Importancia de la química para el ser humano y el ambiente (página 3)

LEY PERIÓDICA
ACTUAL

las propiedades físicas y químicas de los
elementos son función
periódica de sus números
atómicos.

Configuración de la tabla
periódica en base a las configuraciones
electrónicas: por su configuración electrónica sabemos que la diferencia entre
un elemento y el inmediato superior, es un electrón (
electrón diferencial ), por lo que la tabla
periódica, en su forma actual, se ha dividido en cuatro
regiones o bloques que son s,p.d y f.

Estructuración de la tabla periódica en
periodos y grupos: los
periodos son hileras horizontales que corresponden a los niveles
( valores de n )
en que se encuentran los electrones, en la actualidad existen 7;
a las columnas se les conoce como grupos o familias y se dividen
en A y B . a los miembros de la familia A
se les llama elementos representativos o característicos y
a los miembros de las familias B se les llama de
transición.

Periodo: en la tabla periódica
cuántica es el numero de nivel

Familia: en la tabla periódica
cuántica, es un grupo de
elementos que tienen el mismo numero de electrones en su ultimo
nivel; las familias se caracterizan porque sus miembros tienen
propiedades semejantes.

Propiedades periódicas : Son propiedades
que presentan los elementos químicos y que se repiten
secuencialmente en la tabla periódica. Por la
colocación en la misma de un elemento, podemos deducir que
valores presentan dichas propiedades así como su comportamiento
químico.

Su estudio en la tabla: Tal y
como hemos dicho, vamos a encontrar una periodicidad de esas
propiedades en la tabla. esto supone, por ejemplo, que la
variación de una de ellas en los grupos va a responder a
una regla general. Esto nos permite, al conocer estas reglas de
variación, cual va a ser el comportamiento químico
de un elemento, ya que dicho comportamiento, depende en gran
manera, de sus propiedades periódicas.

Principales propiedades
periódica: Hay un gran número de
propiedades periódicas. Entre las más importantes
destacaríamos:

Radio atómico: el radio
atómico es la distancia existente del núcleo del
átomo a
su electrón mas lejano para los elementos que forman un
grupo ( familia ) en la
tabla periódica el radio atómico aumenta de arriba
hacia abajo; para los elementos que forman un periodo disminuye
ligeramente de izquierda a derecha. El radio atómico
disminuye a lo largo de un periodo debido a que al aumentar el
numero atómico, aumenta la atracción del
núcleo sobre los electrones.

Carga nuclear efectiva: es la fuerza con la
cual el núcleo positivo atrae a los electrones de la capa
de valencia. Esta en función inversa a la distancia de los
electrones y en razón directa al numero de protones. Para
los elementos de un grupo de la tabla, la carga nuclear disminuye
de arriba hacia abajo y aumenta a lo largo de un periodo de
izquierda a derecha.

Efecto pantalla: es el efecto de interferencia
que originan los electrones interiores entre la fuerza de
atracción del núcleo y los electrones de valencia,
ya que las cargas negativas de electrones intermedios generan una
fuerza de repulsión contra los electrones de valencia el
efecto pantalla aumenta para los elementos de un grupo de arriba
hacia abajo y permanece igual a lo largo de un periodo de
izquierda a derecha.

( energía ) Potencial de
ionización: es la energía que requiere un
átomo en su estado basal
para perder totalmente un electrón o energía
necesaria para arrancarle un electrón. La energía
de ionización aumenta para los elementos de un periodo de
izquierda a derecha y disminuye para los elementos de un grupo de
arriba hacia abajo.

Afinidad electrónica: es la
cantidad de energía que se desprende o absorbe por la
adición de un electrón al átomo neutro
gaseoso de un elemento, para producir un Ion negativo. (
energía liberada al captar un electrón.) en
general, la afinidad electrónica es mayor para los
elementos no metálicos que para los metales; sobre
todo es muy grande para los elementos que se encuentran en grupos
muy próximos a los gases
nobles.

Electronegatividad: es la fuerza con la
cual un átomo atrae al par de electrones que forma el
enlace ( mide la tendencia para atraer electrones ) los valores de
la electronegatividad disminuyen a lo largo de un grupo de arriba
hacia abajo y aumentan a lo largo de un periodo de izquierda a
derecha.

Carácter metálico: define
su comportamiento metálico o no
metálico.

Valencia iónica: número
de electrones que necesita ganar o perder para el
octeto.

Estructura electrónica: distribución de los electrones en los
orbitales del átomo

Otras propiedades
periódicas: Podemos enumerar:

Ejercicios:

• Cuales son los elementos del bloque s en cuarto
  periodo
• Cuales son los elementos del bloque p en el
  séptimo periodo
• Cuales son los elementos del bloque f en el sexto
  periodo
• Cuales son los elementos del bloque d en el tercer
  periodo
• Quien tiene mayor energía de ionización
  el calcio o el magnesio
• Quien tiene mayor afinidad electrónica el
  oxigeno o el
  litio
• Cual es el átomo mas electronegativo el
  oxigeno o el azufre
• Investigar cual es el elemento mas electronegativo y
  cual es el menos

Naturaleza del enlace
químico y sus tipos.

       
Con el estudio de la materia a
nivel microscópico se ha llegado a la conclusión de
que las piezas de construcción de la materia son los
átomos, los cuales
deben combinarse de acuerdo a ciertas reglas.

        ¿Los
elementos están como átomos aislados?

        Según
lo que se ha estudiado,  casi siempre se encuentran unidos
en forma de molécula, con excepción de los
llamados gases inertes
que son muy estables.

        Como ahora
sabes, los átomos son las
partículas fundamentales de los compuestos y éstos se
encuentran unidos a partir de sus
electrones que están en el nivel más
externo de los átomos que interactúan con otros
para dar como resultado partículas químicas
diferentes. Es el número de electrones en el nivel 
exterior del átomo el que dicta qué tipos de
compuestos químicos se van a formar. Así por
ejemplo, el cloruro de sodio
NaCl, es un compuesto
integrado por los elementos sodio y cloro, ya que al calentar el sodio se
funde y al pasar una corriente
eléctrica se le puede descomponer en sus elementos
básicos Na
y Cl, como
se muestra en la
siguiente ecuación:

NaCl —-à Na +
Cl

       
Cuando los átomos de los elementos forman
compuestos, los electrones que participan son los del nivel
más alejado de él y se les llama
electrones de valencia,
que significa la capacidad que tiene el átomo de
combinarse con otro o formar enlaces. Se ha desarrollado un
método
para presentar en forma simbólica los electrones de
valencia, en vez de tener que escribir las configuraciones
electrónicas de los elementos que son los que revelan el
número de electrones de valencia. Éstos se
representan utilizando puntos, a los que se llaman
configuraciones
punto-electrón las cuales consisten en
escribir el símbolo del elemento alrededor del cual se
colocan puntos que representan los electrones del nivel
más externo o electrones de valencia, como se muestra a
continuación:

        El
punto-electrón para el
hidrógeno es H1 ya que posee un
solo electrón.

        Las fuerzas
que unen a los átomos entre sí al formar compuestos
se llaman enlaces
químicos. La habilidad de un átomo
para formar estos enlaces está relacionada con la
distribución de los electrones en el átomo. Se sabe
que los únicos elementos que
no se unen para formar combinación son
los gases
nobles, puesto que tienen su última órbita
llena.

Enlaces
iónicos.

       
Uno de los tipos de enlaces formados por la unión de
los elementos es el enlace
iónico, que es la unión de dos iones de signo
contrario. En el caso del cloruro de sodio, como se
sabe está constituido por la unión de un ión
cloro (Cl) y
otro de sodio (Na). En donde el sodio posee un solo
electrón en su última capa y cuando se encuentra
frente al cloro, cede dicho electrón que es capturado por
el átomo de cloro, al cual le faltaba un electrón
para alcanzar a llenar su última capa. El sodio al ceder
el electrón, se convierte en un ión positivo. El cloro, tras captar
al electrón, se transforma en un ión negativo. Por esta
razón, los dos átomos ionizados con cargas opuestas
se atraen. Ambos, al reaccionar, se han estabilizado mutuamente y
formado así el cloruro de sodio.

Los principales compuestos iónicos son
sólidos cristalinos que
se encuentran a temperatura
ambiente. Dichos compuestos son solubles en agua y no lo
son en los orgánicos; en
una
disolución o fundidos, son
conductores de la corriente eléctrica, esto se debe a que
los iones se pueden desplazar para transportar la corriente, cosa
que no ocurre cuando son sólidos. Poseen elevados puntos
de
fusión y vaporización, ya
que únicamente a altas temperaturas los iones tienen la
energía suficiente para que se rompan los enlaces y se
fundan.

Enlaces
covalentes.

       
En el caso del enlace covalente no existe una transferencia
completa de los electrones de un átomo a otro, sino una
asociación de los electrones para completar la
última órbita y así adquirir estructura de
gas
noble. El enlace covalente
más simple es el de los átomos de
hidrógeno que se unen para formar la
molécula de hidrógeno H2. Ya que al
aproximarse estos dos átomos comparten sus dos electrones
con desprendimiento de energía y superponiendo sus
órbitas.

        En este tipo
de enlaces, además del enlace
sencillo o simple, que es el que está formado
por un solo par de electrones compartidos, existe el
doble o triple enlace, compuesto por dos y tres
pares de electrones, respectivamente.

        Los
compuestos covalentes
generalmente son gases, líquidos o sólidos blandos cuyos puntos de fusión
y
ebullición son bajos, esto es
debido a que la intensidad de la fuerza entre las
moléculas es débil. Los compuestos covalentes son a
menudo insolubles en agua, pero son solubles en disolventes
orgánicos.

Enlaces covalentes coordinados o
dativos.

       
Se llama enlace
coordinado o dativo aquel cuyos dos electrones que
forman el par compartido proceden del mismo átomo o ión. Se le ha dado por llamar
también covalente
dativo, por ser un átomo el que aporta el par
de electrones del enlace. A este átomo se le llama
dador y al otro átomo,
que aporta el hueco en donde se colocará el
electrón, se le llama receptor.

       
¿Qué aspecto o qué componentes del
átomo son los que permiten que se unan químicamente
y permanezcan así?

Enlace significa unión,
un enlace químico es
la unión de dos o más átomos que se han
unido con un solo fin, alcanzar la estabilidad, tratar de
parecerse al gas noble
más cercano, para la mayoría de los elementos
alcanzar ocho electrones en su último nivel.
Las soluciones son mezclas
homogéneas, no se distinguen sus componentes como
separados, entre al menos dos reactantes un soluto, que es
él que será disuelto, y un solvente, que es
él que disolverá al soluto.

¿Qué mantiene unidos a los
Átomos? Un concepto
básico en química es el estudio
de cómo los átomos forman compuestos. La
mayoría de los elementos que conocemos existen en la
naturaleza
formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos
tipos, enlazados entre sí. Todos los compuestos
están constituidos por dos o más átomos de
un o más elementos diferentes, unidos entre sí por
enlaces ya sean estos iónicos, covalentes,
metálicos, por puente de hidrogeno, etc
.Enlace iónico o electrovalente : Los iones se
originan cuando los átomos ganan o pierden electrones. La
pérdida de electrones da como resultado la
formación de iones positivos e iones negativos que son el
resultado de la ganancia de electrones. El enlace iónico o
electrovalente se origina por la transferencia de uno o
más electrones de un átomo o grupo de átomos
a otro. Un enlace iónico se debe a la fuerza de
atracción entre cationes y aniones.

Mediante los enlaces
iónicos se forman compuestos químicos, conocidos
como iónicos; por ejemplo, el fluoruro de litio se forma
cuando un átomo de litio le cede al flúor el
único electrón que tiene en su último
nivel, lográndose así que los átomos de
litio y flúor se estabilicen y se transformen en
íones; el litio, por haber perdido un electrón, se
convierte en un anión.

Transferencia de electrones entre átomos
metálicos y no metálicos Casi todos los metales
tienen pocos electrones (1, 2 o 3) en su último nivel de
energía y por lo tanto tienden a perderlos. Por el
contrario, la mayoría de los no metales tienen muchos
electrones en su último nivel (5, 6 o 7) por lo que
tienden a ganar electrones.

Por ejemplo, cuando se combina el sodio (Na) con el
cloro (Cl), los átomos de Na pierden sus electrones,
cediéndoselos a los átomos de Cl formándose
así iones de sodio Na+ y de cloruro Cl-.

Na + Cl ———› Na+ +
Cl-

Enlace covalente En este enlace los electrones
se comparten pero no se transfieren.

Enlace covalente polar : Éste enlace se
forma cuando se comparten pares de electrones entre los
átomos que reaccionan y forman compuestos; por ejemplo, el
ácido clorhídrico (HCl), donde el hidrógeno
(H) comparte su único electrón con el cloro y
éste a su vez comparte uno de sus 7 electrones con el
hidrógeno

Los puntos y las cruces representan
electrones.

Enlace covalente no polar : Este se forma cuando
dos átomos del mismo elemento se unen, o bien, cuando se
forman moléculas simétricas o cuando la
electronegatividad de los dos elementos son exactamente
iguales.

EJERCICIO

1. IONICO
   AlCl3	Na2S	LiF	CaO
   MgS	CaF2	LiBr	Ag2O

   COVALENTE
   CO2	Cl2	I2	HCl
   H2S	C2H4	NH3	CCl4
   OF2	CS2	HI	CH3 – OH
   CH3 – CH3	CH3 – CH2 – CH3	CH2 =CH – CH2 – CH3	CH ≡ C – CH3
   CH3 – Cl	03	CO3	CH3 – CH = CH2
   CH3 –O – H	F2	Br2	H2O2

2. realiza los siguientes enlaces
3. consulta de algunos libros 4
   ejercicios de enlace iónico que no se contemplen en el
   ejercicio

NOMENCLATURA QUÍMICA
INORGÁNICA

       
Todo lo que nos rodea en el mundo, está formado por
mezclas de diferentes compuestos constituidos por los elementos.
La mayoría de éstos son bastante reactivos es muy
difícil que los encontremos en forma natural o aislada,
aunque existen sus excepciones, tal es el caso de algunos metales
como el oro, la plata
o el platino,
llamados metales nobles
por su baja reactividad. O el de algunos gases aislados
como: helio,
neón, argón, kriptón, xenón y
radón que de hecho forman el grupo 8 dentro
de la tabla periódica a los que llamamos
gases nobles.

        Todos los
demás elementos los vamos a encontrar mezclados unos con
otros. Por ejemplo el aire está
formado por una serie de elementos de entre los que destacan el
nitrógeno con un 78% y el oxígeno
con el 21% pero además encontramos otros elementos como el
argón, el vapor de agua o el Bióxido de carbono.
Analizando cada uno de los elementos que encontramos en el aire,
nos damos cuenta que está un gas noble, (el argón)
y que está formado por un conjunto de átomos
individuales.

       
En cambio
elementos como el oxígeno, o el nitrógeno no
están formados por átomos individuales como en el
caso del argón sino por moléculas diatómicas, es
decir moléculas constituidas
por dos átomos.

       
A continuación te presentamos una lista de los
elementos que están conformados por moléculas
diatómicas en su forma elemental:

Te preguntarás entonces ¿cómo es
posible que el agua sea
H2O si cada una de las moléculas de
oxígeno y de hidrógeno tienen 2
átomos?

        Lo que sucede
es que la molécula de agua está formada por
un átomo de
oxígeno y 2 átomos de hidrógeno, en realidad
no están utilizando 1 molécula de oxígeno y 2 de
hidrógeno sino átomos. Observa el siguiente esquema
y verás que la estructura de los elementos no se
modifica.

Iones.

       
Como ya hemos visto los átomos están formados
por cierto número de protones en el núcleo e igual
número de electrones en el espacio en torno al
núcleo lo que produce un equilibrio
entre las cargas positivas (protones) y negativas (electrones).
Esto significa que el átomo es neutro es decir que su
carga es igual a cero.

        El
ión se forma en
el momento en el que el átomo pierde o gana uno o varios
electrones al reaccionar con otro átomo.

        Cuando el
átomo pierde uno o varios electrones recibe el nombre
de catión, por lo tanto el
átomo se queda con una o más cargas positivas
(protones) por lo que el ión o iones que pierde el
átomo producen una carga
positiva.

        Por el
contrario, cuando el átomo recibe uno o varios electrones
el ión o iones reciben el nombre de aniones y el átomo se queda con
una o más cargas negativas por lo que el ión o
iones que se agregan al átomo producen una carga negativa.

¿Qué
nombre específico reciben los cationes y aniones de los
elementos?

       
Vamos a suponer que el Sodio (Na) pierde un
electrón, es decir es un catión, el nombre que
recibiría sería: ión sodio. (Na1+). En
realidad los nombres de todos los elementos no cambian cuando
pierden electrones sólo se les antecede la palabra
ión:

        Otros
ejemplos:

Cuando el átomo adhiere electrones a su
última órbita, es decir aniones a diferencia de los cationes
que toman el nombre completo del elemento, éstos solamente
toman la raíz y se les agrega el sufijo –
uro –
Ejemplo:

        El cloro (Cl)
al agregar un electrón a su última órbita
pasa a ser un anión cuyo nombre es: ión Cloruro (raíz del
átomo – Clor– + el sufijo – uro
-) o anión
cloruro.

       
Sintetizando el ejemplo de cationes y aniones observa el
siguiente ejemplo:

        La
sal común y corriente
se le conoce también como "Cloruro de Sodio" es decir:
NaCl. Y por el nombre de la
fórmula de este compuesto podemos deducir que: El sodio
(Na) perdió un electrón y el Cloro(Cl) ganó
el electrón que perdió el Sodio.

Nomenclatura.

       
En los principios de la
química, cuando apenas se conocían algunos
elementos y compuestos químicos era muy fácil
determinar el nombre de éstos, como por ejemplo:
gas de la risa
(nitrógeno), azúcar de plomo (etanoato de
plomo), vitriolo azul
(sulfato o piedra lipis), sal, (cloruro de sodio) etc. Pero conforme
fue avanzando el descubrimiento de nuevas sustancias, se hizo
imposible asignar un nombre común a todos los elementos ya
que en la actualidad se conocen más de 4 millones de
compuestos. Es por esta razón que se estableció una
manera de nombrar la combinación de los elementos
estableciendo lo que actualmente conocemos como
Nomenclatura.

        En realidad
es el establecimiento de ciertas reglas para poder nombrar
a los compuestos y escribir sus fórmulas. En esta unidad
sólo trataremos la nomenclatura de
la química inorgánica.

        Es muy
importante que tengas a la mano tu tabla periódica para
que ubiques qué tipo de elemento es y sus
características.

CARACTERÍSTICAS DE LOS
ÓXIDOS

Un óxido, en química, es compuesto binario
del oxígeno combinado con otro elemento. El oxígeno
se puede combinar directamente con todos los elementos, excepto
con los gases nobles, los halógenos, como el cobre, el
mercurio, el platino, el iridio y el oro. Los óxidos
pueden ser compuestos iónicos o covalentes dependiendo de
la posición que ocupa en la tabla periódica el
elemento con el que se combina el oxígeno.

La mayor parte de los óxidos de los elementos no
metálicos existen como moléculas sencillas y sus
puntos de fusión y ebullición son muy bajos. Estos
óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos,
por lo que también se les conoce como óxidos
ácidos. Los metales con energías de
ionización bajas tienden a dar óxidos
iónicos que reaccionan con el agua formando
hidróxidos, y se les denomina por ello óxidos
básicos. Al aumentar la energía de
ionización de los átomos metálicos, el
carácter de los enlaces metal-oxígeno es intermedio
entre iónico y covalente y los óxidos muestran
características ácidas y básicas, por lo que
se les conoce como óxidos anfóteros. Los
óxidos son muy abundantes, no sólo en la superficie
de la Tierra,
sino también en otros cuerpos rocosos, como el planeta
Marte. Tienden a dar a los suelos un
matíz rojizo.

CARACTERÍSTICAS DE LOS
HIDRÓXIDOS

La acidez y la basicidad constituyen el conjunto de
propiedades características de dos importantes grupos de
sustancias químicas: los ácidos y las bases. Las
ideas actuales sobre tales conceptos químicos consideran
los ácidos como dadores de protones y las bases como
aceptadoras. Los procesos en
los que interviene un ácido interviene también su
base conjugada, que es la sustancia que recibe el protón
cedido por el ácido. Tales procesos se denominan
reacciones ácido-base.

Historia del concepto de Ácido-Base: Desde
los primeros tiempos de la ciencia,
los químicos, en su afán de ordenar sus
conocimientos acerca de la materia y poner de relieve las
semejanzas y contrastes en el comportamiento de las diferentes
sustancias que manejaban, clasificaron a los compuestos
inorgánicos (únicos conocidos por entonces) en tres
grandes grupos: ácidos, bases y sales. En un principio, la
clasificación de las sustancias como ácidos o bases
se basó en la observación de una serie de propiedades
comunes que presentaban las disoluciones acuosas.

las bases, hidróxidos y
lejías:

• Tienen sabor amargo
  característico.
• Sus disoluciones acuosas producen una
  sensación suave (jabonosa) al tacto.
• Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos
  colorantes vegetales; por ejemplo, devuelven el color azul al
  tornasol enrojecido por los ácidos.
• Precipitan muchas sustancias, que son solubles en los
  ácidos.
• Pierden todas sus propiedades características
  cuando reaccionan con un ácido.

Esta última cualidad de las bases, análoga
a la de los ácidos, de neutralizar sus propiedades
características cuando reaccionaban entre sí, se
llamó, por ello, neutralización. El conjunto de las
propiedades anteriores constituye lo que se llama una
definición operacional o fenomenológica, basada en
hechos experimentales, pero sin tratar de darles una interpretación. Como es lógico, los
químicos no se encontraban satisfechos con esta
definición e intentaron poder explicar el comportamiento
semejante de los ácidos o de las bases. Así a
finales del siglo XIX empiezan a aparecer las primeras teorías
de tipo conceptual, que tratan de enseñar el principio o
la causa del comportamiento de los ácidos o de las
bases.

Teoría clásica o de Arrhenius. :
Svante Arrhenius, en 1887, llegó a la conclusión de
que las propiedades características de las disoluciones
acuosas de los ácidos se debían a los iones
hidrógeno, H+, mientras que las propiedades típicas
de las bases se debían a iones hidróxido, OH- .Los
iones hidrógeno o protones, debido a su
pequeñísimo radio(10-13 cm), no existen
como tales en disolución acuosa , sino que están
fuertemente hidratados . Resultados experimentales confirman que
el ion hidronio o ión oxonio ,H30+, es
particularmente estable, aunque también éste se
encuentra hidratado. Para simplificar , se representan por H+
(aq) o H3O+(aq). El ión OH- se llama
frecuentemente ion hidroxilo y también, a veces, ion
oxhidrilo. En disolución acuosa se encuentra,
asímismo, hidratado.

CARACTERÍSTICAS DE LOS
HIDRUROS

Hidruros binarios.: Son compuestos que contienen
hidrógeno y otro elemento, que puede ser metal o no metal.
Atendiendo a la estructura y propiedades pueden dividirse en:
Hidruros iónicos, Hidruros covalentes, e Hidruros
intersticiales.

Hidruros iónicos: se forman cuando el
hidrógeno molecular se combina con un metal alcalino
(excepto Fr), metales alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba y Ra) y
con algunos de los elementos más electropositivos de los
lantànidos y actìnidos. Se obtienen normalmente por
la reacción entre los metales puros y el hidrógeno,
a temperaturas entre 150º y 700º. Los Hidruros de los
metales alcalinos poseen estructuras
cúbicas del tipo del NaCl. En cambio, los Hidruros de los
metales alcalinotèrreos, son algo más complejos
estructuralmente hablando. Las redes que forman estos
Hidruros son iònicas y contienen H- que se han formado por
la transferencia de electrones desde los átomos
metàlicos.Los Hidruros de los metales alcalinos y
alcalinotèrreos poseen composiciones
estequiomètricas.Los Hidruros derivados de los
lantànidos ( y seguramente de algunos actìnidos)
poseen similitudes con los Hidruros de los metales alcalinos y
alacalinotèrreos.

Los Hidruros iónicos se caracterizan por ser
sólidos con altos puntos de fusión, de
ebullición y de conductividad en estado fundido (si son
estables). En general, son insolubles en disolventes ordinarios a
temperatura ambiente pero
se disuelven sin reaccionar con los haluros fundidos. Los
Hidruros menos estables no pueden ser fundidos a presión
atmosférica porque sufren disociación, aunque el
LiH, que es más estable, funde a 680º. A temperaturas
altas son agentes reductores potentes.El ion hidruro H-
actúa como una base de Bronsted muy fuerte ya que acepta
fácilmente un protón de un donador.Hidruros
covalentes: en éstos el hidrógeno está
enlazado mediante un enlace covalente a un átomo de otro
elemento. Se caracterizan por poseer redes moleculares formadas
por moléculas covalentes individuales. Se conocen Hidruros
covalentes o moleculares de todos los elementos no
metàlicos, excepto de los gases nobles, y de los
elementos: Al, Ga, Sn, Pb, Sb y Bi, que normalmente tienen
carácter más metálico que no
metálico. Hay dos tipos de Hidruros covalentes:

• Mononuclear: los simples como el metano y el
  amoniaco.
• Polinucleares: los que tienen estructura más
  compleja: (BeH2)x, (AlH3)x.

En estado sólido forman cristales moleculares
formados por moléculas individuales que se mantienen
unidas gracias a las fuerzas de Van der Waals. Debido a esto
poseen bajos puntos de fusión y ebullición. En
general, suelen ser más o menos volátiles, aunque
ésta disminuye un poco en los Hidruros polinucleares
complejos de elevado peso molecular. No son reductores en estado
líquido y cuando están disueltos en disolventes no
polares. Sufren descomposición térmica para dar
hidrógeno y otro elemento.

Hidruros metàlicos: son los compuestos en los que
el hidrógeno molecular está unido a metales de
transición pero con la característica de que la
relación de átomos no es constante, la cantidad de
hidrógeno presente no guarda una relación
estequiomètrica con el metal al que está unido. Los
Hidruros metàlicos se caracterizan por poseer estructuras
metálicas y por ser parecidos a las aleaciones en
muchas de sus propiedades.

Sus propiedades varían mucho. Suelen tener
propiedades metálicas parecidas a las de los metales de
los que provienen. En muchos casos el hidrógeno es
absorbido sin darse en la red ninguna gran
alteración lo que induce a pensar que en la red
existían una serie de huecos entre los átomos o
iones del metal y así se mantiene en disolución
sólida. Por ello, se suele aplicar frecuentemente las
denominaciones "disoluciones sólidas intersticiales" y
"compuesto intersticiales" a los Hidruros metàlicos.
Debido a que estos Hidruros tienen unas propiedades fuertemente
reductoras nos lleva a pensar que el hidrógeno se
encuentra en estado atómico, por lo que antes de entrar a
la red metálica se ha debido disociar. Las variaciones
entre las propiedades individuales de los Hidruros
metàlicos sugieren transiciones más o menos
continuas en cuanto a la forma de estar retenido el
hidrógeno de acuerdo con el esquema: Hidruros salinos!
Hidruros semi-metàlicos! Hidruros intersticiales con
enlaces fuertes!Hidruros intersticiales con enlaces
débiles! productos de
adsorción.

CARACTERÍSTICAS DE ALGUNAS SALES
BINARIAS

COMPUESTO:  Cloruro de
sodio

USO:  Este
mineral, aparte de su uso en la alimentación humana,
es necesario para la elaboración de una serie de
subproductos de gran importancia química como:
Hidróxido de Sodio; Cloro; Acido Clorhídrico;
Hipoclorito de Sodio; Carbonato de Sodio; Cloruro de Amonio;
Sodio Metálico. Con amplia demanda en el
proceso de
elaboración de los siguientes productos industriales:
celulosa y
papel; rayón y celofán; plásticos;
jabones y detergentes; telas y fibras; alimentos;
aceites; plaguicidas; vidrio; pilas secas;
medicamentos; además se usan en la potabilización
del agua; en galvanizados; en la industria
metalúrgica; en la industria del petróleo; antidetonantes de naftas;
etc.

COMPUESTO: Sulfuro de Sodio

USO: Se pretende entonces conocer la capacitación química, una
herramienta factible como una alternativa de precipitación
mediante el uso del Sulfuro de Sodio como agente
precipitante.

Se emplea el Na2S bajo el fundamento
teórico de las diferencias de solubilidad (Kps) de los
sulfuros metálicos que son aprovechados ventajosamente
para separar e identificar varios elementos en química
analítica cualitativa: Donde estos se consideran como
derivados del ácido sulfhídrico (H2S)
por sustitución de un metal al ion hidrónico en
solución; este sistema se puede
usar como comparativo de las aguas contaminadas de las que se
desprende H2S(g). Se elige también el
Na2S por su fácil manejo y obtención
comercial para la industria que tiene este problema de la cual
parte esta propuesta.

El propósito inmediato de este estudio consiste
en realizar la precipitación química de metales
pesados en la solución de descarga industrial mediante
esta sal de sulfuro, y se estima por tanto, que con esta
alternativa se aplique la metodología en la que cualquier agua
residual de este tipo de industrias sea
factible de ser realizada en base al análisis desarrollado a nivel laboratorio.

RESUELVE EL SIGUIENTE EJERCICIO

COLOCA EL NOMBRE DEL COMPUESTO EN TU
CUADERNO

ÁCIDOS

Ya en el año 1663, el científico inglés
Robert Boyle estableció una serie de propiedades comunes a
todos los ácidos, que fueron extendiéndose con el
transcurso del tiempo.

En los comienzos del siglo XIX, las principales
propiedades características de los ácidos
eran:

• Son compuestos que tienen un sabor agrio
  típico, llamado sabor ácido.
• Producen una sensación punzante en contacto
  con la piel.
• Sus disoluciones acuosas cambian el color de muchos
  colorantes vegetales; por ejemplo, producen un color rojo con
  el tornasol (azul).
• Contiene hidrógeno que puede liberarse, en
  forma gaseosa, cuando a sus disoluciones acuosas se
  añade un metal activo, como, por ejemplo,
  cinc.
• Disuelven muchas sustancias.
• Cuando reaccionan con hidróxidos
  metálicos, pierden todas sus propiedades
  características.

Por ello propuso la siguiente definición: En
disolución acuosa:

Ácido es una sustancia que se disocia produciendo
H+.

Bases es una sustancia que se disocia produciendo iones
hidróxido, OH-.

Existen dos tipos de ácidos: los
hidrácidos y los oxácidos; los primeros son
hidruros no metálicos comprendidos en los grupos VI Y VII
A de la tabla periódica cuya formula general es
HXX y reciben el nombre de acuerdo con la raiz del
elemento y con su terminación hídrico.