Ecuaciones químicas

            Una ecuación química es la representación simbólica de una reacción química o fenómeno químico.

             En las reacciones químicas se pueden distinguir dos estados:

a) Un estado inicial, constituidos por las sustancias que intervienen en la reacción, denominadas reactivos.

b) Un estado final, representado por las sustancias que se producen en la reacción, llamadas productos.

              El modo de representación de la reacción química que se puede emplear es a través de una ecuación química. En el primer miembro se escriben las fórmulas químicas de las sustancias que reaccionan y en el segundo, las representaciones de las que se forman.

             El número total de átomos de cada elemento que hay en el primer miembro debe ser igual al número total que hay en el segundo.

             Por ejemplo, los ácidos reaccionan con los hidróxidos con formación de agua y una sal. Estas reacciones son un caso de las denominadas reacciones de neutralización. Si las sustancias reaccionantes son ácido nítrico e hidróxido de calcio se forma nitrato de calcio y agua, y la reacción se representa mediante la ecuación química:

               En ciertas ocasiones se agregan determinados símbolos para indicar otras características de la reacción o de las sustancias que intervienen en ella, tales como:

• Estado de agregación de las sustancias:: gas (g), líquido (l) y sólido (s).
• Formas de energía que intervienen en la reacción: calor (Ø), luz (hv)
• La formación de un precipitado (↓)
• El desprendimiento de un gas (↑)

Símbolos y números de oxidación de los elementos más comunes

               Aclaración: Esta es una tabla resumida de los elementos y sus números más comunes, el resto de elementos están en la tabla periódica de los elementos químicos.

• Electrones de valencia: Son los electrones que se encuentran en el último nivel de energía del átomo. Responsables de la interacción entre los átomos iguales o diferentes.
• El número de oxidación o estado de oxidación de electrones que un átomo involucra en la unión química. Es la valencia pero con signo. Para calcularlo se debe tener en cuenta las siguientes reglas:

1. El número de oxidación de los átomos de los elementos en estado libre es cero. Los elementos pueden ser gases diatómicos, metales o moléculas poliatómicas. Ejemplo: H2, Fe, P4.
2. Para los iones monoatómicos, el número de oxidación es igual a la carga del ion. Los metales alcalinos siempre tienen número de oxidación 1+, los alcalinos térreos 2+ y el aluminio 3+.
3. El número de oxidación más común del hidrógeno cuando se encuentra combinado es 1+. Excepto cuando forma hidruros metálicos cuyo número de oxidación es 1-.
4. El número de oxidación más común para el oxigeno es 2-, Las excepciones son los peróxidos cuyo número de oxidación es 1-.
5. Los números de oxidación de los restantes elementos en una molécula poliatómica, se calculan considerando que la suma algebraica de los números de oxidación, multiplicados por los respectivos coeficientes de cada átomo en todo el compuesto molecular es igual a cero. Ejemplo: H2SO4.

Fórmulas químicas

Compuestos químicos inorgánicos

Óxidos básicos: Se forman por la combinación del oxígeno con un elemento metálico. Su formula general es:

Donde 2 es el número de oxidación del oxígeno y n es el número de oxidación del metal.

Formulación:

                 La forma más simple es partir de sus elementos, simplemente con el número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en este tipo de compuestos, siempre 2-, mientras que para el otro elemento será positivo.

Veamos algunos ejemplo:

                La suma de los números de oxidación de los átomos que forman el compuesto debe ser cero, la molécula es eléctricamente neutra. Ejemplo: Ni2O3

Reacción de obtención: (1) Empiezo por balancear el oxígeno. Multiplico el óxido por 2 y queda igualado el oxígeno, luego observo los átomos de metal que aparecen en el producto y simplemente coloco delante del metal el coeficiente estequeométrico que me permite balancear la reacción (2).

Ejemplo:

Nomenclatura

Existen distintas formas de nombrar los compuestos químicos:

• Nomenclatura por numeras de Stock (I.U.P.A.C): primero se indica el tipo de compuesto seguido del elemento principal, con su valencia entre paréntesis y el número romano. En caso de tener un sólo número de oxidación no es necesario poner la valencia en números romanos.

• Nomenclatura tradicional: Se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego el elemento principal, usando diferentes terminaciones para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal. Cuando el elemento posee un único número de oxidación, se nombra "Óxido de..."; cuando tiene dos números de oxidación, se usa la terminación "oso" para la menor, "ico" para la mayor.

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Óxido ácidos: Se forman por la combinación del oxígeno con un elemento no metálico. Su formula general es:

Donde  es el número de oxidación del oxígeno y n es el número de oxidación del no metal.

Formulación: Es igual a la de los óxidos básicos.

Reacción de obtención: Para obtener la ecuación de formación del óxido dse procede de la misma manera que en los óxidos básicos.

Nomenclatura

• Nomenclatura por numerales de stock (I.U.P.A.C): Es igual a la de los óxidos básicos. Veamos algunos ejemplos:

• Nomenclatura por atomicidad (I.U.P.A.C): Utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están presentes en ese compuesto. Ejemplo:

• Nomenclatura tradicional: Además de las formas ya mencionadas en óxidos básicos debemos agregar cuando ele elemento posee cuatro números de oxidación se utilizan prefijos además de las terminaciones "ico y "oso". Ejemplo:

Hidróxidos: Es la relación de un óxido básico con agua. Su formula general es:

Me es el catión y n es su valencia que indica el número de oxhidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 ya que la carga del oxhidrilo es unitaria (1-).

Formulación: la manera más simple es partir desde el catión y el oxhidrilo. Ejemplo:

Nomenclatura: Podemos usar la nomenclatura tradicional, indicando el tipo de compuesto, y utilizando las terminaciones adecuadas según las mismas reglas que los "óxidos", o referirlo como "hidróxido de" seguido del nombre del catión. Ejemplos:

Reacción de obtención: Se realiza de la misma manera que para los óxidos, incluido el balanceo. Entre los reactivos están el óxido y el agua, y como producto el hidróxido.

En este caso, conviene comenzar el balanceo por el metal y luego balancear los oxígenos e hidrógenos.

Oxoácidos: Se forman por reacción de un óxido ácido con agua. Son compuestos de tipo temarios, que siempre tienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento no metálico.

La formula general es:

E es el elemento no metálico.

Formulación: Se debe realizar teniendo en cuenta los números de oxidación de los elementos que forman la molécula y recordando que la suma de los números de oxidación debe ser cero.

Ejemplo: (A)

Nomenclatura: La I.U.P.A.C. admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación correspondiente (oso o ico) de acuerdo al número de oxidación del no metal.

                   En el ejemplo anterior (A) el nombre sería Acido Nitroso (corresponde a la menor valencia del nitrógeno).

                   En el caso que nos encontremos con una formula y tengamos que nombrarla hay que averiguar la valencia con la que actúa el elemento central, la forma más simple de hacerlo es sabiendo que:

• La carga total del compuesto es cero.
• El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa con número de oxidación 1+.
• El elemento central actúa como número de oxidación positivo

.Ejemplo:

Ahora podemos nombrarlo, ya que (6+) es el mayor número de oxidación del azufre, Acido Sulfúrico.

Casos especiales: a) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos ubicados en el mismo grupo de la tabla periódica tienen el mismo comportamiento.

              Todos forman óxidos con número de oxidación 3+ y 5+, cada uno de los cuales se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar oxoácidos, lo que suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada elemento. Vemos el ejemplo del fosforo::

                   Para nombrarlos se siguen las siguientes reglas: cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, es decir una, se antepone el prefijo "meta". Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone "orto", y para el caso que se combine con dos moléculas de agua usamos el prefijo "piro".

Hidrácidos: Estos ácidos se forman por la combinación del hidrógeno, con números de oxidación 1+, y un elemento no metálico: flúor, cloro, bromo, yodo actuando con número de oxidación 1-, ó azufre actuando con número de oxidación 2-. Existen en forma acuosa.

Formulación: Escribimos primero el hidrógeno con la valencia del no metal como subíndice y luego el no metal, la formula general es:

Podemos formularlo conociendo el número de oxidación de cada elemento constituyente. Ejemplo:

Nomenclatura: Indica el tipo de compuesto, ácido, seguido del nombre del elemento terminado en "hídrico".

Sales: Se forman a partir de la combinación de un hidróxido con un ácido. Se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes formando un anión, cuya carga será "igual al número de H perdidos"; por otro lado, hidróxido pierde sus oxhidrilos dejando al metal como catión. Estos dos iones interactúan entre si para formar la sal, mientras que los oxhidrilos y los protones, se combinan para dar agua. La carga del catión, que coincide con su número de oxidación, se coloca sin signo, como subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del catión. esta reacción en partículas, se llama reacción de  neutralización y en ella siempre se produce una sal y agua. Ejemplo:

                 Para aprender a balancear estas reacciones: empieza por el elemento metálico, después equilibra el elemento principal del oxoácido y por último los H y O, en cualquier orden.

Nomenclatura: Para nombrar oxosales, según la I.U.P.A.C., se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido, utilizando el mismo tipo de nomenclatura, seguido del nombre del catión con su respectivo número de valencia, en romano y entre paréntesis. También se puede usarla nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal.

• Si el oxoácido termina en "oso" la sal termina en "ito".
• Si el oxoácido termina en "ico" la sal termina en "ato".
• Si el oxoácido termina en "hídrico" la sal termina en "uro".

Para el caso de NaClO   -------->    Hipoclorito de Sodio

Para el caso de LiCl       -------->    Cloruro de Litio

Sales ácidas y básicas: Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando éstos poseen más de un hidrógeno u oxhidrilo respectivamente. En estos casos, la formula de la misma incluye uno o más hidrógenos si es una sal ácida, y uno o más oxhidrilos si es una sal básica.

Nomenclatura: Se indica, luego del nombre del anión, la presencia de hidrógeno u oxhidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc.

Ejemplos:

Sulfato ácido de calcio   ------>    Ca(HSO4)2

Sulfato básico de calcio ------>    [Ca(OH)]2 SO4

De los ejemplos anteriores podemos deducir que:

• Si la sal es ácida el/los hidrógeno/s siempre quedará/n unido/s al anión y formará/n parte de él.
• Si la sal es básica el/los oxhidrilo/s siempre quedará/n unido/s al elemento metálico y formará/n parte del catión.

Estructura de Lewis: En los enlaces químicos  sólo entran en contacto los átomos a través de los electrones de las zonas exteriores o sea de la zona de valencia. Es por esa razón que al estudiarlos se consideran sobre todo los electrones de valencia.

               Los símbolos de punto de Lewis representan el número de electrones de valencia que posee un átomo de un elemento dado y se utilizan, principalmente, para los elementos representativos.

Las estructuras de Lewis son útiles como modelos de enlace en muchos compuestos por lo cuál es muy importante practicar la escritura de las mismas, aunque no dan una visión completa del enlace covalente.

Carga formal: La diferencia entre los electrones de valencia de un átomo aislado y el número de electrones asignados a dicho átomo en una estructura de Lewis es la carga formal del átomo.

En una molécula, los electrones asociados con un átomo son: los pares libres del átomo + los electrones del par ó los pares de enlace entre el átomo de referencia y otro átomo o átomos.

Debido a que los electrones están compartidos en un enlace, se deben dividir equitativamente los electrones del par enlazante entre los átomos que forman el enlace.

             Cuando se anotan las cargas formales, las siguientes reglas pueden ser útiles:

•  Para moléculas neutras, la suma de las cargas formales debe ser cero.
• Para cationes, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga positiva.
• Para aniones, la suma de las cargas formales debe ser igual a la carga negativa.

             Las cargas formales a menudo son útiles para elegir la estructura de Lewis más adecuada para un compuesto dado. Las reglas que se siguen son:

• Para moléculas neutras, se prefiere una estructura de Lewis para lo cual no haya cargas formales en lugar de aquellas que si la tienen.
• Las estructuras de Lewis con cargas formales grandes son menos probables que aquellas que tienen cargas formales más pequeñas.
• al elegir estructuras de Lewis que tengan distribuciones similares de la cargas formales, la estructura más probable es aquella en la cual las cargas formales negativas están colocadas en los átomos más electronegativos.

Escritura de estructura de Lewis de moléculas con un átomo central: 

             Para definir estructuras de Lewis de compuestos inorgánicos con un átomo central y enlaces covalentes se deben seguir los siguientes pasos:

1. Elaborar un boceto que muestre los átomos presentes en el enlace. Generalmente átomo menos electronegativo debe ocupar la posición central, el hidrógeno y el flúor se ubican en posiciones terminales de la estructura del Lewis.
2.  Contar el número de electrones de valencia presentes, en los aniones poliatómicos sumar el número total de cargas negativas y en los cationes poliatómicos restar el número de cargas positivas del total.
3. Unir los átomos con una línea, el átomo central y cada uno de los átomos que lo rodean. completar el octeto de los átomos unidos al átomo central. Los electrones del átomo central y de los que lo rodean deben quedar como pares libres si no forman parte del enlace. El número de electrones empleados debe ser igual al calculado en el paso 2.
4. Si no cumple la regla del octeto para el átomo central, agregue dobles o triples enlaces entre este átomo y los que lo rodean usando los pares libres de estos últimos.

Ejemplos:

a) estructura de Lewis del ácido nitroso (HNO2)

Paso 1- La estructura básica del ácido es: O  N  O  H

Paso 2- Número total de electrones: 1(H) + 5(N) + 6x2 (O)= 18 e- totales.

Paso 3- Dibujar un enlace sencillo entre el nitrógeno y los átomos de oxígeno, el hidrógeno queda en el extremo de la estructura. Llenar con los electrones necesarios para completar el octeto de los átomos de oxígeno.

             Al finalizar este paso deben estar ubicados los electrones totales, o sea 18 e-.

Paso 4- Se observa que se cumple la regla del octeto para todos los átomos de oxígeno pero no para el átomo central. Por lo tanto se mueven electrones libres del oxígeno de los extremos para completar el octeto del átomo central.

           Las cargas formales de los átomos se calculan de la siguiente manera:

• Átomo de N:    Carga formal: 5 - 2 - 1/2(6) = 0
• Átomo de N=O:   Carga formal: 6 - 4 - 1/2(4) = 0
• Átomo de N-O:   Carga formal:  6 - 4 - 1/2(4) = 0.

b) Estructura de Lewis del anión metasilicato (SiO3²-)

Paso 1- Estructura básica del anión es:

         O      Si       O

                  O

Paso 2- Número total de electrones: 4 (Si) + 6 x 3(O) + 2 = 24 e- totales.

Paso 3- Dibujar un enlace sencillo entre el silicio y los átomos de oxígeno. Llenar con los electrones necesarios para completar el octeto de los átomos de oxígeno:

Paso 4- Se observa que se cumple la regla del octeto en los átomos de oxígeno pero no en el átomo central. Por lo tanto se mueven electrones libres de los átomos de oxígeno de los extremos para completar el octeto del átomo central.

            Las cargas formales de los átomos se calculan de la siguiente manera:

• Átomo de Si:      Carga formal: 4- 0- 1/2(8) = 0
• Átomo de O en Si=O:    Carga formal: 6 - 4 - 1/2(4) = 0
• Átomo de O en Si-O:     Carga formal: 6 - 6 - 1/2 (2) = -1

Excepciones a la regla del octeto: 

Octeto incompleto: En algunos compuestos el número de electrones que rodean al átomo central en una molécula estable es menor que ocho.

            Ejemplo Be, cuya configuración es 2s², tiene dos electrones de valencia en el orbital 2s. La estructura del hidruro de berilio (BeH2) es:

                                                H    ----  Be    ----   H

          Hay sólo cuatro electrones que rodean al átomo de Be y no hay forma de satisfacer la regla del octeto.

           Los elementos del grupo 3, en particular el B y el Al, también tienden a formar compuestos covalentes en los cuales el átomo central está rodeado por un número menor de ocho electrones. Para el B, su configuración es 1s² 2S² 2p¹ tiene tres electrones de valencia. Cuando se enlaza con los halógenos para dar compuestos cuya fórmula general es BX3, el B sólo tiene seis electrones alrededor. Ejemplo: trifluoruro de boro.

Enlaces químicos

 

Enlace iónico:

               Se da entre átomos de elementos distintos con muy diferentes electronegatividades. Así, se puede transferir uno o más electrones de un átomo a otro. El átomo que recibe electrones se transforma en un anión, y el que pierde electrones en un catión. Estos iones con carga opuesta se atraen eléctricamente estableciendo un enlace iónico. Este enlace es característico entre metales y no metales cuya diferencia en electronegatividad supera el valor 1,7.

Un ejemplo es la combinación de potasio con cloro:

Nótese que:

• Tanto en el catión potasio como en el anión cloruro, la estructura electrónica es la del gas noble más próximo.
• Un átomo de potasio se oxida al transformarse en catión, pues incrementa su número de oxidación.
• Un átomo de cloro se reduce al transformarse en anión, pues reduce su número de oxidación.
• La formula empírica o mínima de la sustancia formada, cloruro de potasio, es KCl, que representa la composición de la sustancia o sea la proporción de átomos de potasio y cloro en ella existentes.
• En la práctica siempre se combina un número grande de átomos de cada clase y los iones se agrupan en una red cristalina iónica; no existen las moléculas individuales formadas por un átomo de cloro y uno de potasio.

                   Los metales del grupo 1 o metales alcalinos siempre forman cationes monopositivos (número de oxidación + 1); los del grupo 2 o metales alcalinotérreos forman cationes positivos (número de oxidación + 2). Otros metales y particularmente los metales de transición, grupo 3 al 12, pueden ceder un número variable de electrones y presentan, entonces, un número de oxidación variable. Para denominar sus compuestos se indica entre paréntesis y con números romanos el número de electrones perdido por átomo, el que coincide con el valor absoluto de su número de oxidación. Por ejemplo:

• Fluoruro de hierro (II)
• Fluoruro de hierro (III)

Propiedades físicas de los compuestos con enlace iónico

                Estos compuestos son solidos a temperaturas ambiente y tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Ello se debe a que cada ion en una red cristalina está rodeado por muchos otros muy cercanos y de carga opuesta, por lo que cada uno se mantiene fijo en su posición correspondiente. A temperatura ambiente cada ion puede vibrar alrededor de esa posición de equilibrio, pero se le debe suministrar mucha energía antes de que el ion se pueda mover lo suficientemente lejos y rápido para escapar de la atracción de sus vecinos. Los puntos de fusión generalmente superan los 600ºC, por ejemplo 801ºC para NaCl. 1360ºC para CaF2, 1040ºC para AlF3.

               Los compuestos iónicos fundidos o disueltos en agua son buenos conductores de la electricidad. En ambos casos el movimiento de iones, partículas con carga eléctrica, constituye una corriente eléctrica, tal como ocurre con el movimiento de los electrones a través de un enlace metálico.

Los cristales de las sustancias iónicas son transparentes, duros, frágiles y tienen formas características.

Enlace covalente

              Se da entre dos átomos de un mismo o diferentes no metales. En cualquiera de estas situaciones ambos átomos tienden a atraer electrones y por lo tanto comparten pares de electrones en la región comprendida entre sus núcleos. Estos pares compartidos atraen ambos núcleos y los mantienen unidos por medio de un enlace covalente. Por Ejemplo:

                En los ejemplo anteriores se puede observar que la mayoría de los átomos completan su octeto electrónico mediante la formación de enlaces covalentes simples, dobles o triples; o sea compartiendo uno, dos o tres pares de electrones. El hidrógeno es una excepción ya que se estabiliza mediante un dueto electrónico, adquiriendo así la misma estructura electrónica que el gas noble más próximo en la tabla periódica, el helio.

               Con respecto a los enlaces múltiples dobles o triples, es conveniente tener presente que son pocos frecuentes; para la mayoría de los elementos por lo menos uno de los átomos participantes en un enlace múltiple es casi siempre carbono, nitrógeno u oxígeno y en la mayoría de los casos los dos átomos del enlace múltiple pertenecen a ese trío.

               También algunos elementos presentan sus átomos enlazados covalentemente y formando macromoléculas. Un ejemplo es el carbono cuando se presenta como diamante y como grafito. El diamante funde a 3.550ºC, es muy duro y frágil y un aislante eléctrico. Las diferentes capas de grafito están débilmente unidas por lo que pueden deslizar unas sobre otras por lo que es untuoso al tacto y deja sobre el papel, funde a unos 3.800ºC y es un buen conductor de electricidad.

               Se acostumbra a denominar enlace covalente coordinado o enlace dativo a aquel en el cual dos átomos comparten un par de electrones que proviene de uno solo de ellos. En la realidad no hay manera de distinguir un enlace covalente coordinado de cualquier otro enlace covalente. La distinción se hace solamente cuando se trata de ajustar los pares electrónicos alrededor de cada átomo.

                Las posiciones de los núcleos atómicos que constituyen una molécula determinan la forma molecular o geometría molecular. Las formas moleculares son importantes en la determinación de propiedades macroscópicas tales como punto de fusión y de ebullición y en la predicción de las formas de reaccionar de una molécula con otra.

Enlace metálico

               Se encuentra entre átomos de metales, es decir, de elementos de baja electronegatividad. Los elementos externos son poco atraídos por los núcleos atómicos por lo cual pertenecen relativamente libres entre la red de cationes metálicos. Entonces, los electrones que participan en la unión no pertenecen a ningún átomo en particular sino a toda la estructura cristalina que es muy compacta.

Ese tipo de estructura explica las propiedades características de los metales como:

• Su elevada conductividad eléctrica, ya que los electrones pueden moverse fácilmente a través del metal.
• Su elevada conductividad térmica, ya que las zonas donde la temperatura es alta los electrones poseen elevada energía cinética. Al moverse a través del metal transportan esa energía a las zonas inicialmente más frías aumentando allí la temperatura.
• Su elevada maleabilidad y ductilidad, ya que la unión metálica no ofrece gran resistencia a la acción de la presión y ello hace posible que un plano de átomos resbale sobre otro, y el metal forme finas láminas o hilos.

Reacciones de óxido-Reducción

           Las reacciones de óxido-reducción ocurren en forma simultanea, no puede existir oxidación sin reducción.

• Oxidación: Cambio químico que implica un aumento en el número de oxidación de un átomo o grupo de átomos que se debe a una pérdida de electrones. La especie que se oxida provoca la reducción de otra especie, por lo tanto es REDUCTORA.
• Reducción: Cambio químico que implica una disminución en el número de oxidación de un átomo o grupo de átomos que se debe a una ganancia de electrones. La especie que se reduce provoca la oxidación de otra, por lo tanto es OXIDANTE.

"No puede existir oxidación sin reducción ya que los electrones que pierde la especie que se oxida los gana la especie que se reduce"

• Número de oxidación: Número de electrones puestos en juego (gana, pierde o comparte) un átomo o grupo de átomos al enlazarse con otro átomo.

Ejemplo: Cl2 + 2e-    ------>  2Cl-

En este caso el cloro pasa de número de oxidación 0 a número de oxidación 1- con ganancia de un electrón, por lo tanto se reduce, hay una disminución en número de oxidación.

Ejemplo: Fe^2+     ----->   Fe^3+ + 1 e-

En este caso el hierro se oxida ya que pasa de número de oxidación 2+ a número de oxidación 3+ con pérdida de un electrón.

Tabla periódica de los elementos químicos

 

                La tabla periódica que se utiliza actualmente está relacionada con la estructura electrónica de los átomos.

Las principales características de la tabla periódica son:

• Los elementos están ordenados por su número atómico creciente.
• A cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc.
• Las filas horizontales se denominan períodos y la columnas verticales reciben el nombre de grupos.

Los elementos suelen dividirse en:

1. Elementos representativos: Aquellos en los cuales el electrón distintivo o diferenciante ingresa a un subnivel s ó p de último nivel de energía. Son los de los grupos 1 y 2 (bloque s) y de los grupos 13 a 18 (bloque p).
2. Gases nobles: Son los elementos del grupo 18. Tienen completos los subniveles s y p del último nivel de energía. Es decir, tienen completo el octeto electrónico externo, excepto el helio.  Los átomos de los gases nobles son químicamente inertes, o sea que no se combinan fácilmente.
3. Elementos de transición: El electrón diferenciante ingresa en el subnivel d del penúltimo nivel de energía, esto significa que el electrón que se agrega lo hace en su anteúltima órbita. Son los del grupo 3 al 12.
4. Elementos de transición interna: El electrón diferenciante ingresa en el subnivel f del antepenúltimo nivel de energía.

Propiedades periódicas:

                La primera energía de ionización de un elemento es la cantidad de energía necesaria para arrancar al electrón más débilmente unido al núcleo de un átomo aislado de ese elemento, en estado gaseoso y en su estado energético fundamental.

                Los elementos del grupo 1 presentan un valor mínimo para la primera energía de ionización. Sus átomos, al perder un electrón, forman un catón de estructura electrónica estable similar a la del gas noble más próximo.

                En un grupo de la tabla periódica, la primera energía de ionización crece al disminuir el número atómico. Es decir que varía en forma inversa a como lo hace el tamaño de los átomos. Mientras que un período de la tabla periódica, esta propiedad crece al aumentar el número atómico.

                La segunda energía de ionización se define de manera similar pero se refiere a la energía requerida para arrancar al segundo electrón más débilmente unido. También existe la tercera energía de ionización.

             La electronegatividad de un elemento es una medida de la tendencia que tienen los átomos de esos elementos para atraer electrones.

             Los no metales se caracterizan por su alta electronegatividad. El flúor (F) es el elemento más electronegativo, en orden creciente de esta propiedad le sigue el oxígeno (O) y luego el cloro (Cl). Los metales son muy poco electronegativos porque sus átomos tienden a perder electrones.

             En un período de la tabla periódica la electronegatividad crece al aumentar el número atómico, mientras que en un grupo crece al disminuir el número atómico, tal como se observa en la siguiente tabla.

                 El radio atómico identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. A los efectos prácticos se puede decir que es la mitad de la distancia mínima entre los núcleos de dos átomos vecinos del mismo elemento. En el siguiente esquema se supones que los átomos son esféricos.

               En un período de la tabla periódica el radio atómico crece al disminuir el número atómico, mientras que en un grupo crece al aumentar el número atómico.

Estructura del átomo

            Bienvenido otra vez , en ésta segunda entrada nos vamos a centrar en la estructura del átomo.

            Casi todas las propiedades de las sustancias se pueden explicar según la teoría atómica moderna. Esta teoría describe el átomo como constituida por una parte central llamada NÚCLEO y una REGIÓN PERIFÉRICA. El núcleo es pequeño con relación al tamaño total del átomo, en la región periférica se mueven unas partículas llamadas ELECTRONES, la región periférica es mucho mas grande que el núcleo pero masa es casi despreciable.

Los valores medios del átomo son:

• Diámetro del núcleo: 1. 10^-14 m.
• Diámetro del átomo: 1. 10^-10 m.

               Estos átomos promedio indican que el átomo es diez mil veces más grande que su núcleo. Por lo tanto el átomo se puede imaginar como una esfera particularmente hueca, donde el núcleo ocupa un volumen muy pequeño comparado con el volumen total del átomo.

             Todos los átomos están compuestos de tres partículas subatómicas fundamentales llamadas: PROTÓN, NEUTRÓN Y ELECTRÓN.

               Los protones y los neutrones se ubican en el núcleo, en cambio los electrones se ubican en la región periférica.

               Los protones y neutrones poseen idéntica masa y esta es igual a una u (u: significa unidad de masa atómica, y es una unidad de masa, adecuada para medir masas atómicas, una u es igual a 1,66. 10^-24 gramos).

               La masa del electrón es tan pequeña que se considera despreciable, como una aproximación se puede decir que la masa del electrón es 1837 veces menos que la masa de la u.

El neutrón es una partícula subatómica eléctricamente neutra, en cambio, el electrón posee carga eléctrica negativa y el protón posee carga eléctrica positiva. Usando como unidad de carga eléctrica el coulomb (c), la carga eléctrica del electrón es igual a -1,6. 10^-19 y la del protón es 1,6. 10^-19.

Todos los protones y neutrones de un átomo están ubicados en el núcleo atómico, por ello suele llamárselos NUCLEONES. De esta ubicación se deduce que toda la carga eléctrica positiva se encuentra en el núcleo.

                Respecto de la masa del átomo prácticamente se encuentra concentrada en el núcleo, ya que los electrones poseen masa despreciable y por esto la masa del átomo se puede aproximar a la suma de las masas de los protones mas la masa de los neutrones.

Consideremos ahora la región periférica, donde se encuentran los electrones. Como un átomo es eléctricamente neutro, la carga positiva de núcleo debe ser neutralizada por la carga negativa de los electrones que se encuentran en la periferia. Si tenemos en cuenta que la carga eléctrica de los protones es, en valor absoluto, la misma que la de los electrones, resulta entonces que necesariamente el numero de electrones de un átomo es igual al numero de protones.

              Otro aspecto a considerar es la masa de la región periférica. La masa de un electrón es tan pequeña en comparación a la masa de un protón o la de un neutrón que, incluso en el caso de los átomos que contienen un numero elevado de electrones, la contribución de la nube electrónica a la masa del átomo puede considerarse despreciable frente a la contribución de los nucleones.

Número atómico y número másico: Un átomo definido por dos constantes fundamentales: el numero atómico y el numero de masa o másico.

Numero atómico (Z): Es igual al numero de protones del núcleo atómico.

Numero másico (A): Es igual al numero de nucleones del núcleo atómico.

El numero de nucleones del numero atómico es igual a la suma del numero de protones mas el numero de neutrones que tiene el núcleo de un átomo.

De ambas definiciones surge que la diferencia (A - Z) da el numero de neutrones que tiene un átomo.

Por convección estos parámetros se ubican al lado del símbolo del elemento de la siguiente manera:

• El numero atómico en el ángulo inferior izquierdo.
• El numero másico en el ángulo superior izquierdo.

                    Dados en numero atómico y el número másico, puede conocerse la estructura del mismo. La diferencia fundamental entre ambos números radica en que el numero atómico (Z) es un numero entero característico para cada elemento, mientras que el numero másico (A) también es un numero entero pero no es característico de cada elemento.

Ejemplo:

- Consideramos un átomo de litio con Z=3 y A=7 ¿Qué información nos da la siguiente representación?

                 Según la representación podríamos deducir que; como el numero atómico es tres se tienen tres protones en el núcleo, como el átomo es eléctricamente neutro tiene, en consecuencia, tres protones. Además, como el numero másico vale siete, presenta cuatro neutrones.

                Como los tres átomos tienen el mismo Z pertenecen al mismo elemento. Sin embargo diferente numero de neutrones. Se dice que estos tres átomos son ISÓTOPOS entre sí. Entonces definimos ISÓTOPOS como átomos que tienen igual número atómico (Z) y distinto número de masa (A).

               Los isótopos presentan las mismas propiedades químicas pero difieren en las propiedades físicas.

                En la naturaleza, cada elemento químico se encuentra como una mezcla de isótopos en diferentes proporciones. Entonces, la masa atómica que se le adjudica a cada uno de los elementos resulta ser el promedio de la mezcla de sus isótopos. Cuando se conoce el número másico de los isótopos de un elemento y el porcentaje en que se encuentran cada uno de ellos, es posible calcular la masa atómica promedio. La existencia de isótopos explica por qué el valor de la masa atómica que se encuentra en las tablas no son números enteros.

Unidad de masa atómica: Una de las propiedades de un átomo es su masa, la cual se relaciona con el número de electrones, protones y neutrones en el átomo. Cómo los átomos son partículas muy pequeñas no es posible masar un sólo átomo, por lo tanto se asigna un valor a la masa de un átomo de un elemento dado, de tal forma que pueda ser utilizado como patrón.

En la elección de la unidad de masa atómica se recurrió a uno de los isótopos del carbono, el más abundante en la naturaleza, al que corresponde entonces una masa atómica de 12 u. Una unidad de masa atómica (u) se define como una masa exactamente igual a 1/12 de la masa de un átomo de carbono 12. Además la masa de un protón y de un neutrón resultan ser aproximadamente igual a una u.

Definimos a masa atómica como la masa medida de los átomos de un elemento en su composición isotópica natural. se expresa generalmente en u, aunque se lo puede hacer en Kg, g, etc.

Iones: Los átomos o grupos de átomos con carga eléctrica se llaman iones. Si se suministran suficiente energía as un átomo se pueden separar 1, 2 ó 3electrones retenidos mas débilmente quedando una partícula con tantas cargas positivas como electrones se separaron.

Ejemplo:

El átomo de sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones

              Este átomo es capaz de perder un electrón y en consecuencia la partícula restante poseerá 10 electrones, 11 protones y 12 neutrones.

              Dicho de otra manera, 11 protones representan 11 cargas positivas, 10 electrones son 10 cargas negativas, en consecuencia, el ion posee una carga neta positiva (11 positivos - 10 negativos) y en el caso que estamos considerando se representa cómo Na+.

"los iones positivos se llaman CATIONES y los iones negativos se llaman ANIONES".

Otro ejemplo: el átomo de oxígeno que posee 8 electrones, 8 protones y 8 neutrones.

               Este átomo puede ganar dos electrones y transformarse en un anión con dos cargas negativas porque poseerá 10 electrones, 8 protones y 8 neutrones. Se denomina cómo anión óxido.

Región periférica del átomo: Las propiedades químicas de un átomo dependen de su estructura electrónica.

               El conocimiento de la estructura electrónica se obtuvo a partir de que Rutherford, aplicando radioactividad sostuviera que el átomo tiene un núcleo central con carga eléctrica, en cuyo alrededor giran los electrones. Más tarde, Heinsenberg, enunció el principio de incertidumbre que llevó al  concepto de orbital. La resolución de la ecuación de onda de Schrödinger introdujo los llamados número cuánticos que describen la ubicación y las propiedades de los electrones. En la actualidad, se considera el modelo mecánico cuántico para dar una explicación aceptable de la estructura y de la estabilidad de la materia. Puede hablarse de probabilidad de encontrar a un determinado electrón en un cierto lugar alrededor del núcleo atómico.

La zona del espacio donde es máxima la probabilidad de encontrar un electrón se denomina orbital. Un orbital con forma esférica se designa con la letra s.

También existen orbitales con otras formas:

Orbitales s: esféricos

Orbitales p: bilobulados

Orbitales d: Tetralobulados (generalmente)

Orbitales f: forma más exótica, añade un plano nada al de las forma de los orbitales d.

En el siguiente diagrama se ordenan los diferentes orbitales atómicos según su energía relativa creciente: s, p, d, f

                  La estructura electrónica de un átomo en su estado fundamental cumple con las siguientes reglas y principios:

• Principio de energía mínima: Cada vez que se agrega un electrón éste ocupa el orbital disponible de menor energía.
• Principio de exclusión de Pauli: Un orbital no puede ser ocupado por más de dos electrones, y cuando dos electrones ocupan el mismo orbital deben tener espín opuesto. El espín está determinado por el sentido de giro del electrón sobre sí mismo. Cuando dos electrones de espín opuesto ocupan un orbital, se dice que se han apareado.
• Principio de máxima multiplicidad o regla de Hund: Cuando hay disponible varios orbitales de la misma energía los electrones ocupan el mayor número de orbitales posibles antes de que ocurra apareamiento de electrones en el mismo orbital.

              Vinculados con la estructura electrónica se emplean las denominaciones nivel y subnivel, cuando varios electrones tienen el mismo número cuántico principal se dice que pertenecen al mismo nivel. Por ejemplo, en el átomo de carbono los dos electrones del orbital 2s y los dos electrones de orbital 2p están en el segundo nivel, los dos electrones del orbital 1s están en el primer nivel.

Estos niveles se subdividen de la siguiente manera:

Primer nivel de energía..............................Un sólo subnivel (s)

Segundo nivel de energía...........................Dos subniveles (s y p)

Tercer nivel de energía...............................Tres subniveles (s, p y d)

Cuarto nivel de energía..............................Cuatro subniveles (s, p, d y f)

Números cuánticos:

1. Número cuántico principal (n): Representa el nivel de energía y su valor es un numero entero positivo (1, 2, 3, 4, etc) y determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa.
2. Número cuántico secundario (l): Identifica al subnivel de energía del electrón y se la asocia a la forma del orbital. Determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, mas excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón.
3. Número cuántico magnético (m): Determina la orientación espacial de las orbitas, de las elipses.
4. Número cuántico de espín (s): Describe el giro del electrón en torno a su propio eje, en un movimiento de rotación. Este giro puede hacerlo sólo en dos direcciones, opuestas entre sí. Por ello, los valores que puede tomar el número cuántico de espín son -1/2 y +1/2.

Relación entre los números cuánticos y los orbitales atómicos

Cantidad de electrones por nivel de energía