Química
Temario de Química I. Teoría atómica moderna A. Historia de la Química (Línea del tiempo) B. Aportaciones al modelo atómico (teorías y modelos atómicos) C. Número atómico, masa atómica y número de masa D. Estructura electrónica E. Números cuánticos F. Energía de ionización II. Nomenclatura química inorgánica A. Los nombres de los elementos B. Enlaces iónicos y covalentes C. Cómo se forman las moléculas D. Fórmula Química E. Nomenclatura Tradicional o Clásica F. Nomenclatura Stock G. Nomenclatura sistemática o IUPAC III. Las reacciones químicas y sus ecuaciones A. Ley de Conservación de la Materia B. Balanceo de Ecuaciones C. Reacciones de óxido-reducción D. Balanceo por redox E. Reacciones Exotérmicas y Endotérmicas F. Entalpía de Reacción G. Entalpía de Formación H. Velocidad de Reacción
I. Teoría atómica moderna A. Historia de la química (línea del tiempo) La química es el estudio de la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, de sus interacciones y de los efectos producidos sobre ellas al añadir o extraer energía en cualquiera de sus formas. Desde los primeros tiempos, los seres humanos han observado la transformación de las sustancias y han especulado sobre sus causas. 8000 a.c. - 600d.c.
8000 a.c. Fermentación: primera evidencia del vino y la cerveza utilizados en el proceso químico de la fermentación. 5000 a.c. Los habitantes de la antigua mesopotamia (región conocida actualmente como irak) utilizaban en tanino para hacer cuero con las pieles de los animales. 6000 a.c. Evidencia de la primera tela de lino hecha en diversas regiones del mundo. 4000 a.c. Se utiliza por primera vez el papiro o el papel en egipto. 1000 a.c. Los pueblos de china y medio oriente comienzan a utilizar enzimas para hacer queso a partir de la leche (data desde hace por lo menos 3,000 años). 2800 a.c. Invención del vidrio. 2500 a.c. Descubrimiento del hierro. 2000 a.c. Los chinos descubren la atracción magnética. 400 a.c. Se utiliza el azúcar por primera vez en alimentos y como forma de pago. 600 d.c. – 1610 600 d.c. Los chinos inventan los explosivos. 850d.c. Los moros de españa preparan por primera vez cobre puro mediante una reacción de sales de cobre con hierro. 1199d.c. Alexander neckam hace la primera referencia conocida en occidente a la brújula magnética. 1200d.c. A mediados del siglo doce, los alquimistas habían desarrollado el arte de la destilación, al punto en que los destilados se podían capturar por enfriamiento en un frasco. 1285d.c. Alessandro della spina inventó los anteojos para personas que no ven de lejos. 1590d.c. Zacharias y hans janssen combinan lentes convexas dobles en un tubo, creando así el primer telescopio.
1610 - 1780
1610d.c. Se escribe el primer libro de química; un catálogo de químicos y sus interacciones 1641d.c. Se utiliza el arsénico como medicamento. 1649d.c.descartes sostiene que las emociones de las personas son principalmente fisiológicas o provienen del cuerpo. 1651d.c. Harvey publica el concepto de que todas las cosas vivientes se originan de huevos. 1658d.c. Harvey more sostiene que “la materia primaria deben de ser los átomos y que materia debe ser tan pequeña que no se la puede discernir”. 1670d.c. Boyle produce hidrógeno mediante una reacción de metales con ácido. 1709d.c. Gabriel daniel fahrenheit construye un termómetro de alcohol y cinco años más tarde, un termómetro de mercurio. 1853 1738 daniel bernoulli afirma el principio de que a medida que aumenta la velocidad de un fluido en movimiento, disminuye la presión dentro del fluido en movimiento, disminuye la presión dentro del fluido. En el proceso que lo lleva a afirmar esto, inventa la “teoría molecular de los gases”, es decir, la temperatura de un gas es la función de la velocidad promedio de sus partículas. 1742 anders celsius desarrolla la escala de la temperatura en grados centígrados que lleva su nombre. 1751 axel fredric cronstedt descubre el níquel.
1780 – 1856
1769 watt inventa el motor a vapor moderno. 1777 lavoisier propone la idea de que los compuestos químicos están formados por elementos. 1780 invención de los fósforos. 1783 lazaro spallanzani realiza experimentos que demuestra que la digestión es un proceso químico y no la molienda mecánica de la comida. 1805 friedrich sertürner aísla la morfina de la planta de opio. 1810 volta inventa la batería electrónica. 1839 goodyear inventa el caucho vulcanizado. 1853 alexander wood introduce la jeringa hipodérmica que se utilizaba como sistema de administración de morfina en la guerra de secesión.
1856 – 1920
1859 se aísla la cocaína y merck la patenta tres años más tarde. 1867 joseph lister comienza el uso de antisépticos en cirugía. 1895 roentgen descubre la radiación x. 1856 se fabrica el primer plástico. 1860 louis pasteur introduce la esterilización por calor del vino y la leche (pasteurización). 1888 heinrich hertz descubre las ondas de radio. 1912 invención del celofán.
1920 – 1930
1920 invención del poliéster. 1921 primeros refrigeradores caseros (la máquina de hielo la inventó lowe en 1865). 1922 calmette y guerin desarrollan la vacuna bcg contra la tuberculosis. 1923 producción de insulina para tratar la diabetes. 1923 herbert m. Evans y k. Scott bishop descubren la vitamina e. 1923 electrolux produce el primer refrigerador electrónico. 1924 baird inventa el primer televisor. 1928 sir alexander flemming descubre la penicilina antibiótica.
1930 – 1945
1930 invención de las lámparas de flash para fotografías. 1935 invención del nailon. 1937 dow chemical vende polietileno en los estados unidos de américa. 1939 muller sintetiza el ddt, un químico que luego se utilizaría en pesticidas.
1945 – 1968
1945 se utiliza la bomba atómica en enfrentamientos bélicos. 1954 se prueba la bomba de hidrogeno. 1963 giuliu natta de italia y karl zeigler de alemania ganan el premio nobel de química por la síntesis de polímeros y plástico. 1965 se pone a disposición una vacuna contra del sarampión.
1968 – 2000
1968 pasos para prohibir el uso de ddt. 1972 se restringe el uso de ddt en los estados unidos de america en un intento por proteger el medio ambiente después de que se descubre que el ddt se acumula en la cadena alimenticia. 1973 se produce por primera vez un ternero a partir de un embrión congelado. 1974 sherwood rowland y mario molina advierten que los cfc utilizados en los refrigeradores y como propelente de los aerosoles podrían dañar la capa de ozono de la atmosfera. Esta protege la tierra contra la excesiva radiación ultravioleta del sol. 1989 exxon valdez derrama 45 millones de litros de petróleo crudo en la costa de alaska.
Del 2000 hasta la actualidad
2001 craig ventner y sus colegas publican el código genético completo del ratón de laboratorio. 2003 emerson c. Perin y hans f. R. Dohmann utilizan células madre extraídas de la médula para tratar pacientes con fallas cardiacas por primera vez en brasil. 2003 la oveja dolly, el primer mamífero clonado con éxito a partir de una célula adulta, muere a los 6 años. 2004 hwang woo suk de la universidad nacional de seúl lidera un equipo que desarrolla los primeros embriones humanos clonados maduros, cultivan y cosechan células madre de embriones a partir de ellos. B. Aportaciones al modelo atómico (teorías y modelos
atómicos) Unos 400 años antes de cristo, el filósofo griego demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles. Sin embargo las ideas de demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración
John dalton: Durante el siglo xviii y principios del xix algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la química. En el siglo xviii, antoine lavoisier, considerado el padre de la química moderna, estableció la ley de la conservación de la masa, formulada en su libro "elementos químicos" (1789). En ella se dice que no se produce un cambio apreciable de la masa en las reacciones químicas La ley de la composición definida o constante. Esta ley, establecida en 1801 por el químico francés joseph proust, nos dice que un compuesto contiene siempre los mismos elementos en la misma proporción de masas. O expresada de otra manera, cuando dos elementos se combinan para dar un determinado compuesto lo hacen siempre en la misma relación de masas. La ley de las proporciones múltiples. Formulada por el propio dalton, se aplica a dos elementos que forman más de un compuesto: establece que las masas del primer elemento que se combinan con una masa fija del segundo elemento, están en una relación de números enteros sencillos. La imagen del átomo expuesta por dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre si en cada elemento químico. J.j. thomson: Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones de este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. E. Rutherford: Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo, dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
Niels bohr: espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso, propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza. El núcleo es la parte central del átomo contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, son los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón. Todos los átomos de un elemento químico tiene en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra z. La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón. Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones. C. Número atómico, masa atómica y número de masa Número Atómico Es el número de protones en el núcleo de cada átomo de un elemento. En un átomo neutro, el número de protones es igual al número de electrones, de manera que el número atómico también indica el número de electrones presentes en un átomo. La identidad química de un átomo queda determinada exclusivamente por su número atómico. Masa Atómica Se conoce como masa atómica a la masa que posee un átomo mientras éste permanece en reposo. En otras palabras, puede decirse que la masa atómica es aquella que surge de la totalidad de masa de los protones y neutrones pertenecientes a un único átomo en estado de reposo.
NĂşmero de Masa Es el nĂşmero total de protones y neutrones presentes en el nĂşcleo de un ĂĄtomo de un elemento. Con excepciĂłn de la forma mĂĄs comĂşn del hidrĂłgeno, que tiene un protĂłn y o tiene neutrones D. Estructura electrĂłnica La configuraciĂłn electrĂłnica en la corteza de un ĂĄtomo es la distribuciĂłn de sus electrones en los distintos niveles y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energĂa creciente hasta completarlos. Existen 7 niveles de energĂa o capas donde pueden situarse los electrones, numerados del 1, el mĂĄs interno, al 7, el mĂĄs externo. A su vez, cada nivel tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f. en cada subnivel hay un nĂşmero determinado de orbitales que pueden contener, como mĂĄximo, 2 electrones cada uno. AsĂ, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el nĂşmero mĂĄximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7) E. NĂşmeros cuĂĄnticos En la mecĂĄnica cuĂĄntica se requieren tres nĂşmeros cuĂĄnticos para describir la distribuciĂłn de los electrones en el hidrogeno y otros ĂĄtomos. Estos nĂşmeros se derivan de la soluciĂłn matemĂĄtica de la ecuaciĂłn se schrĂśdinger para el ĂĄtomo de hidrĂłgeno. Los nĂşmeros cuĂĄnticos se clasifican en:   
NĂşmero cuĂĄntico principal ( n ) NĂşmero cuĂĄntico del momento angular ( l ) NĂşmero cuĂĄntico magnĂŠtico (đ?‘šl )
Estos nĂşmeros cuĂĄnticos se utilizarĂĄn para describir orbitales atĂłmicos y para identificar los electrones que se ubican en ellos. Un cuarto nĂşmero cuĂĄntico el nĂşmero cuĂĄntico de espĂn, describe el comportamiento de un electrĂłn especĂfico y completa la descripciĂłn de los electrones en los ĂĄtomos.
NĂşmero cuĂĄntico principal (n) Puede tener valores enteros 1, 2, 3, y asĂ sucesivamente. En el ĂĄtomo de hidrĂłgeno, el valor de đ?‘› determina la energĂa de un orbital. El nĂşmero cuĂĄntico principal tambiĂŠn se relaciona con la distancia promedio del electrĂłn al nĂşcleo en un orbital particular. A mayor valor đ?‘› mayor es la distancia promedio de un electrĂłn en el orbital respecto del nĂşcleo y en consecuencia, el orbital es mĂĄs grande. NĂşmero cuĂĄntico del momento angular ( l ) Especifica el momento angular del electrĂłn en su movimiento alrededor del nĂşcleo y determina la forma espacial del orbital. Indica el nĂşmero de subniveles energĂŠticos que pueden existir en un nivel dado. Los valores de l dependen del valor del nĂşmero cuĂĄntico principal đ?‘›. Para un valor dado de đ?‘›, l tiene todos los valores enteros posibles desde 0 hasta ( đ?‘› – 1 ). Si đ?‘› = 1, sĂłlo hay un valor posible de
l : l = đ?‘› – 1 = 1 – 1 = 0. Si đ?‘› = 2, hay dos valores de l : 0 y 1. Si đ?‘› = 3, hay tres valores de l : 0, 1 y 2. El valor de l estĂĄ representado en general por las letras đ?‘ , đ?‘?, đ?‘‘, ‌ 0
L Nombre del orbital
đ?‘
1
2
đ?‘?
3
đ?‘‘
4
đ?‘“
5
đ?‘”
â„Ž
Entonces, si l = 0, se tiene un orbital s; si l = 1, se tiene un orbital p, y asĂ sucesivamente. Al conjunto de orbitales con el mismo de valor de đ?‘› a menudo se le da el nombre de nivel o capa. Uno o mĂĄs orbitales con los mismos valores de đ?‘› y l se conocen como subnivel o subcapa. Por ejemplo, la capa con đ?‘› = 2 estĂĄ formada por dos subcapas, l = 0 y 1 (los valores permitidos para đ?‘› = 2). Estos subniveles son los subniveles 2s y 2p , donde 2 expresa el valor de đ?‘›, đ?‘Ś đ?‘ , đ?‘Ś đ?‘? expresan los valores de l. NĂşmero cuĂĄntico magnĂŠtico (đ?‘šl ) Describe la orientaciĂłn del orbital en el espacio. Dentro de un subnivel, el valor de đ?‘šl , depende del valor del nĂşmero cuĂĄntico del momento angular, l. Para cierto valor de l hay (2 l + 1) valores enteros de đ?‘šl , como sigue:
- l, (- l + 1),‌ 0,‌ (+ l - 1), + l
Si l = 0, entonces đ?‘šl = 0. Si l = 1, entonces hay [(2 x 1)], o tres valores de đ?‘šl , es decir, -1, 0 y 1. Si l = 2, entonces hay [(2 x 2) + 1], o cinco en valores de đ?‘šl , es decir, -2, -1, 0, 1 y 2. El nĂşmero de valores de đ?‘šl , indica el nĂşmero de orbitales en un subnivel con un valor especĂfico de l.
F. EnergĂa de ionizaciĂłn El potencial de ionizaciĂłn es la energĂa que hay que suministrar a un ĂĄtomo neutro gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrĂłn mĂĄs dĂŠbil retenido. Podemos expresarlo asĂ: Ă tomo neutro gaseoso + energĂa -----> ion positivo gaseoso + e -
Siendo la energĂa la correspondiente a la primera ionizaciĂłn. El segundo potencias de ionizaciĂłn representa la energĂa precisa para sustraer el segundo electrĂłn; este segundo potencial de ionizaciĂłn es siempre mayor que el primero, pues el volumen de un ion positivo es menor que el ĂĄtomo y la fuerza electrostĂĄtica es mayor en el ion positivo que en el ĂĄtomo, ya que se conserva la misma carga nuclear. El potencial o energĂa de ionizaciĂłn se expresa en electrĂłn-voltio, joules o kilojoules por mol (kj/mol). 1 ev = 1,6 . 10 -19 culombios . 1 voltio = 1,6 . 10 -19 julios
Si el potencial de ionizaciĂłn de un ĂĄtomo fuera 1 ev, para ionizar un mol (6,02 . 10 23 ĂĄtomos) de dichos ĂĄtomos serĂan necesarios 96,5 kj. En los elementos de una misma familia o grupo el potencial de ionizaciĂłn disminuyente a medida que aumenta el nĂşmero atĂłmico, es decir, de arriba abajo. En los alcalinos, por ejemplo, el elemento de mayor potencial de ionizaciĂłn es el litio y el de menor el francio. Esto es fĂĄcil de explicar, pues el Ăşltimo electrĂłn se sitĂşa en orbitales cada vez mĂĄs alejados del nĂşcleo y, a su vez, los electrones de las capas interiores ejercen un efecto de apantallamiento de la atracciĂłn nuclear sobre los electrones perifĂŠricos. En los elementos de un mismo perĂodo, el potencial de ionizaciĂłn crece a medida que aumenta el nĂşmero atĂłmico, es decir, de izquierda a derecha. Esto se debe a que el electrĂłn diferenciador o Ăşltimo de los elementos de un perĂodo estĂĄ situado en el mismo nivel energĂŠtico, mientras que la carga del nĂşcleo aumenta, por lo que serĂĄ mayor la fuerza de atracciĂłn, y a su vez, el nĂşmero de capas interiores no varĂa y el efecto pantalla no aumenta.
Sin embargo, el aumento no es continuo, pues en el caso del berilio y el nitrógeno se obtienen valores más altos que lo podía esperarse por comparación con los otros elementos del mismo período. Este aumento se debe a la estabilidad que presentan las configuraciones s 2 y s 2 p3, respectivamente. La energía de ionización más elevada corresponde a los gases nobles, ya que su configuración electrónica es la más estable, y por tanto habrá que proporcionar más energía para arrancar un electrón.
I.
Nomenclatura química inorgánica A. Los nombres de los elementos
Símbolo
Peso atómico
Número de Neutrones masa
Electrones
Hidrogeno
H
1
1
-
1
1
Helio
He
2
4
2
2
2
Litio
Li
3
7
4
3
3
Berilio
Be
4
9
5
4
4
Boro
B
5
10
5
5
5
Carbono
C
6
12
6
6
6
Nitrógeno
N
7
14
7
7
7
Oxígeno
O
8
16
8
8
8
Flúor
F
9
19
10
9
9
Neón
Ne
10
20
10
10
10
Sodio
Na
11
23
12
11
11
Magnesio
Mg
12
24
12
12
12
Aluminio
Al
13
27
14
13
13
Silicio
Si
14
28
14
14
14
Fósforo
P
15
31
16
15
15
Azufre
S
16
32
16
16
16
Nombre del elemento
Protones
Símbolo
Peso atómico
Número de Neutrones masa
Electrones
Cloro
Cl
17
35
18
17
17
Argón
Ar
18
40
22
18
18
Potasio
K
19
40
21
19
19
Calcio
Ca
20
40
20
20
20
Escandio
Sc
21
45
24
21
21
Titanio
Ti
22
48
26
22
22
Vanadio
V
23
51
28
23
23
Cromo
Cr
24
52
28
24
24
Manganeso
Mn
25
55
30
25
25
Hierro
Fe
26
56
30
26
26
Cobalto
Co
27
59
32
27
27
Níquel
Ni
28
59
31
28
28
Cobre
Cu
29
63
34
29
29
Cinc
Zn
30
65
35
30
30
Galio
Ga
31
70
39
31
31
Germanio
Ge
32
73
41
32
32
Arsénico
As
33
75
42
33
33
Selenio
Se
34
79
45
34
34
Bromo
Br
35
80
45
35
35
Criptón
Kr
36
84
48
36
36
Rubidio
Rb
37
85
48
37
37
Estroncio
Sr
38
87
49
38
38
Itrio
Y
39
89
50
39
39
Circonio
Zr
40
91
51
40
40
Niobio
Nb
41
93
52
41
41
Nombre del elemento
Protones
Símbolo
Peso atómico
Número de Neutrones masa
Electrones
Molibdeno
Mo
42
96
54
42
42
Tecnecio
Tc
43
98
55
43
43
Rutenio
Ru
44
101
57
44
44
Rodio
Rh
45
102
57
45
45
Paladio
Pd
46
106
60
46
46
Plata
Ag
47
107
60
47
47
Cadmio
Cd
48
112
64
48
48
Indio
In
49
115
66
49
49
Estaño
Sn
50
119
69
50
50
Antimonio
Sb
51
122
71
51
51
Telurio
Te
52
128
76
52
52
Iodo
I
53
127
74
53
53
Xenón
Xe
54
131
77
54
54
Cesio
Cs
55
133
78
55
55
Bario
Ba
56
137
81
56
56
Lantano
La
57
139
82
57
57
Cerio
Ce
58
140
82
58
58
Praseodimio
Pr
59
141
82
59
59
Neodimio
Nd
60
144
84
60
60
Promecio
Pm
61
145
84
61
61
Samario
Sm
62
150
88
62
62
Europio
Eu
63
152
89
63
63
Gadolinio
Gd
64
157
93
64
64
Terbio
Tb
65
159
94
65
65
Disprosio
Dy
66
162
96
66
66
Nombre del elemento
Protones
Símbolo
Peso atómico
Número de Neutrones masa
Electrones
Holmio
Ho
67
165
98
67
67
Erbio
Er
68
168
100
68
68
Tulio
Tm
69
169
100
69
69
Iterbio
Yb
70
173
103
70
70
Lutecio
Lu
71
175
104
71
71
Hafnio
Hf
72
178
106
72
72
Tantalio
Ta
73
181
108
73
73
Tungsteno
W
74
184
110
74
74
Renio
Re
75
186
111
75
75
Os
Os
76
190
114
76
76
Iridio
Ir
77
192
115
77
77
Platino
Pt
78
195
117
78
78
Oro
Au
79
197
118
79
79
Mercurio
Hg
80
200
120
80
80
Tallo
Tl
81
204
123
81
81
Plomo
Pb
82
207
125
82
82
Bismuto
Bi
83
209
126
83
83
Polonio
Po
84
209
125
84
84
Ástato
At
85
210
125
85
85
Radón
Rn
86
222
136
86
86
Francio
Fr
87
223
136
87
87
Radio
Ra
88
226
138
88
88
Actinio
Ac
89
227
138
89
89
Torio
Th
90
232
142
90
90
Protactinio
Pa
91
231
140
91
91
Nombre del elemento
Protones
Símbolo
Peso atómico
Número de Neutrones masa
Electrones
Uranio
U
92
238
146
92
92
Neptunio
Np
93
237
144
93
93
Plutonio
Pu
94
244
150
94
94
Americio
Am
95
243
148
95
95
Curio
Cm
96
247
151
96
96
Berkelio
Bk
97
247
150
97
97
Californio
Cf
98
251
153
98
98
Einsteinio
Es
99
252
153
99
99
Fermio
Fm
100
257
157
100
100
Mendelevio
Md
101
258
157
101
101
Nobelio
No
102
259
157
102
102
Laurencio
Lr
103
262
159
103
103
Rutherfordio
Rf
104
261
157
104
104
Dubnio
Db
105
262
157
105
105
Seaborgio
Sg
106
266
160
106
106
Bohrio
Bh
107
264
157
107
107
Hassio
Hs
108
269
161
108
108
Meitnerio
Mt
109
268
159
109
109
Darmstadtio
Ds
110
271
161
110
110
Roetgenio
Rg
272
161
111
111
Copernicio
Cn
112
285
173
112
112
Ununtrio
Uut
113
284
171
113
113
Ununquadio
Uuq
114
289
175
114
114
Ununpentio
Uup
115
288
173
115
115
Ununhexio
Uuh
116
290
174
116
116
Nombre del elemento
111
Protones
Ununseptio
Uus
117
-
Ununoctio
Uuo
118
294
176
117
117
118
118
B. Enlaces iónicos y covalentes Enlaces iónicos Los átomos están formados por protones, neutrones y electrones. Estos últimos tienen carga negativa y son los que entran en juego en los enlaces. Están girando en órbitas alrededor del núcleo del átomo. Los enlaces iónicos se forman por la atracción mutua de partículas de carga eléctrica opuesta; esas partículas, formadas cuando un electrón salta de un átomo a otro, se conocen como iones. Para muchos átomos, la manera más simple de completar el nivel energético exterior consiste en ganar o bien perder uno o dos electrones. El enlace iónico o electrovalente se forma cuando uno o más electrones se transfieren de un átomo a otro. Se origina así un ion positivo y uno negativo, los cuales se unen debido a una atracción electrostática. Debido a la naturaleza de este tipo de enlace, los iones formados no constituyen una molécula de uno o más iones negativos o positivos. En cambio cada ion positivo está rodeado por iones negativos y viceversa. Por tanto la fórmula para un compuesto iónico, como la del cloruro de sodio (nacl), no indica que un ion de sodio se combina con un ion de cloruro, pero sí que la relación entre el ion sodio y el ion cloruro es de un na+por un cl-. Por tanto, cuando se habla de compuestos iónicos, normalmente se utiliza el término unidad fórmula y la masa relativa de ésta debe expresarse como pesofórmula. Sin embargo, el término peso molecular se usa a menudo para cualquier tipo de compuesto. La forma como están ordenados los iones positivos y negativos en un compuesto iónico depende principalmente del tamaño y la carga del ion. La atracción electrostática entre iones individuales es más bien una interacción débil. Sin embargo en la estructura cristalina formada, cada ion está rodeado por varios iones de carga opuesta. Esto hace que la fuerza de enlace en los compuestos iónicos sea muy fuerte. Los compuestos iónicos presentan puntos de fusión y puntos de ebullición relativamente altos debido a esta fuerte interacción.
Enlaces covalentes Los enlace covalentes están formados por átomos no metalicos. Los elementos de la derecha de la tabla periódica son los elementos metálicos. Los átomos metálicos suelen tener muchos electrones girando en su última órbita (electrones de valencia) por lo que tienden a ganar electrones en lugar de cederlos, para tener los 8 electrones de la regla del octeto y tener la estabilidad de los gases nobles (que ya tienen los 8 electrones de valencia). Ley del octeto La regla del octeto, también llamada ley de lewis, dice que todos los átomos de los elementos del sistema periódico, tienden a completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de 8 electrones. Son los electrones de la última capa, los más alejados del núcleo, los que tienden a completarse hasta ser un total de 8 electrones y para ello compartirán electrones con otro átomo. Los gases nobles son los únicos no reactivos, porque ya tienen 8 electrones en su última capa. ¿qué implica esto? Pues que estos átomo como no quieren desprenderse de electrones, al encontrarse, lo que harán será compartir electrones de su última capa, en lugar de ceder o ganar electrones, caso de los enlaces iónicos. Vemos que los átomos no metálicos no pueden ceder ni ganar electrones entre sí, si no que los comparten. Los enlaces covalentes se forman compartiendo electrones de valencia. Cuando se unen dos átomos no metálicos los electrones que comparten los mantienen unidos y forman parte de los dos átomos, formando así una molécula (varios átomos unidos). Una vez unidos los dos átomos adquieren la estructura de los gases nobles con 8 átomos. Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unan.
C. ¿Cómo se forman las moléculas? Una molécula es y agregado, de por lo menos, dos átomos de un entorno definido que se mantienen unidos por medio de fuerzas químicas también llamados enlaces químicos. Una molécula puede contener átomos del mismo elemento o átomos de dos o más elementos, siempre en una proporción fija de acuerdo con la ley de proporciones.
D. Formula química La fórmula química es la expresión de la composición de las moléculas y los compuestos iónicos, por medio de los símbolos químicos. Composición significa no solo los elementos presentes, sino también la proporción en la que se combinan los átomos. Para esto es necesario familiarizarse con dos tipos de fórmulas: fórmulas moleculares y formulas empíricas. La fórmula química también puede darnos información adicional como la manera en que se unen dichos átomos mediante enlaces químicos e incluso su distribución en el espacio. Para nombrarlas, se emplean las reglas de la nomenclatura química
E. Nomenclatura tradicional o clásica Una nomenclatura tradicional o clásica utiliza un código de prefijos y sufijos para identificar la valencia con la que actúa alguno de los elementos que forman parte del compuesto. Como ya sabes, hay elementos que pueden actuar con una, dos, tres, cuatro o incluso más valencias distintas. Con esta nomenclatura puedes diferenciar elementos que tengan hasta cuatro valencias diferentes. Reglas generales de la nomenclatura tradicional.
1-. Si un elemento tiene una valencia se le nombra con el nombre del elemento o el nombre acabado en –ico. 2-. Si un elemento tiene 2 valencias: - mínimo acabado en –oso – mayor acabado en –ico 3-. Si un elemento tiene 3 valencias: - mínimo con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso)
–medio acabado en –oso – máximo acabado en –ico 4-.si un elemento tiene 4 valencias: - minima con prefijo hipo y sufijo oso (hipo – nombre – oso) – medio inferior acabado en –oso – medio superior acabado en –ico – máximo con prefijo per y sufijo -ico (per – nombre – ico) 5-.si un elemento tiene 5 o más valencias sigue la formulación de stock.
F. Nomenclatura stock La nomenclatura es la stock el cual consiste en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento. Indicando el número de electrones que un átomo pone para que se pueda ceder en un enlace químico. De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el no. De valencia. Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular. Números de oxidación y predicción de fórmulas El conocimiento de los números de oxidación ayuda a predecir las fórmulas de muchos compuestos químicos. La construcción de una fórmula química considera esencialmente la unión de elementos químicos con números de oxidación positivos y elementos con números de oxidación negativos, teniendo presente que la suma de todos los números de la fórmula final debe ser cero. El método consiste en decidir qué números de oxidación se esperan y asegurarse que la fórmula contenga el número de átomos necesarios para que la suma algebraica de los números de oxidación sea cero. Ejemplo: Escribir la fórmula para un compuesto que contiene oxígeno y aluminio. El número de oxidación para cada uno de los elementos es: De las reglas para asignar números de oxidación se tiene para el oxígeno = –2 De la tabla periódica se establece para el aluminio = +3
Al colocar los elementos, se debe ubicar en primer lugar al más electropositivo ( menos electronegativo ) +3 –2
Al o Ahora estos números de oxidación se cruzan para formar el compuesto, en este ejemplo óxido de aluminio: –2
+3
al
o = al2o3
Note que al cruzar los números de oxidación no son considerados los signos algebraicos que poseían, puesto que se considera únicamente su valor absoluto.
G. Nomenclatura sistemática o IUPAC como consecuencia de que quien descubre o sintetiza un elemento químico tiene potestad para darle nombre, han aparecido muchas disputas entre grupos de investigación acerca de los elementos químicos de número atómico superior al 103. Para solucionar este problema, la comisión de nomenclatura de química inorgánica de la unión internacional de química pura y aplicada (i.u.p.a.c. : international union for pure and applied chemistry) ha inventado una forma de nomenclatura sistemática utilizando el latín. Cuando se descubre un nuevo elemento, su nombre se obtiene de la forma siguiente: Se escribe el número atómico del elemento en cuestión separando sus dígitos. Por ejemplo, para el elemento 118, se separa como 1-1-8. 2. Cada dígito se sustituye por el nombre latino sistemático, de acuerdo con la siguiente tabla: 1.
Dígito
Nombre
0
Nil
1
Un
2
Bi
3
Tri
4
Quad
5
Pent
6
Hex
7
Sept
8
Oct
9
Enn
En el ejemplo anterior, 118 nos conduce a un un oct. Se juntan las palabras latinas y se añade la terminación -ium (en castellano se admite -io). Cuando bi o tri se encuentran delante de -ium, la i se omite. Utilizando el ejemplo anterior, 118, se transforma en: ununoctium o ununoctio. 4. El símbolo del elemento lo constituye la primera letra de cada una de las partes del nombre latino, la primera de ellas en mayúscula. El símbolo del elemento ununoctio es uuo. 3.
II.
Las Reacciones Químicas y sus Ecuaciones A. Ley de Conservación de la Materia
Es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias naturales. Postula que la cantidad de materia antes y después de una transformación es siempre la misma. Es decir: la materia no se crea ni se destruye, se transforma. La materia, en ciencia, es el término general que se aplica a todo lo que ocupa espacio y posee los atributos de gravedad e inercia. También llamada la ley de conservación de la masa o ley de lomonósov-lavoisier en honor a sus creadores. Fue elaborada independientemente por mijaíl lomonósov en 1745 y por antoine lavoisier en 1785. Esta ley es fundamental para una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los métodos gravimétricos de la química analítica. Una salvedad que hay que tener en cuenta es la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí se modifica de forma sutil. En estos casos en la suma de masas hay que tener en cuenta la equivalencia entre masa y energía.
B. Balanceo de ecuaciones químicas Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción. A+bc+d Reactivos productos Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos los objetivos que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
C. Reacciones de óxido-reducción. Las reacciones de oxidación-reducción (redox) implican la transferencia de electrones entre especies químicas. Se llaman también reacciones de transferencia de electrones ya que la partícula que se intercambia es el electrón. En una reacción de oxidación-reducción tienen lugar dos procesos simultáneos, la oxidación y la reducción. La oxidación es el proceso en el cual una especie química pierde electrones y su número de oxidación aumenta. La reducción es el proceso en el cual una especie química gana electrones y su número de oxidación disminuye.
D. Balanceo por redox En una reacción de redox el agente oxidante acepta electrones (es el que se reduce) y el agente reductor suministra electrones (es el que se oxida). Para poder balancear por método de redox es importante recordar como determinar la cantidad de átomos de un elemento en un compuesto, así como determinar la cantidad de número de oxidación de cada elemento y conocer los pasos del método de redox. Procedimiento para el método de redox 1.- verificar que la ecuación este bien escrita y completa. 2.- colocar los números de oxidación en cada uno de los elementos. 3.- observar que números de oxidación cambiaron (un elemento se oxida y uno se reduce). 4.- escribir la diferencia de números de oxidación de un mismo elemento. 5.- multiplicar la diferencia de números de oxidación por los subíndices correspondientes de cada elemento. 6.- cruzar los resultados 7.- colocar los resultados como coeficientes en el lugar correspondiente. 8.-completar el balanceo por tanteo. 9.- verifica la cantidad de átomos en cada miembro de la ecuación.
10.-en caso de que todos los coeficientes sean divisibles se reducen a su mínima expresión.
F. Entalpía de reacción Definimos a una entalpía de reacción como el calor absorbido o desprendido en una reacción química cuando esta se transfiere a presión constante, es decir: ΔH = QP ΔH: entalpía de la reacción QP : calor transferido a presión constante El valor de la entalpía es distinto según a la presión y temperatura en que se lleve a cabo la reacción.
G. Entalpía de Formación La entalpía de formación es un tipo concreto de entalpía de reacción que recibe el nombre de entalpía de formación estándar o entalpía normal de formación si la reacción se lleva a cabo a 25ºC y a 1atm, que son las condiciones estándar en termoquímica así la entalpía normal o estándar de formación se representa por ΔHo.
H. Velocidad de reacción La velocidad de reacción se define como la cantidad de sustancia que reacciona por una unidad de tiempo. La velocidad de reacción no es constante. Cuando la concentración de reactivos es mayor, también es mayor la probabilidad de que se den choques entre las moléculas de reactivo, y la velocidad es mayor a medida que la reacción avanza, al ir disminuyendo la concentración de los reactivos, disminuye la probabilidad de los choques y con ellas la velocidad de reacción.