Clases de Química Inorgánica

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Clases del Curso de Química Inorgánica Tema 1 Modelo Cuántico del Átomo La Ecuación de Schrödinger aplica la mecánica cuántica para describir los estados de energía que un electrón puede ocupar dentro de un átomo polielectrónico, la matemática requerida para solucionar la ecuación es sofisticada porque se trata de una ecuación diferencial: ( ) 0 8 2 2 2 2 2 2 2 2 = Ψ + Ψ + + V E h m z y x π Donde E = energía total, y V = energía potencial del electrón. Ψ es la función de onda del electrón . En un átomo polielectrónico cada electrón tiene una función de onda diferente. Por ejemplo, θ π cos ) 2 / ( 0 2 / 3 0 2 0 1 1 2 4 1 r a r s e a a = Ψ Consecuencias de la función de onda La función de onda del electrón depende de 4 números cuánticos, cuya existencia permite explicar las complejas características espectrales de un átomo. Son los siguientes: Número cuántico principal, n: es el que determina la energía del electrón. En realidad es el mayor factor de contribución ya que los otros números cuánticos también efectúan una muy pequeña contribución a la energía del electrón. Los valores que puede asumir son, n = 1, 2, 3, 4,..,Número cuántico orbital, l: es el que determina el momento angular orbital del electrón (es un términos de energía) y describe la forma del orbital. Los valores que puede asumir son, l = 0, 1, 2, 3, …, n – 1 Como se ve, l no puede asumir el valor , su máximo valor es n – 1. Cada valor de l describe un tipo particular de orbital que puede ser ocupado por el electrón (el orbital es algo similar, pero más sofisticado, a las órbitas del modelo de Bohr) l = 0 orbital s l = 1 orbital p l = 2 orbital d l = 3 orbital f l = 4 orbital g etc. Cada orbital tiene una forma característica. Las formas de los orbitales se obtienen graficando sus funciones de onda versus r (distancia respecto al núcleo):

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Clases del Curso de Química Inorgánica

Tema 1 Modelo Cuántico del Átomo La Ecuación de Schrödinger aplica la mecánica cuántica para describir los estados de energía que un electrón puede ocupar dentro de un átomo polielectrónico, la matemática requerida para solucionar la ecuación es sofisticada porque se trata de una ecuación diferencial:

( ) 08

2

2

2

2

2

2

2

2

=Ψ−+Ψ

∂∂

+∂∂

+∂∂

VEh

m

zyx

π

Donde E = energía total, y V = energía potencial del electrón. Ψ es la función de onda del electrón . En un átomo polielectrónico cada electrón tiene una función de onda diferente. Por ejemplo,

θ

πcos)2/(

0

2/3

02

011

24

1 rar

s eaa

Consecuencias de la función de onda

La función de onda del electrón depende de 4 números cuánticos, cuya existencia permite explicar las complejas características espectrales de un átomo. Son los siguientes:

Número cuántico principal, n: es el que determina la energía del electrón. En realidad es el mayor factor de contribución ya que los otros números cuánticos también efectúan una muy pequeña contribución a la energía del electrón. Los valores que puede asumir son,

n = 1, 2, 3, 4,..,∞

Número cuántico orbital, l: es el que determina el momento angular orbital del electrón (es un términos de energía) y describe la forma del orbital. Los valores que puede asumir son,

l = 0, 1, 2, 3, …, n – 1

Como se ve, l no puede asumir el valor ∞, su máximo valor es n – 1.

Cada valor de l describe un tipo particular de orbital que puede ser ocupado por el electrón (el orbital es algo similar, pero más sofisticado, a las órbitas del modelo de Bohr)

l = 0 → orbital s

l = 1 → orbital p

l = 2 → orbital d

l = 3 → orbital f

l = 4 → orbital g

etc.

Cada orbital tiene una forma característica. Las formas de los orbitales se obtienen graficando sus funciones de onda versus r (distancia respecto al núcleo):

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Figura 1. Formas de los tres orbitales de tipo p que existen.

El momento angular orbital del electrón hace una pequeña contribución a su energía total.

Numero cuántico magnético, ml: es aquél que determina las diferentes orientaciones espaciales que un tipo de orbital (sea éste s, p , d, f, etc) puede tener. Los valores que puede asumir dependen del valor de l, ml = -l, -l+1, ......,0, 1, .....,l

Ejemplo: si l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2. Esto significa que los orbitales de tipo d tienen cinco diferentes orientaciones espaciales, en otra palabras, hay cinco diferentes orbitales d.

Figura 2. Formas de los 5 orbitales de tipo d que existen.

Cuando l = 0, ml = 0 por tanto hay un solo orbital de tipo s

Cuando l = 1, ml = -1, 0, 1 por tanto hay tres orbitales de tipo p

Cuando l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2, por tanto hay cinco orbitales de tipo

Número cuántico de spin, ms: determina el sentido de rotación intrínseca (spin) del electrón. Existen dos posibilidades de rotación intrínseca del electrón , en sentido de las manecillas del reloj, o en contra del sentido de las manecillas del reloj. Por esto ms sólo puede asumir uno de dos valores posibles;

ms = + ½ ó ms = - ½

Estos dos estados de spin tienen la misma energía en ausencia de un campo magnético.

Los cuatro números cuánticos permiten describir completamente la naturaleza del átomo. La base de la teoría de Schrödinger son los orbitales (algo diferente a las órbitas de Bohr), los cuales refinan el modelo de Bohr, ya que existen más posibilidades de transición entre los diferentes orbitales.

Los átomos se organizan en niveles, subcapas, y orbitales de la siguiente manera,

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Figura 3. Niveles, subcapas, y orbitales del átomo de hidrógeno

La ecuación de Schrödinger tienen soluciones exactas para el átomo de hidrógeno solamente, para átomos más grandes se usan aproximaciones matemáticas que proporcionan resultados muy exactos.

Corolarios

Principio de exclusión de Pauli: en un átomo dado, no pueden existir dos electrones con valores iguales de sus 4 números cuánticos. La consecuencia de este principio es que el número máximo de electrones que pueden ocupar un orbital es dos, y en este caso, los dos electrones deben tener spin opuesto.

Ejemplo: El Neón posee 10 electrones, los números cuánticos que pueden asumir cada uno de ellos son como sigue,

n 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2

l 0 0 0 0 1 1 1 1 1 1

ml 0 0 0 0 -1 -1 0 0 1 1

ms +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½

1s 2s 2p

El principio de incertidumbre de Heisemberg establece que no es prácticamente imposible ubicar la posición exacta de un electrón en un átomo, lo que se puede determinar es una región del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrarlo, y ésta es el orbital. Para determinar la posición más probable del electrón se usa el cuadrado del módulo de la función de onda Ψ2, que se denomina función de densidad de probabilidad del electrón.

Configuraciones electrónicas de los elementos

De acuerdo con el principio de Pauli cada electrón de un átomo posee su propio conjunto de números cuánticos. Una lista de los electrones ubicados en los orbitales en orden creciente de energía se llama la configuración electrónica de un átomo. Ejemplos,

Boro (Z = 5): 1s22s22p1

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Carbono (Z = 6): 1s22s22p2

Existen varias posibilidades para ubicar el sexto electrón. En este caso se debe aplicar la regla de Hund para obtener la configuración más estable.

Entonces se concluye que existen varias configuraciones posibles para el átomo de carbono siendo (a) la más estable.

Neón (Z = 10) 1s22s22p6

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A medida que aumenta la energía, los niveles electrónicos y los diferentes orbitales se vuelven cada vez más próximos y eventualmente se superponen. Esto se observa por primera vez con los niveles n = 3 y n = 4. Resulta que los orbitales 3d y 4s son prácticamente equivalentes en energía y por esto generalmente se llena primero el 4s antes que el 3d. En efecto, el orbital 3d tiene mayor energía que el orbital 4s en átomos neutros en fase gaseosa.

Carga �uclear Efectiva en Átomos Polielectrónicos: Reglas de Slater

En un átomo polielectrónico cada electrón siente una carga nuclear diferente, llamada carga

nuclear efectiva, Z*, que es igual a: SZZ −=* , donde S es el factor de apantallamiento del

electrón, el cual depende del número de electrones que se interponen entre el núcleo y el electrón considerado. Slater propuso un conjunto de reglas empíricas para calcular Z+ que son las siguientes:

Para calcular el factor de apantallamiento de un electrón en un orbital ( )npns,

1. Escriba la configuración electrónica del elemento en el siguiente arreglo:

( )( )( )( )( )( )( )( )psfdpsdpspss 5,5444,433,32,21 ,etc.

2. Los electrones de cualquier grupo a la derecha del grupo ( )npns, no contribuyen al factor de apantallamiento.

3. El resto de electrones del grupo ( )npns, apantallan al electrón en 0.35 cada uno

4. Todos los electrones de los grupos con número cuántico 1−n apantallan al electrón analizado en 0.85 cada uno.

5. Todos los electrones de grupos más interiores apantallan al electrón analizado en 1.0 cada uno.

Cuando el electrón que está siendo apantallado pertenece a un grupo nd o nf , las reglas 2 y 3 son las mismas pero las reglas 4 y 5 se reemplazan por la siguiente: Todos los electrones de grupos que se ubican a la izquierda del grupo nd o nf apantallan al electrón analizado en 1.0 cada uno.

Ejemplos:

1. Calcule la carga nuclear efectiva, Z*, para un electrón 3d del átomo de Cromo

Solución

El átomo de Cr tiene Z = 24, y una configuración electrónica 1s22s

22p

63s

23p

64s

13d

5. Por tanto, sus electrones se distribuyen en los grupos de apantallamiento así,

(1s)2(2s2p)

8(3s3p)

8(3d)

5(4s4p)

1

( ) ( )[ ]6.4

0.11835.0424*3

*3

*3

=

×+×−=

−=

d

d

d

Z

Z

SZZ

2. Calcule la carga nuclear efectiva, Z*, para un electrón 3s del átomo de Hierro

El átomo de Fe tiene Z = 26 y una configuración electrónica 1s22s

22p

63s

23p

64s

2 3d

6. Por tanto, sus electrones se distribuyen en los grupos de apantallamiento así,

(1s)2(2s2p)

8(3s3p)

8(3d)

6(4s4p)

2

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( ) ( )( )[ ]75.14

0.1285.0835.0726*3

*3

*3

=

××+×−=

−=

d

s

s

Z

Z

SZZ

Energía de un electrón en un átomo polielectrónico

Una vez calculado Z*, la energía de un electrón se obtiene así:

( )2

2*

6.13n

ZeVEn ×−= donde n = 1, 2, 3, …, ∞

Energía de Ionización

Cuando el electrón de un átomo polielectrónico es promovido desde un orbital caracterizado por el número cuántico principal n a un orbital con n = ∞, ocurre la ionización. La energía requerida para este proceso es:

( )2

2*

6.13n

ZeVEionización ×+=

En una fila (período) dada de la tabla periódica la energía de ionización crece de izquierda a derecha. En una columna (grupo) dado de la tabla periódica la energía de ionización crece de abajo hacia arriba.

EJERCICIOS:

• ¿Cuántos orbitales son posibles para la capa n = 4?, Haga una lista de estos orbitales

• Escriba las configuraciones de los átomos libres de los siguientes elementos en estado basal: B, N, Mg, V, As.

• Escriba las configuraciones de los átomos libres de los siguientes iones. Determine el número de electrones no aparejados en su estado basal: Ti3+, Mn2+, C2+, Pd2+

• Usando las reglas de Slater calcule Z* para los siguientes electrones:

a) Un electrón 3p del P

b) Un electrón 4s del Co

c) Un electrón 3d del Mn

d) Un electrón de valencia del Mg

• Calcule (a) la energía y (b) la energía de ionización de cada uno de los electrones del ejercicio anterior.

• Cual tiene la primera energía de ionización más alta:

Li o Cs? F o Br? Sc o Cu?, Cu o Pt?

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Figura 4. Representación para determinar el orden de llenado de los orbitales (aproximado)

TRABAJO E� CLASE: Forme grupos de 3 personas y resuelva los siguientes ejercicios:

1. Cuantos electrones pueden ocupar las siguientes subcapas: (a) 3p (b) 4d (c) 6h. Escriba las diferentes combinaciones de números cuánticos para los electrones de cada literal

2. Cuantas y cuales subcapas se encuentran en el nivel n = 7 de un átomo, cuantos orbitales y cuantos electrones podría acomodar en este nivel?.

3. Calcule la carga nuclear efectiva (Z*) y la energía de ionización de (a) un electrón 3s del Níquel (Z = 28), (b) Un electrón 3d del Selenio (Z = 34), (c) Un electrón 2p del Cloro (Z = 17)

4. Ordene de manera creciente los siguientes elementos de acuerdo a su 1ra energía de ionización (de menor a mayor): Ag F Ti Cs Al Na

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Tema 2: Propiedades Periódicas de los Elementos

La Tabla Periódica de los elementos es una representación gráfica de las reglas de estructura atómica.

Clasificación de los grupos de la tabla periódica:

� Elementos del bloque “s”: metales alcalinos y alcalino térreos (columnas 1 y 2), llamados también “metales ligeros”. Tienen configuración electrónica ns

1 y ns 2.

� Elementos del bloque “d”: metales de transición (columnas 3 – 12), tienen configuraciones electrónicas que van desde nd

1 a nd 10.

� Elementos del bloque “f”: lantánidos y actínidos. Su estado de oxidación más común es +3.

� Elementos del bloque “p”: no metales, metales de post-transición, y metaloides (columnas 13 – 18), compuesto de 6 familias con configuraciones electrónicas que van desde ns

2np 1

a ns

2np 6.

Carga nuclear efectiva, Z*, crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período, y es prácticamente constante a lo largo de una columna.

Radio atómico (tamaño del átomo)

1. Crece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica ya que es proporcional a n.

2. Decrece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica, ya que es inversamente proporcional a Z*.

Energía de ionización (EI)

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( )eV

n

ZEI 6.13

2

2*

×=

1. Decrece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica ya que es inversamente proporcional a n 2.

2. Crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica, ya que es directamente proporcional a (Z*) 2.

Afinidad electrónica (AE): energía liberada cuando un electrón es agregado a la capa de valencia de un átomo.

1. Decrece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica

2. Crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica.

La siguiente figura resume las tendencias de variación de las propiedades periódicas más importantes.

Ejercicios:

� Determine el máximo número de electrones que puede existir en una capa n = 5 completamente llena. De 4 posibles números cuánticos para un electrón 5f.

� Escriba las configuraciones electrónicas para los átomos libres de los siguientes elementos. Determine el número de electrones no aparejados en su estado basal: B, N, Mg, V, As, Lu

� Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones. Determine el número de electrones no aparejados en su estado basal: Ti +3, Mn +2, Cu +2, Pd +2, Gd +3

� Usando las reglas de Slater, calcule Z* para los siguiente electrones:

a) Un electrón 3p del Polonio

b) Un electrón 4s del Cobalto

c) Un electrón 3d del Manganeso

d) Un electrón de valencia del Magnesio

� Cual tiene la mayor energía de ionización?

Li ó Cs? F ó Br? Sc ó Cu? Cu ó Pt?

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� Cual es más grande?

K ó Cs? Cl ó Br? Ca ó Zn? Cs ó Fr?

� Calcule la primera, segunda y tercera energías de ionización del Litio.

� Cual tiene la mayor afinidad electrónica?

Li ó Cs? Li ó F? Cs ó F? F ó Cl? Cl ó Br? O ó S? S ó Se?

Tema 3: Propiedades Químicas de los Elementos Representativos Antes de estudiar las propiedades químicas de cada uno de los 8 grupos que constituyen los elementos representativos se deben revisar ciertas tendencias:

• Se dice que los elementos de un mismo grupo (columna) tienen propiedades químicas similares porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación es correcta en términos generales, pero no se cumple para el primer elemento de cada grupo (el del segundo período). Por ej. el litio difiere en algunas propiedades con respecto al resto de metales alcalinos; el berilio también tiene un comportamiento diferente respecto al resto de metales alcalino – térreos.

• Otra tendencia de comportamiento químico de los elementos representativos se conoce como relaciones diagonales. Estas se refieren a semejanzas existentes entre parejas de elementos de distintos grupos y períodos de la tabla periódica. Por ej. el Li, Be y B se asemejan a los elementos ubicados diagonalmente debajo de ellos en la tabla

A continuación se revisan las propiedades químicas de los elementos representativos y los gases nobles.

Hidrógeno (1s1)

No hay una posición adecuada para el hidrógeno en la tabla periódica. Tradicionalmente se lo ubica en el grupo IA, pero este elemento es un grupo por si mismo. Posee un solo electrón de valencia y cuando lo cede forma un ión monopositivo (H+). Pero también puede formar el ión hidruro (H−) en compuestos iónicos como NaH y CaH2. Estos hidruros iónicos reaccionan con agua para producir H2 gaseoso y el hidróxido metálico respectivo, Ej.

)(2)()()(2)( 2222 gHsOHCalOHsCaH +→+

El compuesto más importante en que participa el hidrógeno es el agua, la cual se forma cuando se quema hidrógeno en el aire:

)()()( 2221

2 lOHgOgH →+

Grupo 1A (ns1)

Estos son los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs). Tienen baja energía de ionización y por eso tienden a ceder fácilmente su único electrón de valencia. En la mayoría de compuestos forman cationes de carga +1. Todos reaccionan con agua para producir H2 gaseoso y el hidróxido metálico respectivo, Ej.

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)()(2)(2)(2 22 gHsKOHlOHsK +→+

Cuando se exponen al aire se combinan con el oxígeno de éste y forman óxidos, ej.

)()()(2 2221 sOLigOsLi →+

Todos los metales alcalinos forman óxidos (que contienen el ión 2−O ) , y también peróxidos (que

contienen el ión 22−O ). Ej. de un peróxido es:

)()()(2 222 sO1agOs1a →+

K, Rb y Cs también forman superóxidos (que contienen el ión −2O ). Ej.

)()()( 22 sKOgOsK →+

Cuando un metal alcalino reacciona con oxígeno es más común que se forme el óxido respectivo.

Grupo 2A (ns2)

Estos son los metales alcalino – térreos (Be, Mg, Ca, Sr y Ba). Son menos reactivos que los metales alcalinos. Tienen tendencia a formar cationes de carga +2 (aunque el Be es la excepción y sólo forma enlaces covalentes en los compuestos en los que participa). La reactividad de los alcalino – térreos con el agua varía de modo considerable; así el Be no reacciona con agua, el Mg reacciona lentamente con vapor de agua, el Ca, Sr, y Ba si reaccionan con agua fría:

( ) )()()(2)( 222 gHacOHSrlOHsSr +→+

El Mg, Ca, Sr, y Ba reaccionan con disoluciones acuosas de ácidos fuertes para formar la sal respectiva y liberar hidrógeno, ej

)()()(2)( 22 gHacMgClacHClsMg +→+

Grupo 3A (ns2np1)

Los elementos de este grupo son B, Al. Ga, In y Tl. El boro es un no metal y el resto son metales. El boro no forma compuesto iónicos y no reacciona con agua u oxígeno. El Aluminio reacciona con oxígeno para formar el óxido respectivo,

)()()(2 32223 sOAlgOsAl →+

El aluminio sólo forma cationes Al3+. También reacciona con una disolución acuosa de HCl,

)()()(3)( 223

3 gHacAlClacHClsAl +→+

Los demás metales de este grupo forman cationes monopositivos y tripositivos siendo los más estables los monopositivos.

Grupo 4A (ns2np2)

El C, Si, Ge, Sn, Pb integran este grupo. El carbono es un no metal, silicio y germanio son metaloides, estaño y plomo son metales. Estos últimos no reaccionan con agua pero sí con disoluciones acuosas de ácidos para liberar H2 gaseoso:

( ) )()(2)( 22 gHacPbClacHClsPb +→+

Los elementos del grupo 4A forman compuestos en los que actúan con estados de oxidación +2 y +4. Para C y Si el estado de oxidación +4 es el más estable. Ej, CO2 es más estable que CO. En

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cambio en el Sn el estado de oxidación +4 es sólo ligeramente más estable que el +2 (casi a la par). En el plomo el estado de oxidación +2 es indudablemente el más estable.

Grupo 5A (ns2np3)

El N, P, As, Sb y Bi integran este grupo. N y P son no metales, As y Sb son metaloides y Bi es un metal. El nitrógeno existe en forma natural como moléculas gaseosas de N2, forma una variedad de óxidos.

Oxidos del Nitrógeno

NO, NO2, N2O, N2O4,

N2O5

El N tiende a aceptar 3 electrones para formar el ión nitruro N3-, y forma nitruros con metales, éstos son compuestos iónicos ej, Li3N y Mg3N2. El fósforo existe como moléculas de P4. Forma dos óxidos, P4O10 y P4O6. Los ácidos oxácidos del N y P son compuestos importantes, se forman cuando los siguientes óxidos reaccionan con agua:

432104

3252

4

2

POHOHOP

H1OOHO1

→+

→+

Grupo 6A (ns2np4)

El O, S, Se, Te, Po integran el grupo. Los tres primeros son no metales y los siguientes metaloides. El oxígeno existe como moléculas de O2 y el S y Se como S8 y Se8 respectivamente. El polonio es radioactivo, por tanto muy difícil de estudiar. El oxígeno tiende a aceptar dos electrones y formar el ión óxido, O2-. S, Se y Te también forman aniones con carga -2. Los compuestos importantes del azufre son el SO2, SO3 y H2S. El ácido sulfúrico se forma por reacción del SO3 con agua:

)()()( 4223 acSOHlOHgSO →+

Grupo 7A (ns2np5)

Todos los halógenos son no metales que existen como moléculas biatómicas. Tienen una alta reactividad. Así el F2

reacciona con agua para generar oxígeno:

)()(2)()( 221

22 gOacHFlOHgF +→+

Los halógenos tienen altas energías de ionización y grandes afinidades electrónicas. Los halógenos forman aniones con carga -1 llamados halogenuros. Estos se combinan con cationes de los metales alcalino o alcalino – terreos y forman sales iónicas. Los halógenos también reaccionan entres sí con otros no metales para formar compuestos covalente (ej. NF3, PF5, ICl3).

Los halógenos reaccionan con H2 para formar halogenuros de hidrógeno:

)(2)()( 22 gHClgHgCl →+

Estos se disuelven agua para formar ácidos halogenhídricos. El ácido fluorhídrico (HF) es débil pero los demás ácidos (HCl, HBr y HI) son ácidos fuertes.

Grupo 8A (ns2np6)

Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienen la capa exterior llena, lo que les confiere gran estabilidad. Sus energías de ionización son las más altas de todos los elementos. Por mucho tiempo se pensó que eran inertes, incapaces de reaccionar con otro elemento; pero en 1963 el químico inglés Neil Bartlett obtuvo algunos compuestos estables haciendo

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reaccionar Xe con compuestos de elementos altamente electronegativos como F y O; formándose compuestos como XeF6, XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4. Con Kr fue posible preparar un solo compuesto KrF2, que es muy inestable. No se conocen compuestos con He, Ne, o Ar.

Propiedades de los óxidos a lo largo de una serie

Puesto que el oxígeno se combina con casi todos los elementos, es ilustrativo comparar las propiedades de los óxidos de los elementos del tercer período para ver como difieren los metales de los metaloides y no metales. Algunas de las propiedades de tales óxidos se muestran en la siguiente tabla

7231042322 OClSOOPSiOOAlMgOO1a

Tipo de compuesto _______ Iónico ________ _______ Molecular ___________

Estructura __ Red tridimensional ___ ________ Unidades __________

Punto de fusión (°C) 1275 2800 2045 1610 580 16.8 -91.5

Punto de ebullición (°C) 3600 2980 2230 44.8 82

Naturaleza ácido – base Básico Básico Anfótero _______ Ácido ______________

Como se ve, cuando el oxígeno se combina con metales activos como Na, Mg y Al (que poseen baja energía de ionización) forma el ión óxido, O-2, y de este modo los óxidos formados (Na2O, MgO, y Al2O3) son compuestos iónicos con altos puntos de fusión y ebullición y de estructuras compuestas por redes cristalinas tridimensionales. En cambio, los óxidos de los metaloides y no metales tienen naturaleza molecular y están constituidos por unidades discretas (excepto el SiO2 que da lugar a una red tridimensional en la que no hay iones presentes). Las débiles atracciones de dispersión de London dan como resultado bajos puntos de fusión y ebullición, particularmente para los dos últimos óxidos de la serie.

La mayoría de los óxidos se clasifican como ácido o básicos, en base a si producen ácidos o bases cuando se disuelven agua. Otros óxidos son anfóteros (tienen propiedades ácidas y básicas). Los dos primeros óxidos de la serie bajo análisis (Na2O y MgO) son básicos. Ej., cuando el Na2O reacciona con agua forma una base:

)(2)()( 22 ac1aOHlOHsO1a →+

El MgO es poco soluble en agua y no reacciona apreciablemente con ella, sin embargo, reacciona con ácidos mediante una reacción de neutralización, mostrando su carácter básico:

)()()(2)( 22 lOHacMgClacHClsMgO +→+

El óxido de aluminio es todavía menos soluble en agua que el MgO; tampoco reacciona con ella. Este óxido es anfótero ya que muestra propiedades básicas cuando reacciona con ácido y propiedades ácidas cuando reacciona con una base:

)(3)(2)(6)( 2332 lOHacAlClacHClsOAl +→+ (carácter básico)

)()(2)(3)(2)( 4232 acOH1aAllOHac1aOHsOAl →++ (carácter ácido)

El óxido de silicio es insoluble en agua; tiene carácter ácido como lo muestra su reacción con una base concentrada:

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)()()(2)( 2322 lOHacSiO1aac1aOHsSiO +→+

Los demás óxidos de la serie son ácidos; reaccionan con agua para formar los siguientes ácidos:

)(2)()(

)()()(

)(4)(6)(

4272

4223

432104

acHClOlOHlOCl

acSOHlOHgSO

acPOHlOHsOP

→+→+→+

Este breve análisis de los óxidos de la serie n = 3 muestra que a medida que disminuye el carácter metálico de los elementos, de izquierda a derecha a lo largo de la serie, sus óxidos pasan de básicos a anfóteros y a ácidos. También se observa que, debido a que el carácter metálico crece de arriba hacia abajo en grupo (columna) dado los óxidos de los elementos de mayor número atómico son más básicos que aquello de los elementos más ligeros.

Trabajo en clase

Forme grupos de 3 – 4 persona y conteste las siguientes preguntas

1. ¿Qué significa relaciones diagonales? Indique dos pares de elementos que presentan esta relación

2. Escriba ecuaciones balanceadas para la reacción entre cada uno de los siguientes óxidos y agua a) Li2O (b) CaO c) SO3

3. Hasta inicios de la década de 1960s los elementos del grupo 8A se llamaban gases inertes. Porqué ya no se usa tal nombre?

4. Exponga una razón por la que el xenón reacciona con flúor pero no con yodo.

5. Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos, o anfóteros; escriba una reacción que ilustra el carácter de cada uno a) ZnO b) P4O10 c) CaO

6. ¿Cuál óxido es más básico, MgO o BaO?. Explique su selección.

Tema 4: Enlace Químico Enlace Covalente

La formación de un enlace covalente supone compartir electrones entre los átomos. Un ejemplo simple de este fenómeno es la formación de un enlace entre dos átomos de hidrógeno para formar la molécula de H2.

� ∙ + � ∙ → � ∙∙ �

El par compartido de electrones se lo representa con una línea. En ocasiones los átomos pueden compartir más de un par de electrones, dando lugar a enlaces múltiples, esto es, dobles (dos pares compartidos) y triples (tres pares compartidos):

1.47 Ẳ 1.24 Ẳ 1.10 Ẳ

Especies que se mantienen juntas por enlaces covalentes, tales como moléculas e iones poliatómicos, pueden ser ilustrados usando estructuras de Lewis. En una estructura de Lewis los

Page 15: Clases de Química Inorgánica

electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos se representan como puntos.

Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico. Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple significa que tres pares de electrones son compartidos en

Polaridad del enlace y Electronegatividad

El enlace entre los átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno es un polar, esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente compartidos. En la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos. El compartir desigualmente los electrones constituye un generalmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en suatraer electrones hacia sí mismos. La capacidad de un átomo hacia sí mismo se llama electronegatividadmismo, que la afinidad electrónica. En un enlelectronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la electronegatividad a lo largo de la tabla periódica

Figura 1. Variación de la electronegatividad a lo largo de la tabla

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia de electronegatividades de los dos átomos que forcontienen cloro:

Cl2 HCl

electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos

Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico. Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple significa que tres pares de electrones son compartidos en un enlace triple.

Polaridad del enlace y Electronegatividad

El enlace entre los átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno es un enlace covalente no , esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente

n la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos. El compartir desigualmente los electrones constituye un enlace covalente polargeneralmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en suatraer electrones hacia sí mismos. La capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones

electronegatividad. La electronegatividad está relacionada, pero no es lo mismo, que la afinidad electrónica. En un enlace covalente entre átomos de diferente electronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la electronegatividad a lo largo de la tabla periódica

Figura 1. Variación de la electronegatividad a lo largo de la tabla periódica.

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia de electronegatividades de los dos átomos que forman el enlace. Considere tres sustancias que

HCl NaCl

electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos

Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras de Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico. Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple

enlace covalente no , esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente

n la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos. enlace covalente polar. Los átomos

generalmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en su capacidad de para atraer electrones

. La electronegatividad está relacionada, pero no es lo ace covalente entre átomos de diferente

electronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la

La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia

man el enlace. Considere tres sustancias que

Page 16: Clases de Química Inorgánica

�� � � � � � � �

Enlace covalente apolar Enlace covalente polar

Mientras mayor sea la diferencia de electronegativid

Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el dipolo. Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se establece un dipolo. El momento dipolar,

Donde Q es la magnitud de las cargas separadas y 1.60 10–19 C (la carga del electrón) y +1.60 el momento de dipolo es:

El momento de dipolo se expresa en unidades de debyes (D).

La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de hidrógeno.

En moléculas que tienen más de un enlace, las polaridades de los enlaces indivla polaridad global de la molécula.

Como dibujar estructuras de Lewis

Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos. Use la siguiente guía para dibujarlas

1. Sum the valence electrons

an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come from which atoms. Only the total number is important.

2. Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect

them with a single bond written in the order in which thatom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure.

3. Complete the octets of the atoms bonded to the central atom.

hydrogen can have only two electrons.)

�� � � � � � �� �� � � � �� �

Enlace covalente polar Enlace iónico

Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividades, mayor es la polaridad del enlace.

Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el . Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se

omento dipolar, µ, se calcula así:

es la magnitud de las cargas separadas y r es la distancia entre ellas. Cuando cargas de C (la carga del electrón) y +1.60 10–19 C están separadas por una distancia de 1.00 Å,

El momento de dipolo se expresa en unidades de debyes (D).

La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de

En moléculas que tienen más de un enlace, las polaridades de los enlaces individuales contribuyen a la polaridad global de la molécula.

Como dibujar estructuras de Lewis

Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos. Use la siguiente guía para dibujarlas

Sum the valence electrons from all atoms. (Use the periodic table to help you do this.) For an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come

ch atoms. Only the total number is important.

Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect

them with a single bond (a dash, representing two electrons). Chemical formulas are often written in the order in which the atoms are connected in the molecule or ion. When a central atom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure.

ts of the atoms bonded to the central atom. (Remember, however, that hydrogen can have only two electrons.)

ades, mayor es la polaridad del enlace.

Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el momento de . Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se

es la distancia entre ellas. Cuando cargas de –C están separadas por una distancia de 1.00 Å,

La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de

iduales contribuyen a

Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos.

(Use the periodic table to help you do this.) For an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come

Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect

(a dash, representing two electrons). Chemical formulas are often e atoms are connected in the molecule or ion. When a central

atom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure.

(Remember, however, that

Page 17: Clases de Química Inorgánica

4. Place any leftover electrons on the central atom, even if doing so results in more than an octet.

5. If there are not enough electrons to give the central atom an octet, try multiple bonds. Use one or more of the unshared pairs of electrons in the atoms bonded to the central atom to form double or triple bonds.

Tema 5: Metales y Metalurgia Ocurrencia y Distribución de los Metales Más de ¾ de los elementos de la tabla periódica son metales. Sólo unos pocos de éstos se pueden hallar en la naturaleza en cantidades apreciables en forma elemental (Au, Ru, Rh, Pd, Os, Ir y Pt). La mayoría de metales presentes en la litósfera existen en forma de minerales. Para cubrir los requerimientos de metales elementales para uso en la industria y la sociedad se debe procesar vastas cantidades de materia prima. Los depósitos de minerales con suficiente contenido de metal como para ser procesados con rentabilidad se llaman menas. La Tabla 1 muestra algunas de las Fuentes minerales de metales comunes. Metal Mineral Composición Aluminio Cromo Cobre Hierro Plomo Manganeso Mercurio Estaño Titanio Cinc

Bauxita Cromita Calcocita Calcopirita Hematita Magnetita Galena Pirolusita Cinabrio Casiterita Rutilo Esferalita

Al2O3 Fe Cr2O4 Cu2S CuFeS2 Fe2O3 Fe3O4 PbS MnO2 HgS SnO2 TiO2 ZnS

Metalurgia Es la ciencia de la extracción y refinamiento de metales a partir de sus fuentes naturales. Los pasos involucrados en la metalurgia son:

1. Explotación de la mena 2. Concentración de la mena 3. Reducción del mineral para obtener el metal libre 4. Purificación o refinación del metal 5. Mezclado del metal con otros elementos para modificar sus propiedades

El paso 5 es el proceso de fabricar aleaciones. Los métodos usados para ejecutar los pasos de la metalurgia involucran explotar las diferencias en propiedades físicas y químicas que tiene el metal deseado respecto al material indeseable que lo acompaña (ganga). Pirometalurgia Un considerable número de procesos metalúrgicos usan calor para concentrar y reducir las menas utilizan calor. Métodos de procesamiento a altas temperaturas alteran la estructura química del

Page 18: Clases de Química Inorgánica

mineral para finalmente reducirlo a metal libre. Estos métodos se denopirometalurgia. Calcinación es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales es un gas. Por ejemplo, el carbonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir óxido de plomo y dióxido de carbono. (El símbolo para conducir la reacción.)

Tostamiento es también un proceso a alta temperatura, pero éste conmena con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como Otostamiento puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por calcinación.

En ciertos casos el tostamiento puede producer el metal libre como en el tostamiento de óxido de plomo.

Fundición es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se separan en capas de metal fundido y escoria. El metal fundido puede contener unmezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de minerals fundidos incluyendo silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico con sílica fundida.

Un importante ejemplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxido de hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60 m de alto × 14 m de alto).

Figura 1. Un alto horno usado para la reduccióde hierro

mineral para finalmente reducirlo a metal libre. Estos métodos se denominan colectivamente

es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales bonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir

óxido de plomo y dióxido de carbono. (El símbolo sobre la flecha indica que se requiere calor

es también un proceso a alta temperatura, pero éste consiste en la reacción de una

mena con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como Otostamiento puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por

ento puede producer el metal libre como en el tostamiento de óxido de

es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se

separan en capas de metal fundido y escoria. El metal fundido puede contener un solo metal o una mezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de minerals fundidos incluyendo silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico

mplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxido

de hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60

Un alto horno usado para la reducción de una mena

minan colectivamente

es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales bonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir

sobre la flecha indica que se requiere calor

siste en la reacción de una mena con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como O2 o CO. El tostamiento puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por

ento puede producer el metal libre como en el tostamiento de óxido de

es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se solo metal o una

mezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de minerals fundidos incluyendo silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico

mplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxido de hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60

Page 19: Clases de Química Inorgánica

La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se combinan en el horno. La combustion del coque produce calor y los gases reductores gases CO and H2.

La segunda de estas dos reaccionesdel horno por adición de vapor de agua.La piedra caliza (CaCO3) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la formación de escoria.

La mena de hierro reacciona con l

El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente en la mena para producir escoria fundida.

El hierro fundido y escoria forman capas en la parte removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la manufactura del acero, una aleación de hierro.El hierro también puede ser reducido por el aluminio como sigue:

Tema 6: ELECTROMETALURGIAConsiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis.

Purificación del cobre por Electrólisis

La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación del sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro actúa como cátodo en una disolución de ácido sulfúrico que contienen ison

Ánodo (oxidación)

Cátodo (reducción)

Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la disolución en forma de iones Feresultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el cátodo. El cobre preparado de este modo tiene una pureza mayor al 99.5%

Electrometalurgia del sodio

La producción comercial de sodio se realiza en una celda electrolítica llamada esta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en el cátodo, mientras que se libera gas cloro en el ánodo. Se debproducido entre en contacto con Otemperatura de la celda.

La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se combinan en el horno. La combustion del coque produce calor y los gases reductores gases CO and

La segunda de estas dos reacciones es un proceso endotérmico que permite regular la temperatura del horno por adición de vapor de agua.

) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la

La mena de hierro reacciona con los gases reductores para producir el metal hierro fundido.

El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente en la mena para producir escoria fundida.

El hierro fundido y escoria forman capas en la parte inferior del horno, del cual pueden ser removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la manufactura del acero, una aleación de hierro. El hierro también puede ser reducido por el aluminio como sigue:

LECTROMETALURGIA Consiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis.

Purificación del cobre por Electrólisis

La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se

eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro actúa como cátodo en una disolución de ácido sulfúrico que contienen iones Cu2+. Las reacciones

−+ +→ eacCusCu 2)()( 2

)(2)(2 sCueacCu →+ −+

Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la disolución en forma de iones Fe2+ y Zn2+. Sin embargo, éstos no se reducen en el cátodo. El resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el cátodo. El cobre preparado de este modo tiene una pureza mayor al 99.5%

oducción comercial de sodio se realiza en una celda electrolítica llamada Celda Downsesta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en el cátodo, mientras que se libera gas cloro en el ánodo. Se debe tener cuidado de evitar que el sodio producido entre en contacto con O2 pues el metal se oxidaría rápidamente debido a la alta

La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se combinan en el horno. La combustion del coque produce calor y los gases reductores gases CO and

es un proceso endotérmico que permite regular la temperatura

) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la

r el metal hierro fundido.

El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente

inferior del horno, del cual pueden ser removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la

Consiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis.

La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se

eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro . Las reacciones

Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la Sin embargo, éstos no se reducen en el cátodo. El

resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el

Celda Downs. En esta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en

e tener cuidado de evitar que el sodio pues el metal se oxidaría rápidamente debido a la alta

Page 20: Clases de Química Inorgánica

Figura 1. La celda de Downs. El cobre obtenido por pirometalurgia no es suficientemente puro para ser usado para construir alambres y en otras aplicaciones, es purificado por medio de electrólisis. Teoría de bandas de conductividad

Los metales tienen una gran capacidad para conducir el calor y la electricidad. Esta característica se explica por medio de la teoría del orbital molecular. La teoría de bandas establece que los electrones de valencia de los átomos de un metal están deslocalizados y se mueven libremente a través de las bandas que se forman por el solapamiento de los orbitales moleculares.

Conductores

Los metales tienen una alta conductividad eléctrica. Considere, por ejemplo, el magnesio cuya configuración electrónica es [Ne]3s2 , es decir que cada átomo de Mg tiene dos electrones de valencia en el orbital 3s. En la red cristalina del metal los átomos se empaquetan muy próximos entre sí, por lo que los orbitales de un átomo sufren solapamiento con los de los demás. Debido a que el número de átomos presentes incluso en un trozo muy pequeño de magnesio es enorme (≅ 1021 átomos) el solapamiento de orbitales que están llenos forma una “banda” denominada banda de valencia. Los orbitales de mayor energía que están vacíos (los 3p en el caso del Mg) también se solapan y forman una banda llamada banda de conducción. Las bandas de valencia y conducción son adyacentes entre sí y la energía requerida para promover un electrón desde la banda de valencia a la de conducción es muy pequeña. Una vez que el electrón llega a la banda de conducción puede desplazarse libremente a través del metal, esta capacidad de moverse libremente explica porque los metales son buenos conductores de la electricidad.

Un gran cantidad de elementos son semiconductores , esto significa a temperatura ambiente no son conductores pero a elevadas temperaturas o cuando se combinan con una pequeña cantidad de otro elemento se vuelven conductores. En los semiconductores el espaciamiento entre las bandas llenas (valencia) y vacías (conducción) es relativamente pequeña y si se suministra la energía suficiente para promover electrones de la banda de valencia a la de conducción el elemento se vuelve conductor. La capacidad de un semiconductor puede incrementarse añadiendo pequeñas cantidades de ciertas impurezas al elemento (dopado). Por ejemplo, al silicio se le agrega trazas de boro o fósforo para convertirlo en conductor.

Un material aislante como la madera o el vidrio no conduce la corriente eléctrica porque la separación entre las bandas de valencia y conducción es mucho mayor que la de un metal.

Page 21: Clases de Química Inorgánica

Aleaciones

Una aleación es un materiacaracterísticas propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser utilizada en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la plata sterling, la cual es más rígida.

Tabla 2–2. Algunas aleaciones comunes

Una aleación en solución es una mezcla homogénea en la que los metales que la consthallan uniformemente dispersados. Las aleaciones en solución pueden ser sea intersticiales, dependiendo de los tamaños relativos de los átomos.

es un material que contiene más de un elemento metálico y que tiene las características propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser

a en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la plata sterling, la cual es más rígida.

2. Algunas aleaciones comunes

es una mezcla homogénea en la que los metales que la consthallan uniformemente dispersados. Las aleaciones en solución pueden ser sea substitucionales

, dependiendo de los tamaños relativos de los átomos.

l que contiene más de un elemento metálico y que tiene las características propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser

a en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la

es una mezcla homogénea en la que los metales que la constituyen se substitucionales e

Page 22: Clases de Química Inorgánica

Figura 3. (a) aleación substitucional, (b) aleación intersticial.

Una aleación heterogénea es una en la cual hay diferentes fases que consisten de diferentes cantidades relativas de los componentes de la aleación. El acero pearlite, por ejemplo, consiste de capas alternadas de hierro puro y del compuesto Fe3C.

Un compuesto intermetálico es una combinación homogénea de metales con una proporción definida de combinación, por ejemplo el duraluminio CuAl2.

Tema 7: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN (1) Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de electrones) para formar enlaces covalentes con diversas moléculas y iones que actúan como bases de Lewis (donadores de electrones). Algunos ejemplos de especies químicas formadas por estas interacciones son los iones [Fe(H2O)6]

3+ y [Ag(NH3)2] +. Esta clase de iones complejos constituidos por un ión metálico central

rodeado de moléculas y/o iones se llaman iones complejos o simplemente complejos. Los compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Los metales de transición forman compuestos de coordinación con facilidad.

1. Estructura

Un complejo está constituido de un ión metálico central, generalmente un ión de un metal de transición, y varias moléculas o iones enlazados de manera covalente a él. A estas moléculas o iones que rodean al ión metálico en el complejo se las conoce como ligandos. Por ejemplo, en el ión complejo [Ag(NH3)2]

+ hay dos ligandos NH3 unidos al ión Ag+. Los ligandos son comúnmente aniones o moléculas polares; además, disponen de al menos un par de electrones libres. En el complejo, el ión metálico central por el hecho de tener orbitales de valencia vacíos actúa como ácido de Lewis, y los ligandos que tienen pares de electrones libres actúan como bases de Lewis. Los enlaces que se forman entre el ión metálico y los ligando se deben a la compartimiento de pares de electrones que originalmente estaban en los ligandos.

Figura 1. Formación de un complejo.

Al formar el complejo se dice que los ligandos se coordinan al metal. El ión metálico central y los ligandos unidos a él constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la fórmula de un compuesto de coordinación se usan paréntesis rectangulares para separar los grupos que constituyen la esfera de coordinación de otras partes del compuesto.

Page 23: Clases de Química Inorgánica

Carga, número de coordinación, y geometría.

La carga de un complejo es la suma de las cargas del ión metálico central y de los ligandos que lo rodean. Por ejemplo, en el compuesto de coordinación [Cu(NH3)4]

SO4 se puede deducir la carga del ión complejo reconociendo en 1er lugar que el ión sulfato, SO4

-2, tiene carga -2. Puesto que el compuesto es neutro el ión complejo debe tener carga +2, esto es, [Cu(NH3)4]

2+. De la carga del ión complejo se puede deducir el número de oxidación del cobre. Ya que las moléculas de amoniaco son neutras (carga cero), el número de oxidación del cobre debe ser +2. El átomo del ligando que está unido directamente al ión metálico es el átomo donador. Por ejemplo, el nitrógeno es el átomo donador en el complejo [Cu(NH3)4]

2+. El número de átomos donadores unidos al ión metálico central se conoce como número de coordinación del metal. En el complejo [Cu(NH3)4]

2+ el cobre tiene número de coordinación 4. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6. El número de coordinación de un ión metálico es influenciado por el tamaño y carga de los ligandos. A medida que los ligandos se hacen más grandes es menor el número de ellos que pueden coordinarse con el ión metálico. Por ejemplo, el hierro (III) puede coordinarse a seis iones fluoruro para formar el complejo [FeF6]

3 -, pero sólo puede coordinarse a cuatro iones cloruro para formar [FeCl4] -. Los

ligandos que transfieren una carga negativa considerable al ión metálico central producen números de coordinación más bajos. Por ejemplo, el ión níquel (II) puede coordinarse a 6 moléculas de amoniaco para formar [Ni(NH3)6]

2+, pero sólo puede coordinarse a cuatro iones cianuro de carga negativa para formar [Ni(CN)4]

2 -. Las geometrías más comunes que muestran los complejos, según el número de coordinación del ión metálico central son las siguientes,

Tabla 1. Geometrías más comunes de los complejos.

Número de coordinación Geometría Observada

4 Tetraédrica

Plana cuadrada

5 Bipirámide trigonal

6 Octaédrica

Figura 2. Geometrías experimentalmente observadas de los complejos [Zn(NH3)4] 2+ y [Pt(NH3)4]

2+. El primer complejo tiene geometría tetraédrica, el segundo tiene geometría plana cuadrada.

Page 24: Clases de Química Inorgánica

Figura 3. Dos representaciones de la geometría octaédrica del complejo [Co(NH3)6] 3 +. Esta es la

geometría preferida para complejos con número de coordinación 6.

Quelatos

Los ligandos que se muestran en la Figura 1 se llaman monodentados porque poseen un solo átomo donador y por tanto solamente pueden ocupar un sitio de la esfera de coordinación. Existen otros ligando que poseen dos o más átomos donadores que pueden coordinarse simultáneamente al ión metálico central. A estos ligandos polidentados se los conoce como quelatos. Un ejemplo de ellos es la etilendiamina, que comúnmente se abrevia en:

Figura 4. La molécula de etilendiamina.

Este ligando tiene dos átomos de nitrógenos con pares de electrones libres lo suficientemente alejados entre sí como para que ambos puedan coordinarse con el ión metálico central en posiciones adyacentes. La etilendiamina es un ligando bidentado. La Figura 4.5 muestra las estructuras de otros ligandos bidentados. Generalmente, los quelatos forman complejos más estables que los ligandos monodentados. Esto se puede ilustrar mediante las constantes de formación de dos complejos de cobre

( ) ( ) OH1HCu1HOHCu 22

4332

42 44 +→+ ++ (Keq = 1 × 10 2)

( ) ( ) OHenCuenOHCu 22

22

42 42 +→+ ++ (Keq = 1 × 10 9)

Figura 5. Estructuras de algunos ligandos bidentados.

�omenclatura de los compuestos de coordinación

Para nombrar compuestos de coordinación se utilizan las siguientes reglas:

Page 25: Clases de Química Inorgánica

1. Primero se nombra el anión – se intercala la palabra “de” - y luego el catión

2. Al nombrar el ión complejo primero se nombran los ligandos y después el ión metálico central. Si el ión complejo es el anión se agrega el sufijo –ato.

3. La carga total del ión complejo se escribe entre paréntesis a continuación de su nombre.

4. Los ligandos se nombran en orden alfabético

5. A los ligandos que son aniones se les agrega el sufijo –o. Los ligandos neutros no cambian de nombre (excepciones: H2O = acuo, NH3 = amino), ver tabla 2.

6. Cuando hay ligandos que se repiten se usan los prefijos di, tri, tetra, penta, etc. para indicar el número de veces que aparecen.

Ejemplo:

� De el nombre de ( )[ ]456 HCBK

Solución:

Primero, identifique el catión y el anión. El catión en este compuesto es K+1; el anión es

( )[ ] 1

456−

HCB .

Ahora, nombre el catión y luego el anión aplicando las reglas apropiadas:

Tetrafenilborato (-1) de potasio

Ejercicio 1: De los nombres de los siguientes compuestos de coordinación:

� ( )[ ] 363 Cl1HCo

� [ ]42 FeOK

� ( ) ( )[ ]( )233223 1OOHOH1HCr

Ejercicio 2: Escriba la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos:

Page 26: Clases de Química Inorgánica

• Nitrato de hexaamino cromo (3)

• Bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino (2)

• Diacuotetrabromovanadato (-1) de calcio

Tema 8: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN (2) Color y Magnetismo

El color de un complejo depende del ión metálico central, su estado de oxidación y los ligandos

unidos a él. Así, por ejemplo, el complejo ( ) 2

42+

OHCu presenta un color azul pálido, mientras que

el complejo ( ) 2

43+

1HCu manifiesta un color azul intenso. Comúnmente, para que un complejo

tenga color se requiere que el ión metálico central tenga una subcapa d parcialmente llena (como es el caso de los complejos citados en el párrafo anterior ya que ambos contienen Cu2+ que tiene una configuración d

9). Los complejos que contienen iones metálicos centrales con subcapas d completamente vacías (ej. Al3+ y Ti4+) o subcapas d completamente llenas (ej. Zn2+) son generalmente incoloros.

Para que un compuesto posea color, debe absorber luz visible. La luz visible comprende la porción del espectro electromagnético con longitudes de onda entre 400 nm y 700 nm. La luz blanca (la que emite el sol) contiene todas las longitudes de onda de esta región visible. Cuando esta luz se hace pasar por un prisma se dispersa y se observan los siete colores primarios del espectro visible (rojo, anaranjado, amarillo, verde, azul, añil, violeta).

Cuando un complejo absorbe luz visible, el color que observamos es la suma de los colores que son reflejados o trasmitidos por el complejo. En consecuencia, un objeto posee un determinado color por una de dos razones, a) refleja o transmite luz de ese color, b) absorbe el color complementario. Los colores complementarios son los siguientes:

Page 27: Clases de Química Inorgánica

Tabla 2. Colores complementarios

Color Color complementario

Naranja

Amarillo

Rojo

Azul

Violeta

Verde

En cuanto al magnetismo, muchos complejos de metales de transición exhiben paramagnetismo simple, ya que los iones metálicos centrales poseen cierto número de electrones no aparejados.

EJERCICIO E� CLASE:

1. Proporcione los nombres de los siguientes compuestos

• ( )[ ] 262 BrOH1i

• ( )( )[ ]ClBr1HenCo 223

• ( )[ ]2C1AgK

2. Escriba la fórmula del sulfato de pentaacuobromomanganeso (2)

Tema 9: Compuestos de Coordinación (3)

Isomería de los Compuestos de Coordinación Dos o más compuestos con la misma composición estructural pero diferente disposición de sus átomos se llaman isómeros. Los isómeros estructurales son isómeros que tienen enlaces diferentes. Los estereoisómeros son isómeros con los mismos enlaces pero con diferente disposición especial de esos enlaces. Dos tipos de isómeros estructurales son los isómeros de conexión e isómeros de esfera de coordinación. Los isómeros de conexión difieren solamente en el átomo del ligando que actúa como átomo donador. Un ejemplo común de isomería de conexión puede ocurrir en un compuestos que tienen como ligando un ión nitrito. El ión nitrito puede coordinarse por medio del átomo de oxígeno, en este caso el ligando se llama nitro, o puede coordinarse por medio del átomo de nitrógeno, en cuyo caso el ligando se llama nitrito. Para distinguirlos, el ligando nitro se escribe como NO2

- , mientras que el ligando nitrito se escribe como ONO- .

Figura 1. Isómeros de conexión del [Co(NH3)5NO2]2+]

Page 28: Clases de Química Inorgánica

Isómeros de esfera de coordinación difieren en cuales iones están enlazados al ión metálico dentro de la esfera de coordinación (todo lo que se encuentra dentro de los paréntesis cuadrados) y que iones están fuera de la esfera de coordinación, Tres isómeros de este tipo existen para el compuesto CrCl3(H2O)6. El uno es color violeta. Los otros dos son verdes.

Dos tipos de estereoisómeros son los isómeros geométricos y los isómeros ópticos. El isomería geométrico es posible en complejos con geometría plana cuadrada y con geometría octaédrica. Un isómero con grupos iguales adyacentes entre sí se llama isómero cis , mientras aquél con grupos iguales colocados en posiciones opuestas entre sí se llaman trans.

Figura 2. isómeros geométricos (a) Cis y (b) trans del complejo de geometría plana cuadrada [Pt(NH3)2Cl2].

Figura 3. isómeros geométricos (a) Cis y (b) trans del ión complejo octaédrico [Co(NH3)4Cl2]

+. (El N representa el ligando NH3 .)

Los isómeros ópticos son imágenes de un espejo que no pueden superponerse entre sí . Se denominan enantiómeros.

Figura 4.

Los enantiómeros se distinguen entre sí por la manera como ellos rotan el plano de la luz polarizada. El isómero que rota la luz en una dirección se llaman dextrorotatorio, y el isómero que la rota en la otra dirección es levorotatorio. Se dice que tales isómeros son opticamente activos.

Page 29: Clases de Química Inorgánica

Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es óptimamente activa, se llama racémi

Cual par son isómeros de esfera de coordinación?

[Pt(en)2(H2O)Cl]Cl3 and [Pt(en)

Al[Co(NO2)3(CN)3] and Al[Co(ONO)

[Cr(NH3)6]Cl3 and [Cr(H2O)

[Ag(NH3)2]Br and [Ag(NH3)

Cual complejo puede exhibir isomería óptica?

square-planar [Pt(NH3)2Cl2]

tetrahedral [Zn(NH3)3Cl]+

tetrahedral [Zn(NH3)(H2O)BrCl]

trans isomer [Co(en)2Cl2]+

Tema 10 : NO METALESEl Hidrógeno

El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo. Se lo encuenelementos, especialmente con oxígeno.

El hidrógeno existe en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la atracción entre moléculas de hidrógeno es mínima. El hidrógeno funde a 253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy buen agente reductor.

Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire.

El hidrógeno tiene tres isótopos: 99.9 por ciento del hidrógeno que existe de modo natural. deuterio, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se representa frecuentemente como D en las fórmulas químicas. Elprotón y un neutrón.3H, o tritiomedia de 12.3 años, decae por emisión beta para producir un isótopo de helio.

Tritio se forma en la atmósfera superior porayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio 6 con neutrones.

Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es racémica.

Cual par son isómeros de esfera de coordinación?

and [Pt(en)2Cl2]Cl2× H2O

] and Al[Co(ONO)3(CN)3]

O)6]Cl3

)4]Br

Cual complejo puede exhibir isomería óptica?

]

O)BrCl]

NO METALES (1)

El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo. Se lo encuentra asociado con otros elementos, especialmente con oxígeno.

El hidrógeno existe en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la

cción entre moléculas de hidrógeno es mínima. El hidrógeno funde a � 259° y se vaporiza 253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy

Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire.

tiene tres isótopos: 1H, 2H, y 3H. 1H, a menudo llamado protio, constituye más del 99.9 por ciento del hidrógeno que existe de modo natural. Su núcleo consiste de un p

, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se representa frecuentemente como D en las fórmulas químicas. El núcleo del deuterio consiste de un

tritio, tiene dos neutrones en su núcleo. Es radioactivo con una vida media de 12.3 años, decae por emisión beta para producir un isótopo de helio.

Tritio se forma en la atmósfera superior por reacciones nucleares que resultan del bombardeo por rayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio

Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es

tra asociado con otros

El hidrógeno existe en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la

259° y se vaporiza � 253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy

Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire.

, constituye más del Su núcleo consiste de un protón.2H, o

, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se núcleo del deuterio consiste de un

, tiene dos neutrones en su núcleo. Es radioactivo con una vida

r reacciones nucleares que resultan del bombardeo por rayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio –

Page 30: Clases de Química Inorgánica

El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción . hidrógeno de un compuesto puede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la reacción.

El hidrógeno es único puesto que no pertenece lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1propiedades son muy diferentes de las de los metales alcalinos.

Los Gases Nobles

Los miembros del grupo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente como isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros miembros del grupo aparecen en mínimas cantidades.

Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos físicos. El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga eléctrica se hace pasar a través de neon para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir de pozos de gas natural. El neón, kriptón, y xenón se destilan a p

Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles más pesados debido a sus energías decompuestos de xenón se presentan en la siguiente tabla,

Tabla 4-1. Propiedades de los compuestos de xenón.

El kriptón forma un solo compuesto conocido, KrFelementos a - 10° C.

Halógenos

Los halógenos tienen la configuración electrónica uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más frecuentemente poseen estado de oxidación encuentra solamente en estados de oxidación 0 y elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de ha+7.

El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción . hidrógeno de un compuesto puede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la

El hidrógeno es único puesto que no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica. Usualmente se lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1propiedades son muy diferentes de las de los metales alcalinos.

upo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente como isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros miembros del grupo aparecen en mínimas cantidades.

Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga

eléctrica se hace pasar a través de neon para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir de pozos de gas natural. El neón, kriptón, y xenón se destilan a partir de aire en fase líquida.

Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles más pesados debido a sus energías de ionización relativamente bajas. Las propiedades de los compuestos de xenón se presentan en la siguiente tabla,

1. Propiedades de los compuestos de xenón.

El kriptón forma un solo compuesto conocido, KrF2. Es muy inestables y se descompone en

Los halógenos tienen la configuración electrónica ns2np

5, donde n puede ser 2, 3, 4, 5, o 6. A cada uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más

ado de oxidación –1. El Fluor es el elemento más electronegativo y se encuentra solamente en estados de oxidación 0 y –1. Otros halógenos, cuando se combinan con elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de ha

El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción . Un átomo de hidrógeno de un compuesto puede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la

a ningún grupo de la tabla periódica. Usualmente se lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1s

1 . Pero sus

upo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente como un isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros

Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga

eléctrica se hace pasar a través de neon para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir artir de aire en fase líquida.

Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles

ionización relativamente bajas. Las propiedades de los

. Es muy inestables y se descompone en sus

puede ser 2, 3, 4, 5, o 6. A cada uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más

1. El Fluor es el elemento más electronegativo y se 1. Otros halógenos, cuando se combinan con

elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de hasta

Page 31: Clases de Química Inorgánica

Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar, mientras el fluor se halla en minerales.

Los halógenos existen como moléjuntas mediante fuerzas de dispersión de London. La más grande, Iintermoleculares de mayor magnitud. Esta es un sólido a temperatura ambiente. Brtemperatura ambiente, mientras Cl

Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes oxidantes.

Algunas propiedades de los halógenos se resumen en la siguiente tabla,

Tabla 4–2. Propiedades de los halógenos

El flúor se usa en plásticos, lubricantes,figura que sigue. El cloro se usa como agente principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro de potasio que se agrega a la sal de mesa.

Figura 4.1. Estructura de politetrafluoretileno (teflón)

Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es un ácido débil pero muy reactivo. HF(

Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en contenedores de vidrio, para eso se usa recipientes de plástico ó cera.

Los Interhalógenos son compuestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen IF3. En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más

Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar, mientras el fluor se halla en minerales.

n como moléculas biatómicas, las cuales, en fase condensada, se mantienen juntas mediante fuerzas de dispersión de London. La más grande, I2, tiene las fuerzas intermoleculares de mayor magnitud. Esta es un sólido a temperatura ambiente. Br2

temperatura ambiente, mientras Cl2 y F2 son gases.

Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes

unas propiedades de los halógenos se resumen en la siguiente tabla,

2. Propiedades de los halógenos

El flúor se usa en plásticos, lubricantes, y polímeros tales como el Teflón , que se muestra en la figura que sigue. El cloro se usa como agente blanqueador y en la industria de plásticos, principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro

agrega a la sal de mesa.

Figura 4.1. Estructura de politetrafluoretileno (teflón)

Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es un ácido débil pero muy reactivo. HF(aq) reacciona con los silicatos para grabar el vidrio.

Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en contenedores de vidrio, para eso se usa recipientes de plástico ó cera.

puestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen . En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más

Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar,

iatómicas, las cuales, en fase condensada, se mantienen , tiene las fuerzas

es un liquido a

Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes

n , que se muestra en la blanqueador y en la industria de plásticos,

principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro

Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es grabar el vidrio.

Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en

puestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen ClF, y . En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más

Page 32: Clases de Química Inorgánica

electronegativo, el cual es, en todos los casos excepto uno, el flúor. El único interhalógeno que no contienen flúor es el ICl3.

Cl, Br, y I forman una serie de oxianiones y oxiácidos. La siguiente tabla enumera las fórmulas y nombres genéricos de los ácidos.

Tabla 4–3. Oxiácidos de los halógenos

La fuerza del ácido incrementa

halógeno central.

Tema 11 No Metales (2) El Grupo 6A El Oxígeno

El oxígeno existe naturalmente en dos formas : dioxígeno(o simplemente oxígeno), OO2 es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente.Como sabemos es esencial para la vida.

La configuración electrónica del oxígeno es [He] 2noble ganando dos electrones para convertirse en ión óxido, Opara formar enlaces covalentes. Tiende a formar dos enlaces covalente, sea dos enlaces simples ó un enlace doble.

Muchas reacciones del oxígeno tiene energías de activación muy altas pero son exotérmicas y autosustentables una vez iniciadas. La combustión, por ejemplo, es espontánea y exotérmica. Pero generalmente se necesita un fósforo para iniciar el fuego. Una de las reacciones muy exotérmicas del oxígeno, que se usa en soldadura, es la combustión del acetileno.

El ozono es un gas azul pálido tóxico de olor picante. El ozono tiene una molécula con un enlace que se encuentra deslocalizado sobre los tres átomos de oxígeno.

electronegativo, el cual es, en todos los casos excepto uno, el flúor. El único interhalógeno que no

Cl, Br, y I forman una serie de oxianiones y oxiácidos. La siguiente tabla enumera las fórmulas y nombres genéricos de los ácidos.

3. Oxiácidos de los halógenos

incrementa en cada serie con el aumento del estado de oxidación del

No Metales (2)

El oxígeno existe naturalmente en dos formas : dioxígeno(o simplemente oxígeno), Oes un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Hierve a –183° C y se congela a

Como sabemos es esencial para la vida.

La configuración electrónica del oxígeno es [He] 2s22p

4. Este alcanza una configuración de gas noble ganando dos electrones para convertirse en ión óxido, O2� , o compartiendo dos electrones para formar enlaces covalentes. Tiende a formar dos enlaces covalente, sea dos enlaces simples ó un

Muchas reacciones del oxígeno tiene energías de activación muy altas pero son exotérmicas y una vez iniciadas. La combustión, por ejemplo, es espontánea y exotérmica. Pero

generalmente se necesita un fósforo para iniciar el fuego. Una de las reacciones muy exotérmicas del oxígeno, que se usa en soldadura, es la combustión del acetileno.

no es un gas azul pálido tóxico de olor picante. El ozono tiene una molécula con un enlace que se encuentra deslocalizado sobre los tres átomos de oxígeno.

electronegativo, el cual es, en todos los casos excepto uno, el flúor. El único interhalógeno que no

Cl, Br, y I forman una serie de oxianiones y oxiácidos. La siguiente tabla enumera las fórmulas y

del estado de oxidación del

El oxígeno existe naturalmente en dos formas : dioxígeno(o simplemente oxígeno), O2, y ozono, O3. 183° C y se congela a –218° C.

. Este alcanza una configuración de gas , o compartiendo dos electrones

para formar enlaces covalentes. Tiende a formar dos enlaces covalente, sea dos enlaces simples ó un

Muchas reacciones del oxígeno tiene energías de activación muy altas pero son exotérmicas y una vez iniciadas. La combustión, por ejemplo, es espontánea y exotérmica. Pero

generalmente se necesita un fósforo para iniciar el fuego. Una de las reacciones muy exotérmicas

no es un gas azul pálido tóxico de olor picante. El ozono tiene una molécula con un enlace

Page 33: Clases de Química Inorgánica

Figura 4.2 Estructuras de resonancia del ozono

El ozono es un oxidante más fuerte que el oxígeno y en ocasiones se usa en lugar del cloro para tratamiento de aguas. El mayor consumo de ozono se da en la preparación de compuestos orgánicos de importancia comercial incluyendo productos farmacéuticos y lubricantes sintéticos.

La tierra es protegida de la radiación solar dañina por una capa de la atmósfera que contiene una concentración relativamente alta de ozono. El agotamiento del ozono en esta capa es una preocupación científica en la actualidad.

Destrucción Catalítica de la capa de ozono estratosférica

La capa de ozono estratosférica tan importante para la vida en la tierra está siendo agotada por procesos catalíticos causados por agentes químicos fabricados por el hombre. Entre estos agentes lo más importantes son los cloro - fluoro carbonos (CFCs), por ejemplo el freón 12 (CF2Cl2),

Figura 4.3. Geometría molecular del freón 12

Los CFCs son moléculas muy estables en la baja atmósfera. En un período de varios años se difunden lentamente hacia la estratosfera. En ésta, los CFCs están sujetos a la acción de la radiación solar que provoca ruptura del enlace C – Cl :

CF2Cl2 + hν → CF2Cl + Cl

Los átomos de cloro actúan como catalizadores de la descomposición del ozono puesto que al colisionar con el ozono adquieren un átomo de oxígeno para formar ClO y una molécula de O2:

Cl + O3 → ClO + O2

El ClO formado puede reaccionar con varias especies, particularmente oxígeno atómico para reformar el átomo de cloro y producir una molécula de O2 :

ClO + O → Cl + O2

La suma de esta secuencia de reacciones es simplemente la descomposición del ozono:

Cl + O3 → ClO + O2

ClO + O → Cl + O2

Page 34: Clases de Química Inorgánica

O3 + O → 2O2

El átomo de cloro actúa como catalizador de la descomposición, pues como se ve es una sustancia que acelera la velocidad de la reacción global sin sufrir cambio permanente.

Debido a que la presencia de CFCs en la estratosfera da como resultado la reducción sustancial de la capa protectora de ozono, la manufactura y uso de estas sustancias ha sido disminuida grandemente en las naciones industrializadas. Lamentablemente, debido a la acumulación de las mismas sus efectos continuarán todavía por varias décadas.

Los otros elementos del grupo 6A: S, Se, Te y P

Los otros elementos del grupo 6A tienen configuración electrónica exterior ns2np

4, donde n va de 3 hasta 6. Como el oxígeno, ellos comúnmente tienen estado de oxidación –2. A diferencia del oxígeno, ellos pueden existir en estados de oxidación positivos y pueden expandir el octeto en sus capas de valencia. La siguiente tabla muestra algunas de las propiedades más importantes de los elementos del grupo 6A.

Tabla 4–4. Propiedades de los elementos del grupo 6ª.

El azufre es relativamente abundante. Este existe en depósitos elementales subterráneos y en minerales como sulfato y sulfuro. Selenio y teluro existen en minerales raros y como constituyentes menores de algunas menas metálicas.

El azufre asume varias formas en la naturaleza. El azufre rómbico es amarillos, casi inodoro e insoluble en agua. Consiste de un arreglo en forma de anillo con 8 miembros:

Figura 4.4. Estructura del azufre rómbico.

Page 35: Clases de Química Inorgánica

Selenio y teluro existen principalmente como sustancias cristalinas que contiene cadenas helicoidales de átomos.

Figura 4.5. Porción de la estructura cristinteracciones de enlace débiles entre cadenas adyacentes. El teluro tiene la misma estructura.

La combinación directa de azufre con elementos de menor electronegatividad produce sulfuros, que contienen el ión sulfuro, S2� . Muchos metales se hallan en forma de sulfuros en minerales. El sulfuro de hidrógeno, H2S, tiene un olor característico a huevos podridos, es muy tóxico, pero detectable a concentraciones muy bajas y no tóxicas. El olor del gas añade a él. El olor permite detectar una fuga de gas antes de que una gran cantidad de gas haya sido liberada.

Cuando se quema azufre se produce dióxido de azufre , SOazufre, SO3, se producen también. SOdel ácido sulfúrico, H2SO4. En la fabricación de ácido sulfúrico el SOes convertido catalíticamente a SO

El líquido resultante se mezcla con agua.

El ácido sulfúrico es un líquido denso e incoloro. Se usa como agente oxidante y deshidratante.

El ácido sulfúrico es el único acido diprótico las siguientes ecuaciones.

Ka para la segunda ionización es 1.1 sulfatos, que contienen el ión SO

El prefijo tio se refiere al reemplazo de otro átomo con uno de azufre. Un ejemplo de éste es la formación del ión tiosulfato, S2O

Selenio y teluro existen principalmente como sustancias cristalinas que contiene cadenas

Porción de la estructura cristalina del selenio. Las líneas entrecortadas representan interacciones de enlace débiles entre cadenas adyacentes. El teluro tiene la misma estructura.

La combinación directa de azufre con elementos de menor electronegatividad produce sulfuros, que . Muchos metales se hallan en forma de sulfuros en minerales. El

S, tiene un olor característico a huevos podridos, es muy tóxico, pero detectable a concentraciones muy bajas y no tóxicas. El olor del gas natural se debe al azufre que se añade a él. El olor permite detectar una fuga de gas antes de que una gran cantidad de gas haya sido

produce dióxido de azufre , SO2. Pequeñas cantidades de trióxido de roducen también. SO3 es de importancia comercial debido a que es el anhídrido

. En la fabricación de ácido sulfúrico el SO2 producido por combustión es convertido catalíticamente a SO3. El SO3 se disuelve primero en H2SO4.

l líquido resultante se mezcla con agua.

El ácido sulfúrico es un líquido denso e incoloro. Se usa como agente oxidante y deshidratante.

El ácido sulfúrico es el único acido diprótico fuerte que se conoce. Este se ioniza en el agua según

para la segunda ionización es 1.1 10–2. El ácido sulfúrico forma dos series de compuestos: , que contienen el ión SO4

2- y bisulfatos, que contienen el ión HSO4�.

se refiere al reemplazo de otro átomo con uno de azufre. Un ejemplo de éste es la O3

2- .

Selenio y teluro existen principalmente como sustancias cristalinas que contiene cadenas

alina del selenio. Las líneas entrecortadas representan interacciones de enlace débiles entre cadenas adyacentes. El teluro tiene la misma estructura.

La combinación directa de azufre con elementos de menor electronegatividad produce sulfuros, que . Muchos metales se hallan en forma de sulfuros en minerales. El

S, tiene un olor característico a huevos podridos, es muy tóxico, pero natural se debe al azufre que se

añade a él. El olor permite detectar una fuga de gas antes de que una gran cantidad de gas haya sido

. Pequeñas cantidades de trióxido de es de importancia comercial debido a que es el anhídrido

producido por combustión

El ácido sulfúrico es un líquido denso e incoloro. Se usa como agente oxidante y deshidratante.

que se conoce. Este se ioniza en el agua según

. El ácido sulfúrico forma dos series de compuestos:

se refiere al reemplazo de otro átomo con uno de azufre. Un ejemplo de éste es la

Page 36: Clases de Química Inorgánica

Figura 4.6 (a) ión sulfato, SO42–, y (b) ión tiosulfato, S2O3

2–.

Tema 12 Fuerzas Intermoleculares Introducción

Las sustancias que son gases o líquidos a temperatura ambiente suelen estar formadas por moléculas. En los gases las fuerzas de atracción intermoleculares son insignificantes en comparación con las energías cinéticas de las moléculas; por ello, en promedio, las moléculas de gas se hallan muy distantes entre sí y en movimiento continuo y caótico. En los líquidos las fuerzas intermoleculares tienen la suficiente magnitud para mantener las moléculas muy juntas, sin embargo, las moléculas aún pueden moverse con relativa libertad. En los sólidos las fuerzas de atracción entre las partículas tienen la suficiente magnitud para detener el movimiento de las moléculas y obligar a las partículas a ocupar sitios específicos en un arreglo tridimensional.

Fuerzas Intermoleculares

Existen tres tipos de fuerzas intermoleculares que se manifiestan entre moléculas neutras: (a) fuerzas dipolo – dipolo, (b) fuerzas de dispersión de London, y (c) puentes de hidrógeno.

Las fuerzas dipolo - dipolo se manifiestan entre moléculas neutras polares. Las moléculas polares se atraen por medio de estas fuerzas ya que el extremo negativo de la una atrae al extremo positivo de la otra. Estas fuerzas son efectivas cuando las moléculas polares están muy próximas. Las fuerzas dipolo – dipolo aumentan al aumentar la polaridad. Este efecto se observa en los puntos de ebullición de las sustancias; una sustancia con mayor momento dipolar tiene mayor punto de ebullición. Ej. el CH3Cl (cloro metano) tiene un momento dipolar , µ =1.9 Debyes y un punto de ebullición de 249 K, en cambio, el CH3CN (acetonitrilo) tiene un momento dipolar , µ =3.9 Debyes y un punto de ebullición de 355 K.

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Las fuerzas de dispersión de London, aunque operan entre todas las moléculas sean polares o no, en realidad son importantes para explicar la atracción de moléculas o átomos neutros. Las fuerzas de dispersión de London regularmente son muy débiles y su magnitud depende de la polarizabilidad, y por ende del tamaño de las moléculas o átomos. Las fuerzas de dispersión aumentan su magnitud al aumentar el peso molecular, aunque la forma de la molécula es también un factor importante.

Los puentes de hidrógeno son un tipo especial de atracción intermolecular que existe entre el átomo de hidrógeno de un enlace polar (particularmente de un enlace H – F, H–O, o H – N) y un par de electrones no compartido de un ión o átomo electronegativo cercano (comúnmente un átomo de F, O o N de otra molécula). Por ejemplo, se establece un puente de hidrógeno entre 2 moléculas de HF. Los puentes de hidrógeno son responsables del punto de ebullición relativamente alto del agua y el hecho que el agua líquida sea más densa que el hielo.

En resumen, las fuerzas de dispersión están presentes en todas las sustancias, su magnitud se incrementa al aumentar el peso molecular y dependen de la forma de las moléculas. Las fuerzas dipolo - dipolo se suman al efecto de las fuerzas de dispersión y se manifiestan en moléculas polares. Los puentes de hidrógeno que se reconocen por la presencia de de átomos de H unidos a F, O, o N, también se suman al efecto de las fuerzas de dispersión. Los puentes de hidrógeno suelen ser el tipo más intenso de fuerzas intermoleculares.

Ejercicios

1. Liste las sustancias BaCl2, H2, CO, HF, y Ne em orden de punto de ebullición creciente

2. Identifique las fuerzas intermoleculares presentes en las sustancias siguientes y seleccione aquella que tiene el punto de ebullición más alto: CH3CH3, CH3OH, CH3CH2OH.

Viscosidad: se define como la resistencia a fluir que manifiesta un líquido. Cuanto mayor es la viscosidad de un líquido más lentamente fluye. La viscosidad depende de las fuerzas intermoleculares, la viscosidad disminuye al aumentar la temperatura porque la energía cinética de sus moléculas aumenta y pueden vencer más fácilmente las fuerzas de atracción entre ellas.

Tensión superficial: es la fuerza que “jala” las moléculas superficiales de un líquido para atraerlas hacia el interior y así reducir su área superficial. Por esto, las moléculas superficiales de un líquido se hallan empacadas más juntas y se manifiestan como una especie de “piel” del líquido.

Sólidos de red covalente: consisten en átomos unidos en grandes redes o cadenas mediante enlaces covalentes. Dos ejemplos muy conocidos de estos sólidos son el diamante y el grafito, dos alótropos del carbono.

En el diamante cada átomo de carbono está unido a otros cuatros en una unidad tetraédrica formada por fuertes enlaces simples C – C. Esta matriz tridimensional interconectada es responsable de la excepcional dureza y alto punto de fusión del diamante.

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Figura 1. matriz tridimensional del diamante.

En el grafito, en cambio, los átomos de carbono se disponen en capas compuestas de anillos hexagonales planares. Cada átomo de carbono está unido a otros tres en la capa. La distancia entre carbono adyacentes es 1.42 Angstroms. Las capas están separadas 3.41 Angstroms y se mantiene juntas por débiles fuerzas de dispersión. Por esto, las capas se deslizan fácilmente una sobre otra cuando se frotan y le proporcionan la naturaleza “grasosa” al material. El grafito se usa como lubricante y para fabricar las puntas de los lápices.

Trabajo en clase: Forme grupos de 3 – 4 personas y conteste lo siguiente

1. Que tipo de fuerzas intermoleculares operan (a) entre todas las moléculas, (b) moléculas polares (c) el átomo de hidrógeno de un enlace polar y un átomo electronegativo cercano?

2. Que clase de fuerzas de atracción deben vencerse para (a) hervir agua, (b) fundir KCl, (c) sublimar I2, (d) hervir H2S

3. Los momentos bipolares de HCl y HI son 1.08 D y 0.44 D, respectivamente. (a) Cual de las dos sustancia tiene las interacciones dipolo- dipolo mas fuertes?, (b) Cual tiene las fuerzas de dispersión más altas?

4. Como cambia la viscosidad de un líquido al aumentar la temperatura?

5. Identifique las fuerzas intermoleculares presentes en las sustancias siguientes y seleccione aquella que tiene el punto de ebullición más alto: (a) C6H14, o C8H18 , (b) C3H8 o CH3OCH3 (c) CH3OH o CH3SH?

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Tema 13 Ácidos y Bases

Arrhenius define un ácido como una sustancia que produce iones H+ ; él define una base como una sustancia que produce iones OH– en agua. HCl—un ácido fuerte—es un ácido de Arrhenius. Hidróxido de sodio—una base fuerte—es una base de Arrhenius.

Los ácidos y bases débiles tales como ácido acético y amoniaco también se comportan de acuerdo a las definiciones de Arrhenius.

Ácidos y Bases de Brønsted-Lowry

Las definiciones de Arrhenius de ácidos y bases se limitan a reacciones acuosas. Una definición más amplia es la de Brønsted-Lowry. De acuerdo a Brønsted-Lowry, un ácido es una substancia que dona un ion H+ a otra sustancia; una base es una sustancia que acepta un ion H+.

Los químicos usan el término protón para referirse al ion hidrógeno acuoso, H+. Estos iones se refieren también como iones hidronio H3O

+. Estos términos se usan indistintamente. En agua un proton interactúa con los pares libres de los átomos de oxígeno de las moléculas de agua y se hidratan. Así que es ligeramente más realista representar un protón acuoso como H3O

+, el cual representa al proton unido a una molécula de agua.

La teoría de Brønsted-Lowry puede ser aplicada a las reacciones de transferencia de protones que no ocurren en medio acuoso tal como la reacción de gas amoniaco con gas cloruro de hidrógeno.

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En esta reacción la molécula de HCl dona un proton a la molécula de amoniaco, HCl es un ácido de Brønsted-Lowry . La molécula de amoniaco acepta el protón, y por esto es una base de Brønsted-Lowry . Un ácido de Brønsted-Lowry debe poseer un protón que pueda donar y una base de Brønsted-Lowry debe poseer un par de electrones libres que acepten un protón. Algunas sustancias son capaces de actuar como ácido en una reacción y como base en otra. Tales sustancias se llaman anfóteros.

Cuando la molécula de un ácido se ioniza en el agua, ésta dona su protón a la molécula de agua, produciendo un ion hidronio y un anión. El anión producido por la ionización es la base conjugada de ese ácido (HX se usa para denotar un ácido genérico).

HX (el ácido) y X– (la base conjugada) difieren solamente por un protón. Ellos son un par conjugado ácido – base.Cada ácido tiene una base conjugada. De igual modo, cada base tiene un ácido conjugado. (B se usa para denotar una base genérica)

En este ejemplo, B (la base) y HB+ (el ácido conjugado) son el par conjugado ácido – base.

La base conjugada del HCl (el ión cloruro, Cl-) casi no posee tendencia alguna a recombinarse con el protón para producir el ácido original. En contraste, la base conjugada del ácido acético, el ión acetato, tiene una considerable tendencia a recombinarse. En efecto, mientras más fuerte es el ácido más débil es su base conjugada, y mientras más débil es el ácido más fuerte es su base conjugada. Esta relación recíproca entre ácidos y sus bases conjugadas se ilustra en la figura 1.

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Figura 1. Ácidos y sus bases conjugadas

Cualquier especie que contiene hidrógeno puede ser clasificada en uno de tres tipos de ácidos.

1. Los ácidos fuertes son aquellos que transfieren completamente sus protones al agua, no queda ninguna molécula no disociada en solución. Sus bases conjugadas tienen una mínima tendencia a protonarse en solución acuosa.

2. Los ácidosdébiles son aquellos que se disocian parcialmente en solución acuosa y por tanto existen en la solución como una mezcla de moléculas de ácido y ions components. Sus bases conjugadas son bases con una buena capacidad de extraer protones del agua.

3. Las sustancias con acidez despreciable son aquellas como el CH4, que contienen hidrógeno pero no demuestran ningún comportamiento ácido en agua. Sus bases conjugadas son bases fuertes, reaccionan completamente con agua, abstrayendo un protón para formar iones OH– .

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Bibliografía 1. Huheey, James E., Ellen A. Keiter y Richard Keiter, Inorganic Chemistry:

Principles of Structure and Reactivity, 4ta edición, Benjamin / Cummings, 1993 2. Brown , Theodore, Eugene Le May, Jr. y Bruce Bursten, Chemistry: The Central

Science, 7ma edición, Prentice Hall, 1997. 3. Chang, Raymond, Química, 7ma edición, McGraw Hill, 2002