Quimica-Inorganica by jorge jimenez

1 SISTEMAS MATERIALES La materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio, tiene masa e impresiona los sentidos. Se denomina sistema material a toda porción del universo que se aísla para su estudio. Desde luego que dicha porción está constituida por materia. Ejemplos: si me interesan todas las partes de un árbol, incluyendo raíz, tallo, rama, hojas, ect; mi sistema material será toda la planta. En cambio, si sólo deseo estudiar las hojas, éstas serán mi sistema aislado. Es evidente que, para distinguirlos entre sí, los sistemas materiales deberán poseer ciertas características propias, llamadas propiedades. Estas se clasifican convenientemente en extensivas e intensivas.

PROPIEDADES DE LOS SIST. MATERIALES

EXTENSIVAS E INTENSIVAS

EXTENSIVAS: Son aquellas propiedades cuyo valor depende de la cantidad de materia considerada: a mayor cantidad de materia corresponde mayor valor de la propiedad extensiva. Ejemplos típicos son: MASA, PESO, VOLUMEN, LONGITUD, SUPERFICIE, CANTIDAD CALORICA. INTENSIVAS: Son aquellas cuya magnitud es independiente (no varía) de que su medición se realice sobre cantidades pequeñas o grandes de materia. Ejemplos: son la densidad, el punto de fusión, el punto de ebullición, las propiedades organolépticas (color, olor, sabor, dureza, aspereza, suavidad), calor especifico, índice de refracción, viscosidad. Ejemplo: el punto de ebullición del agua pura es de 100 ªC sin interesar que su medición se realice en 2 cm3 o 350 cm3 de agua. CLASIFICACIÓN DE LOS SISTEMAS MATERIALES Los sistemas materiales se clasifican en HOMOGÉNEOS Y HETEROGÉNEOS. Definimos un sistema homogéneo, cuando todos sus puntos poseen iguales propiedades intensivas. Ejemplos: agua pura, cloruro de sodio (sal común. Por su parte, en un sistema heterogéneo, las propiedades intensivas varían de un punto a otro del mismo, siendo dicha variación brusca. Se desprende de lo dicho que en un sistema heterogéneo habrá una o varias superficies de discontinuidad. Es el atravesar dichas superficie que las propiedades cambian. Ejemplos de sistemas heterogéneos: HIELO ACEITE

AGUA ARENA SUPERFICIE DE DISCONTINUIDAD

2 FASE: Cada uno de los subsistemas homogéneos que componen el sistema heterogéneo. Las fases están separadas una de otra por superficies de discontinuidad. En los ejemplos dados tenemos: a) la fase aceite está separada de la fase agua por diferencia de densidad; las propiedades en todo el seno del aceite se mantiene invariable; Lo propio ocurre con las propiedades del agua; sin embargo si medimos el punto de ebullición de una muestra extraída de la fase acuosa y luego hacemos lo propio con un poco de aceite (fase superior) ambas propiedades definirán nítidamente. b) tenemos aquí tres fases: el hielo (agua al estado sólido), el agua liquida y la arena. Las tres con propiedades intensivas diferentes, como por ejemplo el calor específico. Este se define como la cantidad de calor necesario para incrementar en 1°C la temperatura de un gramo de sistema. Para el hielo es de 0.5 cal/ °C gr y para el agua líquida es de 1 cal/ °C gr. Criterio de homogeneidad Un sistema puede ser homogéneo o heterogéneo dependiendo del criterio de apreciación empleado. Así, la leche aparece a simple vista como un sistema homogéneo. Sin embargo un microscopio común revela la presencia de glóbulos de grasa distinguibles del resto. De manera que para evitar confusiones se conviene en considerar homogéneo a un sistema cuando se presenta como tal. Tipos de sistemas homogéneos y heterogéneos a) HOMOGÉNEOS Una vez comprobada la homogeneidad del sistema, puede ocurrir que al intentar su fraccionamiento por métodos físicos se obtengan o no sistemas nuevos. Si todo intento de fraccionamiento fracasa, entonces nuestro sistema homogéneo es una sustancia pura. Si en cambio, un sistema homogéneo se puede, fraccionar en dos o más nuevos sistemas, entonces el sistema original será una mezcla homogénea o solución. Las dos o más fracciones que lo componían son, de acuerdo a lo explicado, sustancias puras. Ejemplo:

B (agua: sustancia pura) infraccionable

A (sistema homogéneo) Método fraccionable C (sal: cloruro de sodio. Sustancia pura) Infraccionable Decimos por lo tanto que el sistema A era una solución formada por agua y sal (desde luego, las propiedades intensivas de A, B y C son diferentes). Podríamos definir a una sustancia pura como aquel sistema homogéneo que posee composición definida y propiedades físicas constantes. Para comprender esta afirmación bastará decir que un sistema como el A del ejemplo anterior puede tener una proporción variable de sal y de agua, lo cual hará variar propiedades tales como la densidad. En cambio, la sustancia pura agua tendrá siempre el mismo valor de densidad y va a tener una composición (química) definida.

3 Por su parte las sustancias puras comprenden dos categorías: SIMPLES SUSTANCIA PURA COMPUESTAS SIMPLES: Son aquellas que no se pueden convertirse en otras sustancias más sencillas. COMPUESTAS: Son aquellas que pueden convertirse en sustancias simples. Las sustancias B y C del ejemplo anterior son ambas compuestas. El agua puede convertirse en hidrógeno y oxígeno; estas dos últimas son sustancias simples. Por su parte el cloruro de sodio puede descomponerse en cloro y sodio, ambas son simples. Otra manera de distinguir entre sustancias simples y compuestas es valiéndose del concepto de molécula. Molécula es la menor porción de una sustancia que puede existir en estado libre manteniendo las propiedades de la sustancia. Es por lo tanto la menor partícula representativa de una sustancia. A su vez las moléculas están formadas por asociación de diminutos corpúsculos denominados átomos. b) HETEROGÉNEOS Dentro de este tipo de sistema se puede presentar distintas categorías: 1- Sistemas heterogéneos formados por una sola sustancia pura. La condición que debe cumplir la sustancia dada es que se encuentren en estados de agregación diferentes. 2- Sistemas heterogéneos formados por más de una sustancia pura: son sistemas formados por sustancias que no tienen capacidad de formar soluciones. Ejemplos: granito, agua y limaduras de hierro, al no disolverse mutuamente, dan lugar a un sistema heterogéneo. A menudo este tipo de sistemas se lo llama mezcla. Existe una serie de sistemas especiales dentro de esta categoría, que tienen algo en común. Consiste en una fase continua, por lo general, más abundante, llamada fase dispersante y otra, dividida, distribuida en la primera, llamada fase discontinua o dispersante

Fase dispersante

Fase dispersa

Este tipo de sistemas se conoce con el nombre de dispersiones. De acuerdo al estado físico de los componentes de una dispersión podemos distinguir los siguientes casos: Liquido (fase dispersa) – gas (fase dispersante) ejemplo: niebla (gotas de agua dispersas en aire) sólido (fase dispersa) – líquido (fase dispersante) ejemplo: humo (partículas de carbón dispersa en aire) Gas (fase dispersa) – líquido (fase dispersante) ejemplo: espuma Aire disperso en solución jabonosa).

4 Líquido (fase dispersa) – líquido (fase dispersante): se llaman emulsiones; ejemplos: mayonesa, cremas, ungüentos medicinales. Sólido (fase dispersa) – líquido (fase dispersante): se llaman suspensiones; Ej.: tintas (negro de humo disperso en agua o alcohol); No existen dispersiones gas-gas, ya que cualquier mezcla de gases es homogénea. MÉTODOS DE SEPARACIÓN DE FASES DE SISTEMAS HETEROGÉNEOS Las fases (cada una homogénea por definición) constituyentes de un sistema heterogéneo pueden aislarse utilizando alguno de los siguientes métodos principales: DECANTACIÓN: Si un sistema está formado por dos fases líquidas de densidades apreciablemente diferentes, ambas pueden separarse por decantación; empleando una ampolla de decantación, se deja el sistema en reposo y luego, abriendo la llave de la ampolla, se procede a escurrir la fase inferior, reteniendo solo la superficie en la ampolla.

Fase menos densa Fase más densa

Llave o robinete

FILTRACIÓN: Si un sistema contiene una fase líquida y otra sólida (podría ser una suspensión) el sólido puede ser retenido por un elemento permeable (papel, algodón, ect.), llamado filtro, que sólo permite el pasaje del líquido debido al tamaño de sus poros (adecuado al tamaño de las partículas sólidas) CENTRIFUGACIÓN: Aplicable también a un sistema sólido –líquido consiste en acelerar el proceso de decantación mediante el empleo de una centrífuga, que trabaja aplicando una fuerza centrífuga varias veces superior a la gravedad. SUBLIMACIÓN: Permite separar mezclas sólidas heterogéneas en las cuales uno de los componentes pasa del estado sólido al gaseoso en forma directa. TAMIZACIÓN: Una mezcla sólida heterogénea que contiene partículas de diferente granulometría se hace pasar por tamices que poseen mallas tales que retienen los granos de mayor diámetro y dejan pasar los de menor dimensión. Se aplica a harinas, minerales y productos de molienda diversos. MÉTODOS DE FRACCIONAMIENTO DE SISTEMAS HOMOGÉNEOS Los componentes de una solución (sustancias puras) pueden aislarse por algunos de los siguientes procedimientos: a) EVAPORACIÓN: Permite separar un sólido de un líquido, eliminando este por calentamiento (el sólido, que no debe ser termo sensible, queda como residuo). Se emplea cuando el líquido no interesa recuperarlo. b) DESTILACIÓN: Permite separar soluciones de componentes líquidos o sólidos – líquidos. Consiste en hacer pasar los vapores, obtenidos por calentamiento, por un refrigerante (superficie fría) donde vuelven a convertirse en líquido (condensación), recogiendo el mismo en un recipiente adecuado. El método de destilación se emplea cuando se desean recuperar todos los componentes del sistema original.

5 1- DESTILACIÓN SIMPLE: Se emplea, por ejemplo, para separar un líquido de las sales disueltas en él. Así es posible obtener agua pura a partir de agua de mar. El fundamento es muy sencillo: si la solución es llevada a una temperatura adecuada, el agua se vaporiza, separándose de la sal disuelta en ella. Al condensar el vapor de agua, obtenemos nuevamente agua en estado líquido. 2- DESTILACIÓN FRACCIONADA: Se emplea para separar líquidos miscibles que tengan puntos de ebullición sensiblemente diferente. Si ello no ocurre, los vapores de los componentes más volátiles (de menor punto de ebullición) arrastran consigo a los de aquellos componentes menos volátiles (de mayor punto de ebullición) y éstos, a su vez, retienen a los primeros. El fraccionamiento resulta por lo tanto insatisfactorio. c) CRISTALIZACIÓN: Permite aislar una sustancia sólida disuelta en un determinado solvente, por enfriamiento. Si son varias las sustancias disueltas, se puede realizar lo que se llama una cristalización fraccionada. TRANFORMACIONES EN UN SISTEMA MATERIAL Un sistema material puede experimentar dos tipos de fenómenos (cambios): físicos y químicos. Los fenómenos físicos se caracterizan por ser reversibles y por que no alteran la naturaleza de la materia constituyente del sistema en cuestión. Esto significa que sufrido el cambio, el sistema puede ser llevado nuevamente a su situación inicial; por otra parte, el que no altere la naturaleza de la materia significa que ninguna sustancia se convierte en otra durante el proceso. Los fenómenos químicos o reacciones químicas son irreversibles y en ellos por lo menos una sustancia originalmente presente en el sistema se convierte en otra nueva. Ejemplos de fenómenos físicos: caída de los cuerpos, deformación de una barra, fusión del hielo. Ejemplos de fenómenos químicos: H2 (g)

+ O2 (g)

chispa Eléctrica

H2O (g)

Sistema inicial: mezcla de hidrógeno sistema final: se ha formado una nueva Y oxígeno gaseoso Sustancia: agua Los procesos químicos se describen mediante las ecuaciones químicas 2 H2 + O2 2 H2O Como vemos, es necesario agregar coeficientes delante de las formulas de las sustancias, para indicar que la cantidad total de cada elemento se conserva, independientemente de que esté formado parte de sustancias diferentes. ESTADO DE AGREGACIÓN DE LA MATERIA Los estados de agregación de la materia, sólido, líquido y gaseoso quedan claramente expuestos en el siguiente cuadro: ESTADO FORMA VOLUMEN FUERZAS INTERMOLECULARES PREDOMINANTES SÓLIDO PROPIA CONSTANTE ATRACTIVAS LÍQUIDO NO TIENE CONSTANTE (ESCASA ATRACTIVAS Y VARIACIÓN CO LA REPULSIVAS PRESIÓN) APROXIMADAMENTE IGUALES GASEOSO NO TIENE VARIABLE (MUY REPULSIVAS DEPENDIENTE DE LA PRESIÓN)

6 CAMBIOS DE ESTADO Los cambios de estado de agregación se muestran en el siguiente esquema: LICUACIÓN GASEOSO

LÍQUIDO VAPORIZACIÓN SOLIDIFICACIÓN

LÍQUIDO

SÓLIDO FUSIÓN VOLATILIZACIÓN

SÓLIDO

GASEOSO SUBLIMACIÓN

Los cambios de estado de agregación son típicos procesos de equilibrio (reversibles) de modo que lo que en un instante dado puede ser una fusión (por ejemplo conversión del hielo en agua líquida) puede pasar a ser una solidificación (agua líquida convirtiéndose en hielo) con solo invertir la dirección de transferencia de calor. Durante la fusión el hielo recibe calor; durante la solidificación se le quita calor al agua líquida. Con respecto al cambio de estado de líquido a gaseoso, se debe distinguir entre dos posibilidades: a) el pasaje de líquido a gas es solo parcial (superficial) y ocurre a cualquier temperatura: esto se denomina evaporación; b) el pasaje de líquido a gas ocurre en forma turbulenta y en todos los puntos de la masa líquida: esto se llama ebullición (se dice que el líquido hierve). LEYES DE LOS CAMBIOS DE ESTADO Los tres ínter conversiones que se ven en el esquema anterior tienen una característica en común: no sólo la temperatura de un cambio es la misma que la del cambio opuesto sino que mientras dura el cambio de estado dicha temperatura se mantiene constante. FUSIÓN: a) La temperatura de fusión (o solidificación) no varía prácticamente con las variaciones de presión. b) La temperatura de fusión se mantiene constante mientras dura el cambio de estado. EBULLICIÓN: a) La temperatura de ebullición varía notablemente con la presión. A mayor presión exterior, mayor temperatura de ebullición; a menor presión exterior, menor temperatura de ebullición. Ejemplo: a nivel de mar (P= 1 atm) la temperatura de ebullición del agua es de: 100 °C; en cambio en la sima del Everest la temperatura de ebullición es de: 71 °C. Debido a la presión reinante, que es mucho menor que 1 atm. b) la temperatura de ebullición se mantiene constante mientras dura el cambio de estado. SUBLIMACIÓN — VOLATILIZACIÓN: Similares leyes que para la ebullición. ACLARACIÓN: Supongamos que se mantiene una cierta masa de hielo; si comenzamos a entregarle calor notamos que empieza a fundir. Colocando un termómetro en el sistema formado por hielo—agua líquida, notamos que mientras hay algo de hielo sin fundir, la temperatura leída será O °C. Si se continúa dándole calor al resto del sistema. Solo después que haya fundido la última partícula de hielo podrá comenzar a ascender la temperatura del agua.

ESTRUCTURA DE LA MATERIA GRADO DE DIVISIÓN DE LA MATERIA. ELEMENTOS Tomemos un sistema formado por una sustancia simple, como el hierro. Ese sistema se puede dividir en dos trozos, y tomar uno solo de ellos. El nuevo sistema tiene una masa menor. Como antes de la operación (cortado del hierro) y después de ella, la sustancia es la misma, no hay cambio de sustancia y esta operación no es un fenómeno químico. Es un fenómeno físico. Al trozo de hierro pequeño se lo puede dividir, y así se tiene un trozo cada vez más pequeño. ¿Puede seguirse esta operación infinitas veces? Se pensó que si se repetía la operación, llegaría un momento en que se obtendría una partícula indivisible, que se llamó átomo. En el ejemplo se obtendría un átomo de hierro. Si se parte de otra sustancia simple, como el cloro se obtendría átomos de cloro, que son distintos a los átomos de hierro. De la misma forma, partiendo del hidrógeno se llegaría a átomos de hidrógeno. Se afirmó que los átomos se pueden unir entre sí, dando nuevas entidades, llamadas moléculas. Así, un átomo de hidrógeno (representado por ) se puede unir a un átomo de cloro (representado por

+ dando una molécula ( ). Esa molécula actúa como una unidad (ya no actúa el cloro separado del hidrógeno); Además tiene propiedades distintas a la de los átomos que la originaron. Es una molécula de cloruro de hidrógeno. Pero no solamente átomos distintos se pueden unir entre sí, sino que también átomos iguales:

+ Dos átomos de hidrógeno se unen para dar una molécula de hidrógeno. En forma similar 2 átomos de cloro se unen para formar una molécula de cloro. El número de átomos que se unen para dar una molécula, no siempre es dos. Esto depende de las propiedades de los átomos considerados. Los átomos de hidrógeno que hay en el agua, son los mismos átomos de hidrógeno que hay en el cloruro de hidrógeno, o en la sustancia simple hidrógeno (gas). Se dice que todas estas sustancias tienen al elemento hidrógeno. Cada elemento se representa por un símbolo. Así H representa al elemento hidrógeno. Por la definición dada, se puede decir que ese símbolo representa al átomo de hidrógeno. De igual forma, O representa al átomo de oxígeno. Cl representa al cloro. Si se quiere simbolizar a la sustancia simple hidrógeno está formado por dos átomos, se debe simbolizar: H2. El subíndice indica el número de átomos que forman la molécula. De igual forma, para representar a la molécula de cloro se coloca Cl 2. La molécula de oxígeno se representa: O2. La sustancia ozono O3. El número de átomos que forman la molécula de sustancia simple, se llama atomicidad. Las sustancias simples se clasifican según su atomicidad: Monoatómicas (1 átomo por molécula). Ej: K, Fe, Na, Ca. Sustancias Simples

Diatómicas (2 átomos por molécula). Ej: F2, Cl2, O2, H2, N2. Poliatómicas (3 o más átomos por molécula). Jed: O3, S4, S6, S8.

8 Son formas alotrópicas, o simplemente alótropos, las sustancias simples que difieren en su atomicidad. Así el O2 y O3 son alótropos. También S4, S6 y S8, son alótropos entre sí. CONSTITUCIÓN DEL ÁTOMO Numerosas experiencias realizadas sobre la materia, llevaron a determinar que el átomo se puede dividir en partículas menores, aunque estas partículas menores ya no tienen capacidad de combinación, como tienen los átomos. Las partículas en que se pueden dividir un átomo, se llaman partículas subatómicas. Las tres partículas fundamentales son el protón, neutrón y electrón. Las características de estas partículas se resumen en la siguiente tabla: SIMBOLO PROTÓN NEUTRON ELECTRON

CARGAS ELECTRICAS Positiva (+) Neutra (°) Negativa (-)

P+ N° e-

MASA 1.67258 x 10-24 1.67258 x 10-24 0.00091 x 10-24

De manera que, mientras la masa, del protón, es prácticamente igual a la masa del neutrón, los electrones casi no poseen masa. En cambio las cargas del protón y electrón son iguales, pero de signo contrario. En cada átomo hay una cantidad determinada de esas partículas. Naturalmente, como los átomos son eléctricamente neutros, debe existir en los mismos, igual número de protones que de electrones. En base a estas partículas, hay un conjunto de definiciones fundamentales para la química. NÚMERO ATÓMICO DE UN ELEMENTO Es el número de protones o de electrones que están presentes en un átomo neutro. El número atómico se representa con la letra Z. Así para el hidrógeno (H) el Z = 1. esto significa que el átomo de hidrógeno tiene un (1) protón y un (1) electrón. Para el oxígeno (O) el Z = 8. por lo tanto dicho átomo tiene ocho (8) protones y ocho (8) electrones. La importancia que tiene el número atómico, es que cada elemento se caracteriza por tener un número atómico fijo. NÚMERO MASICO O NÚMERO DE MASA Es la suma de protones y neutrones que están presentes en el átomo. Se simboliza con la letra A. Por ejemplo, el número de masa para el oxígeno es: A = 16. significa que la suma de protones y neutrones es 16. Para indicar un elemento, su número atómico y número de masa, se utiliza. Número de masa

E Número atómico

símbolo del elemento

23 Por ejemplo: Na significa que se trata del elemento sodio (Na), cuyo número de masa o número 11 másico es de 23, y el número atómico es 11. De acuerdo a las definiciones de A y Z, se puede ver que: Número de neutrones es = A - Z

9 En el ejemplo del sodio, el número de neutrones es: A – Z = n°

23 –11 = 12

1 Para el hidrógeno se tiene: H. Como A y Z son iguales a uno, resulta que el átomo de hidrógeno tiene 1 un protón y ningún neutrón. 2 Pero también hay átomos de hidrógeno que responden a H. 1 3 eso significa que hay un neutrón (A – Z). También existen átomos: H. Tiene 2 neutrones. 1 los tres tipos de átomos mencionados son del elemento hidrógeno (todos tienen Z = 1). Pero difieren en el número de neutrones. Se dice que los átomos son isótopos entre sí, cuando teniendo el mismo número atómico, poseen distinto número de masa. Los mencionados son isótopos entre sí. Isóbaros son átomos que teniendo el mismo número de masa, tiene diferente número atómicos. 3 3 Por ejemplo: He y H son isóbaros 2 1 En la naturaleza, los átomos de casi todos los elementos son una mezcla de los distintos isótopos. 1 2 3 Así en la naturaleza hay: H; H; H aunque el primero es el más abundante en la naturaleza. 1 1 1 2 2 en cada caso particular se le ha dado a cada isótopo un nombre distinto: H se lo llama deuterio D 1 1 3 3 y al H tritio T 1 1 ETRUCTUR DEL ÁTOMO La pregunta natural es: ¿cómo están las partículas mencionadas ( P+ ; °n ; e-) dentro del átomo? Básicamente, dentro del átomo hay una zona muy pequeña, que recibe el nombre de núcleo, que esta formado por neutrones y protones. A cierta distancia de ese núcleo hay zonas del espacio donde los electrones pasan la mayor parte del tiempo. A esas zonas se las llama orbitales. MODELO ATÓMICO DE BOHR Las teorías de BOHR se pueden resumir en: Los electrones giran en ciertas órbitas circulares. Mientras están en esas órbitas no ganan ni pierden energía. En cada órbita hay una energía definida. Cuando un electrón está en una órbita tiene la energía de esa órbita. Un electrón puede pasar de una órbita a la otra. Si está en una órbita de poca energía y pasa a otra de mayor energía, deberá absorber energía. En cambio, si pasa de una órbita de alta energía, a otra de menor energía, debe perder el exceso de energía que tenía. Con estos postulados, es fácil interpretar la absorción o emisión de energía (por ejemplo radiación. Si absorbe radiación: el electrón pasa a una órbita de mayor energía. Si emite radiación: el electrón pasa a una órbita de menor energía.

10 RESULTADOS GENERADOS DE LA TEORIA DE BOHR a) NÚMERO ―n‖: BOHR encontró que la energía de cada órbita era mayor cuanto más alejado del núcleo estaba. Así se puede hacer un esquema:

núcleo 1 2 3

El núcleo en el centro y las órbitas a su alrededor. Sé numerarlas órbitas comenzando por la más cercana al núcleo. Es la órbita 1, la que tiene menos energía. Al orden de la órbita se lo representa con la letra ―n‖. Así n = 3, significa la tercera órbita. Pero también ese valor de ―n‖ representa energía. Si se compara una órbita con n = 5 con otra n = 2, esta última por estar más cerca del núcleo tiene menos energía. Ese número ―n‖, se llama número cuántico principal. b) NÚMERO DE ELECTRONES POR ÓRBITA: BOHR, afirmo que cada órbita entraba como máximo un número de electrones que estaba dado por la formula 2 n 2. Así en la primer órbita (n = 1) entran 2 electrones. En la segunda (n =2) entran 8 electrones. En la tercera (n =3) entran 18 electrones. Por lo tanto, según BOHR, si un átomo tiene 20 electrones, la distribución debe ser: En la órbita n = 1 hay 2. restan 18. En la órbita n = 2 hay 8. con lo que restan ubicar 10. En la órbita n = 3 (que puede llegar a aceptar 18 electrones) se ubican los 10 restantes.

Como se verá luego, esto no es correcto. Poco a poco, estos hechos, fueron modificando las ideas de BOHR. Se sabe que en el último nivel con electrones no es posible encontrar más de ocho, por lo que si hacemos la distribución electrónica de un elemento como el 19 K aplicando la teoría de BOHR: 19

K= 2

—

1er orbita 2da orbita 3ra orbita 4ta orbita

11 Para el 20 Ca, sería 2 — 8 — 10 según BOHR, que modificamos quedando 2 — 8 — 8 — 2. Luego que el la cuarta órbita entraron 2 electrones se sigue completando la órbita anterior (3ra) hasta saturarla. CONCEPTO MODERNO DEL ÁTOMO Los electrones se encuentran la mayor parte del tiempo en ciertas zonas del átomo, zonas que se llaman orbitales. Por ese motivo se define como orbital a la zona del átomo donde hay gran posibilidad de encontrar al electrón. Dentro de un átomo hay diversos orbitales, cada uno con una energía determinada. Como hay orbitales que tienen la misma energía se ha definido: Subnivel: es el conjunto de orbitales de la misma energía. Nivel: es un conjunto de subniveles, de energías similares. Si se ordenan los niveles de acuerdo a su energía (promedio) creciente, se tiene que el primer nivel es el de menor energía, el 2do, de mayor, y así sucesivamente. Ese número que da el orden (1, 2, 3, ect.) se lo simboliza como ―n‖ y es el equivalente al n° ―n‖ del modelo de BOHR. Es necesario precisar cuántos subniveles tiene cada nivel, dentro de un átomo, como así también cuántos orbitales forman cada subnivel. Estudiando los distintos subniveles que hay en un átomo, se llega a que hay 4 tipos de subniveles. SUBNIVEL TIPO: (S). Son los que están formados por un solo orbital (que se llaman orbitales tipo ―S‖). SUBNIVEL TIPO: (P). Son los que están formados por tres (3) orbitales de igual energía (a cada uno Se los llama orbitales tipo ―P‖). SUBNIVEL TIPO: (D). Son los formados por cinco (5) orbitales de igual energía. SUBNIVEL TIPO: (F). Formados por siete (7) orbitales de igual energía. En el siguiente cuadro se resume la cantidad de subniveles y electrones por nivel En el siguiente cuadro se representa la cantidad máxima de electrones por nivel y subnivel. ORBITALES

SUBNIVEL

1 2

S S P S P D S P D F

N° MAX POR SUBNIVEL 2 2 6 2 6 10 2 6 10 14

N° MÁX POR NIVEL 2 8

Como se observa, por ejemplo, en el nivel 2 hay un subnivel tipo S y otro subnivel tipo P. Pero también hay subniveles del tipo S y del tipo P en los niveles que siguen (3, 4). Por lo tanto, si se quiere hablar de uno de ellos en particular debe indicarse en que nivel y subnivel se hallan. Así se habla del subnivel ―P‖ que se halla en el nivel 3.

12 DIAGRAMA DE ENERGÍA Consiste en colocar en el eje de energías. Cada orbital se representa por un segmento horizontal, que se coloca a la altura que corresponde en la escala de energía. Así se obtiene: ENERGÍA — — — — — 3d — — — 3p — 3s — — — 2p — 2s —1s Este diagrama resume todo lo dicho anteriormente: por ejemplo el nivel 3, está formado por 3 subniveles; el primero con 1 sólo orbital, el segundo con 2 orbitales. FORMAS DE LOS ORBITALES Los orbitales tienen formas que responden a un tipo. Así la forma del orbital tipo S es una esfera. Orbital tipo ―s‖

En cambio la forma de los orbitales de tipo ―p‖. Esta formado por 3 orbitales; y cada orbital se diferencian entre sí por su orientación en el espacio.

X X

Z Y Orbital PY

Z Y Orbital PX

Y Orbital PZ

13 SPIN DEL ELECTRÓN En forma sencilla se puede imaginar al electrón como una esfera con carga que gira sobre sí misma.

Existen 2 sentidos de giro. Cuando se habla de 2 electrones con el mismo spin, se refiere a 2 electrones que giran en sentidos iguales.

IGUAL SPIN

En cambio spines opuestos, significa giro en sentido contrario.

SECUENCIA DE ENERGÍA DE LOS ORBITALES REGLA DE LAS DIAGONALES La regla de las diagonales permite conocer el orden de orbitales según sus energías crecientes. Dicha regla establece que el orden de energía es según las flechas que se indican en el siguiente esquema. 1s 2s

De manera que el orbital de menor energía es el 1s. Luego le siguen: 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, ect.

14 DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA (CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA) La configuración electrónica del átomo, es la ubicación (detallada) de los electrones dentro de dichos átomos, en términos de niveles y subniveles de energía (o de orbitales). Por ejemplo, en el helio hay 2 electrones que se encuentran en el orbital de menor energía: 1s. Para expresar esto se escribe: 1 s2, donde el supraíndice representa en número de electrones que hay en dicho orbital. Si los electrones ocupan varios orbitales se escriben un orbital tras otro, indicando cuántos electrones hay en cada uno de ellos. Para saber en que orbitales se encuentran los electrones se siguen una serie de reglas (llamadas principios). PRINCIPIO DE MINIMA ENERGÍA Los electrones se encuentran, en forma estable, en los orbitales de menor energía posible. Ese átomo que tiene sus electrones con la mínima energía posible se dice que está en el estado fundamental. PRINCIPIO DE PAULI: (PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN) En cada orbital hay como máximo 2 electrones, teniendo esos electrones spines opuestos. Así en el orbital Px hay como máximo 2 electrones. Lo mismo en el Py y en el Pz. Eso significa que en los orbitales tipo ―P‖ (que son 3) entran hasta 6 electrones. Para cada tipo de orbitales, el número máximo de electrones es según la tabla. PRINCIPIO DE HUND (PRINCIPIO DE MÁXIMA EXPANSIÓN) Si hay 2 o más orbitales con la misma energía, los electrones se distribuyen de manera que ocupan la mayor cantidad de orbitales posibles. Por ejemplo: en el subnivel ―P‖ hay 3 orbitales (Px, Py, Pz) de la misma energía. Si hay electrones ubicados en el mismo subnivel se dan varias posibilidades. Se representa al electrón por una flecha, indicando que tiene uno u otro spin. E E E

———

(I)

———

(II)

— — — subnivel P

(III)

La posibilidad (III) queda descartada, por el principio de PAULI, ya que este esquema aparecen 2 electrones en el mismo orbital y con el mismo spin. Los esquemas I y II respetan el principio de PAULI. Pero mientras que en el caso I se ocupa un orbital, en el caso II se ocupan 2 orbitales. El principio de HUND dice que la distribución correcta es la II, que emplea más orbitales que la I En forma convencional al primer orbital dibujado se lo llama P x, al 2° Py, al 3° Pz. — — — Px Py Pz Para indicar que hay un electrón en Px y otro en Py se coloca P x1, Py1. Pero es de práctica común colocar P2 (sin distinguir un orbital P del otro).

Queda sobreentendido que al poner P , hay un electrón en uno de los P (Px) y el otro electrón en otro orbital P (Py). ELEMPLO DE APLICACIÓN DE LOS PRINCIPIOS Se quiere escribir la configuración electrónica del S16. Se tiene que ubicar 16 electrones. Para saber el orden de energía se emplea la regla de las diagonales. El primer orbital es el 1 s, y allí se ubican 2 electrones (1 s2). Quedan por ubicar 14 electrones. El siguiente en energía es el 2 s, donde se puede ubicar otros dos electrones (2 s 2). Quedan 12 electrones por ubicar. Continúan los orbitales 2 p. Como se mencionó hay 3 orbitales 2 p, por lo que en total se ubican 6 electrones (2 p6) quedando 6 electrones por ubicar. Continúa el 3 s con 2 electrones (3 s 2) restando 4 electrones. Esos 4 electrones se ubican en los orbitales 3 p (3 p4). Ahora se escriben todos los orbitales en el orden mencionado quedando 1 s2, 2 s2, 2 p6, 3 s2, 3 p4. Esta es la configuración electrónica del átomo de azufre. Cuando se coloca 3 p4 se sobreentiende que los electrones están repartidos en los 3 orbitales p, de tal forma que cumplen con los principios de PAULI y de HUND. COFIGURACIÓN ELECTRÓNICA DE IONES Cuando se considera al átomo neutro, se tiene igual número de protones que de electrones. Si se quita uno o más electrones del átomo queda una partícula positiva. La misma se llama ión positivo o catión. En cambio si se añaden electrones al átomo neutro se obtiene una partícula negativa, llamada ión negativo o anión. Dichos iones se simbolizan de acuerdo a: Iones positivos o cationes n: número de electrones quitados Símbolo del elemento

En+

(ósea carga con la que queda el ion).

Iones negativos n: número de electrones agregados Símbolo del elemento

n(es decir cargas negativas con que queda El ión).

Así Na+, significa catión sodio: al átomo de sodio (neutro) se le quitó un electrón, quedando el ión con una carga positiva. O2-: anión oxígeno. Átomo de oxígeno (neutro) se le agregan 2 electrones, quedando el ión con dos cargas negativas.

16 IMPORTANCIA DE LA DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA Las propiedades químicas están en relación con las distribuciones electrónicas. Las propiedades químicas de un átomo están en directa relación con los electrones más externos. Cuando se habla de electrones más externos se refiere a: I) electrones ubicados en los orbitales S y P que pertenecen al nivel ocupado de mayor energía ( es decir los de mayor valor de ―n‖) II) Electrones ubicados en orbitales D, que pertenecen al nivel anterior al último nivel ocupado (o sea a n –1). III) Electrones colocados en orbitales F, que pertenecen al antepenúltimo nivel ocupado (nivel n –2).

Los siguientes ejemplos se subrayan los que son considerados ―electrones externos‖. Mayor valor de ―n‖ 20 Ca: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2 38 Sr: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d10, 4p6, 5s2 22 Ti: 1s2, 2s2, 2p6, 3s2, 3p6, 4s2, 3d2

4 5 4.

Los átomos que representan el mismo número de electrones externos, distribuidos en los mismos tipos de orbitales, presentan propiedades químicas similares. Así en los casos como el Ca y el Sr se observan que ambos tienen 2 electrones, ubicados en el mismo tipo de orbital (tipo S). Ambos el Ca y el Sr tienen propiedades similares. TABLA PERIÓDICA INTODUCIÓN. Desde hacía mucho tiempo se había observado que ciertos elementos tenían propiedades similares entre sí. Desde entonces se buscó clasificar a los mismos, de manera que quedaran agrupados los elementos con propiedades parecidas. La primera clasificación fue la división entre metales y no metales. Los metales son casi todos sólidos a temperatura ambiente, tienen brillo, conducen la corriente eléctrica y el calor, son maleables, dúctiles y tienden a formar óxidos básicos. Los no metales presentan diversos estados físicos (sólido, líquido y gaseoso), en general son malos conductores del calor y la electricidad, no son dúctiles ni maleables, y forman óxidos ácidos. Luego se hicieron distintas clasificaciones, agrupando a los elementos con diversos criterios. Sin embargo la clasificación más completa se debe a D. MENDELEIEFF. LEY PERIÓDICA DE MENDELEIEFF Las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que varían con el peso atómico de una manera sistemática. En base a esto, ordenó a los elementos conocidos según su peso atómico creciente. Así se tenía, por ejemplo, Li, Be, B, C, N, O, F, Na, Mg, Al,.... Por otro lado encontró que las propiedades del Li eran similares a la del Na. Las del Be similares a las del Mg. En cambio, las propiedades del B son similares a las del Al. Por eso los colocó encolumnados: Li, Be, B, C, N, O, F Na, Mg, Al,……….

17 Por lo tanto los elementos que pertenecen a una misma columna, tienen propiedades similares. Para que los elementos quedaran bien encolumnados, MENDELEIEFF dejó lugares vacíos en la clasificación. Predijo que debían existir elementos que ocuparían esos lugares, cosa que luego se vio que era cierto, con el descubrimiento de nuevos elementos. Además tuvo que alterar el orden de ciertos elementos, colocados antes el que tenía peso atómico mayor, porque de lo contrario esos elementos quedaban en columna que no estaban de acuerdo con sus propiedades. Estas alteraciones del orden se conocen como: inversiones en la tabla. Las justificaciones de estas inversiones aparecieron cuando se terminaron los números atómicos de los elementos.

Estas determinaciones condujeron a: LA LEY DE MENDELEIEFF — MOSELEY: ―Las propiedades químicas (y algunas físicas) de los elementos son función periódica del número atómico‖. Al ordenar los elementos según sus números atómicos crecientes, no existen inversiones. DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA Cada columna (vertical) recibe el nombre de grupo (o formula) y cada fila horizontal período. Hay 7 períodos, numerados de 1 al 7. El número de elementos en cada período es: Período N° 1 2 3 4 5 6 7

N° de elementos 2 8 8 18 18 32 19

N° atómicos 1a2 3 a 10 11 a 18 19 a 36 37 a 54 55 a 86 87 a 105.

Los grupos pertenecen a varias categorías: Grupos principales o elementos representativos: Son 8 grupos IA, IIA, IIIA, IVA, VA, VIA, VIIA, VIIIA. Sin embargo el VIIIA se suele considerar una categoría aparte. Grupos de elementos de transición: (metales relacionados), que se encuentran en el centro de la tabla. Se numeran como: IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB, IIB. Elementos de transición interna: (metales similares), corresponden a los periodos 6 y 7 y se colocan usualmente debajo de la tabla, en un cuerpo aparte. Ubicación del hidrógeno El hidrógeno pertenece al primer período. Sin embargo, dada sus propiedades tan particulares es difícil ubicarlo en un grupo determinado. Si bien, en forma común, se coloca en el grupo IA, en las tablas modernas aparece en el primer período, pero en el centro de la tabla para indicar ese comportamiento peculiar.

n o m e ta le s

m e ta le s

g a se s in e r te s

Ubicación de metales y no metales

m e ta le s

Solo 15 elementos son considerados típicamente no metales. Por otro lado hay 6 gases inertes, que por sus características se lo considera un grupo aparte. El hidrógeno, como ya se indicó, también se lo considera a parte. Como se observa, salvo estos 22 elementos, los restantes son metales. Los metales que se encuentran en la zona central de la tabla, presentan algunas características similares a los no metales por lo que se ha dicho que son anfóteros. Clasificación periódica y configuración electrónica

g a se s in e r te s

Existe una relación inmediata entre la configuración electrónica de un elemento y su ubicación en la tabla periódica. 1- el número de órbitas con e- indica el número del período al que pertenece el elemento de la tabla. 2- Para elementos representativos, el número de grupo (A) coincide con el número de electrones de la última órbita. Ejemplo: para el oxígeno (O) que tiene la configuración 2 e6 e1ra órbita 2da órbita pertenece al segundo período por tener 2 órbitas con electrones y pertenece al grupo VIA por ser representativo y tener 6 electrones en el último nivel o capa. Para el cloro (Cl) que tiene la configuración: 2 e8 e7 eer da er 1 órbita 2 órbita 3 órbita Pertenece al 3er período y grupo VIIA. En base a esta distribución electrónica, se puede dividir la tabla en las zonas:

P D

19 La zona S y P se refiere a aquellos elementos, llamados representativos. La zona D corresponde a los elementos de transición y la zona F a los elementos de transición interna. Caso de los gases nobles. Estabilidad del átomo Al observar la configuración de los gases nobles, sustancias muy poco reactivas, se encuentra que responden a la configuración de 8 electrones en el último nivel. Dada la gran estabilidad de dicha configuración se enunció la regla del octeto: loa átomos con 8 electrones en el último nivel son muy estables. Los átomos que no tienen 8 electrones, mediante ganancias o perdidas de electrones, tienden a dar configuraciones con ese número de electrones en su último nivel. Así el cloro, en el último nivel tiene 7 electrones. Para completar el octeto tiende a ganar 1 electrón. Como ganó 1 electrón, ya no se tiene un átomo, sino un catión: Cl 1- (anión cloruro) En cambio el sodio tiene un electrón en el último nivel. Es difícil que gane 7 electrones para completar el octeto. En cambio si pierde ese electrón de la última capa, resulta el último nivel ocupado es el 2, con 8 electrones. Como perdió 1 electrón, la especie es el catión sodio Na 1+. Esta regla del octeto es de gran utilidad para conocer que tipo de especie tienden a dar los átomos, y está directamente vinculado con el capitulo de uniones químicas. Caso especial de elemento y especies con un solo nivel En el primer solo se pueden ubicar 2 electrones. Así el helio (He) gas noble es muy estable, y no cumple la regla del octeto. Lo que sucede es que ya con 2 electrones el nivel está completo. Luego el primer nivel es estable habiendo 2 electrones. Por ejemplo, si se considera el litio (Li), si pierde un electrón queda Li + solo tiene el primer nivel, y con dos electrones logró la estabilidad (último nivel completo). Todo lo anterior se resume diciendo: cada átomo tiende a adoptar la configuración del gas noble de número atómico más cercano a dicho átomo. Así para el berilio, el gas inerte de número atómico más cercano es el helio, por lo que tiende a adoptar esa configuración perdiendo 2 electrones. En cambio el flúor, tiende a adoptar esa configuración del gas inerte, neón para lo cual debe ganar 1 electrón. Propiedades dentro de la tabla 1) Estados físicos He N

F Cl

Ne Ar Kr Xe Rn

Las sustancias gaseosas son: el grupo VIIIA, flúor, cloro, oxígeno, nitrógeno e hidrógeno. En cambio son líquidos: bromo, mercurio, galio.

20 Los restantes son sólidos. II) tipos de óxidos: Los óxidos se dividen en: a) óxidos ácidos b) óxidos básicos c) Óxidos anfóteros. Los primeros dan ácidos (con el agua); los segundos con agua dan hidróxidos. Los anfóteros actúan como ácidos y como básicos.

En la tabla periódica, los elementos que dan estos óxidos están ubicados:

A C ID O S B Á S IC O S ANFOTEROS

RADIOS ATÓMICOS: Si se considera a los átomos como esferas rígidas, el radio de dicha esfera se define como radio atómico. El tamaño del átomo está en relación directa con el número de niveles con electrones. A mayor cantidad de niveles mayor radio. Por consecuencia el radio aumenta con el período. - aumento del radio en los grupos

Aumento del radio en los períodos + +

Pero en un período se encuentra que esa disminución ocurre hasta el grupo VIIA al grupo VIIIA hay un aumento del radio. Las razones de estas variaciones son: cuando se pasa de un elemento al siguiente (dentro del mismo período) se aumenta en uno el número de protones en el núcleo y se añade un electrón al nivel respectivo.

21 Al aumentar el número de protones (+) y electrones (-), aumenta la fuerza de atracción, con lo que los electrones se acercan más al núcleo, disminuyendo el radio. Cuando se llega al grupo VIIIA, ya tienen 8 electrones en el último nivel. Eso crea una gran repulsión entre los electrones, que al rechazarse tienden a expandir al átomo; por ese motivo el radio del gas noble es mayor al del halógeno anterior. ENERGÍA DE IONIZACIÓN (POTENCIAL DE IONIZACIÓN) La energía de primera ionización es la energía que debe suministrarse a un átomo gaseoso en el estado fundamental, para arrancarle el electrón más externo. (El estado fundamental es el de mínima energía). Energía de segunda ionización es la energía necesaria para arrancar un electrón y así sucesivamente se puede hablar de 3°, 4°, ect ionización. Se puede ver, por ejemplo, que la energía de segunda ionización es mayor que la primera ionización. La razón es que la primera ionización se arranca un electrón de un átomo neutro, con lo que queda un catión. Al arrancarle un segundo electrón se debe de algo que ya es (+). Esto crea una atracción adicional que hace necesario el empleo de mayor energía. Generalmente se compara la variación de la energía de primera ionización en la tabla periódica. La tendencia de la variación es: AUMENTO

AUMENTO

La interpretación de esta variación es que el electrón que se elimina es el electrón del último nivel. En los primeros períodos los electrones se encuentran en niveles cercanos al núcleo (mayor atracción), mientras que en los últimos períodos (al estar más alejado del núcleo la atracción es menor). Por lo tanto se necesita menos energía (están menos atraídos), para eliminar el electrón del átomo de un elemento que se encuentra en los períodos superiores. Por otro lado si se comparan las energías de ionización de los elementos del mismo período; a medida que se pasa de un grupo a los siguientes aumenta el número de protones en el núcleo. Esto aumenta la fuerza de atracción sobre el electrón, que debe ganar más energía para poder ser eliminado. ELECTRONEGATIVIDAD: Es la medida de la tendencia de los átomos a ganar electrones. Existen diversas escalas de electronegatividades, siendo la más difundida la escala de PAULING, que es la que generalmente se encuentran en las tablas periódicas. La tendencia de la variación dentro de la tabla es:

AUMENTO DE LA ELECTRONEGATIVIDAD El elemento más electronegativo es el flúor (F). El menos electronegativo es el francio (Fr). En general se habla de electronegatividad como la inversa de la electropositividad: es decir es la medida del rechazo de electrones por parte del átomo. Por consecuencia, si el flúor es el más electronegativo (gran atracción) resultará el menos electropositivo (poco rechazo). A la inversa el francio (poca electronegatividad) es muy electropositivo. Luego la variación de la electronegatividad es: AUMENTO DE ELECTROPOSITIVIDAD

CARÁCTER METÁLICO: como el carácter metálico está relacionado con la facilidad con que los átomos forman cationes (cuándo más fácilmente forman cationes, más carácter metálico tiene) la variación sea: AUMENTO DEL CARÁCTER METÁLICO

UNIONES QUÍMICAS INTRODUCCIÓN Para describir a la molécula de una sustancia, primeramente se debe conocer que elementos la forman, y cuántos átomos del mismo la constituyen. Así en las moléculas sencillas, como cloruro de hidrógeno, se determinó que cada molécula está formada por un átomo de cloro y otro de hidrógeno, se escribe HCl. En cambio la molécula de amoníaco tiene un átomo de nitrógeno y 3 de hidrógeno, así se tiene NH 3. El segundo paso es estudiar que átomos están unidos entre sí. Por ejemplo: en el CH 4. ¿Hay uniones entre los átomos de hidrógeno entre sí, o son 4 átomos de hidrógeno unidos al mismo átomo de carbono? El desarrollo de la química llevó el concepto de número de oxidación (valencia), como la capacidad de unión. Cada elemento tiene una o varios números de oxidación característicos. Así el hidrógeno (que se toma como referencia) tiene número de oxidación 1 (uno). En cambio el oxígeno tiene número de oxidación 2 (dos). Cuando ambos se unen para dar agua se necesitan 2 hidrógenos por cada oxígeno, y se escribe así: H O H El segmento entre el H y el O, indica que estos átomos están unidos de alguna manera. El número de estos segmentos corresponde a los números de oxidación Así para el NH3 N

H H, del nitrógeno parten 3 segmentos (n° de oxidación 3) H de cada hidrógeno uno (n° de oxidación 1)

Con este tipo de planteo que fue determinado en cada molécula, aún las más complicadas, que átomos estaban unidos entre sí. Así en el agua oxigenada H2O2, si el oxígeno (O), tiene N° de oxidación 2 y el hidrógeno uno (1), se llega a la conclusión que debe responder a: O

Este planteo formal de las uniones químicas indica que átomos están unidos entre sí, pero nada indica sobre la naturaleza de la unión; por lo tanto tampoco indica si las uniones son las mismas en todos los compuestos o no.

23 Por ejemplo, en estos dos compuestos: O

H No se menciona si la unión entre el hidrógeno y el oxígeno es de la misma naturaleza que la unión que hay entre el calcio y el cloro. Esto conduce a la tercer etapa, que es determinar cual es la naturaleza de la unión química. TIPO DE UNIONES QUÍMICAS Un resultado inmediato fue que no siempre la unión química era de la misma naturaleza. Por sus características las uniones químicas se clasificaron en:

Uniones químicas

Iónicas ( o electrovalentes) Covalentes Metálicas

Cuando en una sustancia se presenta un solo tipo de estas uniones, dicha sustancia suele tener una serie de propiedades características. Las mismas se resumen a continuación:

Se presenta entre átomos de electronegatividades Punto de fusión y ebullición Conducción de la corriente eléctrica en estado sólido Conducción de la corriente eléctrica en estado líquido (fundido o en solución) Conducción del calor en estado sólido

IONICA Muy distintas

COVALENTE Grandes y similares

METALICA Pequeñas y similares

alto

bajo

Variable

UNIONES QUÍMICAS Al estudiar las propiedades de los distintos átomos, vimos que los gases nobles presentan una gran estabilidad. Excepto el helio los restantes gases inertes tienen 8 electrones en el nivel de valencia (último nivel). De aquí concluimos que las especies que tienen 8 electrones en su último nivel son muy estables. Cada elemento tiende a lograr una distribución electrónica igual a la del gas noble de número atómico más cercano. De esta forma, el cloro (Cl17) tenderá a adoptar una configuración electrónica igual al Ar 18 ( el más cercano). Pero para ello el Cl debe incorporar un electrón, quedando por lo tanto Cl -. De la misma forma, el O8 tenderá a adoptar la distribución electrónica del Ne10, para lo cual debe ganar 2 electrones, quedando O2-. En cambio el Na11: el gas inerte de número atómico más cercano es el Ne. Para adoptar esta última distribución electrónica debe perder un electrón con lo que queda Na +.

En forma similar el Ca20 pierde 2 electrones para dar Ca , de distribución electrónica igual al Ar18. En los ejemplos se han dado elementos con franca tendencia a ganar o a perder electrones. Esto permite hacer la siguiente consideración. La configuración electrónica del Cl17 es: ( Número de electrones del último nivel = a 7). Para el sodio Na11: (Último nivel 1 electrón). Por lo que se dijo anteriormente, el cloro tiende a ganar un electrón y el sodio tiende a perder 1 electrón. Cuando se pone en contacto el sodio pierde un electrón quedando: Na+ : (Último nivel: 8 electrones) Mientras el cloro toma ese electrón: Cl- : ( Último nivel: 8 electrones) Se indican las cargas respectivas que aparecen por esa transferencia de electrones: Cl- Na+ Así se forman los iones: catión y anión. Como ambos tienen cargas opuestas quedan atraídos entre sí. Se dice que hay uniones de tipo electroestáticas. Esta unión es la unión iónica. La unión iónica es la que se produce por atracción electroestática entre una espacie positiva (catión) y otra negativa (anión). En forma similar, para la unión entre calcio y cloro. El calcio (Ca) tiende a perder 2 electrones. Como cada cloro tiende a ganar 1 electrón, se necesitan dos átomos de cloro para captar los dos electrones del calcio. Queda así: CL-

Ca2+ Cl-

En forma sencilla, y general, las uniones iónicas se producen entre elementos que se encuentran en los grupos extremos de la tabla periódica. La razón es que para que se produzcan uniones iónicas un átomo debe atraer fuertemente los electrones (muy electronegativos) y el otro debe cederlo fácilmente ( poco electronegativo). De esta forma, puestos esos átomos en contacto, uno gana electrones y otro lo pierde. En los compuestos que tienen uniones iónicas se ha hecho un planteo, que se simplifica en el caso del NaCl. Al formarse CL-, atraerá hacia si a los cationes (Na+). Pero esa atracción es igual en cualquier dirección del espacio. Eso permite decir que cada Cl - queda rodeado por iones Na+. Na+ Na+

CL-

Na+

Na+ -

El CL atrae a todos los Na cercanos. A su vez cada Na+ atrae a todos los Cl- cercanos. ClCl-

Na+ Cl-

Cl-

25 En estado sólido quedan los iones alternados de la siguiente forma (naturalmente debe pensarse en una distribución en 3 dimensiones). Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

CL- Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cl-

Na+

Cl-

Se ve que el conjunto es eléctricamente neutro. Cada Na+ esta rodeado por el Cl- y cada Cl- por Na+ Tomando cualquier ión Cl-. ¿Con qué Na+ se halla unido?. En realidad atrae a todos los que lo rodean. No está unido a ninguno en particular. En ese sentido no se puede saber de una ―entidad‖ NaCl como molécula sino que hay un agregado iónico. Sin embargo, para todos los fines prácticos se puede considerar que la fórmula NaCl representa una molécula de cloruro de sodio, ya que esto no modifica para nada su aplicación general. CARACTERÍSTICAS DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Se llaman compuestos iónicos a aquellos, que presentan por lo menos una unión iónica. 1- Los compuestos con estas uniones tienen temperatura de fusión y ebullición elevados. Así por ejemplo el NaCl tiene punto de fusión de 800 °C. El punto de ebullición es de 1442 °C. La razones que durante el cambio de estado de estos compuestos iónicos, se necesita mucha energía para vencer las fuerzas de atracción entre los iones. 2- Suelen disolverse en solventes similares al agua. 3- Cuando están en estado líquido, por que se los fundió ose los disolvió en solventes como el agua, conducen la corriente eléctrica. UNIONES COVALENTES Es sabido que la sustancia cloro está formada por dos átomos de cloro (Cl2). Cada átomo tiene 7 electrones en el nivel de energía más externo, y ambos tienen a ganar 1 electrón para alcanzar el octeto. Pero este ejemplo no hay ninguna duda que un átomo no puede quitarle un electrón al otro, ya que ambos atraen a dichos electrones con igual fuerza (por ser átomos iguales, las electronegatividades son iguales). En caso se llega a esta situación: en la molécula de Cl 2, queda un par de electrones (2 e-) que pertenecen simultáneamente a ambos átomos. Cl *

* Cl

El par de electrones ( * *) colocado entre los dos cloros, es el que pertenece tanto a un cloro como al otro. El par de electrones se ha colocado tanto para un átomo, como para el otro, pues pertenece a ambos. Así quedaron los átomos unidos por un par electrónico común. La unión covalente es la que se produce por el compartir de pares de electrones. Cuando dos átomos comparten un par, donde cada átomo aportó un electrón, se dice que están unidos por una unión covalente común o unión covalente simple. Por ejemplo : NH3 el nitrógeno pertenece al grupo V A H N H H

26 Como se observa se ha producido 3 uniones covalentes, con 3 átomos de hidrógeno. Con ello el nitrógeno, quedo con 8 electrones en su último nivel. Cada par se formó por el aporte de un electrón del nitrógeno y un electrón del cada hidrógeno. TIPO DE UNIONES COVALENTES Se hacen diversas clasificaciones, de acuerdo a las características estudiadas. Así se tienen: (1) Puras Uniones covalentes (2) polares Al considerar la molécula Cl – Cl por ser ambos átomos iguales no hay duda que el par está igualmente compartido por ambos. En cambio si se considera el cloruro de hidrógeno (gaseoso) se tiene: Cl – H. Aquí el átomo de cloro atrae a los electrones con más fuerza que el hidrógeno. Esa diferencia de fuerzas de atracción (electronegatividad) no es tanta como para que el cloro la quite el electrón al hidrógeno. Sin embargo ese par de electrones se desplaza más hacia el cloro (que lo atrae más). De manera que al pasar de ser un par electrónico por ambos átomos, la ―pertenece‖ más al cloro que al hidrógeno (está más cerca del cloro que del hidrógeno). En ese sentido se puede decir que el átomo de cloro queda ―más negativo‖ que el hidrógeno (los electrones más cerca), lo que representa. -

Cl * ° H +

densidad de carga negativa densidad de carga positiva

Con ello solo significa que los electrones están más sobre el cloro que sobre el hidrógeno. Para medir ese desplazamiento de las cargas se define el momento dipolar ( ) como: = / -/ . d = / + / . d donde ―d‖ es la distancia entre los núcleos de los átomos en cuestión. Así es común representar:

Cl --- H Ello indica que el par de electrones está corrido hacia el cloro. A una unión donde el par de electrones pertenece más un átomo que a otro, se llama unión dipolar. Si el par es igualmente compartido por ambos átomos la unión en no polar. Ejemplos: Uniones no polares uniones polares Cl — Cl

H — Cl

H—H

H—O H

F—F

27 Como se observa en el ejemplo del agua, si hay más de una unión, se indica el desplazamiento de cada una de dichas uniones. II) Otra clasificación es:

simples

Uniones covalente

dobles triples

UNIONES SIMPLES: Entre ambos átomos hay solo un par de electrones compartidos. UNIONES DOBLES: Entre dos átomos hay dos pares de electrones compartidos. UNIONES TRIPLES: Hay tres pares de electrones compartidos entre dos átomos. Así la molécula SO. Ambos (azufre S y oxígeno O) pertenecen al grupo VI A ( 6 electrones en el último nivel de energía). Ambos deben adquirir 2 electrones para completar el octeto, pero además ambos atraen los electrones con fuerza similar; por este último motivo se forman uniones covalentes. Si se forma 1 unión covalente (1 par de electrones compartidos), no completan el octeto, faltándole a ambos adquirir un electrón. Si se forma el segundo par: ambos completan el octeto. En forma convencional se coloca: S=O (cada segmento representa 1 par de electrones) En este caso se formó una unión covalente doble. En cambio en la molécula de N2: como el nitrógeno pertenece al grupo V A tiene 5 electrones en el último nivel de energía, de manera que completan el octeto compartiendo 3 pares de electrones. N≡N Se trata de una unión covalente triple. Se llama longitud de enlace, o longitud de unión, a la distancia entre los núcleos de los átomos unidos. Se cumple entre dos átomos: Longitud de enlace simple

longitud del enlace doble

longitud del enlace triple

Así están unidos dos átomos A y B se tiene: A

B A

B A≡ B

III) Otra clasificación es: comunes Uniones covalentes Coordinadas o dativa Las uniones covalentes comunes son las que se producen por un par de electrones, donde cada átomo aportó un electrón. La unión coordinada o dativa es aquella donde el par de electrones que comparten dos átomos proviene de un solo átomo. Por ejemplo: SO2 S=O Unión covalente coordinada

28 O En el ejemplo hay, una unión covalente doble, y una unión covalente coordinada o dativa. Otro ejemplo es el: SO3 O S=O Hay dos uniones dativas, y una unión doble. Condición para la formación de uniones covalentes Como se indico, los 2 átomos unidos deben tener una electronegatividad apreciable y similar. Por ese motivo se da entre átomos cercanos en la tabla periódica, y en la parte típicamente no metálica. Si se emplea la escala de Pauling de electronegatividades, se considera que cuando dos elementos difieren en manos de 1.7 en sus electronegatividades, la unión en covalente. Naturalmente este criterio no es riguroso, sino orientativo. Ejemplos de la aplicación del mencionado criterio se dan en la siguiente tabla: Elemento I

Electroneg.

Elemento II

Electroneg.

F F Cl O Cl Cl O

4.0 4.0 3.0 3.5 3.0 3.0 3.5

F O H H Na Ca Ca

4.0 3.5 2.1 2.1 0.9 1.0 1.0

Resta de electroneg. 0.0 0.5 0.9 1.4 2.1 2.0 2.5

Tipo de unión entre I y II Covalente Covalente Covalente Covalente Iónico Iónico Iónico

Características de los compuestos covalentes Los compuestos covalentes tienen todas sus uniones covalentes. Las características generales son: IPoseen temperaturas de fusión y de ebullición bajos. IINo son, en general conductores de la corriente eléctrica ni en estado sólido ni en estado líquido. A veces sus soluciones en agua conducen la corriente eléctrica, pero eso es debido a que al disolverse en agua ocurre una reacción química. IIIPor lo general no conducen el calor. UNIÓN METÁLICA Como su nombre lo indica, se presenta en los metales. En ellos la electronegatividad es baja (poca tendencia a atraer los electrones) El ejemplo típico es el sodio metálico Este metal alcalino tiene 1 electrón en su último nivel de energía, que tiende a perderlo para lograr quedarse con el nivel anterior con 8 electrones. Pero si el sistema solo hay átomos de sodio, no existe especie capaz de aceptar ese electrón. En este caso queda una estructura del siguiente tipo: Electrón de unión

29 Cada electrón de unión no pertenece a un solo átomo, sino que es compartido por todos los átomos del sólido. Es decir que los electrones están en ―movimiento‖ circulando a través de los distintos átomos. Esto fue descripto por Fermi, como cationes Na+ sumergidos en un mar de electrones en movimiento. Característica de los compuestos con uniones metálicas La fundamental, y que la distingue de las demás uniones, es que en estado sólido conducen la corriente eléctrica y también son buenos conductores del calor. Uniones intermoleculares: Las moléculas de las sustancias pueden quedar unidas entre sí por fuerzas que se llaman uniones intermoleculares. Las fuerzas, conque quedan unidas esas moléculas, son siempre menores que las fuerzas que unen a los átomos en una molécula. Dichas uniones intermoleculares se pueden dividir en:

IIIII-

Uniones intermoleculares

uniones por dipolos permanente fuerzas de VAN der WAALS. Unión por puente de hidrógeno

(Algunos autores consideran que el tipo de unión III es un caso particular del tipo I. Otros llaman de VAN der WAALS a todas). Unión por dipolos permanentes Si se considera a la molécula S = O, siendo el oxígeno más electronegativo atrae más los electrones de las uniones hacia si. Queda: μ o bien δ+ δS=O S = O La molécula puede quedar representada como:

δ+

δ-

Esa molécula tiene un extremo positivo, y el otro negativo. Se dice que esa molécula es dipolar, o bien que es un dipolo permanente. El extremo negativo de una molécula de SO atraerá el extremo positivo de otra molécula vecina de SO δ+

δ-

δ+

δ-

δ+

δ-

δ+

δ-

De esta manera entre molécula y molécula hay una atracción de tipo eléctrico. Esta es la unión dipolo— dipolo, o simplemente unión por dipolos. Se debe tener en cuenta que en el caso de moléculas con más de dos átomos, es de importancia fundamental la geometría de dicha molécula. Así en el caso de la molécula de Cl2S la geometría es: S

Cl Cl Siendo el cloro más electronegativo se tiene los extremos negativos son los átomos de cloro, mientras que el extremo positivo es el azufre.

30 Por lo tanto la unión dipolo es: Cl δ-

Cl δ-

S δ+

Cl δ-

En cambio en el BeCl2, se tiene que la geometría es lineal: μ Cl

μ Be

Los desplazamientos de electrones en una dirección (hacia uno de los átomos de cloro) queda compensado por el desplazamiento de electrones hacia el otro átomo de cloro (como indica el esquema). Por lo tanto no hay desplazamiento neto. La molécula no es polar en un conjunto, y por lo tanto no presenta la unión dipolos. Toda molécula cuya forma responda a una figura o cuerpo regular, no es polar. II FUERZAS DE VAN DER WAALS Si se consideran moléculas no polares, se observa que igual hay atracción entre ellas. El motivo se comprende considerando un caso sencillo. Sea las moléculas de un gas noble (monoatómico). Los electrones están en continuo movimiento. Por lo tanto en algún momento hay más acumulación de electrones en una zona que en otra.

Acumulación transitoria de electrones (zona negativa)

Esa zona (donde hay varios electrones cercanos, y por lo tanto es una zona negativa) rechaza loa electrones de un átomo vecino. El resultado de esto es que los electrones del átomo vecino se acumulan en la parte opuesta, como lo indica el esquema:

Zona de rechazo Acumulación de Electrones en la Parte opuesta.

31 Ahora bien: el átomo que tiene acumulado electrones en una zona presenta un extremo negativo y otro positivo: δ+

se puede representar δ–

zona negativa De manera que los átomos del esquema anterior quedan representados por:

δ+

δ-

δ+

δ-

Con lo cual se produce una atracción entre átomo y átomo. La diferencia con el caso I (por dipolos permanentes) es que los electrones siguen fluctuando con lo cual ese dipolo en el instante ya no existe. Pero en su lugar aparece otro. Como resultado los átomos (o las moléculas) quedan unidos por fuerzas instantáneas que aparecen y desaparecen. Dichas fuerzas fueron llamadas fuerzas de VAN der WAALS. Siempre son las fuerzas débiles. III. UNIÓN POR PUENTE HIDRÓGENO Si se considera el caso de la molécula de agua: .. .O: . H

Pares electrónicos libres

Cada molécula de agua tiene hidrógenos (parte positiva) y oxígeno, que en su último nivel poseen electrones que no comparte con el hidrógeno. Esos electrones se llaman pares electrónicos libres (o sin compartir). Luego hay una atracción entre los hidrógenos (positivos) de una molécula de agua, y los pares electrónicos libres (negativos) de otra molécula vecina: H

O H

Por lo tanto ambas moléculas quedan atraídas (unidas). A esta unión se la llama unión puente hidrógeno. Ellas son relativamente fuertes. Para que ocurra la unión por puente de hidrógeno deben cumplirse tres condiciones: 1) Las moléculas deben poseer hidrógeno. 2) Uno de los átomos unidos al hidrógeno debe tener pares electrónicos libres. 3) Uno de los átomos unidos al hidrógeno debe ser suficientemente electronegativo, como para que el hidrógeno quede positivo.

32 En el cuadro se dan diversos ejemplos: MOLÉCULA PRESENTA UNIÓN PUENTE DE HIDRÓGENO HF SI NH3 SI H2O SI CH4 NO SeH2 PRÁCTICAMENTE NO

COMENTARIOS

No hay pares electrónicos libres El Se no es demasiado electronegativo

INFLUENCIA DE LAS UNIONES INTERPARTÍCULAS SOBRE LAS PROPIEDADES FÍSICAS Fundamentalmente afectan a las temperaturas de fusión y de ebullición. De esta forma: cuanto mayor es la fuerza que une a las moléculas entre sí, más elevado es el punto de ebullición y de fusión. Por ejemplo, se pueden comparar el CH4 y el H2O. El CH4 es simétrico, no presenta unión por dipolos. No tiene pares libres, luego no presenta unión por puente hidrógeno. Solo las fuerzas de VAN der WAALS mantienen unidas las moléculas de CH4. El punto de ebullición del mismo está alrededor de los –180 °C. El agua, en cambio, tiene unión por puente de hidrógeno (que es bastante fuerte). Su temperatura de ebullición es de 100 °C. También influyen las uniones ínter partículas en la solubilidad. Si bien la situación es compleja, se puede observar que si entre la molécula de solvente y la del soluto se produce unión por puente de hidrógeno, hay una solubilidad grande. Por ejemplo, la solubilidad de NH3 en agua es grande. Esto se atribuye a la formación de uniones:

H Esto hace que quede un sistema homogéneo (solución). En cambio el CH4 es poco soluble en agua, ya que no tiene tendencia a formar punte de hidrógeno, y como no es polar por ser simétrico no es atraído por el agua (que si es dipolo), por lo tanto el CH4 no se disuelve en agua.

REACCIONES INORGÁNICAS NOMENCLATURA DE SUSTANCIAS INOGÁNICAS Antes de referirnos a las principales sustancias inorgánicas y su nomenclatura recordemos algunos conceptos ya introducidos en la unidad anterior: elemento, sustancia simple y sustancia compuesta. Tanto las sustancias simples como las compuestas se representan a través de su fórmula molecular. Sabiendo que cada tipo de átomo (elemento) se representa a su vez mediante un símbolo químico, la fórmula molecular indicará cuántos átomos de cada elemento integran la molécula de la sustancia. SÍMBOLOS QUÍMICOS ELEMENTO SÍMBOLO QUÍMICO OXÍGENO O HIDRÓGENO H NITRÓGENO N SODIO Na CLORO Cl CARBONO C COBRE Cu POTASIO K NEÓN Ne HIERRO Fe SUSTANCIAS SIMPLES NOMBRE FORMULA MOLEC. OXÍGENO O2 OZONO O3 CLORO Cl2 NITRÓGENO N2 GRAFITO C FLUOR F2 FÓSFORO P BROMO Br2 YODO I2 SODIO Na HIERRO Fe

COMPUESTAS NOMBRE FORMULA MOLEC. AGUA H2O AGUA OXIGENADA H2O2 CLORURO DE SODIO NaCl ÁCIDO SULFÚRICO H2SO4 ÁCIDO NITROSO HNO2 ÁCIDO FLUORHÍDRI HF CLORATO FÉRRICO Fe(ClO3)3 GLUCOSA* C6H12O6 BENCENO* C6H6 UREA* CH4N2O

De los ejemplos dados, los marcados con asterisco corresponden a sustancias orgánicas. Entonces, la formula H2SO4 del ácido sulfúrico indicará que la molécula de dicha sustancia está formada por 2 átomos de hidrógeno, 1 de azufre y 4 de oxígeno. NOCIÓN ELEMENTAL DE NÚMERO DE OXIDACIÓN Como hemos visto la fórmula molecular nos indica la clase y cantidad de átomos de cada elemento presentes en una sustancia, pero no cómo están conectados dichos átomos. Se observó una regularidad en las fórmulas moleculares de varias sustancias que contienen hidrógeno: HCl Cloruro de hidrógeno

H2O

NH3

CH4

agua

amoníaco

metano

34 En todos los casos se ve que el número de átomos de hidrógeno es igual o mayor al de los átomos de los otros elementos. Concluimos que: a) Entre el cloro y el hidrógeno hay igual capacidad de combinación. b) la capacidad de combinarse del oxígeno, nitrógeno y carbono es, en esos casos, el doble, triple y cuádruplo de la del hidrógeno, respectivamente. Por lo tanto llamamos: NÚMERO DE OXIDACIÓN: A la capacidad de combinación de un elemento con respecto al hidrógeno, el cual se toma como unidad. En esos casos los números de oxidación son, por lo tanto, H1, O2, N3, C4. Vemos que los respectivos números de oxidación se han indicado por medio de supraíndices. Los valores entre los cuales oscilan los números de oxidación son 1 y 7; por ende, tendremos tri, penta, hexa ect. Otro factor importante para tener en cuenta es que un mismo elemento pude actuar con diferentes números de oxidación, dependiendo del compuesto de que se trate. ESQUEMA GENERAL DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS Y SU OBTENCIÓN

ELEMENTOS

NO METALES

METALES

+ OXÍGENO

+ OXIGENO

OXIDOS ACIDOS (O ANHÍDRIDOS)

OXIDOS BASICOS

+ AGUA

OXÓACIDOS

HIDROXIDOS

SALES O OXOSALES + AGUA (SALES OXIGENADAS) ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------------ELEMENTOS NO METALES + Hidrógeno

HIDRÁCIDOS Ej: ácido clorhídrico ( HCl )

HIDRÁCIDO + HIDROXIDO HCl + Na(OH)

METALES + Hidrógeno

HIDRUROS Ej: hidruro de sodio ( NaH )

SAL ( NO OXIGENADA) + AGUA NaCL + H2O

35 Veremos a continuación con cierto detalle la obtención, nomenclatura y propiedades generales de las sustancias presentes en el esquema anterior. OXIDOS BÁSICOS

Resultan de la combinación de los metales con el oxígeno: METAL + OXÍGENO ÓXIDO BÁSICO Toda reacción química se representa por la correspondiente ecuación química. Las sustancias que aparecen a la izquierda de la flecha se llaman reactivos (son las que reaccionan), mientras que las que se forman (a la derecha de la flecha) se denominan productos. Ejemplo: 2 Ca + O2 2 CaO Dado que a ambos lados de la flecha debe haber igual número de átomos de cada elemento, la ecuación debe estar equilibrada (o igualada), cosa que se consigue por medio de los llamados coeficientes estequiométricos, antepuestos a las fórmulas de las sustancias. Retomando el tema de formación de óxidos básicos, consideremos las siguientes reglas generales para obtener la ecuación química equilibrada: 1- Escribir los reactivos a la izquierda de la flecha, teniendo en cuenta que los metales son monoatómicos (atomicidad =1) y que el oxígeno tiene atomicidad = 2 (O2). 2- Escribir la fórmula correcta del óxido de acuerdo al procedimiento que se verá más adelante. 3- Igualación: se comienza por el oxígeno. Se determina cuál es el mínimo común múltiplo entre el número de átomos de oxígeno a la derecha y el número de átomos de oxígeno a la izquierda de la flecha y mediante coeficientes antepuestos a las fórmulas, hacemos que ambos miembros haya igual cantidad de átomos de oxígeno. Completar luego con el otro elemento. PROCEDIMIENTO PARA OBTENER LA FÓRMULA DE UNA SUSTANCIA BINARIA (óxidos básicos, óxidos ácidos) CONOCIENDO EL NÚMERO DE OXIDACIÓN. Ejemplo: fórmula del óxido de magnesio actuando con número de oxidación 2 1234-

Se escriben los símbolos de los elementos participantes. MgO Se colocan como índice de cada uno el número de oxidación: Mg+2 O-2 La suma de los índices nos debe dar cero (O). La formula correcta del óxido de magnesio es la siguiente MgO.

Por lo tanto, la ecuación de obtención del óxido de magnesio es, ya igualada. 2 Mg + O2 2 MgO Otra manera de determinar la fórmula de un óxido es mediante su fórmula estructural o desarrollada. Esto indica como están unidos los átomos entre sí, además de la clase y cantidad de átomos presentes. Dicha fórmula desarrollada se obtiene de la siguiente manera: se escribe en primer término el elemento de mayor número de oxidación con tantos guiones como número de oxidación posea. Estos números de oxidación se saturan con átomos del otro elemento. Si sobran números de oxidación de este último se agrega un átomo del primero y los números de oxidación sobrantes de este vuelven a completarse con el segundo elemento, y así, sucesivamente. Ejemplo: óxido férrico (Fe con número de oxidación 3)

36 Fe

O O

O Fe O

Concluimos que la fórmula del óxido férrico debe ser Fe 2O3 NOMENCLATURA DE ÓXIDOS BÁSICOS Si el número de oxidación del metal es único (como los metales alcalinos y alcalinos térreos), se nombran de la siguiente manera: Na2O

óxido de sodio

CaO

óxido de calcio

Cuando existen dos números de oxidación posibles para el metal, los óxidos se nombran con la palabra óxido seguido del nombre del metal más el sufijo OSO (en caso del número de oxidación menor) o más el sufijo ICO, cuando actúa con el mayor número de oxidación. Ejemplos:

Cu2O Cuyo FeO Fe2O3

óxido cuproso o óxido de cobre (con N° de oxidación 1) óxido cúprico o óxido de cobre II (con N° de oxidación 2) óxido ferroso o óxido de hierro II (con N° de oxidación 2) óxido férrico o óxido de hierro III (con N° de oxidación 3)

ÓXIDOS ÁCIDOS (ANHÍDRIDOS) Resultan de la reacción entre algunos no metales y el oxígeno: NO METAL + OXÍGENO

ANHÍDRIDOS

Para igualar las ecuaciones de obtención de anhídridos se siguen las mismas reglas vistas a propósito de los óxidos básicos. Ejemplos: 2 N2 + 5 O2 2 N2O5 2S

+ 3 O2

2 SO3

NOMENCLATURA CLÁSICA Según la vieja nomenclatura se llamaban a estos óxidos ―anhídridos‖ seguidos del nombre del elemento terminado en OSO para el menor número de oxidación del no metal y terminando en ICO para el mayor (terminación ―ico‖ exclusivamente, cuando hay un solo número de oxidación). Ejemplos: S (IV) = SO2 anhídrido sulfuroso S (VI) = SO3 anhídrido sulfúrico N (III) = N2O3 anhídrido nitroso N (V) = N2O5 anhídrido nítrico C (IV) = CO2 anhídrido carbónico

37 Para los halógenos Cl, Br y I (el número de oxidación es 1, 3, 5, 7) se adoptaba la siguiente nomenclatura: I2O I2O3 I2O5 I2O7

ANHÍDRIDO HIPOYODOSO ANHÍDRIDO YODOSO ANHÍDRIDO YODICO ANHÍDRIDO PERIODICO

(n° de oxidación 1) (n° de oxidación 3) (n° de oxidación 5) (n° de oxidación 7)

NOMENCLATURA MODERNA DE ÓXIDOS BÁSICOS Y ÁCIDOS En el siguiente cuadro se resume la nomenclatura actual de óxidos: N° de oxidación

Fórmula general

E2 O

E2 O3

E O2

E2 O5

E O3

E2 O7

E O4

Nomenclatura iupac Monóxido de dielemento Monóxido de elemento Trióxido de dielemento Dióxido de elemento Pentóxido de dielemento Trióxido de elemento Heptóxido de dielemento Tetroxo de elemento

Nomenclatura Ejemplos numeral de stock Óxido de elemento Li2O; Na2O; Cl2O; Br2O Óxido del CaO; BaO; CuO; elemento II FeO Óxido del Al2O3; I2O3; elemento III Cr2O3; N2O3 CO2; SiO2; SO2; PbO2 Óxido del I2O5; N2O5; P2O5; elemento V Sb2O5 Óxido del SO3; CrO3; MnO3 elemento VI Óxido del I2O7; Mn2O7; elemento VII Cl2O7

CASOS ESPECIALES – ANFOTERISMO Existen ciertos elementos que pueden comportarse en algunos casos como metal y en otros casos como no-metal. Esta propiedad se conoce con el nombre de anfoterismo o carácter anfótero Consideremos como ejemplos el cromo (Cr) y el manganeso (Mn). CrO ( óxido de cromo II) Cromo (Cr) N° de oxidación metálicas Cr2O3 ( óxido de cromo III) Cromo (Cr) N° de oxidación no metálicas

CrO3 (óxido de cromo IV) MnO (óxido de manganeso II)

Manganeso (Mn) N° de oxidación metálicas MnO2 (óxido de manganeso IV) MnO3 (óxido de manganeso VI) Manganeso (Mn) N° de oxidación no metálicas Mn2O7 (óxido de manganeso VII)

38 Existen otros ejemplos de anfoterismo en los que, a diferencia del Cr y el Mn, el elemento correspondiente posee un número de oxidación único. HIDRÓXIDOS: FÓRMULA Y NOMENCLATURA

SE OBTIENE POR REACCIÓN ENTRE ÓXIDOS BÁSICOS Y AGUA. OXIDO BÁSICO + AGUA HIDRÓXIDO Su fórmula general es: Me (OH)n, donde n es el número de oxidación del metal correspondiente y los grupos OH se denominan oxidrilos (o hidroxilos). Ejemplos:

Fe (OH)2 Hidróxido ferroso.

Fe (OH)3

Na (OH)

Hidróxido férrico.

Hidróxido de sodio.

Para nombrarlos nos basamos en el nombre del óxido básico correspondiente. IGUALACIÓN DE LA REACCIÓN DE OBTENCIÓN DE HIDRÓXIDO: Ejemplo del caso del hidróxido férrico: 1- Se escriben los reactivos y el producto: Fe 2O3 + H2O

Fe(OH)3.

2- Se busca el mínimo común múltiplo para la cantidad de átomos del metal (en este caso 2). De modo que tendremos que colocar un coeficiente 2 precediendo al Fe(OH) 3. Fe2O3 + H2O

Fe(OH)3.

3- hacemos lo propio con el hidrógeno (hay 6 hidrógenos a la derecha de la flecha y 2 a la izquierda) el M. C. M. Es 6; por lo tanto habrá que colocar un 3 delante de H2O. Fe2O3 + 3 H2O

Fe(OH)3.

4- procediendo según lo indicado, también el O estará balanceado. Existe un hidróxido muy importante que no se forma por la reacción habitual: es el hidróxido de amonio. NH3 + H2O NH4OH ÁCIDOS En el esquema original de compuestos inorgánicos vimos que había dos clases de ácidos: los hidrácidos y los oxácidos.

HIDRÁCIDOS

Los forman algunos no metales, combinándose con hidrógeno. Esos no metales son, principalmente: F2, Cl2, Br2, I2, y S.

ÁCIDOS OXOÁCIDOS

Se obtienen por reacción entre un anhídrido y agua. Deben su nombre al hecho de contener oxígeno en sus moléculas.

HIDRÁCIDOS Los halógenos los forman según la ecuación general (n° de oxidación 1 para los halógenos). X2 + H2 EJEMPLO:

2 HX

+ H2

2 HF

El azufre ( n° de oxid.) Reacciona así: S + H2 H2S La nomenclatura se basa en el uso del sufijo, hídrico a continuación del nombre del elemento o la terminación uro en el elemento. Así tenemos: HF ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno HCl ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno HBr ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno HI ácido yodhídrico o yoduro de hidrógeno H2S ácido sulfúrico o sulfuro de hidrógeno. Rigurosamente, estas sustancias, al estado puro, son gases que debieran llamarse halogenuros de hidrógeno o sulfuro de hidrógeno, respectivamente. Según veremos más adelante, las propiedades de ácido solo surgen cuando se disuelven en un solvente como el agua. OXOÁCIDOS Se forman según: óxido ácido + agua oxácido (o anhídrido) Se llama de igual manera que el anhídrido precursor. Ejemplos: anhídrido sulfúrico dará ácido sulfúrico anhídrido hipocloroso dará ácido hipocloroso anhídrido fosforoso dará ácido fosforoso ECUACIÓN DE OBTENCIÓN DE OXOÁCIDOS Aunque no tiene fórmula general como los hidróxidos, su fórmula se obtiene por simple suma de átomos; si es posible, se simplifican los subíndices. Ejemplos: 1- Ácido carbónico ( a partir del anhídrido carbónico y agua) CO2 + H2O H2CO3 Subíndices no simplificables: esta es directamente la fórmula del ácido carbónico. 2- Ácido nitroso ( a partir del anhídrido nitroso y agua). N2O3 + H2O H2N2O4 2 HNO2 Esto no corresponde A las moléculas De ácidos nitrosos

ácido nitroso este coeficientes como siempre indica el n° de moléculas obtenidas.

CASOS ESPECIALES DE OXOÁCIDOS En algunas ocasiones los anhídridos no se limitan a reaccionar con una sola molécula de agua, dando lugar a varios posibles oxácidos de fórmulas y propiedades diferentes. Particularmente importantes son los casos del fósforo, arsénico, antimonio, bismuto, boro y silicio.

Los casos del fósforo, arsénico, antimonio y bismuto son todos similares, por lo cual ejemplificaremos con el fósforo ( N° de oxidación 3 y 5 ) Tomemos el anhídrido fosforoso ( n° de oxid. 3). P2O3 + P2O3 + P2O3 +

H2O 2 H2O 3 H2O

2 HPO2 ácido meta fosforoso H4P2O5 ácido piro fosforoso 2 H3PO3 ácido ortofosforoso

Como vemos, tres son las posibilidades: para mayor número de moléculas de agua se emplea el prefijo orto; para el mayor. El prefijo meta para el menor y piro para el intermedio. Para el anhídrido fosfórico tendremos: P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico P2O5 + 2 H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ácido ortofosforico Cuando el prefijo se omite, se sobreentiende que nos referimos al orto ácido correspondiente. Seis números como los vistos para el fósforo se obtienen en el caso del arsénico, antimonio y bismuto ( con iguales fórmulas y nomenclatura). CASO DEL BORO El número de oxidación del boro es 3, pero su anhídrido ( el B2O3) puede combinarse con una o tres moléculas de agua. B2O3 + H2O 2 HBO2 ácido metabórico B2O3 + 3 H2O 2 H3BO3 ácido ortobórico ( o bórico a secas) Aquí no tiene aplicación el prefijo piro CASO DEL SILICIO Elemento similar al carbono, sólo actúa con n° de oxidación 4, dando el SiO2, que a su vez genera dos oxácidos: SiO2 + H2O H2SiO3 ácido metasilícico SiO2 + 2 H2O H4SiO4 ácido ortosilícico No se emplea el prefijo piro pues no hay cantidad ―intermedia‖ de moléculas de agua. CASO DEL CROMO Como no metal, este elemento actúa sólo con número de oxidación 6, dando el CrO3 su oxácido normal, el ácido crómico. CrO3 + H2O H2CrO4 puede a su vez sufrir una reacción de deshidratación, generando el ácido dicrómico 2 H2CrO4 ácido crómico

H2Cr2O7 + ácido dicrómico

H2O

FORMULAS DESARROLLADAS DE OXÁCIDOS Es conveniente tener en cuenta algunas premisas básicas cuando se quiere escribir la fórmula desarrollada de un oxácido. En primer lugar los átomos de hidrógeno solo pueden estar unidos a átomos de oxígeno, lo que dará lugar a la presencia de una o varias agrupaciones, O – H ( según la cantidad de hidrógenos presentes). En segundo lugar, los números de oxidación libres de los átomos de oxígeno unidos al hidrógeno, se dirigirán al otro no-metal de la molécula. Finalmente, si los átomos de oxígeno exceden a los de hidrógeno, los oxígenos sobrantes solo estarán unidos al no-metal.

Ejemplos: a) ClOH b)

Cl—O—H O═ N ═ O │ O—H

HNO3

H3PO4 P ║ O

O—H O—H

ácidos hipocloroso. ácido nítrico

ácido ortofosfórico

O—H

H4P2O7 O—H O═P

O—H O

O═P

ácido pirofosfórico

O—H

O—H Como vemos, también están ―prohibidos‖ en el ejemplo a) las uniones P—P. HIDRUROS Son combinaciones binarias entre metales e hidrógeno. La fórmula general de obtención es la siguiente: 2 M + n H2 2 MHn (M un metal y n el n° de oxidación de M) Se nombran de manera análoga a los óxidos básicos. Ejemplos: H Na H3 Al

hidruro de sodio hidruro de aluminio

Obtención de hidruro de aluminio: 2 Al

+ 3 H2

2 H3 Al

UNIDAD IV REACCIONES INORGÁNICAS DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA – ELECTROLIITOS Las sustancias que, como los hidróxidos, los ácidos (tanto hidrácidos con oxácidos) y las sales (se verán con detalle más adelante) son capaces de separarse o fragmentarse en iones, y por lo tanto, conducir la corriente eléctrica, se denomina electrolitos. Los electrolitos pueden disociarse y conducir la corriente eléctrica de dos maneras diferentes: a) Al estado fundido (líquido), tal como ocurre con algunos hidróxidos y sales. b) Disueltos en un solvente adecuado (comúnmente el agua): este es el caso más frecuente.

42 De hecho el electrolito más conocido es el agua, ya que esta sustancia, comúnmente utilizada como solvente para otros electrolitos, sufre esa fragmentación, conocida con el nombre de ionización o disociación: H2O H+ + OH(Más adelante aclararemos que este proceso es cuantitativamente poco importante en el agua ya que sólo una minoría de moléculas sufre disociación) Analizando la ecuación de disociación del agua observamos que se han formado iones positivos (cationes) H+ y también iones negativos (aniones) OH-. Son los iones hidrógeno y oxidrilo, respectivamente. También se verifica que a partir de una molécula neutra se ha obtenido dos clases de iones cuyas cargas, sumadas, dan cero (la misma carga de la molécula neutra). Esto es aplicable a cualquier disociación y se llama principio de electro neutralidad. IONIZACIÓN DE HIDRÓXIDO Un hidróxido disuelto en agua sufre una disociación de tal manera que uno, varios o todos sus grupos OH se separan en forma de iones OH-. a) Ionización total: se produce tantos iones OH- como tenga la molécula y el catión metálico correspondiente, con carga igual a su número de oxidación. Ejemplos: Na (OH) OH- + Na (ion sodio o catión sodio) Fe (OH)2 OH- + Fe2+ (ión ferroso) Fe (OH)3 OH- + Fe3+ (ión férrico) NH4OH OH- + NH4+ (ión amonio) Como se aprecia en los ejemplos, los cationes reciben el nombre del hidróxido del que provienen. b) Ionización parcial: si el hidróxido posee dos o más oxhidrilos en la molécula, la disociación pude ser tal que sólo parte de los mismos se separen como iones (esto depende de factores que se verán más adelante). Ejemplos: Al (OH)3 OH- + Al (OH)2+ 1 Al (OH)3 OH- + Al (OH)2+ 2 Como se ve en el caso 1 el hidróxido de aluminio da a lugar a un oxidrilo y un catión aluminio dibásico (con dibásico indicamos que el átomo aluminio ha retenido dos grupos OH -). En el caso 2 se forman dos iones OH- y un catión aluminio monobásico, con carga 2+ para compensar la carga 2- llevada por ambos oxidrilos. IONIZACIÓN DE ÁCIDOS Un ácido (oxácido o hidrácido) disuelto en agua sufre una disociación de modo que uno, varios o todos sus átomos de hidrógeno se liberan en forma de iones H+. a) ionización total: se produce tantos iones H+ como átomos de hidrógeno posee la molécula del ácido, y el anión correspondiente, con carga negativa igual al número de iones H+ producidos. El anión formado recibe el nombre del ácido, cambiando los sufijos de acuerdo al siguiente cuadro: ÁCIDOS HIDRÁCIDOS OXÁCIDOS

SUFIJO DEL ÁCIDO - HIDRICO - OSO - ICO

EJEMPLOS: Ácido bromhídrico

HBr

H+ + Br- Anión bromuro

Ácido sulfhídrico

H2S

2 H+ + S2- Anión sulfuro

Ácido sulfuroso

H2SO3

2 H+ + SO32- Anión sulfito

SUFIJO ANIÓN - URO - ITO - ATO

Ácido sulfúrico

H2SO4

+ SO4 Anión sulfato

Ácido periódico HIO4 H+ + IO4 Anión peryodato c) IONIZACIÓN PARCIAL: Si un ácido posee dos o más átomos de hidrógeno en la molécula (ácido poliprótico) se podrán formar aniones donde aún se retengan átomos de H, tal como se ve en los siguientes ejemplos: Ácido carbónico

H2CO3

H+ + HCO3- Anión carbonato ácido o bicarbonato

Ácido sulfuroso

H2SO3

2 H+ + SO32- Anión sulfito ácido o bisulfito

H2S

H+ + HS- Anión sulfuro ácido o bisulfuro

Ácido sulfhídrico

Para los ácidos dipróticos (con 2 hidrógenos en la molécula) la nomenclatura del anión se obtiene anteponiendo el prefijo bi al nombre del anión común. Si el ácido posee más de 2 hidrógenos en la molécula, se emplea la nomenclatura consistente en agregar la palabra diácido, triácido, ect. , al nombre común del anión (observar también la sinonimia carbonato ácido — carbonato monoácido = bicarbonato Ejemplos: H3PO4 H+ + H2PO4- (orto) fosfato diácido H3PO4

2 H+ + HPO4-2 (orto) fosfato mono ácido

H4P2O7 H+ + H3P2O7 pirofosfato triácido Nota: para evitar confusiones en el uso de los prefijos bi y di, se prefiere para los ácidos crómico y dicrómicos usar el termino monoácido para su disociación parcial: H2CrO4 H2Cr2O7

H+ H+

HCrO4- Cromato ácido + HCr2O7- dicromato ácido

TEORIA ÁCIDO — BASE Diversos investigadores han intentado describir y definir los conceptos de ácido y de base. Se han propuesto varias teorías, entre las cuales se destacan dos: la teoría de ARRHENIUS y la de BRONSTED – LOWRY. TEORÍA ÁCIDO — BASE DE ARRHENIUS Según ARRHENIUS, ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce, al disociarse, iones hidrógeno (H+). Por su parte, una base es toda sustancia que genera por disociación en solución acuosa, iones oxhidrilos (OH). Así los hidróxidos serían base y los hidrácidos y oxácidos, son ácidos según ARRHINIUS. de acuerdo a su disociación, el agua funcionaria como ácido (libera H+) y como base (produce también OH-) Según ARRHENIUS, ácido es toda sustancia que en solución acuosa produce, al disociarse, iones hidrógeno (H+). Por su parte, una base es toda sustancia que genere por disociación en solución acuosa, iones oxhidrilos (OH-). Así, los hidróxidos serían bases y los hidrácidos y oxácidos según ARRHENIUS. De acuerdo a su disociación, el agua funcionaria como ácido (libera H+) y como base (produce también OH-)

TEORÍA ÁCIDO — BASE DE BRONSTED – LOWRY Representa un importante avance con respecto a la teoría de ARRHENIUS ya que independiza los conceptos de ácido y de base de la presencia del solvente agua. Según esta teoría se define: ácido es toda sustancia capaz de ceder iones H+ y base es toda sustancia capaz de captar o recibir iones H+. como vemos, no se mencionan en esta teoría los iones OH-, jugando un rol preponderante los iones H+. estos son, por lo tanto, las partículas clave en toda reacción ácido – base. CONCEPTO DE PARES CONJUGADOS Según la teoría de BRONSTEND – LOWRY, para que ocurra una reacción ácido – base, se deben ponerse en contacto un ácido y una base, es decir dos sustancias con tendencias opuestas: la primera, a ceder H+ y la otra a tomarlos. Podríamos representar este proceso mediante la ecuación: AH

A- + BH+

+ B

Como vemos, aquí AH es el ácido (cede los H+ a B) y B es la base (recibe los iones H+ de AH). Al mismo tiempo, es fácil advertir que la sustancia A- sólo difiere de AH en unión H+; la misma diferencia se advierte entre B y BH+. Cuando dos sustancias difieren entre sí sólo en un H+, se dice que constituyen un par conjugado Todo par conjugado posee un ácido conjugado y una base conjugada. En nuestro ejemplo es: Par conjugado AH Ácido 1

+ B base 2

A- + BH+ base conjugada 1 ácido conjugada 2

Par conjugado Un ejemplo concreto y sencillo lo tenemos en la simple disociación del ácido clorhídrico. ¿Quién funciona en este caso como base? El agua (el solvente en este caso): HCl Ácido (cede H+)

H2O base (recibe H+)

Cl-

ión cloruro (base conjugada del HCl)

H3O+ ión hidronio (ácido conjugado del agua)

En verdad los iones H+ nunca existen como especies libres en solución. Cuando el agua es el solvente se forma la especie H3O+ (ión hidronio), a la que podríamos considerar como un ión H+ ―hidratado‖. Otros ejemplos de pares conjugados: H3PO4 / H2PO4 NH3 / NH4 (ÁCIDO) (BASE) ( BASE) (ÁCIDO)

FORMACIÓN DE SALES Cuando un hidróxido (de carácter básico) reacciona con un hidrácido u oxácido (de carácter ácido) se obtiene un nuevo tipo de sustancia inorgánica: las sales Toda sal se va a caracterizar para contener una parte metálica y una no-metálica (esta última proviene del ácido). De ahí que podemos tener dos tipos de sales: OXISALES O SALES OXIGENADAS

PROVIENEN DE OXÁCIDO Y CONTIENEN OXÍGENO EN LAS MOLÉCULAS

SALES HALOIDES

PROVIENEN DE UN HIDRÁCIDO Y NO CONTIENEN OXÍGENO

SALES

NOMENCLATURA DE SALES Las sales se nombran colocando el anión (ver disociación de ácidos) seguido del nombre del catión. Ejemplos: Fórmula del ácido

nombre

HNO2 H2SO4 HCl

ácido nitroso ácido sulfúrico Ácido clorhídrico

Fórmula de una sal derivada NaNO2 FeSO4 CaCl

Nombre Nitrito de sodio Sulfato ferroso Cloruro de calcio

ECUACIÓN DE OBTENCIÓN DE SALES Ejemplo: obtención de sulfato de aluminio 1) Colocamos la fórmula del ácido y de la base adecuada (ácido sulfúrico e hidróxido de aluminio). Formulamos debajo de cada fórmula la respectiva disociación: H2SO4 2H+ + SO4-2

Al(OH)3 Al+3 + 3 0H-

2) Para hallar la fórmula correcta de la sal, colocamos como subíndice del anión la carga del catión y como subíndice del catión, la carga del anión (verdadero cruce de cargas) entonces tendremos: H2SO4 + Al (OH)3 Al2 (SO4)3 2 H+ + SO4-2

Al +3 + 3 OH-

Si fuera posible se simplifican los subíndices (no en este caso), para sin anteponer el coeficiente de simplificación a la fórmula de la sal.

3) Nos proponemos ahora completar la ecuación teniendo en cuenta que forma agua como producto además de la sal. También debemos equilibrar dicha ecuación. Para ello se coloca como coeficiente del ácido el subíndice del anión y como coeficiente del hidróxido el subíndice del catión 3 H2SO4

2 Al (OH)3

Al2 (SO4)3 + H2O

4) Para determinar el coeficiente del agua se observa qué cantidad total de hidrógeno tiene el ácido (considerando el coeficiente) y cuántos oxhidrilos provee el hidróxido (considerando el coeficiente). Se formarán tantas moléculas de agua como iones hidrógeno o iones oxhidrilo se hayan formado. Si estos números no son iguales, se habrá cometido un error en la aplicación del método. 3 H2SO4

2 Al (OH)3

Al2 (SO4)3 + 6 H2O

6 H+ + 3 SO4-2 2 Al +3 + 6 OHAsí, finalmente la ecuación queda balanceada. Este tipo de reacciones entre una base y un ácido (con formación de agua y sal) se denomina neutralización. Otro ejemplo: pirofosfito de calcio. Se obtendrá a partir del ácido pirofosforoso y el hidróxido de calcio H4P2O5

+ 2 Ca (OH)2

Ca2P2O5

+ 4 H2O

SALES ÁCIDAS Hemos visto anteriormente que los ácidos poliproticos pueden perder todos o parte de sus átomos de hidrógeno (en forma de H+). En el caso de la disociación parcial los aniones formados pueden formar sales con los metales. Por tener hidrógeno en sus moléculas este tipo de sales se denominan ácidas. Ejemplos: NaHCO3 Bicarbonato de sodio Ca (HSO4)2 Bisulfato de calcio Na2H2P2O7 Pirofosfato diácido de sodio Como se ve, la nomenclatura es similar a la de sales neutras, sólo que se debe aclarar el número de hidrógenos retenidos en el anión, o usar el prefijo bi en caso de que al anión provenga de un ácido diprótico. De manera que la obtención de una sal ácida implicará una neutralización incompleta de un ácido con un hidróxido. Supongamos que queremos obtener el ortofosfato monoácido de potasio, se realizarán los mismos pasos que para el caso de las sales neutras: 1H3PO4 + Na (OH) 3 H+ + PO4-3 + Na+ + OHComo vemos, se pierden 2 iones H+ pues debe quedar el anión ―monoácido‖ para formar la sal. 2- La fórmula resultante es Na2 HPO4 (los subíndices no se pueden simplificar)

47 H3PO4

+ 2 Na OH

Na2 HPO4

+ H2O

3- El coeficiente del agua se calcula del siguiente modo: observamos que cada molécula de H 3PO4 cede 2 iones H+; como no hay ningún coeficiente delante de la fórmula H3PO4 y el NaOH también cede 2 iones OH-, 2 serán entonces las moléculas de agua formadas. Ecuación final: H3PO4 + 2 Na OH Na2HPO4 + H2O SALES BÁSICAS También puede ser parcial la disociación de un hidróxido polihidroxilado, cuyo caso tendremos sales básicas. La característica fundamental de estos será presentar uno o varios oxhidrilos en el catión (parte positiva de la sal). Ejemplos: Cl Al (OH)2 Cloruro dibásico de aluminio en estos casos se pueden Omitir los paréntesis SO4 Fe (OH) 2 Sulfato monobásico ferroso del OH (NO3)2 Fe (OH) Nitrato monobásico férrico NOMENCLATURA: Tal cual lo visto en la ionización parcial de hidróxido, en el nombre del catión constará el número de hidroxilos retenidos. Supongamos que deseamos escribir la ecuación de obtención (neutralización parcial) del sulfato monobásico ferroso (ácido sulfúrico + hidróxido ferroso) H2SO4

2 H+ + SO4-2 + Disociación total

Fe (OH)2

SO4 (Fe OH)2

+ H2O

Fe OH+ + OHse cede un ión OH- para que quede retenido también uno sólo.

IGUALACIÓN: H2SO4

+ 2 Fe (OH)2

SO4 (Fe OH)2

+ 2 H2O

2 H+ + SO4-2 + 2 ( Fe OH+ + OH- ) Aclaremos acerca de nomenclatura de sales y otros compuestos inorgánicos. 1- Es habitual cuando se requiere nombrar una sal hacer hincapié en el número de átomos de metal que forman parte de su molécula. Así por ejemplo: Na2SO4

SERÁ SULFATO DISÓDICO

Na3PO4

SERÁ FOSFATO TRISÓDICO

Na2HPO4 SERÁ FOSFATO DISÓDICO Na2H2SiO4 SERÁ ORTOSILICATO DISÓDICO Ca3(PO4)2 SERÁ FOSFATO TRICALCICO

2- Para óxidos básicos, hidróxidos y sales suele utilizarse una nomenclatura en la que menciona explícitamente el número del metal. Con los ejemplos quedará claro: FeO ÓXIDO DE HIERRO II Fe (OH)3 HIDRÓXIDO DE HIERRO III CuSO4

SULFATO DE COBRE II

Cr (NO3)3 NITRATO DE CROMO III El número romano entre paréntesis (numeral de stock) indica el número de oxidación. Es evidente que este tipo de nomenclatura se empleará cuando un elemento pueda actuar con más de un número de oxidación. HIDRÓLISIS DE SALES Hemos visto que la neutralización entre un ácido y un hidróxido (formación de sal) implica la formación de agua. La reacción inversa a la neutralización: la hidrólisis de una sal. Este proceso, por lo tanto, ―regenera‖ el hidróxido y el ácido originales y se denomina así (hidrólisis) puesto que la reacción clave es ahora ―ruptura‖ del agua: H+ + OH-

H2O Ejemplos de hidrólisis de sales: NH4Cl

H2O

Cloruro de amonio FeSO4

2H2O

sulfato ferroso

HCl

( H+) + H2SO4 (H+)

NH4OH (OH-)

+ Fe (OH)2 (OH)-

CONCEPTO DE NÚMERO DE OXIDACIÓN Hasta aquí nos hemos manejado con los números de oxidación de los elementos químicos cada vez que hemos tenido que escribir la fórmula de una sustancia compuesta. Por número de oxidación de un elemento con un signo positivo o negativo acordado. Para aplicar el concepto de número de oxidación debemos basarnos en las siguientes reglas fundamentales: 1) El número de oxidación de un elemento en su estado elemental (no combinado) es igual a cero (o). 2) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un compuesto es igual a cero (o). 3) El número de oxidación de un ión monoatómico como el Na+; Cl-; S-2, Fe+3, es igual a su carga. 4) La suma algebraica de los números de oxidación de los iones poliatómicos como el SO4-2, NO3, NH4+, CO3-2, es igual a su carga. 5) El hidrógeno generalmente posee número de oxidación +1. excepto en los hidruros, compuestos que forman con los elementos del grupo I y II en que le corresponde el número de oxidación –1. 6) El oxígeno por lo general posee número de oxidación –2. excepto en los peróxidos como el agua oxigenada (H2O2), posee número de oxidación –1.

La consecuencia de estas reglas es la siguiente: REGLA DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN: para una sustancia neutra, la sumatoria de los números de oxidación es cero y para un ión dicha sumatoria es igual a la carga del ión. Ejemplo: +2 –2 = O +1 -2 H2 O Como se ve en el ejemplo del agua, se han escrito arriba de cada elemento su número de oxidación, y por encima el resultado de multiplicar dicho número de oxidación por el subíndice respectivo. Ejemplo: +18 –24 + 6 = O +3

Cr2

-2

(SO4)3

Ejemplo: +5 –6 = 1 (carga del ión) -3 +4 = +1

Cl N

-5

-3

S3 -2

-2

O12

Cr2

anión clorato catión amonio

Esta regla es útil para hallar un número de oxidación incógnita conocidos los demás, lo cual a su vez puede permitir nombrar a un compuesto dada la fórmula. OTROS MÉTODOS DE OBTENCIÓN DE SALES No sólo pueden obtenerse sales por neutralización de un ácido con un hidróxido. Las siguientes también son alternativas útiles: a) reacción entre un óxido básico y un anhídrido: ejemplo: CaO + SO3 CaSO4 (no hay formación de agua) 3 MgO + P2O5

Mg3 (PO4)2

b) Reacción entre un hidróxido y un anhídrido: Ejemplos: Ca (OH)2 + SO3 CaSO4 + H2O Se obtiene agua 6 Na (OH) + P2O5

2 Na3PO4

c) Reacción entre un óxido básico y un ácido: Ejemplos: FeO + H2SO4 FeSO4

+ 3 H2O

+ H2O Se obtiene agua

FeO + HCl

FeCL2

+ H2O

d) Reacción entre un ácido y un metal. En estos casos se va a producir generalmente hidrógeno como subproducto ( la sal sería el producto principal). Ejemplos: Fe + H2SO4 FeSO4 + H2 2 Al

+ HCl

2 AlCl3

Mientras que el tipo de reacción d es rédox ( de oxido – reducción) los restantes métodos, incluida la neutralización no lo son. ÓXIDOS ANFÓTEROS

50 Existen algunos óxidos de metal que tienen la propiedad de dar un comportamiento dual. Dicho comportamiento depende de frente a qué sustancia se lo haga reaccionar. Consideremos el óxido de cinc, ZnO: ZnO + 2 HCl Óxido de cinc ácido clorhídrico (base) (ácido)

ZnCl2 + H2O cloruro de cinc (sal)

ZnO + 2 Na (OH) Óxido de cinc hidróxido de sodio (ácido) (base)

ZnO2 Na2 + H2O cincato de sodio (sal)

Mientras que frente al ácido clorhídrico, el ZnO funciona como un típico óxido – básico, frente al hidróxido de sodio, el mismo compuesto funciona como un anhídrido (funciona como ácido de BRONSTED). En el segundo caso se forma una sal cuyo nombre recuerda al de las sales de cualquier oxianión típico (sulfato, nitrato, ect.). Esta propiedad dual hace que las sustancias como el ZnO; Al2O3; Sn O ; Sn O2; PbO; PbO2; ect, reciban el nombre de óxidos anfóteros. Otros ejemplos: PbO + H2SO4 PbSO4 + H2O (sulfato plumboso) PbO +

2 Na (OH)

Sb2O5 +

10 HCl

Sb2O5

PbO2Na2 + H2O (plumito de sodio) 2 SbCl5 + 5 H2O (cloruro de antimonio V)

2 Na (OH)

2 SbO3Na + H2O (antimoniato de sodio)

DISOCIACIÓN DE SALES En solución acuosa, no sólo los ácidos y los hidróxidos están disociados en iones. También lo están las sales. Plantear su disociación es sencillo: los cationes (parte metálica) con cargas positivas deben compensar exactamente las cargas negativas de los aniones (parte no metálica) Ejemplos: + -2 Na2SO4 2 Na + SO4 (sulfato de sodio) Al(NO3)3 (nitrato de aluminio) Ca (HSO4)2 (bisulfato de calcio) Cu(OH)NO3 (nitrato básico cúprico) ZnO2Na2 (cincato de sodio).

3 NO3

+ 2 HSO4 +

Cu OH + NO3

2 Na

-2

+ ZnO2