SlideShare ist ein Scribd-Unternehmen logo
1 von 181
Downloaden Sie, um offline zu lesen
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                   DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES

I. INTRODUCCIÓN

Es una ciencia natural basada en la observación y experimentación relacionada
con los fenómenos que sufre la materia, de tal modo que de ella se estudie su
composición, constitución, propiedades físicas y químicas, transformaciones y
leyes que gobiernan dichos cambios en su estructura interna, así como la
energía involucrada en el proceso.

La quimica es una ciencia central, porque sirve de apoyo a otras ciencias
como la física, la biología, la geología, la petroquímica, etc. Además permite
satisfacer las necesidades humanas en diferentes áreas o campos de la
actividad 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, etc

Química General:

Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de la
ciencia química.

Química Descriptiva:

Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura en
forma particular. Podemos subdividirla en:



                                                                                1
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Química Inorgánica: Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino
mineral

Química Orgánica: Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con
excepción de CO, CO2, Carbonatos, etc) ya sean estos naturales (provenientes
del reino animal y vegetal) o artificiales (plásticos, fibras, textiles)

Química Analítica:

Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias
orgánicas e inorgánicas presentes en una muestra material, o los elementos
presentes 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 componentes
químicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos
y ácidos nucleicos, además de otras pequeñas moléculas presentes en las
células.

Fisicoquímica: La fisicoquímica representa una rama donde ocurre una
combinación de diversas ciencias, como la química, la física, termodinámica,
electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden

                                                                                 2
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



representar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural. Cambios
en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido,
líquido   y/o   gaseoso   se    encuentran    también    relacionados      a   estas
interpretaciones de interacciones moleculares.

Química Industrial: Estudia la aplicación de procesos químicos y la obtención
de 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 derivados
químicos del petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicos
incluyen 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 y
dinámica de los elementos químicos en la Tierra, determinando la abundancia
absoluta y relativa, distribución y migración de los elementos entre las
diferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y
geósfera) utilizando como principales testimonios de las transformaciones los
minerales y rocas componentes de la corteza terrestre

Astroquímica: La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la
composición química de los astros y el material difuso encontrado en el espacio
interestelar, normalmente concentrado en grandes nubes moleculares.

Farmoquímica: Estudia las propiedades de las sustancias químicas y su
acción nociva o benéfica en los seres vivos. Por ejemplo, la acción de la
penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos

Dentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se empleaba para
referirse a la parte más pequeña de materia y era considerada indestructible. Ya
entonces, Demócrito (460-370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentes
son diferentes porque están constituidas por diversos tipos de unidades




                                                                                   3
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



diminutas. El conocimiento de su tamaño y su naturaleza avanzó muy lentamente
a lo largo de los siglos.


Hoy sabemos que el átomo corresponde a la partícula de menor tamaño de un
elemento químico o cuerpo simple, que posee unas características propias y se
puede combinar con otros átomos, también es la mínima parte separada por una
reacción química.


Durante un tiempo, los científicos investigaron el tamaño y la masa de átomo,
pero sin instrumentos y técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaron
experimentos para determinar estas características. Así se descubrió que algunos
átomos de un elemento presentan distinta masa, aunque mantienen idéntico
número 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 interna
de los átomos se podría asemejar, de forma simple, al Sistema Solar. El núcleo
atómico (que mide aproximadamente una diezmilésima parte del diámetro del
átomo y concentra más del 99% de la masa) se correspondería con el Sol y los
electrones 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 que
los electrones se comportan como ondas. Además, se conocen otro tipo de
partículas elementales que se relacionan con las fuerzas nucleares.


II. MODELOS ATÓMICOS
Para explicar la manera como coexisten en el átomo sus componentes:
electrones, protones y neutrones. La concepción del átomo       a lo largo de la
historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la
física y la química. Para ello se elaboraron diversas teorías o modelos atómicos
algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos
observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica.




                                                                             4
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



A.MODELO ATÓMICO DE DALTON



Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos
como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las
ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su
teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los
siguientes puntos:

    La materia está formada por partículas muy pequeñas
para 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 o
más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto
químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en
una proporción numérica simple.
    Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las
reacciones químicas.
    En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones
numéricas simples.
    La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En
estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un
elemento se convierte en un átomo de otro elemento.

A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un
avance cualitativo (de calidad) importante en el camino de la comprensión de la
estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no
fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer
la existencia de dichas partículas.

Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar
los átomos y los átomos compuestos, las moléculas.




                                                                            5
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los
átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría
acerca 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 THOMSON



Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del
electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que
los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era
eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de
fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento
de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostró
la inexactitud de tales ideas.


                                                                           6
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la
presencia 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 para
neutralizar la carga positiva.

En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y
si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de
iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones.



C.MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD



Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la
existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la
totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo
central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los
electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas
circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga
eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan
entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro.

El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los
electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón
terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el
núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su
discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que
a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear.

Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre
espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla
resumiendo las características de estos componentes:

En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su
teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento

                                                                                7
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA)
procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc
fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las
partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura:

Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era
ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro,
igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que
cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que
denomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas
metálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por
espacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas
partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos
pesados con cargas altas.

Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar
las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que
se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción
desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del
núcleo.

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
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 un
ciclo)

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 BOHR



El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922),
postula que los electrones giran a grandes velocidades
alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en
diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes
niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para
lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es
necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de
radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de
base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la
estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este
elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico de
Bohr:

El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo
protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas

                                                                               9
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles
de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada
nivel 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 Hidrógeno
los 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 Plank

R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg


                                                                                    10
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la
presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del
átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones.

Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en
determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les
asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue
el 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 ni
pierde energía.

Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de
fotones. 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; sin
embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las
transiciones 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 distribuidos
en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso
para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al
devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico.

Principios de Incertidumbre

Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas
constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobre
él; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. En
otras palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impide
hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo.

Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto
que 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición
del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término
"probabilidad", para la descripción del átomo.

E.MODELO ATÓMICO ACTUAL

Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su
veracidad, 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 de
Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La
solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la
probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde
hay 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. Una
probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la
función de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la



                                                                             12
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



función de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la
densidad de probabilidad.

La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la
denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos,
definen una función específica para un electrón. Los modelos estudiados se
pueden apreciar en la Figura No1. Modelos Atómicos




                         Figura No1: Modelos Atómicos

III. ESTRUCTURA ATÓMICA

La 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 carga
positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son
neutras, los neutrones. La masa de un protón (1,67262 × 10–27 kg y una masa
1837 veces mayor que la del electrón ) Nes aproximadamente igual a la de un
neutrón (1,67493 × 10–27 kg). Todos los átomos de un elemento químico tienen en
el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada
elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con
la letra Z




                                                                            13
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



- La corteza o nube electrónica llamada también corona atómica es la parte
exterior del átomo con una masa de 9,10 × 10–31 kg. En ella se encuentran los
electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran
alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la
de un protón.

La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad
de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un
átomo 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 ÁTOMOS

Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya
que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento.

IV. PROPIEDADES QUE DEPENDEN DEL NÚCLEO ATÓMICO

A. NÚMERO ATÓMICO

Es el número de protones y electrones de un átomo. Se representa con la letra Z
y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.

Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.

    Número atómico = Número protones = Número de electrones

                                                                            14
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



B. NÚMERO DE MASA

Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se
representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo
del elemento: AX.

Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.

                                                 A= Z+ # n
A=#p+#n
                                                 # p= A-# n
#n=A-#p

De 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 = 2

neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.

Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el
átomo fuese neutro.

- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que
aparezca 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 tendría
neutro: 12 - 2 = 10 electrones.

- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que
aparezca 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 fuese
neutro: 9 + 1 = 10 electrones.

Todo lo explicado se aprecia en la Figura No 3 Propiedades que Dependen del
Núcleo Atómico


                                                                                15
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




                                                ´

           Figura No 3: Propiedades que Dependen del Núcleo Atómico

   ÁTOMOS ISÓTOPOS

Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al
pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no
son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número
de neutrones presentes en el núcleo.




Ejemplo:

   ÁTOMOS ISÓBAROS:

Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico, tiene masas
iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de
elementos químicos también diferentes.


Ejemplo:

   ÁTOMOS ISÓTONOS

Átomos que presentan distinto número de masa, distinto número atómico, pero
tienen igual número de neutrones.


Ejemplo:




                                                                         16
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




MASA ATÓMICA

Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el
número de protones, electrones, neutrones de un átomo.


- Se ha escogido el átomo de carbono-12         como átomo de referencia a la que


se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que
tiene 6 protones y 6 neutrones.

V. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA

Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente
iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que
tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica.

La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por
eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero).

A. MASA ATÓMICA PROMEDIO

Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la
masa y también la abundancia relativa de cada isótopo Ejemplo:


                                                                 12
El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de     C y 1,108% de
13
 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Ejemplo:

                             35
El cloro tiene 2 isótopos,        17Cl   y 3717Cl, que se presentan en la naturaleza con una
abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente.

La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 x 75,5/100 + 37 x
24,5/100 = 35,5 uma.

B. MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Y NÚMERO DE AVOGADRO

EL MOL

Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantas entidades
elementales (átomo, moléculas y otras partículas) como el número de átomos que
hay en exactamente 12 gramos de 12C.

Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023

Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro

VI. TABLA PERIODICA

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos
elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función
principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos
basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius
Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de
las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada
de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner.

La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos
del 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
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 elementos

VII. MOLECULA

Es un agregado de por lo menos 2 átomos en una configuración definida.

VIII. IONES

Un ión es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga eléctrica. Los iones
con carga positiva se denominan cationes y los que tienen carga negativa se
denomina aniones.

Muchas sustancias normales existen en el cuerpo como iones. Los ejemplos
comunes incluyen sodio, potasio, calcio, cloruro y bicarbonato.

Los iones se pueden crear utilizando radiación, como los rayos X. La radiación
ionizante   se   utiliza   frecuentemente   para   procedimientos   diagnósticos   o
terapéuticos.

IX. COMPUESTOS IONICOS


Un compuesto iónico es un compuesto químico formado por dos sustancias con
una diferencia significativa en sus electronegatividades.

Ejemplo:

Un ejemplo de un compuesto iónico es NaCl (Sal de mesa); Cuando se forma un
compuesto iónico, el elemento que tiene mayor electronegatividad (en este caso
Cl) tratará de quitarle electrones al otro con menor electronegatividad (Na) y se
convertirán en anión(-) y catión(+), respectivamente. Los electrones quedan
"prestados" en la última órbita del Cl y al mismo tiempo en la del Na, haciendo que
el Cl complete su octeto (8 electrones, en su última capa).

Lecturas recomendadas:


                                                                              19
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
43-46




                                                                       20
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES


I. REACCIONES QUÍMICAS


Es toda transformación en la estructura de la molécula de una o más sustancias
por efectos energéticos.


Una reacción química es el fenómeno por el cual 2 o más sustancias
reaccionantes se combinan dando lugar a la formación de sustancia denominada
productos.


II. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS


A. 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



             Corriente eléctrica


B.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         +      Cu


Por ejemplo, el magnesio metálico reemplaza al hidrógeno de una solución de
ácido clorhídrico. Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista y
por lo tanto es menos reactivo, no reemplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico. A
continuación aparece la ecuación de la reacción entre el magnesio metálico y el
ácido 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 a
la 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 en
cinc sólido que reacciona con ácido clorhídrico para producir cloruro de cinc
acuoso más gas hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación:



Hay reacciones de simple desplazamiento en las cuales toman parte los no
metales. 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 bromo
desplazará al yodo de un compuesto.




                                                                                22
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Observe que la actividad de los no metales está relacionada con su habilidad de
ganar electrones y formar iones negativos, mientras que la actividad de los
metales está relacionada con su tendencia a perder electrones para formar iones
positivos. Cuando se escriben reacciones de simple desplazamiento en donde
participan los halógenos, tenga en cuenta que en estado libre todos los halógenos
existen como moléculas diatómicas.

Considere los siguientes ejemplos:




C. Reacciones de doble desplazamiento


               AB     +      CD                          CB     +      AD


Esta reacción puede considerarse como un intercambio de grupos positivos y
negativos, en la que A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las
fórmulas de los productos debemos tener en cuenta las cargas de los que se
combinan.
En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles. Por tanto, para
producir los productos que se forman aquí, hay que familiarizarse con algunas
reglas de solubilidad muy comunes. Estas pueden resumirse de la siguiente
forma:



   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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en
solución acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en
solución el nitrato de sodio según la siguiente ecuación:



Otro ejemplo lo constituye la reacción entre dos soluciones, una de nitrato de
plomo (II) y la otra de cromato de potasio. Se forma un precipitado color amarillo
de cromato de plomo (II) y queda en solución nitrato de potasio según la siguiente
ecuación:



En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de
yoduro 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 los
productos formados es un precipitado, que es un sólido insoluble en el medio de
reacción. Lo anterior se puede deducir a partir de las reglas de solubilidad.

Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación de
sustancias no ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo,
cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un
ácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal, según la siguiente
ecuación:



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
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 SULFURICO


E. 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
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+ OH


En 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 acidez
o de disociación son mayores a 1 * 10 -3 aproximadamente.

                                                                                   26
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la
constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que
                                                            -3
tienen 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    simplificada




Base: sustancia capaz de donar iones OH-.

                                                                                     27
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de los
metales 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      x



Constante 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Ácido 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 base
muy fuerte le corresponde un ácido conjugado muy débil.


Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de
su base conjugada.




pKb = 14 – pKa


Ácidos polipróticos:


Son los que pueden donar más de 1 protón. Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3,
H2SO3.


Primera disociación:


                          H2SO4        H+ +     HSO4             - Ka1 = ∞
                                       Base conjugada


Segunda disociación:


                          HSO4 -       H+ + SO4-2


                          Ácido        Base conjugada




                                                                             29
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Anfótero: 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 una
solución de anfótero se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual
que para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido-base




TEORIA DE ARRHENIUS

Definió de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y
agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.5 En otras palabras, es
una reacción de neutralización.

            Ácido+ + base− → sal + agua

Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones
negativos    procedentes   de     un   ácido.   Por   ejemplo,   dos moles de   la
base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido
sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio.

            2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4


TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY.

La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos
autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la
idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los
ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H +) a
las bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición de
Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y
agua

Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero
también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que


                                                                                30
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



no 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 del
amoníaco con el ácido acético:

       CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO−

Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la
disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e
hidróxido:

       2 H2O   H3O+ + OH−


Buffer, Tampón o Solución Reguladora:


Las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener el
pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de
bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del
mismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora
será más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado sea
igual. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmula
siguiente:




                                             Ec.de Henderson Hasselbach



Ejemplo:


1. De un buffer la concentración de hidrogeniones H+ es 1.75x10-5 su
concentración en sal es 0.1404 y de ácido es 0.3191. Calcular el pH de dicha
solución?


                          pH= -log


                                                                           31
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                           pH= -log
                           pH=4.757




Consideraciones:


      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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Calcular los gramos de CH3COONa


0.5 L x 0.5 mol/l x 82 g/mol = 20.5g                  Para medio litro


Calcular los gramos de CH3COOH


0.5 L x 0.904 mol/l x 60 g/mol = 27.12g        Para medio litro


F. Reacciones de precipitación


Las 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 por
precipitación.


• Métodos gravimétricos:
Se basan en las mediciones de masa, donde la sustancia a analizar se convierte
en un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para eliminar impurezas,
se convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto de
composición conocida y finalmente se pesa.


• Métodos por titulación:
Se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración conocida
que se consume por la sustancia a analizar, formando un precipitado. Es
necesario 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. Cuando
está expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en g/L
o mg/L es solubilidad(S) .


Factores que afectan la solubilidad:


• La temperatura:


                                                                               33
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la
temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura.


• La presión:
Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de
líquidos 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 la
disolución.


• La adición de un ion común (efecto del ion común):


Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es
común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma
solución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion común
desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. Ejemplo


• Efecto salino


Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es
común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma
solución, 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




               DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES


I. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS


En toda reacción química se cumple la Ley de la Conservación de la Masa.
Balancear una ecuación química es igualar el número de átomos, iones o
moléculas de    las partes de las sustancias reactantes, sea igual al de los
productos. Para ello se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son los
números que se colocan delante de las fórmulas y que indican el número de
átomos y moléculas de cada sustancia que interviene en una reacción química.


Hay que diferenciar claramente entre el numero que se sitúa delante de las
fórmulas y los subíndices, números pequeños que se colocan en la parte inferior
de los símbolos químicos de las fórmulas. Los primero indican el número de
moléculas que intervienen en una reacción químicas y los subíndices señalan el
número de átomos que entran a formar parte de una molécula y la nueva fórmula
corresponde a otro compuesto diferente


Una ecuación química de información de las sustancias químicas que están
presentes en la reacción y de la proporción en que estas están reaccionando
Ejem:


                         3H2   +      N2           2NH3


En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con e el nitrógeno para formar
amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno
para formar dos moléculas de amoniaco.


En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con el nitrógeno para formar
amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno
para formar dos moléculas de amoniaco.




                                                                          35
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




II. METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS


- Balanceo por tanteo o simple inspección
- Coeficientes indeterminados
- Número de oxidación
- Ión – electrón
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación por tanteo


              H2SO4 + Al (OH)                Al2 (SO4)3     +      H2O


Verificamos los átomos del metal: Aluminio como hay dos átomos de Al en el
segundo miembro y sólo uno en el primer miembro se multiplica por 2 al Al( OH)       3



              H2SO4 + 2 Al (OH)3                      Al2 (SO4)3   +      H2O


Verificamos el número de átomos del ametal: azufre. En el segundo miembro
aparecen 3 átomos de azufre y uno en el primero, luego se multiplica por 3 al
H2SO4


        3H2SO4 + 2 Al (OH)3                  Al2 (SO4)3     +      H2O


Verificamos el número de átomos de hidrogeno: en el primer miembro en total hay
12 átomos de hidrogeno, mientras en el segundo miembro hay dos, en
consecuencia se multiplica por 6 al H2O.


        3H2SO4 + 2 Al (OH)3                  Al2 (SO4)3     +      6H2O


La verificación de átomos de oxigeno, nos sirve para verificar la ecuación está o
no correctamente balanceada. La cantidad total de átomos de oxigeno en ambas
partes debe ser la misma para que la ecuación este correctamente balanceada.


        3H2SO4 + 2 Al (OH)3                  Al2 (SO4)3     +      6H2O


                                                                                36
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




Comprobación
Al= 2                                  Al= 2
S=3                                    S= 3
H=12                                   H= 12
O= 18                                  O= 18


III. REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN


Para encontrar el número de oxidación de un átomo, se aplica las siguientes
reglas:


1) Todo elemento que se encuentra en estado LIBRE (sin combinarse) en
cualquiera 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 es
generalmente -2, excepto en los peróxidos en donde es -1; o en los compuestos
fluorados en donde puede ser +2. Ejem.


           ,


4) Los metales actúan con valencia positiva, cuando están unidos a los ametales.
Ejem:




                                                                           37
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



5) Los ametales actúan siempre con valencia negativa, cuando están unidos a los
metales, o al hidrógeno.


6) Los elementos que no cambian de número de oxidación durante la reacción
química ni se oxidan ni se reducen.


7) La suma algebraica de los números de oxidación positivos y negativos de todos
los átomos de una molécula neutra es igual a CERO.
El número de valencias oxidadas tiene que ser igual al número total de valencias
reducidas, porque el número de electrones perdidos es igual al número de
electrones ganados. Ejem:




8) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poli
atómicos, es igual a la carga del ión. Ejem:


(SO4)-2             S+6 O -8= -2


IV. REACCIONES REDOX O DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX)


Las reacciones donde hay una transferencia de electrones y variación en el
número 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
                                         e


Las reacciones redox, son aquellas reacciones químicas en los cuales los estados
de oxidación de los elementos intervienen experimentan un cambio.




                                                                           38
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Son las reacciones en las que algunos elementos sufren cambio de valencia de
modo que su valencia en los productos es distinta a la que tienen en los
reaccionantes.


Los fenómenos de oxidación y reducción son simultáneos, pues los electrones
que ganan un elemento los pierde otro. Por eso el fenómeno se le considera
como uno solo y se le llama oxido-reducción


A. Oxidación


De acuerdo a la teoría electrónica se entiende por oxidación, a todo aquel proceso
químico 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, porque
aumenta su número de oxidación.


Ejem:


             Fe++         Fe+++ +      1e-
             Cuo          Cu++ +       2e-
             Alo          Al+++ +      3e-


B. Reducción


Es 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, porque
disminuye su número de oxidación.


Ejem:


                                                                             39
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, del
elemento 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 la
reducción disminuye, por lo tanto para poder comprender mejor podemos colocar
el siguiente esquema con los números de oxidación.


                                  OXIDACIÓN


                    -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7




                           REDUCCIÓN


Por ejemplo un elemento que pasa de la casilla -3 a la casilla +2 se habrá oxidado
en 5 valencias, pues habrá perdido 5 electrones; en cambio un elemento que
haya pasado de la casilla +4 a la +1 se habrá reducido en 3 valencia por ganancia
de 3 electrones.


V. AGENTES OXIDANTES Y AGENTES REDUCTORES


Son agentes oxidantes, las sustancias que originan la oxidación de otras. Para
que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario la presencia de otra
sustancia que pueda recibir dichos electrones. AGENTE OXIDANTE.



                                                                                  40
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Son agentes reductores, las sustancias que originan la reducción de otras. Para
que una sustancia se reduzca (gane electrones) es necesario la presencia de otra
sustancia 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-1


El 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 ha
perdido 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                      DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES


                         BALANCEO DE ECUACIONES REDOX


I. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN O REDOX


Para lo cual debemos seguir los siguientes pasos:


a) Se escribe la ecuación esquemática a balancear:




         HNO3           +      HI                    NO     +    I2     H2O




b) 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     H2O




Como se observa, los elementos que cambian de valencia son el N y I


Oxida:          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 forman
semireacciones balanceadas de tal manera que existan igual cantidad de átomos



                                                                               42
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



en ambos lados, enseguida se determina el número de electrones ganados y
perdidos 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 igual
al 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+2


Sumando 6I-1        +      2N+5                 3   +      2N+2


e) Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación planteada.


      2HNO3         +      6HI                      2NO +         3I2   H2O


f) Se termina de balancear por tanteo:


Los 8 átomos de H en la izquierda deben igualarse con 8 átomos de H a la
derecha; luego, debemos multiplicar por 4 al H2O a la derecha, entonces la
ecuación final y completa será:


      2HNO3         +      6HI                      2NO +         3I2   4H2O




                                                                              43
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



EJERCICIOS PROPUESTOS




1) HgCl2      +      SnCl2                         SnCl4 +HgCl




2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4                     K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4)3+H20




II. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN


Se utiliza para balancear ecuaciones iónicas dependiendo del medio donde se
realiza (ácido, básico, neutro).


La mayor parte de las reacciones que ocurren en el Laboratorio, se realizan en
disolución acuosa, está puede ser acida, básica o neutra en estos casos,
generalmente se dan todos los reactivos o productos, si no solamente aquellos
que han sufrido cambios en estados de oxidación, el resto de los datos deben ser
puestos por uno mismo.


Ejemplo 1:


Balancear la siguiente ecuación en medio acido:




                                                                           44
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                +     H2SO3                   Mn+2            +   (SO4)-2




1)   Con los átomos que han cambiado el número de oxidación             se forman
semirreacciones; en donde: el número de átomos de cada elemento será el
mismo para ambos lados.
+7 -2


+1 +4 -2
H2SO3


Luego: Mn+7           Mn+2
         S+4          S+6


2) Se determinan el número de electrones ganados y perdidos para ambas
semireacciones.


Luego:
        Mn+7          +5e-                    Mn+2
        S+4           +2e-                    S+6
3) Se balancean ambas semireacciones; en donde: el número de electrones
ganados es igual a los perdido, esto se logra multiplicando por 2 la semireacción I
y por 5 ala semi reacción (II)


        2Mn+7         +10e-                   2Mn+2
        5S+4          - 10e-                  5 S+6


2Mn+7           +     5S+4           2Mn+2    +       5 S+6


4) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la ecuación planteada



2               +   5 H2SO3                   2 Mn+2              +      5(SO4)-2



                                                                              45
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



5) Se balancean; por cada carga positiva se usa H+ y por cada carga negativa se
usa 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
        ecuación


En 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                                              -6


Faltan 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 los
miembros de la ecuación. En el ejemplo hay1 OH en el primer miembro, en
consecuencia, se añade 3
H2O para que en total haya 1 OH en el segundo miembro.



2       +       5 H2SO3          2 Mn+2+ 5(SO4)-2   +4H+ +3H2O


Ejemplo 2:


Balancear la siguiente ecuación en medio básico
            +                                )-2    +



                                                                                      46
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



1) 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+5


3) Se balancean cargas y se suman ambas semireacciones es.


      2Mn+7 +2e-                           2Mn+6
      N+3       -2 e-                          N+5
2Mn+7 +       N+3                         2Mn+6          + N+5


4) Los coeficientes se colocan en la ecuación planteada y luego se balancean
cargas OH- por ser el medio básico


                                                    -2
      2             +                 2                    +


      2(-1)         +   1(-1)             2(-2)                  +    1(-1)


               -3                              -5




Se observa que faltan 2 cargas negativas en el primer miembro; en consecuencia
se agregan 2 OH- al primer miembro


                                                                              -2
      2             +           + 2                              2                 +


5) Se balancean los átomos de hidrógeno añadiendo agua



                                                                                       47
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA


                                                  -2
2          +       + 2                   2             +   +




EJERCICIOS PROPUESTOS


1) Ajuste la ecuación en medio ácido




(Cr2O7)=       +   Fe+2                Cr+3   +   Fe+3




                                                               48
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




2) 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                    DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES


                             ENLACES QUÍMICOS


I. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO


Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.
Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten
electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se
unirá 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 los
gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se
debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que
tiene sólo 2 electrones, que también es una configuración estable.


Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten
electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo
(excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que se conoce como la
regla del octeto.


II. ENERGÍA DE IONIZACIÓN


La energía de ionización. es la cantidad de energía que se requiere para retirar
el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los
periodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo
hacia arriba.


Los metales tienen bajas energía de ionización y fácilmente ceden sus
electrones. En cambio, los no metales tienen alta energía de ionización y
difícilmente ceden sus electrones.


                                                                             50
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




III. AFINIDAD ELECTRÓNICA
Cantidad de energía desprendida o absorbida cuando un átomo gana un
electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La
afinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a derecha, y en los
grupos de abajo hacia arriba.


IV. ENLACE IÓNICO


A. 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 IÓNICOS


Ejm: NaF


Na: metal del grupo IA                  ENLACE IÓNICO


F: no metal del grupo VIIA


Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de
cada átomo:


              11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1


                                                                              51
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                 9F: 1s2, 2s2, 2p5 Electrones de valencia = 5 +2 = 7


Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en éste
tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na1+.


El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su
octeto, 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 ambos
elementos 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 el
electrón que ganó el flúor, completando así su octeto.


Otro ejemplo: MgBr2


Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA


                       METAL + NO METAL IÓNICO


No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada
elemento. Recuerde, el número de grupo en romano,                         para los
representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo
usaremos compuestos formados por elementos representativos.




El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para
completar el octeto.



                                                                                    52
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




                                                          ANIÓN


       CATIÓN
                                                          ANIÓN




Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones
cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo


IV. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS


Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes
características:


    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 COVALENTE


A. 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas Cl2,
cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus
átomos se unen por enlaces covalentes.
El cloro es un elemento del grupo VII A


El átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse
con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma
un 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 dos
electrones. Estos electrones se comparten por igual por ambos átomos.


O2    La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA la
estructura de Lewis del oxígeno es:


Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada
oxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final
ocho 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
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




Ahora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos
que el oxígeno de la derecha está completo, mientras que el de la izquierda
tiene solo seis.


Recuerde que el enlace indicado con la línea, cuenta como 2 para ambos
átomos. Entonces uno de los Enlace pares que rodean al oxígeno de la
derecha, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa
forma los dos quedan con 8 electrones. Covalente




La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 2 pares de
electrones compartidos y 4 pares de electrones no enlazados.


N2     El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo VA, por
lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos
los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.




Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de
ellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple
enlace.


La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 3 pares de
electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.




En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debe
seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del
compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas:
                                                                           55
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, el
Ejemplos:
    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 la
CO2configuracióncarbono)
     (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                          COVALENTE




Las estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son:




El carbono es un elemento muy especial, y sus característica han demostrada
que acomoda sus electrones de valencia de la manera indicada.


Total de electrones de valencia:
C 1 x 4 electrones = 4 electrones
O 2 x 6 electrones = 12 electrones + 116 electrones


El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12
restantes se acomodan en pares al azar.




En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto, entonces los pares
no enlazantes del carbono, son los que deben compartirse con cada oxígeno
para que éstos también completen su octeto. La estructura final sería:

                                                                                   56
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de
electrones no enlazantes y 4 pares enlazados.


HNO3 (ácido nítrico)
H, N y O son tres no metales entonces el tipo de enlace es covalente. Las
estructuras de Lewis son:




Electrones de valencia totales:


H 1 x 1e- = 1
N 1 x 5 e- = 5
O 3 x 6 e- = 18 +
            24 electrones de valencia totales




El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes
para enlazar los oxígenos y uno más para enlazar el hidrógeno a uno de los
oxígenos. 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 es
más simétrica.

                                                                                  57
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




Son cuatro enlaces covalentes, por tanto a los 24 total le restamos 8 y resultan
16 electrones que se acomodan por pares en forma aleatoria en los oxígenos y
el nitrógeno. Recuerde que el hidrógeno se completa con 2 electrones, porque
adquiere la estructura estable del primero de los gases nobles, el helio




Los oxígenos laterales están completos, el nitrógeno y el hidrógeno también lo
lógico sería pensar que el nitrógeno coloque su par no enlazante de tal forma
que se complete el octeto del oxígeno, pero esto no es correcto, porque el
oxígeno solo puede formar 2 enlaces, y de esa manera tendría tres así como el
carbono forma máximo 4 enlaces, el nitrógeno forma 3 y el oxígeno solo forma
2 por lo tanto, ese doble enlace que necesita la estructura debe estar entre el
nitrógeno y uno de los oxígenos laterales:




Es cierto que la estructura no tiene simetría, pero no hay otra forma de
acomodarla y esta es la correcta.


Por tanto la estructura de HNO3 tiene:


                                                                             58
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



4 enlaces covalentes, 3 sencillos y uno doble
5 pares de electrones enlazados
14 electrones no enlazados (7 pares)


Para comprobar que sus respuestas son lógicas los electrones enlazados + los
no enlazados = electrones totales de valencia. SO3 (trióxido de azufre)




Electrones de valencia:
S 1 x 6 e- =   6
O: 3 x 6 e- = 18 +
               24




24 – 6 = 18 electrones colocados al azar.


Uno de los electrones enlazados está incompleto. El azufre coloca su par no
enlazante con ese oxígeno




La estructura tiene:


3 enlaces covalentes, uno doble y dos sencillos.
8 electrones compartidos (4 pares)
16 electrones no enlazados (8 pares)

                                                                              59
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




VI. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES


Las 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 electricidad


VII. TIPOS DE ENLACES COVALENTES


A. ELECTRONEGATIVIDAD


La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo, a
atraer hacia si los electrones. La electronegatividad aumenta en los periodos de
izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba, tal y como sucede
con la afinidad electrónica y al energía de ionización. Linus Pauling, fue el
primer 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 elementos
menos reactivos de la tabla periódica.




                                                                              60
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




B. ENLACE POLAR Y NO POLAR


La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un
enlace.
Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, la
diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son
atraídos por igual por ambos átomos.


El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la
diferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente:


Casi todos los compuestos que contienen enlaces covalente polares; quedan
comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo iónico puro.


Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera
desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula sea
parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo.


Esto se indica con la letra griega delta (d). H Cl

                                                                             61
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




El átomo más electronegativo, en éste caso es el cloro, que adquiere la carga
parcial negativa, y el menos electronegativo, es el hidrógeno que adquiere la
carga parcial positiva.




VIII.ENLACE COVALENTE COORDINADO


En este tipo de enlace el átomo menos electronegativo aporta los dos
electrones que forma el enlace.
Ejemplo:
Realizamos la estructura de Lewis del H2SO4 formado por tres no metales y
por tanto un compuesto covalente




Electrones totales:
H 2 x 1e- = 2
S 1 x 6e- = 6
O 4 x 61e- = 24 +
32 electrones totales
Ahora haremos la estructura indicando los electrones que cada átomo aporta:




                                                                                62
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




Se han utilizado 12 electrones, por tanto quedan 32-12 = 20 electrones que
deben acomodarse por pares en los oxígenos.




Observe la estructura con atención. El oxígeno de arriba y el de abajo aparecen
con 7 puntitos rojos (electrones del oxígeno) siendo que el oxígeno solo tiene
seis, 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 se
ganan electrones, solo se comparten y se acomodan de la forma más
conveniente, por lo tanto, la estructural real es:




La estructura muestra dos enlaces covalentes coordinados y 4 enlaces que no
lo son porque cada átomo aportó un electrón al enlace. Un enlace covalente
coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las
características del enlace no se modifican.
IX. ENLACE METÁLICO


A. LOS ELECTRONES LIBRES Y LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN


                                                                             63
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA




Muchas veces hemos observando un fenómeno conocido como corrosión, que
es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre
el metal y alguna sustancia del ambiente. Cuando un ion, átomo o molécula
incrementa su carga positiva decimos que se oxida, pierde electrones. Los
metales 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, hierro
y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos
vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a través
de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las
propiedades características de los metales.


Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sino
un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillo
para 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 ENLACE
METÁLICO


CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.-


Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza un modelo propuesto por
Drude conocido como el modelo del gas de electrones. En este modelo se
considera que los electrones más alejados del núcleo están des localizados, es
decir, que se mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que
permite el paso de la corriente eléctrica.


MALEABILIDAD Y DUCTIBILIDAD.-




                                                                             64
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Estas propiedades se deben a que las distancias que existen entre los átomos
son grandes; al golpear un metal, las capas de átomos se deslizan fácilmente
permitiendo la
deformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como hilos.




X. FUERZAS INTERMOLECULARES
En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas:
_ Interiónicas
_ Intramoleculcares
_ Intermoleculares


FUERZAS INTERIÓNICAS.-


Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipo
electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben los
altos puntos de fusión de los compuestos iónicos.


FUERZAS INTRAMOLECULARES.-


Son las que existen entre los átomos que forman una molécula.


FUERZAS INTERMOLECULARES.-




                                                                              65
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Son mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que unen a
las moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor
al físico holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner de
relieve su importancia.


Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son:
_ Puentes de hidrógeno
_ Fuerzas dipolares
_ Fuerzas de London


XI. DIPOLOS INDUCIDOS Y DIPOLOS INSTANTÁNEOS


Las 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 al
extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en
toda la estructura de un líquido o un sólido


En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen
entre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamaño
comparable.


La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de
dispersión o de London y se analizarán en ese punto.


XII.PUENTES DE HIDRÓGENO


Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienen
átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son
más intensas que las atracciones dipolodipolo.
A) CARACTERÍSTICAS DEL AGUA.-




                                                                          66
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Las moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno y es
precisamente este tipo de fuerza intermolecular la que da al agua ciertas
características especiales.


En la siguiente estructura de Lewis se indica en forma punteada en color rojo el
puente de hidrógeno.




El modelo en barras y esferas




Las líneas azules son enlaces covalentes, y la línea punteada roja es un puente
de hidrógeno. Éste último es más débil que un enlace covalente.


Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencer
la fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno son
fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza a
fundirse 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 no
hay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual
explica el elevado punto de fusión del agua.




                                                                             67
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad de
puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todos
los puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr este
rompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustancias
que no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado
punto 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 sus
moléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espació
vacío que es la estructura del hielo.


Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agua
líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemas
acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y mares
se congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer en
esas condiciones.


B) OTROS COMPUESTOS CON PUENTES DE HIDRÓGENO


Las molécula del NH3 (amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico) también se unen
por puentes de hidrógeno.




Las moléculas que se unen por puente de hidrógeno tienen las siguientes
características comunes:




                                                                             68
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



1. Cada molécula tiene un átomo de hidrógeno unido en forma covalente con
un átomos de alta electronegatividad: flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N), el
átomo más electronegativo adquiere una carga parcial negativa y el hidrógeno
una 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 dirigido
al extremo negativo de la otra molécula.


Otros compuestos oxigenados que también forman puentes de hidrógeno son
el CH3OH (metanol), el C2H5OH (etanol) y algunos otros alcoholes.


XIII.FUERZAS DE VAN DER WAALS


Con este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: los
puentes de hidrógeno y las interacciones dipolodipolo ya descritas y las fuerzas
de London


XIV.FUERZAS DE LONDON


Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son las
que mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como el
Br2, Cl2, H2, etc. Van der Waals, físico holandés, ganador del premio Nobel de
física en 1910, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la
distribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, ya
que el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos,
pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso de
electrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos.


Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entre
los dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dado
pueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolos
instantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una


                                                                             69
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



molécula cercana. Si los electrones de una molécula están en un extremo, los
electrones de la siguiente molécula se alejan, dando lugar a una atracción del
extremo rico en electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y
momentáneas fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de
London.


En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de dispersión son
mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los electrones del nivel más
externo están menos sujetos, por esto las moléculas grandes son más
polarizables que las pequeñas. Así por ejemplo, las fuerzas de dispersión del
Br2 y el I2 son mayores que las del F2.


Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en conjunto es
importante en las sustancias formadas por moléculas no polares grandes.



Lecturas recomendadas:

- Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág
329-330-333




                                                                           70
UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA



                DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES


                       QUIMICA DE COORDINACIÓN


DEFINICIÓN DE COMPUESTO DE COORDINACIÓN


Un compuesto de coordinación es el conjunto formado por un átomo o ión
metálico central, rodeado por un número de iones, átomos o moléculas, que
reciben el nombre de ligandos.


La formación de un compuesto de coordinación se puede interpretar como una
reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis, entre los que se
establece un enlace covalente coordinado o dativo


1.1. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN


Los metales de transición tienen una tendencia a formar iones complejos que
los distinguen. Una especie neutra que contiene uno o más iones complejos se
denomina compuestos de coordinación.


Los compuestos de coordinación por lo generalmente tienen formulas bastante
complicadas en las que se encierra el ion complejo entre corchetes. Así,
[Ni(NH3)6]Cl2 es un compuesto de coordinación. La mayoría de los metales en
los compuestos de coordinación, pero no todos, son metales de transición.


Las moléculas o iones que rodean a un metal en un ión complejo se denominan
ligantes. Las interacciones entre un átomo metálico y los ligantes se pueden
interpretar como reacciones ácido – base de Lewis.


Si recordamos una base de Lewis es una sustancia capaz de donar uno o más
pares de electrones. Cada ligante tiene por lo menos un par libre de electrones
de valencia como se muestra en estos ejemplos:




                                                                            71
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013
Guia de quimica inorganica teória 2013

Weitere ähnliche Inhalte

Was ist angesagt?

Química Inorgánica
Química InorgánicaQuímica Inorgánica
Química InorgánicaLizMaria9
 
Presentacion 1 la quimica
Presentacion 1 la quimicaPresentacion 1 la quimica
Presentacion 1 la quimicamrstanleyshadow
 
ELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONES
ELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONESELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONES
ELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONESanitacrios
 
El origen de los elementos quimicos
El origen de los elementos quimicosEl origen de los elementos quimicos
El origen de los elementos quimicoszeus28
 
2 sustancias puras, elementos y compuestos
2 sustancias puras, elementos y compuestos2 sustancias puras, elementos y compuestos
2 sustancias puras, elementos y compuestosBIOPOWER
 
Presentacion de quimica
Presentacion de quimicaPresentacion de quimica
Presentacion de quimicaBrendacoliote
 
Propiedades periodicas
Propiedades periodicasPropiedades periodicas
Propiedades periodicasLizbethPanchi
 
Representacion de compuestos y elementos
Representacion de compuestos y elementosRepresentacion de compuestos y elementos
Representacion de compuestos y elementosequipotres-quimica
 
ENLACES QUÍMICOS
ENLACES QUÍMICOSENLACES QUÍMICOS
ENLACES QUÍMICOSmkciencias
 
Clase2 Atomos, Moleculas E Iones
Clase2 Atomos, Moleculas E IonesClase2 Atomos, Moleculas E Iones
Clase2 Atomos, Moleculas E Ionesaidynfg
 

Was ist angesagt? (20)

Clase 3. fundamentos de química
Clase 3. fundamentos de químicaClase 3. fundamentos de química
Clase 3. fundamentos de química
 
Química Inorgánica
Química InorgánicaQuímica Inorgánica
Química Inorgánica
 
Presentacion 1 la quimica
Presentacion 1 la quimicaPresentacion 1 la quimica
Presentacion 1 la quimica
 
Quimica aplicada
Quimica aplicadaQuimica aplicada
Quimica aplicada
 
ELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONES
ELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONESELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONES
ELEMENTOS, COMPUESTOS, MOLECUALS E IONES
 
El origen de los elementos quimicos
El origen de los elementos quimicosEl origen de los elementos quimicos
El origen de los elementos quimicos
 
2 sustancias puras, elementos y compuestos
2 sustancias puras, elementos y compuestos2 sustancias puras, elementos y compuestos
2 sustancias puras, elementos y compuestos
 
Presentacion de quimica
Presentacion de quimicaPresentacion de quimica
Presentacion de quimica
 
MODULO P-I
MODULO P-IMODULO P-I
MODULO P-I
 
Estructura de la materia
Estructura de la materiaEstructura de la materia
Estructura de la materia
 
La Quimica
La Quimica La Quimica
La Quimica
 
Proble composicion
Proble composicionProble composicion
Proble composicion
 
Propiedades periodicas
Propiedades periodicasPropiedades periodicas
Propiedades periodicas
 
Representacion de compuestos y elementos
Representacion de compuestos y elementosRepresentacion de compuestos y elementos
Representacion de compuestos y elementos
 
La constitución de la materia
La constitución de la materiaLa constitución de la materia
La constitución de la materia
 
ENLACES QUÍMICOS
ENLACES QUÍMICOSENLACES QUÍMICOS
ENLACES QUÍMICOS
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Clase2 Atomos, Moleculas E Iones
Clase2 Atomos, Moleculas E IonesClase2 Atomos, Moleculas E Iones
Clase2 Atomos, Moleculas E Iones
 
Tabla periodica
Tabla periodicaTabla periodica
Tabla periodica
 
Química 1
Química 1Química 1
Química 1
 

Andere mochten auch

Teoría Química Inorgánica
Teoría Química InorgánicaTeoría Química Inorgánica
Teoría Química InorgánicaGustavo Vannay
 
Química inorgánica
Química inorgánicaQuímica inorgánica
Química inorgánicaOstin Jadier
 
Tema Nomenclatura de Química Inorgánica
Tema Nomenclatura de Química InorgánicaTema Nomenclatura de Química Inorgánica
Tema Nomenclatura de Química InorgánicaJuan Sanmartin
 
apuntes teoricos de quimica inorganica
apuntes teoricos de quimica inorganicaapuntes teoricos de quimica inorganica
apuntes teoricos de quimica inorganicaclasesdequimica
 
Teoría de nomenclatura inorgánica
Teoría de nomenclatura inorgánicaTeoría de nomenclatura inorgánica
Teoría de nomenclatura inorgánicaElias Navarrete
 
Tabla Periodica COMPLETA
Tabla Periodica COMPLETATabla Periodica COMPLETA
Tabla Periodica COMPLETAJose Cubillas
 
Recuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptaciones
Recuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptacionesRecuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptaciones
Recuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptacionesPLENITUD
 
Química Inorgánica Industrial - T1 - Introducción
Química Inorgánica Industrial - T1 -  IntroducciónQuímica Inorgánica Industrial - T1 -  Introducción
Química Inorgánica Industrial - T1 - Introducciónseta667
 
Curso QuíMica 2008 Parte 01
Curso QuíMica 2008 Parte 01Curso QuíMica 2008 Parte 01
Curso QuíMica 2008 Parte 01Eskijadron
 
Guía igualación de ecuaciones químicas
Guía igualación de ecuaciones químicasGuía igualación de ecuaciones químicas
Guía igualación de ecuaciones químicasRamón Olivares
 
Regla De Las Diagonales
Regla De Las DiagonalesRegla De Las Diagonales
Regla De Las Diagonalesnora arellano
 
Apuntes para la asignatura de Química I
Apuntes para la asignatura de Química I Apuntes para la asignatura de Química I
Apuntes para la asignatura de Química I mgpena
 

Andere mochten auch (20)

Teoría Química Inorgánica
Teoría Química InorgánicaTeoría Química Inorgánica
Teoría Química Inorgánica
 
Quimica Inorganica
Quimica InorganicaQuimica Inorganica
Quimica Inorganica
 
Apuntes de química inorgánica
Apuntes de química inorgánicaApuntes de química inorgánica
Apuntes de química inorgánica
 
Guia quimica inorganica práctica
Guia quimica inorganica prácticaGuia quimica inorganica práctica
Guia quimica inorganica práctica
 
Química inorgánica
Química inorgánicaQuímica inorgánica
Química inorgánica
 
Quimica inorganica y organica
Quimica inorganica y organicaQuimica inorganica y organica
Quimica inorganica y organica
 
Tema Nomenclatura de Química Inorgánica
Tema Nomenclatura de Química InorgánicaTema Nomenclatura de Química Inorgánica
Tema Nomenclatura de Química Inorgánica
 
apuntes teoricos de quimica inorganica
apuntes teoricos de quimica inorganicaapuntes teoricos de quimica inorganica
apuntes teoricos de quimica inorganica
 
Enlace químico
Enlace químicoEnlace químico
Enlace químico
 
Teoría de nomenclatura inorgánica
Teoría de nomenclatura inorgánicaTeoría de nomenclatura inorgánica
Teoría de nomenclatura inorgánica
 
Teoría atómica
Teoría atómicaTeoría atómica
Teoría atómica
 
Tabla Periodica COMPLETA
Tabla Periodica COMPLETATabla Periodica COMPLETA
Tabla Periodica COMPLETA
 
Recuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptaciones
Recuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptacionesRecuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptaciones
Recuperación ecosistemas, niveles tróficos, adaptaciones
 
Germanio
GermanioGermanio
Germanio
 
Química umg
Química umgQuímica umg
Química umg
 
Química Inorgánica Industrial - T1 - Introducción
Química Inorgánica Industrial - T1 -  IntroducciónQuímica Inorgánica Industrial - T1 -  Introducción
Química Inorgánica Industrial - T1 - Introducción
 
Curso QuíMica 2008 Parte 01
Curso QuíMica 2008 Parte 01Curso QuíMica 2008 Parte 01
Curso QuíMica 2008 Parte 01
 
Guía igualación de ecuaciones químicas
Guía igualación de ecuaciones químicasGuía igualación de ecuaciones químicas
Guía igualación de ecuaciones químicas
 
Regla De Las Diagonales
Regla De Las DiagonalesRegla De Las Diagonales
Regla De Las Diagonales
 
Apuntes para la asignatura de Química I
Apuntes para la asignatura de Química I Apuntes para la asignatura de Química I
Apuntes para la asignatura de Química I
 

Ähnlich wie Guia de quimica inorganica teória 2013 (20)

clase1nutricion.pptx
clase1nutricion.pptxclase1nutricion.pptx
clase1nutricion.pptx
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Química.pdf
Química.pdfQuímica.pdf
Química.pdf
 
Trabajo quimica
Trabajo quimicaTrabajo quimica
Trabajo quimica
 
Flak quimica
Flak quimicaFlak quimica
Flak quimica
 
Flak quimica
Flak quimicaFlak quimica
Flak quimica
 
Flak quimica
Flak quimicaFlak quimica
Flak quimica
 
quimica
quimicaquimica
quimica
 
quimica
quimicaquimica
quimica
 
Flak quimica
Flak quimicaFlak quimica
Flak quimica
 
Química
QuímicaQuímica
Química
 
Química orgánica nivelación 1er periodo
Química orgánica nivelación 1er periodoQuímica orgánica nivelación 1er periodo
Química orgánica nivelación 1er periodo
 
Quimica organica nivelacion
Quimica organica nivelacionQuimica organica nivelacion
Quimica organica nivelacion
 
Computacion INMPSA 2014
Computacion INMPSA 2014Computacion INMPSA 2014
Computacion INMPSA 2014
 
Qui u3 adl_clzm
Qui u3 adl_clzmQui u3 adl_clzm
Qui u3 adl_clzm
 
Fundamentos de Quimica
Fundamentos de QuimicaFundamentos de Quimica
Fundamentos de Quimica
 

Mehr von Liset Ramírez Díaz

Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013Liset Ramírez Díaz
 
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013Liset Ramírez Díaz
 
Guia teorica uap tecnologia ii imprimir
Guia teorica uap tecnologia ii imprimirGuia teorica uap tecnologia ii imprimir
Guia teorica uap tecnologia ii imprimirLiset Ramírez Díaz
 
Glosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica iiGlosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica iiLiset Ramírez Díaz
 
Glosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica iiGlosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica iiLiset Ramírez Díaz
 
Caratula separata técnologia practica ii
Caratula   separata técnologia practica iiCaratula   separata técnologia practica ii
Caratula separata técnologia practica iiLiset Ramírez Díaz
 
Caratula guia practica quimica inorganica
Caratula guia practica quimica inorganicaCaratula guia practica quimica inorganica
Caratula guia practica quimica inorganicaLiset Ramírez Díaz
 

Mehr von Liset Ramírez Díaz (20)

Actividades no1
Actividades no1Actividades no1
Actividades no1
 
Quimica inorganica
Quimica inorganicaQuimica inorganica
Quimica inorganica
 
Tarea tanteo yredox
Tarea tanteo yredoxTarea tanteo yredox
Tarea tanteo yredox
 
Invest
InvestInvest
Invest
 
Tarea de química primera
Tarea  de química primeraTarea  de química primera
Tarea de química primera
 
Universidad alas peruanas
Universidad alas peruanasUniversidad alas peruanas
Universidad alas peruanas
 
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
 
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
Guia tecnologia farmaceutica ii 2013
 
Silabos quimica inorganica 2013
Silabos quimica inorganica 2013Silabos quimica inorganica 2013
Silabos quimica inorganica 2013
 
Caratula guia teorica inorganica
Caratula guia teorica inorganicaCaratula guia teorica inorganica
Caratula guia teorica inorganica
 
Indices tecnologia ii imprimir
Indices tecnologia ii imprimirIndices tecnologia ii imprimir
Indices tecnologia ii imprimir
 
Guia teorica uap tecnologia ii imprimir
Guia teorica uap tecnologia ii imprimirGuia teorica uap tecnologia ii imprimir
Guia teorica uap tecnologia ii imprimir
 
Glosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica iiGlosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica ii
 
Glosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica iiGlosario de tecnologia farmaceutica ii
Glosario de tecnologia farmaceutica ii
 
Caratula separata técnologia practica ii
Caratula   separata técnologia practica iiCaratula   separata técnologia practica ii
Caratula separata técnologia practica ii
 
Uap filial aqp indice inorganica
Uap filial aqp indice inorganicaUap filial aqp indice inorganica
Uap filial aqp indice inorganica
 
Caratula guia teorica inorganica
Caratula guia teorica inorganicaCaratula guia teorica inorganica
Caratula guia teorica inorganica
 
Caratula guia practica quimica inorganica
Caratula guia practica quimica inorganicaCaratula guia practica quimica inorganica
Caratula guia practica quimica inorganica
 
Glosario de química inorgánica
Glosario de química inorgánicaGlosario de química inorgánica
Glosario de química inorgánica
 
Segunda parte del balotario
Segunda parte del balotarioSegunda parte del balotario
Segunda parte del balotario
 

Guia de quimica inorganica teória 2013

  • 1. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES I. INTRODUCCIÓN Es una ciencia natural basada en la observación y experimentación relacionada con los fenómenos que sufre la materia, de tal modo que de ella se estudie su composición, constitución, propiedades físicas y químicas, transformaciones y leyes que gobiernan dichos cambios en su estructura interna, así como la energía involucrada en el proceso. La quimica es una ciencia central, porque sirve de apoyo a otras ciencias como la física, la biología, la geología, la petroquímica, etc. Además permite satisfacer las necesidades humanas en diferentes áreas o campos de la actividad 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, etc Química General: Estudia los fundamentos o principios básicos comunes a todas las ramas de la ciencia química. Química Descriptiva: Estudia las propiedades y obtención de cada sustancia químicamente pura en forma particular. Podemos subdividirla en: 1
  • 2. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Química Inorgánica: Estudia todas las sustancias inanimadas o del reino mineral Química Orgánica: Estudia todas las sustancias que contienen carbono (con excepción de CO, CO2, Carbonatos, etc) ya sean estos naturales (provenientes del reino animal y vegetal) o artificiales (plásticos, fibras, textiles) Química Analítica: Estudia las técnicas para identificar, separar y cuantificar las sustancias orgánicas e inorgánicas presentes en una muestra material, o los elementos presentes 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 componentes químicos de los seres vivos, especialmente las proteínas, carbohidratos, lípidos y ácidos nucleicos, además de otras pequeñas moléculas presentes en las células. Fisicoquímica: La fisicoquímica representa una rama donde ocurre una combinación de diversas ciencias, como la química, la física, termodinámica, electroquímica y la mecánica cuántica donde funciones matemáticas pueden 2
  • 3. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA representar interpretaciones a nivel molecular y atómico estructural. Cambios en la temperatura, presión, volumen, calor y trabajo en los sistemas, sólido, líquido y/o gaseoso se encuentran también relacionados a estas interpretaciones de interacciones moleculares. Química Industrial: Estudia la aplicación de procesos químicos y la obtención de 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 derivados químicos del petróleo y de los gases asociados. Los productos petroquímicos incluyen 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 y dinámica de los elementos químicos en la Tierra, determinando la abundancia absoluta y relativa, distribución y migración de los elementos entre las diferentes partes que conforman la Tierra (hidrosfera, atmósfera, biósfera y geósfera) utilizando como principales testimonios de las transformaciones los minerales y rocas componentes de la corteza terrestre Astroquímica: La astroquímica es la ciencia que se ocupa del estudio de la composición química de los astros y el material difuso encontrado en el espacio interestelar, normalmente concentrado en grandes nubes moleculares. Farmoquímica: Estudia las propiedades de las sustancias químicas y su acción nociva o benéfica en los seres vivos. Por ejemplo, la acción de la penicilina, las drogas y antibióticos en seres humanos Dentro de la filosofía de la antigua Grecia, la palabra átomo se empleaba para referirse a la parte más pequeña de materia y era considerada indestructible. Ya entonces, Demócrito (460-370 a.C.) entendía que todas las sustancias existentes son diferentes porque están constituidas por diversos tipos de unidades 3
  • 4. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA diminutas. El conocimiento de su tamaño y su naturaleza avanzó muy lentamente a lo largo de los siglos. Hoy sabemos que el átomo corresponde a la partícula de menor tamaño de un elemento químico o cuerpo simple, que posee unas características propias y se puede combinar con otros átomos, también es la mínima parte separada por una reacción química. Durante un tiempo, los científicos investigaron el tamaño y la masa de átomo, pero sin instrumentos y técnicas apropiadas. Más tarde se diseñaron experimentos para determinar estas características. Así se descubrió que algunos átomos de un elemento presentan distinta masa, aunque mantienen idéntico número 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 interna de los átomos se podría asemejar, de forma simple, al Sistema Solar. El núcleo atómico (que mide aproximadamente una diezmilésima parte del diámetro del átomo y concentra más del 99% de la masa) se correspondería con el Sol y los electrones 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 que los electrones se comportan como ondas. Además, se conocen otro tipo de partículas elementales que se relacionan con las fuerzas nucleares. II. MODELOS ATÓMICOS Para explicar la manera como coexisten en el átomo sus componentes: electrones, protones y neutrones. La concepción del átomo a lo largo de la historia ha variado de acuerdo a los descubrimientos realizados en el campo de la física y la química. Para ello se elaboraron diversas teorías o modelos atómicos algunos de ellos son completamente obsoletos para explicar los fenómenos observados actualmente, pero se incluyen a manera de reseña histórica. 4
  • 5. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA A.MODELO ATÓMICO DE DALTON Aproximadamente por el año 1808, Dalton define a los átomos como la unidad constitutiva de los elementos (retomando las ideas de los atomistas griegos). Las ideas básicas de su teoría, publicadas en 1808 y 1810 pueden resumirse en los siguientes puntos: La materia está formada por partículas muy pequeñas para 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 o más elementos, en un átomo compuesto; o lo que es lo mismo, un compuesto químico es el resultado de la combinación de átomos de dos o más elementos en una proporción numérica simple. Los átomos son indivisibles y conservan sus características durante las reacciones químicas. En cualquier reacción química, los átomos se combinan en proporciones numéricas simples. La separación de átomos y la unión se realiza en las reacciones químicas. En estas reacciones, ningún átomo se crea o destruye y ningún átomo de un elemento se convierte en un átomo de otro elemento. A pesar de que la teoría de Dalton era errónea en varios aspectos, significó un avance cualitativo (de calidad) importante en el camino de la comprensión de la estructura de la materia. Por supuesto que la aceptación del modelo de Dalton no fue inmediata, muchos científicos se resistieron durante muchos años a reconocer la existencia de dichas partículas. Además de sus postulados Dalton empleó diferentes símbolos para representar los átomos y los átomos compuestos, las moléculas. 5
  • 6. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Sin embargo, Dalton no elabora ninguna hipótesis acerca de la estructura de los átomos y habría que esperar casi un siglo para que alguien expusiera una teoría acerca 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 THOMSON Thomson sugiere un modelo atómico que tomaba en cuenta la existencia del electrón, descubierto por él en 1897. Su modelo era estático, pues suponía que los electrones estaban en reposo dentro del átomo y que el conjunto era eléctricamente neutro. Con este modelo se podían explicar una gran cantidad de fenómenos atómicos conocidos hasta la fecha. Posteriormente, el descubrimiento de nuevas partículas y los experimentos llevado a cabo por Rutherford demostró la inexactitud de tales ideas. 6
  • 7. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Para explicar la formación de iones, positivos y negativos, y la presencia 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 para neutralizar la carga positiva. En el caso de que el átomo perdiera un electrón, la estructura quedaría positiva; y si ganaba, la carga final sería negativa. De esta forma, explicaba la formación de iones; pero dejó sin explicación la existencia de las otras radiaciones. C.MODELO ATÓMICO DE RUTHERFORD Basado en los resultados de su trabajo, que demostró la existencia del núcleo atómico, Rutherford sostiene que casi la totalidad de la masa del átomo se concentra en un núcleo central muy diminuto de carga eléctrica positiva. Los electrones giran alrededor del núcleo describiendo órbitas circulares. Estos poseen una masa muy ínfima y tienen carga eléctrica negativa. La carga eléctrica del núcleo y de los electrones se neutralizan entre sí, provocando que el átomo sea eléctricamente neutro. El modelo de Rutherford tuvo que ser abandonado, pues el movimiento de los electrones suponía una pérdida continua de energía, por lo tanto, el electrón terminaría describiendo órbitas en espiral, precipitándose finalmente hacia el núcleo. Sin embargo, este modelo sirvió de base para el modelo propuesto por su discípulo Neils Bohr, marcando el inicio del estudio del núcleo atómico, por lo que a Rutherford se le conoce como el padre de la era nuclear. Ernest Rutherford estudió los componentes de la radiación que ocurre espontáneamente en la Naturaleza. A continuación se presenta una tabla resumiendo las características de estos componentes: En 1900 Rutherford, con la colaboración de Geiger Marsden, soporta y verifica su teoría con el experimento, hoy muy famoso, de la lámina de oro. El experimento 7
  • 8. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA era simple, bombardearon una placa de oro muy delgada con partículas (ALFA) procedentes de una fuente radioactiva. Colocaron una pantalla de Sulfuro de Zinc fluorescente por detrás de la capa de oro para observar la dispersión de las partículas alfa en ellas. Según se muestra en la siguiente figura: Lo anterior demostró, que la dispersión de partículas alfa con carga positiva, era ocasionada por repulsión de centros con carga positiva en la placa de oro, igualmente se cumplía con placas de metales distintos, pudiéndose concluir que cada átomo contenía un centro de masa diminuto con carga positiva que denomino núcleo atómico. La mayoría de las partículas alfa atraviesan las placas metálicas sin desviarse, porque los átomos están constituidos, en su mayoría, por espacios vacíos colonizado tan sólo por electrones muy ligeros. Las pocas partículas que se desvían son las que llegan a las cercanías de núcleos metálicos pesados con cargas altas. Gracias a estos desarrollos experimentales de Rutherford, éste pudo determinar las magnitudes de las cargas positivas de los núcleos atómicos. Los cálculos que se basan en los resultados del experimento indican que el diámetro de la "porción desocupada" del átomo es de 10.000 a 100.000 veces mayor que el diámetro del núcleo. 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. 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 un ciclo) 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 BOHR El físico danés Niels Bohr ( Premio Nobel de Física 1922), postula que los electrones giran a grandes velocidades alrededor del núcleo atómico. Los electrones se disponen en diversas órbitas circulares, las cuales determinan diferentes niveles de energía. El electrón puede acceder a un nivel de energía superior, para lo cual necesita "absorber" energía. Para volver a su nivel de energía original es necesario que el electrón emita la energía absorbida (por ejemplo en forma de radiación). Este modelo, si bien se ha perfeccionado con el tiempo, ha servido de base a la moderna física nuclear. Este propuso una Teoría para describir la estructura atómica del Hidrógeno, que explicaba el espectro de líneas de este elemento. A continuación se presentan los postulados del Modelo Atómico de Bohr: El Átomo de Hidrógeno contiene un electrón y un núcleo que consiste de un sólo protón. · El electrón del átomo de Hidrógeno puede existir solamente en ciertas 9
  • 10. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA órbitas esféricas las cuales se llaman niveles o capas de energía. Estos niveles de energía se hallan dispuestos concéntricamente alrededor del núcleo. Cada nivel 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 Hidrógeno los 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 Plank R = 1.10 x 107 m-1 , Const. de Rydberg 10
  • 11. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA El modelo de Niels Bohr, coincide con el propuesto por Rutherford, admite la presencia de un núcleo positivo que contiene, prácticamente, toda la masa del átomo, donde se encuentran presentes los protones y los neutrones. Los electrones con carga negativa, se mueven alrededor del núcleo en determinados niveles de energía, a los que determinó estados estacionarios, y les asignó un número entero positivo. El nivel más cercano tiene el número 1, le sigue el 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 ni pierde energía. Si un electrón salta de una órbita a otra capta o libera energía en forma de fotones. 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; sin embargo, las diferencias entre los niveles va disminuyendo, lo que permite que las transiciones 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 distribuidos en diferentes niveles energéticos que pueden funcionar como estaciones de paso para aquellos que reciben suficiente energía para saltar de un nivel a otro. Al devolverse, la luz que, difractada, produce el espectro característico. Principios de Incertidumbre Para poder estudiar las propiedades de un átomo y de sus partículas constituyentes, es necesario iluminarlo; es decir lograr la incidencia de luz sobre él; esto trae un cambio en su contenido energético y, a s vez en la posición. En otras palabras: el estudio del átomo lleva un error necesario que nos impide hablar con certeza de la posición o contenido energético del mismo. Esto imposibilita presentar un átomo como hasta el momento se ha hecho, puesto que 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Según el principio de incertidumbre no se puede conocer con exactitud la posición del electrón ni su contenido energético. Esto obliga a usar un nuevo término "probabilidad", para la descripción del átomo. E.MODELO ATÓMICO ACTUAL Entre los conocimientos actuales o no sobre el átomo, que han mantenido su veracidad, 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 de Onda", una fórmula matemática que considera los aspectos anteriores. La solución de esta ecuación, es la función de onda (PSI), y es una medida de la probabilidad de encontrar al electrón en el espacio. En este modelo, el área donde hay 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. Una probabilidad negativa, o compleja, es algo sin sentido. Esto significa que la función de onda no es algo observable. Sin embargo el módulo (o cuadrado) de la 12
  • 13. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA función de onda siempre es real y positivo. Por esto, a se le conoce como la densidad de probabilidad. La función de onda depende de los valores de tres (03) variables que reciben la denominación de números cuánticos. Cada conjunto de números cuánticos, definen una función específica para un electrón. Los modelos estudiados se pueden apreciar en la Figura No1. Modelos Atómicos Figura No1: Modelos Atómicos III. ESTRUCTURA ATÓMICA La 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 carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón (1,67262 × 10–27 kg y una masa 1837 veces mayor que la del electrón ) Nes aproximadamente igual a la de un neutrón (1,67493 × 10–27 kg). Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones. Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z 13
  • 14. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA - La corteza o nube electrónica llamada también corona atómica es la parte exterior del átomo con una masa de 9,10 × 10–31 kg. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón. La cantidad de electrones de un átomo en su estado basal es igual a la cantidad de protones que contiene en el núcleo, es decir, al número atómico, por lo que un átomo 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 ÁTOMOS Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento. IV. PROPIEDADES QUE DEPENDEN DEL NÚCLEO ATÓMICO A. NÚMERO ATÓMICO Es el número de protones y electrones de un átomo. Se representa con la letra Z y 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA B. NÚMERO DE MASA Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: AX. Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe. A= Z+ # n A=#p+#n # p= A-# n #n=A-#p De 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 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón. Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el átomo fuese neutro. - Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que aparezca 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 tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones. - Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca 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 fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones. Todo lo explicado se aprecia en la Figura No 3 Propiedades que Dependen del Núcleo Atómico 15
  • 16. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA ´ Figura No 3: Propiedades que Dependen del Núcleo Atómico  ÁTOMOS ISÓTOPOS Son átomos que tienen el mismo número atómico, pero diferentes masas. Al pertenecer al mismo elemento químico presentan las mimas propiedades, pero no son reconocibles por su masa diferente La diferencia se encuentra en el número de neutrones presentes en el núcleo. Ejemplo:  ÁTOMOS ISÓBAROS: Son átomos que, a pesar de presentar diferente número atómico, tiene masas iguales. Sus propiedades químicas son diferentes puesto que se trata de elementos químicos también diferentes. Ejemplo:  ÁTOMOS ISÓTONOS Átomos que presentan distinto número de masa, distinto número atómico, pero tienen igual número de neutrones. Ejemplo: 16
  • 17. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA MASA ATÓMICA Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el número de protones, electrones, neutrones de un átomo. - Se ha escogido el átomo de carbono-12 como átomo de referencia a la que se le ha asignado una masa de 12 u.m.a. (unidades de masa atómica), ya que tiene 6 protones y 6 neutrones. V. ISÓTOPOS Y MASA ATÓMICA Como hemos visto, no todos los átomos de un mismo elemento son exactamente iguales. La mayoría de los elementos tienen diferentes isótopos y esto hay que tenerlo en cuenta para calcular la masa atómica. La masa atómica de un elemento es la media ponderada de sus isótopos (Por eso, la masa atómica de un elemento no es un número entero). A. MASA ATÓMICA PROMEDIO Podemos calcular la masa atómica promedio de un elemento, si sabemos la masa y también la abundancia relativa de cada isótopo Ejemplo: 12 El carbono natural es una mezcla de tres isótopos, 98,892% de C y 1,108% de 13 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Ejemplo: 35 El cloro tiene 2 isótopos, 17Cl y 3717Cl, que se presentan en la naturaleza con una abundancia del 75,5 % y del 24,5 %, respectivamente. La masa atómica del cloro será la media ponderada: 35 x 75,5/100 + 37 x 24,5/100 = 35,5 uma. B. MASA MOLAR DE UN ELEMENTO Y NÚMERO DE AVOGADRO EL MOL Un mol se define como la cantidad de materia que tiene tantas entidades elementales (átomo, moléculas y otras partículas) como el número de átomos que hay en exactamente 12 gramos de 12C. Se ha demostrado que este número es: 6,0221367 x 1023 Se abrevia como 6.02 x 1023, y se conoce como número de Avogadro VI. TABLA PERIODICA La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner. La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del 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. 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 elementos VII. MOLECULA Es un agregado de por lo menos 2 átomos en una configuración definida. VIII. IONES Un ión es un átomo o grupo de átomos que tienen una carga eléctrica. Los iones con carga positiva se denominan cationes y los que tienen carga negativa se denomina aniones. Muchas sustancias normales existen en el cuerpo como iones. Los ejemplos comunes incluyen sodio, potasio, calcio, cloruro y bicarbonato. Los iones se pueden crear utilizando radiación, como los rayos X. La radiación ionizante se utiliza frecuentemente para procedimientos diagnósticos o terapéuticos. IX. COMPUESTOS IONICOS Un compuesto iónico es un compuesto químico formado por dos sustancias con una diferencia significativa en sus electronegatividades. Ejemplo: Un ejemplo de un compuesto iónico es NaCl (Sal de mesa); Cuando se forma un compuesto iónico, el elemento que tiene mayor electronegatividad (en este caso Cl) tratará de quitarle electrones al otro con menor electronegatividad (Na) y se convertirán en anión(-) y catión(+), respectivamente. Los electrones quedan "prestados" en la última órbita del Cl y al mismo tiempo en la del Na, haciendo que el Cl complete su octeto (8 electrones, en su última capa). Lecturas recomendadas: 19
  • 20. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA - Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 43-46 20
  • 21. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES I. REACCIONES QUÍMICAS Es toda transformación en la estructura de la molécula de una o más sustancias por efectos energéticos. Una reacción química es el fenómeno por el cual 2 o más sustancias reaccionantes se combinan dando lugar a la formación de sustancia denominada productos. II. CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS A. 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Corriente eléctrica B.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 + Cu Por ejemplo, el magnesio metálico reemplaza al hidrógeno de una solución de ácido clorhídrico. Pero el cobre metálico, que está abajo del hidrógeno en la lista y por lo tanto es menos reactivo, no reemplaza al hidrógeno del ácido clorhídrico. A continuación aparece la ecuación de la reacción entre el magnesio metálico y el ácido 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 a la 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 en cinc sólido que reacciona con ácido clorhídrico para producir cloruro de cinc acuoso más gas hidrógeno de acuerdo a la siguiente ecuación: Hay reacciones de simple desplazamiento en las cuales toman parte los no metales. 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 bromo desplazará al yodo de un compuesto. 22
  • 23. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Observe que la actividad de los no metales está relacionada con su habilidad de ganar electrones y formar iones negativos, mientras que la actividad de los metales está relacionada con su tendencia a perder electrones para formar iones positivos. Cuando se escriben reacciones de simple desplazamiento en donde participan los halógenos, tenga en cuenta que en estado libre todos los halógenos existen como moléculas diatómicas. Considere los siguientes ejemplos: C. Reacciones de doble desplazamiento AB + CD CB + AD Esta reacción puede considerarse como un intercambio de grupos positivos y negativos, en la que A se combina con D y C se combina con B. Al escribir las fórmulas de los productos debemos tener en cuenta las cargas de los que se combinan. En muchas de estas reacciones se forman sustancias insolubles. Por tanto, para producir los productos que se forman aquí, hay que familiarizarse con algunas reglas de solubilidad muy comunes. Estas pueden resumirse de la siguiente forma: 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA El nitrato de plata en solución acuosa reacciona con cloruro de sodio también en solución acuosa para formar el precipitado de cloruro de plata, quedando en solución el nitrato de sodio según la siguiente ecuación: Otro ejemplo lo constituye la reacción entre dos soluciones, una de nitrato de plomo (II) y la otra de cromato de potasio. Se forma un precipitado color amarillo de cromato de plomo (II) y queda en solución nitrato de potasio según la siguiente ecuación: En el siguiente ejemplo, reacciona nitrato de plomo (II) con una solución de yoduro 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 los productos formados es un precipitado, que es un sólido insoluble en el medio de reacción. Lo anterior se puede deducir a partir de las reglas de solubilidad. Otro tipo de reacción de doble desplazamiento comprende la formación de sustancias no ionizadas, como el agua y el dióxido de carbono. Por ejemplo, cualquier carbonato, aún en estado sólido o en solución acuosa, reacciona con un ácido para formar agua y dióxido de carbono, más una sal, según la siguiente ecuación: 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. 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 SULFURICO E. 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. 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+ OH En 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 acidez o de disociación son mayores a 1 * 10 -3 aproximadamente. 26
  • 27. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Los ácidos débiles: No se disocian completamente. Entre más pequeña es la constante de acidez (Ka), más débil es la acidez. Son ácidos débiles aquellos que -3 tienen 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 simplificada Base: sustancia capaz de donar iones OH-. 27
  • 28. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Bases fuertes: se disocian al 100%, dona todos sus OH-. Son las bases de los metales 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 x Constante 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Ácido 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 base muy fuerte le corresponde un ácido conjugado muy débil. Relación entre la constante de acidez de un ácido y la constante de basicidad de su base conjugada. pKb = 14 – pKa Ácidos polipróticos: Son los que pueden donar más de 1 protón. Ejemplos: H3PO4, H2SO4, H2CO3, H2SO3. Primera disociación: H2SO4 H+ + HSO4 - Ka1 = ∞ Base conjugada Segunda disociación: HSO4 - H+ + SO4-2 Ácido Base conjugada 29
  • 30. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Anfótero: 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 una solución de anfótero se calcula por la semisuma de los pKa. La fórmula es igual que para las sales cuyos iones tienen propiedades ácido-base TEORIA DE ARRHENIUS Definió de que, en las reacciones ácido-base de Arrhenius, se forma una sal y agua a partir de la reacción entre un ácido y una base.5 En otras palabras, es una reacción de neutralización. Ácido+ + base− → sal + agua Los iones positivos procedentes de una base forma una sal con los iones negativos procedentes de un ácido. Por ejemplo, dos moles de la base hidróxido de sodio (NaOH) pueden combinarse con un mol de ácido sulfúrico (H2SO4) para formar dos moles de agua y un mol de sulfato de sodio. 2 NaOH + H2SO4 → 2 H2O + Na2SO4 TEORÍA ÁCIDO-BASE DE BRØNSTED-LOWRY. La definición de Brønsted-Lowry, formulada independientemente por sus dos autores Johannes Nicolaus Brønsted y Martin Lowry en 1923, se basa en la idea de la protonación de las bases a través de la desprotonación de los ácidos, es decir, la capacidad de los ácidos de "donar" iones hidrógeno (H +) a las bases, quienes a su vez, los "aceptan".8 A diferencia de la definición de Arrhenius, la definición de Brønsted-Lowry no se refiere a la formación de sal y agua Así, la definición de Brønsted-Lowry abarca la definición de Arrhenius, pero también extiende el concepto de reacciones ácido-base a sistemas en los que 30
  • 31. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA no 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 del amoníaco con el ácido acético: CH3COOH + NH3 → NH4+ + CH3COO− Esta definición también proporciona un marco teórico para explicar la disociación espontánea del agua en bajas concentraciones de iones hidronio e hidróxido: 2 H2O H3O+ + OH− Buffer, Tampón o Solución Reguladora: Las soluciones reguladoras de pH son aquellas que son capaces de mantener el pH de las mismas a pesar de que se agreguen pequeñas cantidades ya sea de bases o de ácidos. Se preparan disolviendo un ácido y la base conjugada del mismo par, por ejemplo ácido acético- acetato de sodio. Una solución reguladora será más efectiva cuando la concentración del ácido y de su par conjugado sea igual. Esto es, el pH se mantendrá en un valor igual al del pKa según la fórmula siguiente: Ec.de Henderson Hasselbach Ejemplo: 1. De un buffer la concentración de hidrogeniones H+ es 1.75x10-5 su concentración en sal es 0.1404 y de ácido es 0.3191. Calcular el pH de dicha solución? pH= -log 31
  • 32. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA pH= -log pH=4.757 Consideraciones: 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Calcular los gramos de CH3COONa 0.5 L x 0.5 mol/l x 82 g/mol = 20.5g Para medio litro Calcular los gramos de CH3COOH 0.5 L x 0.904 mol/l x 60 g/mol = 27.12g Para medio litro F. Reacciones de precipitación Las 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 por precipitación. • Métodos gravimétricos: Se basan en las mediciones de masa, donde la sustancia a analizar se convierte en un precipitado escasamente soluble; se filtra, se lava para eliminar impurezas, se convierte mediante el tratamiento térmico adecuado en un producto de composición conocida y finalmente se pesa. • Métodos por titulación: Se basan en la medición de la cantidad de un reactivo de concentración conocida que se consume por la sustancia a analizar, formando un precipitado. Es necesario 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. Cuando está expresado en mol/L se llama solubilidad molar (s), cuando se expresa en g/L o mg/L es solubilidad(S) . Factores que afectan la solubilidad: • La temperatura: 33
  • 34. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA En la mayoría de los casos la solubilidad de una sustancia sólida aumenta con la temperatura; en los gases la solubilidad disminuye al aumentar la temperatura. • La presión: Para fines prácticos, la presión externa no tiene influencias sobre la solubilidad de líquidos 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 la disolución. • La adición de un ion común (efecto del ion común): Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, dando como resultado la disminución de la solubilidad. El ion común desplaza el equilibrio de acuerdo con el principio de LeChatelier. Ejemplo • Efecto salino Es el efecto que produce agregar determinada concentración de un ion que no es común con uno de los iones de la sal cuando ambos se encuentran en la misma solución, 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES I. BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS En toda reacción química se cumple la Ley de la Conservación de la Masa. Balancear una ecuación química es igualar el número de átomos, iones o moléculas de las partes de las sustancias reactantes, sea igual al de los productos. Para ello se utilizan los coeficientes estequiométricos, que son los números que se colocan delante de las fórmulas y que indican el número de átomos y moléculas de cada sustancia que interviene en una reacción química. Hay que diferenciar claramente entre el numero que se sitúa delante de las fórmulas y los subíndices, números pequeños que se colocan en la parte inferior de los símbolos químicos de las fórmulas. Los primero indican el número de moléculas que intervienen en una reacción químicas y los subíndices señalan el número de átomos que entran a formar parte de una molécula y la nueva fórmula corresponde a otro compuesto diferente Una ecuación química de información de las sustancias químicas que están presentes en la reacción y de la proporción en que estas están reaccionando Ejem: 3H2 + N2 2NH3 En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con e el nitrógeno para formar amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno para formar dos moléculas de amoniaco. En esta ecuación química el hidrogeno reacciona con el nitrógeno para formar amoniaco; tres moléculas de hidrogeno reaccionan con una molécula de nitrógeno para formar dos moléculas de amoniaco. 35
  • 36. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA II. METODOS PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICAS - Balanceo por tanteo o simple inspección - Coeficientes indeterminados - Número de oxidación - Ión – electrón Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación por tanteo H2SO4 + Al (OH) Al2 (SO4)3 + H2O Verificamos los átomos del metal: Aluminio como hay dos átomos de Al en el segundo miembro y sólo uno en el primer miembro se multiplica por 2 al Al( OH) 3 H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2O Verificamos el número de átomos del ametal: azufre. En el segundo miembro aparecen 3 átomos de azufre y uno en el primero, luego se multiplica por 3 al H2SO4 3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + H2O Verificamos el número de átomos de hidrogeno: en el primer miembro en total hay 12 átomos de hidrogeno, mientras en el segundo miembro hay dos, en consecuencia se multiplica por 6 al H2O. 3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O La verificación de átomos de oxigeno, nos sirve para verificar la ecuación está o no correctamente balanceada. La cantidad total de átomos de oxigeno en ambas partes debe ser la misma para que la ecuación este correctamente balanceada. 3H2SO4 + 2 Al (OH)3 Al2 (SO4)3 + 6H2O 36
  • 37. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Comprobación Al= 2 Al= 2 S=3 S= 3 H=12 H= 12 O= 18 O= 18 III. REGLAS PARA DETERMINAR EL ESTADO DE OXIDACIÓN Para encontrar el número de oxidación de un átomo, se aplica las siguientes reglas: 1) Todo elemento que se encuentra en estado LIBRE (sin combinarse) en cualquiera 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 es generalmente -2, excepto en los peróxidos en donde es -1; o en los compuestos fluorados en donde puede ser +2. Ejem. , 4) Los metales actúan con valencia positiva, cuando están unidos a los ametales. Ejem: 37
  • 38. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 5) Los ametales actúan siempre con valencia negativa, cuando están unidos a los metales, o al hidrógeno. 6) Los elementos que no cambian de número de oxidación durante la reacción química ni se oxidan ni se reducen. 7) La suma algebraica de los números de oxidación positivos y negativos de todos los átomos de una molécula neutra es igual a CERO. El número de valencias oxidadas tiene que ser igual al número total de valencias reducidas, porque el número de electrones perdidos es igual al número de electrones ganados. Ejem: 8) La suma algebraica de los números de oxidación de los átomos de un ión poli atómicos, es igual a la carga del ión. Ejem: (SO4)-2 S+6 O -8= -2 IV. REACCIONES REDOX O DE ÓXIDO REDUCCIÓN (REDOX) Las reacciones donde hay una transferencia de electrones y variación en el número 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 e Las reacciones redox, son aquellas reacciones químicas en los cuales los estados de oxidación de los elementos intervienen experimentan un cambio. 38
  • 39. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Son las reacciones en las que algunos elementos sufren cambio de valencia de modo que su valencia en los productos es distinta a la que tienen en los reaccionantes. Los fenómenos de oxidación y reducción son simultáneos, pues los electrones que ganan un elemento los pierde otro. Por eso el fenómeno se le considera como uno solo y se le llama oxido-reducción A. Oxidación De acuerdo a la teoría electrónica se entiende por oxidación, a todo aquel proceso químico 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, porque aumenta su número de oxidación. Ejem: Fe++ Fe+++ + 1e- Cuo Cu++ + 2e- Alo Al+++ + 3e- B. Reducción Es 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, porque disminuye su número de oxidación. Ejem: 39
  • 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, del elemento 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 la reducción disminuye, por lo tanto para poder comprender mejor podemos colocar el siguiente esquema con los números de oxidación. OXIDACIÓN -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7 REDUCCIÓN Por ejemplo un elemento que pasa de la casilla -3 a la casilla +2 se habrá oxidado en 5 valencias, pues habrá perdido 5 electrones; en cambio un elemento que haya pasado de la casilla +4 a la +1 se habrá reducido en 3 valencia por ganancia de 3 electrones. V. AGENTES OXIDANTES Y AGENTES REDUCTORES Son agentes oxidantes, las sustancias que originan la oxidación de otras. Para que una sustancia se oxide (pierda electrones) es necesario la presencia de otra sustancia que pueda recibir dichos electrones. AGENTE OXIDANTE. 40
  • 41. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Son agentes reductores, las sustancias que originan la reducción de otras. Para que una sustancia se reduzca (gane electrones) es necesario la presencia de otra sustancia 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-1 El 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 ha perdido 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES BALANCEO DE ECUACIONES REDOX I. MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN O REDOX Para lo cual debemos seguir los siguientes pasos: a) Se escribe la ecuación esquemática a balancear: HNO3 + HI NO + I2 H2O b) 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 H2O Como se observa, los elementos que cambian de valencia son el N y I Oxida: 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 forman semireacciones balanceadas de tal manera que existan igual cantidad de átomos 42
  • 43. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA en ambos lados, enseguida se determina el número de electrones ganados y perdidos 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 igual al 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+2 Sumando 6I-1 + 2N+5 3 + 2N+2 e) Los coeficientes obtenidos se colocan en la ecuación planteada. 2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 H2O f) Se termina de balancear por tanteo: Los 8 átomos de H en la izquierda deben igualarse con 8 átomos de H a la derecha; luego, debemos multiplicar por 4 al H2O a la derecha, entonces la ecuación final y completa será: 2HNO3 + 6HI 2NO + 3I2 4H2O 43
  • 44. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA EJERCICIOS PROPUESTOS 1) HgCl2 + SnCl2 SnCl4 +HgCl 2) KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 K2SO4+MnSO4+Fe2 (SO4)3+H20 II. MÉTODO DEL ION ELECTRÓN Se utiliza para balancear ecuaciones iónicas dependiendo del medio donde se realiza (ácido, básico, neutro). La mayor parte de las reacciones que ocurren en el Laboratorio, se realizan en disolución acuosa, está puede ser acida, básica o neutra en estos casos, generalmente se dan todos los reactivos o productos, si no solamente aquellos que han sufrido cambios en estados de oxidación, el resto de los datos deben ser puestos por uno mismo. Ejemplo 1: Balancear la siguiente ecuación en medio acido: 44
  • 45. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA + H2SO3 Mn+2 + (SO4)-2 1) Con los átomos que han cambiado el número de oxidación se forman semirreacciones; en donde: el número de átomos de cada elemento será el mismo para ambos lados. +7 -2 +1 +4 -2 H2SO3 Luego: Mn+7 Mn+2 S+4 S+6 2) Se determinan el número de electrones ganados y perdidos para ambas semireacciones. Luego: Mn+7 +5e- Mn+2 S+4 +2e- S+6 3) Se balancean ambas semireacciones; en donde: el número de electrones ganados es igual a los perdido, esto se logra multiplicando por 2 la semireacción I y por 5 ala semi reacción (II) 2Mn+7 +10e- 2Mn+2 5S+4 - 10e- 5 S+6 2Mn+7 + 5S+4 2Mn+2 + 5 S+6 4) Los coeficientes así obtenidos se colocan en la ecuación planteada 2 + 5 H2SO3 2 Mn+2 + 5(SO4)-2 45
  • 46. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 5) Se balancean; por cada carga positiva se usa H+ y por cada carga negativa se usa 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 ecuación En 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 -6 Faltan 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 los miembros de la ecuación. En el ejemplo hay1 OH en el primer miembro, en consecuencia, se añade 3 H2O para que en total haya 1 OH en el segundo miembro. 2 + 5 H2SO3 2 Mn+2+ 5(SO4)-2 +4H+ +3H2O Ejemplo 2: Balancear la siguiente ecuación en medio básico + )-2 + 46
  • 47. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 1) 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+5 3) Se balancean cargas y se suman ambas semireacciones es. 2Mn+7 +2e- 2Mn+6 N+3 -2 e- N+5 2Mn+7 + N+3 2Mn+6 + N+5 4) Los coeficientes se colocan en la ecuación planteada y luego se balancean cargas OH- por ser el medio básico -2 2 + 2 + 2(-1) + 1(-1) 2(-2) + 1(-1) -3 -5 Se observa que faltan 2 cargas negativas en el primer miembro; en consecuencia se agregan 2 OH- al primer miembro -2 2 + + 2 2 + 5) Se balancean los átomos de hidrógeno añadiendo agua 47
  • 48. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA -2 2 + + 2 2 + + EJERCICIOS PROPUESTOS 1) Ajuste la ecuación en medio ácido (Cr2O7)= + Fe+2 Cr+3 + Fe+3 48
  • 49. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 2) 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES ENLACES QUÍMICOS I. CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos. Cuando los átomos se enlazan entre sí, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de qué forma se unirá 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 los gases nobles, son los elementos más estables de la tabla periódica. Esto se debe a que tienen 8 electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene sólo 2 electrones, que también es una configuración estable. Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo (excepto los cuatros primeros elementos), esto es lo que se conoce como la regla del octeto. II. ENERGÍA DE IONIZACIÓN La energía de ionización. es la cantidad de energía que se requiere para retirar el electrón más débilmente ligado al átomo. La energía de ionización en los periodos aumenta de izquierda a derecha y en los grupos, aumenta de abajo hacia arriba. Los metales tienen bajas energía de ionización y fácilmente ceden sus electrones. En cambio, los no metales tienen alta energía de ionización y difícilmente ceden sus electrones. 50
  • 51. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA III. AFINIDAD ELECTRÓNICA Cantidad de energía desprendida o absorbida cuando un átomo gana un electrón adicional. Es la tendencia de los átomos a ganar electrones. La afinidad electrónica aumenta en los periodos de izquierda a derecha, y en los grupos de abajo hacia arriba. IV. ENLACE IÓNICO A. 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 IÓNICOS Ejm: NaF Na: metal del grupo IA ENLACE IÓNICO F: no metal del grupo VIIA Para explicar la formación del enlace escribimos la configuración electrónica de cada átomo: 11Na: 1s2, 2s2, 2p6, 3s1 Electrones de valencia = 1 51
  • 52. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 9F: 1s2, 2s2, 2p5 Electrones de valencia = 5 +2 = 7 Si el sodio pierde el electrón de valencia, su último nivel sería el 2, y en éste tendría 8 electrones de valencia, formándose un catión (ión positivo) Na1+. El flúor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, 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 ambos elementos 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 el electrón que ganó el flúor, completando así su octeto. Otro ejemplo: MgBr2 Mg: metal del grupo II A Br: no metal del grupo VIIA METAL + NO METAL IÓNICO No es necesario hacer la configuración sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerde, el número de grupo en romano, para los representativos, indica el número de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos. El átomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto. 52
  • 53. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA ANIÓN CATIÓN ANIÓN Los átomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual también queda con 8 electrones en un nivel más bajo IV. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS IÓNICOS Los compuestos formados por enlaces iónicos tienen las siguientes características:  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 COVALENTE A. 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas Cl2, cloro molecular, formado por dos átomos de cloro. Como es un no metal, sus átomos se unen por enlaces covalentes. El cloro es un elemento del grupo VII A El átomo de cloro sólo necesita un electrón para completar su octeto. Al unirse con otro átomo de cloro ambos comparten su electrón desapareado y se forma un 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 dos electrones. Estos electrones se comparten por igual por ambos átomos. O2 La molécula de oxígeno también es diatómica. Por ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxígeno es: Al oxígeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxígeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho 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. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Ahora revisamos cuántos electrones tiene cada átomo alrededor. Observamos que el oxígeno de la derecha está completo, mientras que el de la izquierda tiene solo seis. Recuerde que el enlace indicado con la línea, cuenta como 2 para ambos átomos. Entonces uno de los Enlace pares que rodean al oxígeno de la derecha, se coloca entre los dos átomos formándose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones. Covalente La molécula queda formada por un enlace covalente doble, 2 pares de electrones compartidos y 4 pares de electrones no enlazados. N2 El nitrógeno, otra molécula diatómica, está ubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrógeno aporta 5 electrones x 2 átomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones. Ambos átomos están rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartirá uno de sus pares con el otro átomo formándose un triple enlace. La molécula queda formada por un enlace covalente triple, 3 pares de electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados. En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o más, siempre debe seleccionarse un átomo como central para hacer el esqueleto básico del compuesto. Para esto se siguen las siguientes reglas: 55
  • 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, el Ejemplos: 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 la CO2configuracióncarbono) (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 COVALENTE Las estructuras de Lewis del carbono y el oxígeno son: El carbono es un elemento muy especial, y sus característica han demostrada que acomoda sus electrones de valencia de la manera indicada. Total de electrones de valencia: C 1 x 4 electrones = 4 electrones O 2 x 6 electrones = 12 electrones + 116 electrones El carbono es el átomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar. En esta estructura sólo el carbono ha completado su octeto, entonces los pares no enlazantes del carbono, son los que deben compartirse con cada oxígeno para que éstos también completen su octeto. La estructura final sería: 56
  • 57. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA La estructura está formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 4 pares enlazados. HNO3 (ácido nítrico) H, N y O son tres no metales entonces el tipo de enlace es covalente. Las estructuras de Lewis son: Electrones de valencia totales: H 1 x 1e- = 1 N 1 x 5 e- = 5 O 3 x 6 e- = 18 + 24 electrones de valencia totales El nitrógeno es el átomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxígenos y uno más para enlazar el hidrógeno a uno de los oxígenos. 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 es más simétrica. 57
  • 58. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Son cuatro enlaces covalentes, por tanto a los 24 total le restamos 8 y resultan 16 electrones que se acomodan por pares en forma aleatoria en los oxígenos y el nitrógeno. Recuerde que el hidrógeno se completa con 2 electrones, porque adquiere la estructura estable del primero de los gases nobles, el helio Los oxígenos laterales están completos, el nitrógeno y el hidrógeno también lo lógico sería pensar que el nitrógeno coloque su par no enlazante de tal forma que se complete el octeto del oxígeno, pero esto no es correcto, porque el oxígeno solo puede formar 2 enlaces, y de esa manera tendría tres así como el carbono forma máximo 4 enlaces, el nitrógeno forma 3 y el oxígeno solo forma 2 por lo tanto, ese doble enlace que necesita la estructura debe estar entre el nitrógeno y uno de los oxígenos laterales: Es cierto que la estructura no tiene simetría, pero no hay otra forma de acomodarla y esta es la correcta. Por tanto la estructura de HNO3 tiene: 58
  • 59. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 4 enlaces covalentes, 3 sencillos y uno doble 5 pares de electrones enlazados 14 electrones no enlazados (7 pares) Para comprobar que sus respuestas son lógicas los electrones enlazados + los no enlazados = electrones totales de valencia. SO3 (trióxido de azufre) Electrones de valencia: S 1 x 6 e- = 6 O: 3 x 6 e- = 18 + 24 24 – 6 = 18 electrones colocados al azar. Uno de los electrones enlazados está incompleto. El azufre coloca su par no enlazante con ese oxígeno La estructura tiene: 3 enlaces covalentes, uno doble y dos sencillos. 8 electrones compartidos (4 pares) 16 electrones no enlazados (8 pares) 59
  • 60. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA VI. PROPIEDADES DE LOS COMPUESTOS COVALENTES Las 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 electricidad VII. TIPOS DE ENLACES COVALENTES A. ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un átomo, a atraer hacia si los electrones. La electronegatividad aumenta en los periodos de izquierda a derecha y en los grupos de abajo hacia arriba, tal y como sucede con la afinidad electrónica y al energía de ionización. Linus Pauling, fue el primer 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 elementos menos reactivos de la tabla periódica. 60
  • 61. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA B. ENLACE POLAR Y NO POLAR La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace. Cuando se enlazan dos átomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraídos por igual por ambos átomos. El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegatividad, en términos, generales es el siguiente: Casi todos los compuestos que contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo iónico puro. Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molécula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta (d). H Cl 61
  • 62. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA El átomo más electronegativo, en éste caso es el cloro, que adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, es el hidrógeno que adquiere la carga parcial positiva. VIII.ENLACE COVALENTE COORDINADO En este tipo de enlace el átomo menos electronegativo aporta los dos electrones que forma el enlace. Ejemplo: Realizamos la estructura de Lewis del H2SO4 formado por tres no metales y por tanto un compuesto covalente Electrones totales: H 2 x 1e- = 2 S 1 x 6e- = 6 O 4 x 61e- = 24 + 32 electrones totales Ahora haremos la estructura indicando los electrones que cada átomo aporta: 62
  • 63. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Se han utilizado 12 electrones, por tanto quedan 32-12 = 20 electrones que deben acomodarse por pares en los oxígenos. Observe la estructura con atención. El oxígeno de arriba y el de abajo aparecen con 7 puntitos rojos (electrones del oxígeno) siendo que el oxígeno solo tiene seis, 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 se ganan electrones, solo se comparten y se acomodan de la forma más conveniente, por lo tanto, la estructural real es: La estructura muestra dos enlaces covalentes coordinados y 4 enlaces que no lo son porque cada átomo aportó un electrón al enlace. Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente típico, ya que las características del enlace no se modifican. IX. ENLACE METÁLICO A. LOS ELECTRONES LIBRES Y LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN 63
  • 64. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Muchas veces hemos observando un fenómeno conocido como corrosión, que es la conversión de un metal en un compuesto metálico por una reacción entre el metal y alguna sustancia del ambiente. Cuando un ion, átomo o molécula incrementa su carga positiva decimos que se oxida, pierde electrones. Los metales 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, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo metálico está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse a través de toda la estructura tridimensional. Los enlaces metálicos dan lugar a las propiedades características de los metales. Hoy se acepta que el enlace metálico no es precisamente entre átomos, sino un enlace entre cationes metálicos y sus electrones. El modelo más sencillo para 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 ENLACE METÁLICO CONDUCTIVIDAD ELÉCTRICA.- Para explicar la conductividad eléctrica, se utiliza un modelo propuesto por Drude conocido como el modelo del gas de electrones. En este modelo se considera que los electrones más alejados del núcleo están des localizados, es decir, que se mueven libremente, por lo que pueden hacerlo con rapidez, lo que permite el paso de la corriente eléctrica. MALEABILIDAD Y DUCTIBILIDAD.- 64
  • 65. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Estas propiedades se deben a que las distancias que existen entre los átomos son grandes; al golpear un metal, las capas de átomos se deslizan fácilmente permitiendo la deformación del metal, por lo que pueden laminarse o estirase como hilos. X. FUERZAS INTERMOLECULARES En los líquidos y en los sólidos, podemos distinguir tres tipos de fuerzas: _ Interiónicas _ Intramoleculcares _ Intermoleculares FUERZAS INTERIÓNICAS.- Son las que se dan entre iones. Son las más intensas ya que son de tipo electrostático, aniones y cationes que se atraen entre sí. A esto se deben los altos puntos de fusión de los compuestos iónicos. FUERZAS INTRAMOLECULARES.- Son las que existen entre los átomos que forman una molécula. FUERZAS INTERMOLECULARES.- 65
  • 66. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Son mucho más débiles que las intramoleculares. Son las fuerzas que unen a las moléculas. También se conocen como fuerzas de van de Waals, en honor al físico holandés Johannes van der Waals, porque fue el primero en poner de relieve su importancia. Las fuerzas intermoleculares en orden decreciente de intensidad son: _ Puentes de hidrógeno _ Fuerzas dipolares _ Fuerzas de London XI. DIPOLOS INDUCIDOS Y DIPOLOS INSTANTÁNEOS Las 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 al extremo negativo de otra. Estas fuerzas bipolares pueden estar presenta en toda la estructura de un líquido o un sólido En general las fuerzas entre dipolos son más débiles que las que se ejercen entre iones, pero más intensas que las de moléculas no polares de tamaño comparable. La formación de dipolos instantáneos es una característica de la fuerzas de dispersión o de London y se analizarán en ese punto. XII.PUENTES DE HIDRÓGENO Son un tipo de fuerzas que se presentan en molécula polares que contienen átomos de hidrógeno unidos a flúor, oxígeno o nitrógeno. Estás fuerzas son más intensas que las atracciones dipolodipolo. A) CARACTERÍSTICAS DEL AGUA.- 66
  • 67. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Las moléculas de agua están unidas por puentes de hidrógeno y es precisamente este tipo de fuerza intermolecular la que da al agua ciertas características especiales. En la siguiente estructura de Lewis se indica en forma punteada en color rojo el puente de hidrógeno. El modelo en barras y esferas Las líneas azules son enlaces covalentes, y la línea punteada roja es un puente de hidrógeno. Éste último es más débil que un enlace covalente. Para pasar del estado sólido al líquido debe suministrarse energía para vencer la fuerza de atracción entre las moléculas. Los puentes de hidrógeno son fuerzas intermoleculares fuertes, por lo que ha medida que el hielo empieza a fundirse 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 no hay puentes de hidrógeno, sino otro de tipos fuerzas intramoleculares, lo cual explica el elevado punto de fusión del agua. 67
  • 68. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA Si elevamos la temperatura del agua líquida a 100°C, disminuye la cantidad de puentes de hidrógeno. Al cambiar su estado de líquido a gaseosos, casi todos los puentes de hidrógeno se rompen. La cantidad de energía para lograr este rompimiento, es mayor que la cantidad de energía requerida por sustancias que no tienen este tipo de enlace entre sus moléculas. Esto explica el elevado punto 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 sus moléculas, da como resultado una estructura con gran cantidad de espació vacío que es la estructura del hielo. Esta es la razón por la que la densidad del agua sólida es menor que el agua líquido, lo cual es muy conveniente para la conservación de los ecosistemas acuáticos. Si el hielo no flotara sobre el agua se hundiría, y los lagos y mares se congelarían de abajo hacia arriba y ningún ser vivo podría permanecer en esas condiciones. B) OTROS COMPUESTOS CON PUENTES DE HIDRÓGENO Las molécula del NH3 (amoniaco) y del HF (ácido fluorhídrico) también se unen por puentes de hidrógeno. Las moléculas que se unen por puente de hidrógeno tienen las siguientes características comunes: 68
  • 69. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA 1. Cada molécula tiene un átomo de hidrógeno unido en forma covalente con un átomos de alta electronegatividad: flúor (F), oxígeno (O) o nitrógeno (N), el átomo más electronegativo adquiere una carga parcial negativa y el hidrógeno una 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 dirigido al extremo negativo de la otra molécula. Otros compuestos oxigenados que también forman puentes de hidrógeno son el CH3OH (metanol), el C2H5OH (etanol) y algunos otros alcoholes. XIII.FUERZAS DE VAN DER WAALS Con este nombre genérico se designan las fuerzas intermoleculares: los puentes de hidrógeno y las interacciones dipolodipolo ya descritas y las fuerzas de London XIV.FUERZAS DE LONDON Este tipo de fuerzas también se conocen como fuerzas de dispersión y son las que mantienen unidas moléculas no polares tales como las diatómicas como el Br2, Cl2, H2, etc. Van der Waals, físico holandés, ganador del premio Nobel de física en 1910, propuso que en los átomos o moléculas no polares, la distribución electrónica homogénea, no es una característica permanente, ya que el continuo movimiento de los electrones, y la vibración de los núcleos, pueden originar en determinado momento la aparición de zonas con exceso de electrones y otras sin ellos, formando dipolos instantáneos. Por ejemplo en la molécula de H2, los dos electrones están en promedio entre los dos núcleos, los cuales los comparten por igual., pero en un instante dado pueden estar éstos en un extremo de la molécula dando origen a dipolos instantáneos, el cual puede inducir un dipolo momentáneo similar en una 69
  • 70. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA molécula cercana. Si los electrones de una molécula están en un extremo, los electrones de la siguiente molécula se alejan, dando lugar a una atracción del extremo rico en electrones al extremo pobre en ellos. Estas pequeñas y momentáneas fuerzas se conocen como fuerzas de dispersión o fuerzas de London. En las moléculas no polares más grandes, las fuerzas de dispersión son mayores, ya que la nube electrónica es mayor y los electrones del nivel más externo están menos sujetos, por esto las moléculas grandes son más polarizables que las pequeñas. Así por ejemplo, las fuerzas de dispersión del Br2 y el I2 son mayores que las del F2. Aún cuando las fuerzas de London son débiles, su efecto en conjunto es importante en las sustancias formadas por moléculas no polares grandes. Lecturas recomendadas: - Chang, R. Química, 7ma Edición, 1999, Ed. Mc.Graw Hill, México D.F. pág 329-330-333 70
  • 71. UAP FILIAL AQP – FCS – FYB QUIMICA INORGANICA DESARROLLO DE LAS NOTAS DE CLASES QUIMICA DE COORDINACIÓN DEFINICIÓN DE COMPUESTO DE COORDINACIÓN Un compuesto de coordinación es el conjunto formado por un átomo o ión metálico central, rodeado por un número de iones, átomos o moléculas, que reciben el nombre de ligandos. La formación de un compuesto de coordinación se puede interpretar como una reacción entre un ácido de Lewis y una base de Lewis, entre los que se establece un enlace covalente coordinado o dativo 1.1. COMPUESTOS DE COORDINACIÓN Los metales de transición tienen una tendencia a formar iones complejos que los distinguen. Una especie neutra que contiene uno o más iones complejos se denomina compuestos de coordinación. Los compuestos de coordinación por lo generalmente tienen formulas bastante complicadas en las que se encierra el ion complejo entre corchetes. Así, [Ni(NH3)6]Cl2 es un compuesto de coordinación. La mayoría de los metales en los compuestos de coordinación, pero no todos, son metales de transición. Las moléculas o iones que rodean a un metal en un ión complejo se denominan ligantes. Las interacciones entre un átomo metálico y los ligantes se pueden interpretar como reacciones ácido – base de Lewis. Si recordamos una base de Lewis es una sustancia capaz de donar uno o más pares de electrones. Cada ligante tiene por lo menos un par libre de electrones de valencia como se muestra en estos ejemplos: 71