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Tecnológico de Estudios Superiores del Oriente del Estado de México.

(TESOEM)

INGENIERÍA AMBIENTAL.

QUÍMICA INORGÁNICA.

AEF-1060

Realizó: Miriam Vega Loyola.

EDO. MÉXICO. MARZO, 2012.

SUBDIRECCIÓN ACADÉMICA

2

UNIDAD I

TEORÍA CUÁNTICA Y ESTRUCTURA ATÓMICA.

COMPETENCIA ESPECÍFICA A DESARROLLAR.

Comprender los conceptos de la teoría cuántica y de la estructura atómica,

tomando como referencia las bases experimentales y los descubrimientos más

significativos que contribuyeron a la construcción de la estructura electrónica de

los átomos.

3

Introducción.

Los humanos han estado vagando por la Tierra durante cientos de miles de

años. Sin embargo, en los últimos 100 años ha ocurrido la vasta explosión del

conocimiento científico y de la tecnología (la aplicación práctica de la ciencia).

Después de todo ese tiempo, ¿por qué hasta ahora? Probablemente la mejor

explicación para los grandes avances es la manera en que los científicos han

aprendido a interpretar los datos a partir de observaciones y experimentos. En

lo que se conoce como método científico.

La química es una ciencia activa y en continuo crecimiento; tiene una

importancia fundamental para nuestro mundo, tanto en el ámbito de la

naturaleza como de la sociedad. Sus orígenes son muy antiguos, pero también

es una ciencia moderna.

La química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta, es

muy frecuente que a la química se le considere la ciencia central, ya que para

los estudiantes de biología, física, geología, ecología, ambiental y otras

disciplinas, es esencial tener un conocimiento básico de la química. En efecto la

química es fundamental para nuestro estilo de vida; sin ella se tendría una vida

más efímera en el sentido de vivir en condiciones primitivas: sin automóviles,

electricidad, computadoras, discos compactos y muchos otros satisfactores

cotidianos.

Recuerda que… la química abarca el conocimiento de todo el Universo en

cuanto a constitución, composición, propiedades y sus transformaciones,

gracias a ella el ser humano, con su ingenio y curiosidad, ha logrado desarrollar

proceso químicos para obtener productos que le son útiles, algunos métodos

que tuvieron su origen en la prehistoria han evolucionado y mejorado hasta

llegar a la tecnología actual.

4

Aunque la química es una ciencia ancestral, sus fundamentos modernos se

instituyeron en el siglo XIX, cuando los avances tecnológicos e intelectuales

permitieron a los científicos separar sustancias aún más pequeños y, por

consiguiente, explicar muchas de sus características físicas y químicas. El

rápido desarrollo de una tecnología cada más sofisticada a lo largo del siglo XX,

ha proporcionado incluso más medios para estudiar cosas que no pueden verse

a simple vista. Mediante el uso de computadoras y microscopios electrónicos,

los químicos pueden analizar, por ejemplo, la estructura de los átomos y las

moléculas unidades fundamentales en las que se basa el estudio de la química,

así como diseñar nuevas sustancias con propiedades específicas, como

fármacos y productos que hagan más agradable el ambiente del consumidor.

A medida que avanza el siglo XX, es conveniente preguntarse qué parte de

ciencia fundamental tendrá la química en este siglo. Es casi seguro que

conservará una función fundamental en todas las áreas de la ciencia y la

tecnología

Recuerda que… gracias a la química se estableció la estrecha relación entre la

materia y la energía, relación que ha permitido establecer teorías y leyes

importantes.

Todo el organismo del hombre, incluidas las partículas que conforman cada una

de sus células, están constituidas por sustancias químicas. Así pues, la química

es una ciencia fundamental que permite conocer y entender lo infinitamente

pequeño y lo infinitamente grande, es decir el microcosmos y el macrocosmos.

5

1.1 Base experimental de la teoría cuántica.

En septiembre de 1924 la revista inglesa de física “philosophical Magazine”

publicó un artículo firmado con su nombre poco conocido Louis Victor De Broglie, quien fundamentaba la posible existencia de ondas de materia.

Las ondas a las que se refería no son las ondas ordinarias como las sonoras o

las del agua, sino a otro tipo de ondas. De Broglie afirmaba en su trabajo que

estas ondas son generadas por el movimiento de cualquier objeto. Un planeta,

una persona, una partícula de polvo, un electrón.

La idea de Broglie sirvió de base a la mecánica cuántica moderna. La onda de

De Broglie existe en la teoría, pero no había ningún aparato que pudiera

captarla. Veinte años después los científicos norteamericanos, Davison y

Germer y el soviético Tartakowski, comprobaron la existencia de las ondas de

De Broglie, haciendo ensayos de difracción de electrones en un cristal.

En las placas de difracción los electrones ponen de manifiesto además de sus

propiedades de partículas, sus propiedades de ondas.

Todos los objetos al desplazarse llevan una onda asociadas. Ésta es muy

pequeña proporcionalmente para cuerpos muy grandes y aumenta al disminuir

el tamaño del cuerpo. Tal es la onda de De Broglie.

La mecánica cuántica nació en 1925. En ella colaboraron grandemente los

jóvenes alemanes Werner Heisenberg y Erwin Schrödinger.

Werner Heisenberg en 1924 expreso, que es imposible conocer

simultáneamente con mucha exactitud la posición exacta del electrón en un

cierto momento, este proceso de medición alteraría la velocidad del mismo

introduciendo una incertidumbre. Este enunciado se llama principio de incertidumbre de Heisenberg.

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Erwin Schördinger en 1926, estableció un modelo matemático llamado ecuación

de onda, que permite predecir las zonas de probabilidad donde es posible

encontrar a los electrones moviéndose.

Para cada electrón en un átomo existe una ecuación de onda que describe su

movimiento. Para resolver esta ecuación matemática, es necesario introducir

tres parámetros conocidos como números cuánticos (al introducir las

consideraciones relativas surge el cuarto número cuántico). Cada electrón de

un átomo queda descrito con cuatro valores numéricos que corresponden a

cada número cuántico.

Modelo Cuántico.

Los números cuánticos se denominan:

1. n. Número cuántico principal

2. l. Número cuántico secundario, azimutal o de forma

3. m. Número cuántico magnético, o por orientación.

4. s. Número cuántico de spin.

1. Número cuántico principal (n). Indica el nivel energético donde se

puede encontrar un electrón. Tiene relación con la distancia media del

electrón al núcleo y nos da una idea del tamaño del orbital (nube

electrónica). El número cuántico principal adquiere valores positivos

enteros.

n= 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7, …, etcétera o también K, L, M, N, O, P, Q (en

desuso). Únicamente se llenan hasta el nivel energético 7, en lo que se

conoce como estado basal, debido a que en la Tabla Periódica de los

Elementos Químicos (TPEQ) sólo ocupan 7 periodos. (Figura 1).

2. Número cuántico secundario, azimutal o de forma (l). Nos da idea de

la forma que tiene la “ zona de probabilidad donde se puede encontrar un

electrón”. Adquiere valores desde 0 hasta n-1.

7

l = 0, 1, 2, 3, 4, …, n-1

En cada nivel hay un número de subniveles de energía igual al nivel

correspondiente. Los tipos de subniveles en el átomo son: s, p, d y f.

Figura 1. Número cuántico n.

Los valores que adquieren los subniveles de energía son:

s= 0 p= 1 d=2 f=3 (figura 1)

En cada subnivel de energía se tiene un número determinado de

orbitales:

1 orbital s 3 orbitales p

5 orbitales d 7 orbitales f

Hay que recordar que un orbital se define como: la zona de mayor

probabilidad donde se puede encontrar un electrón.

Número de electrones por subnivel.

Se determinan de 2 (2l + 1), esto es:

8

l = 0 ; 2(2(0) + 1) = 2(0 + 1) = 2(1) = 2

l = 1 ; 2(2(1) + 1) = 2(2 + 1) = 2(3) = 6

l = 2 ; 2(2(2) + 1) = 2(4 + 1) = 2(5) = 10

l = 3 ; 2(2(3) + 1) = 2(6 + 1) = 2(7) = 14

3. Número cuántico magnético (m). Representa la orientación de los

orbitales, adquiere los valores de – l pasando por cero hasta + l, si:

m = 0 Hay un solo valor numérico, que identifica a los orbitales s. Un soló orbital por nivel

m = -1, 0, 1 Hay 3 valores numéricos, que identifican a los orbitales p. 3 orbitales por nivel

m = -2, -1, 0, 1, 2 Hay 5 valores numéricos, que identifican a los orbitales d. 5 orbitales por nivel

m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3 Hay 7 valores numéricos, que identifican a los orbitales f. 7 orbitales por nivel

4. Número cuántico de spin (s). Indica el sentido en el cual se asocia

físicamente al electrón como un cuerpo que gira sobre su propio eje.

Adquiere valores de + 1/2 y - 1/2, la diferencia de signos indica que un

electrón “gira” en un sentido y el otro en sentido contrario. Los electrones

se representan mediante flechas, una flecha en un sentido , indica un

electrón desapareado (significa que se encuentra solo en un orbital; dos

flechas con dirección opuesta indica que hay un par electrónico

apareado en el orbital.

9

Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en

1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas

unidades discretas llamadas cuantos. Otra contribución fundamental al

desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico

alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar

con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de una partícula

subatómica.

Esa nueva física, basada en nociones probabilísticas y en el principio de

incertidumbre, es heredera de los viejos cuantos de Planck. Por ello se le

conoce como mecánica cuántica. Con la teoría cuántica se han podido explicar

las propiedades de los átomos y moléculas, las reacciones entre ellos y sus

consecuencias químicas. En particular, se puede entender las regularidades

que Mendelev plasmó en su tabla periódica de los elementos químicos.

La teoría cuántica ha servido para demostrar los fenómenos que no se pudieron

explicar con la teoría ondulatoria de la luz, pero hay fenómenos que no pueden

ser explicados con la teoría cuántica, y además hay ciertos fenómenos que

pueden ser explicados por ambas teorías.

Por último, la teoría cuántica predice y ayuda a entender la función que

desempeñan los electrones (e) en la química.

10

1.1.1 Teorías de la luz, cuerpo negro y efecto fotoeléctrico, Teoría de Max Planck.

Antes de 1900 se aceptaba que la luz era “una forma de energía propagándose

por el espacio en forma de una onda electromagnética”. Entendiéndose por luz

cualquier radiación electromagnética desde los rayos gamma a las ondas de

radio. La onda electromagnética está formada por un campo eléctrico, E, y otro

magnético, B, variables mutuamente perpendiculares. La velocidad de

propagación de las ondas es muy grande y en el vacío tiene un valor constante

de 2 998 E10 cm s-1

De esta forma la historia de la

, representándose por C.

mecánica cuántica entrelazada con la historia de

la química cuántica comienza esencialmente con el descubrimiento de los rayos

catódicos en 1838 realizado por Michael Faraday, la introducción del término

cuerpo negro por Gustav Kirchhoff en el invierno de 1859-1860, la sugerencia

hecha por Ludwig Boltzman en 1877 sobre que los estados de energía de un

sistema físico deberían ser discretos, y la hipótesis cuántica de Max Planck en

el 1900, quien decía que cualquier sistema de radiación de energía atómica

podía teóricamente ser dividido en un número de elementos de energía

discretos , tal que cada uno de estos elementos de energía sea proporcional

a la frecuencia , con las que cada uno podía de manera individual irradiar

energía, como lo muestra la siguiente fórmula:

Dónde:

E= Energía o cuanto o fotón

= Constante de Planck (6.6256 E-34 J s)

ν = Frecuencia (s-1 o Hz)

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Cada onda viene caracterizada por su longitud de onda λ (distancia que separa

dos puntos consecutivos de igual fase), y su frecuencia ν (número de las

longitudes de onda en la unidad de tiempo. (Figura 2).

Figura 2. Onda electromagnética

Ambas relacionadas por:

ν = C / λ

Dónde:

ν = Frecuencia (Hz o s-1

C= constante de la velocidad de la luz (3E8 m/s)

)

λ = Longitud de onda (nm)

Entonces, en 1905, para explicar el efecto fotoeléctrico (1839), esto es, que la

luz brillante en ciertos materiales puede funcionar para expulsar electrones del

material, Albert Einstein postuló basado en la hipótesis cuántica de Planck, que

la luz en sí está compuesta de partículas cuánticas individuales, las cuales más

tarde fueron llamadas fotones (1926). La frase "mecánica cuántica" fue usada

por primera vez en el paper de Max Born llamado Zur Quantenmechanik. En los

12

años que siguen, esta base teórica lentamente comenzó a ser aplicada a

estructuras, reacciones y enlaces químicos.

Hipótesis de Planck

La solución al problema fue dada en 1900 por Planck, apartándose en sus

razonamientos de las leyes usuales de la física. “La energía que proviene de los

sistemas materiales no puede ser radiada de forma arbitraria, sino en forma

discreta”. Se supone que la energía proviene de la oscilación de grupos de

átomos. Las ideas de Planck encontraron inicialmente cierto reparo pues

suponían introducir el concepto de cuantización de la energía, que aparecía en

contradicción con la experiencia sobre los sistemas macroscópicos.

Sea como fuere lo cierto es que se llegó a explicar la forma experimental de las

curvas y asimismo surgía una pregunta: ¿Si la emisión de la luz sólo se puede

hacer en forma discreta no será que porque la propia radiación consiste en

entidades discretas de energía?

Planck retomó la teoría defendida hace tiempo por Newton, la cual en ese

entonces ya no tenía validez alguna. Newton consideraba a la luz como un haz

de corpúsculos que se propagaban en línea recta, al aparecer la teoría

ondulatoria de Huygens (1678), la teoría de los corpúsculos de Newton se vio

destruida, pero era retomada nuevamente por Planck.

La teoría cuántica básicamente nos dice que la luz no llega de una manera

continua, sino que está compuesta por pequeños paquetes de energía, a los

que llamamos cuantos. Estos cuantos de energía se llaman fotones. Toda luz

que nos llega viene por pequeños paquetes, no es continua.

Los fotones son las partículas “fundamentales” de la luz, así como los

electrones son las partículas fundamentales de la materia, esta analogía es la

que sirvió para realizar el descubrimiento del carácter cuántico de la luz. Por

esta misma analogía, años después, De Broglie desarrolló la teoría que formula

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que la materia también tiene un carácter ondulatorio. La carga eléctrica y la

energía tienen una estructura granular (está formada por cuantos), al igual que

la materia.

Según Planck, la energía emitida o captada por un cuerpo en forma de

radiación electromagnética es siempre un múltiplo (n) de la constante h,

llamada posteriormente constante de Planck por la frecuencia ν de la radiación.

Se supone que la energía proviene de la oscilación de grupos de átomos, pero

en forma tal que: “La energía solo puede tener valores dados por”:

E =

n = Número entero.

nhν

h= Constante de Planck 6.62 10-34 J•s

ν

A

= Frecuencia de la radiación o del oscilador.

hν le llamó cuanto de energía

Cuerpo Negro

. Que un cuanto sea más energético que otro

dependerá de su frecuencia.

Se sabe que los objetos calientes emiten luz de diferentes colores, como el rojo

mate de una resistencia de un horno eléctrico o el blanco brillante del filamento

de un foco de tungsteno. A un objeto que absorbe y emite toda la radiación que

le llega se le conoce como cuerpo negro.

Una buena aproximación a un cuerpo negro es el de una cavidad con un

pequeño orificio.

La física clásica (física de principios del siglo XX) no podía dar una explicación

completa de la emisión de luz por los sólidos calientes, a estas emisiones se les

conoce como radiación del cuerpo negro. En 1900, Max Planck, al explicar los

aspectos de dicha radiación, hizo una propuesta revolucionaria:

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La energía, como la materia, es discontinua. En otras palabras, Planck propuso

que la energía de la radiación del cuerpo negro esta cuantizada. Se dice que

una cantidad se encuentra cuantizada cuando ésta varía como múltiplo entero

de una unidad fundamental llamada cuanto o quantum. De acuerdo a la

ecuación de Planck, la energía de la radiación emitida por el cuerpo negro es un

múltiplo entero de hν, es decir, sus valores sólo pueden ser hν, 2hν, 3hν, 4hν…,

etcétera. (Figura 3).

Figura 3. Espectro de un cuerpo negro

Por ejemplo, si se supone que el cuanto de energía hν es igual a 1.5 Joule, los

únicos valores permitidos para ellos son:

(1) hν = 1.5 J

(2) hν = 3.0 J

(3) hν = 4.5 J

(4) hν = 6.0 J, etcétera.

La cuantización de la energía propuesta por Planck para explicar la radiación

del cuerpo negro marca el nacimiento de la mecánica cuántica.

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Efecto Fotoeléctrico

En el efecto fotoeléctrico se produce un haz de luz de electrones, por la acción

de la luz, sobre la superficie de algunos metales. La cantidad de electrones

emitidos depende de la intensidad o brillo de la luz utilizada. Es decir, depende

de la energía de la radiación electromagnética con que se ilumina el metal.

Si sobre la superficie de un metal, incide una radiación de frecuencia apropiada,

se pueden arrancar electrones (fotoelectrones). La teoría clásica de la luz

explica este fenómeno (efecto fotoeléctrico) suponiendo que se produce un

intercambio de energía entre la radiación y el metal, pero no aclara cómo se

verifica el intercambio.

En el estudio experimental del efecto fotoeléctrico se observa lo siguiente:

1. Para cada metal existe una frecuencia mínima (νo

2. La energía de los fotoelectrones es proporcional a la frecuencia de la

radiación; no dependiendo de la energía o la intensidad de dicha

radiación.

) por debajo de la cual

el efecto no se produce. Se le llama “frecuencia umbral”

3. Al aumentar la intensidad de radiación se aumenta el número de

fotoelectrones, pero no su energía cinética.

Se observa que el punto 2 está en clara contradicción con la teoría clásica de la

radiación. Einstein en 1905 da la siguiente interpretación del fenómeno; la luz

consiste en cuantos de luz (fotones) de energía hν; al incidir los fotones sobre el

metal, parte de su energía se invierte en sacar los electrones a la superficie,

trabajo de extracción (Te) de valor hνo, y el resto se convierte en energía

cinética Ec

Ec = hν − hν

. El balance energético se puede representar como:

ο

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La importancia de la explicación de Einstein del efecto fotoeléctrico radica en el

hecho de proponer que cualquier radiación electromagnética está formada por

partículas llamadas fotones, es decir, Einstein le confiere un comportamiento

corpuscular (como partículas) a algo que hasta ese momento se consideraba

una onda. (Figura 4).

Figura 4. Efecto fotoeléctrico

Ejemplo, una placa de zinc recién pulida, cargada negativamente, pierde su

carga si se la expone a la luz ultravioleta. Este fenómeno se llama efecto

fotoeléctrico

Investigaciones cuidadosas, hacia finales del siglo diecinueve, prueban que el

efecto fotoeléctrico sucede también con otros materiales, pero sólo si la longitud

de onda es suficientemente pequeña.

.

Se puede resumir que el proceso por el cual se liberan electrones de un

material por la acción de la radiación se denomina efecto fotoeléctrico o emisión

fotoeléctrica.

Metal

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1.1.2 Espectro y series espectrales.

La luz es en realidad un conjunto de luces de distinto color. La experiencia

demuestra que la luz puede interactuar con los átomos y moléculas. Siempre

que la luz pasa a través de un prisma o de una rejilla de difracción se separa en

un intervalo de colores, lo mismo ocurre cuando la luz del Sol atraviesa las

gotas de lluvia, se separa en los colores del arcoíris. El espectro de luz blanca,

como la del sol o la que emite un foco, contiene luz de todas las frecuencias,

por lo que se le denomina espectro continuo. (Figura 5).

Figura 5. Espectro electromagnético

Los átomos al ser excitados también emiten luz, por ejemplo en los anuncios

luminosos de gas neón. Cuando la luz que emiten los átomos pasa a través de

un prisma e inciden sobre una pantalla, sólo se observa un fondo oscuro y

sobre éste unas cuantas líneas brillantes de colores; tal espectro se llama

espectro de emisión. Eso es lo que ocurre cuando un elemento es calentado.

En términos del modelo de Bohr, el calentar los átomos proporciona una cierta

energía extra, así que algunos electrones pueden saltar a niveles superiores de

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energía. Entonces, cuando uno de estos electrones vuelve al nivel inferior,

emite un fotón, en una de las frecuencias especiales de ese elemento, por

supuesto. Y esos fotones crean las líneas brillantes en el espectro.

Los espectros de emisión de átomos en fase gaseosa muestran que los átomos

emiten luz sólo de ciertas longitudes de onda. A estos espectros se les llama

espectros de líneas, porque la radiación emitida se presenta como líneas

brillantes y definidas en el espectro.

Cada elemento químico tiene un espectro de emisión particular. Las líneas

características de los espectros atómicos son útiles en el análisis químico para

la identificación de átomos desconocidos. Cuando las líneas del espectro de

emisión de un elemento conocido concuerdan en su totalidad con las líneas de

un espectro de emisión de una muestra desconocida, se puede afirmar que la

sustancia desconocida es, en realidad, una que ya se había descubierto.

De la misma manera, si se hace pasar luz a través de un gas y se analiza el haz

que sale se obtiene una banda continua de colores con unas delgada líneas

oscuras, estas líneas corresponden a la luz que fue absorbida por el gas; a este

espectro se le nombra espectro de absorción. Suponga que en lugar de una

muestra calentada de un elemento, se tiene ese mismo elemento en forma de

un gas relativamente frío. Ahora, digamos que una fuente de luz blanca

conteniendo todas las longitudes de onda visibles es dirigida al gas. Cuando los

fotones de la luz blanca pasan a través del gas, algunos de ellos pueden

interactuar con los átomos siempre que tengan la frecuencia apropiada para

empujar un electrón de ese elemento hasta un nivel superior de energía. Los

fotones en esas frecuencias particulares son absorbidos

Hacia la mitad del siglo XIX, los espectrógrafos se habían mejorado hasta el

punto de que se consiguió mejorar otra característica del espectro solar.

Superpuestas sobre el fondo del espectro visible se podían ver cientos de

líneas oscuras que indicaban que las longitudes de onda correspondientes

desaparecían con respecto al espectro solar. Los científicos comprobaron que

por el gas

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muchas de las longitudes de onda de estas líneas oscuras correspondían a las

longitudes de onda de emisión de determinados elementos. (Figura 6)

Figura 6. Espectros de emisión y absorción

Sin embargo, los elementos químicos en estado gaseoso y sometido a

temperaturas elevadas producen espectros discontinuos

en los que se

aprecia un conjunto de líneas que corresponden a emisiones de sólo algunas

longitudes de onda. La figura 7, muestra el espectro de emisión del sodio.

Figura 7. Espectro discontinuo del sodio

La regularidad encontrada en los espectros discontinuos supone un apoyo muy

importante para comprender la estructura de los átomos.

Las técnicas espectroscópicas se empezaron a utilizar en el siglo XIX y no

tardaron en dar sus primeros frutos. Así en 1868 el astrónomo francés P.J.C.

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Janssen se trasladó a la India con el objeto de observar un eclipse de sol y

utilizar el espectroscopio, desarrollado ocho años antes, para hacer un estudio

de la cromosfera solar. Como resultado de sus observaciones anunció que

había detectado una nueva línea espectroscópica, de tono amarillo, que no

pertenecía a ninguno de los elementos conocidos hasta ese momento. En el

mismo año, el químico Frankland y el astrónomo Lockyer dedujeron que la

citada línea correspondía a un nuevo elemento al que llamaron Helio (del griego

helios que significa Sol) por encontrarse en el espectro solar.

Concluyendo, el espectro refleja un sistema de organización, y en consecuencia

se utilizara como información sobre la estructura de átomos y moléculas.

Series espectrales.

Las diferentes líneas que aparecieron en el espectro del hidrógeno (Figura 8) se

agrupan en diferentes series cuya longitud de onda es más parecida:

Serie Lyman: zona ultravioleta del espectro. (1906-1914)

Serie Balmer: zona visible del espectro. (1885)

Serie Paschen: zona infrarroja cercana del espectro. (1908)

Serie Bracket: zona infrarroja intermedia del espectro. (1922)

Serie Pfund: zona infrarroja lejana del espectro. (1924)

Ley de Rydberg.

La relación entre las longitudes de onda de las distintas rayas del espectro del

hidrógeno viene dada por la expresión:

1/l = RH · [(1/n12) - (1/n2

2

Dónde:

)]

21

n1 y n2 = Son números naturales, cumpliéndose siempre que n2 > n1

R= Es una constante llamada constante de Rydberg cuyo valor es: R = 1.0968

E7 m

, con lo que

el paréntesis queda positivo.

–1

Si n

.

1 = 1; n2

Si n

= 2, 3, 4, 5, ... Serie Lyman

1 = 2; n2

Si n

= 3, 4, 5, 6, ... Serie Balmer

1 = 3; n2

Si n

= 4, 5, 6, 7, ... Serie Paschen

1 = 4; n2

Si n

= 5, 6, 7, 8, ... Serie Bracket

1 = 5; n2

= 6, 7, 8, 9, ... Serie Pfund .

Figura 8. Series espectrales del hidrógeno

22

1.2 Átomo de Bohr.

En el año 1913, Niels Bohr, al estudiar los espectros de emisión del hidrógeno,

elaboró la primera teoría cuántica de la estructura atómica. Su modelo le

permitió explicar el espectro de emisión del átomo de hidrógeno. Sus

postulados son:

1. El electrón en el átomo sólo puede ocupar ciertos estados. Estos estados

se caracterizan por una energía fija y definida. Los electrones en un

átomo se mueven en regiones específicas a ciertas distancias del núcleo,

llamados niveles de energía los cuales tienen un valor de energía

cuantizado.

2. Bohr le asignó un número interno a cada nivel de energía y lo represento

como n. A este número que indica el nivel de energía en un átomo se le

llama número cuántico principal. Los valores que n puede tomar son: 1,

2, 3, 4, 5… etcétera. De esta manera si n=1 se está hablando del primer

nivel de energía, si n=2 del segundo nivel y así sucesivamente. En un

estado determinado no se absorbe ni emite energía. El salto de un

electrón desde un estado a otro de energía inferior se manifiesta en

forma de un fotón de energía, hν, igual a la diferencias entre los dos

estados.

3. El número máximo de electrones en un nivel de energía se calcula

usando la ecuación 2 n2

4. Al moverse un electrón en cierto nivel de energía, éste no gana ni pierde

energía; tales niveles estables de energía son llamados estados

estacionarios del átomo. Los estados de movimiento permitidos son

aquellos en los cuales el momento angular del electrón es un múltiplo

entero de h/2π.

. En cualquier estado el electrón se mueve en

una órbita circular alrededor del núcleo.

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Un hecho sobresaliente en el modelo de Bohr es que los electrones solo

pueden estar en los niveles en los que su energía esta cuantizada, esto se

puede entender con la siguiente analogía:

Los niveles de energía del modelo de Bohr son como escalones de una

escalera y los electrones son como una persona.

De esta manera una persona solo puede pararse donde exista escalón, pues de

intentarlo en cualquier otro lugar se caería. De igual manera los electrones solo

pueden estar en niveles de energía, no podrían estar en otro lugar porque allí

no existe el nivel de energía. (Figura 9).

Para los radios de los estados (niveles) permitidos, Bohr obtiene la expresión:

Para explicar el espectro de emisión del hidrógeno, Bohr supuso lo siguiente:

los electrones al ser excitados (absorber energía), “saltan” a niveles de energía

superiores, cuando regresan a su nivel de energía original (estado basal)

emiten energía en forma de fotones. Por cada salto de un electrón –de un nivel

de energía superior a uno inferior– se emite un fotón, pero como los electrones

no tienen solo una manera de regresar a su estado basal, en realidad se están

emitiendo varios fotones simultáneamente.

De esta forma, por cada salto de un electrón se obtiene una línea en el espectro

de emisión correspondiente, es decir, cada línea representa la transición

electrónica de los electrones entre dos niveles de energía diferentes.

El modelo de Bohr explicaba muy bien las líneas espectrales observadas

experimentalmente para el átomo de hidrógeno; sin embargo, los métodos de

cálculo de Bohr no tuvieron éxito para átomo con mayor número de electrones.

De hecho, este modelo sólo resultó adecuado para explicar iones y átomos con

h2 r = n2 ; (n = 1, 2, 3, …) 4 π me2

24

un solo electrón, como H, He1+ y Li 1+

, pero no podía explicar los espectros

atómicos de otros átomos o iones con más de un electrón.

Figura 9. Modelo de Bohr

25

1.2.2 Teoría atómica de Sommerfeld.

El modelo atómico de Bohr funcionaba muy bien para el átomo de hidrógeno,

sin embargo, en los espectros realizados para átomos de otros elementos se

observaba que electrones de un mismo nivel energético tenían distinta energía,

mostrando que algo andaba mal en el modelo. Su conclusión fue que dentro de

un mismo nivel energético existían subniveles, es decir, energías ligeramente

diferentes para un nivel energético dado.

Además desde el punto de vista teórico, Sommerfeld había encontrado que en

ciertos átomos las velocidades de los electrones alcanzaban una fracción

apreciable de la velocidad de la luz. Sommerfeld estudió la cuestión para

electrones relativistas

En 1916, Sommerfeld perfeccionó el modelo atómico de Bohr intentando

atenuar los dos principales defectos de éste. Para eso introdujo dos

modificaciones básicas:

1. Órbitas casi- elípticas para los electrones y,

2. Velocidades relativistas.

En el modelo de Bohr los electrones sólo giraban en órbitas circulares. La

excentricidad de la órbita dio lugar a un nuevo número cuántico: el número

cuántico azimutal, que determina la forma de los orbitales, se representa con la

letra l y toma valores que van desde 0 hasta n-1. Las órbitas con:

• l = 0 se denominarían posteriormente orbitales s o sharp

• l = 1 se denominarían p o principal.

• l = 2 se denominarían d o diffuse.

• l = 3 se denominarían f o fundamental.

Para hacer coincidir las frecuencias calculadas con las experimentales,

Sommerfeld postuló que el núcleo del átomo no permanece inmóvil, sino que

26

tanto el núcleo como el electrón se mueven alrededor del centro de masas del

sistema, que estará situado muy próximo al núcleo al tener este una masa

varios miles de veces superior a la masa del electrón.

Para explicar el desdoblamiento de las líneas espectrales, observadas al

emplear espectroscopios de mejor calidad, Sommerfeld supone que las órbitas

del electrón pueden ser circulares y elípticas, e indica el momento angular del

electrón en la órbita en unidades de h/2π, determinando los subniveles de

energía en cada nivel cuántico y la excentricidad de la órbita.

Al perfeccionarse los espectroscopios (aparatos que muestran los espectros) se

observó que las líneas del espectro del hidrógeno eran en realidad varias líneas

muy juntas. Y lo que Bohr creyó que eran estados únicos de energía eran varios

estados muy próximos entre sí.

Con Sommerfield, para determinar la posición del electrón en el átomo de

hidrógeno hay que dar 2 números cuánticos l y m

Con la ayuda de la relatividad de Albert Einstein, hizo las siguientes

modificaciones al modelo de Bohr:

1. Los electrones se mueven alrededor del núcleo en órbitas circulares o

elípticas.

2. A partir del segundo nivel energético existen dos o más subniveles en el

mismo nivel.

3. El electrón es una corriente eléctrica minúscula.

En consecuencia el modelo atómico de Sommerfeld es una generalización del

modelo atómico de Bohr desde el punto de vista relativista, aunque no pudo

demostrar las formas de emisión de las órbitas elípticas, solo descartó su forma

circular.

27

1.3 Estructura atómica.

Hasta finales del siglo XIX los conocimientos fisicoquímicos se explican con

base en los postulados de la teoría atómica de Dalton. Los átomos son esferas

de masa y naturaleza distinta según el elemento de que se trate.

Las ideas de Dalton son suficientes para entender las propiedades observables;

pero las manifestaciones de los fenómenos a escala microscópica, el caso de la

electrolisis, sugerían que era preciso aceptar una mayor complejidad de la

materia. Algunas experiencias clásicas que fueron clave en descifrar la

estructura atómica son:

1. El descubrimiento del electrón y de la naturaleza de la electricidad

(1897).

2. Las experiencias de Rutherford (1911) en que se puso de manifiesto que

existía un núcleo y una envuelta electrónica.

3. El descubrimiento de las leyes que gobiernan los electrones en los

átomos (1925).

La ordenación de los electrones se refleja en la estructura de la tabla periódica

de los elementos, ésta es un sucinto dispositivo que ayuda a recordar y/o a

predecir tendencias y similitudes en las propiedades físicas y químicas de los

elementos. La interpretación de esta propiedad está basada en la estructura de

los átomos (comportamiento de los electrones en los átomos).

Los primeros modelos de tablas periódicas fueron diseñados y utilizados antes

de que se conocieran los electrones y los núcleos; además sólo se conocían 60

elementos. Fue la búsqueda de este conocimiento lo que provocó el gran

esfuerzo científico para relacionar los espectros de los átomos, tan útiles para

determinar presencia y abundancia de elementos en las estrellas y en todo el

universo, pero, también son útiles para determinar la estructura atómica.

28

1.3.1 Principio de incertidumbre de Heinsenberg.

La dualidad onda-partícula de la materia de De Broglie impone una limitación

fundamental a la precisión con que se puede conocer simultáneamente el

momento y la posición de una partícula. Esta limitación es sumamente

importante cuando se trata de partículas microscópicas, como el electrón.

En 1928, el físico alemán Werner Karl Heisenberg enunció esta limitación en

un principio que en la actualidad se conoce como principio de incertidumbre de

Heisenberg, el cual dice:

“Es imposible conocer en forma exacta y simultanea la posición y el momento

del electrón”. Supóngase que se desea medir la posición de un electrón. Es

preciso hacer chocar con él un fotón, hν, parte de cuyo momento es transferido

al electrón.

La incertidumbre en el conocimiento de la posición del electrón “∆x” está

limitada por la longitud de onda, λ, del fotón.

∆x ≈ ± λ

Pero ello implica necesariamente una incertidumbre en el momento, ∆p, pues;

∆p = h/ λ

Con lo que:

∆x∆p ≈ ± h λ/ λ = h

Que es una de las expresiones matemáticas del principio de incertidumbre,

enunciado por Heisenberg.

29

Este principio de incertidumbre muestra de manera contundente que es

totalmente incorrecto hablar de “electrones moviéndose en orbitas definidas”

alrededor del núcleo, lo cual prepara el terreno para un modelo atómico mucho

más elaborado, el modelo cuántico del átomo.

30

1.3.2 Principio de dualidad, postulado de De Broglie.

Al igual que el átomo, la luz ha sido motivo de estudio del hombre desde hace

mucho tiempo, debido a su afán de comprender mejor las cosas que le rodean.

Ya 500 años antes de Jesucristo, Pitágoras afirmaba que la luz está formada

por partículas que fluyen en línea recta y a gran velocidad del propio cuerpo

luminoso que captan nuestros ojos. Más tarde, Aristóteles sostuvo que la luz se

propaga desde el cuerpo hasta el ojo, análogamente al sonido.

Newton, se opuso tenazmente a la teoría ondulatoria y fue partidario de la teoría

corpuscular, cuya idea coincidía con la de Pitágoras. Esta teoría explica bien la

reflexión (la luz se refleja en un espejo de modo análogo como una bola de

billar rebota en la banda de la mesa). La refracción de la luz, aunque con más

dificultades es también explicada, pero otros fenómenos como la polarización y

la difracción no encuentran respuestas.

Para otros, partidarios de la teoría ondulatoria de Huyghens, la luz está formada

por vibraciones del éter. Sin embargo, pese a que esta explica perfectamente

fenómenos como la polarización y la difracción, el gran prestigio de Newton,

hizo que la teoría corpuscular prevaleciera durante todo el siglo XVIII.

Hasta el siglo XIX los físicos estaban divididos sobre la naturaleza de la luz. En

1815 Maxwell dedujo teóricamente que la velocidad de las ondas

electromagnéticas era la misma que la de la luz. Este hecho le sugirió la idea de

que la luz debía estar formada por vibraciones electromagnéticas de frecuencia

elevada que no necesitan ningún medio material para propagarse. Según esta

teoría no era necesaria la existencia del hipotético éter y la luz entraba a formar

parte de las radiaciones electromagnéticas. Esto supuso un golpe de muerte

para la teoría corpuscular.

Cuando parecía que el modelo ondulatorio de Huygens había logrado dar una

explicación exacta sobre la naturaleza de la luz, los experimentos de Hertz en

31

1887 vienen a introducir un nuevo problema el “efecto fotoeléctrico” cuando se

ilumina una superficie metálica con una radiación de frecuencia adecuada se

produce una emisión de electrones. La teoría ondulatoria no da explicación

suficiente del efecto fotoeléctrico, ya que según la misma la energía

transportada por una onda es independiente de su frecuencia, mientras que la

experiencia demuestra que por debajo de cierta frecuencia el efecto

fotoeléctrico no se produce.

La explicación del efecto fotoeléctrico fue dada por A. Einstein, basándose en la

teoría de Planck. Para Einstein, si la energía es emitida o absorbida de manera

discontinua mediante cuantos de energía (como sostenía Planck) es porque la

misma naturaleza de la luz (la energía radiante) es discontinua y está formada

por paquetes de energía a los que llamó fotones, de modo que actúan de

manera similar a los corpúsculos de Newton.

Se permaneció así, con un doble carácter corpuscular y ondulatorio, que

prevalecía uno sobre otro según el fenómeno que se tratase, hasta que en 1923

Luis de Broglie acabó con las discrepancias y estableció la dualidad onda-corpúsculo. Según Broglie, el fotón puede ser considerado como un

corpúsculo que parte del cuerpo luminoso y que en su rápido movimiento

origina una onda electromagnética (cuya longitud de onda dedujo: l =h/mv),

convirtiéndose así en un corpúsculo-onda, del mismo modo que al avanzar

rápido un proyectil origina un movimiento periódico que nosotros percibimos

como sonido. Del mismo modo que electrón transporta su campo eléctrico, cada

cuanto de radiación transporta consigo un fenómeno periódico que se extiende

por el espacio circundante. Por consiguiente, la aparente contradicción sobre la

doble naturaleza de la luz cesa desde el momento en que la energía radiante

constituida a la vez por ondas y corpúsculos, indisolublemente asociados.

Porque entonces se concibe sin dificultad que el carácter ondulatorio se

manifiesta especialmente en ciertos fenómenos, mientras que en otros

prevalece el carácter corpuscular.

32

1.3.3 Ecuación de onda de Schrödinger.

En 1926 Schrödinger generalizó la expresión de De Broglie para los electrones.

El físico-matemático austriaco Erwin Schrödinger basó su razonamiento en que

si el electrón se comporta como una onda, se le puede aplicar una ecuación de

onda; y como está sometido a la acción del núcleo, la ecuación escogida es

análoga a la que se emplea para describir un sistema de ondas estacionarias.

Para una dirección (X)

y, para las tres direcciones:

Resolviendo queda de la siguiente forma:

Cuando se trata de resolver la ecuación anterior se encuentra que es sólo

posible para aquellos casos en que la energía toma valores que están

relacionados con números enteros.

Lo anterior dice que la cuantización aparece como una necesidad de la teoría

de Schrödinger. No tiene que ser postulada como en el caso de Bohr.

El significado de “ϕ” es tal que “ϕ2 dv” nos da la probabilidad de que una

partícula se encuentre en el elemento de volumen, dv.

d2ϕ = 4 π2 dx2

λ2

∂2ϕ + ∂2ϕ + ∂2ϕ = 4 π2 ∂x2

∂ y2 ∂z2 λ2

33

La ecuación matemática contiene la información necesaria sobre el estado

energético de los electrones en un átomo. Al resolverla se obtienen funciones

matemáticas que se llaman orbitales.

“Un orbital es una función matemática que describe el estado de un electrón en

un átomo”

La mecánica cuántica establece además que, asociados a cada orbital, se

encuentran tres a números cuánticos. Estos números derivan de la solución

matemática de la ecuación de Schrödinger, sus nombres son:

a. Número cuántico principal (n).

b. Número cuántico azimutal (l) y,

c. Número cuántico magnético (m).

Número cuántico principal (n). Indica el nivel de energía en el que se

encuentra el electrón. Sus valores son cualquier entero positivo, es decir:

n = 1, 2, 3, 4, …

Número cuántico azimutal (l). Indica el subnivel que puede ocupar el electrón.

Sus valores son números enteros que siempre comienzan en cero y terminan

en el valor (n-1), es decir:

l = 0, 1, 2, 3, 4, … (n-1)

A cada valor de l se le asigna una letra, siendo siempre las primeras cuatro

letras s, p, d, f, luego de estas se van asignando letras en orden alfabético, tal

como se muestra:

l = 0, 1, 2, 3, 4, 5…..

l = 0, 1, 2, 3, 4, 5….. s, p, d, f, g, h….

34

Cada subnivel puede tener un número definido de electrones, por ejemplo, el

subnivel s puede tener como máximo dos electrones, el p 6, y así

sucesivamente.

Número cuántico magnético o de orientación (m). Indica la orientación de un

orbital atómico. Sus valores son números enteros que empiezan en el valor de –

l pasan por cero y terminan en el valor de +l.

Existe un valor de m, para cada orbital atómico de ahí que el número de valores

de m corresponderá al número de orbitales atómicos.

Los valores permitidos para los tres números cuánticos permiten entender la

distribución de los electrones en un átomo.

Los orbitales, al ser funciones matemáticas, pueden representarse

gráficamente. Las gráficas de los orbitales atómicos representan las zonas de

más alta probabilidad para encontrar un electrón. Es importante señalar que las gráficas de los orbitales no son las formas de estos, en realidad, nadie

ha visto nunca un orbital. Para los orbitales 1s, 2s y 3s se tiene que al

representarlos gráficamente se obtiene lo siguiente. (Figura 10).

Figura 10. Orbitales s

35

Como se observa en la figura, todas la gráficas de los orbitales s tienen la forma

esférica, pero diferente tamaño; éste se incrementa conforme aumenta el valor

de n.

En el caso de los orbitales p, se tienen las gráficas como (Figura 11), las cuales

son similares entre sí en la forma, pero diferentes en la orientación espacial de

cada orbital.

Figura 11. Orbitales p.

Se observa que cada orbital se orienta preferentemente sobre un eje, esto es

fácil de entender si se recuerda que los tres orbitales p tienen valores distintos

de m, y este número cuántico indica la orientación espacial del orbital. Se

observa que los tres orbitales p tienen el mismo valor de n, n=2, lo que indica

que están en el mismo nivel de energía. A los orbitales que tienen la misma

energía se les llama orbitales degenerados. Los tres orbitales p son

degenerados entre sí.

Al igual que sucede con los orbitales p, los cinco orbitales d se orientan en

forma distinta en el espacio. En este caso, la orientación de los orbitales d es

con respecto a los planos (Figura 12), a diferencia de los p, que es con respecto

a los ejes.

36

Los cinco orbitales d también son degenerados entre sí. En el caso de los siete

orbitales f sus gráficas son aún más complicadas, estos siete orbitales también

son degenerados entre sí.

Figura 12. Orbitales d

Al resolver la ecuación de Schrödinger se obtienen las funciones matemáticas

que se llaman orbitales, sus valores de energía y sólo tres números cuánticos.

Esto permite tener una primera aproximación a la distribución de los electrones

en un átomo. Es importante señalar que la ecuación de Schördinger sólo tiene

una solución exacta para átomos monoelectrónicos (H, He1+, Li2+); para átomos

polielectrónicos es necesario hacer aproximaciones de cálculo para la solución

de ésta.

Figura 13. Orbitales f

37

1.3.3.3 Principio de exclusión de Pauli.

Este principio cuántico fue enunciado por Wolfgang Ernest Pauli en 1925 y

establece que dos partículas similares no pueden existir en el mismo estado, es

decir, que no pueden tener ambas la misma posición y la misma velocidad,

dentro de los límites fijados por el principio de incertidumbre.

Por otra parte, a través del principio de exclusión se puede explicar por qué las

partículas materiales no colapsan en un estado de casi extrema densidad, bajo

la influencia de las fuerzas producidas por las partículas de spin 1, 1½ y 2: si las

partículas materiales están casi en la misma posición, deben tener entonces

velocidades diferentes, lo que significa que no estarán en la misma posición

durante mucho tiempo.

Generalmente este principio establece que dos electrones de un mismo átomo

no pueden tener sus cuatro números cuánticos respectivamente iguales.

El principio de exclusión de Pauli sólo se aplica a fermiones (protones,

neutrones y electrones), esto es, partículas que forman estados cuánticos

antisimétricos y que tienen spin.

"Dos electrones en la corteza de un átomo no pueden tener al mismo tiempo los

mismos números cuánticos".

El principio de exclusión de Pauli interpreta un papel importante en un vasto

número de fenómenos físicos. Uno de los más importantes es la configuración

electrónica de los átomos. Un átomo eléctricamente neutro aloja a un número

de electrones igual al número de protones en su núcleo. Como los electrones

son fermiones, el principio de exclusión les prohíbe ocupar el mismo estado

cuántico, así que tienen que ir ocupando sucesivas capas electrónicas.

Como ejemplo, es ilustrativo considerar un átomo neutro de helio, que tiene dos

electrones ligados. Estos dos electrones pueden ocupar los estados de mínima

38

energía (1s), si presentan diferente espín. Esto no viola el principio de Pauli,

porque el espín es parte del estado cuántico del electrón, así que los dos

electrones están ocupando diferentes estados cuánticos. Sin embargo, el espín

sólo puede tomar dos valores propios diferentes o dicho de otra forma, la

función que describe al sistema sólo puede tener dos estados diferentes que

sean propios del operador espín s. En un átomo de litio, que contiene tres

electrones ligados, el tercer electrón no puede entrar en un estado 1s, y tiene

que ocupar uno de los estados 2s (de energía superior). De forma análoga,

elementos sucesivos producen capas de energías más y más altas. Las

propiedades químicas de un elemento dependen decisivamente del número de

electrones en su capa externa, lo que lleva a la tabla periódica de los

elementos.

El principio de Pauli también es responsable de la estabilidad a gran escala de

la materia. Las moléculas no pueden aproximarse arbitrariamente entre sí,

porque los electrones ligados a cada molécula no pueden entrar en el mismo

estado que los electrones de las moléculas vecinas.

Resumiendo, este principio establece que por cada espacio o tipo de orbital,

puede contener únicamente 2 electrones, y con spin contrario. El par de

electrones, tienen 3 números cuánticos iguales y difiere en el número cuántico

de spin.

Por ejemplo al distribuir los electrones por niveles, un mismo espacio de orbital

tiene una flecha hacia arriba y hacia abajo. La representación se llama

configuración electrónica desarrollada (Figura 13), donde cada flecha indica un

electrón, (+1/2) y (-1/2).

Cuando se realiza el llenado electrónico primero se llena el orbital "s" y se

continúa con el siguiente orbital del mismo nivel. Los electrones se acomodan

de uno en uno hasta llenar todos los espacios de ese orbital, colocando el

electrón con el mismo spin (flecha hacia arriba) y se regresa con el primer

39

espacio colocando la flecha en sentido contrario para empezar a llenar en el

mismo orden todos los espacios.

Figura 14. Orden de llenado de orbitales.

En un mismo orbital pueden quedar espacios vacíos o espacios semi-llenos.

Por ejemplo el Flúor con Z = 9, acomoda sus nueve electrones entre el primer y

el segundo nivel, eso se representa en una configuración condensada.

9F 1s2 2s22p5

Donde:

Z = Número atómico.

40

1.4 Distribución electrónica en sistemas polielectrónicos.

Cuando un átomo contiene más de un electrón, la resolución de la adecuada

ecuación de ondas es complicada. No obstante, la aplicación de distintos

métodos aproximados ha conducido a la obtención de descripciones teóricas de

acuerdo con los resultados experimentales.

El problema de la distribución de electrones entre los distintos orbitales se

resuelve por la aplicación del principio de exclusión de Pauli, según el cual “en

un átomo no puede existir dos electrones que tengan el mismo conjunto de

números cuánticos”. Así pues cada orbital sólo puede estar ocupado por dos

electrones.

Dentro de un valor dado del número cuántico “n”, cuanto mayor sea el valor del

número cuántico “l” mayor será la probabilidad de que el electrón se encuentre

a gran distancia del núcleo.

La forma en que se encuentran acomodados los electrones en un átomo se

representa de manera adecuada por medio de las configuraciones electrónicas

Una configuración electrónica es una sucesión de términos del tipo:

n lx

Donde:

n = Número cuántico principal

l = Número cuántico azimutal

nl = La combinación representa un orbital

x = Es el número de electrones presentes en éste.

41

Para hacer la configuración electrónica de un átomo, los electrones tienen que

acomodarse de los orbitales de menor a los de mayor energía, de acuerdo al

orden que se muestra en la figura 15.

Figura 15. Distribución electrónica.

Este acomodo de los electrones a partir de los orbitales de menor energía a los

de mayor energía, se conoce con el nombre de principio de Aufbau o de

edificación progresiva, y establece que:

En un átomo, cuando los electrones se introducen dentro de los orbitales

atómicos, ellos ocuparan el orbital con menor energía.

Este principio proporciona las configuraciones de la mayoría de los elementos

químicos en su estado basal. Se hace necesaria otra regla que fije el número

máximo de electrones que puede ocupar un mismo orbital. El estado de un

electrón en un átomo está determinado por medio de los custro números

cuánticos (n, l, m, s), de ahí que esta nueva regla esté relacionada con ellos.

42

1.4.1 Configuración electrónica de los elementos.

Ciertas propiedades de los átomos dependen principalmente de sus

distribuciones electrónicas y más aún de la situación en los distintos orbitales de

los electrones más externos, “electrones de valencia”.

Por lo tanto es interesante conocer tales distribuciones, que se establecen

suponiendo que el núcleo atómico con la carga apropiada está rodeado por

orbitales vacíos y que éstos se van llenando según el orden de energías

crecientes, cumpliéndose en cualquier caso el principio de exclusión de Pauli.

Existe influencia del factor llamado “carga nuclear Z”. Estos cambios ocasionan

que las posiciones relativas de las energías en los distintos orbitales,

pertenecientes a distintos valores de “n”, pueden variar.

El resultado combinado de los factores n, l y Z, hace que la distribución de

energías de los distintos orbitales sea con gran aproximación a la figura 14.

Figura 16. Diagrama de energías para los orbitales

43

En el diagrama se puede observar que los orbitales “3d” tienen mayor energía

que los “4s”, con la consecuencia de que los electrones se situaran antes en

“3d”, y lo mismo ocurre con los “4d” y “5s”, los “5d” y "6s”, etc.

Así mismo que hay orbitales: “4f” y “5d”, “5f” y “6d”, “6f” y “7d” con

aproximadamente la misma energía. Esta circunstancia se reflejará en

pequeñas variaciones del orden de llenado.

Para establecer las configuraciones electrónicas de los átomos se tomaran

como base dos importantes reglas:

1. El principio de la energía mínima, según el cual los electrones ocuparan

el orbital de energía más baja.

2. El principio de exclusión de Pauli, que señala la imposibilidad de que dos

electrones tengan el mismo conjunto de números cuánticos.

Con la ayuda de la figura 13, el principio de Aufbau y el principio de exclusión

de Pauli es posible escribir las configuraciones electrónicas de los elementos en

su estado basal.

Otra forma de visualizar el acomodo de los electrones en un átomo es por

medio de la representación gráfica de la configuración electrónica.

En esta representación, en lugar de escribir a los electrones como exponentes,

se dibuja una línea horizontal arriba del símbolo de cada orbital y se representa

a cada electrón por medio de una flecha, en donde una flecha que apunta hacia

arriba significa spin positivo y una flecha hacia abajo significa spin negativo. Por

ejemplo para el átomo de hidrógeno, se tendría:

Para poder escribir de forma correcta la representación electrónica es necesario

aplicar el principio de máxima multiplicidad o regla de Hund, el cual afirma

que:

1s

44

“El acomodo de electrones en orbitales degenerados será de tal forma que su

multiplicidad sea máxima”.

La máxima multiplicidad corresponde al número máximo de electrones con

espines paralelos. Dicho de una manera más simple, en el caso de orbitales

degenerados primero se colocará un electrón en cada uno de los orbitales y

después se procederá a aparearlos (formar parejas). En el caso del nitrógeno,

su configuración electrónica es:

1s2 2s2 2p

Como los últimos tres electrones se encuentran en orbitales degenerados se

aplica la regla de Hund, por lo que se coloca un electrón en cada orbital 2p,

como ya no hay más electrones que acomodar no se forman parejas de ellos,

por lo que la representación gráfica queda:

3

La representación gráfica de la configuración electrónica (a menudo llamado

diagrama orbital) resulta muy útil en la asignación de los cuatro números

cuánticos de un electrón. Por ejemplo si se necesitara conocer el valor de los

cuatro números cuánticos del último electrón del átomo del de níquel, se usa la

parte final de la configuración electrónica para determinar los valores n y l de los

electrones:

1s2 2s2 2p6 3p6 4s2 3d

n=3 d (l =2)

8

En seguida, partiendo del valor de l, que en este caso es 2, se determinan los

valores de m, que para l =2, son -2, -1, 0, 1, y 2. y se colocan debajo de la

1s 2s 2p 2p 2p

45

representación gráfica de la parte final de la configuración electrónica de

izquierda a derecha:

Finalmente, se observa en que orbital está el último electrón y que valor de m

le corresponde, en este caso el último electrón está en el orbital con m=0.

Como la flecha apunta hacia abajo, el valor del spin de este electrón es – ½.

Los valores para los cuatro números cuánticos de este electrón se escriben de

la siguiente manera (n, l, m. s), y resultan quedando para este ejemplo (3, 2, 0, -

½ ).

Las propiedades magnéticas de un átomo dependen de la distribución de sus

electrones en los orbitales. De esta manera si un átomo tiene todos sus

electrones apareados, el efecto de un campo magnético externo sobre él será

muy débil o prácticamente nulo. Un átomo es diamagnético si tiene todos sus

electrones apareados y paramagnético si tiene electrones desapareados.

La mecánica cuántica fundamenta el ordenamiento de los elementos en la tabla

como manifestación de la Ley periódica. La misma mecánica cuántica también

fundamenta el principio de construcción progresiva mediante la regla de las

diagonales como base del ordenamiento de los electrones en sus orbitales y por

ello hay una estrecha relación entre el acomodo de los electrones y sus

orbitales.

3d 3d 3d 3d 3d m=- 2 m=-1 m=0 m=1 m=2

46

1.4.1.3 Ubicación periódica de acuerdo al electrón.

Las configuraciones electrónicas de los elementos químicos están íntimamente

relacionadas con la posición que éstos guardan en la tabla periódica. Si se

hicieran todas las configuraciones electrónicas para los elementos del grupo 1,

se observaría que todas ellas terminan en ns1; las del grupo 2 terminan en ns2

Se pueden obtener relaciones de este tipo para cada grupo de elementos de la

tabla periódica. Estas relaciones en la parte final de la configuración electrónica

de los elementos permiten agruparlos por bloques en la tabla periódica.

.

Las dos primeras columnas de la izquierda de la tabla periódica corresponden a

los metales alcalinos y alcalinotérreo, respectivamente, en estos elementos se

están llenando los orbitales s de la última capa, por lo cual se le llama bloque s.

De lado derecho de la tabla se encuentra un bloque de seis columnas, el cual

incluye a los gases nobles, los no metales y parte de los metales. En este

bloque se están llenando los orbitales p de la última capa por esta razón recibe

el nombre de bloque p. (Figura 17).

Figura 17. Bloques s, p, d, f, en la Tabla Periódica

47

En la parte intermedia de la tabla hay un bloque de diez columnas que contiene

a los metales de transición. En este bloque se están llenando los orbitales d,

por lo que se le llama bloque d.

Finalmente debajo de la tabla hay un bloque de dos filas y catorce columnas

que contiene a los elementos en los cuales se están llenando los orbitales f, de

ahí que se le llame bloque f. (figura 17).

48

UNIDAD II

PERIODICIDAD Y NOMENCLATURA

DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS.

COMPETENCIA A DESARROLLAR.

Organizar las propiedades de los elementos químicos como funciones periódicas.

Utilizar las reglas de la nomenclatura química para los compuestos inorgánicos,

atendiendo las reglas de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada.

49

2.1 Elementos químicos, su clasificación y propiedades periódicas.

Alrededor de 1860, los científicos ya habían descubierto 60 elementos y habían

determinado sus masas atómicas. Notaron que algunos elementos tenían

propiedades similares, por lo cual le dieron nombre a cada grupo de elementos

parecidos. Al cobre, a la plata y al oro les llamaron metales de acuñar; al litio,

sodio y potasio se les conocía como metales alcalinos; al cloro, bromo y yodo

se les llamó halógenos.

El nombre de los elementos expresa la propiedad física o química más

característica del mismo, tal como un olor (bromo; fetidez), un color (cloro; del

griego chloros, verde amarillento), o su reactividad química (argón; inerte); o el

compuesto del cual fue obtenido (potasio; de la potasa). Algunos nombres de

elementos honran a algún personaje real o mitológico (einstenio, en honor a

Albert Einstein; o prometio, en honor a Prometeo); a algún lugar (californio, en

honor a california) o a un cuerpo celeste (uranio, en honor al planeta Urano).

Los químicos también observaron diferencias entre grupos de elementos y

elementos entre sí, por lo cual se propusieron a organizarlos en un sistema que

mostrara las semejanzas y también reconociera las diferencias. Era lógico

utilizar la masa atómica como la base para estos primeros intentos.

En la tabla periódica moderna, los elementos se organizan por el número

atómico (indica el número de electrones que tiene un átomo). Si los elementos

se ubican en la tabla de acuerdo con su número atómico, entonces también

están ordenados según el número de electrones que tienen. La alineación

empieza con el hidrógeno, que tiene un electrón, después sigue el helio en la

primera fila, porque tiene dos electrones. El litio tiene tres electrones y

comienza un nuevo periodo en el extremo izquierdo de la tabla y se convierte

en el primer elemento de un grupo. Un grupo también conocido como familia,

consta de los elementos de una columna.

Los grupos se enumeran de izquierda a derecha.

50

El número de electrones de valencia cambia de uno a ocho cuando se recorre

un periodo de izquierda a derecha, cuando se llega al grupo 18, el patrón se

repite. Para los elementos del grupo principal, el número del grupo se relaciona

con el número de electrones de valencia. Los grupos 1,2, 13, 14, 15, 16, 17 y

18. Para los elementos de los grupos 1 y 2, el número de grupo es igual al

número de electrones de valencia.

Debido a que los elementos que conforman un grupo tienen el mismo número

de electrones de valencia, sus propiedades son similares. El sodio está en el

grupo 1 porque tiene un electrón de valencia. Como los otros elementos de este

grupo también tienen un electrón de valencia, tienen propiedades químicas

similares.

En toda la tabla periódica, los elementos de un mismo grupo tienen propiedades

químicas semejantes porque poseen el mismo número de electrones de

valencia.

En la tabla hay cuatro grupos con nombres comunes:

1. Los metales alcalinos del grupo 1.

2. Los metales alcalinotérreos del grupo 2.

3. Los halógenos del grupo 17, y los

4. Gases nobles del grupo 18.

En griego, la palabra halógeno, significa “el que forma sal”, porque los

compuestos que forman con los metales son como la sal. A los elementos del

grupo 18 se les conoce como gases nobles porque son mucho menos reactivos

que la mayoría de los demás elementos.

Como la tabla periódica relaciona números de grupo y de periodo con los

electrones de valencia, ayuda a predecir la estructura atómica y, por lo tanto,

las propiedades químicas. Por ejemplo, el oxígeno está en el grupo 16, en el

periodo 2, y tiene seis electrones de valencia (los mismos que el segundo dígito

51

del número del grupo); estos electrones están en el segundo nivel de energía

(porque el oxígeno está en el segundo periodo). El oxígeno tiene el mismo

número de electrones que los demás elementos del grupo 16, por lo cual tiene

propiedades químicas similares.

Los estados físicos y el tipo de elementos (sintético o natural), si es metal, no

metal o metaloide, es otra información práctica que se puede obtener a partir de

la tabla periódica. (Figura 18).

Figura 18. Tabla periódica de los elementos químicos.

La mayoría de los elementos son sólidos, ya que sólo dos son líquidos y,

excepto el hidrógeno, los elementos gaseosos se localizan en la esquina

superior derecha de la tabla.

Algunos elementos no se encuentran en la naturaleza, sino que se producen

artificialmente en aceleradores de partículas. Los elementos sintéticos,

producidos por medio de reacciones nucleares, se señalan en la tabla periódica,

entre ellos está el tecnecio y todos los elementos después del uranio.

Clasificación de los elementos.

Los códigos de color de los elementos de la tabla periódica los identifican como:

52

1. Metales (azul)

2. No metales (amarillo) y,

3. Metaloides (verde)

La mayor parte de los elementos son metales, éstos ocupan todo el lado

izquierdo y el centro de la tabla periódica. Los no metales se encuentran en la

esquina superior derecha y los metaloides se localizan entre los límites del sitio

de los metales y no metales. Cada uno de estos tipos de elementos tiene

propiedades físicas y químicas características, de tal forma que si se sabe que

un elemento es un metal, no metal o metaloide, Se puede predecir su

comportamiento.

Metales.

Los metales están casi en todas partes. Constituyen muchas de las cosas que

se usan todos los días: automóviles, bicicletas, joyas, monedas, alambres

eléctricos, aparatos domésticos y computadoras. Por su resistencia y

durabilidad, se utilizan en las construcciones y en los puentes, y también para

reemplazar huesos. Los metales son elementos que:

Tienen brillo

Conducen calor y la electricidad

Comúnmente se doblan sin romperse, con excepción del estaño, plomo y

bismuto.

Tienen uno, dos o tres electrones de valencia.

Todos los metales con excepción del mercurio, son sólidos a temperatura

ambiente.

La mayoría posee puntos de fusión muy altos.

La tabla periódica muestra que la mayoría de los metales (código azul) no son

elementos del grupo principal. Una gran parte se localiza en los grupos 3 a 12

que son llamados elementos de transición, muchos de estos son comunes,

como el cromo, hierro, níquel, cobre, zinc, plata y oro. Otros son menos

53

comunes, pero importantes como el titanio, manganeso, platino y uranio.

Algunos elementos de transición del periodo 7 son sintéticos y radiactivos.

En tanto que la química de los metales del grupo principal es bastante

predecible, lo es menos la de los elementos de transición. La dificultad para

predecir las propiedades y el comportamiento de los metales de transición se

debe a que la estructura atómica de estos elementos es más complicada.

No metales.

Aunque lo mayoría de los elementos de la tabla periódica son metales, en la

naturaleza abundan más los no metales. El oxígeno y el nitrógeno son no

metales que constituyen 99% de la atmósfera en la Tierra. El carbono, otro no

metal se encuentra en más compuestos que todos los otros elementos

combinados. La mayor parte de los no metales:

No conducen electricidad.

Conducen escasamente el calor.

Son quebradizos en estado sólido.

Son de varios colores no lustrosos.

Muchos son gases a temperatura ambiente.

Sus puntos de fusión tienden a ser más bajos que los de los metales, con

excepción del carbono.

Tienen cinco, seis, siete u ocho electrones de valencia.

Los electrones de valencia están fuertemente unidos.

Metaloides.

Tienen algunas de las propiedades físicas y químicas de los metales y otras de

los no metales. Los metaloides se ubican en la tabla periódica a lo largo del

límite entre los metales y los no metales. El silicio es tal vez el metaloide mejor

conocido. Algunos metaloides como el silicio, germanio y el arsénico son

54

semiconductores (es un elemento que no conduce la electricidad tan bien

como un metal, pero lo hace algo mejor que un no metal).

Estructura atómica de los metales, metaloides y no metales.

La diferencia entre las propiedades de los tres tipos de elementos se debe a las

distintas maneras en que los electrones se distribuyen en los átomos. El

número y la distribución de los electrones de valencia y la fuerza en que se

sostienen en un átomo son factores importantes que determinan el

comportamiento de un elemento.

En general, los electrones de valencia de un metal se atraen con menos fuerza

por el núcleo positivo, se mueven con libertad en el metal sólido y se sueltan

con facilidad. Esta libertad de movimiento es lo que les confiere a los metales la

capacidad de conducir electricidad. Por otra parte, los electrones de valencia de

los átomos de los no metales y metaloides están sostenidos con más fuerza y

no se sueltan con facilidad. Cuando los metales experimentan reacciones

químicas, tienden a perder los electrones de valencia, mientras que los no

metales tienden a compartir electrones o ganar los de otros átomos.

55

2.1.2 Variación de las propiedades periódicas de los elementos.

La mayoría de las propiedades de los elementos varían de manera regular en

ciertas direcciones en la tabla periódica. Estas variaciones se explican en

función de la variación de la estructura electrónica de los átomos. Se

consideran a continuación, la variación de las siguientes propiedades:

a. Radio atómico

b. Energía de ionización

c. Afinidad electrónica

d. Electronegatividad

a. Radio atómico.

Existen algunas consideraciones importantes al hablar del tamaño de los

átomos, la primera es que estos son extremadamente pequeños y la segunda

es que su tamaño es difícil de definir.

De acuerdo al modelo de la mecánica cuántica del átomo, los electrones se

encuentran distribuidos en orbitales de diferente energía y estos no tienen un

tamaño definido, por lo tanto el tamaño de un átomo no puede ser determinado

con precisión.

Los orbitales atómicos representan una probabilidad de encontrar a los

electrones en un átomo y no tienen, por tanto, una frontera definida.

Cuando los átomos se unen para formar moléculas diatómicas como Cl2, O2,

N2

El radio atómico es la mitad de la distancia internuclear entre dos átomos

entrelazados.

, etc. es posible medir con toda precisión la distancia entre los núcleos de los

dos átomos enlazados, de esta manera se puede definir:

56

Por ejemplo, la distancia internuclear en la molécula de Cl2 es de 200pm

(picometros, 1pm=1E-12

La tendencia periódica del radio atómico de los elementos químicos es que

aumenta al incrementarse el número atómico en un grupo de la tabla periódica

y aumenta al disminuir el número atómico en un periodo, esta tendencia se

observa claramente en la figura 19.

m); al dividir entre dos esta distancia se obtiene el radio

atómico del cloro que es de 100pm. En el caso del diamante, la distancia

internuclear entre dos átomos de carbono es de 154pm, por lo que el radio

atómico del carbono es de 77pm.

Tabla 19. Tendencia del radio atómico

Al aumentar el número atómico en un grupo de la tabla periódica se va

cambiando de periodo, por lo que los electrones cada vez en un nivel de

energía más alejado del núcleo; el resultado de esto es que el radio atómico

aumenta.

57

En un periodo al disminuir el número atómico, disminuye el número de protones

en el núcleo, por lo que también disminuye la atracción electrostática de éstos

hacia los electrones, lo que ocasiona que el tamaño del átomo aumente.

b. Energía de Ionización.

Cuando un átomo pierde por completo uno de sus electrones se dice que se

ioniza. En este proceso se dice que se ioniza. En este proceso se forma un

catión, por ejemplo el hidrógeno forma el ión H1+

La energía de ionización es la energía necesaria para arrancar por completo

un electrón a un átomo aislado en fase gaseosa.

. Para que este proceso se

lleve a cabo es necesario suministrarle energía al átomo por medio de calor, por

tanto el proceso de ionización es endotérmico. De esta manera se puede

definir:

Esta energía de ionización corresponde a la diferencia de energía que existe

entre el nivel donde se encuentra el último electrón y un nivel con n igual a

infinito, que correspondería a la eliminación total del electrón.

En un átomo polielectrónico pueden separase de él varios electrones, las

subsecuentes energías involucradas en estos procesos son la segunda, tercera,

cuarta, etc, energías de ionización.

Las unidades para todas estas energías de ionización son electrón-volts (eV) o

joules (J). Pero en la mayoría de las tablas aparecen reportadas en J/mol, esto

se debe a que se está reportando la energía de ionización, no la de un solo

átomo aislado, sino la de un mol de átomos.

La tendencia periódica de la energía de ionización es que en un periodo se

incrementa al aumentar el número atómico y en un grupo aumenta al disminuir

el número atómico. (Figura 20).

58

Esto se debe a que en un periodo al aumentar el número atómico aumenta

también la atracción electrostática del núcleo hacia el último electrón, por lo que

se necesita de más energía para arrancarlo completamente del átomo.

Figura 20. Tendencia de energía de ionización

Esto se debe a que en un periodo al aumentar el número atómico aumenta

también la atracción electrostática del núcleo hacia el último electrón, por lo que

se necesita de más energía para arrancarlo completamente del átomo. En el

caso de un grupo, al ir disminuyendo el número atómico disminuye también la

distancia entre el núcleo y el último electrón, por lo que al estar más cerca el

electrón del núcleo es atraído con mayor fuerza hacia éste, lo que ocasiona que

se requiera más energía para arrancarlo del átomo.

c. Afinidad electrónica.

Un átomo neutro puede incorporar a su estructura un electrón y convertirse en

un anón; por ejemplo, el átomo de flúor forma el anión fluoruro, Al llevarse a

cabo este proceso libera energía por medio de calor, es un proceso exotérmico.

Por lo que se define así:

La afinidad electrónica es la energía liberada en la formación de un anión a

partir de un átomo neutro y aislado en estado gaseoso.

59

A diferencia de la energía de ionización, la afinidad electrónica es difícil de

medir en forma experimental, pero muestra un comportamiento periódico similar

al de la energía de ionización. (Figura 21).

Figura 21. Tendencia de afinidad electrónica

La afinidad electrónica aumenta en un periodo al aumentar el número atómico y

aumenta en un grupo al disminuir el número atómico.

En un periodo, al aumentar el número atómico se incrementa el número de

protones en el núcleo, lo cual origina un aumento progresivo de la atracción del

núcleo hacia el electrón exterior que se incorpora al átomo.

En un grupo, conforme disminuye el número atómico disminuye la distancia

entre el núcleo y el electrón que se incorpora al átomo, por lo que aumenta la

atracción del núcleo atómico hacia este y por tanto se incorpora con más

facilidad.

d. Electronegatividad.

La afinidad electrónica y la energía de ionización son propiedades que se

refieren a átomos aislados. Existe una propiedad creada por los químicos que

explica la capacidad de los átomos de atraer electrones hacia sí cuando éstos

están enlazados. Dicha propiedad es la electronegatividad.

Aum

enta

60

La electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo de atraer electrones

hacia él en un enlace químico.

La electronegatividad es un concepto que sólo tiene sentido cuando se habla de

átomos enlazados. Esta propiedad aumenta en un periodo al aumentar el

número atómico y aumenta en un grupo al disminuir el número atómico. (Figura

22).

Figura 22. Tendencia de la electronegatividad.

La electronegatividad es un número adimensional y se representa por el

símbolo χ. Existen varias escalas de electronegatividad siendo la más usada la

escala de creada por Linus Pauling.

Aum

enta

Aumenta

61

2.1.3 Usos e impacto económico y ambiental de los elementos.

El medio ambiente terrestre está compuesto por cuatro regiones. La litosfera,

formada por la corteza terrestre y montañosa del planeta; la atmósfera formada

por las capas de gases que rodean el planeta; la hidrosfera, que incluye al agua

de ríos, mares, lagunas y depósitos subterráneos, y la biosfera, que es la región

en donde habitan los vegetales y animales del planeta.

A través de siglos el hombre ha obtenido del medio ambiente materiales útiles,

que son los recursos naturales. Actualmente se cuenta con la tecnología que

permite, con cierta facilidad, localizar y extraer dichos recursos.

Se cree que los elementos químicos son resultado de la síntesis por procesos

de fusión a muy altas temperaturas (en el orden de los 100 000 000ºC y

superiores). La fusión de las partículas nucleares simples (protones y

neutrones) lleva primero a núcleos atómicos como el helio y luego a los núcleos

más pesados y complejos de los elementos ligeros (litio, boro, berilio y así

sucesivamente). Los átomos de helio bombardean a los átomos de elementos

ligeros y producen neutrones. Los neutrones son capturados por los núcleos de

los elementos y producen otros más pesados. Estos dos procesos -fusión de

protones y captura de neutrones- son los procesos principales con que se

forman los elementos químicos.

La abundancia de los elementos en las rocas de la Tierra, la Tierra en general,

los meteoritos, el sistema solar, las galaxias o todo el universo, corresponde al

promedio de las cantidades relativas de los elementos químicos presentes. Los

elementos más abundantes en la superficie de la Tierra son: oxígeno, silicio,

magnesio, calcio, aluminio, así como el hierro. En el universo, el hidrógeno y el

helio constituyen más del 95% de la materia total. Algunas de las aplicaciones

que tienen estos elementos químicos se observan en la tabla 1.

62

Elemento Químico Aplicaciones Hierro Fundición, acero, metalurgia

Sodio Sal, reactores nucleares (1)

Potasio Abonos, química

Aluminio Electricidad y mecánica, envases (2)

Cobre Electricidad y mecánica

Cromo Acero inoxidable, química, materiales refractarios,

metalurgia

Zinc Construcción, revestimientos anticorrosión

Bario Química, pinturas, insonorización, vidrio (3)

Plomo Acumuladores, química

Níquel Metalurgia

Magnesio Industria aeronáutica, farmacia

Estaño Soldadura, química

Litio Industria nuclear, vidrio, cerámica

Molibdeno Electricidad, materiales refractarios, pigmentos

Vanadio Metalurgia, industria nuclear

Uranio Combustible nuclear

Volframio Industria eléctrica, metalurgia

Torio Materiales refractarios, revestimiento de cátodos

Cobalto Metalurgia, química

Cadmio Acumuladores, pigmentos, estabilizantes

Plata Fotografía, electricidad, joyería, monedas

Titanio Pinturas, materiales compuestos, aeronáutica (4)

Oro Joyería, monedas, electrónica

Mercurio Equipos eléctricos, física

Platino Convertidores catalíticos, joyería

Rodio Convertidores catalíticos, química (2)

(1) En forma de sal (cloruro de sodio) (2) Metal primario (3) Producción de baritina (mineral de bario) (4) Oxido de titanio

Tabla 1. Usos de los elementos químicos.

63

Por otro lado, debe recordarse que los desechos de una sociedad se presentan

en forma de gases, líquidos y sólidos, los que finalmente van a dar al medio

ambiente. Asimismo la productividad y la creatividad han permitido a los

habitantes de los países industrializados disponer de una enorme variedad de

materiales, los que para producirse requieren del gasto exagerado de recursos

naturales, y a la vez generan enormes cantidades de desechos. Algunos

elementos que han causado impacto ambiental son:

Carbono.

Se le conoce como el asesino invisible. Es incoloro, inodoro y no irritante, y

penetra fácilmente por vía respiratoria sin provocar signos de alarma. Es un gas

muy tóxico que puede causar la muerte si se respira a niveles elevados”. Se le

conoce como monóxido de carbono, uno de los enemigos públicos más

peligrosos para el medio ambiente y la salud humana. El CO se produce por la

combustión incompleta del carbón y otros materiales carbonados, gases y

resinas petroleras como gasolina, madera, carbón, propano, petróleo, metano o

queroseno. Las chimeneas, calefacciones, cocinas, calderas o vehículos en

marcha son posibles fuentes de CO. “Es un gas menos denso que el aire, por lo

que en una atmósfera tranquila sin corrientes de aire tiende a acumularse en las

capas altas y supone uno de los contaminantes atmosféricos tóxicos más

comunes”. Culpable de dolencias: mareos, cefaleas, vértigos, nauseas,

obnubilación o taquicardias, entre otros efectos.

Azufre.

Los óxidos de azufre se forman al quemar carbón mineral, petróleo crudo,

diesel y combustóleo que contienen azufre. Todos ellos combustibles que se

utilizan en las industrias y algunos vehículos de carga. Al mezclarse con agua

producen lluvia ácida. El bióxido de azufre es un compuesto gaseoso

constituido de azufre y oxígeno, y es producido por centrales termoeléctricas y

refinerías. También se genera por combustión del carbón diesel, combustóleo y

64

gasolina, fundición de vetas ricas en azufre, procesos industriales y por

erupciones volcánicas.

Algunos de los efectos importantes en la salud de la población son las

alteraciones en la ventilación, anomalías en la defensa pulmonar, agravación de

enfermedades respiratorias, cardiovasculares.

Plomo. Se encuentra en la naturaleza en forma de carbonato, y de sulfato, casi todo el

plomo del comercio se obtiene del sulfuro que constituye el mineral galena. Se

trata de un metal color gris, pesado, blando y poco resistente a la tracción.

Los compuestos solubles de plomo son venenosos, y por lo tanto, los tubos de

plomo para conducir agua potable solo pueden utilizarse con seguridad si el

agua es algo dura. El plomo se usa para fabricar tubos de cañerías y revestir

cables eléctricos. Los vapores de plomo son los causantes de una gran

enfermedad llamada saturnismo, caracterizada entre otros síntomas por

anorexia, constipación pertinaz, anemia parálisis muscular, insomnio, angustia.

Otras de las fuentes alternativas de energía desarrollada es la radioactiva que

genera muchos desechos o contaminantes radioactivos, provenientes de las

reacciones nucleares, o de yacimientos de minerales radioactivos, de las

plantas donde se refinan o transforman estos minerales, y de las generadoras

de electricidad que funcionan con materia radiactiva. Todavía no se conoce un

método para eliminar estos desechos sin riesgo para el hombre.

Otro de los impactos que genera la explotación de los recursos energéticos es

la contaminación acústica, pues el ruido producido por la industria, disminuye

la capacidad auditiva y puede afectar el sistema circulatorio, y aún, cuando los

trabajadores de estas industrias ya están acostumbrados al ruido por

escucharlos en forma prolongada, les genera daños mentales.

La minería y el procesamiento de minerales a menudo producen impactos

ambientales negativos sobre el aire, suelos, aguas, cultivos, flora y fauna, y

65

salud humana. Además pueden impactar, tanto positiva como negativamente,

en varios aspectos de la economía local, tales como el turismo, la radicación de

nuevas poblaciones, la inflación, etc. En el pasado, las empresas no siempre

fueron obligadas a remediar los impactos de estos recursos. Como resultado,

mucho de los costos de limpieza han debido ser subsidiados por los

contribuyentes y los ciudadanos locales. Este papel presenta los costos

representativos de numerosas actividades de remediación. Con frecuencia, lo

más costoso a largo plazo es el tratamiento del agua. El uso de garantías

financieras o seguros ambientales puede asegurar que el que contamina, paga

por la mayoría de los costos.

Otra cuestión a tener en cuenta con respecto al impacto medioambiental de la

obtención y consumo energéticos es la emisión de gases de efecto invernadero,

como el CO2, que están provocando el Cambio Climático. Se trata no sólo de

las emisiones producidas por la combustión durante el consumo, como por

ejemplo al quemar gasolina al utilizar un coche para el transporte de personas y

mercancías, sino también de la obtención de energía en centrales térmicas en

las que se genera electricidad por la combustión fundamentalmente de carbón.

El uso cada vez más generalizado de energías renovables sustitutivas es la

mejor forma de reducir este impacto negativo.

Lo anterior lleva a reflexionar que los recursos de la Tierra están disminuyendo

y la contaminación crece exageradamente.

66

2.2 Compuestos inorgánicos elementos.

Desde sus orígenes el hombre ha sentido la necesidad de comunicarse. Los

antepasados de los actuales químicos tuvieron que darles un nombre especial y

una representación escrita a toda la serie de sustancias que identificaban en su

estudio de las propiedades de la materia y de los fenómenos que causan

cambios en ella. Así los alquimistas inventaron nuevos términos como álcali,

bórax, alcohol, etc., que eran representados por dibujos. Esta representación

con algunas variantes perduró hasta 1803, cuando el químico inglés John

Dalton publicó la ley de las proporciones múltiples. Dalton ideo una nueva forma

de identificar las sustancias. Empleo símbolos en forma de círculos con rayas,

puntos o letras en su interior.

En 1928 Berzelius creo los símbolos modernos en los que una o dos letras

representan el nombre en latín de los elementos: natrium (sodio), argentum

(plata), aurum (oro). Conforme se descubren más elementos se les asigna

nombres en otros idiomas, según el deseo del descubridor.

Los compuestos se representan con la combinación de los símbolos de los

elementos que los forman, los cual facilita el lenguaje de la química.

En la actualidad se conocen cerca de nueve millones de compuestos orgánicos

e inorgánicos, por lo que es necesario utilizar un sistema de nomenclatura para

distinguirlos entre sí.

Se denomina compuesto inorgánico a todos aquellos compuestos que están

formados por distintos elementos, pero en los que su componente principal no

siempre es el carbono, siendo el agua el más abundante. En los compuestos

inorgánicos se podría decir que participan casi la totalidad de elementos

conocidos.

La nomenclatura es el conjunto sistematizado de reglas que regulan la

designación de fórmulas y nombres para las sustancias químicas.

67

Los compuestos inorgánicos a pesar de que constituyen casi la totalidad de los

elementos químicos conocidos, solo han sido descubiertos y sintetizados

aproximadamente un millón y medio.

Existen nombres comunes con los que se identifica a los compuestos, basado

algunas veces en sus características físicas, químicas, organolépticas,

toxicológicas o algunas de sus diferentes aplicaciones. Los nombres comunes o

triviales son arbitrarios y no toman en cuenta la composición química de las

sustancias, por lo que fue necesario asignarle a cada compuesto un nombre

característico que lo diferenciara de los demás y que indicara su composición

química. Aunque algunos nombres comunes se utilizan con frecuencia, en

química se prefiere utilizar nombres sistemáticos para identificar con precisión

la composición química de las sustancias.

Puesto que la nomenclatura química es un tema de primordial importancia fue

necesaria la fundación de un organismo internacional que se abocara a elaborar

normas de nomenclatura. Con este fin, en 1921 se fundó la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, International Union of

Pure and Applied Chemestry), organismo internacional que tiene a su cargo la

elaboración de los métodos y reglas para nombrar a los compuestos y escribir

sus fórmulas. Para poder utilizar adecuadamente la nomenclatura oficial y

aplicar mejor sus reglas se requieren algunos conceptos como: estructura

atómica y el número de oxidación.

Número de oxidación.

El estado de oxidación, también conocido como número de oxidación de un

elemento, es el número de cargas que adquiere un átomo al reaccionar con otro

u otros átomos por una transferencia real de electrones entre ellos para formar

un compuesto.

Los números de oxidación se asignan mediante el siguiente conjunto de reglas:

68

1. Cualquier elemento solo (sin combinar con otro distinto), sea molécula

monoatómica o poliatómica, tiene un número de oxidación igual a cero,

por ejemplo: Na0, Mg0, H20, O2

0, Cl20, O30, S8

0, P40

2. Los metales tienen estado de oxidación positivos. Los del grupo I

siempre tienen estado de oxidación +1 y los del grupo II, +2.

.

3. El número de oxidación del hidrógeno en un compuesto o en un ión

generalmente es +1. A excepción de los hidruros metálicos, en los cuales

el hidrógeno es el segundo de la formula y tiene un número de oxidación

de -1; por ejemplo, en NaH, el H es -1.

4. El número de oxidación del oxígeno en un compuesto o en un ión es

generalmente -2, con la excepción de los peróxidos, en donde es -1,

porque hay un enlace entre los dos átomos de oxígeno.

5. El número de oxidación de un ión monoatómico es el mismo que la carga

del ión; por ejemplo Cl-1, Mg+2

6. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en

un compuesto debe ser igual a cero.

.

7. La suma algebraica de los números de oxidación de todos los átomos en

ión poliatómico (iones que contienen más de un átomo) debe ser igual a

la carga del ión.

8. Los halógenos (F, Cl, Br, I) tienen estado de oxidación -1 en compuestos

binarios; por ejemplo: KF, NaCl

Escritura de fórmulas.

Para escribir la fórmula de un compuesto se anota primero el símbolo del catión

y a continuación el anión o el radical que posee carga negativa; en seguida se

cruzan estos números sin tomar en cuenta los signos (regla de la cruz).

Ejemplo, cloruro de sodio

Na+1 Cl

Como los números de oxidación de ambos elementos son iguales se puede

simplificar, entonces la formula queda como:

-1

69

Na Cl

Nomenclatura de los óxidos.

Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos

elementos, uno de los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.

Estos se clasifican en:

a) Óxidos metálicos o básicos:

Los óxidos básicos o metálicos están formados por un metal y oxígeno. El

nombre se forma con la palabra “óxido” seguida de la específica del elemento

que va unida al oxígeno. Cuando el número de oxidación del metal es igual al

número de oxidación del oxígeno se puede simplificar, ejemplo:

Ca+2 O

Con la regla de la cruz se tiene:

-2

Ca2O

Simplificando:

2

CaO (óxido de calcio)

Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer

término el grupo IA o (1) de los alcalinos, los que por tener un solo electrón por

encima de la estructura de gas noble actúan con carga +1. Para obtener la

fórmula química, se debe recordar que la sumatoria de los números de

oxidación debe ser cero. En este caso se necesitarán dos iones del metal para

70

neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabras la fórmula de estos óxidos

será: Li2O, Na2O, K2O, etc., y en general, será M2

Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:

O siempre que el metal actúe

como +1.

Si un mismo elemento aporta más de un óxido, el nombre del que contiene el

metal en menor estado de oxidación termina en –oso y el de mayor estado de

oxidación en –ico, ejemplo:

Óxido de (nombre del metal)

Cu2

CuO, óxido cúprico (cobre en estado de oxidación +2)

O, óxido cuproso (cobre en estado de oxidación +1)

Otra forma de nombrarlos es empleando números romanos después del

nombre del compuesto para indicar el número o estado de oxidación del metal,

en lugar de las terminaciones –oso e –ico; ejemplo:

Cu2

CuO, óxido de cobre II.

O, óxido de cobre I.

A esta nomenclatura se le denomina de Stock o sistemática.

Los metales alcalinotérreos o del grupo II A (2), por poseer dos electrones en el

último nivel, actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula de su

óxido será: MgO, CaO, BaO, etc., y en general, será MO.

71

b) Óxidos no metálicos o ácidos:

Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más

frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de

cada elemento y los más usados son:

Prefijo Número de átomos

Mono 1

Di 2

Tri 3

Tetra 4

Penta 5

Hexa 6

Hepta 7

Octa 8

Nona 9

Deca 10

La regla para nombrarlos es:

El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con

las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido,

sino, heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y

no se usa cuando tiene un solo átomo: así, el CO

(prefijo) óxido de (prefijo)(nombre del no metal)

2

N

se nombra dióxido de

carbono y no dióxido de monocarbono. Por ejemplo:

2

P

O Monóxido de dinitrógeno

4O10

Decóxido de tetrafósforo

72

Nota: Es correcto utilizar ambas formas de nomenclatura para metales y no

metales. Lo que se explicó anteriormente, es la utilizada con preferencia y no

con exclusión. Así, Cu2

Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utiliza el sufijo

oso cuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su

menor estado de oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor.

Volviendo a ejemplos ya citados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe

O se denomina óxido de cobre (I) (más común) o

monóxido de dicobre y CO se denomina monóxido de carbono (más común) u

óxido de carbono (II).

2O3,

óxido férrico, igualmente el SO2 se denomina óxido sulfuroso y el SO3

Nomenclatura de los hidróxidos.

, óxido

sulfúrico. El inconveniente de esta nomenclatura estriba en que exige el

conocimiento de los estados de oxidación del elemento, puesto que sólo nos

indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es su valor. Además, no sirve

para especies que presentan más de dos números de oxidación.

También llamados bases inorgánicas, contienen al ion hidroxilo OH-

NaOH, Hidróxido de sodio.

combinado

con un ión metálico (catión). Se nombran empleando la palabra “hidróxido”

seguida de la específica que corresponde a la del metal. Igual que en el caso de

los óxidos, en su nomenclatura también se emplean las terminaciones –oso e –

ico para diferentes números de oxidación. Ejemplo:

En el caso de la nomenclatura de Stock:

NaOH, Hidróxido de sodio. CuOH, Hidróxido de cobre I

Cu(OH)2 Cu(OH), Hidróxido cúprico. 2

Si simbolizamos a un catión metálico como M

, Hidróxido de cobre II

+n, la fórmula general será:

M(OH)n

La regla para nombrar a los hidróxidos es:

.

Hidróxido de (nombre del metal) (número de oxidación si es necesario)

73

Nomenclatura de los hidrácidos.

Los hidrácidos están compuestos por hidrógeno y un elemento no metálico en

estado iónico o un ión poliatómico. Para nombrarlos se aplica la palabra “ácido”

y después la específica derivada del nombre del elemento, con la terminación

hídrico:

HCl, Ácido clorhídrico HI, Ácido iodhídrico

HF, Ácido fluorhídrico H2

HBr, Ácido bromhídrico

S, Ácido sulfhídrico

HCN, Ácido cianhídrico

Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos

VIA (16) y VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones Hidrógeno y pasan a

denominarse Hidrácidos (ácidos sin oxígeno).

Para nombrarlos debemos decir así:

Nótese que no se incluyen en este grupo los derivados de no metales de los

Grupos IVA (14) y VA (15).

Ácido (nombre del no metal) hídrico

Nomenclatura de las sales binarias.

En su mayor parte, estos compuestos están formados por un metal y un no

metal. Se consideran derivadas de los hidrácidos. El nombre se forma al añadir

a la raíz del no metal el sufijo –uro y a continuación el nombre del elemento

metálico o añadiendo el sufijo –oso (para el número de oxidación menor) o –ico

(para el número de oxidación mayor) al nombre del metal.

NaBr, Bromuro de sodio CuCl2AgCl, Cloruro de plata

, Cloruro cúprico

Sb2S3

CuCl, Cloruro cuproso

, Sulfuro de antimonio

CS2

, Disulfuro de carbono

74

Nomenclatura de los oxiácidos y las sales ternarias.

Oxiácidos.

Los oxiácidos son compuestos inorgánicos ternarios que contienen hidrógeno,

un no metal y oxígeno. Se nombra empleando la palabra “ácido” y el sufijo –oso

o –ico. Según el número de oxidación del elemento diferente al hidrógeno y al

oxígeno, se le asigna el prefijo hipo- o per-, para lo cual se emplea la tabla 2.

Ácido Sal Oxoanión

Número de oxidación

Prefijo Sufijo Sufijo - 1 - 2 - 3

1,2 hipo- -oso -ito XO

3,4 -oso -ito XO XO2 XO2 3

5,6 -ico -ato XO XO3 XO4 4

7,8 per- -ico -ato XO 4

Elementos F,Cl,Br,I,N S P

Tabla 2. Nomenclatura de oxiácidos y sales ternarias.

Pueden representarse por la fórmula general Hx A Oy

Existen dos nomenclaturas:

donde A representa a un

no metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse

de un metal de transición).

a. La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si

un elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento

actuando con su mayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento

seguido de la terminación ico y si está actuando con el menor llevará el

nombre del elemento seguido de la terminación oso anteponiendo en

ambos casos el término ácido. Los oxácidos más frecuentes con los que se

trabajan se encuentran en la tabla3.

75

Grupo IV A (14) Grupo V A (15) Grupo VI A (16)

H2CO3 HNO ácido carbónico 2 H, ácido nitroso 2SO3, ácido sulfuroso

HNO3 H, ácido nítrico 2SO4, ácido sulfúrico

H3PO3, ácido fosforoso

H3PO4 , ácido fosfórico

Tabla 3. Oxácidos.

En el caso del Grupo VII A (17) los oxácidos formados responden a la fórmula

general H X On

En general:

donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I.

ácido (prefijo) (nombre del halógeno) (sufijo)

Ejemplo:

HBrO, Ácido hipobromoso HIO3

HClO

, Ácido yódico

2 HClO, Ácido cloroso 4

b. La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno

mediante el uso de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del

sufijo oxo y luego se agrega el nombre del elemento siempre terminado en

ico, y su estado de oxidación en números romanos.

, Ácido perclórico

En general:

Ácido (prefijo) oxo (nombre del no metal) ico (estado de oxidación)

Ejemplo:

H2SO3 H, Ácido trioxosulfúrico (IV) 2SO4

, Ácido tetraoxosulfúrico (VI)

76

Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no

diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo

suficientemente habitual.

Sales ternarias.

Las sales ternarias se forman cuando el hidrógeno de un ácido es sustituido por

un metal. Se consideran así a las que se derivan o pueden considerarse

derivadas de los oxoácidos. Para denominarlas se emplea la tabla 2 de la

misma manera que los oxoácidos.

Nomenclatura de las sales cuaternarias.

Las sales cuaternarias están formadas por un catión hidrógeno, un no metal y

oxígeno. Se antepone el nombre del polianión, con su respectiva terminación –

ato o –ito. A continuación la palabra “ácido” que puede tener el prefijo mono-, di-

tri-, según el número de hidrógenos, y después el nombre del metal; de ser

necesario, el sufijo –oso o –ico, según el número de oxidación con el que se

trabaje. También se puede utilizar la nomenclatura stock, ejemplo:

NaHCO3 FeHPO, Carbonato ácido de sodio

(Bicarbonato de sodio) 4

Ca(HSO

, Fosfato ácido ferroso o

fosfato monoácido de hierro II

3)2 NaHS, Sulfuro ácido de sodio , Sulfito ácido de calcio

(Bisulfito de calcio)

NaH2PO4 , Fosfato diácido de sodio

(Fosfato monobásico de sodio)

Nomenclatura de los anhídridos

Los anhídridos están formados por un no metal y oxígeno. Generalmente, el

nombre se forma con la palabra “anhídrido” y el nombre del elemento

específico, terminando en –ico. Ejemplo:

SO2 SiO, Anhídrido sulfúrico 2, Anhídrido sílicico

77

Si un mismo elemento forma más de un anhídrido, al que contiene menor

cantidad relativa de oxígeno se le añade el sufijo –oso y al de mayor cantidad el

sufijo –ico. De igual manera al de menor número de oxidación se le añade el

sufijo –oso y al de mayor el sufijo –ico, según la regla anterior:

SO2 SO, Anhídrido sulfuroso 3

Si tienen más de dos anhídridos, se recurre a los prefijos hipo- y per-, esto

dependerá de los ácidos que formen al reaccionar con el agua. (Tabla 4).

, Anhídrido sulfhídrico

Anhídridos + H2 Oxiácidos O Oxiácidos + Sales

SO2 + H2

Anhídrido sulfuroso + Agua

O H2SO

Ácido sulfuroso

3

Sulfitos y bisulfitos

SO3 + H2

Anhídrido sulfúrico + Agua

O H2SO

Ácido sulfúrico

4

Sulfatos y bisulfatos

P2O3 + H2

Anhídrido fosforoso + Agua

O H3PO

Ácido fosforoso

3

Fosfitos y fosfitos ácidos

P2O5 + H2

Anhídrido fosfórico + Agua

O H3PO

Ácido fosfórico

4

Fosfatos y fosfatos ácidos

N2O3 + H2

Anhídrido nitroso + Agua

O 2HNO

Ácido nitroso

2

Nitritos

N2O5 + H2

Anhídrido nítrico + Agua

O 2HNO

Ácido nítrico

3

Nitratos

Tabla 4. Formación de oxiácidos.

78

Nomenclatura de hidruros.

Los hidruros se forman con hidrógeno y cualquier otro elemento. En los hidruros

metálicos, el hidrógeno actúa con estado de oxidación -1; su nombre se forma

la palabra genérica hidruro seguida del nombre del metal. En los hidruros no

metálicos, el hidrógeno tiene estado de oxidación +1, y los no metales poseen

estados de oxidación negativos; su nombre se forma al añadir el sufijo –uro al

no metal. La fórmula general para un metal con estado de oxidación +n será

MHn, denominándose igual que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el

término óxido por hidruro:

Ejemplo:

Hidruro de (nombre del metal) (número de oxidación si es necesario)

LiH, Hidruro de litio AuH3

CaH

, Hidruro de oro III

2 BH, Hidruro de calcio 3

, Hidruro de boro III

El hidrógeno también forma compuestos con los no metales. En este caso el

hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan:

Los elementos del grupo VIIA (17) forman con el hidrógeno sustancias de

fórmula HX, donde X es F, Cl, Br o I y sus nombres serán Fluoruro de

Hidrógeno, Cloruro de Hidrógeno, etc. El S por pertenecer al grupo VIA (16)

formará H

(nombre del no metal) uro de hidrógeno

2S, cuyo nombre es Sulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que

pertenecen al grupo VA (15), forman con el hidrógeno NH3 y PH3,

que se

nombran frecuentemente en forma trivial amoníaco y fosfina respectivamente.

(Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmula ya mencionada

anteriormente).

79

Nomenclatura de peróxidos.

Los peróxidos están formados por un metal y un puente de oxígeno; cada

oxígeno tiene un número de oxidación de -1. Por ejemplo: H2O2, Na2O2, BaO2

Na

,

etc. El nombre se forma con la palabra “peróxido”, que sustituye a la palabra

óxido, seguida del nombre del metal o, en caso de tener dos o más números de

oxidación. La terminación –oso o –ico. Ejemplo:

2O2 H, Peróxido de sodio 2O2

BaO

, Peróxido de hidrógeno (más conocido por su nombre trivial de agua oxigenada).

2 , Peróxido de bario

Aniones.

Los ácidos, como hemos visto, generan H+

Se denominan con los siguientes sufijos:

en solución acuosa, originando

simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como hidrógenos

se hayan cedido.

a. Anión de hidrácido:

Por ejemplo:

(nombre del no metal) uro

F- Fluoruro, S= Sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H, podrá

perder un solo protón, originando el anión HS-

b. Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato

tanto en la nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye

la de oso por ito si se trabaja con la funcional.

, y para denominarlo hay que

añadir el término hidrógeno. Este ion se denominará por lo tanto, ion hidrógeno

sulfuro.

80

Anión Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática

NO3 Nitrato - Trioxonitrato (V)

NO2 Nitrito - Dioxonitrato (III)

ClO Hipoclorito - Oxoclorato (I)

ClO2 Clorito - Dioxoclorato (III)

En resumen:

Ácido Anión

Sin oxígeno - hídrico - uro

Con oxígeno - ico - ato

- oso - ito

Las celdas sombreadas no existen en la nomenclatura sistemática.

Cuando los oxácidos poseen más de dos hidrógenos originan diferentes

aniones hidrogenados y deben diferenciarse usando los prefijos griegos para

indicar el número de hidrógenos que aún contienen.

Anión Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática

H2PO4 Dihidrógenofosfato - Dihidrógenotetraoxofosfato (V)

HPO4 Hidrógenofosfato -2 Hidrógenotetraoxofosfato (V)

HSO4 Hidrógenosulfato - Hidrógenotetraoxosulfato (VI)

Sales

Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un

catión generalmente metálico.

Se denominan:

Durante el curso utilizaremos frecuentemente un catión no metálico: NH

(nombre del anión) de (nombre del catión)

4+

denominado amonio, y sus compuestos se denominan siguiendo las mismas

reglas dadas.

81

Veamos algunos ejemplos usando la nomenclatura funcional, dejando la

sistemática como ejercicios.

Sal Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática

K2SO Sulfato de Potasio 4

FePO Fosfato Férrico 4

NH4NO Nitrato de amonio 3

Al2(CO3) Carbonato de aluminio 3

HgI Ioduro mercúrico 2

Cr(H2PO4) Dihidrógenofosfato de

cromo(III) 3

NH4(HCO3 Hidrógenocarbonato de

amonio

)

Ca(HS) Hidrógenosulfuro de calcio 2

Otros aniones utilizados frecuentemente:

Anión Nomenclatura funcional MnO4 Permanganato -

CrO4 Cromato -2

Cr2O7 Dicromato -2

CN Cianuro -

SCN Sulfocianuro -

82

Resumen de reacciones típicas:

Figura 23. Mapa conceptual.

En la tabla 5 se muestran los principales aniones y cationes

83

Cationes (+) Aniones (-) Monovalentes Monovalentes H Hidrógeno + Radical Nombre que llevan

solos o al formar ácidos.

Nombre que tienen cuando forman sales o compuestos

Li Litio + F Fluorhídrico (HF) - Fluoruro Na Sodio + Cl Clorhídrico (HCl) - Cloruro K Potasio + Br Bromhídrico (HBr) - Bromuro Cu Cobre (I) + I Yodhídrico (HI) - Yoduro Ag Plata + OH Hidroxilo - Hidróxido Au Oro (I) + CN Cianhídrico (HCN) - Cianuro Hg Mercurio (I) + NO2 Nitroso (HNO- 2 Nitrito ) NH4 (radical) Amonio + NO3 Nítrico (HNO- 3 Nitrato ) Divalentes HS Sulfhídrico - Sulfuro ácido Mg Magnesio 2+ HSO3 Sulfuroso - Sulfito ácido Ca Calcio 2+ HSO4 Sulfúrico - Sulfato ácido Sr Estroncio 2+ ClO Hipocloroso - Hipoclorito Ba Bario 2+ ClO2 Cloroso - Clorito Zn Zinc 2+ ClO3 Clórico - Clorato Cd Cadmio 2+ ClO4 Perclórico - Perclorato Hg Mercurio (II) 2+ H2PO3 Fosforoso - Fosfito diácido Cu Cobre (II) 2+ H2PO4 Fosfórico - Fosfato diácido Fe Hierro (II) 2+ IO3 Yódico - Yodato Sn Estaño (II) 2+ MnO4 Permangánico - Permanganato Pb Plomo (II) 2+ Divalentes Ni Níquel (II) 2+ S Sulfhídrico 2- Sulfuro Cr Cromo (II) 2+ O Óxido 2- Óxido Trivalentes CO3 Carbónico (H2- 2CO3 Carbonato ) Al Aluminio 3+ SO3 Sulfuroso 2- Sulfito As Arsénico 3+ SO4 Sulfúrico 2- Sulfato Sb Antimonio 3+ HPO3 Fosforoso 2- Fosfito ácido Fe Hierro (III) 3+ HPO4 Fosfórico 2- Fosfato ácido Cr Cromo (III) 3+ CrO4 Crómico 2- Cromato Ni Níquel (III) 3+ Cr2O7 Dicrómico 2- Dicromato Au Oro (III) 3+ MnO3 Manganoso 2- Manganito Valencia especial tetravalente catión-anión

Trivalente

C Carbono 4+ PO3 Fosforoso 3- Fosfito C Carburo 4- PO4 Fosfórico 3- Fosfato Si Silicio 4+ BO3 Bórico 3- Borato Si Siluro 4- AsO3 Arsenioso 3- Arsenito Pb Plomo (IV) 4+ AsO4 Arsénico 3- Arseniato

Tabla 5. Principales aniones y cationes.

84

UNIDAD III

ENLACES QUÍMICOS.

COMPETENCIA A DESARROLLAR.

Comprender los diferentes tipos de enlaces, su origen e influencia en las

propiedades físicas y químicas de los compuestos, atendiendo a las fuerzas que

intervienen para que los elementos reaccionen y se mantegan unidos, así como a

las formas que adoptan.

85

3.1 Tipos de enlace, origen y propiedades físicas y químicas.

“¿A caso crees que una gota de agua que para una persona común no es más

que eso, es igual que para el científico que sabe que sus elementos se

mantienen unidos gracias a una fuerza que si fuera repentinamente liberada

produciría un relámpago? La verdad es que aquellos que nunca se han

ocupado de cuestiones científicas conocen solo una pequeña fracción de la

poesía que los rodea”.

En efecto, el conocimiento de la estructura interna de la materia así como de la

fuerza y forma en que se unen sus partículas para mantenerla cohesionada es

de gran importancia para poder explicar su comportamiento y así poder

determinar sus aplicaciones y lograr su mejor aprovechamiento.

Desde la época de los alquimistas medievales, quienes idearon técnicas

especiales e instrumentos adecuados para investigar las propiedades

fundamentales de la materia, se han realizado una serie de estudios para tratar

de explicar la fuerza que mantiene unidos a los átomos y constituir todo tipo de

sustancias, es decir, determinar el enlace químico.

El concepto de enlace químico fue empírico durante mucho tiempo, Descartes

suponía que algunos átomos tenían ganchos y otros poseían una serie de

arillos, de esta manera el gancho estaba en el arillo y los dos átomos se unían.

No fue sino hasta el siglo XIX que con los experimentos sobre la electrolisis del

agua realizados por Nicholson y Carlisle se empezó a sospechar que el enlace

químico era de naturaleza eléctrica.

El mismo tipo de experimentos llevaron a Berzelius en 1812 a hablar de la

atracción electrostática entre iones de carga opuesta y finalmente, en el siglo

XX con el descubrimiento del electrón se comprendió que los responsables del

enlace químico son justamente los electrones. De esta manera de concluyó

que:

86

El enlace químico es un fenómeno esencialmente electrónico.

En la actualidad este concepto es aceptado. En un átomo los electrones se

mueven alrededor del núcleo, mientras que en una molécula son atraídos por

varios núcleos. El enlace químico está relacionado con el desplazamiento de los

electrones y de acuerdo con que tan pequeño o grande sea éste, los

compuestos presentan sus propiedades.

Con esta nueva idea sobre la naturaleza del enlace químico, se comprendió que

para la formación de los compuestos, los átomos deben ceder o compartir

electrones pero, independientemente de la forma en que lo hagan, el resultado

final debe ser la unión de los átomos.

Cuando un electrón se mueve entre dos o más núcleos está sujeto a varios

tipos de interacciones, por ejemplo, es atraído por los núcleos de carga positiva

y repelido por los demás electrones.

Para que haya un enlace químico el balance final de todas las interacciones que

se producen entre los núcleos y los electrones de los átomos involucrados debe

ser atractivo. De ahí que:

Un enlace químico es la interacción atractiva total entre dos o más átomos.

El enlace químico es de naturaleza eléctrica. La fuerza que une a los átomos es

electrostática. Los modelos de enlace son:

1. Modelo iónico.

2. Modelo metálico, y

3. Modelo covalente

En seguida se describe las generalidades de cada uno de ellos

87

3.1.1 Enlaces iónicos.

Cuando se combina un elemento metálico con un no metal se obtiene un sólido

cristalino que al igual que los metales puros presenta altos puntos de fusión y

además forma una red cristalina semejante a la red metálica. Estos compuestos

conducen la corriente eléctrica cuando se encuentran en solución acuosa o

están fundidos; al someterse al proceso electrolítico se demuestra que se

disocian en iones, por lo que se utiliza el modelo de enlace iónico para explicar

sus propiedades.

Se ha visto que los metales y los no metales forman compuestos iónicos.

¿Por qué el sodio (Na) y el cloro (Cl) pueden formar cloruro de sodio (NaCl)?

Para que dos átomos se unan mediante enlace iónico se deben cumplir 2

requisitos:

1. La energía de ionización para formar el ión positivo (catión) debe ser

baja.

2. La afinidad electrónica para formar el ión negativo (anión) debe estar

favorecida (el átomo debe liberar energía).

Lo anterior significa que los átomos de un elemento deben ser capaces de

perder 1, 2 o hasta 3 electrones de valencia sin un gran costo energético y,

los átomos del otro elemento deben ser capaces de aceptar 1, 2 o hasta 3

electrones de valencia sin un gran costo energético.

De todos los elementos de la tabla los únicos que cumplen estos requisitos son

los metales más activos (familia IA, IIA, parte de la IIIA y algunos metales de

transición) y los no metales más activos (familias VIIA, VIA y el nitrógeno).

Únicamente en estos casos el proceso de formar el catión a partir del metal

(energía de ionización) y el anión a partir del no metal (afinidad electrónica)

están favorecidos.

88

El sodio (Na), es un metal muy activo de baja energía de ionización y el cloro

(Cl), un no metal muy activo de gran afinidad electrónica ambos pueden

formar los iones correspondientes mediante la transferencia de un electrón de

valencia y al atraerse electrostáticamente originan el enlace iónico del

compuesto, NaCl. (Figura 24).

Figura 24. Enlace iónico.

El sodio pierde un electrón por su baja energía de ionización y el cloro gana

un electrón.

El enlace iónico se forma entre dos átomos siendo uno de ellos elevadamente

electropositivo (muy metálico) y el otro elevadamente electronegativo (muy no metálico) de tal forma que hay una trasferencia electrónica del átomo

metálico hacia el no metálico generándose iones que se acomodan en un

arreglo cristalino.

La diferencia en propiedades de un material por el enlace químico de los

átomos, depende de la estructura del cristal. Las estructuras cristalinas

conocidas se agrupan en siete sistemas:

89

1. Cúbico 2. Tetragonal 3. Hexagonal 4. Romboédrico

5. Otorrómbico 6. Monoclínico 7. Triclínico

La disposición de cada átomo o ión en el sistema se basa en la celda unitaria, la

estructura más pequeña que, repetida a distancia considerable en 3

dimensiones, produce el cristal.

Hay 14 celdas unitarias o redes de Bravais. El sistema cubico tiene tres tipos de

celdas unitarias (Tabla 6).

1. La simple, con los 8 vértices ocupados.

2. Cubica centrada en las caras (fcc) con los vértices y el centro de cada

cara del cubo ocupados, y

3. Cubica centrada en el cuerpo (bcc), se ocupan los vértices y el centro del

cubo.

Celda unitaria Empaquetamiento Propiedad

Cubica Centrada en las

caras (fcc) (26% hueco).

Empaquetamiento compacto cubico.

Familias:

8 A, 3 A, 1B. Rh, Ir, Ni, Cu, Pb

(16 metales)

Muy maleable

Mayor densidad y punto de fusión

Haxagonal (hcp) (26%

hueco)

Empaquetamiento compacto hexagonal

Familias: 2 A, 2B, 3B, 4B, 7B.

Ru, Os, Zn (32 metales)

Menos maleable, tendencia a ser quebradizo.

Mayor densidad y punto de fusión

Cubica centrada en el

cuerpo (bcc) (32% hueco)

Familias: 1 A, 5B, 6B Na, Ba, Fe

(17 metales)

Muy maleable

Menor densidad y punto de

fusión

Tabla 6. Sistema cubico

90

La estructura de un cristal metálico o iónico resulta de ordenar los átomos o

iones como canicas en el mínimo espacio. El metal es el más sencillo porque

todos los átomos son iguales y se acomodan mejor en una disposición

hexagonal compacta, cubica compacta (fcc) o cubica centrada en el cuerpo

(bcc). El polonio es el único elemento que cristaliza en una celda cubica simple,

los demás metales pueden tener una, dos o las tres celdas (presentan

alotropía).

Finalmente, se mencionan algunas características de los compuestos iónicos:

1. Son sólidos cristalinos.

2. Se forman por la combinación de un metal con un no metal.

3. conducen la corriente eléctrica en solución acuosa y fundidos.

4. Son sólidos duros y quebradizos.

5. Generalmente son sales con puntos de fusión y ebullición muy grandes.

6. La mayoría de las sales iónicas son solubles en disolventes polares

como el agua.

7. En soluciones acuosas conducen la corriente eléctrica

8. Su densidad es mayor que la del agua.

Los enlaces iónicos usualmente son fuertes y se distribuyen igualmente en el

espacio que rodea al ión. Por eso se dice que son omnidireccionales (todas las

direcciones).

El punto de fusión alto de los sólidos iónicos se debe a su estructura cristalina.

Si se recuerda el caso del NaCl se sabe que cada catión Na+ rodea y es

rodeado por 6 de Cl-

. Así para pasar del estado sólido al líquido no basta

romper un enlace, sino deben romperse 6. Este costo extra de energía se

traduce en una temperatura de fusión alta.

91

3.1.2 Enlaces covalentes.

Se sabe que los metales son los únicos que conducen la corriente eléctrica en

estado sólido; los compuestos iónicos no conducen corriente eléctrica en estado

sólido, pero si lo hacen en solución acuosa o fundidos. En el caso de los

compuestos covalentes, éstos no conducen la corriente eléctrica en ninguna

forma, por lo que es necesario utilizar otro modelo de enlace para explicar las

propiedades del enlace covalente.

En el modelo de enlace covalente los electrones se comparten entre dos átomos de manera equitativa, quedando éstos en medio de los dos núcleos de los átomos.

Para entender la naturaleza de este modelo, se describirá como ocurre el

proceso de formación del enlace, se usaran los conceptos de mecánica

cuántica. Imagínese que se acercan dos átomos de hidrogeno desde una

distancia infinita, hasta enlazarse, mientras permanezcan bastante distantes su

energía de interacción es casi nula. Conforme los átomos se acercan, los

orbitales 1s de cada átomo empiezan a traslaparse (interpenetrarse uno con

otro) y los electrones comienzan a ser atraídos por el núcleo del otro átomo, con

lo que aumenta el traslape de orbitales. Finalmente, los dos orbitales atómicos

1s se mezclan para dar una zona con alta densidad electrónica, en la que los

electrones de ambos átomos se encuentran fuertemente atraídos por ambos

núcleos, así los átomos de hidrógeno se han enlazado para dar las moléculas

de hidrogeno.

La descripción anterior, resultado de la mecánica cuántica, muestra que en el

modelo de enlace covalente, éste se da por un aumento de la densidad

electrónica entre los núcleos y no únicamente por compartir un par de

electrones (Figura 25).

92

A la región de alta densidad electrónica en la que existe una alta probabilidad

de encontrar a los electrones que participan en el enlace químico se llama

“orbital molecular”.

Figura 25. Enlace covalente

Los dos átomos de hidrógeno se encuentran enlazados uno con respecto al otro

a una distancia de equilibrio entre ellos, a la cual se le conoce como longitud de

enlace.

Por otro lado, si se quisiera realizar el proceso contrario, es decir, separar los

átomos de hidrógeno sería necesario gastar energía. A la energía necesaria

para separar completamente a los átomos de hidrogeno se le llama energía de

enlace.

Tanto la energía como la longitud de enlace son parámetros específicos del

enlace químico que dependen del tipo de átomos que se enlazan y del número

de enlaces formados.

El modelo del enlace covalente es la compartición de pares electrónicos entre

átomos muy electronegativos quedando el par de enlace entre ambos.

93

Enlace covalente no polar o puro. Se forma entre dos átomos que comparten uno o varios pares electrónicos. La

característica de dichos átomos es que son de igual electronegatividad, por lo

tanto cada par que comparten queda a la misma distancia de los dos. Ejemplo:

H* •H

El enlace covalente no polar es característico de moléculas formadas de

átomos iguales y que por lo mismo la diferencia de electronegatividad es cero.

Enlace covalente polar. Se genera entre dos átomos que comparten uno o varios pares de electrónicos,

siendo uno de ellos el más electronegativo. Los pares electrónicos están

más cerca del elemento más electronegativo y se forma un dipolo. Ejemplo:

H* •F

Electronegatividad y enlace químico.

Se sabe que la electronegatividad es la capacidad que tiene un átomo para

atraer electrones hacía él en un enlace químico. Esta propiedad es muy útil en

el estudio del enlace químico, ya que si se calcula la diferencia de

electronegatividad entre dos átomos se puede predecir el modelo de enlace

químico más adecuado para él. De esta manera, se consideran los siguientes

modelos de enlace en términos de la diferencia de electronegatividad.

Electronegatividad ≥ 1.7 Iónico Electronegatividad < 1.7 Covalente polar Electronegatividad = 0.0 Covalente puro o covalente no polar

En las moléculas diatómicas formadas por el mismo tipo de átomos, como la

molécula de hidrógeno H2, la diferencia de electronegatvidad es cero, por lo

que se dice que el enlace es covalente puro. Esto significa que cada átomo

94

atrae con la misma fuerza a los electrones del enlace, por lo que la densidad

electrónica es la misma en ambos extremos del enlace.

Sin embargo, cuando los átomos son diferentes como en la molécula del cloruro

de hidrógeno (HCl), uno de los átomos, en este caso el cloro que es el más

electronegativo, atrae con más fuerza hacia él a los electrones del enlace.

Enlace covalente coordinado. Se genera cuando dos átomos comparten un par electrónico pero uno aporta dicho par y el otro lo acepta. Ejemplo: H2SO4

. Que uno de los elementos

aporte el par no lo hace diferente de los otros enlaces covalentes y no modifica

las propiedades del compuesto.

Propiedades del modelo covalente. a. Compuestos covalentes polares.

Son solubles en disolventes polares como el agua.

En estado sólido su punto de fusión es mayor que los no polares,

pero mucho menor que los iónicos.

En estado líquido su punto de ebullición es menor que el del agua

(100 °C a nivel del mar), pero mayor al de los compuestos polares.

No conducen el calor y la electricidad. En disolución acuosa la

conducen poco.

En estado líquido su densidad normalmente es menor que la del

agua.

b. Compuestos Covalentes no polares.

Son insolubles en agua.

En estado líquido normalmente tienen muy bajos puntos de

ebullición (con excepción de algunos líquidos como los aceites).

En estado sólido tienen muy bajos puntos de fusión.

No conducen la corriente eléctrica.

95

Es muy común decir que los compuestos iónicos tienen altas temperaturas de

fusión, por ejemplo el cloruro de sodio con 800°C, pero no son los únicos ya

que los metales poseen también elevados puntos de fusión, como el hierro que

tiene una temperatura de fusión de 1535 °C.

Era de esperase entonces que el punto de fusión de un compuesto covalente

fuera de una temperatura más baja; sin embargo el diamante, constituido por

átomos de carbono en forma de una red, tiene una temperatura de fusión de

3500 °C, mucho mayor que la del hierro y el cloruro de sodio.

El punto de fusión y ebullición de los compuestos covalentes depende, en la

mayoría de los casos, de la fuerza de atracción que une a las moléculas.

Estas fuerzas de atracción se llaman interacciones intermoleculares. Estas

interacciones son dos principalmente:

1. El puente d hidrógeno.

2. Las fuerzas de cohesión de moléculas con enlace covalente.

Las moléculas polares cohesionan por la atracción entre dipolos permanentes.

Las no polares, como los gases nobles (monoatómicos), cohesionan

exclusivamente por fuerzas de van der Waals (dipolo inducido). Las moléculas

diatómicas y las poliatómicas (no polares como CH4, BF3, SF6

) cohesionan por

fuerzas de van der Waals, debido a que estas fuerzas son débiles las

moléculas unidas mediante enlace covalente no polar tienen puntos de fusión y

ebullición muy bajos y se evaporan fácilmente.

Estructura de las moléculas

La característica fundamental del enlace covalente es su dirección: se

manifiesta principalmente a lo largo del eje que une a los núcleos que

comparten el par electrónico.

96

Esta característica conduce a que los átomos de un compuesto covalente

adopten en el espacio un arreglo definido. La geometría molecular de las

moléculas covalentes se explica mediante la Teoría de Repulsión de Pares Electrónicos de la Capa de Valencia (RPECV). Este modelo surgió de las

ideas de Nevil V. Sidgwick y H.E.Powell en 1940 desarrolladas por Ronald J.

Guillespie y Nyholm en 1957.

La base de este modelo es la distribución espacial de los pares electrónicos una vez que ya se ha formado el enlace. Estos pares

electrónicos debido a su repulsión natural por tratarse de cargas iguales, se

acomodan lo más lejos posible uno de otro en la molécula.

Una manera más sencilla de visualizar la repulsión de pares electrónicos y

predecir la forma de las moléculas es imaginar los pares electrónicos en sus

orbitales como globos inflados al mismo tamaño en están unidos en el núcleo

(Figura 26).

Figura 26. Estructura de las moléculas.

97

En todos los casos se observa que todos los pares electrónicos del átomo

central lo unen con algún otro átomo de la molécula.

La forma de la molécula influye en las propiedades físicas y químicas de las

sustancias. El modelo de RPCEV es muy útil para moléculas con enlaces

covalentes. Las propiedades de los compuestos covalentes dependen además

de si la molécula es polar o no.

Limitaciones del modelo RPECV.

Las más importantes son:

1. No debe aplicarse a moléculas y cristales cuyo enlace es

predominantemente iónico.

2. Si los pares electrónicos se deslocalizan en varios átomos el modelo

puede no ser útil. En estos casos conviene ignorar los pares

deslocalizados y centrar la atención en los localizados. Por ejemplo, la

forma plana hexagonal del benceno se predice con base en el arreglo de

los tres pares electrónicos fijos (enlaces sigma) sin considerar el par

deslocalizado (enlace pi) de cada carbono.

3. Si los átomos enlazados son muy grandes, en comparación con el

central, deben hacerse consideraciones por su gran tamaño (efecto

estérico)

4. El “Kernel” se supuso esférico, cualquier deformación que sufra debe

considerarse.

5. Se aplica a moléculas libres y aisladas, como un gas o un cristal unido

por interacciones lo suficientemente débiles para ignorarse.

Aunque los cálculos teóricos de la mecánica cuántica muestran que, en general,

los electrones no se localizan en pares discretos como supone el modelo, las

distribuciones de densidad electrónica muestran concentraciones locales de

densidad que tienen el mismo tamaño y posición predicho por el RPECV. Esto

98

significa que el modelo es el más simple y cualitativamente da los mismos

resultados que otros modelos más complejos y sofisticados.

La teoría de RPECV explica la naturaleza polar de la molécula de agua. La

repulsión de los pares electrónicos de valencia del oxígeno le confiere a la

molécula del agua una estructura tetraédrica.

99

3.1.3 Enlace metálico.

Las propiedades de los metales no se explican suponiéndolos como esferas de

cargas opuestas. Los compuestos iónicos en estado sólido no conducen la

electricidad y son coloridos por su parte los metales en estado sólido si conducen la electricidad y la mayoría son grises.

El modelo que explica las propiedades de los metales es diferente del iónico y

covalente. Este modelo explica que, aunque el hierro de la construcción está

formado por el mismo tipo de átomos que el de la sangre, las propiedades

derivadas de su modo de enlace los hace muy diferentes. Por ejemplo, los

átomos del hierro de la construcción son eléctricamente neutros, son

ferromagnéticos (son atraídos por un imán), y exhiben color gris metálico. En el

caso de la sangre estos mismos átomos tienen carga positiva (+2), no son

ferromagnéticos y son los responsables del color característico de la sangre.

Los metales presentan ciertas propiedades características como son: alta

conductividad eléctrica y térmica, baja energía de ionización, brillo metálico y

maleabilidad; estas propiedades son el resultado de su estructura interna, ya

que tienden a perder electrones.

La estructura d un metal puede ser representada por un conjunto de esferas

que simbolizan a sus átomos. Si se acomodan y se van apilando las esferas,

unas sobre otras, se observaran que se colocan en forma compacta. (Figura

27).

Este tipo de estructura conduce a la formación de una red infinita llamada red metálica, que para romperse necesita de mucha energía; debido a ello los

metales tienen altas temperaturas de fusión.

Para explicar la conductividad eléctrica y térmica de los metales se utiliza el

modelo propuesto por Drude, el modelo del gas de electrones el cual considera

100

que los electrones más alejados del núcleo se mueven libremente por toda la

red metálica. Como ya se dijo este fenómeno se llama deslocalización de

electrones.

Figura 27. Modelo metálico.

De esta manera, al estar los electrones en libertad pueden moverse con rapidez

a través del metal, lo que produce la conductividad eléctrica. De manera similar,

cuando se calienta un metal se incrementa rápidamente la energía cinética y

con ello el movimiento de los electrones, lo que explica su conductividad

térmica.

Una de las propiedades que tienen los metales es el ser maleables, lo cual se

debe a que las distancias que existen entre los átomos metálicos son grandes;

como consecuencia, al martillar un metal las capas de átomos se deslizan

fácilmente permitiendo la deformación del material.

La meleabilidad de los metales se debe a que pueden deformarse fácilmente

debido al reacomodo de sus átomos.

El modelo de Drude para el enlace metálico permite explicar de manera sencilla

muchas de sus propiedades y puede resumirse de la siguiente manera:

101

En el enlace metálico los electrones más alejados del núcleo se mueven libremente por toda la estructura del metal.

En la actualidad, con los avances de la mecánica cuántica se han propuesto

nuevos modelos para el enlace metálico, entre los que destaca la teoría de

bandas. Esta teoría considera que los n orbitales de todos los átomos del

metal se combinan entre sí produciendo bandas de conductividad.

Resumiendo: El enlace metálico se considera como la deslocalización de

electrones de valencia en un cristal metálico.

Propiedades de los metales

Conducen calor y electricidad

Sólidos con puntos de fusión elevados (excepto el mercurio, que a

temperatura ambiente es un ,metal líquido)

Son dúctiles (se pueden transformar en hilos delgados )

Son maleables (se pueden laminar fácilmente). Son más maleables los

de estructura cúbica y menos los hexagonales.

Presentan brillo. Son grises (excepto oro, cobre y plata)

Se mezclan entre sí para formar metales impuros denominados

“aleaciones”.

Los metales brillan porque sus electrones deslocalizados en la banda de

conducción funcionan como pantalla que absorbe la luz que llega a la superficie

y la remiten. Al absorber la luz saltan y ocupan la mayoría de los niveles de

energía disponibles dentro de la misma banda. Cuando regresan a niveles de

menor energía emiten en conjunto radiaciones electromagnéticas que caen en

el espectro visible. Esta luz emitida no es un solo tipo de radiación como ocurre

con átomos aislados, incluso de los mismos metales, que en forma de gas al

ser excitados emiten espectros de líneas características.

102

La maleabilidad y ductibilidad se explican con el modelo de electrones

deslocalizados alrededor de los “kernels” y la estructura del cristal. Los “kernels”

de un metal son estables porque los electrones deslocalizados balancean la

repulsión entre “kernels” y funcionan como pegamento. Cuando se aplica sobre

el metal una fuerza que tiende a deformarlo, los “kernels” resbalan, una capa

sobre otra, sin juntarse porque los electrones deslocalizados se acomodan

fácilmente entre ellos. Este proceso se puede repetir las veces que sea

necesarias hasta que el metal toma la forma deseada.

Figura 28. Enlace metálico (maleabilidad)

Los metales con estructura cubica (bcc, fcc) son más maleables que los

hexagonales, porque un arreglo de cubo presenta más planos para que

“resbalen” las capas que un arreglo hexagonal.

103

UNIDAD IV

ESTEQUIOMETRÍA.

COMPETENCIA A DESARROLLAR.

Aplicar los conceptos de la estequiometria para resolver problemas de reacciones

químicas , con base en la ley de la conservación de la masa.

104

4.1 Reacciones químicas.

El ser humano ha sido testigo de fenómenos naturales: relámpagos, erupciones

volcánicas e incendios forestales, por mencionar algunos. Además, día a día

está en contacto con otros fenómenos no tan impresionantes como quemar

papel, encender una vela o tomar una medicina. En estos ejemplos hay algo en

común: la materia se transforma de una clase a otra distinta.

Los cambios en los que la materia se transforma de una forma a otra se les

conoce como cambios químicos, es decir:

Un cambio químico es aquel en el cual se modifica la estructura interna de la

materia transformándose de un tipo a otro distinto.

Los cambios químicos son resultado de reacciones químicas, las cuales se

representan mediante un conjunto de símbolos que indican las sustancias

participantes en el cambio químico, así como su estado físico. A esta

representación de las reacciones químicas se le denomina ecuaciones

químicas, por ejemplo:

C(s) + O2(g) CO

Esta ecuación química se debe interpretar de la siguiente manera: una mol de

carbono sólido reacciona con una mol de oxígeno gas para obtener dióxido de

carbono gas.

2(g)

En general, a las sustancias que aparecen antes de la flecha se les denomina

reactivos, mientras que a las sustancias que aparecen después de la flecha, se

les llama productos.

Tipos de reacciones químicas.

Para facilitar su estudio, las reacciones químicas se han clasificado de la

siguiente manera:

105

1. Síntesis. En estas reacciones, dos sustancias se combinan para formar

un solo producto; por ejemplo:

2H2(g) + O2(g) 2H2O

En esta reacción, el hidrógeno y el oxígeno reaccionan entre sí para

formar agua. Los subíndices (g), (l) y (s) representan gas, líquido y

sólido, respectivamente.

(l)

2. Descomposición. En ellas una sustancia se descompone en dos o mas

productos:

H2CO3(s) H2O(l) + CO2

El ácido carbónico se descompone en agua y dióxido de carbono.

(g)

3. Sustitución simple. En esta clase de reacciones un átomo de un

compuesto se sustituye npor un átomo de otro compuesto; por ejemplo:

2Na(s) + 2HCl(g) 2 NaCl(s) + H

2

4. Doble sustitución. En estas hay intercambio de átomos, uno de cada

sustancia.

HCl(l) + NaOH(l) NaCl(ac) + H2O

Es difícil encontrar reacciones inorgánicas comunes que puedan clasificarse

correctamente como de doble sustitución.

(l)

106

4.2 Balanceo de ecuaciones químicas.

El balanceo de ecuaciones químicas está basado en la ley de conservación de

la materia. Así, en una reacción química el número de átomos debe un

elemento debe ser igual tanto en los reactivos como en los productos.

Al proceso por medio del cual se igualara el número de átomos en una ecuación

se llamara balanceo.

Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla

de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación

química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la

segunda los productos de la reacción.

A + B C D

Reactivos Productos

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir

correctamente todas las especies participantes (nomenclatura), se debe

ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente

a la izquierda de los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones

busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para mantener la

Ley de Lavoisier.

Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos

de oxígenos de reactivos, es mayor al de productos.

H2 + O2 → H2

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de

esta forma queda una ecuación balanceada.

O

2 H2 + O2 → 2 H2O

107

Nota: Para calcular el número de átomos, el coeficiente multiplica a los

subíndices y cuando el cuando el coeficiente es igual a 1 "se omite" por lo que

el número de átomos es igual al subíndice.

Método de Tanteo

Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En

todos ellos, el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con

la ley de la conservación de la materia.

El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se

tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en:

H2SO4

5H

hay 2 Hidrógenos 1 Azufre y 4 Oxígenos

2SO4

Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo

necesiten, pero no se cambian los subíndices.

hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos

Para el balanceo de ecuaciones por el método de tanteo es importante conocer

la Ley de la conservación de la masa que se enuncia del siguiente modo:

En una reacción química, la suma de las masa de las sustancias reaccionantes

es igual a la suma de las masas de los productos de la reacción.

Para igualar ecuaciones por este método han de compararse uno a uno los

distintos elementos que figuran en la reacción. Si un elemento cualquiera, X,

por ejemplo, en el primer miembro con el subíndice 2 y en el segundo con 1,

entonces, en principio, se ha de colocar el coeficiente 2 a la izquierda de la

formula de segundo miembro que contiene el elemento X. Tal proceder se sigue

sistemáticamente con los restantes elementos lo que obliga a veces a modificar

alguno de los coeficientes ya escritos.

108

Igualase, por ejemplo, la reacción:

H2 + O2 H2

El hidrogeno ya está igualado, para ajustar el oxigeno es necesario colocar el

coeficiente 2 a la molécula de H

O

2

H

O.

2 + O2 2H2

El balance, puesto que el coeficiente 2 afecta tanto al H como al O del agua, se

deberá añadir el coeficiente 2 al H

O

2

2H

del primer miembro.

2 + O2 2H2

Al establecer la misma cantidad de masa de los reactivos como en los

productos se dice que la ecuación esta balanceada.

O

Otros ejemplos.

CaF2 + H2SO4 → CaSO4

Ecuación no balanceada

+ HF

El número de F y de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un

coeficiente en la especie del flúor de la derecha.

CaF2 + H2SO4 → CaSO4

Ecuación balanceada

+ 2 HF

Ejemplo:

K + H2O → KOH + H

Ecuación no balanceada

2

El número de H esta desbalanceado, por lo que se asignará (al azar) un

coeficiente en la especie del hidrógeno de la izquierda.

109

K + 2 H2O → KOH + H

Ecuación no balanceada

2

Quedarían 4 H en reactivos y 3 en productos, además la cantidad de oxígenos

quedó desbalanceada, por lo que ahora se ajustará el hidrógeno y el oxígeno.

K + 2 H2O → 2 KOH + H

Ecuación no balanceada

2

El número de K es de 1 en reactivos y 2 en productos, por lo que el balanceo se

termina ajustando el número de potasios.

2 K + 2 H2O → 2 KOH + H

Ecuación balanceada

2

Método Algebraico.

Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a

cada una de las especies, crear ecuaciones en función de los átomos y al

resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Ecuación a balancear:

FeS + O2 → Fe2O3 + SO

Los pasos a seguir son los siguientes:

2

1. Escribir una letra, empezando por A, sobre las especies de la

ecuación:

A + B → C +

D

FeS + O2

→ Fe2O + 3 SO2

110

2. Escribir los elementos y para cada uno de ellos establecer cuántos hay

en reactivos y en productos, con respecto a la variable. Por ejemplo hay

un Fe en reactivos y dos en productos, pero en función de las literales

donde se localizan las especies (A y C) se establece la ecuación A = 2C.

El símbolo produce (→) equivale al signo igual a (=).

Fe A = 2C

S A = D

O 2B = 3C + 2D

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos

permita resolver una ecuación (obtener el valor de una literal o variable) y

obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un

valor al azar (generalmente se le asigna el 2) a alguna variable en una

ecuación, en este caso C = 2, de tal forma que al sustituir el valor en la

primera ecuación se encontrará el valor de A. Sustituyendo el valor de A

en la segunda ecuación se encuentra el valor de D y finalmente en la

tercera ecuación se sustituyen los valores de C y D para encontrar el

valor de B.

A B C D

FeS + O2 → Fe2O3 + SO2

Fe A = 2C Sí C = 2 A= D 2B = 3C + 2D

S A = D A = 2C D = 4 2B = (3) (2) + (2) (4)

O 2B = 3C + 2D A= 2(2) 2B = 14

A = 4 B = 14/2 B = 7

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una

de las variables:

111

A B C D 4 FeS + 7 O2 ® 2Fe2O3 + 4SO2

Ecuación Balanceada

Método Óxido Reducción (Redox).

Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento

en estado puro (sin combinarse con otro elemento), puede ser atómico como el

metal (Al), diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6

Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen

valencia, por lo que se creó el concepto "número de oxidación”, que para los

átomos de los elementos tiene el valor de cero. Es decir cuando se trata de una

reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos

equivale a su valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen

número de oxidación cero, por ejemplo:

).

Na + H2O → NaOH + H

Na

2

0 + H+12O-2 → Na+1O-2H+1 + H0

2

Método Ión Electrón. Para entender este método se debe tener claro las disociaciones de ácidos,

bases y sales (electrolitos).

Se tiene que los ácidos se disocian en H + y el anión negativo.

Ejemplo: HNO3 se disocia en H +NO3

H

–

2SO4 se disocia en H2+SO-²

H4

3PO4 se disocia en H3+PO-³4

112

Energía de Reacciones Químicas.

La humanidad ha utilizado desde el principio de su existencia reacciones

químicas para producir energía.

En primer lugar mediante la combustión de madera o de carbón, pasando por

las que tienen lugar en los motores de explosión de los coches y llegando hasta

las más sofisticadas, que tienen lugar en los motores de propulsión de las

naves espaciales.

Las reacciones químicas van acompañadas en unos casos de un

desprendimiento y en otros de una absorción de energía, pero ¿de dónde

procede esta energía?

Cada átomo y cada molécula de una sustancia posee una determinada energía

química o energía interna característica, que depende de las energías cinética y

potencial de las partículas constituyentes: átomos, electrones y núcleos. Por

tanto, se puede afirmar que los reactivos de una reacción química poseen un

determinado contenido energético propio (energía interna) y los productos otro

diferente.

Si en una reacción química disminuye la energía interna del sistema, se

desprende energía. Si, por el contrario, aumenta la energía interna, se absorbe

energía.

La energía de una reacción es la energía que se pone en juego en la reacción

y, por tanto, es igual al balance de energía interna entre los productos y los

reactivos.

Si existe desprendimiento de energía, la reacción se denomina exoenergética y,

por el contrario, si para que se efectúe la reacción, se requiere el aporte de

energía, la reacción se llama endoenergética.

113

La energía desprendida o absorbida puede ser en forma de energía luminosa,

eléctrica, etc., pero habitualmente se manifiesta en forma de calor, por lo que el

calor desprendido o absorbido en una reacción química, se llama calor de

reacción y tiene un valor característico para cada reacción, en unas

determinadas condiciones da presión y temperatura. Las reacciones químicas

pueden entonces clasificarse en: exotérmicas o endotérmicas, según se dé

desprendimiento o absorción de calor.

Reacciones de Combinación.

En las reacciones de combinación, dos o más sustancias reaccionan para

formar un producto. Existen numerosos ejemplos de tales reacciones, en

especial aquellas en las que diferentes elementos se combinan para formar

compuestos. Por ejemplo, el metal magnesio arde en el aire con un brillo

deslumbrante para producir óxido de magnesio, como puede verse a

continuación:

2Mg(s) + O2(g) ---> 2MgO

Reacciones de descomposición.

(s)

Dentro de estas reacciones existen dos clases de descomposiciones:

a. Descomposición simple

Este es un tipo de reacción química inverso al de síntesis, en donde una

sustancia reaccionante se descompone en dos o más productos.

Genéricamente estas reacciones se pueden representar mediante:

A -> B ± C

Donde la sustancia A da origen a los productos B y C.

114

b. Descomposición mediante un reactivo

En este caso, para que se efectúe la descomposición de una sustancia, se

requiere el concurso de otro reactivo, y se pueden representar mediante:

AB + C —* AC + BC

Donde la sustancia AB es transformada mediante C en otras dos distintas, AC y

BC.

Reacciones de Sustitución.

En este tipo de reacciones un elemento o grupo de elementos que forman parte

de un compuesto son desplazados por otro compuesto, y se pueden

representar por:

AB + C —> AC + B

Que indica que el compuesto de fórmula AB reacciona con C para formar el

compuesto AC y dejar libre B.

Mediante este tipo de reacción, los elementos más reactivos toman el puesto de

los que son menos.

Reacciones de doble sustitución.

En estas reacciones se da un intercambio entre los elementos o grupos de

elementos de las sustancias que intervienen en la reacción, y se pueden

representar mediante:

AB + CD —> * AC ± BD

115

Reacciones de neutralización.

La reacción de un ácido con una base se denomina reacción de neutralización,

y es una reacción de transferencia de protones.

Por ejemplo:

2HCl ± Ca (OH)2 —> CaCl2 + 2H2

Y se afirma que la reacción de neutralización entre un ácido y una base es una

reacción de formación de sal más agua.

O

Reacciones de Óxido- Reducción.

En un principio se definió oxidación como toda reacción de combinación de

cualquier sustancia con el oxígeno, y reducción como la reacción inversa, de

pérdida de oxígeno de una sustancia.

Actualmente se considera que Oxidación es un proceso de pérdida de

electrones y Reducción es el proceso inverso de ganancia de electrones.

De forma que:

Cu —> Cu2+

2 Ag + 2 e —> 2 Ag es una reducción

- 2 e es una oxidación

Ambos procesos no existen de forma independiente, de forma que todo proceso

de oxidación va unido necesariamente a otro de reducción.

Una reacción de oxidación-reducción es una reacción en la que hay

transferencia de electrones desde la sustancia que se oxida a la que se reduce.

116

4.3 Concepto de estequiometria y leyes estequiométricas.

Estequiometría.

En química, la estequiometria (del griego στοιχειον, stoicheion, 'elemento' y

μετρον, metrón, 'medida') es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre

reactantes (o también conocidos como reactivos) y productos en el transcurso

de una reacción química.

Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque

históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la

materia, según distintas leyes y principios.

El primero que enunció los principios de la estequiometria fue Jeremías

Benjamín Richter (1762-1807), en 1792, quien describió la estequiometria de la

siguiente manera:

“La estequiometria es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o

relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados”.

En una

Principio

reacción química se observa una modificación de las sustancias

presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.

A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces

entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y

otros se forman, pero los átomos implicados se conservan.

Esto es lo que se llama la “ley de conservación de la masa”, que implica las

dos leyes siguientes:

1. La conservación del número de átomos de cada elemento químico

2. La conservación de la carga total

117

Las relaciones estequiometrias entre las cantidades de reactivos consumidos y

productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y

están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.

Una

Balance de materia

ecuación química es la representación escrita de una reacción química. Se

dice que está ajustada o equilibrada cuando respeta la ley de conservación de

la materia, según la cual la suma de los átomos de cada elemento debe ser

igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Para respetar estas

reglas, se pone delante de cada especie química un número denominado

coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie

involucrada.

Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina

con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y

agua. (H2O). La reacción sin ajustar será:

En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados

coeficientes estequiométrico. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de

conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos de cada elemento

debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. En el ejemplo,

para el elemento hidrógeno (H) hay 4·a átomos en los reactivos y 2·d átomos

en los productos. De esta manera se obtiene un sistema de ecuaciones:

Hidrógeno: 4·a = 2·d

Oxígeno: 2·b = 2·c + d

Carbono: a=c

Obteniendo en este caso es un sistema de ecuaciones indeterminado, con tres

ecuaciones y cuatro incógnitas. Para resolverlo, se asigna un valor a una de las

118

variables, obteniendo así una cuarta ecuación, que no debe ser combinación

lineal de las demás. Por ejemplo: a=1.

• Sustituyendo a=1 en la primera ecuación del sistema de ecuaciones, se

obtiene d=2.

• Sustituyendo a=1 en la tercera ecuación, se obtiene c=1.

• Sustituyendo c=1 y d=2 en la segunda ecuación, se obtiene b=2.

Sustituyendo los coeficientes estequiométricos en la ecuación de la reacción, se

obtiene la ecuación ajustada de la reacción:

Ésta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno

para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.

Al fijar arbitrariamente un coeficiente e ir deduciendo los demás pueden

obtenerse valores racionales no enteros.

En este caso, se multiplican todos los coeficientes por el mínimo común múltiplo

de los denominadores. En reacciones más complejas, como es el caso de las

reacciones Redox, se emplea el método del ion-electrón.

Es el coeficiente de una especie química que le corresponde en una ecuación

química dada. En el ejemplo anterior:

Coeficiente estequiométrico

El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el

del agua 2.

119

Los coeficientes estequiométrico son en principio números enteros, aunque

para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.

Es el número de moles de cada sustancia.

Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el

ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.

Cuando los reactivos de una reacción están en cantidades proporcionales a sus

coeficientes estequiométrico se dice:

Mezcla, proporciones y condiciones estequiométricas

La mezcla es estequiométrica;

Los reactivos están en proporciones estequiométrica;

La reacción tiene lugar en condiciones estequiométrica;

Las tres expresiones tienen el mismo significado.

En estas condiciones, si la reacción es completa, todos los reactivos se

consumirán dando las cantidades estequiométrica de productos

correspondientes.

Si no en esta forma, existirá el reactivo limitante que es el que está en menor

proporción y que con base en él se trabajan todos los cálculos.

Ejemplo

¿Qué cantidad de oxígeno es necesaria para reaccionar con 100 gramos de

carbono produciendo dióxido de carbono?

Masa atómica del oxígeno = 15,9994.

Masa atómica del carbono = 12,0107.

La reacción es:

120

Para formar una molécula de dióxido de carbono, hacen falta un átomo de

carbono y dos de oxígeno, o lo que es lo mismo, un mol de carbono y dos mol

de oxígeno.

Despejando x:

Realizadas las operaciones:

Ley de la conservación de la materia.

Cuando se enunció la ley de la conservación de la materia no se conocía el

átomo, pero con los conocimientos actuales es obvio: puesto que en la reacción

química no aparecen ni destruyen átomos, sino que sólo se forman o rompen

enlaces, la masa no puede variar.

La ley de conservación de la masa o ley de conservación de la materia o ley de

Lomonósov-Lavoisier es una de las leyes fundamentales en todas las ciencias

naturales. Fue elaborada independientemente por Mijaíl Lomonósov en 1745 y

por Antoine Lavoisier en 1785. Se puede enunciar como «En una reacción

química ordinaria la masa permanece constante, es decir, la masa consumida

de los reactivos es igual a la masa obtenida de los productos». Hay que tener

en cuenta que la existencia de las reacciones nucleares, en las que la masa sí

se modifica de forma sutil, en estos casos en la suma de masas hay que tener

121

en cuenta la equivalencia entre masa y energía. Esta ley es fundamental para

una adecuada comprensión de la química. Está detrás de la descripción

habitual de las reacciones químicas mediante la ecuación química, y de los

métodos gravimétricos de la

Ley de las Proporciones Constantes.

química analítica.

La ley de las proporciones constantes o ley de las proporciones definidas es

una de las leyes estequiométrica, según la cual «Cuando se combinan dos o

más elementos para dar un determinado compuesto, siempre lo hacen en una

relación de masas constantes». Fue enunciada por Louis Proust, basándose en

experimentos que llevó a cabo a principios del siglo XIX por lo que también se

conoce como Ley de Proust.

Para los compuestos que la siguen, por tanto, la proporción de masas entre los

elementos que los forman es constante.

En términos más modernos de la fórmula química, esta ley implica que siempre

se van a poder asignar subíndices fijos a cada compuesto. Hay que notar que

existe una clase de compuestos, denominados compuestos no

estequiométricos,

Para estos compuestos, la razón entre los elementos puede variar

continuamente entre ciertos límites. Naturalmente, otras

no siguen esta ley.

sustancias como las

aleaciones o los coloides, que no son propiamente compuestos sino mezclas,

tampoco siguen esta ley.

122

Ley de proporciones múltiples.

La ley de Dalton o ley de las proporciones múltiples formulada en 1803 por John

Dalton, es una de las leyes estequiométrica más básicas. Fue demostrada por

el químico y físico francés Louis Joseph Gay-Lussac.

"Cuando un elemento se combina con otro para dar más de un compuesto, las

masas de uno de ellos que se unen a una masa fija del otro están en relación

de números enteros y sencillos".

Enunciado.

Esta ley afirma que cuando dos

Explicación.

elementos se combinan para originar diferentes

compuestos, dada una cantidad fija de uno de ellos, las diferentes cantidades

del otro se combinan con dicha cantidad fija para dar como producto los

compuestos, están en relación de números enteros sencillos.

Es decir, que cuando dos elementos A y B forman más de un compuesto, las

cantidades de A que se combinan en estos compuestos, con una cantidad fija

de B, están en relación de números enteros sencillos.

Esta fue la última de las leyes ponderales en postularse. Dalton trabajó en un

fenómeno del que Proust no se había percatado, y es el hecho de que existen

algunos elementos que pueden relacionarse entre sí en distintas proporciones

para formar distintos compuestos.

Así, por ejemplo, hay dos óxidos de cobre que tienen un 79.89% de cobre el

CuO y el Cu2O que tiene un 88,82% de cobre, que equivalen a 3.973 gramos

de cobre por gramo de oxígeno en el primer caso y 7945 gramos de cobre por

gramo de oxígeno en el segundo. La relación entre ambas cantidades es de 1:2

como se expresa actualmente con las fórmulas de los compuestos derivados de

la teoría atómica.

123

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las matemáticas en la química. México: Limusa.

Cationes (+) Aniones (-) Monovalentes Monovalentes H Hidrógeno + Radical Nombre que llevan

solos o al formar ácidos.

Nombre que tienen cuando forman sales o compuestos

Li Litio + F Fluorhídrico (HF) - Fluoruro Na Sodio + Cl Clorhídrico (HCl) - Cloruro K Potasio + Br Bromhídrico (HBr) - Bromuro Cu Cobre (I) + I Yodhídrico (HI) - Yoduro Ag Plata + OH Hidroxilo - Hidróxido Au Oro (I) + CN Cianhídrico (HCN) - Cianuro Hg Mercurio (I) + NO2 Nitroso (HNO- 2 Nitrito ) NH4 (radical) Amonio + NO3 Nítrico (HNO- 3 Nitrato ) Divalentes HS Sulfhídrico - Sulfuro ácido Mg Magnesio 2+ HSO3 Sulfuroso - Sulfito ácido Ca Calcio 2+ HSO4 Sulfúrico - Sulfato ácido Sr Estroncio 2+ ClO Hipocloroso - Hipoclorito Ba Bario 2+ ClO2 Cloroso - Clorito Zn Zinc 2+ ClO3 Clórico - Clorato Cd Cadmio 2+ ClO4 Perclórico - Perclorato Hg Mercurio (II) 2+ H2PO3 Fosforoso - Fosfito diácido Cu Cobre (II) 2+ H2PO4 Fosfórico - Fosfato diácido Fe Hierro (II) 2+ IO3 Yódico - Yodato Sn Estaño (II) 2+ MnO4 Permangánico - Permanganato Pb Plomo (II) 2+ Divalentes Ni Níquel (II) 2+ S Sulfhídrico 2- Sulfuro Cr Cromo (II) 2+ O Óxido 2- Óxido Trivalentes CO3 Carbónico (H2- 2CO3 Carbonato ) Al Aluminio 3+ SO3 Sulfuroso 2- Sulfito As Arsénico 3+ SO4 Sulfúrico 2- Sulfato Sb Antimonio 3+ HPO3 Fosforoso 2- Fosfito ácido Fe Hierro (III) 3+ HPO4 Fosfórico 2- Fosfato ácido Cr Cromo (III) 3+ CrO4 Crómico 2- Cromato Ni Níquel (III) 3+ Cr2O7 Dicrómico 2- Dicromato Au Oro (III) 3+ MnO3 Manganoso 2- Manganito Valencia especial tetravalente catión-anión

Trivalente

C Carbono 4+ PO3 Fosforoso 3- Fosfito C Carburo 4- PO4 Fosfórico 3- Fosfato Si Silicio 4+ BO3 Bórico 3- Borato Si Siluro 4- AsO3 Arsenioso 3- Arsenito Pb Plomo (IV) 4+ AsO4 Arsénico 3- Arseniato