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




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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:

  - Volumen atómico

- Densidad                                      

  - Punto de ebullición                        

  - Radio iónico   

- Calor específico                            

- Valencia covalente

- Carácter oxidante o reductor      

- Calor de vaporización

- Punto de fusión        

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.

Enlace iónico

       

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.

Enlace covalente coordinado o dativo.

        ¿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:

Elemento

Molécula

Hidrógeno

H2

Nitrógeno

N2

Oxígeno

O2

Flúor

F2

Cloro

Cl2

Bromo

Br2

Yodo

I2

       

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:

Elemento

Electrones que pierde

Nombre-

El aluminio (Al)

3

Ión aluminio (Al3+)

El estaño (Sn)

4

Ión estaño (Sn4+)

El francio (Fr)

1

Ión francio (Fr1+)

       

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.

  1. OXIDO DE ALUMINIO
  • OXIDO PLUMBICO
  • OXIDO FERRICO
  • OXIDO DE POTASIO
  • OXIDO DE COBRE II
  • OXIDO DE ZIRCONIO
  • OXIDO CUPRICO
  • OXIDO DE INDIO
  • OXIDO DE PLATA
  • OXIDO DE SAMARIO I
  • OXIDO DE BARIO
  • OXIDO AURICO
  • OXIDO MERCURICO
  • OXIDO CUPROSO
  • OXIDO DE ESTAÑO II
  • OXIDO DE NIQUEL II
  • OXIDO DE ANTIMONIO
  • OXIDO ESTANOSO
  • OXIDO DE MOLIBDENO III
  • OXIDO DE MAGNESIO
  • OXIDO DE TECNESIO
  • OXIDO DE DISPROSIO
  • OXIDO DE ZINC
  • OXIDO DE MANGANESO IV
  • OXIDO DE TORIO
  • OXIDO DE NIQUEL II
  • OXIDO DE PLOMO IV
  • OXIDO DE SODIO
  • OXIDO DE TALIO III
  • OXIDO DE TANTALIO
  • OXIDO COBALTOSO
  • OXIDO DE URANIO IV

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.

  1. HIDRÓXIDO DE ALUMINIO
  • HIDRÓXIDO DE SODIO
  • HIDRÓXIDO DE TECNECIO
  • HIDRÓXIDO COBRE II
  • HIDRÓXIDO DE ESTAÑO IV
  • HIDRÓXIDO DE TORIO
  • HIDRÓXIDO DE PLATA
  • HIDRÓXIDO FERRICO
  • HIDRÓXIDO DE TALIO III
  • HIDRÓXIDO MERCÚRICO
  • HIDRÓXIDO DE ESTRONCIO
  • HIDRÓXIDO DE BORO
  • HIDRÓXIDO DE ANTIMONIO
  • HIDRÓXIDO AUROSO
  • HIDRÓXIDO DE COBRE I
  • HIDRÓXIDO DE URANIO IV
  • HIDRÓXIDO AURICO
  • HIDRÓXIDO DE RENIO IV
  • HIDRÓXIDO DE BARIO
  • HIDRÓXIDO DE GALIO
  • HIDRÓXIDO DE COBALTO III
  • HIDRÓXIDO DE CALCIO
  • HIDRÓXIDO DE NÍQUEL II
  • HIDRÓXIDO DE RADIO

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.

HIDRURO DE MAGNESIO

GRUPO III. IV Y V A

HIDRURO CUPRICO

HIDRURO DE SILICIO

HIDRURO ANTIMONIOSO

HIDRURO DE NITRÓGENO

HIDRURO DE BERILIO

HIDRURO DE BORO

HIDRURO DE SODIO

HIDRURO DE FOSFORO

HIDRURO DE PLATINO IV

HIDRURO DE CARBONO

HIDRURO DE PLATINO II

HIDRURO DE ARSENICO

HIDRURO DE ERBIO

 

HIDRURO DE BARIO

 

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.

  1. SELENURO ESTAÑICO
  • SULFURO DE ALUMINIO
  • BROMURO DE COBRE (I)
  • FLUORURO DE CALCIO
  • SELENURO DE TORIO
  • YODURO DE DISPROSIO
  • SULFURO DE SODIO
  • CLORURO DE POTASIO
  • CLORURO DE SODIO
  • CLORURO DE CESIO
  • ARSENIURO DE CADMIO
  • YODURO DE CROMO(II)
  • YODURO DE MAGNESIO
  • TELURURO DE ESTAÑO(IV)
  • FLUORURO DE LITIO
  • YODURO DE ORO(III)
  • SULFURO DE CINC
  • CLORURO DE BARIO
  • SULFURO DE WOLFRAMIO(VI)
  • FLUORURO DE COBRE(II)
  • BROMURO DE PLATA
  • FOSFURO DE MANGANESO(III)
  • SILICIURO DE CALCIO
  • CLORURO DE POTASIO
  • NITRURO DE MERCURIO(II)
  • CLORURO DE ESTAÑO(IV)
  • CLORURO DE CROMO(III)
  • CLORURO DE TITANIO(IV)
 

RESUELVE EL SIGUIENTE EJERCICIO

COLOCA EL NOMBRE DEL COMPUESTO EN TU CUADERNO

  • Li2O
  • NaH
  • LiOH
  • IF3
  • BeO
  • BaH2
  • Ca(OH)2
  • SF4
  • CaO
  • GaH3
  • Fe(OH)3
  • BrF5
  • K2O
  • KH
  • Al(OH)3
  • SF6
  • Al2O3
  • AlH3
  • NaOH
  • BrF3
  • FeO
  • LiH
  • Cu(OH)2
  • PF5
  • Cr2O3 
  • MgH2
  • Cr(OH)2 
  • PCl3
  • CuO
  • RbH
  • Pb(OH)2
  • As2Se3
  • PtO2
  • GeH4
  • Sr(OH)2
  • CS2
  • SrO
  • CsH
  • La(OH)3
  • BrCl
  • Na2O
  • BeH2
  • AgOH
  • As2Se5
  • MgO
  • SnH4
  • KOH
  • Si3N4
  • Rb2O
  • CaH2
  • Fe(OH)2
  • BrF
  • MnO2
  • PbH4
  • Pt(OH)2
  • IF7
  • Cu2O
  • SrH2
  • Ga(OH)3
  • IBr3
  • Fe2O3
  • NaH
  • Co(OH)2
  • B2S3
  • CrO
  • MgH2
  • Ce(OH)3
  • SiC
  • CrO3
  • AlH3
  • Cd(OH)2
  • BP
  • BaO
  • LiH
  • Ni(OH)2
  • ICl3
  • PbO2
  • SnH4
  • Ba(OH)2
  • CCl4

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.


Partes: 1, 2, 3, 4, 5, 6


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