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UNIDAD 3 Elementos Químicos En la actualidad se conocen cerca de tres millones de sustancias químicas diferentes. De ellas, sólo un centenar son sustancias simples; las restantes, son compuestas. Tanto las sustancias compuestas como las simples se forman a partir de unidades químicas fundamentales que se denominan elementos químicos. Así, el agua está formada por los elementos hidrógeno y oxígeno, el óxido de hierro por oxígeno y hierro, la sal común por cloro y sodio, el oxígeno por oxígeno, el hidrógeno por hidrógeno, etcétera. Como podemos observar, las sustancias simples se designan generalmente con el mismo nombre del elemento que las origina. Los elementos químicos conocidos son 105, de los cuales son naturales y los restantes artificiales, es decir, obtenidos por el hombre en el laboratorio. Los nombres con que se designan los distintos elementos se deben a diversas razones, tales como: a) alguna propiedad importante del elemento, como en los casos del bromo (mal olor), bario (pesado), cloro (verde claro), cromo (colorado), hidrógeno (engendra agua), fósforo (lleva luz), oxígeno (forma óxidos), etcétera. b) el nombre del país del cual es originario o donde ha sido descubierto: germanio por Germania-Alemania; galio por las Galias-Francia; magnesio por Magnesia (región del Asia Menor); hafnio por Hafnia- Copenhague. c) el astro al que han sido dedicados. Así, se nombran teluro por la Tierra; uranio por Urano; helio por el Sol, etcétera. d) en homenaje a destacados investigadores, como sucede con Curio por Curie; einstenio por Einstein; mendelevio por Mendeleiev; fermio por Fermi. ¿Como se representan los elementos químicos? Los elementos químicos se representan por medio de abreviaturas convencionales, llamadas símbolos. Estas abreviaturas se forman con la inicial en mayúscula del nombre griego o latino, seguida por una minúscula cuando es necesario diferenciarlo de otro con la misma inicial. Así, el símbolo del carbono es C; del cobre, Cu; del cobalto, Co; del calcio, Ca; del cesio, Cs; del nitrógeno, N; del sodio, Na; del níquel, Ni, etc. En el caso de elementos cuyo nombre comienza con la letra A, se ha establecido que el símbolo esté formado por dos letras para diferenciarlos de símbolos usados con otros fines (Argón, Ar; Astato, At; Aluminio, Al; americio, Am; plata, Ag; oro, Au; arsénico, As). También en la actualidad se ha convenido que todo nuevo elemento que se obtenga esté formado por dos letras (Laurencio, Lw); kurchatovio, Ku; hafnio, Hí). Clasificación de los Elementos Químicos Al examinar las propiedades de los distintos elementos químicos, se ha observado que pueden clasificarse en tres grandes grupos, a saber: metales, no metales y gases inertes. Lic. José Galiano 29

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

Entre los metales se pueden mencionar: sodio (Na), potasio (K), calcio (Ca), hierro (Fe), aluminio (Al), oro (Au), plata (Ag), cinc (Zn), cobalto (Co)* cromo (Cr), níquel (Ni), mercurio (Hg), magnesio (Mg), manganeso (Mn), platino (Pt), plomo (Pb), estaño (Sn), litio (Li), etc.



Los principales no metales son: carbono (C), nitrógeno (N), oxígeno (O), hidrógeno (H), flúor (F), silicio (Si)^fósforo (P), azufre (S), cloro (Cl), arsénico (As), bromo (Br), yodo (I), etc.



Los gases inertes son: helio (He), neón (Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe) y radón (Rn). También se los denomina gases raros o gases nobles.-

Las principales propiedades físicas y químicas de cada grupo se resumen en el siguiente cuadro:

QUÍMICAS

FÍSICAS

PROP.

METALES NO METALES GASES INERTES Son buenos Son malos Son malos conductores del calor conductores del calor conductores del calor y la electricidad y la electricidad. y la electricidad. Son sólidos a temperatura ambiente (20 ºC), a excepción del mercurio que es líquido.

Algunos son sólidos a 20 ºC, como C, S, I, Son gases a etc.; el bromo es temperatura líquido y otros son ambiente. gases como O., H, N, F, y Cl.

Poseen brillo característico.

No presentan brillo.

Moléculas monoatómicas.

Moléculas bi o poliatómicas.

Son dúctiles y maleables.

Son quebradizos en estado sólido.

Forman iones positivos (cationes) Se combinan fácilmente con el oxígeno para formar óxidos básicos.

Forman iones negativos (aniones).

Se combinan dificultosamente con el hidrógeno formando hidruros metálicos.

Se combinan fácilmente con el hidrógeno para formar hidruros no metálicos.

Se Combinan con el oxígeno para formar óxidos ácidos.

Moléculas monoatómicas.

No se ionizan.

Se caracterizan por su casi total inactividad química. Prácticamente no se combinan con otros elementos.

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¿Cómo se distribuyen los elementos en la Naturaleza? Al estudiar la distribución de los elementos químicos en nuestro planeta Tierra se debe considerar por separado la parte sólida o geosfera, la porción líquida o hidrosfera y la fase gaseosa o atmósfera. 

Con respecto a la geosfera o litosfera, sólo se conoce la composición de la corteza terrestre hasta una profundidad de 32 km. La masa correspondiente a cada uno de los elementos muestra un marcado predominio del oxígeno (49,2%), luego le siguen el silicio (25,7%), aluminio (7,5%), hierro (4,7%), calcio (3,4%), sodio (2,8%), potasio (2,6%), magnesio (1,7%), hidrógeno (0,9%), quedando para el resto de los elementos naturales sólo el 1,5%.



En cuanto a la hidrosfera, constituida por el agua de mar y las sales disueltas en ella, la masa que ocupa cada elemento evidencia el predominio casi absoluto del oxígeno (90,53%), siguiendo luego el hidrógeno (5,69%), cloro (2,44%), sodio (1,06%) y magnesio (0,28%).



Con relación a la atmósfera, interesa la capa más próxima a la corteza terrestre, llamada troposfera, pues en ella se desarrolla la vida humana. La masa de aire que compone la troposfera está constituida principalmente por nitrógeno (75,7%), siguiendo el oxígeno (23,29%) y se completa con una pequeña cantidad de otros gases (1,01%), tales como dióxido de carbono, argón, helio, neón, vapor de agua, etc.

En estas consideraciones es importante tener en cuenta que los datos proporcionados corresponden al porcentaje de la masa de los elementos químicos y no a otras magnitudes como volumen, número de átomos, etc.

Número Atómico y Másico Como ya sabemos un elemento químico tiene un nombre propio y un símbolo que lo representa, pero además tiene dos números que permiten su identificación. El número atómico, que se representa con Z, indica la cantidad de protones que tiene un átomo. Todos los átomos de un elemento químico tienen igual Z. Además como todo átomo es eléctricamente neutro Z también indica en número de electrones que debe ser igual al de protones. Por ejemplo: cloro; símbolo: Cl; Z=17. Es decir que todos los átomos de cloro estén donde estén tiene 17 protones en el núcleo, por lo tanto 17 electrones girando a su alrededor. Ahora bien, si consideramos la suma del número de protones y neutrones que un átomo tiene en su núcleo obtenemos el número másico, que se representa con A. Por ejemplo: cloro; símbolo: Cl; Z=17; A=35. Es decir que todos los átomos de cloro en el núcleo tienen 17 protones (según Z) y 18 neutrones (A – Z = Nº de neutrones; 35 – 17 = 18). El número de neutrones de un átomo puede variar originando así los denominados isótopos. Lic. José Galiano 31

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Tabla Periódica La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Desde sus inicios hasta la actualidad, la tabla periódica ha estado en constante cambio y evolución. A mediados del siglo XIX ya se conocían 55 elementos sin ninguna relación aparente; Johann Döbereiner (1789 - 1849) fue el primer científico que comenzó a ordenarlos y logró agruparlos en tríadas (3 elementos), en las que el peso atómico del elemento central era casi el promedio de los otros dos.

Posteriormente, Alexander Newlands (1838 - 1889) ordenó los elementos conocidos por sus masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos el octavo repetía las propiedades químicas del primero, lo que llamó Ley de las Octavas.

En 1871 el químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleiev (1834 - 1907) diseño una tabla para ordenar los elementos químicos que aún hoy se mantiene vigente con algunas modificaciones. La tabla periódica se basa en que las propiedades de los elementos químicos no son arbitrarias, sino que dependen de la estructura del átomo y varían en función del número atómico. Por esta razón, los elementos se organizan según el orden creciente de sus números atómicos. Así, basados en los antecedentes de Döbereiner y Newlands: Lic. José Galiano 32

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

Las filas horizontales reciben el nombre de períodos. Los elementos de un mismo período poseen el mismo número de capas de electrones, es decir, el mismo número de niveles de energía. Por ejemplo: el fósforo, el azufre y el cloro pertenecen al mismo período. La tabla periódica de los elementos actual presenta siete períodos.



Las columnas verticales se denominan grupos o familias. Reúnen elementos que tienen en su último nivel de energía la misma cantidad de electrones y este número generalmente coincide con el número romano de identificación que se le asigna al grupo. Por ejemplo: El cloro, el bromo y el yodo pertenecen al mismo grupo. La tabla periódica actual presenta 18 grupos.



En la tabla periódica se pueden distinguir tres grandes regiones: Elementos o gases inertes, raros o nobles: aquellos que tienen sus orbitales completos. Se ubican en el grupo VIII A ó 18.



Elementos representativos: el último nivel de energía presenta orbitales incompletos y se los identifica en la tabla periódica con la letra A a continuación del número del grupo. Entre ellos se encuentran los elementos metálicos o dadores de electrones en los grupos IA y IIA y los no metálicos o aceptores de electrones en los grupos IIIA a VIIA.



Elementos de transición: sus átomos muestran configuraciones complejas, ya que encuentran orbitales incompletos que pueden pertenecer a distintos niveles de energía. Son todos metales y los grupos en los que se encuentran se identifican con B. También existe en subgrupo de los mismos denominados elementos de transición interna que se indican separados en la parte inferior de la tabla.

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Los Metaloides Junto con los metales y los no metales, los semimetales (también conocidos como metaloides) comprenden una de las tres categorías de elementos químicos siguiendo una clasificación de acuerdo con las propiedades de enlace e ionización. Sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales. Se caracterizan por presentar un comportamiento intermedio entre los metales y los no metales. Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su forma puede cambiar fácilmente.

Propiedades Periódicas Son todas aquellas propiedades físicas que poseen los elementos químicos que muestran variaciones periódicas. Entre ellas se encuentra: el radio atómico, el radio iónico, el potencial de ionización y la afinidad electrónica (átomos aislados) ó electronegatividad (átomos combinados). La electronegatividad es la medida de la capacidad de un átomo para atraer hacia él los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula. La electronegatividad de un átomo determinado, esta afectada fundamentalmente por dos magnitudes: su masa atómica y la distancia promedio de los electrones de valencia con respecto al núcleo atómico. Esta propiedad se ha podido correlacionar con otras propiedades atómicas y moleculares. Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año 1932, como un desarrollo más de su teoría del enlace de valencia. El flúor es el elemento con más electronegatividad, el francio es el elemento con menos electronegatividad.

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Uniones entre Átomos Cuando el último nivel está incompleto, el átomo es inestable y tiende a completarlo. Para ello puede ceder, ganar o compartir electrones con otros átomos. Así se unen y forman agrupaciones de dos o más átomos que se denominan uniones químicas o enlace químico. Símbolos de Lewis Los electrones que participan en los enlaces químicos se denominan electrones de valencia los que residen en la capa exterior incompleta de los átomos. El químico estadounidense G. N. Lewis (1875-1946) sugirió una forma sencilla de representar los electrones de valencia de los átomos y de seguirles la pista durante la formación de enlaces, utilizando lo que ahora se conoce como símbolos de Lewis. El símbolo de Lewis para un elemento consiste en el símbolo químico del elemento más un punto por cada electrón de valencia. Los puntos se colocan en los cuatro lados del símbolo atómico: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha. Regla del Octeto Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercanos a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad por electrones adicionales y su falta general de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He) tienen ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta

alcanzar la configuración electrónica del gas noble más cercano.

Enlace Iónico Un átomo cede a otro uno o varios electrones, ambos adquieren carga eléctrica y pierden su electroneutralidad formando iones. - El que gana electrones queda cargado negativamente y se denomina anión. - El que pierde electrones queda con carga positiva y recibe el nombre de catión. - Como las cargas eléctricas se atraen el catión se une al anión y forma un compuesto iónico.

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-

-

Este tipo de enlace suele darse entre elementos que están a un extremo y otro de la tabla periódica. O sea, el enlace se produce entre elementos muy electronegativos (no metales) y elementos poco electronegativos (metales). A temperatura ambiente los compuestos iónicos son sólidos y forman redes cristalinas de millones de aniones y cationes.

Na 11p 12n



Cl 17p 18n

El átomo de sodio cede un El átomo de cloro acepta electrón. un electrón. + Catión sodio (Na ) Anión cloruro (Cl-) Cloruro de sodio (sal de mesa)

Enlace covalente Cuando el átomo no cede ni gana electrones, sino que los comparte con otro u otros átomos el tipo de unión que se produce se denomina covalente. La estructura resultante es una molécula. Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades altas y muy parecidas. Lic. José Galiano 36

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Cl

Cl

17p 18n

17p 18n

Los átomos de cloro comparten un electrón. Formación de una molécula de cloro

Cl

Cl

Cl2

Enlace metálico Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales). Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten. Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos que ceden electrones al conjunto. Este tipo de enlace se produce entre elementos poco electronegativos (metales). Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten.

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Las Ecuaciones Químicas En las reacciones químicas la(s) sustancia(s) que interviene(n) se convierte(n) en otra(s). En todas ellas existen dos tipos de sustancias:  Los reactivos, sustancia(s) con que se inicia una reacción química.  Los productos, sustancia(s) que se obtienen luego de la reación. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones químicas donde los reactivos se escriben a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha que representa la reacción. En caso de haber más de un reactivo o producto se indica con un signo “+” la presencia de éstos. Las reacciones químicas El signo “+” entre los reactivos significa “se combina con”

La flecha significa “para dar” o “produce”

Na2O + H2CO3  Na2CO3 + H2O óxido de sodio y ácido carbónico son los reactivos

carbonato de sodio y agua son los productos

La oxidación del hierro, la caramelización del azúcar, el hervido de verduras, la cocción de una torta, la fermentación de desechos orgánicos, la combustión de la madera, etcétera, son algunas de las diversas reacciones químicas que a diario ocurren en nuestro ambiente. En todas ellas, una o varias sustancias sufren cambios, originando nuevas sustancias, en tanto que las propiedades iniciales se modifican en forma permanente y definitiva. Por eso podemos afirmar que: Las reacciones químicas son transformaciones o cambios que experimentan las sustancias, de los cuales resultan sustancias diferentes. La observación de esos cambios muestra que, generalmente, se producen por la acción del calor, la luz, la corriente eléctrica o, simplemente, por el contacto entre las distintas sustancias. En toda reacción química los átomos que constituyen las moléculas se reagrupan formando nuevas moléculas. Así, en el caso de la combustión del carbono:

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O

O C

+

1 molécula de carbono

+

C

 +

O

1 molécula de oxígeno



O

1 molécula de dióxido de carbono

Como se observa, los átomos de carbono y de oxígeno se unen de manera diferente formando una molécula de dióxido de carbono. En las reacciones químicas se distinguen dos estados: a) Un estado inicial, constituido por las sustancias que intervienen en la reacción, denominadas sustancias reaccionantes (en el caso anterior, carbono y oxígeno). b) Un estado final, representado por las sustancias que se producen en la reacción, llamadas productos de la reacción (en el ejemplo mencionado, el dióxido de carbono). Clases de reacciones químicas Entre los diversos cambios químicos se pueden diferenciar: a) Aquellos casos en que dos sustancias se unen para formar una nueva sustancia, como sucede en la formación del agua a partir del hidrógeno y del oxígeno: H H

O

H

H

+ H

O



O

H

H O H

2 moléculas de hidrógeno

+ 1 molécula de oxígeno



2 moléculas de agua

Transformaciones similares se observan en la combustión del carbón antes mencionada, la oxidación de los metales, la reacción de la "cal viva" (óxido de calcio) con el agua, formando "cal apagada" (hidróxido de calcio), la unión del azufre con el hierro, originando sulfuro de hierro, etcétera. Todas estas reacciones se denominan combinaciones químicas. Entonces: Lic. José Galiano 41

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Combinación química es aquella reacción en que dos sustancias se unen para formar una nueva sustancia. b) Las reacciones químicas en que a partir de una sustancia se obtienen otras diferentes, como ocurre en la descomposición del agua: H O H



O

H

H

H

H

+

O

H O H

2 moléculas de agua

 1 molécula de oxígeno

+

2 moléculas de hidrógeno

Dentro de esta clase de reacciones se puede mencionar la fermentación de la glucosa que origina alcohol y dióxido de carbono; la descomposición del clorato de potasio, para formar cloruro de potasio y oxígeno, y muchos casos más. En consecuencia: Descomposición química es aquella reacción en que a partir de una sustancia se obtienen dos o más sustancias diferentes. Los Compuestos Químicos En la naturaleza la materia se encuentra en forma de compuestos cuyas moléculas o iones están formados por átomos diferentes. Estos resultan de la combinación de dos o más elementos y sus átomos, que no pueden separarse por ningún método físico pero si a través de reacciones químicas. Los compuestos se nombran teniendo en cuenta los elementos que intervienen en su composición. Para simplificar la tarea se utilizan las fórmulas químicas. Las fórmulas consisten de letras y números subíndices.  

Las letras son los símbolos de los elementos que intervienen en el compuesto. Los subíndices son los números escritos junto a los símbolos de los elementos. Indican el número de átomos de cada elemento que intervienen en el compuesto. Cuando no hay ningún subíndice, el número de átomos es uno.

Por ejemplo para el carbonato de sodio: Lic. José Galiano 42

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La C indica que el compuesto tiene carbono. Al no tener subíndice tiene un solo átomo de éste.

Na2CO3

La O indica que el compuesto tiene oxígeno. El 3 indica que hay tres átomos de oxígeno.

Na indica que el compuesto tiene sodio. El 2 indica que hay dos átomos de sodio.

Valencia, estado o número de oxidación

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Tabla de valencia química de los elementos

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Clasificación de los compuestos químicos La primera y gran clasificación consiste en distinguir compuestos inorgánicos de los orgánicos. A su vez, los inorgánicos en binarios, los formados por dos elementos, ternarios, formados por tres elementos y cuaternarios, aquellos que tienen cuatro átomos en su estructura. Según su formación, se clasifican en:

¿Cómo se nombran los compuestos químicos inorgánicos? Desde comienzos de la química moderna se establecieron diferentes sistemas para nombrar los compuestos, denominados sistemas de nomenclatura:  el tradicional con los sufijos “uro”, “hidríco”, “oso”, “ico”, “ito” y “ato” y algunos prefijos. Por ejemplo: FeCl3 cloruro férrico.  el numeral de stock, indica el número de oxidación del elemento principal entre paréntesis, a continuación del nombre del compuesto. Por ejemplo: cloruro de hierro (III).  IUPAC, sistemática o por atomicidad: establecida por la Unión Internacional para la Química Pura y Aplicada (de allí sus siglas en inglés) que unificó los criterios en un sistema de prefijos griegos “mono”, “di”, “tri”, “tetra”, basado en las fórmulas de los compuestos. Por ejemplo: tricloruro de monohierro. Este último si bien resulta conveniente y práctico para el trabajo de los químicos perdió uso al complejizarse para compuestos ternarios o cuaternarios, por lo que, y a los fines de este curso, utilizaremos el sistema de nomenclatura tradicional. Algunas consideraciones importantes  Se escribe primero los elementos menos electronegativos seguidos de los más electronegativos cada uno con su subíndice que indica el número de átomos que cada uno aporta para formar el compuesto.  Primero se nombra el anión y luego el catión. Lic. José Galiano 45

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 

El principio de electroneutralidad establece que todo compuesto (molécula o estructura cristalina) es eléctricamente neutro. El sistema de nomenclatura tradicional utiliza los siguientes prefijos y sufijos:

Nros. Valencia 1 2 3

4

Valencia 1, 2 ó 3 Menor Mayor Menor de menor Menor Mayor Menor de menor Menor Mayor Mayor de mayor

1 1

1 1

Prefijo -----

Sufijo -oso ico --

hipo --per

oso oso ico ico

Ejemplo … de calcio … ferroso … férrico … de manganeso … manganoso … mangánico … hipocloroso … cloroso … clórico … perclórico

raíz del nombre del elemento + “uro”

Por ejemplo: cloruro de … raíz del nombre del elemento + “hídrico”

Por ejemplo: … clorhídrico Tabla Nº 1

Compuestos Binarios a) Óxidos: se forman por combinación de un elemento con el oxígeno I. Óxidos Básicos: Metal + oxígeno Formación: M + O2 → M2Ox / 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 Formulación: - Colocar primero el elemento metálico y luego el oxígeno. - Colocar como subíndice del metal la valencia del oxígeno (2). - Colocar como subíndice del oxígeno la valencia del metal. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) K2O

b) Fe2O3

c) FeO (Fe2O2)

Nomenclatura: colocar la palabra “óxido” seguido del nombre del metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según corresponda. a) óxido de potasio, b) óxido férrico, c) óxido ferroso II. Óxidos Ácidos: No Metal + oxígeno Formación: nN + O2 → nM2Ox / 2Br2 + O2 → 2Br2O Formulación: - Colocar primero el elemento no metálico y luego el oxígeno. - Colocar como subíndice del no metal la valencia del oxígeno (2). - Colocar como subíndice del oxígeno la valencia del no metal. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Lic. José Galiano 46

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Ejemplo: a) Br2O

b) Br2O3

c) Br2O7

d) Br2O7

Nomenclatura: colocar la palabra “óxido” seguido del nombre del no metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según corresponda. a) óxido hipobromoso, b) óxido bromoso, c) óxido brómico, d) óxido perbrómico b) Hidruros: se forman por combinación del hidrógeno con otro elemento. I. Hidruros Metálicos: Metal + hidrógeno Formación: M + H2 → M2Ox / Ca + H2 → CaH2 Formulación: - Colocar primero el elemento metálico y luego el hidrógeno. - Considerar como subíndice del metal la valencia del hidrógeno (1). - Colocar como subíndice del hidrógeno la valencia del metal. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) NaH

b) CaH2

c) FeH3

Nomenclatura: colocar la palabra “hidruro” seguido del nombre del metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según corresponda. a) hidruro de sodio, b) hidruro de calcio, c) hidruro férrico II. Hidruros No Metálicos: Hidrógeno + No Metal Formación: H2 + nM → HxnM / H2 + Cl2 → 2HCl Formulación: - Colocar primero el hidrógeno y luego el elemento no metálico. - Considerar como subíndice del no metal la valencia del hidrógeno (1). - Colocar como subíndice del hidrógeno la valencia del no metal. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) HCl

b) HBr

c) H2S

Nomenclatura: colocar la raíz del nombre del no metal con la terminación “uro” seguido del término “de hidrógeno” según la Tabla Nº 1. a) cloruro de hidrógeno, b) bromuro de hidrógeno, c) sulfuro de hidrógeno. Cuando estos compuestos se encuentran en solución acuosa presentan un comportamiento ácido, por lo que se denominan hidrácidos. Formación: H2 + nM → HxnM / H2(g) + Cl2(g) → 2HCl(ac) Formulación: respetar las reglas para los hidruros no metálicos. Ejemplo: a) HCl

b) HBr

c) H2S

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Nomenclatura: colocar la palabra ácido seguido de la raíz del nombre del no metal con la terminación “hídrico” según la Tabla Nº 1. a) ácido clorhídrico, b) ácido bromhídrico, c) ácido sulfhídrico. c) Sales de hidrácidos ó sales binarias: se forman por la combinación de un no metal de los grupos IA, IIA, IB, IIB con un no metal de los grupos VIA o VIIA. Son compuestos donde se sustituyen los hidrógenos de los “hidrácidos” por un no metal. Esto sucede debido q que los hidrácidos pierden uno o más protones (H+) generándose aniones capaces de combinarse con otros cationes. HCl → H+ + ClH2S → 2H+ + S-2 H2S → H+ + HSFormación: HnM + M → MnM + H2 / 2HCl + 2Na → 2NaCl + H2 Formulación: - Colocar primero el metal y luego el elemento no metálico. - Considerar como subíndice del metal la valencia del no metal y viceversa. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) NaCl

b) FeBr2

c) CaS

Nomenclatura: colocar la raíz del nombre del no metal con la terminación “uro” seguido del nombre del metal. a) cloruro de sodio, b) bromuro ferroso, c) sulfuro de calcio. Compuestos Ternarios a) Hidróxidos: se forman por combinación de un metal con un ión oxhidrilo (OH-). Se obtienen a partir de la reacción de óxidos básicos con agua. Formación: M2Ox + H2O → M(OH)x / CaO + H2O → Ca(OH)2 Formulación: - Colocar primero el elemento metálico y luego el oxhidrilo. - Intercambiar las valencias. - Considerar que el oxhidrilo tiene valencia 1. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) NaOH

b) Ca(OH)2

c) Fe(OH)3

Nomenclatura: colocar la palabra “hidróxido” seguido del nombre del metal con el orden de prefijos y sufijos de la Tabla Nº 1, según corresponda. Lic. José Galiano 48

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a) hidróxido de sodio, b) hidróxido de calcio, c) hidróxido férrico b) Hidrácidos u oxoácidos: se forman por combinación de un no metal con hidrógeno y oxígeno. Se obtienen a partir de la reacción de óxidos ácidos con agua. Formación: nM2Ox + H2O → HanMbOc / N2O3 + H2O → 2HNO2 Formulación:

HanMbOc  a depende de la valencia de nM: - cuando la valencia es impar, a=1 - cuando la valencia es par, a=2  b generalmente es 1 salvo excepciones (piroácidos, diácidos, etc.)  c depende se sumar la valencia de nM al valor de a y se divide por la valencia del oxígeno (2): c= (valencia de nM + a)/2 Ejemplo: a) H2SO3

b) H2SO4

c) HNO3

Nomenclatura: colocar la palabra “ácido” seguida de la raíz del nombre no metal con la terminación según las reglas de la Tabla Nº 1, según corresponda. a) ácido sulfuroso, b) ácido sulfúrico, c) ácido nítrico Hay elementos que para valencia poseen tres oxoácidos distintos, los cuales se diferencia por su grado de hidratación. Éstos oxoácidos reciben el nombre de meta, orto y piroácidos. Los elementos centrales que forman estos compuestos son P, As, Sb y B (sólo meta y orto). A continuación la regla para su formulación: Valencia 3 El ácido metafosforoso se obtiene aplicando la regla descripta para la formulación de los oxoácidos: HPO2 ácido metafosforoso Para obtener el ácido ortofosforoso, se suma una molécula de agua al ácido metafosforoso: HPO2 + H2O v H3PO3 ácido ortofosforoso - ácido fosforoso Para obtener el ácido pirofosforoso, se suman metafosforoso y ortofosforoso: HPO2 + H3 PO3 v H4P2O5 ácido pirofosforoso

los

ácidos

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Valencia 5 +

HPO3 ácido metafosfórico H2O v H3PO4 ácido ortofosfórico - ácido fosfórico

Para obtener el ácido pirofosfórico, se suman los ácidos metafosfórico y ortofosfórico: HPO2 + H3 PO4 3 H4P2O7 ácido pirofosfórico Formación: P2O3 + H2O → H2P2O4 (HPO2)

ácido metafosforoso

P2O3 + 2H2O → H4P2O5

ácido pirofosforoso

P2O3 + 3H2O → 2H6P2O6 (H3PO3)

ácido ortofosforoso

P2O5 + H2O → 2HPO3

ácido metafosfórico

P2O5 + 2H2O → H4P2O7

ácido pirofosfórico

P2O5 + 3H2O → 2H3PO4

ácido (orto)fosfórico.

c) Sales de oxoácidos: también llamadas sales oxigenadas u oxisales se forman por reacción de un hidróxido con un oxácido. Es una reacción de neutralización en la que también se forma agua. Como en toda neutralización el ácido pierde H+ y la base OH- con los que se forma agua. Al perder los H+ el ácido se transforma en un anión. HClO3 → H+ + ClO3 H2SO4 → 2H+ + SO4-2 H3PO4 → 2H+ + PO4-2 Al plantear y balancear la ecuación debe tenerse en cuenta que la cantidad de H+ y OH- debe ser la misma para formar un número entero de moléculas de agua. Formación: H2SO4 + Ca(OH)2

→ CaSO4 + 2H2O

3HNO3 + Al(OH)3 → Al(NO3)3 + 3H2O

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Formulación: - Colocar primero el catión proveniente del hidróxido y luego el anión poliatómico proveniente del ácido. - Intercambiar las valencias. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) CaSO4

b) Fe(ClO)3

c) Al(NO3)3

Nomenclatura: Colocar la raíz del nombre del ácido, cambiar los sufijos “oso” e “ico” por “ito” y “ato” respectivamente, manteniendo los prefijos. Colocar “de” y el nombre del metal o el nombre del metal manteniendo las terminaciones establecidas en la Tabla Nº 1. a) sulfato de calcio, b) hipoclorito férrico, c) nitrato de aluminio Compuestos Cuaternarios Sales ácidas: se forman por la reacción de un hidróxido y un ácido, pero a diferencia de en las sales neutras solo se produce una neutralización parcial de los protones (H+) del ácido. Es necesario que los ácidos tengan más de un hidrógeno para formar estas sales (polipróticos). Formación: H2CO3 + NaOH → NaHCO3 + 2H2O H3PO4 +2LiOH → Li2HPO4 + 2H2O H3PO4 + KOH → KH2PO4 + H2O Formulación: - Colocar primero el catión proveniente del hidróxido y luego el anión poliatómico proveniente del ácido. - Intercambiar las valencias. - Simplificar los subíndices entre sí en caso de corresponder y salvo excepciones. Ejemplo: a) NaHCO3

b) Li2HPO4

c) KH2PO4

Nomenclatura: Sobre la nomenclatura de sales, se utilizan los prefijos “bi” o se intercala la palabra “ácido” (para un hidrógeno) y “diácido” para dos hidrógenos. a) carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio, b) fosfato ácido de litio, c) fosfato diácido de potasio.

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Las Soluciones MATERIA

SISTEMAS HETEROGÉNEOS

CAMBIOS FÍSICOS

SUSTANCIAS PURAS

COMPUESTOS

CAMBIOS FÍSICOS

CAMBIOS QUÍMICOS

SISTEMAS HOMOGÉNEOS

SOLUCIONES

ELEMENTOS

En una mezcla homogénea –o aparentemente homogénea– por lo general existe una sustancia que se presenta en mayor cantidad y otra en menor proporción que se encuentra dispersa en la primera. Hablamos así de una fase dispersora y una fase dispersa. Se acostumbra clasificar las dispersiones en soluciones, coloides y suspensiones, en función del tamaño de las partículas de la fase dispersa, siendo las soluciones mezclas completamente homogéneas; los coloides, dispersiones que se encuentran en el límite entre las mezclas homogéneas y las heterogéneas y las suspensiones, mezclas completamente heterogéneas. Las Suspensiones Si el tamaño promedio de las partículas de la mezcla es mayor que en el caso de los coloides y son perfectamente distinguibles a simple vista, hablamos de suspensiones. La fuerza de la gravedad domina sobre las interacciones entre partículas, así que las suspensiones acaban por sedimentar y presentar dos fases en forma de mezcla heterogénea. Muchos medicamentos se presentan forma de suspensiones, por eso tiene sentido el letrero que dice: “agítese antes de usar”.

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Coloides Cuando las partículas de una mezcla homogénea tienen aproximadamente un tamaño de 10 a 10.000 veces mayor a los átomos y moléculas, tenemos un sistema coloidal. Se acostumbra emplear los términos fase dispersa y fase dispersora. Con excepción de los gases, que siempre forman disoluciones, pues se mezclan íntimamente en todas proporciones, podemos tener sistemas coloidales con sustancias en los diversos estados de agregación. Medio Dispersor Gas Líquido Sólido

Fase Dispersa Líquido Sólido Gas Líquido Sólido Gas Líquido Sólido

Nombre Común Aerosol líquido Aerosol sólido Espuma Emulsión Sol Espuma sólida Emulsión sólida Sol sólido

Ejemplo Nubes, spray Humo Merengue Leche, mayonesa Gelatinas, pinturas Piedra pómez Queso, manteca Perlas

El efecto Tyndall es una característica de las dispersiones coloidales. Es un fenómeno físico que hace que las partículas coloidales en una dispersión sean visibles al dispersar la luz. Por el contrario, las disoluciones verdaderas y los gases sin partículas en suspensión son transparentes, pues prácticamente no dispersan la luz. Esta diferencia permite distinguir a aquellas mezclas heterogéneas o coloidales de las soluciones. El efecto Tyndall se observa claramente cuando se usan los faros de un automóvil en la niebla o cuando entra luz solar en una habitación con polvo, y también es el responsable de la turbidez que presenta una emulsión de dos líquidos transparentes como son el agua y el aceite de oliva. El científico irlandés John Tyndall estudió el efecto que lleva su apellido en 1869 Otro comportamiento que permite identificar y distinguir las dispersiones coloidales de las soluciones verdaderas es el llamado movimiento browniano de sus partículas. El movimiento browniano es el movimiento aleatorio que se observa en algunas partículas microscópicas que se hallan en un medio fluido (por ejemplo, polen en una gota de agua). Recibe su nombre en honor al escocés Robert Brown, biólogo y botánico que descubrió este fenómeno en 1827 y observó que pequeñas partículas de polen se desplazaban en movimientos aleatorios sin razón aparente. Lic. José Galiano 53

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Soluciones Cuando en una mezcla homogénea las partículas de la fase dispersa tienen el tamaño de átomos o moléculas se habla de una disolución. El componente que está en exceso se denomina solvente o disolvente. El (los) componente(s) que está(n) en menor proporción se llama soluto. De acuerdo a su estado de agregación las disoluciones pueden ser sólidas, líquidas o gaseosas.

Fase Gaseosa Líquida Sólida

Fase original del soluto Gaseosa Líquida Sólida Gaseosa Líquida Sólida Gaseosa Líquida Sólida

Ejemplo Aire Aire húmedo Algunos humos finos Soda Vinagre Agua de mar Hidrógeno absorbido en metales Amalgama de mercurio Aleaciones

Solubilidad y concentración en términos cualitativos La solubilidad es la máxima cantidad de soluto que puede disolverse en un volumen de solvente a determinada temperatura. En general la solubilidad aumenta a medida que se produce un incremento de la temperatura de la solución. La concentración de una disolución se refiere al peso, volumen o número de partículas de soluto presentes en una determinada cantidad de solución. Cuando los términos de concentración no son empíricos, sino cualitativos, tendremos: a. Dependiendo de la proporción de soluto con respecto al disolvente, una disolución puede estar diluida o concentrada:  Disolución diluida: Es aquella en donde la cantidad de soluto está en una pequeña proporción en un volumen determinado.  Disolución concentrada: Es la que tiene una cantidad considerable de soluto en un volumen determinado. Las soluciones saturadas y sobresaturadas son altamente concentradas.

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b. En términos de la solubilidad, dependiendo de si el soluto está disuelto en el disolvente en la máxima cantidad posible, o menor, o mayor a esta cantidad, para una temperatura y presión dados:  Disolución insaturada: Es la disolución que tiene una menor cantidad de soluto que el máximo que pudiera contener a una temperatura y presión determinadas. Por ejemplo: una pizca de azúcar en una taza de

matecocido.



Disolución saturada: Es la que tiene la máxima cantidad de soluto que puede contener a una temperatura y presión determinadas. Una vez que la disolución está saturada ésta no disuelve más soluto. En ellas existe un equilibrio entre el soluto y el disolvente. Por ejemplo: dos cucharadas de

azúcar en una taza de matecocido. 

Disolución sobresaturada: Es la que contiene un exceso de soluto a una temperatura y presión determinadas, tiene más soluto que el máximo permitido en una disolución saturada. Por ejemplo: diez cucharadas de

azúcar en una taza de matecocido, note que pese a revolver y disolver continuamente queda depositada en el fondo azúcar sin disolver.

Unidades de concentración Son expresiones cuantitativas de una solución. Hay varias maneras de expresar la concentración cuantitativamente, basándose en la masa, el volumen, o ambos. Según cómo se exprese, puede no ser trivial convertir de una medida a la otra, pudiendo ser necesario conocer la densidad. Por tanto, la concentración de la disolución puede expresarse mediante unidades físicas:  Porcentaje masa-masa (% m/m)  Porcentaje volumen-volumen (% V/V)  Porcentaje masa-volumen (% m/V)  En concentraciones muy pequeñas: Partes por millón (PPM) O bien mediante unidades químicas de concentración:  Molaridad ( la única que estudiaremos a los fines de este curso)  Molalidad  Formalidad  Normalidad  Fracción molar Porcentaje masa-masa (% m/m) Se define como la masa de soluto (sustancia que se disuelve) por cada 100 unidades de masa de la disolución:

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 g de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)]x 100=20% m/m.

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Porcentaje volumen-volumen (% v/v) Expresa el volumen de soluto por cada cien unidades de volumen de la disolución. Se suele usar para mezclas líquidas o gaseosas, en las que el volumen es un parámetro importante a tener en cuenta. Es decir, el porcentaje que representa el soluto en el volumen total de la disolución. Suele expresarse simplificadamente como “% v/v”.

Por ejemplo, si se tiene una disolución del 20% en volumen (20% v/v) de alcohol en agua quiere decir que hay 20 mL de alcohol por cada 100 mL de disolución. La graduación alcohólica de las bebidas se expresa precisamente así: un vino de 12 grados (12°) tiene un 12% (v/v) de alcohol. Concentración en masa-volumen (% m/V) Es la masa de soluto presente en 100 mL de disolución. Se suelen usar gramos por mililitro (g/mL) y a veces se expresa como “% m/V”.

Por ejemplo, si se disuelven 20 g de azúcar en 80 mL de agua, el porcentaje en masa será: [20/(80+20)] x 100=20% m/V. Molaridad La molaridad (M), o concentración molar, es la cantidad de sustancia (n) de soluto por cada litro de disolución. Por ejemplo, si se disuelven 0,5 moles de soluto en 1000 mL de disolución, se tiene una concentración de ese soluto de 0,5 M (0,5 molar). Para preparar una disolución de esta concentración habitualmente se disuelve primero el soluto en un volumen menor, por ejemplo 300 mL, y se traslada esa disolución a un matraz aforado, para después enrasarlo con más disolvente hasta los 1000 mL.

Se representa también como: M = n / V, en donde "n" es la cantidad de sustancia (n=gr soluto/PM) y "V" es el volumen de la disolución expresado en litros.

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Teorías Ácido – Base  Teoría de Arrhenius: Las sustancias que en disolución acuosa conducen la corriente eléctrica se llaman electrólitos. Svante August Arrhenius (1859-1927) fue el primero que estableció la hipótesis de la disociación iónica, dando solución teórica al enigma de la conducción eléctrica de las disoluciones acuosas de sustancias como los ácidos, las bases y las sales, frente al comportamiento de las demás sustancias (no electrólitos) en disolución acuosa. Según su teoría, en medio acuoso los ácidos se disocian en iones positivos (H+, protones) y iones negativos (aniones). La disociación en iones de los ácidos puede expresarse mediante ecuaciones químicas: HCl → H+ + ClEn realidad, los iones H+ nunca se encuentran libres en disolución acuosa, sino unidos a varias moléculas de H2O. A partir de ahora representaremos un protón en disolución acuosa por la especie H3O+, que denominaremos ión hidronio. H2SO4 + 2H2O → 2H3O+ + SO4-2 Las bases se disocian en iones positivos (cationes) y iones negativos (OH- , oxhidrilo) según ecuaciones como: NaOH → Na+ + OHPor lo tanto, ácidos son las sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo iones H3O+. Y bases son las sustancias que en disolución acuosa se disocian produciendo iones OH-. 

Teoría de Brönsted y Lowry Para encontrar una salida a las dificultades de la teoría de Arrhenius, el químico danés Brönsted y el inglés Lowry propusieron en 1923 una nueva teoría de ácidos y bases. Esta engloba todos los aspectos de la teoría de Arrhenius, elimina la necesidad de una solución acuosa y amplía las sustancias que pueden considerarse ácidas y básicas. Según Brönsted y Lowry: ácidos son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden ceder iones H+: H3O+ → H+ + H2O Bases son las sustancias (moleculares o iónicas) que pueden tomar iones H+: NH3 + H+ → NH4+



Teoría de Lewis Al estudiar Lewis la distribución de los electrones en las moléculas de los ácidos y de las bases se dio cuenta de que la reacción de neutralización requería la formación de un enlace covalente coordinado (enlace en el que los dos electrones del enlace son aportados por el mismo átomo). H+ + OH-  H2O El OH- posee pares de electrones sin compartir que son susceptibles de ser donados a átomos con orbitales vacíos de baja energía, como el H+. De este modo, de acuerdo con la teoría de Lewis, un ácido es toda sustancia que puede aceptar un par de electrones y una base es toda Lic. José Galiano 57

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sustancia que puede ceder un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado. Esta definición incluye a los ácidos y bases de las teorías de Arrhenius y Brönsted-Lowry, además de otras reacciones que tienen lugar en medio no acuoso y sin transferencia protónica. Cuadro comparativo de las teorías ácido-base Arrhenius

Brönsted-Lowry

Lewis

(teoría iones en agua)

(teoría protónica)

(teoría electrónica)

Definición de ácido

Da iones H+ en agua.

Dador de protones.

Aceptor par de electrones.

Definición de base

Da iones OH− en agua.

Aceptor de protones.

Dador par de electrones.

Reacciones ácido base

Formación de agua.

Transferencia protónica.

Formación de enlace covalente coordinado.

Ecuación

H+ + OH-  H2O

HA + B  A- + BH+

A + :B  A:B

Limitaciones

Aplicable únicamente a disoluciones acuosas.

Aplicable únicamente a reacciones de transferencia protónica.

Teoría general.

TEORÍA

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