MINISTERIO DE EDUCACION
INSTITUTO FERMIN NAUDEU

PRESENTADO POR:
Erick Moreno


PRESENTADO PARA:
Ana Góngora







grupo
X-H


CIBER CUADERNO DE QUIMICA

apuntes teóricos
Practica y talleres
resúmenes y mapas conceptuales
vocabulario
Tiras cómicas

apuntes teóricos



Plan Bimestral de Química IIIbimestre Prof. Ana Petit Góngora

1-Clasificacion delos elementos de acuerdo con la configuraciones electrónica.
1.1-Comportamiento químico de los elementos.
1.2- Ordenamiento de los elementos de acuerdo con la posición de los últimos electrones en sus átomos (electrones del nivel más extremo). 1.2.1-Elementos representativos (Nombre y forma de representarse)
1.2.1.1-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos I a, o s 1
1.2.1.2-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo IIA, O s2
1.2.1.3-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo IIIA o p1
1.2.1.4-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo IV A O p2
1.2.1.5-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo VA o p3
1.2.1.6-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo VIA O p3
1.2.1.7-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo VIIA o p4
1.2.1.8-Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIA o p6
1.2.2-Elementos de transición (Nombre y formas de representación)
1.2.2.1-Caracteristicas y propiedades de los elementos del Grupo III B O d1
1.2.2.2-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos IVB o d2
1.2.2.3-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VB O d3
1.2.2.4-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VIB o d4
1.2.2.5-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VIIB o d5
1.2.2.6-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos VIIIB o (d6, d7, d8 )
1.2.2.7-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos IB o d9
1.2.2.8-Caracteristicas y propiedades de los elementos de Grupos II B o d10
1.2.3-Elemento de transición interna o de tierra raras.
1.2.3.1-Caracteristicas y propiedades de los elementos lantánidos, o del f1 al f14
1.2.3.2-Caracteristicas y propiedades de los elementos actínidos, o del f1 al f4.
1.2.4 Formación de iones de los elementos.
1.2.4.1-Capacidad de enlace o de valencias y su representación en la tabla periódica
1.2.4.2-Valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poli atómicos.
1.2.3.1-Variciones en la tabla periódica de algunas propiedades de los elementos
1.2.3.2-Afinidad electrónica y sus variaciones en la tabla periódica
1.2.3.3-Electronegatividad y su variación en la tabla periódica
1.2.3.4-Carácter acido-bases y sus variaciones en la tabla periódica
1.2.3.5-Carácter metálico y sus variaciones en la tabla periódica.
1.2.3.6-Pontencial de ionización y su variación en la tabla periódica
1.2.3.7-Radio atómico y radio iónico y su variación en la tabla periódica
1.3-Concepto de enlace para la formación de compuestos.
1.3.1-Tipos de enlace
1.3.1.1-Enlace sencillo y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.2-Enlaces dobles y triples y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.3-Enlaces iónicos, covalente (polares y coordinado) y algunos ejemplos de compuestos.
1.3.1.4-Enlace de hidrogeno y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.5-Enlace metálico y algunos ejemplos de compuestos
1.3.1.6-Variacones del enlace en los compuestos binarios y terciarios
1.3.1.7-Ordenamiento de los elementos de acuerdo a sus valencias y números de oxidación
1.4-Familias metálicas de los elementos y sus configuraciones electrónica.
1.4.1-Metales Alcalinos
1.4.2-Metales Alcalinotérreos
1.4.3-Metales de transición o Metales relacionados
1.5-Familias no metálicas de los elementos y sus configuraciones electrónica
1.5.1-Gases nobles
1.5.2-Familia del boro
1.5.3-Familias del carbono
1.5.4-Familias del nitrógeno
1.5.5-Calcogenos
1.5.6-Halogenos
2-Formacion, formulación y nomenclatura de los compuestos químicos binarios, ternarios y superiores.
2.1-Formacion, formulación y nomenclatura de las bases
2.2-Formacion, formulación y nomenclatura de los óxidos.
2.3-Formacion, formulación y nomenclatura de ácidos
2.4-Formacion, formulación y nomenclatura de las sales


3-Determinacion de las masas moleculares de los compuestos químicos
3.1-Determinacion de las formulas de los compuestos químicos a partir de su análisis elemental.


Desarrollo

1.Clasificación de los elementos de acuerdo con la configuración electrónica.
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la forma llamada larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.
La interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos está dada en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo. En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de la “Capa electrónica”, que sostiene que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia +1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.
1.1- Comportamiento químico de los elementos
La agrupación de los elementos en la tabla periódica hace que resalten sus propiedades y características. Por ejemplo, al ganar electrones los elementos aumentan en electronegatividad y lo hacen los elementos que están a la derecha y hacia arriba de la tabla periódica. Así, flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. La reactividad de los elementos aumenta al aumentar los períodos, haciendo que helio sea el elemento más inerte de la tabla periódica.
Las diferencias en energía de ionización también se pueden visualizar en la tabla periódica, aumentando con incrementos en el número atómico de los elementos. Así, los elementos del grupo 1 tienen la energía de ionización más baja y los gases nobles, la más alta.
Los elementos del grupo 1 son los más metálicos de la tabla periódica disminuyendo esta propiedad al aumentar el grupo hacia la derecha de la tabla.
Las propiedades de los elementos están directamente vinculadas con la configuración electrónica de los átomos de los elementos, y los elementos que tienen configuraciones electrónicas semejantes, tienen propiedades semejantes.
La forma larga de la tabla periódica que generalmente se usa a construido preciosamente para destacar las configuraciones electrónicas y la ubicación de los elementos, ya sea formando parte de los grupos o de los periodos, dependiendo de la información que deseamos de obtener.
Puesto que los electrones diferenciales los que participan en las interacciones químicas de los átomos y formando ellos parte de un subnivel determinado (s,p.d,f) su ubicación en la tabla periódica nos permite relacionarlos con el comportamiento químico de los elementos y así agruparlos para sistematizar la clasificación de los mismos.
A lo largo del siglo XIX aumentó espectacularmente el número de los elementos químicos conocidos. Se comprobó, además, que entre algunos elementos existían notables semejanzas en sus propiedades químicas y físicas. Ante este hecho, y con objeto de presentar de modo racional los conocimientos de la Química, se creyó que podría ser muy útil ordenar los elementos de algún modo que reflejase las relaciones existentes entre ellos.
Tras varios intentos, en 1869 el químico ruso D. Mendeleiev presentó una tabla en la que aparecían los elementos distribuidos en filas y columnas, agrupados ordenadamente en diversas familias, siguiendo un orden creciente de masas atómicas.
En la actualidad esta tabla aparece bastante modificada, ya que se ordenan los elementos por orden creciente de número atómico. Dicha tabla, a la que llamamos Tabla Periódica o Sistema Periódico, es una expresión de las relaciones que existen entre los elementos químicos. Por eso, favorece su estudio y nos permite deducir muchas de sus propiedades con sólo saber su situación en ella.
Las 7 filas horizontales reciben el nombre de períodos y las 18 filas verticales o columnas se llaman grupos. Algunos de estos grupos tienen nombres especiales; así ocurre con el 16, los calcógenos (O,S,Se,Te); el 17, los halógenos (F,Cl,Br,I), o el 18, los gases nobles (He,Ne, Ar,...).
1.2.Ordenamiento de los elementos de acuerdo con la posición de los últimos electrones en sus átomos (electrones del nivel más externo).
Observe la siguiente tabla periódica:
TABLA PERIÓDICA DE LOS ELEMENTOS

Grupo
1
2

3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
15
16
17
18

I
II











III
IV
V
VI
VII
VIII
Periodo



















1
1H

















2He
2
3Li
4Be











5B
6C
7N
8O
9F
10Ne
3
11Na
12Mg











13Al
14Si
15P
16S
17Cl
18Ar
4
19K
20Ca

21Sc
22Ti
23V
24Cr
25Mn
26Fe
27Co
28Ni
29Cu
30Zn
31Ga
32Ge
33As
34Se
35Br
36Kr
5
37Rb
38Sr

39Y
40Zr
41Nb
42Mo
43Tc
44Ru
45Rh
46Pd
47Ag
48Cd
49In
50Sn
51Sb
52Te
53I
54Xe
6
55Cs
56Ba
*
71Lu
72Hf
73Ta
74W
75Re
76Os
77Ir
78Pt
79Au
80Hg
81Tl
82Pb
83Bi
84Po
85At
86Rn
7
87Fr
88Ra
**
103Lr
104Rf
105Db
106Sg
107Bh
108Hs
109Mt
110Ds
111Rg
112Uub
113Uut
114Uuq
115Uup
116Uuh
117Uus
118Uuo
Lantánidos
*
57La
58Ce
59Pr
60Nd
61Pm
62Sm
63Eu
64Gd
65Tb
66Dy
67Ho
68Er
69Tm
70Yb


Actínidos
**
89Ac
90Th
91Pa
92U
93Np
94Pu
95Am
96Cm
97Bk
98Cf
99Es
100Fm
101Md
102No




Los elementos que exhiben propiedades semejantes están agrupados en GRUPOS O FAMILIAS los cuales en esta tabla están resaltados de un color específico (arbitrario) y reciben un nombre que los identifica. Por ejemplo, los elementos resaltados en amarillo, se caracterizan porque las distribuciones electrónicas de estos elementos terminan en el subnivel s, s1 el primer grupo; y s2 el segundo grupo. Son elementos muy electropositivos (ceden sus electrones corticales con facilidad) y se les llama elementos alcalinos y alcalinotérreos, respectivamente. A este bloque de la Tabla periódica se le conoce como BLOQUE s por las razones antes expuestas. Incluye todos los períodos desde el 1 al 7mo y estos períodos representan los niveles energéticos en la configuración electrónica. Por ejemplo la distribución electrónica del Calcio, termina en 4s2 y la del Sodio en 3s1. Entre las características que presentan estos elementos tenemos que son metales muy blandos, quebradizos, apariencia opaca, generalmente blanquecina o plateada, y algunos forman parte de los compuestos llamados sales haciendo el papel de ión positivo o catión.
Los elementos resaltados en celeste, representan aquellos elementos cuyas distribuciones electrónicas terminan en el subnivel d, los cuales son 10 grupos que van desde el d1 hasta el d10 , y como se puede apreciar en la tabla, parten del período 4, que representa el cuarto nivel energético hasta el séptimo. A este bloque de la Tabla Periódica se le conoce como el BLOQUE d. Se les conoce como elementos de transición y se caracterizan porque en ellos se da con frecuencia saltos electrónicos durante la distribución electrónica. Estos saltos energéticos le dan ciertas propiedades particulares a estos elementos tales como brillo metálico, son muy duros, conducen la electricidad y el calor, entre otras.
Los elementos del mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento químico porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación, aunque es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos saben, desde hace mucho tiempo, que el primer miembro de cada grupo (el elemento del segundo periodo, desde el litio hasta el flúor) difiere del resto de los miembros del mismo grupo. Por ejemplo, el litio presenta muchas, pero no todas las propiedades características de los metales alcalinos. De forma semejante, el berilio es, hasta cierto punto, un miembro atípico del grupo 2a, y así sucesivamente. La diferencia puede atribuirse al tamaño muy pequeño del primer miembro de cada grupo. Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos son las relaciones diagonales. Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica. De manera específica, los tres primeros miembros del segundo periodo (Li, Be y B) presentan muchas semejanzas con los elementos localizados en forma diagonal debajo de ellos en la tabla periódica la explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de la carga de sus cationes (densidad de carga es la carga de un ión dividida por su volumen) los elementos con densidades de carga parecida reaccionan de manera semejante con los aniones y, por lo tanto, forman el mismo tipo de compuestos. Así, la química del litio, en algunos aspectos, es semejante a la del magnesio. Lo anterior se puede afirmar también para el berilio y el aluminio y para el boro y el silicio. Se dice que cada uno de estos pares tiene relación diagonal.
Fig. _ Orden del carácter metálico: Chocolate: Metales alcalinos, verde: alcalinotérreos, Dorado: M.de transición, Gris oscuro: metales, Gris claro: metaloides, blanco. no metales.
Se debe recordar que la comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es más válida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Estos lineamientos se aplican a los elementos de los grupos 1a y 2a, ( en la imagen, color chocolate y verde, respectivamente) ya que todos son metálicos, y a los elementos de los grupos 7a y 8ª ( dos últimas columnas), que todos son no metales. En el caso de los grupos 3a al 6ª (bloque p), donde los elementos cambian de no metales a metales o de no metales (en la imagen, color blanco) a metaloides (en la imagen, color gris claro), es natural esperar una gran variación en las propiedades químicas aun cuando los miembros del mismo grupo tengan configuraciones electrónicas externas semejantes.
1.2.1- Elementos representativos (Nombre y forma de representarse)
Los subgrupos distinguidos con la letra A incluyen a los elementos representativos, Así, por ejemplo la columna IA (con excepción del hidrógeno) contiene los elementos llamados metales alcalinos, los de la columna IIA, los elementos alcalinotérreos, los IIIA, elementos térreos, los IVA, elementos carbonoides, los VA elementos nitrogenoides, los elementos VIA elementos calcógenos, los elementos VIIA elementos halógenos y los elementos VIIIA elementos gases nobles.
En estos elementos, la cantidad de electrones de valencia está dada por el número de cada columna. Por ejemplo el sodio (Na) está en el grupo IA, por tanto tiene un electrón de valencia, el aluminio está en el grupo IIIA, tiene tres electrones de valencia; el azufre está en el grupo BVIA tiene seis electrones de valencia. El helio, que está en el grupo VIIIA, es la excepción a la regla, ya que tiene solo dos electrones de valencia.
1.2.1.1- Características y propiedades de los elementos del Grupo IA, o s1
Estos son los elementos pertenecientes a la primera columna de la tabla periódica, encabezado por el hidrógeno. Con excepción de este elemento todos los demás son sólidos llamados también elementos térreos. En orden descendente tenemos: Litio (3Li), sodio (11Na), potasio (19K), rubidio (37Rb), cesio (55Cs) y francio ( 87Fr), aunque este últimos es tan raro que muy poco se ha estudiado.







A estos elementos se les conoce como “Metales alcalinos” y se agrupan en una serie de seis elementos químicos en el grupo IA del sistema periódico. Comparados con otros metales, se observa que son blandos, tienen puntos de fusión bajos, y son tan reactivos que nunca se encuentran en la naturaleza si no es combinados con otros elementos. Son poderosos agentes reductores, o sea, pierden fácilmente un electrón, y reaccionan violentamente con agua para formar hidrógeno gas e hidróxidos del metal (bases fuertes).
1.2.1.2- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIA, o s2
Los metales alcalinotérreos, es una serie de seis elementos químicos que se encuentran en el grupo 2 (o IIA) del sistema periódico. Son poderosos agentes reductores, es decir, se desprenden fácilmente de los electrones. Son menos reactivos que los metales alcalinos, pero lo suficiente como para no existir libres en la naturaleza.
Aunque son bastante frágiles, los metales alcalinotérreos son maleables y dúctiles. Conducen bien la electricidad y cuando se calientan arden fácilmente en el aire. Los metales alcalinotérreos son, por orden de número atómico creciente: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Sus óxidos se llaman tierras alcalinas.
En orden descendente tenemos: Berilio (4Be), magnesio (12Mg), calcio (20Ca), estroncio (38Sr) y radio (88Ra).
1.2.1.3- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIA, o p1
Estos son los elementos pertenecientes a la familia del Boro llamados también elementos térreos. En orden descendente tenemos: Boro (5B), aluminio (13Al), galio (31Ga), indio (49In) y talio (81Tl).
El ununtrium es un elemento artificial que se integra a este grupo. El nombre del grupo térreos deriva de la arcilla (contiene aluminio) y se encuentra en desuso.Constituyen más del 7% en peso de la corteza terrestre, sobre todo el aluminio (metal más abundante y tercer elemento más abundante después de oxígeno y silicio). El Indio y el talio son muy raros. Son bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc. Su configuración electrónica muestra tres electrones de valencia (2 electrones s y 1 electrón p), por lo que el estado de oxidación que alcanzan es +3; galio, indio y talio presentan además +1, aumentando la tendencia a formar compuestos con este estado de oxidación hacia abajo. En general, se parecen a los metales alcalinotérreos, aunque el boro es no metal; el carácter metálico aumenta hacia abajo. Esto se traduce en una gran diferencia de propiedades: el boro es duro (dureza entre el corindón y el diamante) y el talio es un metal tan blando que puede arañarse con las uñas.Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; el TlOH es una base fuerte. Sólo el boro y el aluminio reaccionan directamente con el nitrógeno a altas temperaturas, formando nitruros muy duros. Reaccionan con los halógenos formando halogenuros gaseosos (boro, aluminio, galio e indio) y sólido (talio). La mayoría de las sales (haluros, nitratos, sulfatos, acetatos y carbonatos) son solubles en agua.
No se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3. El boro no conduce la corriente, el aluminio y el indio son buenos conductores y los otros dos malos.
Sus aplicaciones en estado puro son: boro en industria nuclear, semiconductores (dopado) y aleaciones, aluminio en aleaciones ligeras y resistentes a la corrosión, galio en semiconductores (arseniuro de galio), indio en aleaciones y semiconductores, talio en fotocélulas, vidrios. El talio es muy tóxico.
La basicidad de los óxidos que forman estos elementos aumenta al incrementarse el número atómico. Sus compuestos son covalentes.
Las propiedades varían desde el carácter no metálico del boro, cuyo estado de oxidación es +3. El talio con su estado de oxidación +1, de mayor estabilidad y que forma compuestos iónicos.
El boro es inactivo a temperatura ambiente al igual que el carbono y el silicio. No existe tendencia de sus átomos a perder electrones externos y formar cationes simples, pues sus iones tendrían densidades de cargas tan altas que su existencia es imposible. Estos átomos reaccionan compartiendo electrones para formar enlaces covalentes. Con los halógenos reacciona liberando calor.
1.2.1.4- Características y propiedades de los elementos del Grupo IVA, o p2
Estos son los elementos pertenecientes a la familia del Carbono llamados también elementos carbonoides. En orden descendente tenemos: Carbono (6C), aluminio (14Si), germanio ( 32Ge), estanio ( 50Sn) y plomo (82Pb).
En el grupo IVA encontramos que los elementos carbono y silicio difieren tanto de los otros miembros de la familia germanio, estaño y plomo que se recomienda no estudiarlos colectivamente. De hecho los elementos metálicos de esta familia, los tres últimos anotados, se asemejan más a los elementos del grupo IVB (Ti, Zr y Hf) que a los no metales carbono y silicio. Existe una mayor semejanza entre las familias A y B del grupo IV que en cualquier otro grupo. Las tendencias de las familias pueden resumirse como sigue:
IVA VA VIA VIIA
No metal no metal no metal no metal
Metal metaloide

Metal metal metaloide no metal

Las propiedades del carbono y del silicio, que son los no metales de este grupo se diferencian de las propiedades de los otros no metales especialmente en sus puntos de fusión tan elevados. Son sólidos rígidos, considerarse como moléculas gigantes consistente en un enorme número de átomos. El silicio sólo existe en una forma cristalina, mientras que el carbono posee dos formas perfectamente caracterizadas que son famosas por sus diferencias físicas. El grafito (sustancia negra y blanda, grasoso al tacto y el diamante, sólido incoloro que puede cortarse en cristales brillantes y es el mineral más duro y abrasivo que se conoce. Ambas sustancias consisten en agrupación de átomos de carbono exclusivamente.
El carbono y el silicio reaccionan con el oxígeno formando óxidos (CO2 CO, SiO2).
El dióxido de carbono no es tóxico, pero si su concentración en el aire es muy elevada (arriba del 20%) es nocivo, pues disminuye la concentración de oxígeno y tiene efectos fisiológicos (desvanecimiento, mal funcionamiento de los músculos respiratorios, y variaciones en el pH de la sangre). A una temperatura de – 78.5º se sublima y produce hielo seco (CO2 sólido).
1.2.1.5- Características y propiedades de los elementos del Grupo VA, o p3
Se Trata de los elementos que pertenecen a la familia del Nitrógeno llamados también elementos nitrogrnoides. En orden descendente tenemos: Nitrógeno (7N), fósforo (15P), arsénico ( 33Ar), antimonio ( 4951Sb) y bismuto (83Bi).
Cada uno de estos elementos tiene cinco electrones (s2p3) en su nivel energético principal más externo; son el nitrógeno, el fósforo, el arsénico, el antimonio y el bismuto. Aunque son similares en algunos aspectos, son más notables por sus diferencias. La variación escalonada de características no metálicas a metálicas dentro de un mismo grupo, es más evidente en la familia del nitrógeno que en cualquiera otra. En este grupo el nitrógeno (como en el caso del oxígeno en el grupo VIA) difiere grandemente de los demás elementos del grupo VA. En la siguiente tabla se muestran algunas de las propiedades más importantes de la familia nitrogenoide:
Tabla… PROPIEDADES FÍSICAS DE LA FAMILIA DE LA FAMILIA DEL NITRÓGENO

NITRÓGENO(N)
FÓSFORO (P)
ARSÉNICO (As)
ANTIMONIO (Sb)
BISMUTO(Bi)
Apariencia física
Gas incoloro
Sólido blanco ceroso, rojo (violeta) o negro
Sólido gris acerado
Sólido blanco azuloso, brillo metálico
Sólido blanco rosado, brillo metálico

Fórmula molecular
N2
P4
As4
Sb
Bi
Punto de fusión(ªC)
-210
44 (blanco)
592 (rojo)
814
630
271
Punto de ebullición (ªC)
-196
280
610
1440
1420
Energía de ionización (ev)
14.5 (334kcal)
11.0 (254 kcal)
9.81 (226 kcal)
8.64 (199kcal)
7.20 (168kcal)
Radio atómico (A)
0.74
1.10
1.21
1.41
1.52
Radio del ión (A)
0.11
0.34
0.47
0.62
0.74
Estructura electrónica
2,5
2,8,5
2,8,18,5
2,8,18,18,5
2,8,18,32,18,5
Electronegatividad
3.0
2.1
2.0
1.8

En esta tabla podemos observar que se dan algunas de las propiedades más importantes de esta familia de elementos. La tendencia de no metálico a metálico es bastante evidente: tanto el antimonio como el bismuto tienen lustre 8brillo) metálico en superficies recién cortadas. Los valores de energía de ionización revelan que el nitrógeno es el que mantiene a sus electrones más firmemente, y el bismuto es el que menos. Las electronegatividades muestran que el nitrógeno tiene una afinidad electrónica alta, y esta afinidad disminuye al ir hacia abajo en el grupo.
Al comparar los radios atómicos de estos elementos vemos que aumenta con el aumento del número atómico del elemento; por lo que el bismuto tendrá un tamaño mayor y el nitrógeno será el más pequeño. Todos estos elementos excepto el nitrógeno son sólidos.
La propiedad química más sorprendente de la familia del nitrógeno (en realidad una de las propiedades químicas más sorprendentes de todos los elementos) es la inactividad del nitrógeno elemental. Con una electronegatividad de 3.0 (igual a la del cloro y superada solamente por la del oxígeno y la del flúor), el nitrógeno debería ser uno de los elementos más activos. En realidad, su resistencia a combinarse con otros átomos nace de la gran afinidad de los átomos de nitrógeno para combinarse entre sí. En las moléculas de nitrógeno elemental, N2, los dos átomos de nitrógeno comparten tres pares de electrones. A este tipo de enlaces se les denomina enlace covalente triple, o más simplemente enlace triple (N=N).
El Nitrógeno reacciona con algunos metales como el calcio, magnesio, litio y aluminio para formar nitruros del metal (Ejemplo Ca3N2).
En contraste con el nitrógeno y su ligera actividad, el fósforo es muy activo. Se quema fácilmente en el aire, formando trióxido o pentóxido de fósforo ( P4 O6, P4 O10 ) dependiendo de la cantidad de oxígeno disponible. La temperatura de inflamación del fósforo blanco es aproximadamente la ambiental, por lo tanto este elemento tiende a producir combustión espontánea. La del fósforo rojo es mucho mayor. El fósforo reacciona vigorosamente con los halógenos formando PCl3, PBr3, PBr5. El antimonio, arsénico y bismuto no son afectados por el oxígeno a temperaturas normales, pero a elevadas temperaturas forman el trióxido.
Los halógenos se combinan directamente con los elementos del grupo VA excepto el nitrógeno, para formar pentahaluros o trihaluros.
La tendencia a ganar electrones y convertirse en iones negativos, o de estar en un estado de oxidación negativo, es característica de los no metales. En la familia del nitrógeno éste tiene la mayor tendencia a tener el estado de oxidación de -3, pero el bismuto no forma compuestos estables con este estado de oxidación. Los compuestos hidrogenados muestran esta tendencia a la perfección, sólo el del nitrógeno, NH3 es lo suficientemente estable como para prepararse por unión directa de los elementos.
1.2.1.6- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIA, o p4
Se trata de elementos pertenecientes a la familia del Oxígeno y reciben el nombre de calcógenos o anfígenos. En orden descendente tenemos: Oxígeno (8O), azufre (16S), selenio (34Se), telurio (52Te) y polonio (84Po).
Estos elementos son oxígeno, azufre, selenio, telurio y polonio. En esta familia el oxígeno es tan diferente en propiedades físicas y químicas del resto de los miembros del grupo que es conveniente estudiarlo por separado.
De tal forma que esta familia la estudiaremos con un subgrupo, la familia del azufre, constituida por azufre (S), selenio (Se) y telurio (Te), mencionando al oxígeno con fines comparativos.
Cada uno de los elementos de esta familia posee seis electrones (s2 p4) en su nivel energético principal más externo. Esto hace que exhiban las propiedades físicas que se presentan en la siguiente tabla:
Tabla… PROPIEDADES FÍSICAS DE LA FAMILIA DE LA FAMILIA DEL AZUFRE

OXÍGENO(O)
AZUFRE (S)
SELENIO (Se)
TELURIO(Te)
Apariencia física
Gas incoloro
Sólido amarillo
Sólido gris o rojo
Sólido blanco plateado

Fórmula molecular
O2
S2 , S4 , S6 , S8
Se2 , Se8
Te2 , Te8
Punto de fusión(ªC)
-218.8
(312kcal)
119.0
(239kcal)
217
(225kcal)
450
(208kcal)
Punto de ebullición (ªC)
-183
444.6
685
1087
Energía de ionización (ev)
13.55
10.36
9.75
9.01
Radio atómico (A)
0.66
1.04
1.14
1.32
Radio del ión (A)
1.40
1.84
1.98
2.21
Estructura electrónica
2,6
2,8,6
2,8,18,6
2,8,18.18.6
Electronegatividad
3.5
2.5
2.4
2.1
En esta tabla se puede ver claramente que el oxígeno resalta en la serie en su punto de fusión, de ebullición y radio atómico muy bajos, en cambio en su energía de ionización y su electronegatividad son muy altas. Las tendencias más comunes que se deducen de esta tabla son aumento en los puntos de fusión y de ebullición y en el tamaño del radio atómico a medida que el número atómico aumenta y, disminución en la energía de ionización y en la electronegatividad a medida que el número atómico aumenta. El siguiente esquema muestra un diagrama de los tamaños relativos de estos átomos.
ta tabla se puede ver claramente que el ox
El grupo VI A proporciona un magnífico ejemplo en apoyo de la generalización de que en las familias A, los elementos se tornan más metálicos a medida que el número atómico aumenta. Mientras que el oxígeno y el azufre son no metales típicos, con conductividades térmicas y eléctricas bajas, el telurio es similar a muchos metales en cuanto a conductividad eléctrica. Además, el telurio y una de las formas del selenio, poseen apariencia de metales. La forma metálica del selenio tiene una rara propiedad digna de mención, que es su conductividad eléctrica, aunque baja, aumenta notablemente cuando se expone a la acción de los rayos luminosos. De aquí que el selenio se utilice en instrumentos de medición de intensidad de luz y en los interruptores automáticos que encienden luces cuando el sol se pone y las apaga al retornar la luz matinal.
En cuanto a las propiedades químicas de estos elementos, una de las características distintivas es que sus átomos tienen todos 4 electrones p en el nivel de energía externo. Por lo tanto, estos átomos reaccionan frecuentemente como agentes oxidantes, adquiriendo un estado de oxidación de -2.
El Oxígeno es el agente oxidante más fuerte y el telurio el más débil. El azufre, el selenio y el telurio pueden ser oxidados por agentes oxidantes más fuertes por ejemplo oxígeno o alguno de los halógenos. Cuando se oxidan, estos elementos tienden a estar en un estado de +4 o +6, tal como en los compuestos SO2, TeO2, SeO2, y SO3, SeO3, TeO3. Sin embargo se conocen también otros estados de oxidación.
Con los metales el azufre reacciona como aceptor de electrones; con la mayoría de los no metales, actúa como donador. El hecho de que sea tanto como agente oxidante como agente reductor, explica su capacidad de combinación con todos los elementos, excepto oro, platino y los gases nobles. A pesar de esto el azufre no es muy reactivo, a menos que se caliente a temperaturas superiores a su punto de fusión. El telurio y el selenio tienen propiedades similares pero algo menos activos que el azufre.
1.2.1.7- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIA o p5
Estos son los elementos pertenecientes a la familia de los halógenos llamados también elementos térreos. En orden descendente tenemos: Flúor(9F), cloro (17Cl), bromo ( 31Br), yodo ( 53I) y astato (81Sa).
Los elementos flúor, cloro bromo y yodo se conocían con el nombre de halógenos desde mucho antes de que la moderna teoría atómica loas agrupara en una familia de la tabla periódica. Sin embargo las similitudes de estos elementos pueden explicarse aún mejor con esta teoría atómica. Cada uno de ellos tiene siete electrones (s2p5) en su nivel energético principal más externo. En la siguiente tabla se aprecia como varían las propiedades de manera regular al pasar de un elemento a otro:
Tabla… PROPIEDADES FÍSICAS DE LA FAMILIA DE LOS HALÓGENOS

FLÚOR (F)
CLORO (Cl)
BROMO (Br)
YODO(I)
Apariencia física
Gas amarillento
Gas verdoso

Líquido rojo oscuro

Sólido púrpura casi negro

Fórmula molecular
F2
Cl2
Br2
I2
Punto de fusión(ªC)
-218
-101
-7
114
Punto de ebullición (ªC)
-188
-34
59
184
Energía de ionización (ev)
17.34
(400kcal)
12.95
(200kcal)
11.80
(272kcal)
10.6
(244kcal)
Radio atómico (A)
0.72
0.99
1.14
1.33
Radio del ión (A)
1.36
1.81
1.95
2.16
Estructura electrónica
2,7
2,8,7
2,8,18,7
2,8,18,18,7
Electronegatividad
4.0
3.0
2.8
2.5
El aumento de los puntos de fusión y ebullición al aumentar el número atómico, se explica por el hecho de que mientras mayores son las moléculas, mayores son las masas y también las atracciones intermoleculares. Las moléculas de I2 tienen el mayor número de electrones alejados del núcleo positivo; y puesto que estos electrones son atraídos por los núcleos de otros átomos de yodo, las fuerzas de van der Waals de este elemento son más fuertes que en los otros halógenos, que son de menor tamaño.
Después de los gases nobles, los halógenos tienen las energías de ionización más elevadas de todos los elementos. Estos altos valores están asociados con los casi completos subniveles p. La tendencia de las energías de ionización del grupo VIIA revela que el átomo de flúor es el que tiene los electrones más firmemente unidos, y el yodo el que menos. Esta tendencia puede correlacionarse con los tamaños de los átomos que se muestra a continuación en el esquema:
En cuanto a las propiedades químicas de estos elementos podría señalarse que aunque la baja presión de vapor del yodo evita altas concentraciones en el aire. El bromo líquido es uno de los reactivos de laboratorio más peligrosos, debido a sus efectos sobre los ojos y sobre las fosas nasales, ya que causa graves quemaduras en la piel. El cloro y el flúor, generalmente manejados al estado gaseoso, deben usarse siempre en campanas de extracción o en habitaciones perfectamente ventiladas. Todos los halógenos deben guardarse alejados de sustancias que puedan oxidarse.
La tendencia del poder de oxidación muestra que hay una disminución gradual de actividad química al ir del flúor al yodo. La molécula diatómica del flúor F2 es el agente oxidante más fuerte de todos los elementos en sus estados normales, aunque el átomo de cloro tenga mayor afinidad electrónica que el flúor. Tanto el flúor como el cloro intervienen en reacciones de combustión de manera similar a lo que acontece con el oxígeno. El hidrógeno y los metales activos se queman con cualquiera de estos dos gases con liberación de calor y luz.
Los halógenos reaccionan con mucha facilidad con la mayoría de los metales. EL bromo y el yodo no reaccionan con el oro, el platino y alguno de los metales nobles, pero el flúor y el cloro atacan a estos metales.
Las soluciones acuosas de cloro y bromo son agentes oxidantes fuertes. El agente oxidante de estas soluciones es generalmente el ácido hipocloroso, HClO, o el ácido hipobromoso, HBrO.
En el compuesto HXO, X tiene un estado de oxidación de +1 y tiene una fuerte tendencia a atraer uno o dos electrones.
Con el hidrógeno X2 + H2 è 2HX
La reacción ocurre con violencia explosiva con el flúor e incluso para el cloro, pero con el bromo y con el yodo es lenta.
Se dice que las reacciones son fotoquímicas porque ocurren mucho más rápidamente si están expuestas a la energía radiante. Una mezcla de hidrógeno y cloro puede mantenerse en la oscuridad por bastante tiempo pero cuando la mezcla se expone a la luz solar provoca se produce una violenta combustión.
Aunque no se han encontrad trazas de yodo elemental en la naturaleza, los halógenos son químicamente muy activos como aceptores de electrones, para existir en forma elemental en nuestro mundo así como existen otros átomos, iones y moléculas por ello se encuentran en forma de compuestos. Su estado más común es como ión haluro (F-, Cl-, Br-, I-) estos iones siempre están asociados con iones positivos ( compuestos) Puesto que los compuestos de los haluros son casi siempre solubles en agua, los iones haluros son muy frecuentes en el mar, en los lagos salados y en los yacimientos salinos subterráneos que se formaron hace muchos años por evaporación de masas de agua salada.
Los halógenos tienen un importante papel en las reacciones químicas de nuestros organismos. El agua potable contiene trazas de ión cloruro y este ión es uno de los esenciales en la sangre y en los jugos gástricos. El agua contiene, generalmente, cantidades muy pequeñas de iones yoduro. En los lugares en los que el agua carece de este elemento, prevalece el bocio, condición de la glándula tiroides. El agua con trazas de fluoruro ayuda a prevenir la caries dental, pero un exceso del mismo puede causar pérdida del esmalte. Hoy en día algunos odontólogos utilizan trazas de cloruro para blanquear el esmalte dental.
El bromo es un líquido extremadamente volátil a temperatura ambiente; libera un venenoso y sofocante vapor rojizo compuesto por moléculas diatómicas. En contacto con la piel produce heridas de muy lenta curación. Es ligeramente soluble en agua, 100 partes de agua disuelven en frío unas 4 partes de bromo y, en caliente, unas 3 partes. A temperaturas inferiores a 7 °C forma junto con el agua un hidrato sólido y rojo Br2·10H2O. En presencia de álcalis el bromo reacciona químicamente con el agua para formar una mezcla de ácido bromhídrico (HBr) y ácido hipobromoso (HOBr). El bromo es fácilmente soluble en una amplia variedad de disolventes orgánicos, como el alcohol, éter, triclorometano (cloroformo) y disulfuro de carbono. Reacciona químicamente con muchos compuestos y elementos metálicos, y es ligeramente menos activo que el cloro.
El bromo no se encuentra en la naturaleza en estado puro, sino en forma de compuestos. El bromo puede obtenerse a partir del bromuro mediante un tratamiento con dióxido de manganeso o clorato de sodio. El aumento de la demanda ha llevado a producir el bromo a partir del agua de mar, que contiene una proporción de 65 partes de bromo por millón.
El cloro es un elemento activo, que reacciona con agua, con compuestos orgánicos y con varios metales. Se han obtenido cuatro óxidos: Cl2O, ClO2, Cl2O6 y Cl2O7. No arde en el aire, pero refuerza la combustión de muchas sustancias; una vela ordinaria de parafina, por ejemplo, arde en cloro con una llama humeante. El cloro y el hidrógeno pueden mantenerse juntos en la oscuridad, pero reaccionan explosivamente en presencia de la luz. Las disoluciones de cloro en agua son comunes en los hogares como agentes blanqueadores.
La mayor parte del cloro es producida por la electrólisis de una disolución ordinaria de sal, obteniéndose hidróxido de sodio como subproducto. Debido a que la demanda de cloro excede a la de hidróxido de sodio, industrialmente se produce algo de cloro tratando sal con óxidos de nitrógeno, u oxidando el cloruro de hidrógeno. El cloro se transporta como líquido en botellas de acero. Se usa para blanquear pulpa de papel y otros materiales orgánicos, para destruir los gérmenes del agua y para preparar bromo, tetraetilplomo y otros productos importantes.
1.2.1.8- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIA o p6
Estos son los elementos pertenecientes a la familia de gases nobles o inertes. En orden descendente tenemos: Argón (10Ar), kriptón (36Kr), xenón (54Xe), radón ( 86Rn).
Estos elementos no se combinan con facilidad con los de otros grupos. En la naturaleza (aire seco) estos gases se encuentran en proporciones mínimas, por ejemplo el argón, un 0.93% en volumen, el neón, un 0.002%, el helio, 0.0005%. El otro gas noble, el radón, es radiactivo y tiene una vida media muy corta, por lo que no existe en cantidades apreciables en la atmósfera. Estos gases pueden obtenerse por medio de una destilación fraccionada y cuidadosa del aire líquido. Sin embargo, y debido a que el helio, el kriptón y el xenón son bastante escasos en el aire, no pueden obtenerse en cantidades apreciables con este proceso.
El helio se encuentra en concentraciones bastante altas en algunos minerales (especialmente en pozos de Kansas y Texas, Estados Unidos).
El argón, que forma aproximadamente el 10% de la atmósfera argón puede sustituir al helio en cualquier proceso. La operación de soldar titanio y otros metales similares en la construcción de aeroplanos y cohetes, requiere una atmósfera inerte y el argón es adecuado para dicho propósito. Se usa también en bombillas, focos incandescentes, pues no reacciona con el alambre de wolframio al rojo blanco, tal como lo hace el nitrógeno y el oxígeno.
El neón, el helio y el argón se utilizan en las “luces de neón”.
Esta carencia de reactividad química estaba asociada con la capa electrónica externa que está completa con ocho electrones para todos estos elementos excepto para el helio, sin embargo, ya se ha obtenido el primer compuesto de un gas noble, el hexafluoruroplatinato de xenón, XePtF6, y desde entonces se han preparado diversos compuestos binarios de xenón, kriptón y radón. Como fluoruros y óxidos: XeF2 , XeF4, XeF6,, XeO3, KrF4, RnF3; los cuales son sólidos cristalinos incoloros y aunque algunos son bastante estables a temperatura ambiente, otros son inestables.
1.2.2- Elementos de transición
Constituyen las columnas situadas entre los grupos IIA(a la izquierda) y IIIA (a la derecha), o sea los grupos IIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB, IB y IIB. En estos, a medida que aumenta el número atómico, los electrones van a un nivel interior en vez de ir a un nivel más externo. Así, por ejemplo, en el cuarto período (cuarta fila9, el calcio 8Ca) tiene la estructura electrónica Is2 2s2,2p6 3s2 3p6 4s2 pero el siguiente elemento, el escandio (Sc) no tiene una estructura 4s2 4p6, sino la que le corresponde es 3d1 4s2. Los nueve elementos siguientes al calcio van llenando progresivamente el subnivel 3d hasta completarse en el cinc (Zn).
En el elemento siguiente, el galio comienza a llenarse el orbital p del nivel del número cuántico principal 4.
Todos los elementos de transición son metales. Los de transición interna se caracterizan por presentar los niveles electrónicos d y f incompletos; se dividen en dos series: lantánidos o tierras raras, que comprenden desde el cerio (Ce) el cual sigue al lantano, hasta el lutecio; la serie de los actínidos comprende la serie de elementos cuyos números atómicos están entre 90 y 103. Los lantánidos y actínidos en conjunto se comportan como elementos del grupo IIA y ocupan posiciones especiales fuera del cuerpo principal de la tabla periódica por no poderse ubicar en forma adecuada en las posiciones que les corresponden en los períodos 6 y 7. En estos elementos se están llenando los niveles f (4f en los lantánidos y 5f en los actínidos).
Son en total 40 elementos de los grupos III al XII en la parte central de la Tabla Periódica, y se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades.
Estos elementos, como vemos, presentan múltiples valencias o estados de oxidación que varían desde +1 hasta +8 según los compuestos. Los elementos de transición tienen propiedades típicas de los metales son: maleables, dúctiles, conducen al calor y la electricidad, y tienen un brillo metálico. Tienen, además, por lo general densidades y puntos de fusión elevados y presentan propiedades magnéticas. Forman enlaces iónicos y covalentes con los aniones (iones cargados negativamente) y sus compuestos suelen tener colores brillantes. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros.Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos VIII, IX y X, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales.
1.2.2.1- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIIB, o d1
Formado por los siguientes elementos: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos. Con tres electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 1 electrón d de la capa penúltima) se parecen a los del grupo 13, aunque son menos nobles, carácter que disminuye al aumentar el número atómico. En gran parecido entre los elementos del grupo hace difícil su análisis. Presentan el estado de oxidación +3. Sus óxidos reaccionan con el agua formando hidróxidos, cuya fortaleza aumenta con el número atómico, siendo más fuertes que los hidróxidos del grupo 2.El único de importancia económica es el itrio.
1.2.2.2- Características y propiedades de los elementos del Grupo IVB, o d2
Estos son los elementos pertenecientes a la familia Titanio (22Ti), circonio ( 40Zr), hafnio ( 72Hf). El rutherfordio se incluye a este grupo.
Con cuatro electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 2 d de la penúltima), sus propiedades son parecidas a las del grupo 3, excepto que el número de oxidación que presentan es +4. Otros estados de oxidación son +3 y +2, aunque la estabilidad de los compuestos con estos estados de oxidación disminuye al bajar en el grupo.La existencia de los lantánidos hace que el hafnio tenga una carga nuclear suficientemente grande como para atraer los electrones de tal forma que su tamaño (radio atómico e iónico) es semejante al del circonio: son los elementos más parecidos dentro de un grupo del sistema periódico, lo que hace difícil su separación. Esto no ocurre con titanio y circonio. Tienen alto punto de fusión y ebullición.Son menos nobles que los elementos del grupo 14, aunque no lo parece a temperatura ambiente, pues se recubren de una capa de óxido que los protege, de forma que sólo reaccionan con los no metales a altas temperaturas. El carácter básico de los dióxidos crece según aumenta el número atómico, siendo ácido el TiO2.Sólo titanio y circonio tienen interés económico.
1.2.2.3- Características y propiedades de los elementos del Grupo VB, o d3
Estos elementos están constituidos por vanadio (23V), niobio (41Nb), y tantalio (81Tl).
El dubnio se incluye mas recientemente a esta familia.
Se caracterizan por tener cinco electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 3 electrones d en la penúltima). El estado de oxidación predominante es +5, cuya estabilidad aumenta según lo hace le número atómico, en combinaciones de carácter ácido. La diferencia de tamaño (radio atómico e iónico) entre niobio y tántalo es pequeña debido a la existencia de los lantánidos por lo que sus propiedades son muy parecidas, aunque no tanto como ocurre en el grupo 4 y se encuentran en los mismos minerales. El vanadio es diferente y sus compuestos se diferencian de los compuestos de los otros dos.Son poco nobles, aunque el recubrimiento por una capa superficial de óxido provoca una inercia química superada a altas temperaturas. Sólo forman complejos solubles con ácido fluorhídrico. La fusión de sus óxidos con hidróxidos alcalinos produce vanadatos, niobatos y tantalatos.
1.2.2.4- Características y propiedades de los elementos del Grupo VIB, o d4
Estos son los elementos pertenecientes a la familia del cromo ( 24Cr), molibdeno ( 42Mo) y tungsteno (74w). El seaborgio se incluye {últimamente a esta familia.
Poseen 6 electrones de valencia (2 electrones s de la última capa y 4 electrones d de la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +6, aunque la estabilidad de este estado crece con el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Como en los dos grupos anteriores, el parecido entre molibdeno y wolframio es mayor que con el cromo.Estos elementos muestran los puntos de fusión más altos, la presión de vapor más baja y el coeficiente de dilatación térmica más bajo del sistema periódico.Son poco nobles, pero se recubren de una capa de óxido a temperatura ambiente que los protege del posterior ataque y los hace bastante inertes químicamente. Son estables frente a las bases y los ácidos débilmente oxidantes. Con los hidróxidos alcalinos fundidos dan lugar a cromatos, molibdatos y wolframatos. Tienen gran importancia sus aleaciones con el hierro para la fabricación de herramientas. La mayoría de las combinaciones de los elementos son coloreadas, por lo que encuentran aplicación como pigmentos. Los carburos son muy duros y se emplean como abrasivos y los sulfuros tienen una estructura en capas que los hace útiles como lubricantes térmicamente estables.
1.2.2.5- Características y propiedades de los elementos del GrupoVIIB, o d5
Estos son los elementos son: Manganeso (25Mn), tecnesio (43Tc), renio ( 75Re). El bohrio es también miembro de esta familia, descubierto más recientemente.
El tecnecio y bohrio son artificiales. Poseen siete electrones de valencia (2 electrones s en la última capa y 5 electrones d en la penúltima). El máximo estado de oxidación que presentan es +7, cuya estabilidad aumenta según lo hace el número atómico. Con los números de oxidación más pequeños la estabilidad aumenta en sentido contrario. Aunque es menos acusada, en este caso también se nota la inclusión de los lantánidos en el parecido de tecnecio y renio: tamaño de radio atómico e iónico y propiedades, siendo el manganeso más diferente.Son atacados lentamente por el oxígeno a temperatura ambiente, pero rápidamente a temperaturas elevadas.Los elementos de este grupo se parecen a los del grupo 6 y 8 y se encuentran juntos en los mismos minerales. Se emplean en aleaciones con otros metales.
1.2.2.6-Características y propiedades de los elementos del Grupo VIIIB, o (d6, d7, d8)
Está conformado por tres grupos: El hierro(5Fe), rubidio(13Ru) y osmio ( 31Os) es el primero; el cobalto( 31Co), rodio ( 49In) e iridio (81Ir), es el segundo, Níquel ( 28Ni), paladio( 46Pd) y platino (78Pt) es el último grupo.
· Grupo VIII: Hierro, rutenio(*), osmio(*), hassio.Poseen 8 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 6 electrones d de la penúltima.
· Grupo IX: Cobalto, rodio(*), iridio(*), meitnerio.Poseen 9 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 7 electrones d de la penúltima.
· Grupo X: Níquel, paladio(*), platino(*), ununnilio.Poseen 10 electrones de valencia: 2 electrones s de la última capa y 8 electrones d de la penúltima.
En estos tres grupos (antiguo grupo VIII, dividido en tres subgrupos) se puede distinguir entre los tres elementos cabecera: hierro, cobalto y níquel y los seis restantes (los tres últimos son artificiales y no se consideran):
1. Los metales hierro, cobalto y níquel tienen más semejanzas entre sí que con los del resto del grupo al que pertenecen.El hierro es el más abundante. El estado de oxidación máximo que se alcanza es +6 (hierro) que es menor que el número de electrones de valencia o número del grupo y según aumenta el número atómico disminuye la estabilidad de los números de oxidación altos: el níquel presenta predominantemente el estado de oxidación +2.Son estables a temperatura ambiente. Forman complejos fácilmente, todos ellos coloreados.Son ferromagnéticos, tienen elevada densidad y altos puntos de fusión y ebullición.Se emplean en aleaciones, colorantes, recubrimientos.
2. (*) En los grupos VIII, IX, X se puede distinguir entre los tres primeros elementos (hierro, cobalto y níquel) y los seis últimos que se denominan subgrupo del platino:- Grupo VIII: Rutenio, osmio- Grupo IX: Rodio, iridio.- Grupo X: Paladio, platino.Dentro de este subgrupo hay dos grupos: a) el de los metales ligeros de la segunda serie de transición (5º periodo): rutenio, rodio y paladio de densidad poco mayor de 12 g/cm3. Llenan orbitales d del cuarto nivel energético.b) el de los metales pesados de la tercera serie de transición (6º periodo): osmio, iridio y platino de densidad mayor de 21 g/cm3. Llenan orbitales d del quinto nivel energético.Fueron descubiertos en las minas de metales preciosos de Colombia durante el siglo XVIII, como materiales que interferían en la obtención de oro y plata. Son bastante raros, siendo el platino el más abundante. Se encuentran en yacimientos primarios: sulfuros (normalmente) junto a hierro, cobre, níquel y cromo, y en yacimientos secundarios (placeres) originados por la meteorización de los primarios, en los que se encuentran nativos, dada su elevada densidad, lo que provoca una deposición conjunta.A pesar de la diferencia en las estructuras electrónicas (orbitales d), los elementos son bastante semejantes entre sí: los electrones d parecen influir poco en sus propiedades. El estado de máxima oxidación corresponde al rutenio y osmio (+8), mientras que el paladio es predominantemente divalente.Todos ellos constituyen, junto con oro y plata, el grupo de metales nobles o preciosos: son bastante inertes y resistentes a la corrosión. El carácter noble aumenta desde el rutenio al platino. Forman complejos fácilmente. Sus hidróxidos son ácidos, básicos o anfóteros.
1.2.2.7- Características y propiedades de los elementos del Grupo IB o d9
Estos son los elementos se reconocen como cobre (29Cu), plata (73Ag), y oro ( 79Au), Añadido actualmente el unununio.
Son todos metales nobles de alto punto de fusión, que se encuentran nativos (excepto el último, el número atómico.unununio, que es artificial) y formando combinaciones bastante insolubles; tienen gran tendencia a la formación de complejos. La reactividad disminuye con el aumento del
1.2.2.8- Características y propiedades de los elementos del Grupo IIB o d10
El ( 31Co), rodio ( 49In) y (81Ir) pertenecen a este grupo. Más recientemente el elemento llamado ununbio, creado artificialmente.
Debido a su configuración electrónica bastante estable son más nobles que los elementos del grupo 2, aumentando este carácter según crece el número atómico, puntos de fusión y ebullición ms bajos, mayor carácter covalente en los enlaces y compuestos más insolubles y mayor tendencia a la formación de complejos que los del grupo 2. El cinc y el cadmio se áparecen mucho más que el mercurio.
Metales de transición internos.
Las dos filas de la parte inferior de la tabla periódica se conocen como metales de transición internos. Localiza el lantano con el numero atómico 57. La serie de elementos que siguen al lantano (los elementos con numero atómico del 58 al 71) se conocen como los lantánidos. Estos elementos tienen dos electrones externos en el subnivel 6s, mas electrones adicionales en el subnivel 4f. De manera similar, la serie de elementos que siguen al actinio (los elementos con numero atómico del 90 al 103) se conocen como actínidos, que tienen dos electrones externos en el subnivel 7s, mas electrones adicionales en el subnivel 5f. En el pasado, a los elementos de transición internos se les llamaba "tierras raras", pero esta no era una buena clasificación, pues la mayor parte no son tan raros como algunos otros elementos son, sin embargo muy difícil de separar.
Los lantánidos y actínidos poseen subniveles f parcialmente ocupados. Tienen propiedades tan similares que resulta difícil separarlos químicamente, aunque los métodos mas nuevos han permitido bajar los costos de purificación. Estos metales, a diferencia de los metales de transición, son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedores de cigarrillos, lámparas de arco de carbono, laseres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los cinescopios de televisión.
Elementos transuránicos.
El uranio, con el numero atómico 92, pertenece a la serie de los actínidos y tiene mas protones que cualquier otro elemento presente en la naturaleza. En 1940 se sintetizo un nuevo elemento con 93 protones en la universidad de California en berkeley. Este elemento, llamado neptunio, es el primer miembro de los elementos sintéticos con números atómicos mayores de 92. A estos elementos se les llama transuránicos, y todos ellos son radioactivos. El plutonio también se sintetizo en 1940; en la actualidad se produce como un producto secundario de reactores nucleares. Hasta ahora se han producido 16 elementos transuránicos; algunos de ellos son bastante estables, en tanto que otros sufren con facilidad una desintegración radioactiva. Los nombres de los elementos del 95 al 103 se derivaron de lugares y científicos importantes. Los elementos del 95, 97 y 98 recibieron su nombre en honor de América, berkeley y California, respectivamente. Los elementos con números atómicos 96, 99, 100, 101, 102, y 103 fueron bautizados, respectivamente, en honor a los Marie Curie, Pierre Curie, Albert Einstein, Enrico Fermi, Mendeleiev, Alfred Nobel y Ernest Orlando Lawrence (inventor del ciclotrón). En 1994 se propuso formalmente que el elemento 106 se llamara seaborgio (sg) en honor de Glenn Theodore Seaborg, por su trabajo con los elementos transuránicos.
El equipo que se requiere para producir nuevos elementos transuránicos se ha vuelto mas complejo, pero no hay razón para dudar de que sinteticen elementos adicionales, o de que se encuentren nuevos usos para los elementos naturales y sintéticos.

Características y propiedades de los elementos lantánidos, o del f1 al f14

Parten del elemento 58, el Cerio (Ce) hasta el 71, el Lutecio (Lu). Estos elementos corresponden al llenado del subnivel 4f. Ellos son: Lantano, cerio, praseodimio, neodimio, prometio, samario, europio, gadolinio, terbio, disprosio, holmio, erbio, tulio, iterbio, lutecio.Son elementos cuya proporción en la corteza terrestre es del orden del 0,02% en peso (el prometio es artificial). Debido a que la mayoría de las propiedades son parecidas y se encuentran en los mismos minerales son difíciles de separar.Son elementos del periodo 6 que llenan orbitales 4f teniendo las capas 5 y 6 incompletas. Como se trata de una capa interna las diferencias de unos a otros son mínimas: su separación sólo se ha logrado con el desarrollo de las técnicas de intercambio iónico, utilizando la propiedad que tienen de formar complejos aniónicos. Los metales se obtienen metalotérmicamente con sodio, calcio, magnesio o lantano en atmósfera inerte a partir de los eluidos o de otros compuestos. La electrólisis de una mezcla fundida de cloruros de lantánidos anhídros conduce a la aleación mischmetal.Son metales de brillo argentífero que se oxidan rápidamente al aire y son bastante reactivos. El estado de oxidación que adoptan todos en sus combinaciones es +3; además, en el caso de samario, europio, tulio e iterbio pueden adoptar +2, y en el caso de cerio, praseodimio, neodimio, terbio y disprosio +4. Se disuelven en agua y en ácidos con desprendimiento de hidrógeno; reaccionan fácilmente con hidrógeno, (formando fases sólidas negras en las que por cada átomo de lantánido hay 2-3 de hidrógeno), cloro (formando el tricloruro), oxígeno (formando el trióxido) y nitrógeno (formando mononitruro con estructura cristalina tipo cloruro de sodio). La basicidad de los hidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.Se utilizan como catalizadores en el craqueo del petróleo, como material luminoso en los televisores en color, lámparas de mercurio, etc.
Características y propiedades de los elementos actínidos, o del f1 al f14.
Completan el período 7 con 25 elementos hasta el momento, desde el Francio hasta el recién descubierto, y aún sin nombre, elemento 111; este subnivel está incompleto. Los elementos desde el 90 hasta el 103, Torio (Th) hasta el Laurencio (Lr) constituyen esta serie y corresponden al llenado 5f. Este período está incompleto y podría terminar en el elementos 118, que podría ser un gas noble y tener propiedades similares a las del Radón (Rn).
Ellos son: Actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio, americio, curio, berkelio, californio, einsteinio, fermio, mendelevio, nobelio, lawrencio.Hasta 1940 sólo se conocían torio, protactinio y uranio que se situaban en los grupos 4, 5 y 6 del Sistema Periódico. Al sintetizarse en 1944 el neptunio y el plutonio se comprendió que eran miembros de un grupo análogo al de los lantánidos. Son elementos del periodo 7 que llenan orbitales 5f teniendo las capas 6 y 7 incompletas, por lo que sus propiedades químicas son muy parecidas entre sí y a las de los lantánidos, salvo que presentan mayor número de estados de oxidación, pues los electrones 5f están más alejados del núcleo. Son raros, excepto torio y uranio. Sólo se encuentran en la naturaleza actinio, torio, protactinio, uranio, neptunio, plutonio y americio en los minerales de uranio como miembros de las series de desintegración. El torio, además, se encuentra junto a los lantánidos en las arenas monacíticas.Son metales blanco plateados, reactivos que se oxidan rápidamente en contacto con el aire. Reaccionan con el agua y los ácidos desprendiendo hidrógeno. También lo hacen fácilmente con el hidrógeno, cloro, oxígeno y nitrógeno presentado diferentes estados de oxidación, aunque +3 es común a todos ellos. La basicidad de los trihidróxidos disminuye al aumentar el número atómico.Todos son radiactivos, aunque los primeros miembros del grupo tienen períodos de semidesintegración bastante grandes.

Formación de iones de los elementos
El átomo de cualquier elemento, es neutro, es decir, contiene igual número de cargas positivas y negativas. Es decir, el átomo posee en su núcleo una cantidad equivalente a la cantidad de electrones que giran a su alrededor. Esto produce un equilibrio exacto de cargas positivas y negativas. Se conoce como ión a la partícula cargada que se forma cuando un átomo recibe o retira uno o más electrones. Por ejemplo, el átomo de sodio posee 11 protones y 11 electrones, si se retira uno de esos electrones, la carga positiva será mayor que la de los electrones por tanto deja de ser un átomo y se convierte en una partícula cargada llamada ión sodio, que se representa como Na +1. El cloro, posee 17 protones en el núcleo y 17 electrones girando a su alrededor, si recibiera u electrón, entonces se convertiría en una partícula con carga negativa (pues está en exceso la cantidad de electrones comparada con la de los protones en el núcleo) esta partícula se llama ión cloro y se representa Cl-1. Esta situación puede ocurrir con cualquier átomo de los elementos y el proceso es lo que conocemos como formación de iones, tan indispensable para formar los compuestos existentes.
Los iones con carga positiva reciben el nombre de cationes y los de carga negativa, aniones. Por tanto los elementos que tienden a perder electrones se conocen como cationes, y por lo general son los metales mientras que los que reciben electrones reciben el nombre de aniones y por lo general son los no metales.
CATIONES (o iones positivos )
Cuando un elemento muestra una simple forma catiónica, el nombre del catión es el mismo nombre del elemento.
Ejemplos:
Na+ ión sodio
Ca+2, ión calcio
Al+3, ión aluminio
Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes), cada ión debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional
El sistema establecido por la IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:
Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre (II)
EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;
a Cu +1 se le denomina ión cuproso y a Cu +2 ión cúprico ( II).
Los cationes de los elementos metálicos se nombran según sea el elemento metálico, ejemplo catión Magnesio, catión potasio, catión sodio, catión aluminio y en su escritura se coloca como exponente, con signo positivo la cantidad de electrones que pierde el elemento para convertirse en ión (Mg+2 , K+1, Na+1, Al+3).
ANIONES (iones negativos)
Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos, pero cambian las terminaciones como sigue;
Terminación del ácido
Terminación del anión
hídrico
uro
ico
ato
oso
ito
En el caso de los aniones, estos tendrán como exponentes con signos negativos, la cantidad de electrones que pueden recibir, y s cada uno de estos iones se le añade la terminación uro a la raíz del nombre del átomo: Cl-1, cloruro (de cloro), Br-1 bromuro (de bromo), F-1 fluoruro ( de flúor), N-3 nitruro ( de nitrógeno), S-2 sulfuro ( de azufre). En el caso del oxígeno, que es un no metal, y gana dos electrones O-2 el anión recibe el nombre de óxido.
Capacidad de enlace o valencia y su representación en la Tabla periódica

Valencia es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se trata de un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos.
Las características de un elemento dan origen a su capacidad de combinación, por ejemplo, la valencia del hidrógeno es uno, esto quiere decir que sólo tiene la única capacidad de combinarse, el calcio tiene valencia dos, es decir, tiene dos capacidades de combinación.
Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:
Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos. Se trata de un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo cuando se combina con otro átomo o átomos.
Entre las valencias más importantes del sistema periódico tenemos:
METALES.

VALENCIA 1
VALENCIA 2
VALENCIA 3
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Zinc
Cadmio
Bario
Radio
Be
Mg
Ca
Sr
Zn
Cd
Ba
Ra
Aluminio
Al

VALENCIAS 1, 2

VALENCIAS 1, 3

VALENCIAS 2, 3


Cobre
Mercurio
Cu
Hg
Oro
Talio
Au
Tl
Níquel
Cobalto
Hierro
Ni
Co
Fe

VALENCIAS 2, 4

VALENCIAS 2, 3, 6

VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7


Platino
Plomo
Estaño
Pt
Pb
Sn
Cromo
Cr
Manganeso
Mn







NO METALES.

VALENCIA -1
VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7
VALENCIA -2
Flúor
F
Cloro
Bromo
Yodo
Cl
Br
I
Oxígeno
O
VALENCIAS +/-2, 4, 6
VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5
VALENCIAS +/- 3, 5
Azufre
Selenio
Teluro
S
Se
Te
Nitrógeno
N
Fósforo
Arsénico
Antimonio
P
As
Sb
VALENCIAS +/-2, 4

VALENCIA 4

VALENCIA 3

Carbono
C
Silicio
Si
Boro
B

HIDRÓGENO.
VALENCIA +/-1

Hidrógeno
H

Se denomina capa de valencia de un átomo a su capa más externa de electrones. Los electrones de esta capa reciben el nombre de electrones de valencia y determinan la capacidad que tienen los átomos para formar enlaces.

Hay dos tipos de valencias:
Valencia iónica: es el número de electrones que un átomo gana o pierde al combinarse con otro átomo mediante un enlace iónico.
Valencia covalente: es el número de electrones que un átomo comparte con otro al combinarse mediante un enlace covalente.



Carga iónica o número de oxidación y su representación en la Tabla periódica

Existe un concepto más exacto conocido como número de oxidación (o estado de Oxidación) y corresponde a la valencia con signo positivo o negativo. Este signo depende de la capacidad del elemento para ceder electrones, capacidad dada por la característica metálica o no metálica de él; por ejemplo, el sodio es un elemento metálico de valencia 1, por ser un metal que tiende a ceder 1 electrón, por lo que su estado de oxidación es +1. Otro ejemplo, el oxígeno es un elemento no metálico de valencia 2, en la mayoría de sus compuestos, por ser un no metal tiende a captar dos electrones por lo que su estados de oxidación es -2. En base a los estados de oxidación se originan los enlaces entre átomos.
En la siguiente Tabla periódica observamos las valencias y estados de oxidación de algunos elementos:










Valencias y estados de oxidación de iones monoatómicos y poliatómicos
En la siguiente Tabla se muestran estados de oxidación de algunos elementos conocidos.
METALES NO METALES

Elemento
Símbolo
E. de O.
Elemento
Símbolo
E. de O.
Litio
Li
+1
Hidrógeno
H
(-1), +1
Sodio
Na
+1
Flúor
F
-1
Potasio
K
+1
Oxígeno
O
(-1), -2
Cesio
Cs
+1
Cloro
Cl
(-1),+1,+3,+5,+7
Plata
Ag
+1
Bromo
Br
(-1),+1,+3,+5,+7
Berilio
Be
+2
Yodo
I
(-1),+1,+3,+5,+7
Magnesio
Mg
+2
Nitrógeno
N
(-3),+1,+2,+3,+4,+5
Calcio
Ca
+2
Fósforo
P
-3,+3,+5
Bario
Ba
+2
Arsénico
As
(-3),+3,+5
Cinc
Zn
+2
Antimonio
Sb
(-3),+3,+5
Cadmio
Cd
+2
Azufre
S
(-2),+4,+6
Aluminio
Al
+3
Selenio
Se
(-2),+4,+6
Mercurio
Hg
+1,+2
Teluro
Te
(-2),+4,+6
Cobre
Cu
+1,+2
Carbono
C
(-4),+2,+4
Oro
Au
+1,+3
Silicio
Si
(-4),+4
Hierro
Fe
+2,+3
Boro
B
(-3),+3
Cobalto
Co
+2,+3



Níquel
Ni
+2,+3



Plomo
Pb
+2,+4



Estaño
Sn
+2,+4



Platino
Pt
+2,+4




En la mayoría de los átomos, muchos de los electrones son atraídos con tal fuerza por sus propios núcleos que no pueden interaccionar de forma apreciable con otros núcleos. Sólo los electrones del 'exterior' de un átomo pueden interaccionar con dos o más núcleos. A éstos se les llama electrones de valencia.
El número de electrones de valencia de un átomo es igual al número de su familia (o grupo) en la tabla periódica, usando sólo la antigua numeración romana. Así, tenemos un electrón de valencia para los elementos de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB); dos electrones de valencia para los elementos de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB), y cuatro para los elementos de los grupos 4 (o IVB) y 14 (o IVA). Todos los átomos de los gases nobles excepto el helio (o sea: neón, argón, criptón, xenón y radón) tienen ocho electrones de valencia. Los elementos de las familias (grupos) cercanas a los gases nobles tienden a reaccionar para adquirir la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles. Esto se conoce como la regla del octeto de Lewis, que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert N. Lewis.
El helio es el único que tiene una configuración de dos electrones de valencia. Los elementos cercanos al helio tienden a adquirir una configuración de valencia de dos: el hidrógeno ganando un electrón, el litio perdiéndolo, y el berilio perdiendo dos electrones. El hidrógeno suele compartir su único electrón con un electrón de otro átomo formando un enlace simple, como en el cloruro de hidrógeno, HCl. El cloro, que originalmente tiene siete electrones de valencia, pasa a tener ocho. Esos electrones de valencia pueden representarse como:
Las estructuras de N2 y CO2 se pueden expresar ahora como ó
y Estas estructuras de Lewis muestran la configuración de ocho electrones de valencia de los gases nobles para cada átomo. Probablemente el 80% de los compuestos covalentes pueden ser representados razonablemente por las estructuras electrónicas de Lewis. El resto, en especial aquellos que contienen elementos de la parte central de la tabla periódica, no puede ser descrito normalmente en términos de estructuras de gases nobles.
El número de oxidación de un átomo, también llamado estado de oxidación, significa el número de cargas que tenía una átomo en una molécula (o en un compuesto iónico) si los electrones fueran transferidos completamente.
Los números colocados encima de los símbolos de los elementos son los números de oxidación. En este texto se utilizan las siguientes reglas para asignar dichos números:
En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tienen un número de oxidación de cero. Así, cada átomo de H2, Br2, Na, Be, K, O2 Y P4 Tiene el mismo número de oxidación: cero.
También entran en esta categoría las moléculas simples o diatómicas.
0

0

0

0
Al ;

H2 ;

O2 ;

O2 ;








El Nº de oxidación del Hidrógeno combinado es 1+
1+

1+

1+
HClO ;

KOH ;

H2O
Excepto en los hidruros, donde su Nº de oxidación es 1-
1-

1-
MgH2 ;

LiH
El Nº de oxidación del Oxígeno combinado es 2-
2-

2-

2-
CO2 ;

Al2O3 ;

H2O
Excepto en los peróxidos, donde su Nº de oxidación es 1-
1-

1-
K2O2 ;

H2O2

Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir, iones monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del ión. Entonces, Li+ tiene un número de oxidación de +1; el ión ba2+, +2; el fe3+, +3; el ión I-, -1; el ión O2-, -2, etcétera. Todos los metales alcalinos tienen un número de oxidación de +1, y todos los metales alcalinotérreos tienen un número de oxidación de +2 en sus compuestos. El aluminio tiene un número de oxidación de +3 en todos sus compuestos.
El Nº de oxidación en los elementos Metálicos, cuando están combinados
es siempre Positivo y numéricamente igual a la carga del ión.

1+

2+

3+
KBr ;

MgSO4 ;

Al(OH)3

3. El número del oxidación del oxigeno en la mayoría de los compuestos (por ejemplo, MgO y H2O) es –2, pero en el peróxido de hidrogeno (H2O2) y en el ión peróxido (02-2) es –1.
4. El numero de oxidación del hidrogeno es +1, excepto cuando esta enlazado con metales en compuestos binarios. en estos casos (por ejemplo, LiH, NaH, CaH2), su numero de oxidación es –1.
5. El flúor tiene un número de oxidación de –1 en todos sus compuestos. los otros halógenos (Cl, Br y I) tienen números de oxidación negativos cuando existen como iones halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados con oxigeno –por ejemplo en los oxiácidos y oxianiones- tienen números de oxidación positivos.
El Nº de oxidación de los Halógenos en los Hidrácidos
y sus respectivas Sales es 1-


1-

1-

1-

1-


HF ;

HCl ;

HBr ;

HI

en cambio el Nº de oxidación del Azufre en su Hidrácido
y respectivas Sales es 2 -
2-

2-

2-
H2S ;

Na2S ;

FeS


6. En una molécula neutra, la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser cero.
Se calcula primero multiplicando la cantidad de átomos de cada elemento
por su respectivo Nº de oxidación, y sumando ambos resultados, dicha suma
debe ser igual a cero.
Ejemplos:
Determinar el número de oxidación de cada elemento en los siguientes compuestos: CO2 ; Fe2O3; CaS; PbO2
4+
2-

C

O2
= 1 x ( 4+ ) + 2 x ( 2- )

4+
2-

C
O2
= [ 4+ ] + [ 4- ]

4+
2-

C
O2
= 0 Porque como toda molécula es NEUTRA

3+
2-

Fe2
O3
= 2 x ( 3+ ) + 3 x ( 2- ) = [ 6+ ] + [ 6- ] = 0





2+
2-

Ca
S
= 1 x ( 2+ ) + 1 x ( 2- ) = [ 2+ ] + [ 2- ] = 0

4+
2-

Pb
O2
= 1 x ( 4+ ) + 2 x ( 2- ) = [ 4+ ] + [ 4- ] = 0


















7- En un ión poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos los elementos
debe ser igual a la carga neta del ión. Por ejemplo, en el ión amonio, nh4+, el número
de oxidación del n es –3 y el del h es +1, por lo tanto, la suma de los números de
oxidación es –3 +4 (+1) = +1, que es igual a la carga neta del ión.
8. Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por ejemplo, el números de oxidación del o en el ión superóxido, O2- es –1/2.
Variación en la Tabla periódica de algunas propiedades de los elementos







- Afinidad electrónica y su variación en la Tabla periódica

La afinidad electrónica es la cantidad de energía que se libera cuando un átomo neutro gaseoso en su estado energético más bajo (estado fundamental) capta un electrón y se transforma en un ión negativo también gaseoso.
La adición de un electrón a la capa de valencia de un átomo gaseoso en su estado fundamental es un proceso en el que se desprende energía. La afinidad electrónica o electro afinidad de un átomo es una medida de esta energía.
Los átomos neutros con orbitales incompletos tienden por lo general a atraer electrones. El campo energético que acompaña a la adición de un electrón se conoce como afinidad electrónica.
Para el Mg y el Cl dicho proceso puede representarse como sigue:
Mg (g) + e- + energía ! Mg- (g)
Cl (g) + e- ! Cl- (g) + energía
En general, la afinidad electrónica disminuye al aumentar el radio atómico. Los halógenos son los elementos químicos con afinidades electrónicas más elevadas.
La adición de un segundo electrón a un ión mononegativo debe vencer la repulsión electrostática de éste y requiere un suministro de energía.
A diferencia de la energía de ionización, que se puede determinar directamente, la afinidad electrónica se calcula casi siempre por vía indirecta.
Electronegatividad y su variación en la Tabla periódica
La electronegatividad es la capacidad de un átomo de un elemento de atraer hacia sí los electrones compartidos de su enlace covalente con un átomo de otro elemento.
Los valores de la electronegatividad de los elementos representativos aumentan de izquierda a derecha en la tabla periódica, a medida que aumenta el número de electrones de valencia y disminuye el tamaño de los átomos. El flúor, de afinidad electrónica muy elevada, y cuyos átomos son pequeños, es el elemento más electronegativo y, en consecuencia, atrae a los electrones muy fuertemente.
Dentro de un grupo, la electronegatividad disminuye, generalmente, al aumentar el número y el radio atómicos. El cesio, el elemento representativo de mayor tamaño y de menor energía de ionización, es el menos electronegativo de estos elementos.
Un átomo electronegativo tiende a tener una carga parcial negativa en un enlace covalente, o a formar un ión negativo por ganancia de electrones.
Dos átomos con electronegatividades muy diferentes forman un enlace iónico. Pares de átomos con diferencias pequeñas de electronegatividad forman enlaces covalentes polares con la carga negativa en el átomo de mayor electronegatividad.
La electro afinidad aumenta en un grupo de abajo hacia arriba, mientras que en un período aumenta de izquierda a derecha; entonces, por ejemplo, esta aumenta del grupo I al VII y disminuye del VII al I grupo.
Carácter metálico y su variación en la Tabla periódica.
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
Algunos metales con sus estados de oxidación son:
Li, Na, K, Rb, Cs, Ag: +1
Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd, Mg, Be: +2
Cu, Hg: +1, +2
Al: +3
Sn, Pb: +2, +4
Fe, Co, Ni: +2, +3
Mn: +2, +3, +4, +6, +7
Algunos no metales con sus estados de oxidación son:
Cl, Br, I: -!, +1, +3, +5, +7
C, Si: +4
S, Se, Te: +2, +4, 6+
N, P, As, Sb: +3, +5


De los 112 elementos que se conocen sólo 25 son No Metálicos, los cuales se clasifican de la siguiente forma:

25 NO METALES
NO METALES
METALOIDES
GASES NOBLES
11
8
6
H C N O P S Se F Cl Br I
B Si Ge As Sb Te Po At
He Ne Ar Kr Xe Rn


La mayoría de los metales se encuentran en la naturaleza combinados químicamente en forma de minerales. Un mineral es una sustancia de origen natural, con una composición química característica, dentro de cierto intervalo. Un depósito mineral cuya concentración es adecuada, en el aspecto económico, para extraer el metal deseado se conoce como mena. En la tabla se enlistan los principales tipos de minerales que forman los metales al combinarse.

TIPO
MINERALES
Metales sin combinar
Plata, Oro, Bismuto, Cobre, Paladio y Platino
Carbonatos
Carbonato de Bario BaCO3 (witherita), Carbonato de Calcio CaCO3 (calcita, piedra caliza), Carbonato de magnesio MgCO3 (magnesita), CaCO3.MgCO3 (dolomita), Carbonato de Plomo PbCO3 (cerusita), Carbonato de Zinc ZnCO3 (smithsonita)
Halogenuros
Floruro de Calcio CaF2 (fluorita), Cloruro de Sodio NaCl (halita), Cloruro de potasio KCl (silvita), Na3AlF6 (criolita)
Oxidos
Oxido de Aluminio dihidratado Al2O3.2H2O (bauxita), Oxido de Aluminio Al2O3 (corindón), Oxido Férrico Fe2O3 (hematita), Oxido cuproso Cu2O (cuprita), Oxido de manganeso MnO2 (pirolusita), Oxido Estánnico SnO2 (casiterita) Oxido de Titanio TiO2 (rutilo), Oxido de Zinc ZnO (cincita), Fe3O4 (magnetita)
Fosfatos
Fosfato de Calcio Ca3(PO4)2 (roca fosfórica), Ca5(PO4)3OH (hidroxiapatita)
Silicatos
Be3Al2Si6O18 (berilo), ZrSiO4 (cirsón), NaAlSi3O8 (albita), Mg3(Si4O10)(OH)2 (talco)
Sulfuros
Sulfuro de Plata Ag2S (argentita), Sulfuro de Cadmio CdS (grenoquita), Sulfuro cuproso Cu2S (calcocita), FeS2 (pirita), HgS (cinabrio), PbS (galena), ZnS (esfalerita)
Sulfatos

BaSO4 (barita), CaSO4 (anhidrita), PbSO4 (anglesita), SrSO4 (celesita), MgSO4.7H2O (epsomita)










Una clasificación de los metales de acuerdo con sus minerales puede realizarse directamente en la tabla periódica:




En el siguiente cuadro comparativo vemos la clasificación de los metales de acuerdo a la utilidad que le damos en la vida diaria:
Clasificación de los metales por su utilidad

Grupo
Metales
Aplicación
I
Na, Li, K, Rb, Cs

Elaboración de jabón, cerámica industrial, neutralización de suelos ácidos con CaO, cementos a partir de CaCO3, CaSO4
II
Be, Mg, Al
Aleaciones (Mg,Al,Mn, resisten más que el acero y es más ligero), construcción (de aviones, automóviles, herramientas)
III
Fe, Co, Ni, Cr, V,
Mn, Ti, Mo
Herramientas, maquinaria, aceros(industria) especialmente Fe, Cr, Ni,V) El vanadio resiste vibraciones y golpes, se usa para hacer automóviles.
IV
Cu, Zn, Cd, Pb, Hg
Aleaciones (latón Cu-Zn) (bronce Cu-Sn) plata alemana (Cu, Zn, Ni) monedas (Cu-Ni)
V
Ag, Au, Pt
Joyeria, material para el laboratorio
Potencial de ionización y su variación en la Tabla periódica
El potencial de ionización Cantidad de energía que se necesita para separar el electrón mas fuertemente unido de un átomo neutro gaseoso en su estado fundamental (estado energético mas bajo). La entidad en que se transforma el átomo al perder un electrón es en un ión gaseoso monopositivo.
Esta definición corresponde a la primera energía de ionización. Se denomina segunda energía de ionización a la que se necesita para extraer de un ión gaseoso monopositivo el electrón que este menos fuertemente unido. Las sucesivas energías de ionización se definen de manera semejante.
Estas energías se determinan por interpretación de los espectros de emisión o de absorción, y a través de experiencias directas en las que se mide la variación de energía que tiene lugar en el proceso.
M(g) M+(g) + e
Donde M representa un átomo de cualquier elemento.
Las energías de ionización varían de la misma forma a lo largo de cada periodo y de cada grupo de la tabla periódica. Dentro de cada periodo, los metales alcalinos tienen la misma energía de ionización, y los gases nobles la máxima. Dentro de cada grupo la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el tamaño de los átomos, es decir, al descender en el grupo.


Radio atómico y radio iónico y su variación en la Tabla periódica
Es una medida del tamaño del átomo. Es la mitad de la distancia existente entre los centros de dos átomos que están en contacto. Aumenta con el periodo (arriba hacia abajo) y disminuye con el grupo (de derecha a izquierda).

El radio atómico dependerá de la distancia al núcleo de los electrones de la capa de valencia
En los átomos podemos encontrar regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de numero atómico pequeño y los grandes los de numero atómico grande.
Los átomos son materia, tienen masa y ocupan un lugar en el espacio: volumen. Existen átomos pequeños y grandes, lo que lo diferencia en punto de comparación con otros aspectos es que, en los átomos podemos encontrar una regularidad en el aumento o disminución del tamaño de acuerdo con su posición en la tabla periódica: los átomos pequeños son los de número atómico pequeño y los grandes de número atómico grande. Sin embargo, en un período, los átomos en general son más pequeños a medida que aumenta el número atómico. Definimos el tamaño de un átomo por la distancia (radio) que existe desde el centro del núcleo hasta el espacio que ocupa el electrón más externo que generalmente es el electrón diferenciante. Normalmente, a los átomos los consideramos esféricos.
Concepto de enlace para la formación de compuesto Cuando se acercan dos átomos mutuamente, se ejercen varias fuerzas entre ellos. Algunas de estas fuerzas tratan de mantener los átomos unidos, otras tienden a separarlos. en la mayoría de los átomos, con excepción de los gases nobles , las fuerzas atractivas son superiores a las repulsivas y los átomos se acercan formando un enlace. Así, se considera al enlace químico como la fuerza que mantiene unidos a dos o más átomos dentro de una
Un átomo de Sodio dona un electrón a un
átomo de Cloro para
formar los iones sodio y cloro.

Cuando dos o más átomos se acercan lo suficiente, puede producirse una fuerza de atracción entre los electrones de los átomos individuales y el núcleo de otro u otros átomos. Si esta fuerza es lo suficientemente grande para mantener unidos los átomos, se dice que se ha formado un enlace químico. Todos los enlaces químicos resultan de la atracción simultánea de uno o más electrones por más de un núcleo.
En la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:

 Enlace iónico, si hay atracción electrostática.





En la imagen se muestra cómo se forman los compuestos iónicos, en la formación de cristales de cloruro de sodio o sal común.
 Enlace covalente, si comparten los electrones.
 Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos.
 Enlace metálico, los electrones de valencia pertenece en común a todos los átomos.







-Tipos de enlace
Si los átomos enlazados son elementos metálicos, el enlace se llama metálico. Los electrones son compartidos por los átomos, pero pueden moverse a través del sólido proporcionando conductividad térmica y eléctrica, brillo, maleabilidad y ductilidad. Véase Metales.
Si los átomos enlazados son no metales e idénticos (como en N2 o en O2), los electrones son compartidos por igual por los dos átomos, y el enlace se llama covalente apolar. Si los átomos son no metales pero distintos (como en el óxido nítrico, NO), los electrones son compartidos en forma desigual y el enlace se llama covalente polar -polar porque la molécula tiene un polo eléctrico positivo y otro negativo, y covalente porque los átomos comparten los electrones, aunque sea en forma desigual. Estas sustancias no conducen la electricidad, ni tienen brillo, ductilidad o maleabilidad.
Cuando una molécula de una sustancia contiene átomos de metales y no metales, los electrones son atraídos con más fuerza por los no metales, que se transforman en iones con carga negativa; los metales, a su vez, se convierten en iones con carga positiva. Entonces, los iones de diferente signo se atraen electrostáticamente, formando enlaces iónicos. Las sustancias iónicas conducen la electricidad cuando están en estado líquido o en disoluciones acuosas, pero no en estado cristalino, porque los iones individuales son demasiado grandes para moverse libremente a través del cristal.
Cuando los electrones son compartidos simétricamente, el enlace puede ser metálico o covalente apolar; si son compartidos asimétricamente, el enlace es covalente polar; la transferencia de electrones proporciona enlace iónico. Generalmente, la tendencia a una distribución desigual de los electrones entre un par de átomos aumenta cuanto más separados están en la tabla periódica.
Para la formación de iones estables y enlace covalente, la norma más común es que cada átomo consiga tener el mismo número de electrones que el elemento de los gases nobles -grupo 18- más cercano a él en la tabla periódica. Los metales de los grupos 1 (o IA) y 11 (o IB) de la tabla periódica tienden a perder un electrón para formar iones con una carga positiva; los de los grupos 2 (o IIA) y 12 (o IIB) tienden a perder dos electrones para formar iones con dos cargas positivas, y de la misma forma los de los grupos 3 (o IIIB) y 13 (o IIIA) tienden a formar iones con tres cargas positivas. Por la misma razón, los halógenos, grupo 17 (o VIIA), tienden a ganar un electrón para formar iones con una carga negativa, y los elementos del grupo 16 (o VIA) a formar iones con dos cargas negativas. Sin embargo, conforme aumenta la carga neta de un ion, éste tiene menos estabilidad, así que las cargas aparentemente mayores serían minimizadas compartiendo los electrones covalentemente.
En el siguiente cuadro vemos un resumen esquematizado de los tipos de enlaces que existen.








ENLACE IÓNICO:
Este enlace se origina cuando se transfiere uno o varios electrones de un átomo a otro. Debido al intercambio electrónico, los átomos se cargan positiva y negativamente, estableciéndose así una fuerza de atracción electrostática que los enlaza. Se forma entre dos átomos con una apreciable diferencia de electronegatividades, los elementos de los grupos I y II A forman enlaces iónicos con los elementos de los grupos VI y VII A.

EJEMPLO:
ENLACE COVALENTE
Se presenta cuando se comparten uno o más pares de electrones entre dos átomos cuya diferencia de electronegatividad es pequeña.
EJEMPLO:
Enlace covalente apolar:
Se establece entre átomos con igual electronegatividad. Átomos del mismo elemento presentan este tipo de enlace.
EJEMPLO:
Enlace covalente polar:
Se establece entre átomos con electronegatividades próximas pero no iguales
EJEMPLO:
Enlace covalente coordinado:
Se establece por compartición de electrones entre dos átomos pero un átomo aporta el par de electrones compartidos.
EJEMPLO:
ENLACE METÁLICO
Los electrones que participan en él se mueven libremente, a causa de la poca fuerza de atracción del núcleo sobre los electrones de su periferia.



Basado en la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman el enlace puede predecirse el tipo de enlace que se formará:
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 2.
=
se formará un enlace iónico
Si la diferencia de electronegatividades es mayor que 0.5 y menor a 2.0.
=
el enlace formado será covalente polar
Si la diferencia de electronegatividades es menor a 0.5
=
el enlace será covalente puro (o no polar).
EJEMPLOS:
Qué tipo de enlace se formará entre H y O?
Según la Tabla de Electronegatividades de Pauli, el Hidrógeno tiene una Electronegatividad de 2.2 y el Oxígeno 3.44, por lo tanto la diferencia de electronegatividades será:
3.44 - 2.2 = 1.24 1.24 es menor que 2.0 y mayor que 0.5.
Por lo tanto, el enlace será Covalente Polar.
Decidir si se puede aplicar o no la regla del octeto a las moléculas de: (a) BeCl2, (b) BCl3.
Como la regla del octeto se basa en el hecho de que todos los gases raros tienen una estructura de ocho electrones, basta con ver si el átomo central completa ocho electrones en la capa de valencia.
(a) Los electrones de valencia asociados con Be (2s2) son:

y con Cl (3s2 3p5) son:
la estructura de lewis será:
El berilio está rodeado únicamente de cuatro electrones, luego es una excepción a la regla del octeto.
(b) Los electrones de valencia asociados con B (2s2 2p1) son:
y con Cl (3s2 3p5) son:
la estructura electrónica o de Lewis será
El boro esta rodeado únicamente de seis electrones, luego no cumple la regla del octeto
Explicar la formación del enlace covalente en la molécula de cloruro de hidrogeno gaseoso, HCl.
Usamos los diagramas de Lewis para representar los electrones de valencia:
El átomo de cloro completa el octeto compartiendo el electrón del átomo de H; así, el cloro alcanza la configuración del gas noble y el hidrogeno alcanza la configuración del gas noble





Enlaces sencillos y algunos ejemplos de compuestos
Enlaces dobles y triples y algunos ejemplos de compuestos
Son representados por dos átomos comprometidos en el enlace que comparten dos pares de electrones.
Al representar la estructura de Lewis para el CO2 con el solo hecho de formar enlaces simples no se puede satisfacer la valencia del carbono(+4), y además no se cumple la ley del octeto en cambio al formar enlaces dobles lo ya mencionado si se puede cumplir entonces la estructura seria:

O : : C : : O
Aquí podemos observar la unión del carbono a cada uno de los átomos del oxigeno debido a la formación de dos pares de elementos.

Este tipo de enlace se da con 2 átomo que a su vez comparten tres pares de electrones con un ejemplo tenemos la molécula de acetileno, C2H2.
H : C :. .:C : H

A un átomo de hidrógeno al cual se le haya quitado su electrón de valencia (siendo entonces, un Ion hidrogenado, H+) se coloca en contacto con su molécula de amoniaco, este le brinda y le da a dicho Ion el par de electrones "libres" que tiene, para distribuirlo con él, comprobando así que de este modo un enlace coordinado.
A este resultado se le denomina Ion Amonio, NH4 +, y es representado de esta manera:

H + H +
x x
H x N x N O H N H
x
H H


En esta forma análoga se obtiene el Ion hidronio, H3O+, entre el Ion hidrógeno y la molécula de agua.
En estos dos casos, el Ion resultante continua con carga positiva del hidrógeno.






1.3.1.3- Enlace iónico, covalente (polar y coordinado) y algunos ejemplos de compuestos



Existen casos en los cuales el par de electrones compartidos pertenecen a uno solo de los átomos. Aunque estos casos se tiene un Enlace covalente coordinado, y son representados por una flecha que va del átomo que aporta los electrones al que los recibe.
Vamos a ver un ejemplo: Amoníaco
que es representado así

xx
H x N x H x: electrones de valencia del N
. x . .: electrones de valencia del H.

Enlace covalente no Polar

Es aquel en el que los electrones son repartidos en una forma equitativa entre los átomos que participan y que por consiguiente no produce ninguna carga el electrón dentro de las moléculas. Podemos entonces decir que la electronegatividad entre los átomos es similar.
Una de las formas de representar este tipo de enlace es mediante el uso del método de electrón de punto y esto consiste en que sean señalados con los puntos, es decir que el electrón cuya capacidad externa, en torno a la letra que representa el átomo.
Un ejemplo puede ser una molécula de metano, que la encontramos formada por los átomos
H


H C H


H
H
. .
H : C : H
. .

H






de carbono y cuatro de hidrógeno y se sabe que los electrones de la capa externa son aquellos que giran alrededor de ambos núcleos

Enlace Covalente polar

Aquí la electronegatividad de los átomos que forman la molécula es diferente.
Esta desigualdad hace que los elementos repartidos sean recolectados con mayor fuerza hacia un elemento que el otro. Un modelo es la formación de la molécula de agua H2O.
. .

H: O :H
. .



Ya conocido el significado de la electronegatividad, podemos comprender su verificación en los enlaces en una molécula.
Tomaremos por ejemplo, a un átomo de Sodio y otro de Cloro. De este par podemos decir:
Na (alcalino, grupo I): Poco electronegatividad (0.9)
Cl (halógenos, grupo VII): Muy electronegativo (3.0)
Los valores de electronegatividad, indican que el sodio tiene una gran facilidad para ceder electrones y que, por otro lado, el cloro despliega una gran atracción sobre ellos.
La resolución de estos son los dos procesos:

Na- 1e- ---- Na+ (ión Sodio, positivo)

Cl + 1e- ----- Cl- (ión cloruro, negativo).
Este par de ecuaciones comprende procesos de Ionización, o procesos en los que hay formaciones de iones. En el primer caso se ha formado el ión Sodio que se encuentra cargado positivamente, ya que en el átomo, peculiarmente neutro, ha otorgado un electrón, y por lo tanto quedaría con una carga positiva de más.
En otro proceso, el cloro toma el electrón que cedió a el sodio y quedo con carga negativa, como Ion cloruro.
Podemos decir que estos dos procesos, nos han llevado a la formación de iones, que son los átomos o grupos de átomos que se cargan eléctricamente. En el caso nuestros este par de iones tienen carga contraria; este proceso hace que ellos se atraigan entre sí de este modo se le da forma a los enlaces de los dos átomos, lo cual nos lleva a la formación de la molécula de cloruro de sodio, NaCl.. Ella puede representarse como:
Na+ + Cl ----- Na + Cl
Como podremos observar el resultado neto de los casos hechos anteriormente es una muestra desprendimiento del electrón de Sodio(Na) al átomo de cloro(Cl).
Estos enlaces que son verificados por traspasos de los enlaces de un átomo se les llama Enlaces Iónicos o electrovelente.
Debemos de percatarnos que el par de átomos responsabilizados en el enlace quedaran con su configuración estable. .Por consiguiente en sodio queda con ocho electrones en su ultimo nivel, y el cloro con ocho en su nivel exterior.. Citamos el ejemplo de enlace iónico que más instruye muy claramente la ley del octeto, el aquel que verificamos con el magnesio y el cloro para formar el cloruro de magnesio, MgCl2. El consta de dos electrones de valencias (el pertenece al grupo II), el cloro, siete siendo sus electronegatividades 1,2 y 3,0, correspondiente los valores indican la atracción mayor del cloro por sus electrones. El átomo de magnesio queda cediendo sus dos electrones exteriores pero el átomo de cloro solamente puede formar uno requiriendo por tanto dos átomos de cloro para cada uno de magnesio la forma esquemática de la formación del cloruro de magnesio, puede ser representado por las ecuaciones.
Mg: ---2e ----- Mg ++
2 :Cl: + 2e- ----2 :Cl:
Mg ++ 2 :Cl : ----Mg ++ :Cl: -2
En estos ejemplos se pueden notar que se representan moléculas como:
Na + :Cl: y Mg++ :Cl: -2 en vez de NaCl y MgCl2.
Esto indica que se quiere hacer énfasis en el hecho en que los enlaces iónicos - como es indicado por su nombre - realmente formado por la atracción entre dos iones.
El enlace iónico es realizado cuando un átomo tiene una electronegatividad baja y el otro alta, el enlace es más iónico entre más diferentes sean las electronegatividades.
Se deduce de lo anterior que los elementos de los grupos I y II (muy electropositivos), se forman enlaces iónicos con los grupos VI y VII (muy electronegativos).En el grupo VIII los elementos como ya vimos son muy inactivos.
Analizaremos ahora en caso de la molécula de cloro, Cl2. Los átomos de cloro, necesita un electrón para completar su octeto, generalmente ambos tienen igual atracción por electrones.
Los dos átomos obtienen como resultado que comparten entre si un par de electrones, cumpliendo así este caso también con la ley del octeto.
A los enlaces que se verifiquen por el compartimiento de electrones, es denominado como Enlace Covalente.
Se representan los enlaces por una línea pequeña o guión, entre los átomos por símbolos comprendidos en él.
En átomos que no son iguales, son muy semejantes en cuanto a la atracción de electrones se refiere, como es indicado, específicamente por sus valores respectivos de electronegatividad: 3.0 y 2.8, para cloro y bromo.
La atracción ejercida por cada átomo sobre los electrones es muy similar, estos son compartidos y el resultado de su enlace será covalente.
Si se comparte solamente un par de electrones puedes tener un enlace covalente Simple, además existen también enlaces Dobles y Triples, estos se dan cuando hay dos o tres pares de electrones.
Enlace de hidrógeno y algunos ejemplos de compuestos
- Enlace metálico y algunos ejemplos de compuestos
Entre los compuestos existentes elementos tenemos que 16 son no metálicos; 8 de ellos semimetálicos metaloides y el resto, metales. De todos los elementos las tres cuartas partes son metales he ahí su importancia!. Entre los más representativos hay 7 elementos estos son de transición y todos los de transición interna son considerados metales, completamente opuestos son sus propiedades, a las sustancias que ya se han estudiado anteriormente.
Se caracterizan los metales por tener baja energía de ionización, también tiene baja afinidad electrónica y baja electronegatividad, suelen perder fácilmente uno, dos o tres electrones, que forman compuestos iónicos con los no metales además es fácil suponer que el traslado de electrones de un metálico a otro átomo también metálico que no es mecanismo de unión entre ellos.
Al adquirir de uno o más electrones no se confiere al átomo metálico su configuración electrónica estable, propia de los gases nobles. Por tal razón, no es posible pensar en forma de enlaces covalentes, en la formación esta supeditada a adquirir estructuras estables de parte de átomos enlazados.
Es posible definir al enlace metálico como una estructura de iones positivos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. Estos electrones de valencias dejan de corresponder en un átomo en especial y se mueve independientemente alrededor de los iones positivos.
El resultante de esta deslocalización es responsable de la resistencia metálica de los metales, y a la gran fuerza cohesiva resultante.
La movilidad de los electrones en los metales es la baja energía de ionización y los numerosos orbitales vacíos que tienen en el mismo nivel; esto da razón a los electrones movilizarse entre dos o más núcleos positivos, estas razones que explican la movilidad de los electrones en los metales.


- Variación del enlace en los compuestos binarios y ternarios Ya hemos visto que la manera "localizada" de describir los enlaces en base a electrones dirigidos hacia sitios específicos según la geometría de la molécula, es de gran utilidad para disponer de una interpretación de los enlaces. Sin embargo, existen algunos problemas que se arreglan mediante el uso de la Teoría de los Orbitales Moleculares. Esta última difiere del tratamiento en base a Orbitales Híbridos en varios aspectos, el principal se refiere a que los Híbridos se construyen para mostrar la formación de enlaces " dirigidos", a diferencia de los Orbitales Moleculares que son más generales en su planteamiento para describir la configuración electrónica en moléculas. Permiten corregir varias dificultades presentes en los híbridos, como ser:
Los híbridos suponen que los electrones son locales en los enlaces, lo cual no es totalmente correcto. Mas bien, lo que existe es una posibilidad alta que carga electrónica se ubique en la dirección de los enlaces, no descartando que también pueda ocupar otras regiones de la molécula. Esta anomalía es corregible mediante las llamadas " estructuras de resonancia" como ya se ha visto.
Para formar enlaces con participación de híbridos, es necesario disponer de pares de electrones, compartidos o no, para dirigirlos hacia posiciones específicas de la geometría de las moléculas. Pero, ¿Qué ocurre en las moléculas que presentan electrones no apareado? Esta situación no la contempla el esquema de híbridos moleculares.
La Energía de Enlace tampoco es un concepto que aparece en los híbridos, en circunstancias que sabemos que hay enlaces más difíciles de romper que otros.
Para comenzar el estudio de los OM’s, veamos lo que sucede con la molécula H2... Sabemos que su energía mínima cuando se forma un enlace H-H, vale -458 kJ/mol. Esto significa que H2, comparada con la de los átomos separados H + H, es 458 kJ/mol más estable que los átomos separados considerados cada uno a energía 0.0 kJ/mol. Todos estos hechos los muestra el diagrama donde se observa que la separación entre los H en el equilibrio, adquiere el valor de 74 PM (1pm=1·10-12m). Esta es simplemente la distancia de enlace H-H.
Es fácil construir una teoría que de cuenta de lo que ocurre durante la formación de la molécula de Hidrógeno





El siguiente diagrama ilustra el resultado de la Combinación Lineal de Orbitales Atómicos LCAO, para formar dos Orbitales Moleculares, uno enlazante y otro antienlazante Obsérvese que al sobreponer ambos OA's 1s con signo +, suman positivamente las contribuciones de ambos OA's en la zona de enlace, formando la figura enlazante. En cambio la combinación con signo - hace que los positivo de 1sa se cancele con la contribución negativa de 1sb produciendo un diagrama cortado, sin sobre posición impidiendo un enlace entre hidrógenos conocido como antienlace.






CLORUROS
FÓRMULA
COLOR DE LA LLAMA
LÍNEA CARACT.
Sodio
Potasio
Litio
Calcio
Estroncio
Bario
NaCl
KCl
LiCl
CaCl2
SrCl2
BrCl2
Amarillo
Lila
Carmesí
Indigo
Azul
Verde amarillento
5890 Å
4044 Å
6708 Å
4226 Å
4607 Å
5535 Å




Familias metálicas de los elementos y su configuración electrónica.
Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico.

Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse de los electrones de su última capa o capa de valencia; tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc.Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad.Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel, y otros.
Los grupos están constituidos por los siguientes elementos:
Grupo 1: Litio, sodio, potasio, rubidio, cesio, francio. ( El hidrógeno está en este grupo pero no es metal)
Grupo 2: Berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario, radio.
Grupo 3: Escandio, itrio, lantano y lantánidos, actinio y actínidos
Grupo 4: Titanio, circonio, hafnio, rutherfordio.
Grupo 5: Vanadio, niobio, tántalo, dubnio.
Grupo 6: Cromo, molibdeno, wolframio, seaborgio.
Grupo 7: Manganeso, tecnecio, renio, bohrio.
Grupo 8: Hierro, rutenio, osmio, hassio.
Grupo 9: Cobalto, rodio, iridio, meitnerio.
Grupo 10: Níquel, paladio, platino, ununnilio.
Grupo 11: Cobre, plata, oro, unununio.
Grupo 12: Cinc, cadmio, mercurio, ununbio.
Grupo 13: Aluminio, galio, indio, talio, ununtrio.
Grupo 14: Estaño, plomo, ununquadio.
Grupo 15: Bismuto, ununpentio.
Grupo 16: Polonio, ununhexio.
Metales Alcalinos

Los metales alcalinos corresponden al Grupo 1 de la Tabla Periódica (grupo I A), son metales muy reactivos, se oxidan con facilidad por lo que no se encuentran libres en la naturaleza. El nombre proviene de sus propiedades básicas (alcalinas). Constituyen el 4,8% de la corteza terrestre, incluyendo capa acuosa y atmósfera. El sodio y el potasio son los más abundantes; el resto es raro.Su configuración electrónica muestra un electrón en su capa de valencia (1 electrón s). Son muy electropositivos: baja energía de ionización. Por tanto, pierden este electrón fácilmente (número de oxidación +1) y se unen mediante enlace iónico con otros elementos. Son: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. En estado sólido forman redes cúbicas.Como el resto de los metales, los metales alcalinos son maleables, dúctiles y buenos conductores del calor y la electricidad. Son blanco-plateados, con puntos de fusión bajos (debido a las fuerzas de enlace débiles que unen sus átomos) que decrecen según se desciende en el grupo y blandos, siendo el litio el más duro. Presentan efecto fotoeléctrico con radiación de baja energía, siendo más fácil de ionizar el cesio. La reactividad aumenta hacia abajo, siendo el cesio y el francio los más reactivos del grupo. El litio se parece bastante más al magnesio en cuanto a reactividad que al resto de los alcalinos, debido a que el ion Li+ es muy pequeño.Los metales alcalinos se recubren rápidamente de una capa de hidróxido en contacto con el aire y reaccionan violentamente en contacto con el agua, liberando hidrógeno que debido al calor desprendido, arde (con rubidio y cesio la reacción es explosiva, ya que al ser más densos que el agua, la reacción la producen en el fondo y el hidrógeno formado arde produciendo una onda de choque que puede romper el recipiente). También reaccionan con el vapor de agua del aire o con la humedad de la piel. Deben guardarse en líquidos apolares anhidros.Son reductores poderosos, sus óxidos son básicos así como sus hidróxidos. Reaccionan directamente con los halógenos, el hidrógeno, el azufre y el fósforo originando los haluros, hidruros, sulfuros y fosfuros correspondientes. Con el amoníaco líquido dan soluciones de color azul en las que hay electrones libres ocupando cavidades formadas por moléculas de amoníaco; estas soluciones se emplean para reducir compuestos orgánicos; parece que en estas soluciones existen especies M-1. Según aumenta la concentración de metal, la solución toma color bronce y empieza a conducir la electricidad.Casi todas las sales son solubles en agua, siendo menos solubles las de litio.Se emplean como refrigerantes líquidos en centrales nucleares (litio, sodio, potasio) y como conductores de corriente dentro de un revestimiento plástico.Sus compuestos tienen un gran número de aplicaciones.
- Metales Alcalinotérreos
Son los elementos metálicos del grupo 2 (antiguo IIA) de la Tabla Periódica. El nombre del grupo proviene de la situación entre los metales alcalinos y los elementos térreos y del hecho de que sus "tierras" (nombre antiguo para los óxidos de calcio, estroncio y bario) son básicos (álcalis). Son: berilio, magnesio, calcio, estroncio, bario y radio. Constituyen algo mas del 4% de la corteza terrestre (sobre todo calcio y magnesio), pero son bastante reactivos y no se encuentran libres. El radio es muy raro.Se obtienen por electrólisis de sus haluros fundidos o por reducción de sus óxidos.Son metales ligeros con colores que van desde el gris al blanco, con dureza variable (el berilio es muy duro y quebradizo y el estroncio es muy maleable). Son más duros que los alcalinos.Su configuración electrónica presenta dos electrones de valencia (2 electrones s). Tienen todos, el número de oxidación +2 y son muy reactivos, aumentando la reactividad al descender en el grupo. Se oxidan superficialmente con rapidez. Son buenos reductores. Sus propiedades son intermedias a las de los grupos entre los que se encuentran: sus óxidos son básicos (aumentando la basicidad según aumenta el número atómico) y sus hidróxidos (excepto el de berilio que es anfótero) son bases fuertes como los de los alcalinos, pero otras propiedades son parecidas a las del grupo de los térreos. Al aire húmedo y en agua forman hidróxido (desprendiendo hidrógeno), en algunos casos sólo superficial que impide el posterior ataque o lo hacen más lento (berilio y magnesio). Reaccionan directamente con halógenos, hidrógeno (no berilio o magnesio), oxígeno, carbono, azufre, selenio y teluro, formando, excepto el berilio, compuestos mayoritariamente iónicos. Reducen los iones H+ a hidrógeno, pero ni berilio ni magnesio se disuelven ácido nítrico debido a la formación de una capa de óxido.Todos los compuestos suelen ser menos solubles en agua que los del grupo 1.Se emplean en la tecnología nuclear (berilio) y en aleaciones de baja densidad, elevada solidez y estabilidad frente a la corrosión (berilio, magnesio).El berilio y el bario son venenosos, mientras que el magnesio y el calcio son oligoelementos fundamentales de los seres vivos.


Metales de transición o Metales relacionados

Se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha (más electronegativos, formadores de ácidos. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones.La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables.

- Familias no metálicas de los elementos y su configuración electrónica
- Gases nobles
Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y ununoctio. Estos elemento se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsay, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsay y Gray en 1908.El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%)).Se obtienen por licuación fraccionada de aire. El helio a partir de pozos de gas natural.Todos son gases incoloros, inodoros e insípidos, solubles en agua. Tienen puntos de fusión muy bajos ya que las únicas fuerzas existentes entre los átomos en estado líquido y sólido son las de London. Excepto el helio, que lo hace en el sistema hexagonal, cristalizan en el sistema cúbico. Poco diferentes desde el punto de vista químico. En 1962 se informó de la formación del XePtF6. Posteriormente se han obtenido compuestos de criptón, xenón y radón con flúor, cloro, oxígeno y nitrógeno, así como compuestos físicos (clatratos): disoluciones sólidas en las que ciertos átomos o moléculas están atrapados en los espacios de un retículo cristalino.Su uso principal está en iluminación: tubos de descarga (helio da color marfil, neón rojo, argón azul rojizo, criptón azul verdoso y xenón violeta); bombillas incandescentes (criptón y xenón, que impiden la difusión térmica del metal del filamento y aumentan la temperatura de trabajo y el rendimiento luminoso). Otros usos son la creación de atmósferas inertes en soldadura y corte (argón), relleno de globos (helio), gases de inmersión (helio), refrigerantes para bajas temperaturas y superconductividad (helio, neón).

Familia del boro o de elementos térreos
Son elementos bastante reactivos, por lo que no se encuentran nativos. La mayoría de sus minerales son óxidos e hidróxidos y, en el caso de galio, indio y talio, se encuentran asociados con sulfuros de plomo y cinc.
Estos elementos no reaccionan de modo apreciable con el agua, aunque el aluminio puro si lo hace desprendiendo hidrógeno, pero forma rápidamente una capa de óxido que impide la continuación de la reacción; el talio también reacciona. Los óxidos e hidróxidos del boro son ácidos, los del aluminio y galio son anfóteros y los del indio y talio son básicos; no se disuelven en amoníaco. Son buenos reductores, especialmente el aluminio (aluminotermia): se emplea para la obtención de los metales a partir de sus óxidos, desprendiéndose una gran cantidad de energía al formarse Al2O3.
Familia del carbono o carbonoide
Al descender en el grupo desciende la fuerza de enlace entre los átomos y como consecuencia los puntos de fusión y ebullición.Tienen cuatro electrones de valencia: 2 electrones s y 2 electrones p, por lo que los estados de oxidación que presentan son +4, +2 y -4: los compuestos con +4 y la mayoría de los de número de oxidación +2 son covalentes. El único ion -4 es el carburo.No reaccionan con el agua. El germanio, estaño y plomo son atacados por los ácidos. Con la excepción del carbono, son atacados por disoluciones alcalinas desprendiendo hidrógeno. Reaccionan con el oxígeno. Los óxidos de carbono y silicio son ácidos, el estaño es anfótero (reacciona con ácidos y bases calientes) y lo mismo ocurre con el plomo. Existe una gran tendencia a unirse consigo mismos, denominada concatenación al formar hidruros; esta tendencia disminuye al descender en el grupo.Los elementos silicio y el germanio se emplean en la industria electrónica; el óxido de silicio en la fabricación de vidrios; el carbono y sus derivados como combustibles y en la síntesis de productos orgánicos; el estaño, el plomo y sus aleaciones son muy útiles.El plomo es tóxico.

- Familia del nitrógeno o nitrogenoide
Se obtienen por reducción de los óxidos con carbono o por tostación y reducción de los sulfuros.La configuración electrónica muestra que poseen cinco electrones de valencia (2 electrones s y 3 electrones p), sin embargo, las propiedades difieren del primero al último.
Frente a los electropositivos (hidrógeno y metales) presentan estado de oxidación -3, aunque disminuye la estabilidad de los compuestos según crece el número atómico, y frente a los electronegativos (oxígeno, azufre y halógenos) +3 y +5, aumentando la estabilidad de los compuestos con el número atómico. Al crecer el número atómico predomina el estado +3.En estado elemental el nitrógeno se emplea como gas inerte en soldadura y conservación, el arsénico y antimonio como semiconductores, el fósforo en pirotecnia. Los compuestos de nitrógeno y fósforo son importantísimos y se emplean en abonos, detergentes, etc.El fósforo, arsénico y antimonio y sus combinaciones son tóxicos.

Calcógenos o anfígenos

El nombre calcógeno proviene del griego y significa formador de minerales: una gran parte de los constituyentes de la corteza son óxidos o sulfuros. El término anfígeno fue asignado por Berzelius y significa formador de ácidos y bases.El oxígeno es el elemento más abundante de la tierra (50,5% en peso de la corteza). Los demás son menos frecuentes. El polonio es muy raro, siendo un producto intermedio de pequeño período de semidesintegración en las series de desintegración, su porcentaje es de 2,1x10-14. Los minerales son óxidos, sulfuros y sulfatos y también se encuentran en estado nativo.El oxígeno se extrae del aire y el resto por reducción de los óxidos o nativos. El selenio y teluro se obtienen como subproductos de los barros de las cámaras de plomo o de los barros anódicos. El polonio se obtiene bombardeando bismuto con neutrones.El oxígeno y azufre son no metales, mientras que el carácter metálico aumenta del selenio al polonio. El oxígeno es un gas diatómico y el polonio un metal pesado. Presentan modificaciones, excepto polonio, algunas de selenio y teluro son metálicas.La estabilidad de las combinaciones análogas con elementos electropositivos disminuye al crecer el número atómico.
El oxígeno es fundamental en todos los procesos de oxidación (combustiones, metabolismo de los seres vivos) y es la base de numerosos procesos industriales. El azufre se emplea como fungicida y en numerosos procesos industriales. El selenio y teluro se emplean como semiconductores. El polonio no tiene prácticamente utilidad.Las combinaciones hidrogenadas de estos elementos (excepto el agua) son gases tóxicos de olor desagradable.

Halógenos

El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales".No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El astato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva.Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico.A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia:
Sólido- Iodo, Astato
Líquido- Bromo
Gas- Flúor, Cloro
Los halógenos tienen 7 electrones en su capa más externa, lo que les da un número de oxidación de -1 y son enormemente reactivos (oxidantes), disminuyendo la reactividad según aumenta el número atómico. Excepto el flúor, presentan también los estados de oxidación +1, +3, +5, +7. El flúor es el elemento más reactivo y más electronegativo del Sistema Periódico.Reaccionan con el oxígeno, formando óxidos inestables; esta reactividad disminuye al aumentar el número atómico. Excepto el flúor que la oxida, se disuelven en agua y reaccionan parcialmente con ella. Reaccionan con el hidrógeno para formar haluros de hidrógeno, que se disuelven en agua, formando disoluciones ácidas (ácidos hidrácidos); el ácido más fuerte es el HI. Reaccionan con casi todos los metales formando haluros metálicos, casi todos ellos iónicos.En estado elemental se usa solamente el cloro en el tratamiento de aguas. Los compuestos de estos elementos son muy importantes y útiles.Debido a su poder oxidante, todos los halógenos son tóxicos. Algunas combinaciones halogenadas (fluoruros, cloratos y bromatos) son muy venenosos.El flúor, el cloro y el yodo son oligoelementos importantes para los seres vivos.









2- Formación, formulación y nomenclatura de los compuestos químicos binarios, ternarios y superiores

FORMACION DE COMPUESTOS BINARIOS Y TERNARIOS
Las principales combinaciones químicas son las siguientes
No metal Metal
+ + + +
Hidrógeno oxígeno oxígeno hidrógeno

hidruro no metálico óxido ácido óxido básico hidruro metálico
+ + +

agua agua agua

hidrácido(H+) oxácido hidróxido (OH-)

Ácido + Hidróxido o Base Sal + Agua
Estas reglas de formación de los distintos compuestos son generales, salvo en el caso de los hidrácidos. Como veremos luego, no todos los hidruros no metálicos producen hidrácidos cuando se los disuelve en agua.
Se llaman compuestos BINARIOS a aquellos que están formados por dos elementos.
Comprenden:
a) Oxidos básicos: Metal + Oxígeno
b) Oxidos ácidos: No metal + Oxígeno

No metal + Hidrógeno
c) Hidruros
Metal + Hidrogeno

d) Hidrácidos: Hidruros provenientes del Flúor, Cloro, Bromo, Yodo o Azufre en
solución acuosa.
Veamos algunas reglas para la formación de compuestos binarios:

1.- Elementos de igual número de oxidación, se combinan átomo a átomo
Formula
HCl
KCl
CaO

2.- Cuando uno de los átomos tiene número de oxidación impar, se intercambian los números que corresponden a sus números de oxidación, y los mismos se colocan como subíndices en la fórmula empírica del compuesto.

Na +1 + O -2 Na2O
Se lee: Oxido de Sodio

Al+3 + O-2 Al2 O3
Se lee: Oxido de Aluminio

3.- Cuando los elementos que se combinan tienen número de oxidación par, pero no igual, se divide el mayor por el menor y el número resultante se coloca como subíndice en el elemento de menor número de oxidación.

Sn +4 + O-2 Sn O2
Se lee: Oxido de Estaño IV

OXIDOS BASICOS: Resultan de la combinación de un metal con él oxigeno

4Na + O2 2Na2O

2Ca + O2 CaO

4Al + 3O2 2Al2O3

veamos como se denominan los óxidos básicos
1.- Si el metal que forma el óxido tiene un solo número de oxidación, se antepone la palabra óxido al nombre del metal. Oxido de Sodio, Oxido de Calcio y Oxido de Aluminio.
2.- Si el metal que forma el óxido, tiene número de oxidación variable, se agrega al nombre del metal el sufijo OSO para el menor número de oxidación e ICO para el mayor número de oxidación.
Las últimas normas sobre nomenclatura aconsejan denominar al óxido con el número de oxidación del metal correspondiente, colocado en números romanos, entre paréntesis y sin signo.

FeO Oxido Ferroso u Oxido de Hierro (II)
Fe2 O3 Oxido Férrico u Oxido de Hierro (III)

Denominación Fórmula

Oxido Cúprico CuO
Oxido de Cobre (II)

Oxido de Plata Ag2 O
Oxido de Plata (I)

Oxido Niquélico Ni2 O3
Oxido de Níquel (III)

Oxido Mercúrico Hg O
Oxido de Mercurio (II)

Oxido Plúmbico PbO2 Oxido de Plomo IV
Oxido de Plomo (IV)

3.- Si el metal que dio origen al óxido puede actuar con más de dos número de oxidación, su nomenclatura es tal que en el nombre del compuesto va implícita la constitución de la molécula.
Las proporciones estequiométricas se pueden indicar por medio de los nombres griegos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta.

2Cr + O2 2CrO Monóxido de Cromo, Oxido de Cromo II

2Cr + 3 O2 2CrO3 Trióxido de Cromo, Oxido de Cromo VI

2Mn + O2 2MnO Monóxido de Manganeso, Oxido de Manganeso II

4Mn +3 O2 2Mn2 O3 Trióxido de Dimanganeso, Oxido de manganeso III

PEROXIDOS Son óxidos que contienen en su molécula dos átomos de oxígeno unidos entre sí, formando un puente oxigenado. Se los denomina anteponiendo la palabra peróxido al nombre del metal

Peróxido de Sodio Na2 O2
Peróxido de Bario BaO2
Peróxido de Hidrógeno H2 O2
Los elementos biatómicos son aquellos que prácticamente existen como moléculas biatómicas y son conocidas también como moléculas homonucleares cuando en su estado natural no están químicamente enlazadas con otro elemento. Entre los más comunes están el H2 y el O2.

La atmósfera esta formada casi en 99% de moléculas biatómicas: oxígeno (O2) con el 21% y nitrógeno (N2) con 78%. El 1% restante es principalmente Argón (0,9340%)

Algunos elementos biatómicos son el hidrógeno, el oxígeno y los halógenos como el flúor, cloro. Bromo y yodo y astato. Muchos metales son biatómicos cuando se encuentran en estado gaseoso.


Formación, formulación y nomenclatura de las bases
Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ión hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua
EJEMPLO:
Na2O
+
H2O
→
2NaOH
= hidróxido de sodio
Al2O3
+
3H2O
→
2Al(OH)3
= hidróxido de aluminio
Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabras hidróxido de seguidas del nombre del metal.
Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia
EJEMPLO:
Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso
Ni (OH)3 = hidróxido niquelico

Formación, formulación y nomenclatura de los óxidos
Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .
ÓXIDOS BÁSICOS (Combinación del oxígeno con elementos metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal
EJEMPLO:
Li2O = óxido de litio
CaO = óxido de calcio
Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación)
EJEMPLO:
CoO = óxido cobaltoso
Co2O3 = óxido cobaltico
Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español:
EJEMPLO:
Co2O = óxido de cobalto ( II)
Co2O3 = óxido de cobalto ( III)
ÓXIDOS ÁCIDOS (Combinación del oxigeno con elementos no metálicos)
Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos
EJEMPLO:
SiO2
=
dióxido de silicio
SeO2
=
dióxido de selenio
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)
EJEMPLO:
CO2
+
H2O
→
H2CO3
ácido carbónico
oxido ácido



oxácido


Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula
EJEMPLOS:
TeO2 = dióxido de telurio
TeO3 = trióxido de telurio

As2O3 = trióxido de diarsenico
As2O5 = pentaóxido de diarsenico

2Cl2
+
O2
→
Cl2O
= monóxido de dicloro


oxido ácido

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:
EJEMPLO:
TeO2 = oxido teluroso
TeO3 = oxido telúrico
Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
EJEMPLO:
2N2
+
3O2
→
2N2O3
= óxido de nitrógeno (III)


oxido ácido


2Cl2
+
O2
→
2Cl2O
= óxido hipocloroso


oxido ácido


2Cl2
+
7O2
→
2Cl2O7
= óxido perclórico


oxido ácido




Formación, formulación y nomenclatura de ácidos


Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+). En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS (ácidos que no contienen oxígeno)
Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S
ácido sulfhídrico
HI
ácido yodhídrico
HBr
ácido bromhídrico
HF
ácido fluorhídrico
HCl
ácido clorhídrico
Recordando que HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l)
→
HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno


ácido clorhídrico
(b) OXÁCIDOS ( ácidos que contienen oxígeno)
Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.
EJEMPLO:
PO3
+
H2O
→
H3PO3
= ácido fosforoso
PO4
+
H2O
→
H3PO4
= ácido fosfórico
Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:
( HO)mXOn
donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X


2.4- Formación, formulación y nomenclatura de los las sales

Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :
BASE + ÁCIDO
→
SAL + AGUA

EJEMPLO;
Na
OH + H
Cl
→
NaCl +
H2O






Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ión positivo Na+, de la base y el ión negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.
También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.

SALES NEUTRAS
Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO
NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico
__________________uro
hipo_______________oso
hipo________________ito
__________________ oso
___________________ito
__________________ ico
___________________ato
per________________ico
per________________ ato
se da primero el nombre del ión negativo seguido del nombre del ion positivo
FeCl2 = cloruro ferroso
FeCl3 = cloruro férrico
Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;
Ejemplo:
FeCl2 = cloruro de hierro ( II)
FeCl3 = cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ión de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;
Ejemplo:
LiI = Yoduro de Litio

SALES HALOIDEAS O HALUROS
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.
EJEMPLO;
Cu(OH) + HCl
→
CuCl
+ H2O

ácido clorhídrico

cloruro cuproso


2Fe(OH)3 + H2S
→
Fe2S 3
+ 6H2O

ácido sulfhídrico

sulfuro férrico

Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

PS3 = trisulfuro de fósforo
PS5 = pentasulfuro de fósforo


SALES BINARIAS (HALOIDEAS Y NEUTRAS)

CATIONES
ANIÓN

ANIONES


Fluoruro (F-)
Cloruro ( CL-)
Bromuro ( Br-)
Yoduro ( I-)
Sulfuro ( S-2)
Nitruro ( N-3)
Hidruro ( H-)
Aluminio ( Al +3)
AlF3
AlCl3
AlBr3
AlI3
Al2S3
AlN
AlH3
Amonio ( NH4+)
NH4F
NH4Cl
NH4Br
NH4 I
(NH4 )2S
(NH4)3N
NH3
Arsenico (III) o arsenioso ( As+3)
AsF3
AsCl3
AsBr3
AsI3
As2S3
AsN
AsH3
Arsenico ( V) o arsenico ( As+5)
AsF5
AsCl5
AsBr5
AsI5
As2S5
As3N5
AsH5
Bario ( Ba+2)
BaF2
BaCl2
BaBr2
BaI2
BaS
Ba3N2
BaH2
Berilio ( Be+2)
BeF2
BeCl2
BeBr2
BeI2
BeS
Be3N2
BeH2
Boro ( B+3)
BF3
BCl3
BBr3
BI3
B2S3
BN
BH3
Cadmio ( Cd+2)
CdF2
CdCl2
CdBr2
CdI2
CdS
Cd3N2
CdH2
Calcio ( Ca+2)
CaF2
CaCl2
CaBr2
CaI2
CaS
Ca3N2
CaH2
Cesio ( Cs+1)
CsF
CsCl
CsBr
CsI
Cs2S
Cs3N
CsH
Cromo ( II) o crómoso ( Cr+2)
CrF2
CrCl2
CrBr2
CrI2
CrS
Cr3N2
CrH2
Cromo ( III) o crómico ( Cr+3)
CrF3
CrCl3
CrBr3
CrI3
Cr2S3
CrN
CrH3







CATIONES



ANIONES


Fluoruro (F-)
Cloruro ( CL-)
Bromuro ( Br-)
Yoduro ( I-)
Sulfuro ( S-2)
Nitruro ( N-3)
Hidruro ( H-)
Cromo ( VI) o percrómico ( Cr+6)
CrF6
CrCl6
CrBr6
CrI6
CrS3
CrN2
CrH6
Cobalto ( II) o cobaltoso ( Co+2)
CoF2
CoCl2
CoBr2
CoI2
CoS
Co3N2
CoH2
Cobalto ( III) o cobaltico ( Co+3)
CoF3
CoCl3
CoBr3
CoI3
Co2S3
CoN
CoH3
Cobre (I) o cúproso ( Cu +1)
CuF
CuCl
CuBr
CuI
Cu2S
Cu3N
CuH3
Cobre (II) o cúprico ( Cu +2)
CuF2
CuCl2
CuBr2
CuI2
CuS
Cu3N2
CuH2
Escandio ( Sc+3)
ScF3
ScCl3
ScBr3
ScI3
Sc2S3
ScN
ScH3
Estaño ( II) o estannoso ( Sn+2)
SnF2
SnCl2
SnBr2
SnI2
SnS
Sn3N2
SnH2
Estroncio (Sr+2)
SrF2
SrCl2
SrBr2
SrI2
SrS
Sr3N2
SrH2
Francio ( Fr+1)
FrF
FrCl
FrBr
FrI
Fr2S
Fr3N
FrH
Germanio ( Ge+4)
GeF
GeCl
GeBr
GeI
Ge2S
Ge3N
GeH
Hidrogeno ( H+1)
HF
HCl
HBr
HI
H2S
H3N

Hierro (II) o ferroso ( Fe+2)
FeF2
FeCl2
FeBr2
FeI2
FeS
Fe3N2
FeH2
Hierro ( III) o férrico ( Fe +3)
FeF3
FeCl3
FeBr3
FeI3
Fe2S3
FeN
FeH3
Magnesio ( Mg+2)
MgF2
MgCl2
MgBr2
MgI2
MgS
Mg3N2
MgH2
Manganeso ( II) o manganoso (Mn+2)
MnF2
MnCl2
MnBr2
MnI2
MnS
Mn3N2
MnH2
Manganeso ( III) o manganico (Mn+3)
MnF2
MnCl2
MnBr2
MnI2
Mn2S3
Mn3N2
MnH2
Manganeso ( VII) o Permanganico (Mn+7)
MnF7
MnCl7
MnBr7
MnI7
Mn2S7
Mn3N7
MnH7

Práctica y talleres



CUESTIONARIO GENERAL DESARROLLADO PARA QUE RECUERDE LOS CONCEPTOS BÁSICOS DE LOS TEMAS ATENDIDOS

1. ¿Qué hizo Lewis?
Hizo una manera más fácil para la configuración electrónica. Pone el símbolo del elemento y a su alrededor se le ponen puntos o crucecitas que van a ser los electrones que están en el nivel más alto y a éstos se les llaman electrones de valencia. El símbolo de Lewis también se llama SÍMBOLO ELECTRÓNICO
2. ¿Por qué se les llama electrones de valencia a los del último nivel electrónico?
Se llaman así porque son los que van a intervenir en la formación de compuestos ya que son los que se van a ganar, perder o compartir cuando el elemento reacciona para formar una molécula o ión.
3. ¿Por qué está formado el símbolo electrónico?
Por el Kernel y los electrones de valencia.
4. Explica la regla del octeto.
Los átomos al entrar en reacción química tienden a adoptar la configuración electrónica del gas noble inmediato por transferencia o por compartir entre ellos par o pares de electrones de un átomo a otro. Esto se llama REGLA DEL OCTETO O REGLA DEL 8 ya que al adoptar la configuración del gas noble equivale a tener 8 electrones en el nivel externo, excepto en el Helio que tiene sólo 2
5. ¿Qué son los enlaces interatómicos?
Lo que mantiene unidos a los átomos se llaman enlaces interatómicos (para formar una molécula). Estos enlaces son los responsables de las propiedades químicas.
6. ¿Qué son las fuerzas intermoleculares?
Unen a las moléculas. Son las responsables de las propiedades físicas.
7. ¿Cómo pueden ser los enlaces interatómicos?
Iónicos o electrovalentes, covalentes y metálicos.
8. Explica el enlace iónico
Es cuando un metal reacciona con un no metal para adquirir la configuración electrónica del gas noble inmediato. Se transfieren electrones del metal al no metal y se forma un campo iónico o electrovalente. Es una fuerza de atracción electrostática.
9. ¿Qué es un ión?
Una partícula con carga
10. ¿Qué pasa cuando se juntan cationes y aniones?
Se van a formar cristales ó sales.
11. Menciona las características de un enlace iónico
Es binario
Valencia fija (metal)
Nombre del no metal (...uro) en el caso del oxígeno (... ido)
Nombre del metal (de “metal”)
12. ¿A qué se le llama isoelectrónicas?
Cuando dos elementos tienen la misma configuración electrónica
13. Explica el enlace covalente
Se efectúa entre elementos de alta electronegatividad (no metales). Hay de dos tipos: Enlace covalente puro u homopolar y enlace covalente polar o enlace polar.
14. Explica el enlace covalente puro u homopolar
Este se va con dos átomos del mismo elemento formando una molécula sin carga eléctrica simétrica y cuya diferencia de electronegatividad es cero.
15. ¿Qué es electronegatividad?
Es la medida de la potencia que tiene un átomo para atraer electrones cuando forma parte de un enlace químico. El valor más alto es el del flúor que es 4 y el más bajo es el de Cesio que es de 0.7
Si un enlace tiene una diferencia de electronegatividad que es mayor que 2 va a ser predominantemente iónico.
Si un enlace tiene una diferencia de electronegatividad que es menor que 1.5 va a ser predominantemente covalente.
16. ¿Cuáles son los enlaces covalentes puros?
H2, Cl2, N2, O2, Br2, I2, F2
17. Explica el enlace covalente polar o enlace polar
Cuando se unen dos átomos no metálicos de diferente electronegatividad
18. Explica el enlace covalente coordinado ó coordinado dativo
Un mismo elemento va a aportar los 2 electrones que van a formar el enlace.
19. Explica el enlace metálico
Cuando se da entre metales y aleaciones. Tienen una configuración geométrica red cristalina).
20. ¿Qué es nomenclatura?
Conjunto de reglas que se emiten para dar nombre y clasificación a cada una de las sustancias químicas. La asociación que da la nomenclatura es la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
Los compuestos están formados primero por la parte positiva que puede ser el metal, ion poliatómico positivo, ión hidrógeno o un no metal menos electronegativo (se menciona al final).
Después se escribe la parte negativa que puede ser el No metal, ión poliatómico negativo. Se escribe al final del compuesto pero se menciona al principio.
21. Escribe la nomenclatura de los compuestos binarios
a) No metal - no metal. La terminación del segundo elemento (... uro, ido)
Y la cantidad de átomos de cada elemento se indica con el nombre de los prefijos griegos. (mono, di, tetra, penta, hexa, etc.)
b) Metal - no metal.
1) Valencia fija o número de oxidación fijo (metales familia IA IIA, IIIA) del metal.
Primero se escribe el No metal con terminación uro, ido aunque se escribe al final de el metal (sin sufijos griegos).
2) Con número de oxidación variable (metales de la familia B, elementos de transición). Puede perder varios electrones.
I. SISTEMA STOCK. (lo da la IUPAC) consiste en que se escribe después del metal el número de oxidación.
II. SUFIJOS. Valencia o número de oxidación variable. No Metal ... uro de Metal. y el Metal puede tener terminación .... ico si es más grande, y ... oso
si es más pequeño.
21. ¿Qué son los radicales?
Grupos de átomos que actúan usualmente juntos y tienen sus propias valencias.
Cada radical tiene un nombre particular: Acetato
Amonio
Carbonato
Cianuro
Hipoclorito
Clorito
Clorato
Perclorato
Cromato
Dicromato
Fosfato
Bicarbonato o carbonato ácido
Bisulfato
Bisulfito o hidrógeno sulfito
Hidróxido
Nitrato
Nitrito
Sulfito
Permanganato
Sulfato
22. ¿Cómo se clasifican los compuestos?
En binarios, ternarios y cuaternarios
23. Escribe la clasificación de los compuestos binarios
OXIDOS BÁSICOS
metal + oxígeno + agua ------ Hidróxidos
ÓXIDOS ÁCIDOS
no metal + oxígeno + agua ------ Ácido Oxácido
HIDRUROS
Metal + Hidrógeno
HIDRÁCIDOS
No metal + hidrógeno
SALES SENCILLAS
Metal + No metal
24. Menciona la clasificación de los compuestos ternarios
HIDRÓXIDOS
Metal + Oxígeno + Hidrógeno
OXÁCIDOS
Hidrógeno + No metal + Oxígeno
OXISALES
Sal formada por metal + No metal + Oxígeno
25. Menciona la clasificación de los compuestos cuaternarios
SALES ÁCIDAS
Metal + Hidrógeno + Radical
SALES BÁSICAS
Metal + Hidróxido + No metal
25. ¿Cuáles son las propiedades físicas de los metales?
Brillo
Conducen calor
Conducen electricidad
Maleables
Dúctiles
26. ¿Cuáles son las propiedades químicas de los metales?
Pierden electrones (poder reductor)
Hay metales más activos que otros (series de actividad de los metales)
27. ¿A qué se le llama minerales?
La mayoría de los metales se encuentran en la corteza terrestre y no están libres sino en forma de sulfatos, carbonatos, etc. a los cuales se les va a llamar minerales.
Un mineral es una sustancia natural inorgánica con estructura cristalina homogénea y de composición química definida. A los depósitos de minerales que contienen metales se les llama Mena.
28. ¿Qué es la metalurgia?
Serie de procesos o conjunto de operaciones que intervienen en la obtención de metales a partir de las menas. Los procesos metalúrgicos van a ser diferentes dependiendo del metal. Pero en general tiene 3 fases: la primera es el tratamiento preliminar.
28. ¿Qué es una ecuación química?
Una ecuación es una forma corta o abreviada de expresar un cambio químico en términos de símbolos y formas. De acuerdo a la ley de la conservación de la materia y la energía balanceando la ecuación se conserva esta ley.
29. ¿Qué es necesario para balancear una ecuación?
1) Tener escritas correctamente las fórmulas de los reactivos y los productos
2) Empezar con las partes más complejas
3) El hidrógeno y el oxígeno se pueden ajustar agregando agua si es necesario y todos los elementos ya están balanceados.
4) Deje los elementos en estado libre hasta el último momento.
30. ¿Cuáles son los diferentes tipos de reacciones que hay?
REACCIÓN DE SÍNTESIS O DE COMBINACIÓN DIRECTA. Dos o más elementos se combinan para formar un compuesto.
REACCIÓN DE DESCOMPOSICIÓN O ANÁLISIS. Un compuesto se va a separar en dos o más elementos o compuestos mediante la aplicación de una fuente de energía externa.
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN SIMPLE. Cuando un elemento toma el lugar de otro en un compuesto
REACCIÓN DE SUSTITUCIÓN DOBLE. Cuando dos elementos o radicales compuestos se intercambian. Esto sucede siempre que el átomo sustituyente tenga mayor actividad que el átomo sustituido.
REACCIÓN DE COMBUSTIÓN. Se identifican porque sus productos vienen siendo dióxido de carbono y agua y en los reactivos está el oxígeno que es el que se necesita para llevar a cabo la combustión.
REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN. Cuando están un ácido con una base y nos da sal y agua.
31. ¿Cómo se pueden clasificar también las reacciones?
REACCIONES DIRECTAS. Cuando los reactivos nos forman productos
REACCIONES INVERSAS. También se llaman reversibles.
REACCIONES ENDOTÉRMICAS O ENDOÉRGICAS. Necesitan aplicarles energía o calor para que puedan llevarse a cabo.
REACCIONES EXOTÉRMICAS O EXOÉRGICAS. Desprenden calor o energía.
32. ¿Cómo son los coeficientes estequimétricos?
Van a ser enteros y pequeños.
33. ¿Qué es el número de oxidación?
Número de electrones que gana o pierde un elemento cuando se combina en un compuesto iónico; y en uno covalente es la carga que aparenta tener un átomo.
34. ¿Cuáles son las reglas para determinar el número de oxidación?
1) La suma algebraica de los números de oxidación en un compuesto neutro es igual a cero; en el caso de un ion debe ser igual a la carga del ion.
2) El número de oxidación de un elemento que se encuentra en estado libre o sin combinar es siempre igual a cero.
3) En un ion monoatómico se considera igual a su carga iónica.
4) En los compuestos con dos átomos diferentes el número de oxidación negativo se asigna al átomo más electro negativo.
5) En los compuestos que contienen +1 el número de oxidación es +1. Las excepciones son los hidruros de los metales donde el número de oxidación es -1.
6) En la mayoría de los compuestos que contienen oxígeno, su número es -2. Las excepciones son los peróxidos -1.
35. ¿Qué es REDOX?
Las ecuaciones en las que hay un cambio, en el número de oxidación en las reaccionantes son llamados de óxido - reducción (redox).
36. ¿Qué es la oxidación?
Cambio químico en el cual una sustancia pierde electrones y aumente su estado de oxidación.
37. ¿Qué es reducción?
Cambio químico en el cual una sustancia gana electrones y disminuye su oxidación.
38. ¿Cómo se le llama al elemento que se oxida?
Agente reductor
39. ¿Y al que se reduce?
Agente oxidante
40. Escribe los pasos para REDOX
Escribir toda la ecuación completa.
Escribir el número de oxidación encima de cada uno de los elementos.
Determinar el cambio en el número de oxidación, o sea el número de electrones transferidos.
Multiplica el número de electrones por el número de átomos oxidados; y el número de electrones por el número de átomos reducidos.
Intercambiar números colocándolos como coeficiente.
Completar el balance por tanteo. Primero los que cambiaron su número de oxidación. Segundo los átomos que no sean hidrógeno y oxígeno y tercero, se balancea el hidrógeno agregando agua donde sea necesario.
41. ¿A qué es igual un mol?
Al peso atómico expresado en gramos.
42. ¿Cuál es el número de avogadro?
6.022 x 1023 partículas, moléculas, átomos o iones.




resúmenes y mapas conceptuales


Resúmen 1:

Clasificación de los elementos de acuerdo con la configuración electrónica.
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la forma llamada larga, en la que prima su interpretación electrónica. En el sistema periódico largo, cada periodo corresponde a la formación de una nueva capa de electrones. Los elementos alineados tienen estructuras electrónicas estrictamente análogas. El principio y el final de un periodo largo representan la adición de electrones en una capa de valencia; en la parte central aumenta el número de electrones de una capa subyacente.
La interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos está dada en términos de la teoría de Bohr (1913) sobre la estructura electrónica del átomo. En la clasificación periódica, los gases nobles, que no son reactivos en la mayoría de los casos (valencia = 0), están interpuestos entre un grupo de metales altamente reactivos que forman compuestos con valencia +1 y un grupo de no metales también muy reactivos que forman compuestos con valencia -1. Este fenómeno condujo a la teoría de la “Capa electrónica”, que sostiene que la periodicidad de las propiedades resulta de la disposición de los electrones en capas alrededor del núcleo atómico. Según la misma teoría, los gases nobles son por lo general inertes porque sus capas electrónicas están completas; por lo tanto, otros elementos deben tener algunas capas que están sólo parcialmente ocupadas, y sus reactividades químicas están relacionadas con los electrones de esas capas incompletas. Por ejemplo, todos los elementos que ocupan una posición en el sistema inmediatamente anterior a un gas inerte, tienen un electrón menos del número necesario para completar las capas y presentan una valencia -1 y tienden a ganar un electrón en las reacciones. Los elementos que siguen a los gases inertes en la tabla tienen un electrón en la última capa, y pueden perderlo en las reacciones, presentando por tanto una valencia +1.
Un análisis del sistema periódico, basado en esta teoría, indica que la primera capa electrónica puede contener un máximo de 2 electrones, la segunda un máximo de 8, la tercera de 18, y así sucesivamente. El número total de elementos de cualquier periodo corresponde al número de electrones necesarios para conseguir una configuración estable. La diferencia entre los subgrupos A y B de un grupo dado también se puede explicar en base a la teoría de la capa de electrones. Ambos subgrupos son igualmente incompletos en la capa exterior, pero difieren entre ellos en las estructuras de las capas subyacentes. Este modelo del átomo proporciona una buena explicación de los enlaces químicos.



Resúmen 2:

Tabla Periódica

Los primeros trabajos de Mendelejeff datan de 1860 y sus conclusiones fueron leídas 1869 en la sociedad Química Rusa. El mismo resumió su trabajo en los siguientes postulados:



Si se ordenan los elementos según sus pesos atómicos, muestran una evidente periodicidad.



Los elementos semejantes en sus propiedades químicas poseen pesos atómicos semejantes (K, Rb, Cs).



La colocación de los elementos en orden a sus pesos atómicos corresponde a su valencia.



Los elementos más difundidos en la Naturaleza son los de peso atómico pequeño. Estos elementos poseen propiedades bien definidas. Son elementos típicos.



El valor del peso atómico caracteriza un elemento y permite predecir sus propiedades.



Se puede esperar el descubrimiento de elementos aún desconocidos.



En determinados elementos puede corregirse el peso atómico si se conoce el de los elementos adyacentes.





He aquí una síntesis clara y muy completa no solo de la construcción de la tabla, sino también de su importancia química.

La tabla periódica moderna consta de siete períodos y ocho grupos.

Períodos: Cada franja horizontal.

Ventajas del sistema de Mendelejeff

Corrigió los pesos atómicos y las valencias de algunos elementos por no tener sitio en su tabla de la forma en que eran considerado hasta entonces.



Señaló las propiedades de algunos elementos desconocidos, entre ellos, tres a los que llamó eka-boro, eka-aluminio, y eka-silicio.



En 1894 Ramsy descubrió un gas el que denominó argón. Es monoatómico, no presenta reacciones químicas y carecía de un lugar en la tabla. Inmediatamente supuso que debían existir otros gases de propiedades similares y que todos juntos formarían un grupo. En efecto, poco después se descubrieron los otros gases nobles y se les asignó el grupo cero.



Todos los huecos que dejó en blanco se fueron llenando al descubrirse los elementos correspondientes. Estos presentaban propiedades similares a las asignadas por Mendelejeff.





Defectos de la tabla de Mendelejeff

No tiene un lugar fijo para el hidrógeno.



Destaca una sola valencia.



El conjunto de elementos con el nombre de tierras raras o escasas (lantánidos) no tiene ubicación en la tabla o es necesario ponerlos todos juntos en un mismo lugar, como si fueran un solo elemento, lo cual no es cierto.



No había explicación posible al hecho de que unos períodos contarán de 8 elementos: otros de 18, otros de 32, etc.



La distribución de los elementos no está siempre en orden creciente de sus pesos atómicos.





Tabla periódica moderna

En el presente siglo se descubrió que las propiedades de los elementos no son función periódica de los pesos atómicos, sino que varían periódicamente con sus números atómicos o carga nuclear. He aquí la verdadera Ley periódica moderna por la cual se rige el nuevo sistema: "Las propiedades de los elementos son función periódica de sus números atómicos"

Modernamente, el sistema periódico se representa alargándolo en sentido horizontal lo suficiente para que los períodos de 18 elementos formen una sola serie. Con ello desaparecen las perturbaciones producidas por los grupos secundarios. El sistema periódico largo es el más aceptado; la clasificación de Werner, permite apreciar con más facilidad la periodicidad de las propiedades de los elementos.

Propiedades periódicas y no periódicas de los elementos químicos

Son propiedades periódicas de los elementos químicos las que desprenden de los electrones de cadena de valencia o electrones del piso más exterior así como la mayor parte de las propiedades físicas y químicas.

Radio atómico

Es la distancia de los electrones más externos al núcleo. Esta distancia se mide en Angström (A=10-8), dentro de un grupo Sistema periódico, a medida que aumenta el número atómico de los miembros de una familia aumenta la densidad, ya que la masa atómica crece mas que el volumen atómico, el color F (gas amarillo verdoso), Cl (gas verde), Br (líquido rojo), I sólido (negro púrpura), el lumen y el radio atómico, el carácter metálico, el radio iónico, aunque el radio iónico de los elementos metálicos es menor que su radio atómico.

Afinidad electrónica

La electroafinidad, energía desprendida por un ion gaseoso que recibe un electrón y pasa a átomos gaseosos, es igual el valor al potencial de ionización y disminuye al aumentar el número atómico de los miembros de una familia. La electronegatividad es la tendencia de un átomo a captar electrones. En una familia disminuye con el número atómico y en un período aumenta con el número atómico.

Enlaces químicos

Iones

Los átomos están constituidos por el núcleo y la corteza y que el número de cargas positivas del primero es igual al número de electrones de la corteza; de ahí su electronegatividad. Si la corteza electrónica de un átomo neutro pierde o gana electrones se forman los llamados iones.

Los iones son átomos o grupos atómicos que tienen un número de electrones excesivo o deficiente para compensar la carga positiva del núcleo.

En el primer caso los iones tienen carga negativa y reciben el nombre de aniones, y en el segundo están cargados positivamente y se llaman cationes.

Elementos electropositivos y electronegativos

Se llaman elementos electropositivos aquellos que tienen tendencia a perder electrones transformándose en cationes; a ese grupo pertenecen los metales.

Elementos electronegativos son los que toman con facilidad electrones transformándose en aniones; a este grupo pertenecen los metaloides.

Los elementos más electropositivos están situados en la parte izquierda del sistema periódico; son los llamados elementos alcalinos. A medida que se avanza en cada período hacia la derecha va disminuyendo el carácter electropositivo, llegándose, finalmente, a los alógenos de fuerte carácter electronegativo.

Electrones de valencia

La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior, que reciben el nombre de electrones de valencia.

La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introduce en la esfera electrónica del otro.

Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad.

Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.

Valencia electroquímica

Se llama valencia electroquímica al número de electrones que ha perdido o ganado un átomo para transformarse en ion. Si dicho número de electrones perdidos o ganados es 1, 2, 3, etc. Se dice que el ion es monovalente, bivalente, trivalente, etc.



Resúmen 3:

La tabla periódica de los elementos es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características.
Suele atribuirse la tabla a Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo una ordenación a partir de las propiedades físicas de los átomos.
Grupos

A las columnas verticales de la Tabla Periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia, y por ello, tienen características o propiedades similares entre si. Por ejemplo los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los Gases Nobles, los cuales tienen su último nivel de energía lleno (regla del octeto) y por ello son todos extremadamente no-reactivos.
Los grupos de la Tabla Periódica, numerados de izquierda a derecha son:
Grupo 1 (IA): los metales alcalinos
Grupo 2 (IIA): los metales alcalinotérreos
Grupo 3 al Grupo 12: los metales de transición , metales nobles y metales mansos
Grupo 13 (IIIA): Térreos
Grupo 14 (IVA): carbonoideos
Grupo 15 (VA): nitrogenoideos
Grupo 16 (VIA): los calcógenos o anfígenos
Grupo 17 (VIIA): los halógenos
Grupo 18 (Grupo VIII): los gases nobles

Periodos

Las filas horizontales de la Tabla Periódica son llamadas Períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca de acuerdo a su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio, ambos tienen solo el orbital 1s.



Aplicaciones

La agrupación de los elementos en la tabla periódica hace que resalten sus propiedades y características. Por ejemplo, al ganar electrones los elementos aumentan en electronegatividad y lo hacen los elementos que están a la derecha y hacia arriba de la tabla periódica. Así, flúor es el elemento más electronegativo de la tabla periódica. La reactividad de los elementos aumenta al aumentar los períodos, haciendo que helio sea el elemento más inerte de la tabla periódica.
Las diferencias en energía de ionización también se pueden visualizar en la tabla periódica, aumentando con incrementos en el número atómico de los elementos. Así, los elementos del grupo 1 tienen la energía de ionización más baja y los gases nobles, la más alta.

Los elementos del grupo 1 son los más metálicos de la tabla periódica disminuyendo esta propiedad al aumentar el grupo hacia la derecha de la tabla.




Vocabulario




1. Cesio: Elemento químico de núm. atóm. 55. Metal alcalino, escaso en la corteza terrestre, se encuentra en aguas minerales y en las cenizas de algunas plantas.

2. Calcio. Elemento químico de núm. atóm. 20. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra principalmente en forma de carbonato, como la calcita, o de sulfato, como el yeso, y es un componente esencial de huesos, dientes, caparazones, arrecifes coralinos y estructuras vegetales.

3. Magnesio. Elemento químico de núm. atóm. 12. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en la magnesita, el talco, la serpentina y, en forma de cloruro, en el agua de mar, y entra en la composición de sustancias importantes en los vegetales, como las clorofilas.

4. Hierro: Elemento químico de núm. atóm. 26. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en la hematites, la magnetita y la limonita, y entra en la composición de sustancias importantes en los seres vivos, como las hemoglobinas.
oxígeno. Elemento químico de núm. atóm. 8. Muy abundante en la corteza terrestre, constituye casi una quinta parte del aire atmosférico en su forma molecular O2

5. Francio. Elemento químico de núm. atóm. 87. Metal alcalino raro en la corteza terrestre, posee el equivalente químico más elevado de todos los elementos y todos sus isotopos son inestables.

6. Aluminio: Elemento químico de núm. atóm. 13. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en el caolín, la arcilla, la alúmina y la bauxita.

7. Sodio: Elemento químico de núm. atóm. 11. Metal muy abundante en la corteza terrestre, principalmente en forma de sales, como el cloruro sódico o sal común.


8. Hidróxido: Compuesto formado por la unión de un elemento o un radical con el anión OH-.

9. Carbonato: Sal del ácido carbónico con una base.

10. Bicarbonato: Sal ácida del ácido carbónico.

11. Masa: Magnitud física que expresa la cantidad de materia que contiene un cuerpo. Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo (kg).

12. Configuración electrónica: En química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.

13. Átomo: Es la menor porción de un elemento la cual no tiene carga eléctrica, y puede entrar en combinaciones químicas.

14. Valencia: La valencia atómica, o valencia de un átomo es el número de electrones que están siendo compartidos por un átomo en un enlace iónico o covalente. La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo más avanzado, el estado de oxidación.
15. Electrón: Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10 -19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10 -28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
16. Protón: El protón es un barión formado por dos quarks up y un quark down. Su carga eléctrica es de una unidad positiva (inversa a la del electrón). Constituye el núcleo atómico del hidrógeno, H+. Forma junto con neutrones los núcleos atómicos de la materia conocida.
17. Neutron: Partícula masiva sin carga eléctrica.

18. Litio: Elemento químico de núm. atóm. 3. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra disperso en ciertas rocas y muy poco denso.

19. Sodio: Elemento químico de núm. atóm. 11. Metal muy abundante en la corteza terrestre, principalmente en forma de sales, como el cloruro sódico o sal común.

20. Potasio: Elemento químico de núm. atóm. 19. Metal muy abundante en la corteza terrestre; se encuentra en forma de sales, generalmente silicatos, en muchos minerales y en el agua del mar.

21. Plata. f. Elemento químico de núm. atóm. 47. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra nativo, en granos o vetas, y en algunos minerales. De color blanco, brillante, con sonoridad peculiar, muy dúctil y maleable y muy buen conductor del calor y la electricidad.

22. Silicato: Sal del ácido silícico.

23. Silicio: Elemento químico de núm. atóm. 14. Extraordinariamente abundante en la corteza terrestre, de la que constituye más de la cuarta parte, se encuentra principalmente en forma de sílice, como en el cuarzo y sus variedades, y de silicatos, como en la mica, el feldespato y la arcilla.

24. Fosfato: Sal o ester del ácido fosfórico.

25. Sulfuro: Sal del ácido sulfhídrico.

26. Berilio: Elemento químico de núm. atóm. 4. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra en el berilo y la esmeralda. Es ligero, duro, no corrosible, de color gris negruzco y muy tóxico. Se usa en las industrias nuclear y aeroespacial. (Símb. Be).

27. Francio. Elemento químico de núm. atóm. 87. Metal alcalino raro en la corteza terrestre, posee el equivalente químico más elevado de todos los elementos y todos sus isótopos son inestables. (Símb. fr.).

28. Nitrato: Sal formada por la combinación del ácido nítrico con una base.

29. Estroncio: Elemento químico de núm. atóm. 38. Metal abundante en la corteza terrestre, se encuentra en forma de carbonato en la estroncianita y como sulfato en la celestina

30. Radio: Elemento químico radiactivo de núm. atóm. 88. Metal raro en la corteza terrestre, se encuentra acompañando a los minerales de uranio, elemento del que procede por desintegración.

31. Cobalto: Elemento químico de núm. atóm. 27. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra muy diseminado en diversos minerales, en forma de sulfuros y arseniuros. De color gris o blanco rojizo, se parece al hierro en muchas propiedades.

32. Cúprico: Se dice de los compuestos de cobre bivalente.

33. Amonio: Radical monovalente formado por un átomo de nitrógeno y cuatro de hidrógeno, y que en sus combinaciones tiene semejanzas con los metales alcalinos. □ V. nitrato de ~.

34. El actinio es un elemento químico de símbolo Ac y número atómico 89. Es una de las tierras raras y da nombre a una de la series, la de los actínidos

35. El americio es un elemento químico de número atómico 95 situado dentro del grupo de los actínidos en la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Am. Todos sus isótopos son radiactivos. Su nombre proviene de América, de forma análoga al europio.
El argón: es un elemento químico de número atómico 18 y símbolo Ar. Es el tercero de los gases nobles, incoloros e inertes como ellos, constituye en torno al 1% del aire. Del griego Argos que significa inerte.

36. El arsénico es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es As y el número atómico es 33. En la tabla periódica de los elementos se encuentra en el quinto grupo principal. Arsénico se presente raramente sólido, principalmente en forma de sulfuros. Pertenece a los metaloides, ya que según la modificación muestra propiedades metálicas y propiedades no metálicas.


37. Número atómico: el número atómico indica el número de protones en la cortaza de un átomo. El número atómico es un concepto importante de la química y de la mecánica cuántica.El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto. Cuando un átomo es generalmente eléctricamente neutro, el número atómico será igual al número de electrones del átomo que se pueden encontrar alrededor de la corteza. Estos electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un átomo. Los átomos que tienen carga eléctrica se llaman iones. Los iones pueden tener un número de electrones más grande (cargados negativamente) o más pequeño (cargados positivamente) que el número atómico.
38. Masa atómica: el nombre indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (umas). Cada isótopo de un elemento químico puede variar en masa. La masa atómica de un isótopo indica el número de neutrones que están presentes en la corteza de los átomos. La masa atómica indica el número partículas en la corteza de un átomo; esto quiere decir los protones y los neutrones. La masa atómica total de un elemento es una media ponderada de las unidades de masa de sus isótopos. La abundancia relativa de los isótopos en la naturaleza es un factor importante en la determinación de la masa atómica total de un elemento.39. La electronegatividad: mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo.
40. La escala de Pauling: es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electro negatividad. El premio Nobel Linus Pauling desarrolló esta escala en 1932.
41. Densidad: indica el número de unidades de masa del elemento que están presentes en cierto volumen de un medio. Tradicionalmente la densidad se expresa a través de la letra griega “ro” . Dentro del sistema internacional de unidades (SI) la densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico (kg/m3).
42. Punto de fusión: es la temperatura a la cual la forma sólida del elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0oC, o 273 K.
43. Punto de ebullición: la temperatura a la cualla forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K.En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.
44. Radio de Vanderwaals:.Las fuerzas de Vanderwaals provocan una fuerza entre los dos átomos. Esta fuerza es más grande cuanto más cerca estén los átomos el uno del otro. Sin embargo, cuando los dos átomos se acercan demasiado actuará una fuerza de repulsión, como consecuencia de la repulsión entre las cargas negativas de los electrones de ambos átomos. Como resultado, se mantendrá una cierta distancia entre los dos átomos, que se conoce normalmente como el radio de Vanderwaals.A través de la comparación de los radios de Vanderwaals de diferentes pares de átomos, se ha desarrollado un sistema de radios de Vanderwaals, a través del cual podemos predecir el radio de Vanderwaals entre dos átomos, mediante una simple suma.
45. Radio iónico : Es el radio que tiene un ión en un cristal iónico, donde los iones están empaquetados juntos hasta el punto que sus orbitales atómicos más externos están en contacto unos con otros. Un orbital es el área alrededor de un átomo donde, de acuerdo con la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
46. Isótopos: El número atómico no determina el número de neutrones en una corteza atómica. Como resultado, el número de neutrones en un átomo puede variar. Como resultado, los átomos que tienen el mismo número atómico pueden diferir en su masa atómica. Átomos del mismo elemento que difieren en su masa atómica se llaman isótopos (isótopos). Principalmente con los átomos más pesados que tienen un mayor número, el número de neutrones en la corteza puede sobrepasar al número de protones.Isótopos del mismo elemento se encuentran a menudo en la naturaleza alternativamente o mezclados.
47. Corteza electrónica: la configuración electrónica de un átomo es una descripción de la distribución de los electrones en círculos alrededor de la corteza. Estos círculos no son exactamente esféricos; tienen una forma sinuosa. Para cada círculo la probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado lugar se describe por una fórmula matemática. Cada uno de los círculos tiene un cierto nivel de energía, comparado con la corteza. Comúnmente los niveles de energía de los electrones son mayores cuando están más alejados de la corteza, pero debido a sus cargas, los electrones también pueden influir en los niveles de energía de los otros Electrones.
48. La energía de ionización: es la energía que se requiere para hacer que un átomo libre o una molécula pierdan un electrón en el vacío. En otras palabras; la energía de ionización es una medida de la fuerza con la que un electrón se enlaza con otras moléculas. Esto involucra solamente a los electrones del círculo externo.
49. Energía de la segunda ionización: esta energía de la segunda ionización indica el grado de dificultad para arrancar el segundo átomo..
50. El potencial estándar: es el potencial de una reacción redox, cuando está en equilibrio, con respecto al cero. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de oxidación. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de reducción. El potencial estándar de los electrones se expresa en voltios (V), mediante el símbolo V0.
51.Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que participan en el enlace.
52.Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados en el enlace químico.
53.Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de átomos ó moléculas.
54.Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o moléculas.
55.Enlace sigma, . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan por los extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que se unen.
56.Enlace enlace covalente formado por el traslape lateral de los orbítales; su .pi, densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos que están unidos.
57.Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente; los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre los dos átomos enlazados.
58.Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para describir el enlace en una molécula o ion.
59.Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.
60.Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclas de los orbítales atómicos en un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales híbridos.
61.Órbita: En el modelo de Niels Bohr, círculo descrito por los electrones. A cada una se le asocia un sólo número cuántico "n". Posteriores modelos atómico le permitieron ser elipses, apareciendo otros números cuánticos (l y m)
62.Orbital: Se denomina así a los estados estacionarios, en un átomo, de un electrón. Viene dada por una función cuyo cuadrado representa la probabilidad de encontrar a éste, en un momento dado, en una pequeña región del espacio. Se define mediante tres números cuánticos: n, l y m. En cada orbital entran dos electrones con espines distintos.
63.Potencial de ionización: La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.
64.Punto de ebullición: Es la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es una atmósfera. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).
65.Punto de fusión: El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).
66.Radio atómico: El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
67.Radio covalente: El radio covalente es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales que están unidos mediante un enlace simple en una molécula neutra.
68.Radio iónico: El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
69.Valencia de elemento:Se define como el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse con un átomo de dicho elemento o ser sustituido por él.La valencia de un no metal se considera negativa si está combinada con metales o hidrógeno, y positiva cuando se combina con un no metal más electronegativo que él. Con el hidrógeno se toma la menor de las que posee con el oxígeno.No debe confundir valencia con estado o número de oxidación: En los compuestos: CH4, CHCl3 y CCl4 la valencia del carbono en todos ellos es 4 mientras que su estado o número de oxidación es: - 4, +2 y +4.
70.Agente Oxidante:Especie que produce oxidación, lo que quiere decir que hace que otra especie pierda electrones.
71.Agente reductor: Especie que libera electrones, con lo cual hace posible que la otra especie que los gane reduce su estado de oxidación.
72.Átomo electronegativo: Atomo que tiene gran capacidad para atraer los electrones hacia sí
73.Átomo electropositivo : Atomo que tiene gran capacidad para ceder los electrones.
74.Bases :Son sustancias que pueden perder iones hidroxilos (OH -) o ganar protones según corresponda.
75.Catalizador: Sustancia química que permite acelerar o retardar una reacción química sin experimentar cambio después de ello.
76.Compuestos químicos: Sustancias puras originadas por la combinación de 2 o más átomos distintos, que no es posible separarlos por medios físicos. Se representan mediante fórmulas.
77.Ecuación Química: Es la representación formal de una reacción química en términos de símbolos de los elementos y fórmulas de los compuestos involucrados en una transformación química.
78.Electrodos: 2 tiras de metal o de otros conductores que actúan como contacto entre la disolución o la sal fundida y l circuito externo en una celda electroquímica, la reacción tiene lugar en ambos electrodos.
79.Electrólisis:Es un proceso mediante el cual un compuesto químico se descompone en sus elementos o compuestos más simples por acción de la corriente eléctrica.
80.Electrolito:Sustancia que, al disolverse en agua, produce una disolución que puede conducir la electricidad.
81.Electrón:Partícula atómica con carga negativa que rodea al núcleo del átomo.
82.Electronegatividad:Capacidad de los átomos para atraer los electrones de enlace hacia sí.
83.Elemento químico :Sustancia pura constituida por una sola clase de átomos. Se representa mediante símbolos.
84.Enlace coordinado: Enlace covalente en el cual el par de enlaces se visualiza como aportado por una sola de las especies que lo comparten la otra se comporta como aceptor de electrones
85.Enlace covalente: Fuerza que mantiene unido a dos o más átomos compartiendo sus electrones
86.Enlace covalente apolar: Enlace formado por átomos iguales donde no existe centros de carga positivos y negativos, ya que ambos átomos al ser iguales atraen con la misma fuerza a los electrones hacia sí.
87.Enlace covalente polar:Enlace formado por átomos distintos que generan centros de carga positiva y negativa como consecuencia de la distinta atracción de electrones por su núcleo.
88.Enlace de Hidrógeno:Es una asociación molecular en la que existe una atracción dipolo –dipolo entre moléculas que poseen un átomo de H unido a O, N ó F.
89.Enlace doble: Enlace covalente en el que dos átomos enlazados comparten cuatro electrones.
90.Enlace iónico:Fuerza que mantiene unido al anión y al catión.
91.Enlace químico :Fuerza que mantiene unido a los átomos.
92.Enlace simple: Enlace covalente en el que dos átomos unidos comparten dos electrones.
93.Estructura molecular: Forma en que están acomodados y enlazados los átomos de una molécula.
94.Grupo de la Tabla Periódica: Columna vertical de elementos en la tabla periódica, indica la cantidad de electrones que existen en el ultimo nivel de energía. Los elementos de un grupo de terminado poseen propiedades similares.
95.Hidrocarburos:Compuestos orgánicos formados únicamente por carbono e hidrógeno.
96.Hidrocarburos insaturados:Hidrocarburos formados por moléculas que contienen enlaces dobles carbono-carbono.
97.Hidrocarburos saturados:Hidrocarburos formado por moléculas que contienen enlaces simples carbono–carbono.
98.Hidrólisis: Es un proceso mediante el cual se descompone el agua en sus elementos constituyentes hidrógeno y oxígeno, por acción de la corriente eléctrica, o se rompe una molécula por la acción del agua.
99.Hidróxidos: Compuestos formados por un metal y el ión hidroxilo ( OH-).
100.Ión: Átomo o molécula cargada que ha perdido o ganado electrones
101.Molécula: Unión de 2 o más átomos que pueden ser iguales o distintos Ej. H2 y H2O.
102. Cadmio: es un elemento químico de número atómico 48 situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cd. Es un metal pesado, blanco azulado, relativamente poco abundante. Es uno de los metales más tóxicos, aunque podría ser un elemento químico esencial, necesario en muy pequeñas cantidades, pero esto no está claro.
103. Californio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es el Cf y su número atómico es 98. Se utiliza en radiografías, detectores de metales y en curas contra el cáncer
104. Cerio: es uno de los 14 elementos químicos que siguen al lantano en la tabla periódica, denominados por ello lantánidos.
105. Zinc: es un elemento químico de número atómico 30 y símbolo Zn situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos.
106. Cloro: es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro es un gas amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl2, unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.
107. Curio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Cm y su número atómico es 96. Se produce bombardeando plutonio con partículas alfa (iones de helio). Fue sintetizado por primera vez en la Universidad de California, Berkeley y también por Glenn T. Seaborg, Ralph A. James y Albert Ghiorso en 1944. Se eligió el nombre curio en honor a Marie Curie y su marido Pierre, famosos por descubrir el radio y por otros importantes trabajos sobre radiactividad.
108. Darmstadtio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ds y su número atómico es 110, haciéndolo uno de los átomos súper pesados. Es un elemento sintético que decae rápidamente; sus isótopos de masa 267 a 273 tienen periodos de semidesintegración del orden de los microsegundos. Sin embargo, isótopos más pesados de masa 279 y 281 han sido sintetizados recientemente, los cuales son más estables con periodos de semidesintegración de 180 milisegundos y 11,1 segundos, respectivamente. Debido a su presencia en el grupo 10 se cree que este elemento puede ser un metal sólido brillante.
109. Disprosio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Dy y su número atómico es 66.
110. Einstenio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Es y su número atómico es 99. Fue llamado así en honor de Albert Einstein, se descubrió en diciembre de 1952 en los restos de la primera explosión termonuclear en el Pacífico, realizada un mes antes, por el equipo de investigadores formado por G.R. Choppin, A. Ghiorso, B.G. Harvey y C.G. Thompson.
111. Estaño: es un elemento químico de número atómico 50 situado en el grupo 14 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Sn
112. Estroncio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sr y su número atómico es 38.
113. Europio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Eu y su número atómico es 63. Es usado para obtener el color rojo en las pantallas CRT. Debe su nombre al continente europeo, al igual que el americio a América.
114. fermio: es un elemento químico radiactivo creado artificialmente cuyo número atómico es 100 de símbolo, Fm. Existen 16 isótopos conocidos siendo el 257Fm el más estable con un periodo de semidesintegración de 100,5 días. El fermio es uno de los elementos transuránicos del grupo de los actínidos del sistema periódico. El elemento fue aislado en 1952, a partir de los restos de una explosión de bomba de hidrógeno, por el químico estadounidense Albert Ghiorso y sus colegas. Más tarde el fermio fue preparado sintéticamente en un reactor nuclear bombardeando plutonio con neutrones, y en un ciclotrón bombardeando uranio 238 con iones de nitrógeno. Se han obtenido isótopos con números másicos desde 242 a 259; el fermio 257, que es el que tiene una vida más larga, tiene una vida media de 80 días. Al elemento se le dio el nombre de fermio en 1955, en honor al físico nuclear estadounidense de origen italiano Enrico Fermi. El fermio no tiene aplicaciones industriales.
115. Gadolinio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Gd y su número atómico es 64.
116. Galio: es un elemento químico de la tabla periódica de número atómico 31 y símbolo Ga.
117. Germanio: es un elemento químico con número atómico 32, y símbolo Ge perteneciente al grupo 14 de la tabla periódica de los elementos.
118. Hafnio: es un elemento químico de número atómico 72 que se encuentra en el grupo 4 de la tabla periodica de elementos.
119. Hassio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Hs y su número atómico es 108. Su isótopo más estable es el Hs-269, que tiene un periodo de semidesintegración de 9.7 segundos.
120. Holmio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ho y su número atómico es 67.

Vocabulario




1. Cesio: Elemento químico de núm. atóm. 55. Metal alcalino, escaso en la corteza terrestre, se encuentra en aguas minerales y en las cenizas de algunas plantas.

2. Calcio. Elemento químico de núm. atóm. 20. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra principalmente en forma de carbonato, como la calcita, o de sulfato, como el yeso, y es un componente esencial de huesos, dientes, caparazones, arrecifes coralinos y estructuras vegetales.

3. Magnesio. Elemento químico de núm. atóm. 12. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en la magnesita, el talco, la serpentina y, en forma de cloruro, en el agua de mar, y entra en la composición de sustancias importantes en los vegetales, como las clorofilas.

4. Hierro: Elemento químico de núm. atóm. 26. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en la hematites, la magnetita y la limonita, y entra en la composición de sustancias importantes en los seres vivos, como las hemoglobinas.
oxígeno. Elemento químico de núm. atóm. 8. Muy abundante en la corteza terrestre, constituye casi una quinta parte del aire atmosférico en su forma molecular O2

5. Francio. Elemento químico de núm. atóm. 87. Metal alcalino raro en la corteza terrestre, posee el equivalente químico más elevado de todos los elementos y todos sus isotopos son inestables.

6. Aluminio: Elemento químico de núm. atóm. 13. Metal muy abundante en la corteza terrestre, se encuentra en el caolín, la arcilla, la alúmina y la bauxita.

7. Sodio: Elemento químico de núm. atóm. 11. Metal muy abundante en la corteza terrestre, principalmente en forma de sales, como el cloruro sódico o sal común.


8. Hidróxido: Compuesto formado por la unión de un elemento o un radical con el anión OH-.

9. Carbonato: Sal del ácido carbónico con una base.

10. Bicarbonato: Sal ácida del ácido carbónico.

11. Masa: Magnitud física que expresa la cantidad de materia que contiene un cuerpo. Su unidad en el Sistema Internacional es el kilogramo (kg).

12. Configuración electrónica: En química, la configuración electrónica es el modo en el cual los electrones están ordenados en un átomo.

13. Átomo: Es la menor porción de un elemento la cual no tiene carga eléctrica, y puede entrar en combinaciones químicas.

14. Valencia: La valencia atómica, o valencia de un átomo es el número de electrones que están siendo compartidos por un átomo en un enlace iónico o covalente. La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo más avanzado, el estado de oxidación.
15. Electrón: Es una partícula elemental con carga eléctrica negativa igual a 1,602 x 10 -19 coulomb y masa igual a 9,1083 x 10 -28 g, que se encuentra formando parte de los átomos de todos los elementos.
16. Protón: El protón es un barión formado por dos quarks up y un quark down. Su carga eléctrica es de una unidad positiva (inversa a la del electrón). Constituye el núcleo atómico del hidrógeno, H+. Forma junto con neutrones los núcleos atómicos de la materia conocida.
17. Neutron: Partícula masiva sin carga eléctrica.

18. Litio: Elemento químico de núm. atóm. 3. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra disperso en ciertas rocas y muy poco denso.

19. Sodio: Elemento químico de núm. atóm. 11. Metal muy abundante en la corteza terrestre, principalmente en forma de sales, como el cloruro sódico o sal común.

20. Potasio: Elemento químico de núm. atóm. 19. Metal muy abundante en la corteza terrestre; se encuentra en forma de sales, generalmente silicatos, en muchos minerales y en el agua del mar.

21. Plata. f. Elemento químico de núm. atóm. 47. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra nativo, en granos o vetas, y en algunos minerales. De color blanco, brillante, con sonoridad peculiar, muy dúctil y maleable y muy buen conductor del calor y la electricidad.

22. Silicato: Sal del ácido silícico.

23. Silicio: Elemento químico de núm. atóm. 14. Extraordinariamente abundante en la corteza terrestre, de la que constituye más de la cuarta parte, se encuentra principalmente en forma de sílice, como en el cuarzo y sus variedades, y de silicatos, como en la mica, el feldespato y la arcilla.

24. Fosfato: Sal o ester del ácido fosfórico.

25. Sulfuro: Sal del ácido sulfhídrico.

26. Berilio: Elemento químico de núm. atóm. 4. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra en el berilo y la esmeralda. Es ligero, duro, no corrosible, de color gris negruzco y muy tóxico. Se usa en las industrias nuclear y aeroespacial. (Símb. Be).

27. Francio. Elemento químico de núm. atóm. 87. Metal alcalino raro en la corteza terrestre, posee el equivalente químico más elevado de todos los elementos y todos sus isótopos son inestables. (Símb. fr.).

28. Nitrato: Sal formada por la combinación del ácido nítrico con una base.

29. Estroncio: Elemento químico de núm. atóm. 38. Metal abundante en la corteza terrestre, se encuentra en forma de carbonato en la estroncianita y como sulfato en la celestina

30. Radio: Elemento químico radiactivo de núm. atóm. 88. Metal raro en la corteza terrestre, se encuentra acompañando a los minerales de uranio, elemento del que procede por desintegración.

31. Cobalto: Elemento químico de núm. atóm. 27. Metal escaso en la corteza terrestre, se encuentra muy diseminado en diversos minerales, en forma de sulfuros y arseniuros. De color gris o blanco rojizo, se parece al hierro en muchas propiedades.

32. Cúprico: Se dice de los compuestos de cobre bivalente.

33. Amonio: Radical monovalente formado por un átomo de nitrógeno y cuatro de hidrógeno, y que en sus combinaciones tiene semejanzas con los metales alcalinos. □ V. nitrato de ~.

34. El actinio es un elemento químico de símbolo Ac y número atómico 89. Es una de las tierras raras y da nombre a una de la series, la de los actínidos

35. El americio es un elemento químico de número atómico 95 situado dentro del grupo de los actínidos en la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Am. Todos sus isótopos son radiactivos. Su nombre proviene de América, de forma análoga al europio.
El argón: es un elemento químico de número atómico 18 y símbolo Ar. Es el tercero de los gases nobles, incoloros e inertes como ellos, constituye en torno al 1% del aire. Del griego Argos que significa inerte.

36. El arsénico es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es As y el número atómico es 33. En la tabla periódica de los elementos se encuentra en el quinto grupo principal. Arsénico se presente raramente sólido, principalmente en forma de sulfuros. Pertenece a los metaloides, ya que según la modificación muestra propiedades metálicas y propiedades no metálicas.


37. Número atómico: el número atómico indica el número de protones en la cortaza de un átomo. El número atómico es un concepto importante de la química y de la mecánica cuántica.El elemento y el lugar que éste ocupa en la tabla periódica derivan de este concepto. Cuando un átomo es generalmente eléctricamente neutro, el número atómico será igual al número de electrones del átomo que se pueden encontrar alrededor de la corteza. Estos electrones determinan principalmente el comportamiento químico de un átomo. Los átomos que tienen carga eléctrica se llaman iones. Los iones pueden tener un número de electrones más grande (cargados negativamente) o más pequeño (cargados positivamente) que el número atómico.
38. Masa atómica: el nombre indica la masa atómica de un átomo, expresada en unidades de masa atómica (umas). Cada isótopo de un elemento químico puede variar en masa. La masa atómica de un isótopo indica el número de neutrones que están presentes en la corteza de los átomos. La masa atómica indica el número partículas en la corteza de un átomo; esto quiere decir los protones y los neutrones. La masa atómica total de un elemento es una media ponderada de las unidades de masa de sus isótopos. La abundancia relativa de los isótopos en la naturaleza es un factor importante en la determinación de la masa atómica total de un elemento.39. La electronegatividad: mide la tendencia de un átomo para atraer la nube electrónica hacia sí durante el enlace con otro átomo.
40. La escala de Pauling: es un método ampliamente usado para ordenar los elementos químicos de acuerdo con su electro negatividad. El premio Nobel Linus Pauling desarrolló esta escala en 1932.
41. Densidad: indica el número de unidades de masa del elemento que están presentes en cierto volumen de un medio. Tradicionalmente la densidad se expresa a través de la letra griega “ro” . Dentro del sistema internacional de unidades (SI) la densidad se expresa en kilogramos por metro cúbico (kg/m3).
42. Punto de fusión: es la temperatura a la cual la forma sólida del elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma líquida. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.Por ejemplo: el punto de fusión del agua es de 0oC, o 273 K.
43. Punto de ebullición: la temperatura a la cualla forma líquida de un elemento o compuesto se encuentra en equilibrio con la forma gaseosa. Normalmente se asume que la presión del aire es de 1 atmósfera.Por ejemplo: el punto de ebullición del agua es de 100oC, o 373 K.En el punto de ebullición la presión de un elemento o compuesto es de 1 atmósfera.
44. Radio de Vanderwaals:.Las fuerzas de Vanderwaals provocan una fuerza entre los dos átomos. Esta fuerza es más grande cuanto más cerca estén los átomos el uno del otro. Sin embargo, cuando los dos átomos se acercan demasiado actuará una fuerza de repulsión, como consecuencia de la repulsión entre las cargas negativas de los electrones de ambos átomos. Como resultado, se mantendrá una cierta distancia entre los dos átomos, que se conoce normalmente como el radio de Vanderwaals.A través de la comparación de los radios de Vanderwaals de diferentes pares de átomos, se ha desarrollado un sistema de radios de Vanderwaals, a través del cual podemos predecir el radio de Vanderwaals entre dos átomos, mediante una simple suma.
45. Radio iónico : Es el radio que tiene un ión en un cristal iónico, donde los iones están empaquetados juntos hasta el punto que sus orbitales atómicos más externos están en contacto unos con otros. Un orbital es el área alrededor de un átomo donde, de acuerdo con la probabilidad de encontrar un electrón es máxima.
46. Isótopos: El número atómico no determina el número de neutrones en una corteza atómica. Como resultado, el número de neutrones en un átomo puede variar. Como resultado, los átomos que tienen el mismo número atómico pueden diferir en su masa atómica. Átomos del mismo elemento que difieren en su masa atómica se llaman isótopos (isótopos). Principalmente con los átomos más pesados que tienen un mayor número, el número de neutrones en la corteza puede sobrepasar al número de protones.Isótopos del mismo elemento se encuentran a menudo en la naturaleza alternativamente o mezclados.
47. Corteza electrónica: la configuración electrónica de un átomo es una descripción de la distribución de los electrones en círculos alrededor de la corteza. Estos círculos no son exactamente esféricos; tienen una forma sinuosa. Para cada círculo la probabilidad de que un electrón se encuentre en un determinado lugar se describe por una fórmula matemática. Cada uno de los círculos tiene un cierto nivel de energía, comparado con la corteza. Comúnmente los niveles de energía de los electrones son mayores cuando están más alejados de la corteza, pero debido a sus cargas, los electrones también pueden influir en los niveles de energía de los otros Electrones.
48. La energía de ionización: es la energía que se requiere para hacer que un átomo libre o una molécula pierdan un electrón en el vacío. En otras palabras; la energía de ionización es una medida de la fuerza con la que un electrón se enlaza con otras moléculas. Esto involucra solamente a los electrones del círculo externo.
49. Energía de la segunda ionización: esta energía de la segunda ionización indica el grado de dificultad para arrancar el segundo átomo..
50. El potencial estándar: es el potencial de una reacción redox, cuando está en equilibrio, con respecto al cero. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de oxidación. Cuando el potencial estándar supera al cero, tenemos una reacción de reducción. El potencial estándar de los electrones se expresa en voltios (V), mediante el símbolo V0.
51.Capa de valencia. Capa electrónica externa de un átomo que contiene los electrones que participan en el enlace.
52.Electrones de valencia. Electrones externos de un átomo, los cuales son los implicados en el enlace químico.
53.Catión. Ion cargado positivamente que se forma por la remoción de electrones de átomos ó moléculas.
54.Anión: Ion cargado negativamente que se forma por la adición de electrones a átomos o moléculas.
55.Enlace sigma, . Enlace covalente formado por orbítales que se traslapan por los extremos: su densidad electrónica está concentrada entre los núcleos de los átomos que se unen.
56.Enlace enlace covalente formado por el traslape lateral de los orbítales; su .pi, densidad electrónica se concentra arriba y abajo del plano de los núcleos de los átomos que están unidos.
57.Carga formal. La carga sobre un átomo en una molécula o ion enlazado covalentemente; los electrones enlazantes se cuentan como si estuvieran igualmente compartidos entre los dos átomos enlazados.
58.Resonancia. Concepto según el cual son necesarias dos o más formulas de Lewis equivalentes para la misma disposición de átomos (estructura de resonancia) para describir el enlace en una molécula o ion.
59.Geometría iónica. Es la disposición de los átomos (no de pares electrónicos, no compartidos) sobre el átomo ce3ntral de un ion poliatómico.
60.Hibridación: termino que se utiliza para explicar las mezclas de los orbítales atómicos en un átomo (generalmente el átomo central) para generar un conjunto de orbítales híbridos.
61.Órbita: En el modelo de Niels Bohr, círculo descrito por los electrones. A cada una se le asocia un sólo número cuántico "n". Posteriores modelos atómico le permitieron ser elipses, apareciendo otros números cuánticos (l y m)
62.Orbital: Se denomina así a los estados estacionarios, en un átomo, de un electrón. Viene dada por una función cuyo cuadrado representa la probabilidad de encontrar a éste, en un momento dado, en una pequeña región del espacio. Se define mediante tres números cuánticos: n, l y m. En cada orbital entran dos electrones con espines distintos.
63.Potencial de ionización: La energía de ionización, también llamada potencial de ionización, es la energía que hay que suministrar a un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental, para arrancarle el electrón más débil retenido.
64.Punto de ebullición: Es la temperatura a la que la presión de vapor de un líquido es una atmósfera. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).
65.Punto de fusión: El punto de fusión es la temperatura a la que el elemento cambia de la fase sólida a la líquida, a la presión de 1 atm. En el Sistema Internacional se mide en K (Kelvin).
66.Radio atómico: El radio atómico representa la distancia que existe entre el núcleo y la capa de valencia (la más externa).
67.Radio covalente: El radio covalente es la mitad de la distancia entre dos núcleos de átomos iguales que están unidos mediante un enlace simple en una molécula neutra.
68.Radio iónico: El radio iónico es el radio que tiene un átomo cuando ha perdido o ganado electrones, adquiriendo la estructura electrónica del gas noble más cercano.
69.Valencia de elemento:Se define como el número de átomos de hidrógeno que pueden unirse con un átomo de dicho elemento o ser sustituido por él.La valencia de un no metal se considera negativa si está combinada con metales o hidrógeno, y positiva cuando se combina con un no metal más electronegativo que él. Con el hidrógeno se toma la menor de las que posee con el oxígeno.No debe confundir valencia con estado o número de oxidación: En los compuestos: CH4, CHCl3 y CCl4 la valencia del carbono en todos ellos es 4 mientras que su estado o número de oxidación es: - 4, +2 y +4.
70.Agente Oxidante:Especie que produce oxidación, lo que quiere decir que hace que otra especie pierda electrones.
71.Agente reductor: Especie que libera electrones, con lo cual hace posible que la otra especie que los gane reduce su estado de oxidación.
72.Átomo electronegativo: Atomo que tiene gran capacidad para atraer los electrones hacia sí
73.Átomo electropositivo : Atomo que tiene gran capacidad para ceder los electrones.
74.Bases :Son sustancias que pueden perder iones hidroxilos (OH -) o ganar protones según corresponda.
75.Catalizador: Sustancia química que permite acelerar o retardar una reacción química sin experimentar cambio después de ello.
76.Compuestos químicos: Sustancias puras originadas por la combinación de 2 o más átomos distintos, que no es posible separarlos por medios físicos. Se representan mediante fórmulas.
77.Ecuación Química: Es la representación formal de una reacción química en términos de símbolos de los elementos y fórmulas de los compuestos involucrados en una transformación química.
78.Electrodos: 2 tiras de metal o de otros conductores que actúan como contacto entre la disolución o la sal fundida y l circuito externo en una celda electroquímica, la reacción tiene lugar en ambos electrodos.
79.Electrólisis:Es un proceso mediante el cual un compuesto químico se descompone en sus elementos o compuestos más simples por acción de la corriente eléctrica.
80.Electrolito:Sustancia que, al disolverse en agua, produce una disolución que puede conducir la electricidad.
81.Electrón:Partícula atómica con carga negativa que rodea al núcleo del átomo.
82.Electronegatividad:Capacidad de los átomos para atraer los electrones de enlace hacia sí.
83.Elemento químico :Sustancia pura constituida por una sola clase de átomos. Se representa mediante símbolos.
84.Enlace coordinado: Enlace covalente en el cual el par de enlaces se visualiza como aportado por una sola de las especies que lo comparten la otra se comporta como aceptor de electrones
85.Enlace covalente: Fuerza que mantiene unido a dos o más átomos compartiendo sus electrones
86.Enlace covalente apolar: Enlace formado por átomos iguales donde no existe centros de carga positivos y negativos, ya que ambos átomos al ser iguales atraen con la misma fuerza a los electrones hacia sí.
87.Enlace covalente polar:Enlace formado por átomos distintos que generan centros de carga positiva y negativa como consecuencia de la distinta atracción de electrones por su núcleo.
88.Enlace de Hidrógeno:Es una asociación molecular en la que existe una atracción dipolo –dipolo entre moléculas que poseen un átomo de H unido a O, N ó F.
89.Enlace doble: Enlace covalente en el que dos átomos enlazados comparten cuatro electrones.
90.Enlace iónico:Fuerza que mantiene unido al anión y al catión.
91.Enlace químico :Fuerza que mantiene unido a los átomos.
92.Enlace simple: Enlace covalente en el que dos átomos unidos comparten dos electrones.
93.Estructura molecular: Forma en que están acomodados y enlazados los átomos de una molécula.
94.Grupo de la Tabla Periódica: Columna vertical de elementos en la tabla periódica, indica la cantidad de electrones que existen en el ultimo nivel de energía. Los elementos de un grupo de terminado poseen propiedades similares.
95.Hidrocarburos:Compuestos orgánicos formados únicamente por carbono e hidrógeno.
96.Hidrocarburos insaturados:Hidrocarburos formados por moléculas que contienen enlaces dobles carbono-carbono.
97.Hidrocarburos saturados:Hidrocarburos formado por moléculas que contienen enlaces simples carbono–carbono.
98.Hidrólisis: Es un proceso mediante el cual se descompone el agua en sus elementos constituyentes hidrógeno y oxígeno, por acción de la corriente eléctrica, o se rompe una molécula por la acción del agua.
99.Hidróxidos: Compuestos formados por un metal y el ión hidroxilo ( OH-).
100.Ión: Átomo o molécula cargada que ha perdido o ganado electrones
101.Molécula: Unión de 2 o más átomos que pueden ser iguales o distintos Ej. H2 y H2O.
102. Cadmio: es un elemento químico de número atómico 48 situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cd. Es un metal pesado, blanco azulado, relativamente poco abundante. Es uno de los metales más tóxicos, aunque podría ser un elemento químico esencial, necesario en muy pequeñas cantidades, pero esto no está claro.
103. Californio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es el Cf y su número atómico es 98. Se utiliza en radiografías, detectores de metales y en curas contra el cáncer
104. Cerio: es uno de los 14 elementos químicos que siguen al lantano en la tabla periódica, denominados por ello lantánidos.
105. Zinc: es un elemento químico de número atómico 30 y símbolo Zn situado en el grupo 12 de la tabla periódica de los elementos.
106. Cloro: es un elemento químico de número atómico 17 situado en el grupo de los halógenos (grupo VII A) de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Cl. En condiciones normales y en estado puro es un gas amarillo-verdoso formado por moléculas diatómicas, Cl2, unas 2,5 veces más pesado que el aire, de olor desagradable y venenoso. Es un elemento abundante en la naturaleza y se trata de un elemento químico esencial para muchas formas de vida.
107. Curio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Cm y su número atómico es 96. Se produce bombardeando plutonio con partículas alfa (iones de helio). Fue sintetizado por primera vez en la Universidad de California, Berkeley y también por Glenn T. Seaborg, Ralph A. James y Albert Ghiorso en 1944. Se eligió el nombre curio en honor a Marie Curie y su marido Pierre, famosos por descubrir el radio y por otros importantes trabajos sobre radiactividad.
108. Darmstadtio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ds y su número atómico es 110, haciéndolo uno de los átomos súper pesados. Es un elemento sintético que decae rápidamente; sus isótopos de masa 267 a 273 tienen periodos de semidesintegración del orden de los microsegundos. Sin embargo, isótopos más pesados de masa 279 y 281 han sido sintetizados recientemente, los cuales son más estables con periodos de semidesintegración de 180 milisegundos y 11,1 segundos, respectivamente. Debido a su presencia en el grupo 10 se cree que este elemento puede ser un metal sólido brillante.
109. Disprosio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Dy y su número atómico es 66.
110. Einstenio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Es y su número atómico es 99. Fue llamado así en honor de Albert Einstein, se descubrió en diciembre de 1952 en los restos de la primera explosión termonuclear en el Pacífico, realizada un mes antes, por el equipo de investigadores formado por G.R. Choppin, A. Ghiorso, B.G. Harvey y C.G. Thompson.
111. Estaño: es un elemento químico de número atómico 50 situado en el grupo 14 de la tabla periódica de los elementos. Su símbolo es Sn
112. Estroncio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Sr y su número atómico es 38.
113. Europio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Eu y su número atómico es 63. Es usado para obtener el color rojo en las pantallas CRT. Debe su nombre al continente europeo, al igual que el americio a América.
114. fermio: es un elemento químico radiactivo creado artificialmente cuyo número atómico es 100 de símbolo, Fm. Existen 16 isótopos conocidos siendo el 257Fm el más estable con un periodo de semidesintegración de 100,5 días. El fermio es uno de los elementos transuránicos del grupo de los actínidos del sistema periódico. El elemento fue aislado en 1952, a partir de los restos de una explosión de bomba de hidrógeno, por el químico estadounidense Albert Ghiorso y sus colegas. Más tarde el fermio fue preparado sintéticamente en un reactor nuclear bombardeando plutonio con neutrones, y en un ciclotrón bombardeando uranio 238 con iones de nitrógeno. Se han obtenido isótopos con números másicos desde 242 a 259; el fermio 257, que es el que tiene una vida más larga, tiene una vida media de 80 días. Al elemento se le dio el nombre de fermio en 1955, en honor al físico nuclear estadounidense de origen italiano Enrico Fermi. El fermio no tiene aplicaciones industriales.
115. Gadolinio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Gd y su número atómico es 64.
116. Galio: es un elemento químico de la tabla periódica de número atómico 31 y símbolo Ga.
117. Germanio: es un elemento químico con número atómico 32, y símbolo Ge perteneciente al grupo 14 de la tabla periódica de los elementos.
118. Hafnio: es un elemento químico de número atómico 72 que se encuentra en el grupo 4 de la tabla periodica de elementos.
119. Hassio: es un elemento sintético de la tabla periódica cuyo símbolo es Hs y su número atómico es 108. Su isótopo más estable es el Hs-269, que tiene un periodo de semidesintegración de 9.7 segundos.
120. Holmio: es un elemento químico de la tabla periódica cuyo símbolo es Ho y su número atómico es 67.

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