viernes, 16 de junio de 2017

Hidruros no metálicos o Hidrácidos

Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos son combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F, Cl, Br, I) exceptuando el At y con los anfígenos (S, Se, Te) exceptuando el O, los primeros actúan con valencia 1 y los segundos actúan con valencia 2. Estos compuestos presentan carácter ácido en disolución acuosa.

Formulación de los hidrácidos

Las fórmulas de los hidrácidos son del siguiente tipo HnX (donde X es el elemento no metálico y n es la valencia de dicho elemento).
Nomenclatura de los hidrácidos
Los hidrácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional y la nomenclatura sistemática, no utilizándose la nomenclatura de stock.

Nomenclatura tradicional: en la nomenclatura tradicional los hidrácidos se nombran usando la palabra ácido ya que tienen carácter ácido en disolución acuosa y añadiendo el sufijo hídrico al nombre del elemento no metal.
Ejemplos:
H2S: ácido sulfhídrico
HBr: ácido bromhídrico

Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática de los hidrácidos se nombre utilizando el sufijo uro al nombre del no metal.
Ejemplos:
HCl: cloruro de hidrógeno
HF: fluoruro de hidrógeno

Hidruros metálicos (metal + hidrógeno)

Los hidruros metálicos o simplemente hidruros, son combinaciones de hidrógeno junto a un elemento metálico. En este tipo de compuestos los metales actúan con valencias positivas mientras que el hidrógeno actúa con valencia -1.

Formulación de los hidruros

Los hidruros se formulan anteponiendo en primer lugar el metal seguido del hidrógeno siendo intercambiadas sus valencias.
La fórmula de los hidruros es del tipo XHn (donde X es el elemento metálico, H es el hidrógeno y n es la valencia del elemento metálico). Entre los numerosos ejemplos de hidruros metálicos se encuentran: NiH3, SrH2, FeH3, etc.
Nomenclatura de los hidruros

Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de los hidruros metálicos se nombra con la palabra hidruro seguido del elemento metálico teniendo en cuenta la valencia del elemento metálico:
·         Una valencia: Hidruro ... ico
o    Li+1 + H-1 » LiH: hidruro lítico
o    Na+1 + H-1 » NaH: hidruro sódico
·         Dos valencias:
o    Menor valencia: Hidruro ... oso
§  Co+2 + H-1 » CoH2: hidruro cobaltoso
o    Mayor valencia: Hidruro ... ico
§  Co+3 + H-1 » CoH3: hidruro cobáltico
·         Tres valencias:
o    Menor valencia: Hidruro hipo ... oso
§  Ti+2 + H-1 » TiH2: hidruro hipotitanioso
o    Valencia intermedia: Hidruro ... oso
§  Ti+3 + H-1 » TiH3: hidruro titanioso
o    Mayor valencia: Hidruro ... ico
§  Ti+4 + H-1 » TiH4: hidruro titánico
·         Cuatro valencias:
o    Primera valencia (baja): Hidruro hipo ... oso
§  V+2 + H-1 » VH2: hidruro hipovanadioso
o    Segunda valencia: Hidruro ... oso
§  V+3 + H-1 » VH3: hidruro vanadioso
o    Tercera valencia: Hidruro ... ico
§  V+4 + H-1 » VH4: hidruro vanádico
o    Cuarta valencia (alta): Hidruro per ... ico
§  V+5 + H-1 » VH5: hidruro pervanádico
§   
Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock se realiza con la palabra hidruro seguido del elemento metálico indicando entre paréntesis en números romanos el número de oxidación.
Ejemplos:
CoH2: hidruro de cobalto (II)
CoH3: hidruro de cobalto (III)

Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática se realiza utilizando los prefijos numerales: mono- , di-, tri-, tetra-, penta-, etc.
Ejemplos:
NiH2: dihidruro de níquel
NiH3: trihidruro de níquel

domingo, 30 de abril de 2017

Uniones Químicas

Una vez conocida la ubicación en la Tabla y las tendencias de los elementos a ceder o a captar electrones, podemos explicarnos cómo y por qué los elementos se unen de determinada manera.
Los elementos, cuando se unen, pierden, ganan o comparten electrones, pero no en cualquier cantidad, sino que lo hacen para llegar a una estructura más estable. Esa estructura más estable en la mayoría de los elementos representativos es la correspondiente a un gas noble.
Como todos los gases nobles, excepto el Helio, tienen 8 electrones en su último nivel de energía (en su CEE); esto llevó a la denominada regla del octeto, o sea que los elementos tienden a completar sus 8 electrones en el último nivel. Como toda regla, tiene sus excepciones (algunas de las cuales veremos como ejemplo).
El  Hidrógeno al  unirse no completa 8 electrones,  sino 2.  Pero el  Hidrógeno no es una excepción a la regla.
Tenemos entonces tres posibilidades de unión entre los distintos elementos. Si se unen un elemento con tendencia a ceder  electrones  (metálico)  y un elemento con tendencia a captar electrones (no metal, con alta electronegatividad) con una gran diferencia de electronegatividad entre sí; el metal cederá sus electrones al no metal y se formarán iones, quedando el metal como catión y el  no metal  como anión.  La atracción electrostática entre los iones de signo contrario forma la unión iónica.
La unión iónica se  produce  cuando se unen un metal  y  un no metal  con suficiente diferencia de electronegatividad entre sí. Se forman iones con cargas eléctricas contrarias y la atracción electrostática entre ellos forma la unión. 
El ejemplo de unión iónica es el cloruro de sodio. El sodio que se encuentra en el grupo IA, tiene mucha tendencia a ceder ese último electrón porque al hacerlo se queda con la CE del gas noble anterior. El cloro necesita ganar un electrón para llegar a la CE de gas noble. El sodio cede su electrón al cloro y los dos completan su octeto. La representación de esto en una estructura o fórmula es lo que se llama fórmula o estructura de Lewis.
Si se unen dos elementos metálicos (o átomos del mismo elemento, que es el caso más usual), con tendencia a ceder electrones y baja electronegatividad; como esos últimos electrones están muy débilmente unidos lo que se produce es una red tridimensional de cationes entre los cuales  pueden  moverse  libremente  los  electrones.  Esa  es  la  unión metálica. 
La unión metálica se produce en general  entre los átomos de un mismo elemento metálico, que tiene baja electronegatividad, como en el hierro, el cobre o el aluminio.


La unión metálica no tiene representación en una estructura de Lewis.
Por  último,  si  se  unen  dos  elementos  con  tendencia  a  captar  electrones  (de  alta electronegatividad  y  poca  diferencia  de  electronegatividad  entre  sí),  como  los  dos  “quieren quedarse”   con los  electrones,  ya que necesitan captar  electrones  para completar  su octeto, terminan compartiéndolos. Ésta es la unión covalente.
La unión covalente  se  produce  entre  no  metales,  elementos  con  alta electronegatividad y poca diferencia de electronegatividad entre sí.
Es  covalente  la  unión  existente  en la  molécula  de  cloro,  donde  como  ambos  átomos necesitan un electrón más para completar su octeto, comparten un par de electrones, eso es lo que se denomina una unión covalente simple.


domingo, 19 de marzo de 2017

Actividad

Estructura del átomo

Actividad 1

Para cada uno de los átomos que se simbolizan, completen el siguiente cuadro




X  




Nombre del elemento

Cantidad de
protones en
el núcleo

Cantidad de
neutrones
en el núcleo


Número atómico


Número másico

C







H







O







N







P








Estructura del átomo

En el átomo distinguimos dos partes: el núcleo y la corteza.
El núcleo es la parte central del átomo y contiene partículas con carga positiva, los protones, y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir son neutras, los neutrones. La masa de un protón es aproximadamente igual a la de un neutrón.

Todos los átomos de un elemento químico tienen en el núcleo el mismo número de protones (por ejemplo C12 y C14). Este número, que caracteriza a cada elemento y lo distingue de los demás, es el número atómico y se representa con la letra Z.

La corteza es la parte exterior del átomo. En ella se encuentran los electrones, con carga negativa. Éstos, ordenados en distintos niveles, giran alrededor del núcleo. La masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón.

Los átomos son eléctricamente neutros, debido a que tienen igual número de protones que de electrones. Así, el número atómico también coincide con el número de electrones.


¿Cómo identificamos los átomos?

Los átomos se identifican por el número de protones que contiene su núcleo, ya que éste es fijo para los átomos de un mismo elemento. Por ejemplo: Todos los átomos de hidrógeno tienen 1 protón en su núcleo, todos los átomos de oxígeno tienen 8 protones en su núcleo, todos los átomos de hierro tienen 26 protones en su núcleo, ..., y esto permite clasificarlos en la tabla periódica por orden creciente de este número de protones.

Número atómico: Es el número de protones de un átomo. Se representa con la letra Z y se escribe como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento: ZX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
Número másico: Es la suma del número de protones y del número de neutrones de un átomo. Se representa con la letra A y se escribe como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento: AX.
Ejemplos: 1H, 8O, 26Fe.
De esta manera se pueden identificar el número y tipo de partículas de un átomo:
31H -----> Este átomo tiene Z = 1 y A = 3. Por tanto, tiene 1 protón, 3 - 1 = 2 neutrones y, como es neutro, tiene 1 electrón.
Si tenemos un ion habrá que sumar o restar electrones a los que tendría si el átomo fuese neutro.
- Si es un catión habrá perdido electrones y hay que restar el número que aparezca con la carga positiva:
2512Mg+2 -----> Este átomo tiene Z = 12 y A = 25. Por tanto, tiene 12 protones, 25 - 12 = 13 neutrones y, al ser positivo, tendrá 2 electrones menos de los que tendría neutro: 12 - 2 = 10 electrones.
- Si es un anión habrá ganado electrones y hay que sumar el número que aparezca con la carga negativa:
199F-1 -----> Este átomo tiene Z = 9 y A = 19. Por tanto, tiene 9 protones, 19 - 9 = 10 neutrones y, al ser negativo, tendrá 1 electrón más de los que tendría si fuese neutro: 9 + 1 = 10 electrones.

Isótopos

La suma del número de protones y el número de neutrones de un átomo recibe el nombre de número másico y se representa con la letra A. Aunque todos los átomos de un mismo elemento se caracterizan por tener el mismo número atómico, pueden tener distinto número de neutrones.

Llamamos isótopos a las formas atómicas de un mismo elemento que se diferencian en su número másico.
Para representar un isótopo, hay que indicar el número másico (A) propio del isótopo y el número atómico (Z), colocados como índice y subíndice, respectivamente, a la izquierda del símbolo del elemento.