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TEMA 3.- CAMBIOS EN LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA. CAMBIOS TÉRMICOS CAMBIOS QUÍMICOS OTROS CONCEPTOS QUÍMICOS IMPORTANTES ECUACIONES QUÍMICAS FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA Mª Carmen Magallón. LECTURA PAG. 59. CAMBIOS TÉRMICOS. ¿CÓMO ES LA MATERIA?.
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TEMA 3.- CAMBIOS EN LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA CAMBIOS TÉRMICOS CAMBIOS QUÍMICOS OTROS CONCEPTOS QUÍMICOS IMPORTANTES ECUACIONES QUÍMICAS FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA Mª Carmen Magallón
¿CÓMO ES LA MATERIA? - La materia está formada por partículas separadas por el vacío. - Las partículas estables más simples que la forman son los átomos. Pero los átomos se asocian formando nuevas partículas, más compleja, como las moléculas y los cristales. - Las moléculas, a su vez, pueden unirse unas a otras y formar líquidos y sólidos, o bien permanecer independientes y formar gases.
CAMBIOS EN LA ESTRUCTURA DE LA MATERIA • CAMBIOS TÉRMICOS EN LA MATERIA: • - Las agitaciones intermoleculares. Las moléculas se atraen entre sí con fuerza electromagnética de corto alcance, llamadas fuerzas de cohesión, de modo que tienden a formar estados condensados, como los líquidos y los sólidos. • - La agitación térmica. Todas las partículas vibran o se desplazan con velocidades altísimas. Esta agitación térmica es lo que define la temperatura de las sustancias. A mayor agitación de sus partículas, mayor temperatura de la sustancia. • Los estados de agitación.- Sólidos: a bajas temperaturas, las fuerzas eléctricas de cohesión predominan y las partículas se unen y forman aglomerados sólidos. Si la solidificación se hace con la lentitud suficiente, estas se ordenan constituyendo cristales. Si, por el contrario, el enfriamiento es muy rápido, las partículas se aglomeran sin orden y forman sólidos amorfos, como el vidrio de las ventanas, las aleaciones o los plásticos. Líquido: en los líquidos encontramos una estructura muy caótica de la materia, donde coexisten pequeños gránulos que conservan aún la forma cristalina con partículas liberadas que se desplazan y chocan unas con otras. Cuanto más alta es la temperatura, menores son los gránulos y mayor el número de partículas totalmente desordenadas. Gaseoso : la materia en estado gaseoso se encuentra en un desorden absoluto. Las partículas muy lejanas unas de otras para que actúen las fuerzas de cohesión, se mueven a altísimas velocidades con m.r.u. hasta que encuentran algo con que chocar. Por eso, los gases se expanden y ocupan rápidamente la totalidad de la vasija que los contiene. Es el estado con mayor contenido energético. • Los cambios de estado.- Fusión : si a un sólido le suministramos suficiente energía térmica, la vibración de sus partículas aumenta, y la estructura ordenada se derrumba. Mientras dura la fusión, toda la energía suministrada se invierte en la rotura del sólido, y la temperatura se mantiene constante. Vaporización: si seguimos suministrando energía térmica, la agitación es tan fuerte que las partículas rompen sus fuerzas atractivas y escapan del líquido. Mientras dura la ebullición la temperatura no varia. El paso al estado gaseoso también puede darse en la superficie, a cualquier temperatura; hablamos de la evaporación
Excepto los elementos inertes, los átomos tienden a unirse mediante intensas fuerzas electromagnéticas para formar moléculas o cristales, originando sustancias de aspecto y propiedades completamente diferentes. Son los cambios químicos, en lo que se intercambian grandes cantidades de energía. • SUSTANCIAS ATÓMICAS O GASES INERTES.- El helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar), el kriptón (Kr), etc., están formados por átomos libres. Estos elementos no muestran fuerzas atractivas entre sus átomos, ni con otros distintos; no dan lugar a cambios químicos. • SUSTANCIAS MOLECULARES.- Están formadas por moléculas, que son partículas con un número fijo de átomos. Ejemplo: el nitrógeno del aire (dinitrógeno) está formado por moléculas de dos átomos de nitrógeno, fuertemente enlazados; N2, y dióxido de carbono, por dos átomos de oxígeno y uno de carbono; CO2. Los químicos llaman a estas uniones, enlace covalente. • SUSTANCIAS CRISTALINAS.- Están formadas por, cristales, partículas constituidas por átomos (iguales o distintos) perfectamente ordenados en estructuras geométricas con un número indeterminado de ellos. Ejemplo: cuando unimos los átomo de cloro (Cl) y sodio (Na) forman la sal, se produce un cambio químico, al que se denomina enlace iónico. Del mismo modo, cuando se unen los átomos del aluminio (Al) entre sí para formar un cristal metálico, el cambio químico es un enlace metálico. • FUERZA DE ENLACE QUÍMICO.- Las fuerzas con que se unen los átomos de oxígeno e hidrógeno para formar el agua son fuerzas de enlace químico. La consecuencia de su actuación es la formación de una molécula nueva, una sustancia nueva: el agua, con propiedades diferentes de las de los átomos de oxígeno e hidrógeno, y el desprendimiento de una enorme cantidad de energía. Las fuerzas e enlace producen cambio químicos 2H2 + O2 2H2O + energía. • FUERZAS DE COHESIÓN INTERMOLECULARES.- Las moléculas de agua se atraen entre sí mediante débiles fuerzas de cohesión, de tal modo que, a la presión de 1atm, si el agua está a una temperatura superior a 100 ºC, se mantendrá en estado de vapor; si está entre 0 y 100 ºC, formará un líquido, y por debajo de 0 ºC, se ordenarán las moléculas y formarán cristales de hielo, pero sin modificar, en ningún caso, sus propiedades químicas. Las fuerzas de cohesión producen cambios físicos.
¿CÓMO PUEDEN SER LAS SUSTANCIAS? • En química, una sustancia pura, o sustancia, es aquella que está formada por partículas iguales; pueden ser elementos y compuestos: • - Cuando sometemos una sustancia a una reacción de descomposición química, solo obtenemos átomos de una misma clase, se trata de una sustancia elemento. Ejemplo el oxígeno, de fórmula O2; al descomponerlo, obtenemos dos átomo de oxígeno, O. • - Si al hacerlo obtenemos átomo de diferentes clases, se trata de una sustancia compuesto. • Ambos tipos de sustancia, elementos y compuestos, se pueden presentar en la naturaleza de diferentes formas
LOS ELEMENTOS • ELEMENTOS.- Son aquellas sustancias que están formadas por átomos de la misma clase. En la naturaleza se pueden presentar de distintas formas. • ELEMENTOS FORMADOS POR ÁTOMOS AISLADOS.- Estos átomos se encuentran muy separados unos de otros; es el caso de los gases inertes, como el helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar), que podemos encontrar en el aire. • ELEMENTOS FORMADOS POR MOLÉCULAS.- Están formados por moléculas constituidas por dos o tres átomos iguales; por ejemplo, el oxígeno (O2), el ozono (O3), el hidrógeno (H2), etc. • ELEMENTOS QUE FORMAN CRISTALES.- Los cristales son grandes estructuras ordenadas con todos sus átomos iguales. Así se encuentran metales como el hierro (Fe), la plata (Ag), o el estaño (Sn), y también algunas sustancias no metálicas, como el azufre (S) o el carbono (C). Este último puede presentarse (dependiendo de la ordenación de sus átomos) como un sólido negro que mancha el papel, el grafito, o como un sólido muy duro y transparente, el diamante.
. Elementos en la corteza terrestre La corteza terrestre está compuesta en su mayor parte por oxígeno y silicio. Estos elementos químicos, junto con el aluminio, el hierro, el calcio, el sodio, el potasio y el magnesio, constituyen el 98,5% de la corteza terrestre.
. Elementos en el cuerpo humano Los cuatro elementos químicos más abundantes en el cuerpo humano son el oxígeno, el carbono, el hidrógeno y el nitrógeno, que constituyen el 96% de la masa corporal. Además del calcio (2%), elementos como el fósforo, el potasio, el azufre y el sodio, entre otros, forman también parte del cuerpo humano, aunque en un porcentaje mucho menor.
Átomo, la unidad más pequeña posible de un elemento químico. En la filosofía de la antigua Grecia, la palabra “átomo” se empleaba para referirse a la parte de materia más pequeña que podía concebirse. Esa “partícula fundamental”, por emplear el término moderno para ese concepto, se consideraba indestructible. De hecho, átomo significa en griego “no divisible”. A lo largo de los siglos, el tamaño y la naturaleza del átomo sólo fueron objeto de especulaciones, por lo que su conocimiento avanzó muy lentamente. Con la llegada de la ciencia experimental en los siglos XVI y XVII , los avances en la teoría atómica se hicieron más rápidos. Los químicos se dieron cuenta muy pronto de que todos los líquidos, gases y sólidos se pueden descomponer en sus constituyentes últimos, o elementos. Por ejemplo, se descubrió que la sal se componía de dos elementos diferentes, el sodio y el cloro, ligados en una unión íntima conocida como compuesto químico. El aire, en cambio, resultó ser una mezcla de los gases nitrógeno y oxígeno.
LOS COMPUESTOS • Son sustancias que están formadas por átomos de diferentes clases. En la naturaleza se pueden presentar de dos formas . • COMPUESTOS MOLECULARES.- Están formados por moléculas; es el caso del agua, (H2O), o el ácido sulfúrico, H2SO4. • COMPUESTOS CRISTALINOS.- Es el caso de la sal común, ClNa, formada por cristales que contienen el mismo número de átomos de cloro que de sodio, o el sulfato cúprico, CuSO4, en el que por cada átomo de cobre hay otro de azufre y cuatro de oxígeno. • DIVERSIDAD DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS.- En la naturaleza podemos encontrar gran cantidad de compuestos, podemos dividirlos en dos grandes grupos, atendiendo a ciertas propiedades comunes: • - Los compuestos orgánicos. Son los que siempre tienen su molécula átomos de carbono, combinados, fundamentalmente, con hidrógeno, oxígeno y nitrógeno; son las sustancias que producen los seres vivos. La mayor parte de ellos están formados por moléculas muy grandes, con muchos átomo, y muy complicadas. Para formar estas moléculas, hace falta mucha energía. • - Los compuestos inorgánicos. Son los que forman los minerales y las rocas, algunos gases del aire como el CO2, y el agua (H2O). Son los que constituyen la Luna y los demás planetas. Sus moléculas son sencillas, formadas por pocos átomos, y en su mayoría son compuestos cristalinos. Por lo general, cuando se forman los compuestos inorgánicos se desprende mucha energía en la reacción, por lo que son muy estables.
Compuesto químico, sustancia formada por dos o más elementos que se combinan en proporción invariable. El agua, formada por hidrógeno y oxígeno, y la sal, formada por cloro y sodio, son ejemplos de compuestos químicos comunes. Tanto los elementos como los compuestos son sustancias puras.
La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma 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. • Grupos A las columnas verticales de la Tabla Periódica se las 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 (VIIIA): los gases nobles
TABLA PERIODICA DE LOS ELEMENTOS (RELACIONANDO TODAS LAS VALENCIAS)
Sistema periódico o Tabla periódica, esquema de todos los elementos químicos dispuestos por orden de número atómico creciente y en una forma que refleja la estructura de los elementos. Los elementos están ordenados en siete hileras horizontales, llamadas periodos, y en 18 columnas verticales, llamadas grupos. El primer periodo, que contiene dos elementos, el hidrógeno y el helio, y los dos periodos siguientes, cada uno con ocho elementos, se llaman periodos cortos. Los periodos restantes, llamados periodos largos, contienen 18 elementos en el caso de los periodos 4 y 5, o 32 elementos en el del periodo 6. El periodo largo 7 incluye el grupo de los actínidos, que ha sido completado sintetizando núcleos radiactivos más allá del elemento 92, el uranio. Los grupos o columnas verticales de la tabla periódica fueron clasificados tradicionalmente de izquierda a derecha utilizando números romanos seguidos de las letras “A” o “B”, en donde la “B” se refiere a los elementos de transición. En la actualidad ha ganado popularidad otro sistema de clasificación, que ha sido adoptado por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC, siglas en inglés). Este nuevo sistema enumera los grupos consecutivamente del 1 al 18 a través de la tabla periódica.
Esta ley es la base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico. Todos los elementos de un grupo presentan una gran semejanza y, por lo general, difieren de los elementos de los demás grupos. Por ejemplo, los elementos del grupo 1 (o IA), a excepción del hidrógeno, son metales con valencia química +1; mientras que los del grupo 17 (o VIIA), exceptuando el astato, son no metales, que normalmente forman compuestos con valencia -1. Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos. En 1829 se habían descubierto los elementos suficientes para que el químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner pudiera observar que había ciertos elementos que tenían propiedades muy similares y que se presentaban en triadas: cloro, bromo y yodo; calcio, estroncio y bario; azufre, selenio y teluro, y cobalto, manganeso y hierro. Sin embargo, debido al número limitado de elementos conocidos y a la confusión existente en cuanto a la distinción entre masas atómicas y masas moleculares, los químicos no captaron el significado de las triadas de Döbereiner. El desarrollo del espectroscopio en 1859 por los físicos alemanes Robert Wilhelm Bunsen y Gustav Robert Kirchhoff, hizo posible el descubrimiento de nuevos elementos. En 1860, en el primer congreso químico internacional celebrado en el mundo, el químico italiano Stanislao Cannizzaro puso de manifiesto el hecho de que algunos elementos (por ejemplo el oxígeno) poseen moléculas que contienen dos átomos. Esta aclaración permitió que los químicos consiguieran una “lista” consistente de los elementos. Estos avances dieron un nuevo ímpetu al intento de descubrir las interrelaciones entre las propiedades de los elementos. En 1864, el químico británico John A. R. Newlands clasificó los elementos por orden de masas atómicas crecientes y observó que después de cada siete elementos, en el octavo, se repetían las propiedades del primero. Por analogía con la escala musical, a esta repetición periódica la llamó ley de las octavas. El descubrimiento de Newlands no impresionó a sus contemporáneos, probablemente porque la periodicidad observada sólo se limitaba a un pequeño número de los elementos conocidos.
La ley química que afirma que las propiedades de todos los elementos son funciones periódicas de sus masas atómicas fue desarrollada independientemente por dos químicos: en 1869 por el ruso Dmitri I. Mendeléiev y en 1870 por el alemán Julius Lothar Meyer. La clave del éxito de sus esfuerzos fue comprender que los intentos anteriores habían fallado porque todavía quedaba un cierto número de elementos por descubrir, y había que dejar los huecos para esos elementos en la tabla. Por ejemplo, aunque no existía ningún elemento conocido hasta entonces con una masa atómica entre la del calcio y la del titanio, Mendeléiev le dejó un sitio vacante en su sistema periódico. Este lugar fue asignado más tarde al elemento escandio, descubierto en 1879, que tiene unas propiedades que justifican su posición en esa secuencia. El descubrimiento del escandio sólo fue parte de una serie de verificaciones de las predicciones basadas en la ley periódica, y la validación del sistema periódico aceleró el desarrollo de la química inorgánica. El sistema periódico ha experimentado dos avances principales desde su formulación original por parte de Mendeléiev y Meyer. La primera revisión extendió el sistema para incluir toda una nueva familia de elementos. Este grupo comprendía los tres primeros elementos de los gases nobles o inertes, argón, helio y neón, descubiertos en la atmósfera entre 1894 y 1898 por el matemático y físico británico John William Strutt Rayleigh y el químico británico William Ramsay. El segundo avance fue la interpretación de la causa de la periodicidad de los elementos 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 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.
El desarrollo de la teoría cuántica y su aplicación a la estructura atómica, enunciada por el físico danés Niels Bohr y otros científicos, ha aportado una explicación fácil a la mayoría de las características detalladas del sistema periódico. Cada electrón se caracteriza por cuatro números cuánticos que designan su movimiento orbital en el espacio. Por medio de las reglas de selección que gobiernan esos números cuánticos, y del principio de exclusión de Wolfgang Pauli, que establece que dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos, los físicos pueden determinar teóricamente el número máximo de electrones necesario para completar cada capa, confirmando las conclusiones que se infieren del sistema periódico. Desarrollos posteriores de la teoría cuántica revelaron por qué algunos elementos sólo tienen una capa incompleta (en concreto la capa exterior, o de valencia), mientras que otros también tienen incompletas las capas subyacentes. En esta última categoría se encuentra el grupo de elementos conocido como lantánidos, que son tan similares en sus propiedades que Mendeléiev llegó a asignarle a los 14 elementos un único lugar en su tabla. La aplicación de la teoría cuántica sobre la estructura atómica a la ley periódica llevó a reformar el sistema periódico en la llamada forma 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. Véase también Metales alcalinos; Metales alcalinotérreos; Halógenos.
Metales alcalinos, serie de seis elementos químicos en el grupo 1 (o IA) del sistema periódico. Comparados con otros metales 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, que son bases fuertes. Los metales alcalinos son, por orden de número atómico creciente: litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y francio. Del francio existen solamente isótopos radiactivos.
Metales alcalinotérreos, 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. .
Halógenos (del griego hals, 'sal'; genes, 'nacido'), en química, cinco elementos químicamente activos, estrechamente relacionados —flúor, cloro, bromo, yodo y astato—, que forman el grupo 17 (o VIIA) del sistema periódico. El nombre halógeno, o formador de sal, se refiere a la propiedad de cada uno de los halógenos de formar, con el sodio, una sal similar a la sal común (cloruro de sodio). Todos los miembros del grupo tienen una valencia de -1 y se combinan con los metales para formar halogenuros (también llamados haluros), así como con metales y no metales para formar iones complejos. Los cuatro primeros elementos del grupo reaccionan con facilidad con los hidrocarburos, obteniéndose los halogenuros de alquilo.
Elemento químico, sustancia que no puede ser descompuesta o dividida en sustancias más simples por medios químicos ordinarios. Antiguamente, los elementos se consideraban sustancias fundamentales, pero hoy se sabe que consisten en una variedad de partículas elementales: electrones, protones y neutrones. Se conocen más de 100 elementos químicos en el Universo. Aunque varios de ellos, los llamados elementos transuránicos, no se encuentran en la naturaleza, han sido producidos artificialmente bombardeando núcleos atómicos de otros elementos con núcleos cargados o con partículas nucleares. Dicho bombardeo puede tener lugar en un acelerador de partículas (como el ciclotrón), en un reactor nuclear o en una explosión nuclear. Los elementos químicos se clasifican en metales y no metales. Los átomos de los metales son electropositivos y combinan fácilmente con los átomos electronegativos de los no metales. Existe un grupo de elementos llamados metaloides, que tiene propiedades intermedias entre los metales y los no metales, y que se considera a veces como una clase separada. Cuando los elementos están ordenados por orden de número atómico (número de cargas positivas existentes en el núcleo de un átomo de un elemento), se repiten a intervalos específicos elementos con propiedades físicas y químicas semejantes . Esos grupos de elementos con propiedades físicas y químicas similares se llaman familias, por ejemplo: los metales alcalinotérreos, los lantánidos, los halógenos y los gases nobles. La unidad de masa atómica de los elementos es un doceavo de la masa del átomo de carbono 12 (establecida arbitrariamente en 12). El número atómico, la masa atómica y el símbolo químico de cada uno de los elementos conocidos vienen dados en el sistema periódico o tabla periódica. Ver artículos sobre cada elemento por separado. Cuando dos átomos tienen el mismo número atómico, pero diferentes números másicos, se llaman isótopos. Algunos elementos tienen varios isótopos naturales, mientras que otros sólo existen en una forma isotópica. Se han producido cientos de isótopos sintéticos. Varios isótopos naturales y algunos sintéticos son inestables. Los elementos transuránicos pesados producidos en el laboratorio son radiactivos y tienen vidas muy cortas. Algunos físicos especulan sobre la existencia de un número de elementos superpesados estables, elementos con números atómicos de 114 o superiores; los datos obtenidos a raíz de la creación de los últimos elementos químicos del sistema periódico parecen confirmar esta “isla de estabilidad”.
Enlaces químicos en los metales alcalinos El enlace iónico es una forma de unión química de los átomos en la que se transfieren electrones de un átomo a otro de manera que los átomos tengan al final capas electrónicas totalmente llenas. Los metales alcalinos, como el potasio, tienen un único electrón en la capa externa del átomo. Es muy fácil que este electrón sea cedido a átomos de halógenos, como el cloro, que necesitan un único electrón para completar su capa externa. Cuando el electrón, que tiene carga eléctrica negativa, ha sido transferido, el átomo del metal alcalino se convierte en un ion positivo, mientras que el átomo del halógeno pasa a ser un ion negativo. Los dos iones se mantienen fuertemente unidos por atracción electrostática. .
Isótopo, una de las dos o más variedades de un átomo que tienen el mismo número atómico, constituyendo por tanto el mismo elemento, pero que difieren en su número másico. Puesto que el número atómico es equivalente al número de protones en el núcleo, y el número másico es la suma total de protones y neutrones en el núcleo, los isótopos del mismo elemento sólo difieren entre ellos en el número de neutrones que contienen. Isótopos del hidrógeno El número atómico de un átomo representa el número de protones de su núcleo. Este número es constante para cada elemento. Sin embargo, el número de neutrones puede variar, lo que da lugar a isótopos que tienen el mismo comportamiento químico pero diferente masa. Los isótopos del hidrógeno son el protio (sin neutrones), el deuterio (un neutrón) y el tritio (dos neutrones). El hidrógeno siempre tiene un protón en su núcleo, cuya carga está equilibrada por un electrón. Las imágenes que se muestran sólo son representaciones esquemáticas del átomo: en realidad el núcleo es 100.000 veces menor que el átomo, y el electrón es un millón de veces menor que el núcleo. El tamaño del átomo está determinado por el movimiento del electrón, que se produce en unas regiones del espacio llamadas orbitales. .
Número atómico, número entero positivo que equivale al número total de protones existentes en el núcleo atómico. Es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear. El número atómico es el número Z que acompaña al símbolo X de un elemento. Un átomo neutro posee el mismo número de protones que de electrones, de manera que Z indica también el número de electrones de un átomo neutro. Henry Moseley, en 1913, demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar a los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico.
Radio atómico en la tabla periódica Al aumentar el número atómico, Z, muchas de las propiedades fisicoquímicas de los elementos varían de forma periódica. Una de ellas es el radio atómico, que se obtiene a partir de las longitudes de los enlaces entre los átomos. En un mismo grupo (columna), el radio atómico aumenta al aumentar Z, y en un mismo periodo (fila), disminuye a medida que aumenta el número atómico.
Símbolosy fórmulas químicas.- Los símbolos químicos son los distintos signos abreviados que se utilizan para identificar los elementos y compuestos químicos en lugar de sus nombres completos. Algunos elementos frecuentes y sus símbolos son: carbono, C; oxígeno, O; nitrógeno, N; hidrógeno, H; cloro, Cl; azufre, S; magnesio, Mg; aluminio, Al; cobre, Cu; plata, Ag; oro, Au; hierro, Fe. La mayoría de los símbolos químicos se derivan de las letras del nombre del elemento, principalmente en español, pero a veces en inglés, alemán, francés, latín o ruso. La primera letra del símbolo se escribe con mayúscula, y la segunda (si la hay) con minúscula. Los símbolos de algunos elementos conocidos desde la antigüedad, proceden normalmente de sus nombres en latín. Por ejemplo, Cu de cuprum (cobre), Ag de argentum (plata), Au de aurum (oro) y Fe de ferrum (hierro). Este conjunto de símbolos que denomina a los elementos químicos es universal. Los símbolos de los elementos pueden ser utilizados como abreviaciones para nombrar al elemento, pero también se utilizan en fórmulas y ecuaciones para indicar una cantidad relativa fija del mismo. El símbolo suele representar un átomo del elemento. Sin embargo, los átomos tienen unas masas fijas, denominadas masas atómicas relativas, así que los símbolos representan a menudo una masa atómica del elemento o mol.
¿Cómo representamos los cambios químicos? • Podemos decir que un cambio químico consiste en que dos o más sustancias reaccionan para formar otras nuevas. • Llamamos ecuación química a la representación matemática que corresponde a una reacción química. Ejemplos de reacciones químicas: Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42- ⇄ 2PbSO4 + 2H2O.
FÓRMULAS DE LOS COMPUESTOS • LOS COMPUESTOS (sustancias cuyas moléculas o cristales están formadas por átomos diferentes) se representan mediante fórmulas, compuestas por los símbolos de los átomos que las constituyen, y unos subíndices que indican el número de átomos de cada clase que hay en la molécula. Así, el metano es CH4, porque en su molécula hay cuatro átomos de hidrógeno y uno de carbono. En las sustancias cristalinas como el cuarzo (dióxido de silicio, (SiO2), la fórmula indica la proporción en que se encuentran los átomos, ya que el número de ellos es ilimitado: por cada átomo de silicio hay dos de oxígeno. • REACTIVOS Y PRODUCTOS • A las sustancias que entran en reacción se les llama • reactivos, sean estas elementos o compuestos, y a las que se forman en ella, productos de reacción. Así cuando el metano reacciona con el oxígeno (se quema), se forma una llama que desprende mucha energía y, finalmente quedan dos nuevos gases que son los productos: dióxido de carbono y agua • CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O + energía • Reactivos productos • ECUACIONES • La ecuación química que representa a la reacción anterior es: • CH4 + 2 O2 CO2 + 2 H2O que leeríamos del modo siguiente: Una molécula de metano reacciona con dos moléculas de oxígeno, y se forma, como producto de la reacción, una molécula de dióxido de carbono y dos moléculas de agua. Los números que escribimos delante de las fórmulas, a los que llamamos coeficientes, indican el número de moléculas o de átomos que intervienen en la reacción. Entre la primera parte de la ecuación, la de los reactivos, y la segunda, la de los productos, ponemos una flecha ( ) para indicar el sentido en el que transcurre la reacción.
Las reacciones químicas En la naturaleza tienen lugar dos tipos de transformaciones: las físicas, que son aquellas en las que no cambia la naturaleza de las sustancias que intervienen, y las químicas, en las que sí se produce un cambio en su naturaleza. La Química es la ciencia que estudia la composición, estructura y propiedades de las sustancias materiales, así como los cambios que en ellas se producen. En las fábricas, en la atmósfera, en los automóviles, y en nuestro propio cuerpo… se producen reacciones químicas continuamente… ¿QUÉ ES UNA REACCIÓN QUÍMICA? Una reacción química es el proceso en el que una o más sustancias (llamadas reactivos) se transforman en otras sustancias diferentes (llamadas productos de la reacción). Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro (que en el lenguaje común se le llama herrumbre u orín), a partir del hierro y el oxígeno del aire, reacción conocida como oxidación. En este ejemplo, los reactivos son el oxígeno y el hierro, y el producto, el óxido de hierro. En algunos casos, como en la combustión, las reacciones se producen de forma rápida. En cambio otras reacciones, como la oxidación, tienen lugar con lentitud. El desgaste que la lluvia ácida causa en las fachadas de los edificios y en las estatuas es muy lento, pero las reacciones que se producen en la explosión de los fuegos artificiales son muy rápidas. La mayoría de las reacciones tienen lugar a una velocidad intermedia entre la de la erosión de la piedra y la de los fuegos artificiales, que es casi instantánea.
FACTORES QUE AFECTAN A LA VELOCIDAD DE UNA REACCIÓN En química es muy importante conocer la velocidad a la que ocurren las reacciones y por qué tienen lugar a esa velocidad, ya que en unos casos nos conviene acelerarlas y en otros, ralentizarlas. Las reacciones químicas que se producen en el cuerpo humano tendrían lugar a velocidades muy lentas si no tuvieran la “ayuda” de unas sustancias llamadas enzimas, que aceleran estas reacciones millones de veces. Sin las enzimas, los humanos y otros organismos vivos no podrían sobrevivir. Las velocidades de reacción se ven alteradas también por otros factores. Por ejemplo, si se calientan las sustancias reaccionantes (o reactivos), normalmente aumenta la velocidad de reacción; si se enfrían, la reacción se ralentiza. Para reaccionar, las partículas de las sustancias reaccionantes deben chocar entre sí. El calor les proporciona más energía para moverse y, por tanto, aumenta la probabilidad de que colisionen. Además, cuanto más fuerte colisionen, más fácil será que se produzca la reacción. El enfriamiento tiene justo el efecto contrario. Algunas reacciones son reversibles, es decir, pueden tener lugar en los dos sentidos: los productos que se forman pueden, en determinadas condiciones, reaccionar entre sí para dar de nuevo las sustancias iniciales. Al final, se llega a un equilibrio entre los reactivos y los productos de la reacción.
REACCIONES EXOTÉRMICAS Y REACCIONES ENDOTÉRMICAS En una reacción química se producen intercambios de energía, en forma de calor. Se llaman exotérmicas a las reacciones que, cuando se producen, desprenden calor. El ejemplo más claro de este tipo de reacciones es la combustión de un trozo de madera o de carbón. Se llaman endotérmicas a las reacciones que, para producirse, necesitan que se les suministre calor a los reactivos. Los ácidos y las bases Si te paras a pensar en la cantidad de sustancias diferentes que puedes encontrar en la cocina de tu casa, te darás cuenta de que la Química está presente en muchas de nuestras acciones diarias. Hay sustancias, como el vinagre, el zumo de limón o el zumo de naranja que tienen sabor agrio, y las llamamos ácidos. Otras en cambio, como la lejía o el amoníaco que se usan en tareas de limpieza, tienen propiedades muy diferentes a los ácidos, y se llaman bases. Nunca se te ocurra probar un producto químico o tocarlo sin conocer sus propiedades, pues muchas de las sustancias de que están compuestos son tóxicas o corrosivas y ¡es muy peligroso!
LOS ÁCIDOS Los ácidos son sustancias que poseen un sabor agrio, que al ponerlos en contacto con algunos metales (como el hierro o el cinc) los corroen, desprendiéndose gas hidrógeno, y que al reaccionar con una base cualquiera originan una sustancia de naturaleza diferente a ambas, llamada sal. Los más importantes, desde el punto de vista químico, por la gran cantidad de compuestos en los que están presentes son: el ácido sulfúrico,el clorhídrico y el nítrico. Los tres son corrosivos e irritantes; son por tanto peligrosos, por lo que se deben manejar con las debidas precauciones. El sabor fuerte del limón o de la naranja se debe al ácido cítrico. El vinagre contiene otro ácido que probablemente habrás oído nombrar: el ácido acético. Las baterías de los automóviles contienen ácidosulfúrico (¡muy peligroso!, por eso cuando se agotan, hay que depositarlas en puntos de recogida especiales, no se deben arrojar a un contenedor de basura normal). Nuestro estómago segrega, entre otros, el ácido clorhídrico necesario para poder digerir los alimentos. El ácido nítrico se emplea para fabricar fertilizantes, plásticos, lacas y colorantes, entre otros productos; disuelto en agua es lo que conocemos como “agua fuerte”, que se utiliza para limpiar. Dos ácidos fundamentales para la vida son el ARN y el ADN. El ácido ribonucleico (ARN) está presente en todas las células de cualquier organismo vivo. El ácido desoxirribonucleico (ADN) es el principal componente de los cromosomas y es el material con el que están formados nuestros genes; es el responsable, por tanto, de la herencia biológica. Otro ácido que seguro te resultará familiar es el ácido acetilsalicílico, que se halla en la corteza de los sauces y con el que se fabrica la aspirina. El ácido fórmico aparece en el veneno que transportan en el aguijón las hormigas y algunos otros insectos. El ácido oleico se encuentra en el aceite de oliva. El ácido úrico está presente en pequeñas cantidades en la orina humana, y en cantidades mayores en la orina de los pájaros y reptiles.
LAS BASES Una base es una sustancia opuesta químicamente a un ácido, ya que al ponerlos en contacto se neutralizan entre sí, originando otro tipo de sustancias llamadas sales. Las bases tienen sabor amargo y un tacto jabonoso. Las más importantes desde el punto de vista químico son el amoníaco, con el que se obtienen fertilizantes y multitud de productos químicos, y la sosa cáustica, que se utiliza para fabricar, por ejemplo, papel, jabón, detergentes y productos textiles. Para indicar cómo de ácida o de básica es una sustancia, en Química se usa una escala, llamada de pH, que va desde el valor 0 (que corresponde al valor más ácido) hasta el valor 14 (que corresponde al valor más básico). .
Los óxidos son las combinaciones binarias entre el oxígeno y todos los demás elementos químicos a excepción de los gases nobles y el Flúor. ¿Cómo se formulan? Los óxidos tienen la siguiente formula, que se aplica a todas las combinaciones: X2On, donde X es el símbolo del elemento, el 2 corresponde a la valencia del oxígeno, la O es el símbolo del Oxígeno y la n es la valencia del otro elemento, sea metal o no metal. ¿Cómo se nombran? Para nombrar los óxidos se utilizan las 3 nomenclaturas, la tradicional la Sistemática y la Stock. Tradicional Óxidos Básicos.- Provienen de la combinación entre el oxígeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina. Ejemplos: CaO-------------------------------------Óxido de Calcio. Na2O------------------------------------Óxido de Sodio. Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actua con la valencia menor y en ico cuando actua con la valencia mayor y se le quita el prefijo de. Ejemplos: FeO-------------------------------------Óxido ferroso (El hierro tiene en este caso valencia 2 y se simplifica). Fe2O3-----------------------------------Óxido férrico (El hierro tiene en este caso valencia 3). Óxidos Ácidos .- Provienen de la combinación entre el oxígeno y un no metal. Si el no metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina acabado en ico. Ejemplo: B2O3------------------------------------Óxido bórico. Si el no metal con el que se combina tiene dos o más valencias, se ponen al nombre las siguientes terminaciones:
Ejemplos: Br2O5-------------------------------------Óxido brómico. Cl2O7-------------------------------------Óxido brómico.
Sistemática Los óxidos, tanto ácidos como básicos se nombran escribiendo delante de la palabra óxido y del nombre del elemento unos prefijos, que indican el número de atomos del mismo elemento que tiene en esa molécula. La nomenclatura se aplica a la formula que ya está simplificada. El prefijo mono se puede suprimirse, esto significa que si un elemento no tiene prefijo significa que solo interviene un átomo de ese elemento en la misma formula. Ejemplos: As2S3-------------------------------------Trisulfuro de diarsénico. PF5----------------------------------------Pentafluoruro de fósforo.
Stock Los óxidos, tanto ácidos como básicos se nombran mediante las palabras óxido de seguida del nombre del elemento y un paréntesis donde se pone la valencia del elemento en números romanos, tal y como estaba al principio sin simplificar. Si un elemento tiene solo una valencia no se pone paréntesis. Ejemplos: Fe2O3-------------------------------------Óxido de Hierro (III). SO3----------------------------------------Óxido de Azufre (VI) Está simplificado. FeO-----------------------------------------Óxido de Hierro (II) Está simplificado. Na2O-------------------------------------- Óxido de Sodio. No se pone paréntesis porque el Sodio solo tiene una valencia. Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles. ¿Cómo se formulan? Hidruros Metálicos.- Para formular los hidruros metálicos se escribe primero el símbolo del metal, a continuación el símbolo del Hidrógeno (H) y después la valencia del metal. Fórmula: XHn Ácidos Hidrácidos.- Para formular los ácidos hidrácidos se escribe primero el símbolo del Hidrógeno (H), a continuación la valencia del no metal y por últimos el símbolo del Azufre, Selenio, Teluro, Flúor, Cloro, Bromo o Yodo. Fórmula: XnH Hidruros Volátiles.- Para formular los hidruros volátiles se escribe primero el símbolo del nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, boro, carbono o silicio, a continuación el símbolo del Hidrógeno (H) y después la valencia del no metal correspondiente. Fórmula: XHn
¿Cómo se nombran? Hidruros Metálicos Provienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las demás nomenclaturas que igual que en los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro. Ejemplos: Tradicional / Stock / Sistemática. CaH2-------------------------------------Hidruro de Calcio / Hidruro de Calcio / Dihidruro de Calcio. NaH---------------------------------------Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio / Hidruro de Sodio. Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actúa con la valencia menor y en ico cuando actúa con la valencia mayor y se le quita el prefijo de. Ejemplos: FeH3-------------------------------------Hidruro ferrico. FeH2-------------------------------------Hidruro ferroso.
Ácidos Hidrácidos • Son las combinaciones binarias entre el Hidrógeno y los siguientes no metales: • Elemento Valencia Elemento Valencia • Azufre 2 Flúor 1 Cloro • Selenio Bromo • Teluro Yodo • Los Ácidos Hidrácidos solo se nombran en las nomenclaturas Tradicional y Sistemática, y no en la Sock. • Tradicional • Se nombran con la palabra ácido seguida del nombre del no metal terminado en hídrico. • Ejemplos: • HCl-------------------------------------Ácido Clorhídrico. • H2S-------------------------------------Ácido Sulfhídrico. Sistemática Se nombran primero poniendo el nombre del no metal acabado en uro. y sigue con las palabras de hidrógeno. Ejemplos: HCl-------------------------------------Cloruro de hidrógeno. H2S-------------------------------------Sulfuro de hidrógeno.
Hidruros Volatiles • Son las combinaciones del hidrógeno con los siguientes elementos químicos, y que contienen las siguientes valencias: • Elemento Símbolo Valencia • Nitrógeno N 3 • Fósforo P 3 • Arsénico As 3 • Antimonio Sb 3 • Boro B 3 • Carbono C 4 • Silicio Si 4 • Los Hidruros Volátiles se nombran en la sistemática, en vez de la tradicional tienen un nombre especial cada uno de ellos, y se indican en este cuadro: • Formula Nombre Común Sistemática • NH3 Amoniaco Trihidruro de Nitrógeno • PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo • AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico • SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio • BH3 Borano Trihidruro de boro • CH4 Metano Tetrahidruro de carbono • SiH4 Silano Tetrahidruro de silicio • Los Hidruros Volátiles no se nombran en la Stock.
ÁCIDOS OXOÁCIDOS • Los ácidos oxoácidos son compuestos formados por: oxígeno-hidrógeno-no metal cuya fórmula general es: Hn Xm Op ,donde X representa, en general, un no metal y n, m, p el número de átomos de cada uno de ellos. X puede ser también un metal de transición de estado de oxidación elevado como cromo, manganeso, tecnecio, molibdeno, etc. Cuando se encuentran en disolución acuosa, dejan protones en libertad, dando propiedades ácidas a las disoluciones. La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación. Los ácidos oxoácidos se obtienen añadiendo al óxido correspondiente (anhídrido) una molécula de agua.
FÓRMULA NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Y STOC NOMENCLATURA TRADICIONAL
