ se une a algún polianión con algún átomo de oxígeno, entonces también iniciamos el nombre del compuesto con la palabra ácido seguida del nombre del polianión con terminación –oso si el nombre del anión termina originalmente en –ito, o bien si el nombre del anión termina en –ato, en el ácido la terminación será –ico:

Nombre del ión Sulfato Sulfito

Fórmula del ácido H2SO4 H2SO3

Nombre del ácido Ácido sulfúrico Ácido sulfuroso

Los subíndices en las fórmulas Algo que debiste notar en algunos compuestos es que cuando trabajamos con iones, la carga del anión es el subíndice del catión en el compuesto y viceversa, la carga del catión es el subíndice del anión en el compuesto en valor absoluto; cuando la carga es 1+ o 1no se indica como subíndice en el compuesto, por ejemplo: Na2SO4 El anión SO42- presenta carga 2- por lo que 2 es el subíndice del catión, como el catión presenta carga 1+, no se indica como subíndice del anión. Mg (OH)2 El anión OH- presenta carga 1-, por lo que 1 es el subíndice del catión y no se indica, en el caso del catión Mg2+, presenta carga 2+ por lo que en número 2 es el subíndice del anión OH- y para indicar que afecta a cada átomo del polianión, éste se encierra entre paréntesis y el subíndice se coloca fuera del paréntesis. De esta manera ya tienes un panorama general de cómo nombrar a los compuestos químicos y con ello identificar qué elementos químicos los componen y en qué proporción, además puedes saber si es un ácido o un óxido, algo que te dará una idea de su reactividad, tema que verás en la Unidad 3 de la asignatura.


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Cierre de la unidad Terminamos la unidad uno de la asignatura de química, en estos momentos ya debes saber cuál es la diferencia entre sustancia y mezcla, cómo podemos aprovechar las propiedades físicas de las sustancias para purificarlas y qué es lo que diferencia a un enlace iónico de uno covalente o de uno metálico. También debes saber cómo utilizar estas propiedades físicas y químicas en el manejo y transporte adecuado de las sustancias. Te invitamos a realizar la evidencia de aprendizaje para que plasmes en un documento lo que has aprendido en esta unidad.

Fuentes de consulta 

Aguilar Sahagún, G., Salvador, C. J., y Flores Valdés, J. (1997). Una ojeada a la materia. México, Fondo de Cultura Económica.

 

Andrés, Dulce María. et ál. (2008). Física y Química 1o Bachillerato. España: Editex Brady, J. E. (2003). Química Básica principios y estructura. México, Limusa Wiley.



Bulbulian, S. (1996). La radiactividad. México, Fondo de Cultura Económica.



Chang, R. (2006). Química. México, Mc Graw-Hill.



Chang, R. (2007). Química. China, McGraw-Hill.



Chang, R. (2010). Química. México, McGraw-Hill



Choppin, G. R., y Summerlin, L. R. (2004). Química. México, Mexico Publicaciones Culturales.



Dingrando, L. E. (2003). Química materia y cambio. Colombia, McGrawHill.

 

Garritz, Andoni. (1998). Química. México: Pearson Educación. Garritz A. y Chamizo J.A.(1994). Química.U.S.A., Addison-Wesley Iberoamericana.



Hein, M. y Arena, S. (2010). Fundamentos de Química . México, Cengage Learning.



Holum, J. (2009). Fundamentos de Química General, Orgánica y Bioquímica para ciencias de la salud. México, Limusa Wiley.



Kotz, J. C. (2005). Química y recatividad química. México, Thomson Learning.


42

Química Unidad 2. Química inorgánica  

Lacreu, Aramendía, Aldabe. (1999). Química 1: Fundamentos. Buenos Aires: Ediciones Colihue. MacMurry, J. (2009). Química Orgánica. México, Thomson Paraninfo.



Merino-Trujillo, A. (2009). Como escribir documentos científicos (Parte 1). El ensayo. (S. d. Salud, Ed.) Salud en Tabasco , 15 (1), 849-851.



Morrison, R. T. y Boyd, R. N. (1998). Química Orgánica. México, AddisonWesley Iberoamericana

Complementaria 

Loss R.D. y Corish J. (2012). Names and Symbols of the elements with Atomic Numbers 114 and 116. Portal de la International Union of Pure and Applied Chemistry. Recuperado de http://www.iupac.org/nc/home/publications/provisionalrecommendations/published/published-container/names-and-symbols-of-theelements-with-atomic-numbers-114-and-116.html?sword_list%5B%5D=flerovium



Maldonado. M. (2012). Sobre el Quinto Estado de Agregación. Portal del Instituto de Física UNAM. Recuperado de http://www.fisica.unam.mx/noticias_quintoestadodeagregacion2012.php


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Unidad 1. Química inorgánica

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