Guia de quimica inorganica teória 2013

5,549 views

Published on

1 Comment
2 Likes
Statistics
Notes
No Downloads
Views
Total views
5,549
On SlideShare
0
From Embeds
0
Number of Embeds
371
Actions
Shares
0
Downloads
147
Comments
1
Likes
2
Embeds 0
No embeds

No notes for slide

Guia de quimica inorganica teória 2013

  1. 1. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASESI. INTRODUCCIÓNEs una ciencia natural basada en la observación y experimentación relacionadacon los fenómenos que sufre la materia, de tal modo que de ella se estudie sucomposición, constitución, propiedades físicas y químicas, transformaciones yleyes que gobiernan dichos cambios en su estructura interna, así como laenergía involucrada en el proceso.La quimica es una ciencia central, porque sirve de apoyo a otras cienciascomo la física, la biología, la geología, la petroquímica, etc. Además permitesatisfacer las necesidades humanas en diferentes áreas o campos de laactividad humana. Tenemos: En medicina: La química ayuda con la síntesis de diferentes fármacos (antibióticos, analgésicos, antidepresivos, vacunas, vitaminas, hormonas, radioisótopos, etc), para el tratamiento de muchas enfermedades y para el mejoramiento de la salud en general. En nutrición: La química permite sintetizar sustancias llamadas saborizantes y colorantes para mejorar ciertas propiedades de los alimentos, y de ese modo puedan ingerirse con facilidad; los preservantes para que los alimentos no se deterioren en corto tiempo; también la química determina las sustancias vitales que requiere el organismo (minerales, vitaminas, proteínas, etcQuímica General:Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de laciencia química.Química Descriptiva:Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura enforma particular. Podemos subdividirla en: 1
  2. 2. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAQuímica Inorgánica: Estudia todas las sustancias inanimadas o del reinomineralQuímica Orgánica: Estudia todas las sustancias que contienen carbono (conexcepción de CO, CO2, Carbonatos, etc) ya sean estos naturales (provenientesdel reino animal y vegetal) o artificiales (plásticos, fibras, textiles)Química Analítica:Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustanciasorgánicas e inorgánicas presentes en una muestra material, o los elementospresentes en un compuesto químico. Se subdivide en: Cualitativa: Estudia las técnicas para identificar las sustancias químicas (simples y compuestas) en una muestra material o los elementos químicos presentes en un compuesto. Así por ejemplo, se ha determinado que en el agua pura sólo hay dos elementos: hidrogeno y oxigeno; en la sal común, cloro y sodio; en el azúcar de mesa, carbono, hidrogeno y oxigeno. Cuantitativa: Estudia las técnicas para cuantificar las sustancias químicas puras en una muestra material o el porcentaje en peso que representa cada elemento en un compuesto, para luego establecer su formula química. Así por ejemplo, tenemos que en el agua hay 88,89% en peso de oxigeno y 11,11% de hidrogeno, luego, la formula del agua será H2O.Química Aplicada:Por su relación con otras ciencias y su aplicación practica, se subdividen en:Bioquímica: La bioquímica es la ciencia que estudia los componentesquímicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidosy ácidos nucleicos, además de otras pequeñas moléculas presentes en lascélulas.Fisicoquímica: La fisicoquímica representa una rama donde ocurre unacombinación de diversas ciencias, como la química, la física, termodinámica,electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden 2
  3. 3. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICArepresentar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural. Cambiosen la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido,líquido y/o gaseoso se encuentran también relacionados a estasinterpretaciones de interacciones moleculares.Química Industrial: Estudia la aplicación de procesos químicos y la obtenciónde productos químicos sintéticos a gran escala, como por ejemplo los plásticos,el caucho sintético, combustibles, fibras textiles, fertilizantes, insecticidas,jabones, detergentes, acido sulfúrico, soda caustica, cloro, sodio, etc.Petroquímica: La petroquímica es la industria dedicada a obtener derivadosquímicos del petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicosincluyen todas las sustancias químicas que de ahí se derivan.Geoquímica: La geoquímica es una especialidad de las ciencias naturales,que sobre la base de la geología y de la química estudia la composición ydinámica de los elementos químicos en la Tierra, determinando la abundanciaabsoluta y relativa, distribución y migración de los elementos entre lasdiferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera ygeósfera) utilizando como principales testimonios de las transformaciones losminerales y rocas componentes de la corteza terrestreAstroquímica: La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de lacomposición química de los astros y el material difuso encontrado en el espaciointerestelar, normalmente concentrado en grandes nubes moleculares.Farmoquímica: Estudia las propiedades de las sustancias químicas y suacción nociva o benéfica en los seres vivos. Por ejemplo, la acción de lapenicilina, las drogas y antibióticos en seres humanosDentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se empleaba parareferirse a la parte más pequeña de materia y era considerada indestructible. Yaentonces, Demócrito (460-370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentesson diferentes porque están constituidas por diversos tipos de unidades 3
  4. 4. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAdiminutas. El conocimiento de su tamaño y su naturaleza avanzó muy lentamentea lo largo de los siglos.Hoy sabemos que el átomo corresponde a la partícula de menor tamaño de unelemento químico o cuerpo simple, que posee unas características propias y sepuede combinar con otros átomos, también es la mínima parte separada por unareacción química.Durante un tiempo, los científicos investigaron el tamaño y la masa de átomo,pero sin instrumentos y técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaronexperimentos para determinar estas características. Así se descubrió que algunosátomos de un elemento presentan distinta masa, aunque mantienen idénticonúmero atómico (isótopos).El tamaño y la masa de un átomo son muy pequeños: como ejemplo comparativo,una gota de agua contiene más de 1.000 trillones de átomos. La estructura internade los átomos se podría asemejar, de forma simple, al Sistema Solar. El núcleoatómico (que mide aproximadamente una diezmilésima parte del diámetro delátomo y concentra más del 99% de la masa) se correspondería con el Sol y loselectrones serían como los planetas que giran en torno a él.Con el paso del tiempo, el modelo atómico ha ido cambiado y se ha sabido quelos electrones se comportan como ondas. Además, se conocen otro tipo departículas elementales que se relacionan con las fuerzas nucleares.II. MODELOS ATÓMICOSPara explicar la manera como coexisten en el átomo sus componentes:electrones, protones y neutrones. La concepción del átomo a lo largo de lahistoria ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de lafísica y la química. Para ello se elaboraron diversas teorías o modelos atómicosalgunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenosobservados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica. 4
  5. 5. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAA.MODELO ATÓMICO DE DALTONAproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomoscomo la unidad constitutiva de los elementos (retomando lasideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de suteoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en lossiguientes puntos: La materia está formada por partículas muy pequeñaspara ser vistas, llamadas átomos. Los átomos de un elemento son idénticos en todas sus propiedades,incluyendo el peso. Diferentes elementos están formados por diferentes átomos. Los compuestos químicos se forman de la combinación de átomos de dos omás elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuestoquímico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos enuna proporción numérica simple. Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante lasreacciones químicas. En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporcionesnuméricas simples. La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. Enestas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de unelemento se convierte en un átomo de otro elemento.A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó unavance cualitativo (de calidad) importante en el camino de la comprensión de laestructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton nofue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocerla existencia de dichas partículas.Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representarlos átomos y los átomos compuestos, las moléculas. 5
  6. 6. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de losátomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoríaacerca de la misma.Otras Leyes que concordaban con la teoría de Dalton: Ley de la Conservación de la Masa: La Materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma. Ley de las Proporciones Definidas: Un Compuesto Puro siempre contiene los mismos elementos combinados en las mismas proporciones en masa. Ley de las Proporciones Múltiples: 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 pequeños enteros.B.MODELO ATÓMICO DE THOMSONThomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia delelectrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía quelos electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto eraeléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad defenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimientode nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostróla inexactitud de tales ideas. 6
  7. 7. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAPara explicar la formación de iones, positivos y negativos, y lapresencia de los electrones dentro de la estructura atómica,Thomson ideó un átomo parecido a un pastel de frutas.Una nube positiva que contenía las pequeñas partículas negativas (los electrones)suspendidos en ella. El número de cargas negativas era el adecuado paraneutralizar la carga positiva.En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; ysi ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación deiones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.C.MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORDBasado en los resultados de su trabajo, que demostró laexistencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi latotalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleocentral muy diminuto de carga eléctrica positiva. Loselectrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitascirculares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen cargaeléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizanentre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de loselectrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrónterminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia elnúcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por sudiscípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo quea Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurreespontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tablaresumiendo las características de estos componentes:En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica suteoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento 7
  8. 8. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAera simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA)procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zincfluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de laspartículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, eraocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro,igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir quecada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva quedenomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placasmetálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, porespacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocaspartículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicospesados con cargas altas.Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinarlas magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos quese basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porcióndesocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro delnúcleo.Aspectos más importantes del Modelo atómico de Ernest Rutherford: El átomo posee un núcleo central en el que su masa y su carga positiva. El resto del átomo debe estar prácticamente vacío, con los electrones formando una corona alrededor del núcleo. La neutralidad del átomo se debe a que la carga positiva total presente en el núcleo, es igualada por el número de electrones de la corona. Cuando los electrones son obligados a salir, dejan a la estructura con carga positiva (explica los diferentes rayos). El átomo es estable, debido a que los electrones mantienen un giro alrededor del núcleo, que genera una fuerza centrifuga que es igualada por la fuerza eléctrica de atracción ejercida por el núcleo, y que permite que se mantenga en su orbita. 8
  9. 9. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA El valor de la cantidad de energía contenida en un fotón depende del tipo de radiación (de la longitud de onda). En la medida que la longitud de onda se hace menor, la cantidad de energía que llevan es mayor. En la región 7.5x1014 hasta 4.3x10-14 , se encuentra el espectro visible, con los colores violeta, azul, verde, amarillo y rojo. Las regiones donde las frecuencias es mayor (longitud de onda es menor), el contenido energético de los fotones, es grande en comparación con otras zonas. En el caso de la luz ultravioleta (U.V.) sus radiaciones no se perciben a simple vista, pero conocemos su alto contenido energético al actuar como catalizador en numerosos procesos químicos.= Longitud de onda: Distancia entre dos crestas en una onda (Longitud de unciclo)C = Velocidad de la luz (2.998 x 108 cm/seg)= Frecuencia: Número de ondas que pasan por un punto en un segundo.D.MODELO ATÓMICO DE BOHREl físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922),postula que los electrones giran a grandes velocidadesalrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen endiversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentesniveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, paralo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original esnecesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma deradiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido debase a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir laestructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de esteelemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico deBohr:El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sóloprotón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas 9
  10. 10. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAórbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos nivelesde energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cadanivel se designa con una letra (K, L, M, N,...) o un valor de n (1, 2, 3, 4,...). El electrón posee una energía definida y característica de la órbita en la cual se mueve. Un electrón de la capa K (más cercana al núcleo) posee la energía más baja posible. Con el aumento de la distancia del núcleo, el radio del nivel y la energía del electrón en el nivel aumentan. El electrón no puede tener una energía que lo coloque entre los niveles permitidos. Un electrón en la capa más cercana al núcleo (Capa K) tiene la energía más baja o se encuentra en estado basal. Cuando los átomos se calientan, absorben energía y pasan a niveles exteriores, los cuales son estados energéticos superiores. Se dice entonces que los átomos están excitados. Cuando un electrón regresa a un Nivel inferior emite una cantidad definida de energía a la forma de un cuanto de luz. El cuanto de luz tiene una longitud de onda y una frecuencia características y produce una línea espectral característica. La longitud de onda y la frecuencia de un fotón producido por el paso de un electrón de un nivel de energía mayor a uno menor en el átomo de Hidrógeno está dada por: o Para Bohr el átomo sólo puede existir en un cierto número de estados estacionarios, cada uno con una energía determinada. o La energía sólo puede variar por saltos sucesivos, correspondiendo cada salto a una transición de un estado a otro. En cada salto el átomo emite luz de frecuencia bien definida dada por: hv = | Ei - Ei |De esta manera se explican los espectros atómicos, que en el caso del Hidrógenolos niveles de energía posibles están dados por la fórmula:E = - (h/R)/n2 , ( n = 1, 2, 3, . . . infinito)h = 60625 x 10-34 Joule - seg, Const. de PlankR = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg 10
  11. 11. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEl modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite lapresencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa delátomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo endeterminados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y lesasignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigueel 2, como se citó en párrafo de éste mismo enunciado (Modelo atómico de Bohr).Siempre que el electrón se mantenga en la órbita que le corresponde, ni gana nipierde energía.Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma defotones. La cantidad viene dada por la diferencia de energía entre los dos (02)niveles.La energía de cada nivel es mayor en la medida que se aleja del núcleo; sinembargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que lastransiciones electrónicas se produzcan con facilidad.El número de electrones de cada elemento en su estado natural es característico,puesto que depende de su número atómico. Estos electrones estarán distribuidosen diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de pasopara aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Aldevolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.Principios de IncertidumbrePara poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículasconstituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobreél; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. Enotras palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impidehablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo.Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puestoque se puede describir un espacio donde es muy probable encontrar un electrón,pero no se pude excluir la posibilidad de que se encuentre en otro lugar. 11
  12. 12. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASegún el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posicióndel electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término"probabilidad", para la descripción del átomo.E.MODELO ATÓMICO ACTUALEntre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido suveracidad, se consideran los siguientes: La presencia de un núcleo atómico con las partículas conocidas, la casi totalidad de la masa atómica en un volumen muy pequeño. Los estados estacionarios o niveles de energía fundamentales en los cuales se distribuyen los electrones de acuerdo a su contenido energético. La dualidad de la materia (carácter onda-partícula), aunque no tenga consecuencias prácticas al tratarse de objetos de gran masa. En el caso de partículas pequeñas (electrones) la longitud de onda tiene un valor comparable con las dimensiones del átomo. La probabilidad en un lugar de certeza, en cuanto a la posición, energía y movimiento de un electrón, debido a la imprecisión de los estudios por el uso de la luz de baja frecuencia.Fue Erwin Schodinger, quien ideó el modelo atómico actual, llamado "Ecuación deOnda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. Lasolución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de laprobabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área dondehay mayor probabilidad de encontrar al electrón se denomina orbital. El valor de la función de onda asociada con una partícula en movimiento esta relacionada con la probabilidad de encontrar a la partícula en el punto (x,y,z) en el instante de tiempo t. En general una onda puede tomar valores positivos y negativos. una onda puede representarse por medio de una cantidad compleja.Piense por ejemplo en el campo eléctrico de una onda electromagnética. Unaprobabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que lafunción de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la 12
  13. 13. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAfunción de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como ladensidad de probabilidad.La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben ladenominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos,definen una función específica para un electrón. Los modelos estudiados sepueden apreciar en la Figura No1. Modelos Atómicos Figura No1: Modelos AtómicosIII. ESTRUCTURA ATÓMICALa teoría aceptada hoy es que el átomo tiene dos partes: el núcleo y la corteza. - El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con cargapositiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir sonneutras, los neutrones. La masa de un protón (1,67262 × 10–27 kg y una masa1837 veces mayor que la del electrón ) Nes aproximadamente igual a la de unneutrón (1,67493 × 10–27 kg). Todos los átomos de un elemento químico tienen enel núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cadaelemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa conla letra Z 13
  14. 14. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA- La corteza o nube electrónica llamada también corona atómica es la parteexterior del átomo con una masa de 9,10 × 10–31 kg. En ella se encuentran loselectrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giranalrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que lade un protón.La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidadde protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que unátomo en estas condiciones tiene una carga eléctrica neta igual a 0.Las partes se aprecian en la Figura No 2.Partes de un átomo. Figura No 2: Partes de un átomo.IDENTIFICACIÓN DE LOS ÁTOMOSLos átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, yaque éste es fijo para los átomos de un mismo elemento.IV. PROPIEDADES QUE DEPENDEN DEL NÚCLEO ATÓMICOA. NÚMERO ATÓMICOEs el número de protones y electrones de un átomo. Se representa con la letra Zy se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe. Número atómico = Número protones = Número de electrones 14
  15. 15. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAB. NÚMERO DE MASAEs la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Serepresenta con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolodel elemento: AX.Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe. A= Z+ # nA=#p+#n # p= A-# n#n=A-#pDe esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo: -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si elátomo fuese neutro.- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número queaparezca con la carga positiva: +2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 -12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendríaneutro: 12 - 2 = 10 electrones.- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número queaparezca con la carga negativa:19 -1 9F -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 =10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fueseneutro: 9 + 1 = 10 electrones.Todo lo explicado se aprecia en la Figura No 3 Propiedades que Dependen delNúcleo Atómico 15
  16. 16. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA ´ Figura No 3: Propiedades que Dependen del Núcleo Atómico ÁTOMOS ISÓTOPOSSon átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Alpertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero noson reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el númerode neutrones presentes en el núcleo.Ejemplo: ÁTOMOS ISÓBAROS:Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico, tiene masasiguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata deelementos químicos también diferentes.Ejemplo: ÁTOMOS ISÓTONOSÁtomos que presentan distinto número de masa, distinto número atómico, perotienen igual número de neutrones.Ejemplo: 16
  17. 17. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAMASA ATÓMICAUna de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con elnúmero de protones, electrones, neutrones de un átomo.- Se ha escogido el átomo de carbono-12 como átomo de referencia a la quese le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya quetiene 6 protones y 6 neutrones.V. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICAComo hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamenteiguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay quetenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Poreso, la masa atómica de un elemento no es un número entero).A. MASA ATÓMICA PROMEDIOPodemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos lamasa y también la abundancia relativa de cada isótopo Ejemplo: 12El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de C y 1,108% de13 C y una cantidad despreciable de 14C.Por lo tanto, la masa atómica promedio del carbono será (0,98892) x (12 uma) + (0,01108) x (13,00335 uma) = 12,011 uma 17
  18. 18. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEjemplo: 35El cloro tiene 2 isótopos, 17Cl y 3717Cl, que se presentan en la naturaleza con unaabundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente.La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 x 75,5/100 + 37 x24,5/100 = 35,5 uma.B. MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Y NÚMERO DE AVOGADROEL MOLUn mol se define como la cantidad de materia que tiene tantas entidadeselementales (átomo, moléculas y otras partículas) como el número de átomos quehay en exactamente 12 gramos de 12C.Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de AvogadroVI. TABLA PERIODICALa tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintoselementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su funciónprincipal es establecer un orden específico agrupando elementos.Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementosbasándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien JuliusLothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir delas propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificadade la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectosdel desarrollo de la química y la física: El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica. El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos. 18
  19. 19. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico. Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementosVII. MOLECULAEs un agregado de por lo menos 2 átomos en una configuración definida.VIII. IONESUn ión es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga eléctrica. Los ionescon carga positiva se denominan cationes y los que tienen carga negativa sedenomina aniones.Muchas sustancias normales existen en el cuerpo como iones. Los ejemploscomunes incluyen sodio, potasio, calcio, cloruro y bicarbonato.Los iones se pueden crear utilizando radiación, como los rayos X. La radiaciónionizante se utiliza frecuentemente para procedimientos diagnósticos oterapéuticos.IX. COMPUESTOS IONICOSUn compuesto iónico es un compuesto químico formado por dos sustancias conuna diferencia significativa en sus electronegatividades.Ejemplo:Un ejemplo de un compuesto iónico es NaCl (Sal de mesa); Cuando se forma uncompuesto iónico, el elemento que tiene mayor electronegatividad (en este casoCl) tratará de quitarle electrones al otro con menor electronegatividad (Na) y seconvertirán en anión(-) y catión(+), respectivamente. Los electrones quedan"prestados" en la última órbita del Cl y al mismo tiempo en la del Na, haciendo queel Cl complete su octeto (8 electrones, en su última capa).Lecturas recomendadas: 19
  20. 20. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág43-46 20
  21. 21. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASESI. REACCIONES QUÍMICASEs toda transformación en la estructura de la molécula de una o más sustanciaspor efectos energéticos.Una reacción química es el fenómeno por el cual 2 o más sustanciasreaccionantes se combinan dando lugar a la formación de sustancia denominadaproductos.II. CLASES DE REACCIONES QUÍMICASA. Reacciones de descomposición o desdoblamiento Es cuando por efecto de algún agente energético, un reaccionante se descompone en dos o más productos A+ B + C Agente energético Corriente eléctrica Ejemplo:  Descomposición térmica o Pirolisis 2 KClO3 2KCl + 3O2  Descomposición eléctrica 2 Na Cl 2Na + Cl2 21
  22. 22. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Corriente eléctricaB.Reacciones de desplazamiento simple o sustitución Es cuando una especie química desplaza o sustituye a otra de un compuesto AB + C AC + B H2S + Mg MgS + H2 CuSO4+ Zn ZnSO4 + CuPor ejemplo, el magnesio metálico reemplaza al hidrógeno de una solución deácido clorhídrico. Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista ypor lo tanto es menos reactivo, no reemplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico. Acontinuación aparece la ecuación de la reacción entre el magnesio metálico y elácido clorhídrico acuoso para formar cloruro de magnesio y gas hidrógeno:Un metal muy activo, como el sodio, puede desplazar al gas hidrógeno del agua.En este tipo, solamente uno de los átomos de hidrógeno es desplazado, debido ala pequeña cantidad de H+ formado a partir de la molécula de H-OH.Otro ejemplo de reacción de simple desplazamiento, es la que ocurre entre encinc sólido que reacciona con ácido clorhídrico para producir cloruro de cincacuoso más gas hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación:Hay reacciones de simple desplazamiento en las cuales toman parte los nometales. Por ejemplo, para los halógenos, la serie será: flúor, cloro, bromo, yodo,así es que el cloro libre desplazará al bromo de un compuesto y el bromodesplazará al yodo de un compuesto. 22
  23. 23. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAObserve que la actividad de los no metales está relacionada con su habilidad deganar electrones y formar iones negativos, mientras que la actividad de losmetales está relacionada con su tendencia a perder electrones para formar ionespositivos. Cuando se escriben reacciones de simple desplazamiento en dondeparticipan los halógenos, tenga en cuenta que en estado libre todos los halógenosexisten como moléculas diatómicas.Considere los siguientes ejemplos:C. Reacciones de doble desplazamiento AB + CD CB + ADEsta reacción puede considerarse como un intercambio de grupos positivos ynegativos, en la que A se combina con D y C se combina con B. Al escribir lasfórmulas de los productos debemos tener en cuenta las cargas de los que secombinan.En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles. Por tanto, paraproducir los productos que se forman aquí, hay que familiarizarse con algunasreglas de solubilidad muy comunes. Estas pueden resumirse de la siguienteforma: 1. Solubles: compuestos de los metales IA; compuestos de amonio (NH4+); nitratos, la mayoría de los cloruros excepto AgCl, PbCl2 y el Hg2Cl2 y la mayoría de los sulfatos excepto los sulfatos de Ca +2, Sr+2, Ba+2 y el Pb+2. 2. Insolubles: óxidos, hidróxidos, carbonatos y fosfatos, excepto para aquellos metales del grupo IA y el amonio; sulfuros excepto aquellos del IA y los elementos del IIA y el amonio.Considere los siguientes ejemplos: 23
  24. 24. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEl nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también ensolución acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando ensolución el nitrato de sodio según la siguiente ecuación:Otro ejemplo lo constituye la reacción entre dos soluciones, una de nitrato deplomo (II) y la otra de cromato de potasio. Se forma un precipitado color amarillode cromato de plomo (II) y queda en solución nitrato de potasio según la siguienteecuación:En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución deyoduro de potasio para formar un precipitado color amarillo de yoduro de plomo(II) según la siguiente ecuación:Al analizar cada una de las anteriores ecuaciones, se observa que uno de losproductos formados es un precipitado, que es un sólido insoluble en el medio dereacción. Lo anterior se puede deducir a partir de las reglas de solubilidad.Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación desustancias no ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo,cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con unácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal, según la siguienteecuación:Disociación Cuando los compuestos iónicos se disuelven en agua éstos se separan en sus iones, este proceso se llama disociación (ionización). Se sabe que los compuestos iónicos se disocian cuando se disuelven en agua porque la solución conduce la electricidad.D. Reacciones de composición de combinación 24
  25. 25. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Es cuando dos o más reaccionantes se combinan para formar un producto. Se denomina también productos o reaccionantes. A + B + C D Ejemplo: SO3 + H2O H2SO4 ANHIDRIDO SULFURICO ACIDO SULFURICOE. Reacciones de neutralización Una reacción de neutralización es una reacción entre un ácido y una base, generalmente en las reacciones acuosas ácido-base se forma agua y una sal, un ejemplo es el producto de la reacción ácido-base del HCl con NaOH HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(liq) Las soluciones acuosas son buenas conductoras debido a la presencia de iones positivos y negativos a estos compuestos se les llama electrolitos. Los compuestos iónicos que se disocian completamente se conocen como electrolitos fuertes, un ejemplo de ellos es el NaCl. Las constantes de equilibrio para la disociación de electrolitos son llamadas constantes de disociación, un ejemplo de disociación es la del agua: 2H2O H3O+ OH Los subíndices se utilizan por comodidad, para las diferentes constantes: Ka = constante de disociación de ácido Kb = constante de disociación de base 25
  26. 26. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Kw = constante de disociación del agua o de autoprotólisis = 1*10-14 o producto iónico del agua. Este producto indica que en agua pura o en cualquier solución acuosa deben estar presentes iones hidrógeno y oxhidrilo, el producto de sus concentraciones debe ser una constante igual a Kw =1*10-14 H2O H+ OHEn el agua se ha establecido una escala de pH el cual está definido como el –log[H+] donde: Medio ácido Medio básico 0 7 14• Ácido: sustancia que al disolverse en agua H2O genera iones H+Los ácidos se clasifican en fuertes, fuerza media y débiles.Los ácidos fuertes se disocian completamente, cuando se disuelven en agua.Ejemplos: H2SO4,HCl, HNO3, HClO4. Ka = ∞ HCl H+ + Cl- 0.1M 0.0999 0.1M pH= -log pH = -log [H+]=-log[Ac. Fuerte]Los ácidos de fuerza media se disocian parcialmente, sus constantes de acidezo de disociación son mayores a 1 * 10 -3 aproximadamente. 26
  27. 27. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICALos ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es laconstante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que -3tienen constantes de acidez menores o iguales a 1*10 AH A- + H+ c–x x x Ka =Constante de disociación de un ácido Ka= Ka( c-x) = x2 Kac- Kax= x2 x2+ Kax- Kac 10-1, 10-2, 10-3, 10-4 normal X2 = Kac 10-5, 10-6, 10-7 simplificadaBase: sustancia capaz de donar iones OH-. 27
  28. 28. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICABases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de losmetales alcalinos y alcalinotérreos como NaOH, KOH, Ba(OH) 2, Ca(OH) 2. Kb = ∞ NaOH Na + + OH- pOH= -log pH = 14 + log [OH-]Bases débiles: No se disocian completamente. BOH B- + OH+ c–x x xConstante de disociación de una base Kb = Kb= Kb( c-x) = x2 Kbc- Kbx= x2 x2+ Kbx- Kbc 10-1, 10-2, 10-3, 10-4 X2 = Kbc 10-5, 10-6, 10-7 simplificada 28
  29. 29. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAÁcido conjugado:Es el producto de la adición de un protón con una base de Bronsted.A un ácido muy fuerte le corresponde una base conjugada muy débil. A una basemuy fuerte le corresponde un ácido conjugado muy débil.Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad desu base conjugada.pKb = 14 – pKaÁcidos polipróticos:Son los que pueden donar más de 1 protón. Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3,H2SO3.Primera disociación: H2SO4 H+ + HSO4 - Ka1 = ∞ Base conjugadaSegunda disociación: HSO4 - H+ + SO4-2 Ácido Base conjugada 29
  30. 30. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAAnfótero: Es aquella sustancia que se comporta como ácido y como base.Tienen la capacidad de reaccionar consigo mismos.El HSO4- es un anfótero. Ejemplos: H2O, HCO3- , H2PO4-, HPO4-.El pH de un anfótero no depende de la concentración del mismo El pH de unasolución de anfótero se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igualque para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido-baseTEORIA DE ARRHENIUSDefinió de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal yagua a partir de la reacción entre un ácido y una base.5 En otras palabras, esuna reacción de neutralización. Ácido+ + base− → sal + aguaLos iones positivos procedentes de una base forma una sal con los ionesnegativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de labase hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácidosulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio. 2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY.La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dosautores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en laidea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de losácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H +) alas bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición deArrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal yaguaAsí, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, perotambién extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que 30
  31. 31. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAno hay agua involucrada, tales como la protonación del amoníaco, una base,para formar el catión amonio, su ácido conjugado: H+ + NH3 → NH4+Esta reacción puede ocurrir en ausencia de agua, como en la reacción delamoníaco con el ácido acético: CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar ladisociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio ehidróxido: 2 H2O H3O+ + OH−Buffer, Tampón o Solución Reguladora:Las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener elpH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea debases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada delmismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladoraserá más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado seaigual. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmulasiguiente: Ec.de Henderson HasselbachEjemplo:1. De un buffer la concentración de hidrogeniones H+ es 1.75x10-5 suconcentración en sal es 0.1404 y de ácido es 0.3191. Calcular el pH de dichasolución? pH= -log 31
  32. 32. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA pH= -log pH=4.757Consideraciones: Mientras más se aproxime el pH al pK, más efectivo será el pK. Mientras mayor concentración tenga el ácido y la sal mayor será la resistencia del buffer. 3. Prepare un buffer o amortiguador de CH3-COOH y CH3COONa de pH 4.5 y pKa es 4.757 para 0.5litros de sal a 0.5Molar - - + 32
  33. 33. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICACalcular los gramos de CH3COONa0.5 L x 0.5 mol/l x 82 g/mol = 20.5g Para medio litroCalcular los gramos de CH3COOH0.5 L x 0.904 mol/l x 60 g/mol = 27.12g Para medio litroF. Reacciones de precipitaciónLas reacciones de precipitación son aquellas en las que el producto es un sólido;se utilizan en los métodos gravimétricos de análisis y en las titulaciones porprecipitación.• Métodos gravimétricos:Se basan en las mediciones de masa, donde la sustancia a analizar se convierteen un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para eliminar impurezas,se convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto decomposición conocida y finalmente se pesa.• Métodos por titulación:Se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración conocidaque se consume por la sustancia a analizar, formando un precipitado. Esnecesario añadir un indicador colorido que indique el punto final de la reacción.• Solubilidad:Máxima cantidad de soluto que es posible disolver en un litro de agua. Cuandoestá expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en g/Lo mg/L es solubilidad(S) .Factores que afectan la solubilidad:• La temperatura: 33
  34. 34. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEn la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con latemperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.• La presión:Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad delíquidos y sólidos pero si influye sobre la solubilidad de los gases. Ley de Henry:la solubilidad de un gas en un líquido es proporcional a la presión del gas sobre ladisolución.• La adición de un ion común (efecto del ion común):Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que escomún con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la mismasolución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion comúndesplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. Ejemplo• Efecto salinoEs el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no escomún con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la mismasolución, dando por resultado el aumento de la solubilidad.Lecturas recomendadas:- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82 34
  35. 35. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASESI. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICASEn toda reacción química se cumple la Ley de la Conservación de la Masa.Balancear una ecuación química es igualar el número de átomos, iones omoléculas de las partes de las sustancias reactantes, sea igual al de losproductos. Para ello se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son losnúmeros que se colocan delante de las fórmulas y que indican el número deátomos y moléculas de cada sustancia que interviene en una reacción química.Hay que diferenciar claramente entre el numero que se sitúa delante de lasfórmulas y los subíndices, números pequeños que se colocan en la parte inferiorde los símbolos químicos de las fórmulas. Los primero indican el número demoléculas que intervienen en una reacción químicas y los subíndices señalan elnúmero de átomos que entran a formar parte de una molécula y la nueva fórmulacorresponde a otro compuesto diferenteUna ecuación química de información de las sustancias químicas que estánpresentes en la reacción y de la proporción en que estas están reaccionandoEjem: 3H2 + N2 2NH3En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con e el nitrógeno para formaramoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógenopara formar dos moléculas de amoniaco.En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con el nitrógeno para formaramoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógenopara formar dos moléculas de amoniaco. 35
  36. 36. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAII. METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS- Balanceo por tanteo o simple inspección- Coeficientes indeterminados- Número de oxidación- Ión – electrónEjemplo: Balancear la siguiente ecuación por tanteo H2SO4 + Al (OH) Al2 (SO4)3 + H2OVerificamos los átomos del metal: Aluminio como hay dos átomos de Al en elsegundo miembro y sólo uno en el primer miembro se multiplica por 2 al Al( OH) 3 H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2OVerificamos el número de átomos del ametal: azufre. En el segundo miembroaparecen 3 átomos de azufre y uno en el primero, luego se multiplica por 3 alH2SO4 3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2OVerificamos el número de átomos de hidrogeno: en el primer miembro en total hay12 átomos de hidrogeno, mientras en el segundo miembro hay dos, enconsecuencia se multiplica por 6 al H2O. 3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2OLa verificación de átomos de oxigeno, nos sirve para verificar la ecuación está ono correctamente balanceada. La cantidad total de átomos de oxigeno en ambaspartes debe ser la misma para que la ecuación este correctamente balanceada. 3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O 36
  37. 37. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAComprobaciónAl= 2 Al= 2S=3 S= 3H=12 H= 12O= 18 O= 18III. REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓNPara encontrar el número de oxidación de un átomo, se aplica las siguientesreglas:1) Todo elemento que se encuentra en estado LIBRE (sin combinarse) encualquiera de los miembros de una ecuación, tiene valencia CERO. Ejm. Nao, Ago, , , etc.2) El número de oxidación del hidrogeno en los compuestos es generalmente +1,excepto en el caso de los hidruros metálicos en donde es -1. Ejem.H+1Cl-1, ,3) El número de oxidación de oxidación del oxígeno en los compuestos esgeneralmente -2, excepto en los peróxidos en donde es -1; o en los compuestosfluorados en donde puede ser +2. Ejem. ,4) Los metales actúan con valencia positiva, cuando están unidos a los ametales.Ejem: 37
  38. 38. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA5) Los ametales actúan siempre con valencia negativa, cuando están unidos a losmetales, o al hidrógeno.6) Los elementos que no cambian de número de oxidación durante la reacciónquímica ni se oxidan ni se reducen.7) La suma algebraica de los números de oxidación positivos y negativos de todoslos átomos de una molécula neutra es igual a CERO.El número de valencias oxidadas tiene que ser igual al número total de valenciasreducidas, porque el número de electrones perdidos es igual al número deelectrones ganados. Ejem:8) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poliatómicos, es igual a la carga del ión. Ejem:(SO4)-2 S+6 O -8= -2IV. REACCIONES REDOX O DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX)Las reacciones donde hay una transferencia de electrones y variación en elnúmero o estado de oxidación de un elemento se denominan reacciones de óxido– reducción. Es decir, un elemento pierde electrones y otro gana.El término REDOX proviene de dos palabras: Reducción y Oxidación. Red ox eLas reacciones redox, son aquellas reacciones químicas en los cuales los estadosde oxidación de los elementos intervienen experimentan un cambio. 38
  39. 39. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASon las reacciones en las que algunos elementos sufren cambio de valencia demodo que su valencia en los productos es distinta a la que tienen en losreaccionantes.Los fenómenos de oxidación y reducción son simultáneos, pues los electronesque ganan un elemento los pierde otro. Por eso el fenómeno se le consideracomo uno solo y se le llama oxido-reducciónA. OxidaciónDe acuerdo a la teoría electrónica se entiende por oxidación, a todo aquel procesoquímico donde un átomo, molécula, ión pierde electrones.Oxidación es el aumento de valencia positiva por pérdida de electrones.Cuando un átomo pierde electrones, decimos que se está oxidando, porqueaumenta su número de oxidación.Ejem: Fe++ Fe+++ + 1e- Cuo Cu++ + 2e- Alo Al+++ + 3e-B. ReducciónEs aquel proceso donde un átomo, molécula o ión gana electrones.La reducción es la disminución de valencia positiva por ganancia de electrones.Cuando un átomo gana electrones, decimos que se está reduciendo, porquedisminuye su número de oxidación.Ejem: 39
  40. 40. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Sn+4 + 2e- Sn+2 N+5 + 8e- N-3 Cu+2 + 2e- Cuo + 4e- + 2e-La oxidación y reducción es un movimiento simultáneo de electrones, delelemento que se oxida hacia el elemento que se reduce “El número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados”En la oxidación el átomo incrementa su número de oxidación, mientras que en lareducción disminuye, por lo tanto para poder comprender mejor podemos colocarel siguiente esquema con los números de oxidación. OXIDACIÓN -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 REDUCCIÓNPor ejemplo un elemento que pasa de la casilla -3 a la casilla +2 se habrá oxidadoen 5 valencias, pues habrá perdido 5 electrones; en cambio un elemento quehaya pasado de la casilla +4 a la +1 se habrá reducido en 3 valencia por gananciade 3 electrones.V. AGENTES OXIDANTES Y AGENTES REDUCTORESSon agentes oxidantes, las sustancias que originan la oxidación de otras. Paraque una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario la presencia de otrasustancia que pueda recibir dichos electrones. AGENTE OXIDANTE. 40
  41. 41. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASon agentes reductores, las sustancias que originan la reducción de otras. Paraque una sustancia se reduzca (gane electrones) es necesario la presencia de otrasustancia que pueda otorgar dichos electrones AGENTE REDUCTOR Oxidación = pérdida de electrones Reducción = ganancia de electrones Oxidante = agente que recibe los electrones Reductor = agente que entrega los electrones Nao + Clo Na+1 Cl-1El Na, en el primer miembro actúa con valencia cero porque está al estado libre;en el segundo miembro actúa con +1, por lo tanto se ha oxidado, debido a que haperdido 1 electrón. ( El Cl ha actuado de agente oxidante)El Cl, en el primer miembro actúa con valencia cero porque está al estado libre;en el segundo miembro actúa con -1, se ha reducido porque ha ganado 1 electrón( el Na ha actuado como agente reductor)Lecturas recomendadas:- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82-108 41
  42. 42. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES BALANCEO DE ECUACIONES REDOXI. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN O REDOXPara lo cual debemos seguir los siguientes pasos:a) Se escribe la ecuación esquemática a balancear: HNO3 + HI NO + I2 H2Ob) Se identifican los átomos que se oxidan o que se reducen: +1+5-2 +1-1 +2-2 0+1 -2 HNO3 + HI NO + I2 H2OComo se observa, los elementos que cambian de valencia son el N y IOxida: I-1 -2e- (se oxida en dos valencias una para cada yodo)Reduce: N+5 -3e- N+2 ( se reduce en tres valencias)c) Una vez identificados los átomos que se oxidan y que se reducen, se formansemireacciones balanceadas de tal manera que existan igual cantidad de átomos 42
  43. 43. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAen ambos lados, enseguida se determina el número de electrones ganados yperdidos intercambiando los números de oxidación. I-1 -2e- (x3) (a) N+5 -3e- N+2 (x2) (b)d) Se igualan las cargas haciendo que el número de electrones perdidos sea igualal número de electrones ganados, inmediatamente se suman ambas reacciones.En este ejemplo, se multiplica por 3 la semireacción (a) y por 2 a la semireacción(b) 6I-1 -6e- 3 2N+5 -6e- 2N+2Sumando 6I-1 + 2N+5 3 + 2N+2e) Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación planteada. 2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 H2Of) Se termina de balancear por tanteo:Los 8 átomos de H en la izquierda deben igualarse con 8 átomos de H a laderecha; luego, debemos multiplicar por 4 al H2O a la derecha, entonces laecuación final y completa será: 2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 4H2O 43
  44. 44. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEJERCICIOS PROPUESTOS1) HgCl2 + SnCl2 SnCl4 +HgCl2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4)3+H20II. MÉTODO DEL ION ELECTRÓNSe utiliza para balancear ecuaciones iónicas dependiendo del medio donde serealiza (ácido, básico, neutro).La mayor parte de las reacciones que ocurren en el Laboratorio, se realizan endisolución acuosa, está puede ser acida, básica o neutra en estos casos,generalmente se dan todos los reactivos o productos, si no solamente aquellosque han sufrido cambios en estados de oxidación, el resto de los datos deben serpuestos por uno mismo.Ejemplo 1:Balancear la siguiente ecuación en medio acido: 44
  45. 45. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA + H2SO3 Mn+2 + (SO4)-21) Con los átomos que han cambiado el número de oxidación se formansemirreacciones; en donde: el número de átomos de cada elemento será elmismo para ambos lados.+7 -2+1 +4 -2H2SO3Luego: Mn+7 Mn+2 S+4 S+62) Se determinan el número de electrones ganados y perdidos para ambassemireacciones.Luego: Mn+7 +5e- Mn+2 S+4 +2e- S+63) Se balancean ambas semireacciones; en donde: el número de electronesganados es igual a los perdido, esto se logra multiplicando por 2 la semireacción Iy por 5 ala semi reacción (II) 2Mn+7 +10e- 2Mn+2 5S+4 - 10e- 5 S+62Mn+7 + 5S+4 2Mn+2 + 5 S+64) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la ecuación planteada2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2 45
  46. 46. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA5) Se balancean; por cada carga positiva se usa H+ y por cada carga negativa seusa OH- En medio acido se usa H+ para igualar las cargas positivas En medio básico se usa OH- para igualar las cargas negativas En medio neutro se usa H+ o OH- pero en el segundo miembro de la ecuaciónEn el ejemplo en medio acido usaremos H+2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2 2(-1) + 5(0) 2(+2) + 5(-2) -2 -6Faltan 4 cargas positivas a la derecha, por lo tanto se debe agregar 4H+2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2 +4H+6) Se balancean los átomos de hidrogeno añadiendo H2O a algunos de losmiembros de la ecuación. En el ejemplo hay1 OH en el primer miembro, enconsecuencia, se añade 3H2O para que en total haya 1 OH en el segundo miembro.2 + 5 H2SO3 2 Mn+2+ 5(SO4)-2 +4H+ +3H2OEjemplo 2:Balancear la siguiente ecuación en medio básico + )-2 + 46
  47. 47. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA1) Se detectan los átomos que sufren cambio en el número de oxidación+7 +3 +6 +5 -2 + +2) Se determinan la ganancia y pérdida de electrones en cada semireacción: Mn+7 +1e- Mn+6 N+3 -2 e- N+53) Se balancean cargas y se suman ambas semireacciones es. 2Mn+7 +2e- 2Mn+6 N+3 -2 e- N+52Mn+7 + N+3 2Mn+6 + N+54) Los coeficientes se colocan en la ecuación planteada y luego se balanceancargas OH- por ser el medio básico -2 2 + 2 + 2(-1) + 1(-1) 2(-2) + 1(-1) -3 -5Se observa que faltan 2 cargas negativas en el primer miembro; en consecuenciase agregan 2 OH- al primer miembro -2 2 + + 2 2 +5) Se balancean los átomos de hidrógeno añadiendo agua 47
  48. 48. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA -22 + + 2 2 + +EJERCICIOS PROPUESTOS1) Ajuste la ecuación en medio ácido(Cr2O7)= + Fe+2 Cr+3 + Fe+3 48
  49. 49. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA2) Ajuste la ecuación en medio básico - - = + +Lecturas recomendadas:- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 82-108 49
  50. 50. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES ENLACES QUÍMICOSI. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICOLos enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o compartenelectrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma seunirá un átomo con otro y las características del enlace.A. REGLA DEL OCTETO.El último grupo de la tabla periódica VIII A (18), que forma la familia de losgases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto sedebe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio quetiene sólo 2 electrones, que también es una configuración estable.Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o compartenelectrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo(excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que se conoce como laregla del octeto.II. ENERGÍA DE IONIZACIÓNLa energía de ionización. es la cantidad de energía que se requiere para retirarel electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en losperiodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajohacia arriba.Los metales tienen bajas energía de ionización y fácilmente ceden suselectrones. En cambio, los no metales tienen alta energía de ionización ydifícilmente ceden sus electrones. 50
  51. 51. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAIII. AFINIDAD ELECTRÓNICACantidad de energía desprendida o absorbida cuando un átomo gana unelectrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. Laafinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a derecha, y en losgrupos de abajo hacia arriba.IV. ENLACE IÓNICOA. CARACTERÍSTICAS: Está formado por metal y no metal No forma moléculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos). Los metales ceden electrones formando cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.B. FORMACIÓN DE ENLACES IÓNICOSEjm: NaFNa: metal del grupo IA ENLACE IÓNICOF: no metal del grupo VIIAPara explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica decada átomo: 11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1 51
  52. 52. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 9F: 1s2, 2s2, 2p5 Electrones de valencia = 5 +2 = 7Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en éstetendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na1+.El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar suocteto, si acepta el electrón que cede el sodio se forma un anión (ion negativo)F1-.Esta transferencia de electrones entre el sodio y el flúor, permite que amboselementos tengan 8 electrones en su nivel más externo.La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:Como el catión es quien cede los electrones, éstos no se indican.Pero en el anión si ya que está ganando electrones. Se representa con rojo elelectrón que ganó el flúor, completando así su octeto.Otro ejemplo: MgBr2Mg: metal del grupo II ABr: no metal del grupo VIIA METAL + NO METAL IÓNICONo es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cadaelemento. Recuerde, el número de grupo en romano, para losrepresentativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solousaremos compuestos formados por elementos representativos.El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno paracompletar el octeto. 52
  53. 53. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA ANIÓN CATIÓN ANIÓNLos átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electronescedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajoIV. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOSLos compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientescaracterísticas:  Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un líquido o un gas.  Tienen altos puntos de fusión y ebullición.  Son solubles en solventes polares como el agua.  En disolución acuosa, son buenos conductores de la corriente eléctrica.V. ENLACE COVALENTEA. CARACTERÍSTICAS.  Está basado en la compartición de electrones. Los átomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.  Está formado por elementos no metálicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.  Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo del compuesto que se forma.B. FORMACIÓN DE ENLACES COVALENTES 53
  54. 54. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEjemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas Cl2,cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, susátomos se unen por enlaces covalentes.El cloro es un elemento del grupo VII AEl átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirsecon otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se formaun enlace covalente sencillo entre ellos.Este enlace se representa mediante una línea entre los dos átomos.La línea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por doselectrones. Estos electrones se comparten por igual por ambos átomos.O2 La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA laestructura de Lewis del oxígeno es:Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cadaoxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al finalocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos átomos. 54
  55. 55. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAAhora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamosque el oxígeno de la derecha está completo, mientras que el de la izquierdatiene solo seis.Recuerde que el enlace indicado con la línea, cuenta como 2 para ambosátomos. Entonces uno de los Enlace pares que rodean al oxígeno de laderecha, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esaforma los dos quedan con 8 electrones. CovalenteLa molécula queda formada por un enlace covalente doble, 2 pares deelectrones compartidos y 4 pares de electrones no enlazados.N2 El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo VA, porlo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menoslos dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno deellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo formándose un tripleenlace.La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 3 pares deelectrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debeseleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico delcompuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas: 55
  56. 56. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA El átomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un átomo de ese elemento en la molécula). El oxígeno y el hidrógeno no pueden ser átomos centrales. El carbono tiene preferencia como átomo central sobre el resto de los elementos. En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, elEjemplos: hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser éste el segundo elemento más electronegativo. El hidrógeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr laCO2configuracióncarbono) (dióxido de del gas noble helio con 2 electrones en su último nivel. Los átomos deben acomodarse de tal forma que la molécula resulte lo más simétrica posible. TRES ÁTOMOS NO METÁLICOS COVALENTELas estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son:El carbono es un elemento muy especial, y sus característica han demostradaque acomoda sus electrones de valencia de la manera indicada.Total de electrones de valencia:C 1 x 4 electrones = 4 electronesO 2 x 6 electrones = 12 electrones + 116 electronesEl carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12restantes se acomodan en pares al azar.En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto, entonces los paresno enlazantes del carbono, son los que deben compartirse con cada oxígenopara que éstos también completen su octeto. La estructura final sería: 56
  57. 57. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICALa estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares deelectrones no enlazantes y 4 pares enlazados.HNO3 (ácido nítrico)H, N y O son tres no metales entonces el tipo de enlace es covalente. Lasestructuras de Lewis son:Electrones de valencia totales:H 1 x 1e- = 1N 1 x 5 e- = 5O 3 x 6 e- = 18 + 24 electrones de valencia totalesEl nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentespara enlazar los oxígenos y uno más para enlazar el hidrógeno a uno de losoxígenos. Recuerde que una de las reglas establece que: En compuestos que contengan oxígeno e hidrógeno en la misma molécula, el hidrógeno nunca se enlaza al átomo central, sino que se enlaza al oxígeno, por ser éste el segundo elemento más electronegativo.Se selecciona el oxígeno que está abajo porque de esta forma la molécula esmás simétrica. 57
  58. 58. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASon cuatro enlaces covalentes, por tanto a los 24 total le restamos 8 y resultan16 electrones que se acomodan por pares en forma aleatoria en los oxígenos yel nitrógeno. Recuerde que el hidrógeno se completa con 2 electrones, porqueadquiere la estructura estable del primero de los gases nobles, el helioLos oxígenos laterales están completos, el nitrógeno y el hidrógeno también lológico sería pensar que el nitrógeno coloque su par no enlazante de tal formaque se complete el octeto del oxígeno, pero esto no es correcto, porque eloxígeno solo puede formar 2 enlaces, y de esa manera tendría tres así como elcarbono forma máximo 4 enlaces, el nitrógeno forma 3 y el oxígeno solo forma2 por lo tanto, ese doble enlace que necesita la estructura debe estar entre elnitrógeno y uno de los oxígenos laterales:Es cierto que la estructura no tiene simetría, pero no hay otra forma deacomodarla y esta es la correcta.Por tanto la estructura de HNO3 tiene: 58
  59. 59. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA4 enlaces covalentes, 3 sencillos y uno doble5 pares de electrones enlazados14 electrones no enlazados (7 pares)Para comprobar que sus respuestas son lógicas los electrones enlazados + losno enlazados = electrones totales de valencia. SO3 (trióxido de azufre)Electrones de valencia:S 1 x 6 e- = 6O: 3 x 6 e- = 18 + 2424 – 6 = 18 electrones colocados al azar.Uno de los electrones enlazados está incompleto. El azufre coloca su par noenlazante con ese oxígenoLa estructura tiene:3 enlaces covalentes, uno doble y dos sencillos.8 electrones compartidos (4 pares)16 electrones no enlazados (8 pares) 59
  60. 60. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAVI. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTESLas características de los compuestos unidos por enlaces covalentes son: Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: sólido, líquido o gaseoso. Sus disoluciones no conducen la corriente eléctrica Son solubles en solventes no polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua En términos generales, tienen bajos puntos de fusión y de ebullición. Son aislantes del calor y la electricidadVII. TIPOS DE ENLACES COVALENTESA. ELECTRONEGATIVIDADLa electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo, aatraer hacia si los electrones. La electronegatividad aumenta en los periodos deizquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba, tal y como sucedecon la afinidad electrónica y al energía de ionización. Linus Pauling, fue elprimer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad.En su escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, el valor de 4.El oxígeno es el segundo seguido del cloro y el nitrógeno.A continuación se muestra los valores de electronegatividad de los elementos.Observe que no se reporta valor para los gases nobles por ser los elementosmenos reactivos de la tabla periódica. 60
  61. 61. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAB. ENLACE POLAR Y NO POLARLa diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de unenlace.Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, ladiferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones sonatraídos por igual por ambos átomos.El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de ladiferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente:Casi todos los compuestos que contienen enlaces covalente polares; quedancomprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo iónico puro.Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de maneradesigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula seaparcialmente positivo y el otro parcialmente negativo.Esto se indica con la letra griega delta (d). H Cl 61
  62. 62. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEl átomo más electronegativo, en éste caso es el cloro, que adquiere la cargaparcial negativa, y el menos electronegativo, es el hidrógeno que adquiere lacarga parcial positiva.VIII.ENLACE COVALENTE COORDINADOEn este tipo de enlace el átomo menos electronegativo aporta los doselectrones que forma el enlace.Ejemplo:Realizamos la estructura de Lewis del H2SO4 formado por tres no metales ypor tanto un compuesto covalenteElectrones totales:H 2 x 1e- = 2S 1 x 6e- = 6O 4 x 61e- = 24 +32 electrones totalesAhora haremos la estructura indicando los electrones que cada átomo aporta: 62
  63. 63. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASe han utilizado 12 electrones, por tanto quedan 32-12 = 20 electrones quedeben acomodarse por pares en los oxígenos.Observe la estructura con atención. El oxígeno de arriba y el de abajo aparecencon 7 puntitos rojos (electrones del oxígeno) siendo que el oxígeno solo tieneseis, mientras que el azufre aparece con solo 4 puntos azules (4 electrones)siendo que también tiene seis. En un enlace covalente no se pierden ni seganan electrones, solo se comparten y se acomodan de la forma másconveniente, por lo tanto, la estructural real es:La estructura muestra dos enlaces covalentes coordinados y 4 enlaces que nolo son porque cada átomo aportó un electrón al enlace. Un enlace covalentecoordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que lascaracterísticas del enlace no se modifican.IX. ENLACE METÁLICOA. LOS ELECTRONES LIBRES Y LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN 63
  64. 64. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAMuchas veces hemos observando un fenómeno conocido como corrosión, quees la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entreel metal y alguna sustancia del ambiente. Cuando un ion, átomo o moléculaincrementa su carga positiva decimos que se oxida, pierde electrones. Losmetales tienden a tener energía de ionización bajas y por tanto se oxidan(pierden electrones) cuando sufren reacciones químicas).Los enlaces metálicos se encuentran en metales sólidos como el cobre, hierroy aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomosvecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a travésde toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a laspropiedades características de los metales.Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sinoun enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillopara explicar este tipo de enlace propone un ordenamiento de cationes en un“mar” de electrones de valencia.B. PROPIEDADES DE LOS METALES EN FUNCIÓN DEL ENLACEMETÁLICOCONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.-Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza un modelo propuesto porDrude conocido como el modelo del gas de electrones. En este modelo seconsidera que los electrones más alejados del núcleo están des localizados, esdecir, que se mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo quepermite el paso de la corriente eléctrica.MALEABILIDAD Y DUCTIBILIDAD.- 64
  65. 65. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICAEstas propiedades se deben a que las distancias que existen entre los átomosson grandes; al golpear un metal, las capas de átomos se deslizan fácilmentepermitiendo ladeformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como hilos.X. FUERZAS INTERMOLECULARESEn los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:_ Interiónicas_ Intramoleculcares_ IntermolecularesFUERZAS INTERIÓNICAS.-Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipoelectrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben losaltos puntos de fusión de los compuestos iónicos.FUERZAS INTRAMOLECULARES.-Son las que existen entre los átomos que forman una molécula.FUERZAS INTERMOLECULARES.- 65
  66. 66. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASon mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que unen alas moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honoral físico holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner derelieve su importancia.Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:_ Puentes de hidrógeno_ Fuerzas dipolares_ Fuerzas de LondonXI. DIPOLOS INDUCIDOS Y DIPOLOS INSTANTÁNEOSLas moléculas polares, que tienen centros separados de carga no equilibrados,reciben el nombre de dipolos.Si estos dipolos se acercan, el extremo positivo de una molécula atrae alextremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta entoda la estructura de un líquido o un sólidoEn general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercenentre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamañocomparable.La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas dedispersión o de London y se analizarán en ese punto.XII.PUENTES DE HIDRÓGENOSon un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienenátomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas sonmás intensas que las atracciones dipolodipolo.A) CARACTERÍSTICAS DEL AGUA.- 66
  67. 67. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICALas moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno y esprecisamente este tipo de fuerza intermolecular la que da al agua ciertascaracterísticas especiales.En la siguiente estructura de Lewis se indica en forma punteada en color rojo elpuente de hidrógeno.El modelo en barras y esferasLas líneas azules son enlaces covalentes, y la línea punteada roja es un puentede hidrógeno. Éste último es más débil que un enlace covalente.Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencerla fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno sonfuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza afundirse a 0°C, algunos de los puentes de hidrógeno se rompen, pero no todos.El requerimiento de energía es mayor que en aquellos compuestos donde nohay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cualexplica el elevado punto de fusión del agua. 67
  68. 68. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICASi elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad depuentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todoslos puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr esterompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustanciasque no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevadopunto de ebullición del agua.Las moléculas de los sólidos siempre están más cercanas que en los líquidos,pero al enfriarse el agua la formación de puentes de hidrógeno entre susmoléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espacióvacío que es la estructura del hielo.Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agualíquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemasacuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y maresse congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer enesas condiciones.B) OTROS COMPUESTOS CON PUENTES DE HIDRÓGENOLas molécula del NH3 (amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico) también se unenpor puentes de hidrógeno.Las moléculas que se unen por puente de hidrógeno tienen las siguientescaracterísticas comunes: 68
  69. 69. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA1. Cada molécula tiene un átomo de hidrógeno unido en forma covalente conun átomos de alta electronegatividad: flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N), elátomo más electronegativo adquiere una carga parcial negativa y el hidrógenouna carga parcial positiva.2. El hidrógeno es atraído hacia el par electrónico no enlazado de un átomo de.flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N).3. En este tipo de compuestos, el extremo positivo de la molécula está dirigidoal extremo negativo de la otra molécula.Otros compuestos oxigenados que también forman puentes de hidrógeno sonel CH3OH (metanol), el C2H5OH (etanol) y algunos otros alcoholes.XIII.FUERZAS DE VAN DER WAALSCon este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: lospuentes de hidrógeno y las interacciones dipolodipolo ya descritas y las fuerzasde LondonXIV.FUERZAS DE LONDONEste tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son lasque mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como elBr2, Cl2, H2, etc. Van der Waals, físico holandés, ganador del premio Nobel defísica en 1910, propuso que en los átomos o moléculas no polares, ladistribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, yaque el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos,pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso deelectrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos.Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entrelos dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dadopueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolosinstantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una 69

×