Guía de Química para el examen de ingreso a la UNAM (página 2)

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ION.- Átomo con carga eléctrica que se forma por
la ganancia ó pérdida de electrones. Se clasifica en
dos tipos: cation y anion.

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CATION.- ion con carga positiva. Se forma por la perdida
de electrones en átomos metálicos.

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ANION.- ion con carga negativa. Se forma por la ganancia
de electrones en átomos no metálicos.

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COMPUESTO.- Es una sustancia formada por átomos de
dos o más elementos unidos químicamente en proporciones
definidas. Los compuestos sólo se pueden separar en sus
componentes puros (elementos) por medios químicos.

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ISÓTOPO.- Son átomos que tienen el mismo
número de protones pero difieren en su número de
neutrones, por lo tanto estos elementos difieren en su
número de masa. Los diferentes elementos de los
isótopos  no son estables y se presentan en la naturaleza en la misma
proporción. Ejemplo:

1H1 Hidrogeno ligero o
normal   1H2 Hidrogeno pesado
o deuterio         
1H3 Hidrogeno radiactivo o tritio

8O16                                         
8O17                                         
8O18

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SOLUCIÓN.- Mezcla homogénea formada por un
disolvente y un soluto.

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MATERIA.-  Materia es cualquier cosa que ocupa un
espacio y que tiene masa.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA MATERIA.- El contenido de
materia en el universo siempre permanece
constante.

ENERGÍA.- Capacidad de realizar trabajo

TIPOS DE ENERGÍA.- Algunas manifestaciones
energéticas comunes son: energía mecánica, energía Solar,
energía química, energía eléctrica,
energía hidráulica, energía calorífica, energía
luminosa, energía nuclear,
energía eólica, energía geotérmica.

LEY DE LA CONSERVACIÓN DE LA ENERGÍA.- La
energía puede ser convertida de una forma a otra, pero no se
puede crear o destruir. En otras palabras, la energía total
del universo es constante.

ESTADOS DE AGREGACIÓN DE LA  MATERIA.- La materia
de acuerdo a  su propiedades físicas se clasifica en
tres estados de agregación; fase sólida, liquida y
gaseosa;  los nuevos estados son el plasma y condensado de
Bose-Einstein.

• Fase  sólida. Fase que ocupa un volumen
  fijo y tiene una forma definida, la movilidad de las
  partículas es nula y la fuerza de cohesión entre
  ellas es muy alta.
• Fase liquida. Esta fase ocupa un volumen dado por la
  forma del recipiente, la movilidad y su cohesión de las
  partículas es intermedia.
• Fase gaseosa. Fase que no tiene, ni forma, ni
  volumen definido, tiende a ocupar el volumen del recipiente en
  el que se encuentra  confinado y sus partículas
  tienen una gran energía cinética, presentan 
  movimientos desordenados y la fuerza de cohesión es muy
  baja.

Plasma. Cuando un gas se calienta a temperaturas
cercanas a los 10000 grados, la energía cinética de las
moléculas aumenta lo suficiente para que al vibrar y chocar,
las moléculas se rompan en átomos. A temperaturas
más altas, los electrones se ionizan de los átomos y la
sustancia se convierte en una mezcla de electrones e iones
positivos: un plasma altamente ionizado. Podemos considerar al
plasma como un gas que se ha calentado a temperatura elevada que sus
átomos  y moléculas se convierten en iones. La
concentración de partículas negativas y positivas es
casi idéntica, por lo que es eléctricamente neutro y
buen conductor de la corriente eléctrica.

Condensado de Bose -Einstein. Gas que se ha
enfriado  a una temperatura próxima al cero absoluto.
Los átomos pierden energía, se frenan y se unen para
dar origen  a un superátomo insólito.

CLASIFICACIÓN DE LA MATERIA

Métodos de
separación de mezclas

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DECANTACIÓN. Es utilizado para separar un sólido
de grano grueso de un líquido, consiste en vaciar el
líquido después de que se ha sedimentado el
sólido. Este método también se
aplica en la separación de  dos líquidos no
miscibles y de diferentes densidades.

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FILTRACIÓN. Permite separar un sólido de grano
relativamente fino de un líquido empleando un medio poroso
de filtración o membrana que deja pasar el líquido pero
retiene el sólido, los filtros más comunes son el
papel, fibras de asbesto, fibras vegetales, redes metálicas y tierras raras.

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CENTRIFUGACIÓN. Método que permite separar un
sólido insoluble de grano muy fino y de difícil
sedimentación de un líquido. Se incrementa la
temperatura del líquido en la centrífuga; por medio de
translación acelerado se incrementa la fuerza  gravitacional
provocando  la sedimentación del sólido  o de
las partículas de mayor densidad.

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DESTILACIÓN. Método que permite separar mezclas de líquidos
miscibles aprovechando sus diferentes puntos de ebullición,
también permite separar componentes volátiles o
solubles en agua u otros disolventes,
incluye una serie de evaporación  y condensación
sucesivas.

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CRISTALIZACIÓN. Consiste en provocar la
separación de un sólido que se encuentra en
solución, finalmente el sólido queda como cristal, el
proceso involucra cambio de temperatura,
agitación, eliminación del solvente, etc.

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EVAPORACIÓN. Por este método se puede separar
rápidamente un sólido disuelto en un líquido, se
incrementa  la temperatura del líquido hasta el punto
de ebullición, con lo cual se evapora y el sólido queda
en forma de polvo seco.

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SUBLIMACIÓN. Es el paso  de un sólido 
al gaseoso sin pasar por el estado líquido, por
una alta temperatura.

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SOLIDIFICACIÓN. Este  cambio requiere y se
presenta  cuando un líquido pasa al estado sólido.

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CONDENSACIÓN. Es el paso del  estado gaseoso al
estado líquido, supone la disminución de la
temperatura.

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LICUEFACCIÓN. Es el paso del estrado gaseoso al
estado líquido se logra disminuyendo la temperatura. y
aumentando la presión.

              
Su =  Sublimación

Sur = Sublimación regresiva

S =Solidificación

              
F= Fusión

              
E= Evaporación

              
C=Condensación

              
L= Licuefacción

Estructura atómica de la
materia y teoría cuántica

El átomo está conformado
por tres partículas. Neutrones,  protones y electrones,
el protón deriva de la palabra griega protos que significa
primera que, el protón es la primera aparecida ó
electrón positivo.

El protón pesa aproximadamente una uma (unidad de masa
atómica) 1836 veces más pesada que el electrón.
Sufre pequeños desplazamientos con relación al centro
del átomo y puede ser expulsado  del sistema  al que pertenece en
forma violenta para ya libre convertirse en partícula alfa.
El protón tiene una energía potencial alta; cuando el
núcleo es grande y es poco estable se da lugar  las
fisiones espontáneas, pero puede ser separada del átomo
al bombardear el núcleo con neutrones.

El neutrón pesa poco menos que el neutrón, carece de
carga. La desintegración depende del número de protones
y número de neutrones que hay a en el núcleo. La
relación de protones y neutrones  en los elementos
oxígeno, helio,
nitrógeno, hasta el calcio es igual a 1.

El electrón. Es una partícula ligera a
comparación del protón, tiene una carga negativa y
gira  alrededor del núcleo presentando un movimiento de rotación
llamado spin.

Cuando un fotón choca con un electrón, le cede su
energía, la absorbe alejándolo del núcleo o fuera
del sistema, si queda dentro del sistema se deshace de su
sobrecarga en forma de fotón irradiando energía,
volviéndose a un nivel anterior. A este fenómeno se
llama activación del átomo.

CARACTERÍSTICAS DE LAS PARTÍCULAS
SUBATÓMICAS

NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es el número de
protones que hay en el núcleo atómico. Determina la
identidad del átomo.

Z =
p               
Donde:  Z = número
atómico    p = número de
protones

NÚMERO DE MASA (A).- Es el número de protones
y neutrones que hay en el núcleo atómico. Se calcula a
partir del peso atómico del elemento.

A = p +
n                    
Donde:   A = número de
masa          
p = número de
protones            
n = número de neutrones

MASA ATÓMICA.- Es la suma porcentual de la masa de
los isótopos de una muestra de átomos del mismo
elemento, su unidad es la u.m.a.  (unidad de masa
atómica)  La masa del isótopo  de carbono 12  es de 12
u.m.a y las masas se expresan con relación a ésta y se
miden en u.m.a.

MODELOS ATÓMICOS

Para elaborar esta teoría atómica,
Dalton considero la propiedad general de la
materia: la masa. Es decir, el átomo está caracterizado
por su masa. La teoría de Dalton ha pasado por varias
modificaciones y algunos postulados han sido descartados. Sin
embargo aún representa la piedra angular de la química
moderna.

Postulados de la teoría atómica de Dalton:

§  Toda la materia se compone de partículas
diminutas, llamadas átomos que son indestructibles e
indivisibles.

§  Todos los átomos del mismo elemento son
iguales en tamaño y masa, y los átomos de diferentes
elementos presentan tamaño y masa distintos.

§  Los compuestos químicos se forman por la
unión de dos o más átomos de diferentes
elementos.

§  Los átomos se combinan en relaciones
numéricas simples bien definidas (ley de las proporciones
definidas).

Los átomos de dos elementos pueden combinarse en
diferentes relaciones.

Modelo atómico de Thomson.-
J.J. Thomson sometió a la acción de un campo magnético rayos
catódicos, logrando establecer la relación entre la
carga y la masa del electrón. Por lo que este
científico es considerado como el descubridor del
electrón como partícula. Propuso un modelo en el que determina que
el átomo está constituido de electrones y protones; en
el cual la carga positiva semejaba un "Budín de pasas", la
cual contenía distribuidas sus respectivas cargas negativas.
Además, de que todos los átomos son neutros ya que
tienen la misma cantidad de electrones y protones.

Modelo atómico de Rutherford.- En 1899 Rutherford
demostró que las sustancias radiactivas producen tres tipos
de emanaciones a las que llamó rayos alfa (α), beta
(β) y gamma (γ). Con base en sus observaciones,
Rutherford propuso un modelo en el que el átomo tenía
una parte central ó núcleo con carga eléctrica
positiva y en el que se concentraba toda la masa atómica;
estableció además que, los electrones giraban alrededor
de ese núcleo a distancias variables, y que
describían órbitas concéntricas, semejando a un
pequeño sistema solar.

Modelo atómico de Niels Bohr.- Bohr
estableció que los electrones giraban alrededor del
núcleo describiendo órbitas circulares (niveles de
energía) que se encontraban a diferentes distancias del
mismo. Designó al nivel más próximo al núcleo
como "K" ó 1; al segundo "L" ó 2 y así
sucesivamente hasta llegar al nivel "Q" ó 7.

Postuló además, que cuando un electrón se
desplaza en su órbita no emite radiaciones, por lo que su
energía no disminuye, y no es atraído por el
núcleo. Pero que si en un proceso cualquiera, se le
suministra energía en forma de luz y electricidad, el electrón la
absorbe en cantidad suficiente y brinca a otra órbita de
mayor energía. En tales condiciones se dice que el
electrón está excitado. Cuando el electrón regresa
a su nivel energético, emite en forma de energía
luminosa (fotón), la energía que recibió.

Modelo atómico actual.- El modelo actual de los
átomos fue desarrollado por E. Schrödinger, en el que
se describe el comportamiento del
electrón en función de sus
características ondulatorias. La teoría moderna supone
que el núcleo del átomo está rodeado por una nube
tenue de electrones que retiene el concepto de niveles estacionarios
de energía, pero a diferencia del modelo de Bohr, no le
atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que
describe su localización en términos de probabilidad. De acuerdo con
Schrödinger, la posición probable de un electrón
está determinada por cuatro parámetros llamados
cuánticos, los cuales tienen valores dependientes entre
sí.

Números
cuánticos

Los números cuánticos son el resultado de la
ecuación de Schrődinger, y la tabulación indica la
zona probable donde el electrón puede localizarse.

SIGNIFICADO Y VALORES DE NÚMEROS
CUÁNTICOS

Número cuántico principal.- Indica el
nivel energético donde está el electrón,  es
un valor entero y positivo del 1
al 7. Es la distancia que existe entre el electrón y el
núcleo e indica el tamaño del orbital (nube electrónica).

Número cuántico secundario, azimutal o de
forma.- Describe la zona de probabilidad donde se puede
encontrar el electrón (orbital), adquiere valores desde cero
hasta n-1. En cada nivel hay un número de subniveles de
energía igual al nivel correspondiente. El número
cuántico secundario determina  la energía asociada
con el movimiento del electrón alrededor del núcleo;
por lo tanto el valor de l indica el tipo de subnivel en el cual
se localiza un electrón y se relaciona con la forma de la
nube electrónica.

Número cuántico magnético.-
Representa la orientación espacial de los orbítales
contenidos en los subniveles energéticos, cuando están
sometidos a un campo magnético. Los subniveles
energéticos están formado por orbítales o REEMPE,
que es la región del espacio energético donde hay mayor
probabilidad de encontrar el electrón. El número
cuántico magnético adquiere valores desde -1, pasando
por el cero hasta +1.

Número Cuántico spín.- Expresa el
campo eléctrico generado
por el electrón al girar sobre su propio eje , que solo
puede tener dos direcciones, una en dirección de las
manecillas del reloj y la otra en sentido contrario; los valores numéricamente
permitidos son de +1/2 y -1/2.

TABULACIONES  DE LAS POSIBLES
COMBINACIONES DE LOS NÚMEROS CUÁNTICOS

RELACIÓN  ENTRE EL NIVEL,
SUBNIVEL, ORBITAL Y NUMERO DE ELECTRONES

Nomenclatura de subniveles 
energéticos según número cuántico
(l)

Número máximo de electrones por
subnivel.

Número de electrones por nivel.- Usando la ley de
Rydberg, la expresión es: 2n2

2(1)2=2 
                      
          2(2)2=8   
                      
        2(3)2=18  
           
           2(4)2=32

CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA

Se denomina configuración electrónica a la
especificación de los subniveles ocupados y su número
de ocupación para cada elemento. Consiste en la distribución de los
electrones  en los orbítales del átomo t se
desarrolla con la regla de Moeller.

Ejemplo: 
12C6  
1s2  2s2 
2p2

56Fe26 
1s2  2s2 
2p6  3s2 
3p6  4s2 
3d6

Periodicidad química y
enlaces químicos

Construcción de la tabla periódica con base en
la configuración electrónica.

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS.

 A mediados del siglo XIX se conocían 55 elementos
diferentes, los cuales diferían en sus propiedades y
aparentemente no existía ninguna relación entre ellos.
Los científicos trataron de ordenarlos.

Johann W. Dőbereiner, quien en 1817,
descubrió que al reunir los elementos con propiedades
semejantes en grupos de tres, la masa
atómica del elemento central era aproximadamente igual al
promedio de las masas atómicas relativas de los otros
elementos, observó que el Bromo tenía propiedades
intermedias con el cloro y las del yodo; encontró otros dos
grupos de tres elementos que mostraban un cambio gradual en sus
propiedades llamándola ley de las tríadas.

En 1863 Newlands descubrió que si ordenaba los
elementos de acuerdo con su masa atómica relativa, las
propiedades del octavo elemento eran una repetición de las
propiedades del primer elemento. Llamó a este agrupamiento
ley de las octavas,  de está manera quedaron  en
el mimo grupo el sodio,  y el
potasio, el azufre y el selenio el calcio y el magnesio que
tienen propiedades similares; las tríadas de Dóbereiner
quedaron en el mismo grupo. El problema fue que no todos
presentaban propiedades similares.

En 1867, por el químico ruso Dimitri Ivanovich 
Mendeleiev, clasificó los setenta y tres elementos 
en una tabla  periódica puesto que los elementos
variaban de forma regular. Colocó los elementos en orden
creciente de acuerdo a sus pesos atómicos (Newlands) y tomo
en cuenta: La valencia de los elementos.

Espacios vacíos. De acuerdo con su peso
atómico, las propiedades de un elemento no
correspondían con las de sus vecinos, por lo cual Mendeleiev
dejo espacios porque faltaban  elementos por descubrir.
Todos los elementos de una columna en la tabla de Mendeleiev
tiene la misma valencia. No obstante, Mendeleiev observó que
el ordenamiento por pesos atómicos no coincidía con la
valencia.

En 1913, Henry G. J. Moseley sugirió que los
elementos se ordenarán de acuerdo al número
atómico creciente. La tabla periódica actual sigue el
criterio de Moseley, y es conocida  como la tabla
periódica larga de los elementos se encuentra en filas y
columnas.

Las columnas representan los grupos o familias que están
formados por elementos que tienen el mismo número de
electrones en su capa de valencia, por lo que se representan
propiedades químicas  similares. Existen 18 columnas
las cuales  se subdividen en 16 familias, 8 a y 8b,
designadas por los números romanos del   I al VIII
por cada subtipo un grupo externo llamado tierras raras  que
no se numera.

Las filas de la tabla periódica son los periodos, los
cuales indican el nivel energético de la capa de valencia.
Se designan por un  número arábigo  y los
elementos están ordenados por su número atómico
creciente.

Ley
periódica

Las propiedades de los elementos son funciones periódicas de sus
masas atómicas, enunciado dicho por Mendeleiev. El enunciado
actual es "Las propiedades de los elementos  son funciones
periódicas de sus números atómicos", postulado
conocido como la Ley periódica de Moseley.

PROPIEDADES PERIÓDICAS

Son aquellas que siguen una tendencia definida por la estructura de la tabla
periódica.

Radio atómico. Es la mitad de distancia 
entre los núcleos de átomos de una molécula
biatómica, varían de acuerdo al tamaño y las
fuerzas externan que actúan sobre de el. El radio aumenta  de arriba
hacia abajo en una familia y de derecha a izquierda
en un periodo. El Cs es el de mayor radio atómico.

Electronegatividad. Es la capacidad de un átomo
para atraer los electrones de valencia de otro más cercano
con el fin de formar un enlace covalente. En la tabla
periódica aumenta de izquierda a derecha en periodo y de
abajo hacia arriba en una familia. De acuerdo a Paulli es la
propiedad de una molécula y no de un átomo aislado.

Afinidad electrónica. Se define  como la
energía que se libera cuando un átomo gaseoso captura
un electrón, entre mayor sea su energía libre, mayor
será la afinidad electrónica, los átomos
pequeños captan fácilmente el electrón, mientras
que los grandes les resulta difícil. La afinidad
electrónica aumenta de  izquierda a derecha  a lo
largo de un periodo  y de  abajo hacia 
arriba  en una familia.

Energía de ionización.  Se define 
como la energía necesaria  que hay que suministrarle a
un átomo  neutro en estado gaseoso  para
arrancarle el electrón. La energía de ionización
aumenta de izquierda derecha  a lo largo de un periodo 
y de abajo hacia arriba en una familia.

Electronegatividad y actividad química.

Electronegatividad. Capacidad de un átomo para
atraer electrones hacia él en un enlace químico.

Conforme a la tabla periódica  la actividad
química en metales va de arriba hacia abajo
y de derecha a izquierda y en no metales de abajo hacia arriba y
de izquierda a derecha.

Diferencias entre metales y no
metales

METALES.- Los metales son los
elementos de las familias I y IIA, así como  todos los
de las familias I a VIIIB.

Propiedades físicas:

-         
Estados de agregación. Sólidos a temperatura
ambiente excepto Hg, que es un
líquido; el cesio, galio y francio tienen puntos de fusión muy bajos:
28.7°, 29.8° y 30°C.

-         
Conductividad. Son buenos conductores del calor y de la
electricidad.

-         
Apariencia. Presentan un brillo característico
llamado brillo metálico.

-         
Ductibilidad. Se pueden transformar en hilos.

-         
Maleabilidad. Se pueden convertir en láminas
(láminas de acero para recubrir cocinas).

-         
Color.- La mayor parte de ellos  son grises, de un
tono parecido al de la plata, por lo que   son llamados
argentíferos, excepto el cobre que es rojo y el
oro es amarillo. Los
átomos  de los metales se ordenan de manera regular en
forma de redes cristalinas llamadas redes metálicas.

Propiedades químicas:

-         
Propiedades periódicas. Poseen  baja
energía de ionización, afinidad electrónica y
electronegatividad, por lo que pierden fácilmente sus
electrones de capa de valencia.

-         
Reactividad. La mayoría  de los metales
reaccionan con los no metales, principalmente con el oxígeno
para formar óxidos y con los halógenos para formar
halogenuros.

NO METALES.- Pueden encontrarse en la naturaleza unidos
a los metales o a otros  no metales para dar una amplia gama
de compuestos y también se les encuentran libres,
todas  estas sustancias son vitales para la existencia de la
vida en nuestro planeta, los elementos más importantes que
forman a los seres vivos son los metales como C, H, N y O.

Propiedades Físicas:

-         
Estado de agregación. A temperatura ambiente se
presentan como sólidos, líquidos o gases, por ejemplo el carbono,
silicio y yodo, que son sólidos; el bromo es líquido y
la mayoría son gases como el oxígeno, nitrógeno,
cloro, neón, argón.

-         
Apariencia. Algunas de los no metales son coloridos, por
ejemplo, el bromo es rojizo, el azufre es amarillo, pero no
presentan brillo metálico.

-         
Ductibilidad y maleabilidad. A diferencia de los metales,
no son dúctiles ni maleables.

-         
Densidad. Por lo general su densidad es menor que la que
presentan los electos metálicos.

-         
Conductividad térmica  y eléctrica. Son
malos conductores del calor y la electricidad, los no metales se
emplean como aislantes, por ejemplo, la cubierta de los cables
eléctricos está elaborado con los metales.

-         
Alotropía. Los alótropos son formas diferentes
del mismo elemento en el mismo estado. Esta propiedad se presenta
únicamente en los no metales. Por ejemplo:

-          Los
sólidos no metálicos también pueden presentar el
fenómeno de alotropía, ya que los átomos del
sólido se encuentran arreglados en diferentes formas
geométricas, por ejemplo el azufre, que se encuentre en dos
formas alotrópicas, una llamada monocíclica y otra
rómbica.

Propiedades químicas:

-          Tienen
energías de ionización y afinidades electrónicas
mucho más altas que los metales, a si mismo, son mucho
más electronegativos.

-         
Electrones de la capa de valencia. Los no metales tienen
una capa de valencia de 4 o más electrones (4-IVA, 5-VA, VIA, 7VIIA y
8-VIIIA). El hidrógeno a pesar de que
está en la familia IA es un no metal y
se comporta químicamente como los halógenos (VIIA), se
encuentra libre en la naturaleza, arde con mucha facilidad y
reacciona con muchos de los metales y de los no metales.

METALOIDES.- Los metaloides o semimetales tienen
propiedades de los metales y de los no metales.

Propiedades químicas:

-          Se
comportan químicamente como los no metales, tienen 3 o
más electrones en su capa de valencia, reaccionan con
algunos metales y con los no metales.

Propiedades físicas:

-          Tienen
brillo metálico, son semiconductores de la
electricidad y son malos conductores del calor.

PROPIEDADES  DE LOS ELEMENTOS DE
TRANSICIÓN

Se les llama así porque sus electrones de valencia se
encuentran distribuidos en orbítales diferentes a los grupos
del grupo A. Estos elementos no son  tan activos como los representativos,
todos son metales y por lo tanto son dúctiles, maleables,
tenaces, con altos puntos de fusión y ebullición,
conductores del calor y la electricidad.

Nomenclatura y formulas
químicas

NOMENCLATURA Y ESCRITURA DE LAS FORMULAS
(IUPAC)

La nomenclatura química es
un conjunto de reglas  y regulaciones que rigen la
designación de nombres a las sustancias químicas. Se
representan mediante fórmulas, la cual es la
representación algebraica de la manera en que está
constituido el compuesto, por ejemplo: El H2O, tiene
dos átomos de H y uno de O.

Al escribir la formula de un compuesto se pone primero el
símbolo del componente que posee el número de
oxidación positivo y para nombrarlo, se empieza por el
nombre del radical negativo. Se intercambian los números de
oxidación de los elementos o radicales colocándolos en
forma de subíndices deben ser enteros y el 1 no se
escribe.

Para elementos con más de un estado de oxidación, se
indica éste con números romanos:

FeCl2 Cloruro de hierro II

FeCl3 Cloruro de hierro III

Otra alternativa, es designar las terminaciones oso e ico,
indicando el menor y mayor número de oxidación,
respectivamente.

FeCl2  Cloruro ferroso

FeCl2      Cloruro
férrico

La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura
y Aplicada) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática y
la de stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar
óxidos, hidruros e hidróxidos.

CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
SEGÚN SU FUNCIÓN Y COMPORTAMIENTO

Recibe el nombre de función química inorgánica,
la propiedad que presentan determinadas sustancias de comportarse
en forma semejante. Las principales funciones son:

                                                  
ÓXIDOS             
Metálicos  -  No metálicos
(Anhídridos)

                                               
HIDRUROS                           
Metal

                                               
HIDRÁCIDOS
                       
No
metal          

                                            
BASES O HIDRÓXIDOS   Metálicos
(Básicos)

                                                     
ÁCIDOS
                      
Hidrácidos

                                                     
Oxiácidos

                                                     
SALES                        
Binarias

                                                                                         
Óxisales

NOMENCLATURA DE ÓXIDOS METÁLICOS U ÓXIDOS
BÁSICOS.

Resultan de la unión de un metal con el oxígeno. El
Nox. del O es de -2, Para nombrarlos se antepone la palabra
óxido, seguida  del nombre del metal
correspondiente:

NOMENCLATURA DE ÓXIDOS NO METÁLICOS U
ANHIDRÍDOS

Resultan de la combinación de un no metal con el
oxígeno. El no metal tiene Nox. positivo y es menos
electronegativo que el oxígeno, el O tiene Nox. de -2. Para
nombrarlos se utilizan los prefijos griegos mono, di, tri, tetra,
penta (1, 2, 3, 4, 5, respectivamente) para indicar el
número respectivo de átomos en el compuesto.

También es posible nombrarlos anteponiendo la palabra
anhídrido seguido del no metal.

Algunos no metales pueden producir más de dos
anhídridos, para designar éstos se consideran dos de
ellos normales y se nombran con la terminación oso e ico,
aquel que tiene menor Nox. lleva el prefijo hipo y la
terminación oso, el que tiene mayor Nox. lleva el prefijo
hiper y la terminación ico:

                      
Hipo                
oso                 
menor  Nox

                                              
oso

Anhídridos                                                     
normales o usuales

                      
Per                  
ico                  
mayor Nox.

NOMENCLATURA DE HIDRÁCIDOS

Resultan de la combinación de un no metal con el
hidrógeno. El no metal corresponde a los aniones de los
halógenos (serie de los haluros). En los hidrácidos el
H siempre tiene Nox. +1. Para nombrarlos, se antepone la palabra
ácido, seguida del no metal correspondiente con la
terminación hídrico.

NOMENCLATURA DE OXIÁCIDOS

Resultan de la combinación del agua con los
óxidos no metálicos. Son ácidos que contienen
oxígeno. El hidrógeno tiene Nox. de +1. Para nombrarlos
se antepone la palabra ácido, seguida del nombre del radical
negativo correspondiente; por ejemplo:

SALES

Son el producto de la reacción
química entre un ácido y una base o hidróxido.

H2SO4  + 
2NaOH  –> Na2SO4  + 
H2O               
Na2SO4 
         Sulfato de
sodio

NOMENCLATURA  DE  SALES BINARIAS

Son sales que provienen de los hidrácidos, por lo que en
su molécula tienen un metal unido a un no metal. Para
nombrarlas se cambia la terminación del no metal de
hídrico a uro, seguida del nombre del metal
correspondiente.

Na+1                                             
y                   
Cl-1                  
NaCl                
Cloruro de sodio

Rb+1                     
                       
I-1                                         
RbI                  
Yoduro de rubidio

Al+3                                   
             
Br-1               
AlBr3               
Bromuro de aluminio

Fe+3                                  
S-2                   
Fe2S3               
Sulfuro férrico

NOMENCLATURA DE ÓXISALES

Son sales que derivan de los oxiácidos, por lo que
contienen un metal unido a un radical negativo que contiene
oxígeno. Se nombran cambiando la terminación del
radical: Oso de los ácidos por ito e ico de los ácidos
por ato y se hace seguir del nombre del metal
correspondiente.

Na+1 y
SO4-2                 
Na2SO4            
Sulfato de
sodio                                 
Pb(NO3)2          
Nitrato de plomo II

Ca(ClO)2          
Hipoclorito de
calcio               
FeCO3             
Carbonato de Fierro III ó férrico

                                  
KMNO4            
Permanganato de
potasio                   
Mg3(PO4)2        
Fosfato de magnesio

CARACTERÍSTICAS DE LAS SALES

Son el producto de la reacción de un ácido y una
base, por lo que al disolverse en agua, pueden darle uno de estos
pHs, dependiendo cual sea la dominante, si ambos compuestos son
fuertes, entonces el pH resultante será
neutro.

NOMENCLATURA DE SALES BÁSICAS.

En solución, dan pH mayores a 7; ejemplo:

NaOH + H2S
                          
Na2S               
sulfuro de sodio

                                              
Na2CO3                         
carbonato de sodio

NOMENCLATURA DE SALES ÁCIDAS.

El pH es menor a 7. La molécula de las sales ácidas
se presenta unida aun metal y aun radical negativo, pero entre
ellos se encuentra el hidrógeno. Para nombrarlas se utiliza
el nombre del radical para las sales con el prefijo bi y
después se anota el nombre del metal.

                 
LiOH          
+         
H2CO3        
LiHCO3                 
Bicarbonato de Litio

                 
Ca(OH)2     
+         
H2CO3        
Ca(HCO3)2            
Bicarbonato de Calcio

                 
Fe(OH)2      
+         
H2CO3        
Fe(HSO4)2            
Bisulfato ferroso

SALES NEUTRAS

El pH resultante de la disolución de estas sales es
7.

                 
NaOH        
+         
HCl            
NaCl                    
Cloruro de sodio

                 
KOH          
+         
HNO3         
KNO3                                       
Nitrato de potasio

NOMENCLATURA DE BASES O HIDRÓXIDOS

Resultan de la reacción entre un óxido metálico
con el agua. En su fórmula
llevan siempre un metal unido al radical OH. El radical OH
trabaja con Nox. de -1. Se nombran anteponiendo la palabra
hidróxido seguido del metal correspondiente.

                 
Na+1           
y         
OH-1               
NaOH  hidróxido de sodio

                 
Fe+2                                              
Fe(OH)2 hidróxido de hierro II o h. ferroso

                 
Fe+3                                              
FE(OH)3 hidróxido de hierro III o H.
férrico.

ELEMENTOS MÁS COMUNES Y
NÚMEROS DE OXIDACIÓN

TABLA DE CATIONES

LISTA DE ANIONES COMUNES E
IMPORTANTES

El bromo y el yodo dan radicales similares a los del cloro con
el oxigeno con metales de
transición:

Enlaces químicos

TIPOS DE ENLACES

El enlace  químico es una fuerza que une a los
átomos para formar una molécula, puede ser:

• Iónico: consiste en que unos átomos ganan
  y otros pierden electrones.
• Covalente: consiste en que los átomos comparten
  pares de electrones. Se tienen tres variantes: covalente polar,
  covalente no polar, y covalente coordinado.
• Metálico: Formado por elementos
  metálicos.

En forma general se puede predecir el tipo de enlace que hay
en una molécula viendo únicamente los átomos de
que está constituida.

Otra manera de predecir el tipo de enlace en una molécula
es a partir de las diferencias de electronegatividades. Si
ésta diferencia se encuentra entre los siguientes
intervalos, el tipo de enlace será:

El 1.7 indica el carácter iónico y
50% de carácter covalente, en la medida que éste valor
crece, el carácter iónico aumenta y viceversa; lo que
indica que los compuestos iónicos tienen algo de
carácter covalente.

Para que dos átomos se unan, es necesario que exista una
diferencia de electronegatividades. Esta diferencia se calcula
considerando:

D.E = Vma –
Vme                  
Donde:    D.E = Diferencia de
electronegatividades

                                                                  
Vma = Valor Mayor

                                                                  
Vme = valor Menor

Ejemplo: NH3

N =
3.0            
H =
2.1            
D.E. =  3.0 – 2.1 = 0.9 = Enlace Covalente
Polar

ENLACE  IÓNICO

El modelo iónico  para que se unan los átomos
debe cumplir dos requisitos:

1. La energía de ionización par formar el
   catión debe ser baja
2. La afinidad electrónica para formar el anión
   deberá estar favorecida (el  átomo debe liberar
   energía).

Rb
+Cl            
RbxxCl             
RbCl

Propiedades de los compuestos Iónicos.

-          Son
sólidos

-          Puntos
de Fusión y ebullición altos

-          Son
sales iónicas polares y se disuelven en agua

-         
Conducen la electricidad en soluciones acuosas

-          Forman
cristales

-          Su
densidad es mayor que la del agua.

Enlace covalente.- compartición de pares
electrónicos entre átomos muy electronegativos.
Quedando el par de enlace entre ambos, es decir, a la misma
distancia entre cada átomo que comparte los electrones. La
distancia que quede entre éste par y el átomo
determinará si es no polar (estructura de Lewis).

H+H —— 
H..H,
           
H-H

Enlace covalente no polar.- forma entre dos átomos
que comparten uno ó más pares electrónicos, dichos
átomos son de igual electronegatividad. Sus compuestos no
son solubles en agua, forman moléculas verdaderas y
diatómicas,  no son conductores del calor y la
electricidad, tampoco forman estructuras cristalinas.
Ejemplo: O2, N2, F2

Enlace covalente Polar.- genera entre dos átomos
que comparten  uno o varios pares electrónicos,
están más cerca del elemento  más
electronegativo y se forma un dipolo-O O-H. Sus compuestos son
solubles en agua y en solventes polares, presentan gran actividad
química, conducen la electricidad. HCl, SO2.

Enlace covalente coordinado..- ndo dos átomos
comparten un par electrónico, pero uno aporta dicho par y el
otro lo acepta,  no modifica las propiedades del compuesto.
En general, son líquidos, gases, o sólidos que subliman
con facilidad, con puntos de ebullición y fusión bajos.
Ejemplo, H2SO4, NH3.

Enlace por puente de hidrogeno.- En muchas
moléculas donde hay H unido a un elemento muy
electronegativo se establece una  unión intermolecular
entre hidrógeno de una  molécula (carga parcial
positiva)  y el elemento electronegativo de otra
molécula. No es un verdadero enlace ya que se trata de 
una atracción electrostática débil
pero origina de un comportamiento especial de las sustancias que
lo presentan, por ejemplo el agua, que por su peso molecular
debía ser gas a temperatura ambiente, sin embargo es
líquida, al solidificarse, se presenta una estructura
tetraédrica en la que cada átomo de oxígeno
está rodeado por otros cuatro y entre dos oxígenos
está el hidrógeno, cada molécula es individual y
como resultado de la estructura abierta el volumen aumenta cuando el agua se
congela.

El puente de H puede afectar las siguientes propiedades: punto
de ebullición y de fusión, viscosidad, densidad, calor de
vaporización, presión de vapor, acidez, estas
sustancias, generalmente tienen puntos de fusión y
ebullición elevados, de alto poder de disociación de
cristales iónicos.

Enlace metálico.- El enlace entre los
metales no es entre sus átomos sino entre los cationes
metálicos y lo que fueron sus electrones, de tal manera, que
el sodio en su forma metálica es un conjunto ordenado de
iones y un mar de electrones distribuidos entre ellos, donde el
comportamiento de los electrones ocurre entre todos los
núcleos metálicos, que poseen iguales valores de
electronegatividad.

Aleaciones. Una aleación es una disolución
sólida y se prepara disolviendo un metal en otro, cuando
ambos están en estado líquido, la aleación tiene
propiedades fisicoquímicas diferentes de los metales
originales, Au con Ag y Cu, en proporción al 25% oro de 18
kilates. EJEMPLO:

Peltre 85% Sn, 7.3%  Cu,6% Bi, 1.7%
Sb.                               
Latón: 67% cu, 33% Zn.

Cuando los átomos de los metales que forman una
aleación son prácticamente del mismo tamaño,
(hasta 15% de diferencia) pueden reemplazarse fácilmente sin
romper inaltérala estructura cristalina del metal, se tienen
entonces aleaciones por
sustitución como es el caso del oro con la palta, si la
diferencia de tamaños es mayor, se tiene los átomos
más pequeños ocupan huecos de los átomos mayores,
teniendo entonces una aleación intersticial: acero.

Reacciones
químicas

TIPOS DE REACCIÓN

Existen varios procedimientos mediante los
cuales se forman los compuestos, entre los diferentes tipos de
reacción se tienen:

• Síntesis o unión directa
• Sustitución o desplazamientos
• Doble sustitución metátesis
• Análisis o descomposición o separación

SÍNTESIS O UNIÓN DIRECTA.- Cuando los
átomos o compuestos simples se unen entre sí para
formar  compuestos más complejos se origina una
reacción por síntesis o unión
directa:

S(s)        
+       O2(g)
–>SO2(g)

CO2(g)    
+       H2O(l)
–>H2CO3(aq)        

MgO(s)    +      
H2O (l) –>Mg(OH)2(aq)

SO2(g)    
+       H2O (l)
–>H2SO3(aq)       

NH3(g)     
+       HCl(g)
–>NH4Cl(g)         

Mg(s)      
+       S(s)
–>MgS(s)              

SO3(g)    
+       H2O(l)
–>H2SO4(aq)        

ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN.- Las
reacciones en las que los compuestos se descomponen por la
acción del calor en sus elementos o compuestos más
sencillos, reciben el nombre de reacciones por análisis,
descomposición o separación.

2HgO(s)      
–>             
2Hg(l)     
+       O2(g)

CaCO3(s)     
–>             
Ca(s)      
+       O2(g)

2MgO(g) –>     
2Mg(s)    +      
O2(g)

NH4NO3(s)     
–>             
NH4 (g)  +      
NO3(s)

SUSTITUCIÓN SIMPLE O DESPLAZAMIENTO.-
Cuando un elemento por afinidad química reemplaza en el
compuesto a aquel que tenga el mismo tipo de valencia, se origina
una reacción por sustitución simple o
desplazamiento.

H2SO4(aq)  
+      
Zn(s)     
–>             
ZnSO4(s)         
+    H2(g)

2HCl(l)       
+      
Mg(s)     
–>             
MgCl2(g)         
+    H2(g)

        
2H3PO4(aq) 
+      
3Ca(s)     
–>             
Ca3PO4(aq)    
+    3H2(g)

NH4NO3(g)  
+       Br2
(l)     
–>             
2HBr(aq)         
+    S (s)

DOBLE SUSTITUCIÓN.- Existe un tipo de
reacción que generalmente se lleva acabo en solución
acuosa, donde hay iones presentes, y se produce un intercambio
entre ellos. A este tipo de reacción se le llama doble
sustitución y se representa mediante el siguiente modelo
matemático:

A+B-                
+         
C+D-    –>
   
A+D-       
+         
C+B-

Ejemplos:

HCL(l)                
+         
NaOH(aq)     
–>             
NaCl(s)         
+         
H2O(g)

2HCl(l)    
+         
Mg(aq)    –>    
AgCl(g)           
+         
NaNO3(aq)

Reacción de Neutralización:

En este tipo de reacciones actúan un ácido y una
base para tener como resultado una sal, cuyo pH es neutro, y
agua. Ejemplo:

                                              
HCl  + NaOH   –>     NaCl 
+  H2O

De acuerdo a la energía calorífica involucrada, las
reacciones químicas se
clasifican en:

-         
Endotérmicas: Reacción química en la que se
absorbe o requiere calor. Ejemplo:

                                                                      
∆

                                              
 FeO  +  H2   –>
     Fe   +  
H2O

-         
Exotérmicas: Reacción química en la que se
libera o pierde calor. Ejemplo:

                                              
2 HI   –>    
  H2   +   I2
  + ∆ (calor)

-         
Irreversible: Reacción química que se genera en
una sola dirección, es una reacción directa.
Ejemplo:

                                              
HCl  + NaOH    –>    
NaCl  +  H2O

-         
Reversible: Reacción química que se genera en
dos direcciones. Ejemplo:

                                  
2Cl2  +  2H2O   –>
      4HCl  
+O2

Número de oxidación

Se define como el número que indica la valencia de un
elemento, al cual se le agrega el signo + ó – .

Criterios para asignar el número de
oxidación

1. El número de oxidación para un elemento sin
   combinar, de las moléculas simples o biatómicas, es
   igual a cero. Ejemplo: Al, H2, O2,
   Br, etc.
2. La suma algebraica de los números de oxidación es
   igual a cero. Ejemplo: Na+1Cl-1
   = 0
3. El hidrógeno tiene número de oxidación igual
   a +1, excepto en hidruros en el que tiene número
   de oxidación -1. Ejemplo: H+1ClO,
   KOH+1,  Hidruros:
   MgH2-1, LiH-1.
4. El oxigeno tiene número de oxidación igual a -2,
   excepto en peróxidos en el que tiene número
   de oxidación -1. Ejemplo:
   CO2-2,
   Al2O3-2,
   H2O-2.  Peróxidos:
   K2O-1,
   H2O2-1
5. El número de oxidación de los metales es siempre
   positivo e igual a la carga del ión: KBr, MgSO4
   Al(OH)3 .
6. El número de oxidación de los no metales en
   compuestos binarios son negativos y en ternarios son
   positivos.  Binarios: KCl-1, 
   ternarios: K2CO3-2
7. El número de oxidación de los halógenos en
   los hidrácidos y sus respectivas sales es -1.
   HF-1, HCl-1,
   NaCl-1, CaF2-1
8. El número de oxidación del azufre en sus
   hidrácidos y sus sales es -2. Ejemplo:
   H2S-2,
   Na2S-2, FeS-2