ANTOLOGIA DE QUIMICA IIND

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APUNTES DE QUIMICA INDUSTRIAL

COMPETENCIA ESPECÍFICA DE LA ASIGNATURA: Adquiere conocimientos básicos sobre la estructura de los compuestos químicos orgánicos e inorgánicos, así como su nomenclatura, propiedades físicas, reactividad, energía y equilibrio, considerando los impactos económicos y al medio ambiente, para tomar decisiones que permitan seleccionar materiales industriales, así como asegurar las condiciones de sustentabilidad, higiene y seguridad industrial y la responsabilidad social. TEMARIO. No. Temas Subtemas 1 Materia, estructura y 1.1. Materia: Estructura, composición, estados de agregación y Periodicidad clasificación por propiedades. 1.2. Sustancias puras: elementos y compuestos. 1.3. Dispersiones o mezclas. 1.4. Caracterización de los estados de agregación: sólido cristalino, líquido, sólido, vítreo y gel. 1.5. Cambios de estado. 1.6. Clasificación de las sustancias naturales por semejanzas en: propiedades físicas, propiedades químicas. 1.7. Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica. 1.8. Periodicidad química. 1.9. Desarrollo de la tabla periódica moderna. 1.10. Clasificación periódica de los elementos. 1.11. Propiedades atómicas y variaciones periódicas: carga nuclear efectiva, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. 1.12. Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo. 1.13. Elementos de importancia económica, industrial y ambiental en la región o en el país. 2 Enlaces Químicos y el 2.1. Introducción. Estado Sólido (Cristalino) 2.2. Conceptos de enlace químico. 2.3. Clasificación de los enlaces químicos. 2.4. Símbolos de Lewis y regla del octeto. 2.5. Enlace iónico. 2.6. Elementos que forman compuestos iónicos. 2.7. Propiedades físicas de compuestos iónicos. 2.8. Enlace covalente. 2.9. Comparación entre las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. 2.10. Fuerza del enlace covalente. 2.11. Enlace metálico y elementos semiconductores. 2.12. Teoría de bandas. 2.13. Estructura de los materiales. 2.14. Estado sólido (cristalino). 2.15. Concepto y caracterización de sistemas cristalinos. 2.16. Estado vítreo. 2.17. Estructura amorfa. 2.18. Propiedades características de un material vítreo.

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Compuestos Inorgánicos y orgánicos

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Reacciones Inorgánicas

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Conceptos generales de gases, Termoquímica y Electroquímica

Químicas

2.19. Metalurgia. Principales metales y aleaciones utilizados en la industria. 3.1. Clasificación y propiedades de los compuestos inorgánicos. 3.2. Óxidos. 3.3. Hidróxidos. 3.4. Ácidos. 3.5. Sales. 3.6. Hidruros. 3.7. Compuestos inorgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país. 3.8. Clasificación y propiedades de los compuestos orgánicos. 3.8.1. Hidrocarburos. 3.8.2. Halogenuros. 3.8.3. Alcoholes. 3.8.4. Éteres. 3.8.5. Aldehídos-Cetonas. 3.8.6. Ácidos carboxílicos. 3.8.7. Esteres. 3.8.8. Aminas. 3.9. Plásticos y Resinas. Principales materiales de este tipo utilizados en la industria 3.10. Compuestos orgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país 4.1. Conceptos de mol, soluciones y reacciones. 4.2. Concepto de estequiometría. 4.3. Leyes estequiométricas. 4.4. Ley de la conservación de la materia. 4.5. Ley de las proporciones constantes. 4.6. Ley de las proporciones múltiples. 4.7. Cálculos estequiométricos A: unidades de medida usuales: átomo-gramo, mol-gramo, volumen-gramo molecular, número de Avogadro. 4.8. Cálculos estequiométricos B: relación peso-peso, relación peso-volumen, reactivo limitante, reactivo en exceso, grado de conversión o rendimiento. 4.9. Reacciones químicas simples. 4.10. Acido-base. 4.11. Compuestos de importancia económica, industrial y ambiental 5.1. Conceptos básicos: gas como estado de agregación, gas ideal, gas real, propiedades críticas y factor de compresibilidad. 5.2. Propiedades PVT: ley de Boyle, Charles, Gay- Lussac. Ecuación General del Estado Gaseoso. 5.3. Termoquímica. 5.4. Calor de reacción. 5.5. Calor de formación.

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PROGRAMA DE QUIMICA 5.6. Calor de solución. 5.7. Electroquímica. 5.8. Electroquímica y celdas electrolíticas. 5.9. Electroquímica y celdas voltaicas (galvánicas). 5.10. Celdas voltaicas de uso práctico FUENTES DE INFORMACIÓN. 1. Brown, Le May, Bursten, Química, la Ciencia Central. Ed. Prentice-Hall Hispanoamericana (1998) 2. Chang, R., Química Ed. Mc Graw Hill (1998) CRITERIOS DE EVALUACIÓN: El 80% de las asistencias es importante para alcanzar cada una de las competencias a evaluar. Mapas conceptuales, mapas mentales, cuadros sinópticos, etc 60% Examen 40% Nota: Los trabajos a entregar se le proporcionan en la evaluación de cada tema. REGLAMENTO DE LA ASIGNATURA • PUNTUALIDAD o 3 Faltas no presentan examen o 3 retardos hacen una falta o 10 minutos de tolerancia • DISCIPLINA o No estar con el celular en clase, no usarlo para hacer cálculos o No entrar con alimentos o Permanecer callados o No se permite prestarse los formularios en el examen o No se permite prestarse la calculadora en el examen • PARA LA ENTREGA DEL PORTAFOLIOS o En la fecha estipulada por el docente o Con el contenido de las actividades completo o Se revisara de acuerdo con la rúbrica o Si se entrega después son 10 puntos menos o Entregar las actividades con portada con la siguiente información: nombre de la escuela, materia, nombre del alumno, nombre del docente, grupo. o Enviar las actividades en formato PDF • EL EXAMEN o En la fecha establecida por el docente o Si no presenta el examen en la fecha establecida se bajan 10 puntos o Se puntual el día del examen FECHAS DE LOS EXAMENES. FECHAS DE LOS EXAMENES. FECHAS DE LOS EXAMENES. GRUPO G2003-0068 GRUPO G2003-0066 GRUPO G1903-0067  TEMA 1. 12/10/2020  TEMA 1. 12/10/2020  TEMA 1. 12/10/2020  TEMA 2. 3/11/2020  TEMA 2. 3/11/2020  TEMA 2. 3/11/2020  TEMA 3. 23/11/2020  TEMA 3. 23/11/2020  TEMA 3. 23/11/2020  TEMA 4. 18/11/2020  TEMA 4. 17/11/2020  TEMA 4. 17/11/2020  TEMA 5. 22/01/2020  TEMA 5. 21/01/2020  TEMA 5. 21/01/2020

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TEMA 1. Materia, estructura y Periodicidad. 1.1. Materia: Estructura, composición, estados de agregación y clasificación por propiedades. Química es el estudio de la materia y de los cambios que experimenta. MATERIA La materia es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa. La materia es cualquier cosa que se puede ver y tocar (como el agua, tierra y arboles) o no (como el aire). Así, cada del universo tiene una relación “química”. Los químicos distinguen varios tipos subtipos de materia según su composición y propiedades. La clasificación de la materia comprende las sustancias, las mezclas, los elementos y los compuestos, así como los átomos y las moléculas. Son ejemplos de materia las piedras, la madera, los huesos, el plástico, el vidrio, el aire y el agua; la materia es lo que forman las cosas que tocamos y vemos. La materia tiene volumen porque ocupa un lugar en el espacio. Además, tiene masa, que es la cantidad de materia que posee un objeto y que se puede medir con una balanza. ESTRUCTURA DE LA MATERIA. La materia consiste de partículas extremadamente pequeñas agrupadas juntas para formar el átomo. Hay unas 90 ocurrencias naturales llamadas elementos. Estos elementos fueron agrupados en la tabla periódica de los elementos en secuencia de acuerdo a sus números atómicos y peso atómico. Hay además elementos hechos por el hombre que no ocurren en la naturaleza, por lo que al final son 113 elementos conocidos hasta la fecha. Estos elementos no pueden cambiarse por procesos químicos. Ellos solo pueden ser cambiados por reacción nuclear o atómica, sin embargo, pueden ser combinados para producir el incontable número de compuestos con los que tropezamos día a día. ESTRUCTURA DEL ATOMO Un átomo puedes ser representado simbólicamente en un modelo COMPOSICIÓN DE LA MATERIA. Las propiedades de un material y el comportamiento que éste tendrá al ser sometido a diferentes técnicas o procesos dependen básicamente de su constitución o estructura interna. La composición o constitución de la materia comprende las partículas elementales, átomos y moléculas, así como la manera en que estos se unen (enlaces). El átomo es la unidad elemental básica de la materia que puede experimentar un cambio químico, y está constituido por las partículas elementales. El átomo constituye dos partes diferenciadas que son la corteza y el núcleo. El núcleo de carga positiva, constituida por las partículas elementales, protones (+) y neutrones (neutros). Prácticamente toda la masa del átomo se encuentra en el núcleo. La corteza constituida por las partículas elementales electrones que dota de carga negativa. La corteza rodea al núcleo. Se considera exenta de masa. La carga eléctrica negativa de la corteza neutraliza a aquella positiva del núcleo y se dice que el átomo es eléctricamente neutro. Es precisamente el número de electrones de un ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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átomo lo que define su número atómico (Z) y la estructura electrónica de la corteza define las propiedades químicas, esencialmente los electrones del nivel externo. La suma del número de protones (Z) y el de neutrones que se encuentran en el núcleo define el llamado número másico (A). La configuración o distribución de los electrones de la última capa los que determinan las propiedades químicas de los átomos. Los electrones de este nivel se llaman electrones de valencia y forman parte del enlace químico. De esta forma, aquellos átomos que tienden a aceptar electrones en las reacciones químicas se llaman electronegativos y tienen carácter no metálico. En cambio, aquellos que tienden a ceder electrones en las reacciones químicas se llaman electropositivos y tienen carácter metálico. La electronegatividad es la capacidad de un átomo para atraer electrones entre sí. Masa y carga de las partículas subatómicas Partícula Masa (g) Coulombs Carga unitaria −1 Electrón 9.10939 × 10−28 −1.6022 × 10−19 −24 −19 +1 Protón 1.67262 × 10 +1.6022 × 10 −24 0 0 Neutrón 1.67493 × 10 ESTADOS DE AGREGACIÓN. Toda sustancia puede existir, al menos en principio, en los tres estados: solido, líquido y gaseoso. Como se muestra en la figura

Los gases difieren de los sólidos y de los líquidos en la distancia de separación entre las moléculas. En un sólido, las moléculas se mantienen unidas en forma organizada, con poca libertad de movimiento. Las moléculas en un líquido están unidas, pero no es una posición rígida, y se pueden mover libremente entre ellas. En un gas las moléculas están separadas por distancias que son grandes en comparación con el tamaño de la molécula. Los tres estados de la materia pueden ser convertibles entre ellos sin que cambie la composición de la sustancia. Un sólido (por ejemplo, el hielo) se fundirá por calentamiento y formará un líquido (agua) (La temperatura a la cual sucede esta transición se denomina punto de fusión). El calentamiento ulterior convertirá el líquido en gas. (Esta conversión se lleva a cabo en el punto de ebullición del líquido) cuando el líquido se enfría aún más se congela y se formara un solido Clasificación por propiedades. Las propiedades son las cualidades y atributos que podemos utilizar para distinguir una muestra de materia de otra. Pueden establecerse visualmente en algunos casos. Por lo que podemos distinguir mediante el color; el sólido de color marrón rojizo, llamado cobre y el sólido amarillo llamado azufre. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Las propiedades de la materia se agrupan generalmente en dos amplias categorías: propiedades físicas y propiedades químicas. • Propiedad física Propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su composición. Puede cambiar su estado físico, de sólido a gas, etc. Ejemplo: Cuando el agua líquida se congela (sólido), hielo, el agua parece diferente en muchos sentidos. Sin embargo, permanece inalterada su composición. Ocurre una transformación física. Ejemplos de propiedades físicas: color, olor, densidad, punto de fusión, punto de ebullición y dureza. • Propiedad química Son propiedades que describen la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias. Ejemplo: la capacidad de una sustancia para arder en presencia de oxígeno. 1.2. Sustancias puras: elementos y compuestos. Una sustancia es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades características. Algunos ejemplos son el agua, el amoniaco, el azúcar (sacarosa), el oro, el oxígeno. Las sustancias difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades. Las sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un elemento es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos. Hasta la fecha, se han identificado 115 elementos, de los cuales 83 se encuentran en forma natural en la Tierra. Los demás se ha obtenido por medios científicos a través de procesos nucleares. Por conveniencia, los químicos representan a los elementos mediante símbolos de una a dos letras. Por ejemplo, Co es el símbolo del elemento cobalto, mientras que CO es la fórmula de la molécula de monóxido de carbono en la tabla 1 se muestran los nombres y símbolos de algunos de los elementos más comunes; en la tabla periódica se da una lista completa de ellos. Los símbolos de algunos elementos derivan de sus nombres en latin, por ejemplo, Au de aurum (Oro), Fe de ferrum (hierro) y Na de Natrium (sodio), pero la mayoría derivan de sus nombres en inglés. Los átomos de la mayoría de los elementos pueden interactuar con otros para formar compuestos. Por ejemplo: el agua se forma por la combustión del hidrógeno gaseoso en presencia de oxigeno gaseoso. El agua tiene propiedades muy diferentes de aquellas de los elementos que le dieron origen; está formada por dos partes de hidrógeno y una parte de oxígeno. Esta composición no cambia, sin importar si el agua proviene de un grifo de Estados Unidos de América, de un lago de Magnolia o de las capas de Hielo de Marte. En conciencia, el agua es un compuesto, una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. Tabla 1. Algunos elementos de comunes y sus símbolos Nombre Símbolo Nombre Símbolo Nombre Símbolo Aluminio Al Cromo Cr Oro Au Arsénico As Estaño Sn Oxígeno O Azufre S Flúor F Plata Ag Bario Ba Fósforo P Platino Pt ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Bismuto Bi Hidrógeno H Plomo Pb Bromo Br Hierro Fe Potasio K Calcio Ca Magnesio Mg Silicio Si Carbono C Manganeso Mn Sodio Na Cloro Cl Mercurio Hg Tungsteno w Cobalto Co Níquel Ni Yodo I Cobre Cu Nitrógeno N Zinc Zn 1.3. Dispersiones o mezclas. Una mezcla es una combinación de dos o más sustancias en las cual las sustancias conservan sus propiedades características. Algunos ejemplos familiares son el aíre, las bebidas gaseosas, la leche y el cemento. Las mezclas no tienen composición constante, por lo tanto, las muestras de aire recolectado de varias ciudades probablemente tengan una composición distinta debido a sus diferencias en altitud y contaminación, entre otros factores. Las mezclas pueden ser homogéneas o heterogéneas. Cuando una cucharada de azúcar se disuelve en agua se obtiene una mezcla homogénea, es decir, la composición de la mezcla es la misma en toda la disolución. Sin embargo, se juntan arena y virutas de hierro permanecerán como tales. Este tipo de mezclas se conoce como mezclas heterogéneas debido a que su composición no es uniforme. Cualquier mezcla, ya sea homogénea o heterogénea, se pueden formar y volver a separar en sus componentes puros por medios físicos, sin cambiar l identidad de dichos componentes. Así, el azúcar se puede separar de la dilución acuosa al calentar y evaporar la disolución hasta que se seque. Si se condensa el vapor liberado, es posible obtener el componente agua. Para separar los componentes de la mezcla de hierro y arena, se puede utilizar un imán para recuperar las virutas de hierro, ya que el imán no atrae a la arena. Después de la separación, no habrá ocurrido cambio alguno en las propiedades de los componentes de la mezcla. Las mezclas homogéneas se llaman también disoluciones. Tienen una apariencia totalmente uniforme por lo que sus componentes no pueden distinguirse a simple vista. Se dice que este tipo de mezclas tiene una sola fase. En química se denomina fase a una porción de materia con composición y propiedades uniformes. Por ejemplo, el agua de mar está formada por agua y muchas sales solubles, donde se observa una sola fase.

Las mezclas heterogéneas presentan una composición no uniforme, sus componentes pueden distinguirse a simple vista, en otras palabras, se observan diferentes sustancias en la mezcla. Los componentes de este tipo de mezclas existen como regiones distintas que se llaman fases. Una mezcla heterogénea se compone de dos o más fases. Si observas las ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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piedras de granito, se puede ver la zona de distinto color que indica que la roca está formada de cristales de distintas sustancias.

Figura clasificación de la materia Materia

Mezclas

Mezclas homogéneas

Separación por Métodos físicos

Mezclas heterogéneas

compuesto s

Sustancias puras

Separación por Métodos químicos

Elementos

1.4. Caracterización de los estados de agregación: sólido cristalino, líquido, sólido, vítreo y gel. En física y química se observa que, para cualquier sustancia o mezcla, modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen. Todos los estados de agregación poseen propiedades y características diferentes; los más conocidos y observables cotidianamente son cuatro, Llamados fases sólidas, liquida, gaseosa y plasmática. Solido cristalino Son aquellos en los que los átomos, iones o moléculas se repiten de forma ordenada y periódica en las tres direcciones. En los materiales amorfos no existe una distribución regular dentro del sólido. Los vidrios son sólidos amorfos.

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Estado sólido. Los objetos en estado sólido se presentan como cuerpos de forma definida; sus átomos a menudo se entrelazan formando estructuras estrechas definidas, lo que les confiere la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente. Son calificados generalmente como duros, así como resistentes, y en ellos las fuerzas de atracción son mayores que las de repulsión. En los sólidos cristalinos, la presencia de espacios intermoleculares pequeños da paso a la intervención de las fuerzas de enlace, que ubican a las celdillas en formas geométricas. En los amorfos o vítreos, por el contrario, las partículas que los constituyen carecen de una estructura ordenada. Las sustancias en estado sólido suelen presentar algunas de las siguientes características: • Cohesión elevada. • Tienen una forma definida y memoria de forma, presentando fuerzas elásticas restitutivas si se deforman fuera de su configuración original. • A efectos prácticos son incompresibles. • Resistencia a la fragmentación. • Fluidez muy baja o nula. Estado líquido. Si se incrementa la temperatura de un sólido, este va perdiendo forma hasta desaparecer la estructura cristalina, alcanzando el estado líquido. Característica principal: la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene. En este caso, aún existe cierta unión entre los átomos del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. El estado líquido presenta las siguientes características: • Cohesión menor. • Poseen movimiento de energía cinética. • Son fluidos, no poseen forma definida, ni memoria de forma por lo que toman la forma de la superficie o el recipiente que lo contiene. • En el frío se contrae (exceptuando el agua). • Posee fluidez a través de pequeños orificios. • Puede presentar difusión. • Son poco compresibles. 1.5. Cambios de estado. Son los procesos en los que un estado de la materia cambia a otro manteniendo una semejanza en su composición. A continuación, se describen los diferentes cambios de estado o transformaciones de fase de la materia:

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Fusión: Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este proceso endotérmico (proceso que absorbe energía para llevarse a cabo este cambio) hay un punto en que la temperatura permanece constante. El “punto de fusión” es la temperatura a la cual el sólido se funde, por lo que su valor es particular para cada sustancia. Dichas moléculas se moverán en una forma independiente, transformándose en un líquido. Un ejemplo podría ser un hielo derritiéndose, pues pasa de estado sólido al líquido. • Solidificación: Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el proceso es exotérmico. El “punto de solidificación” o de congelación es la temperatura a la cual el líquido se solidifica y permanece constante durante el cambio, y coincide con el punto de fusión si se realiza de forma lenta (reversible); su valor es también específico. • Vaporización y ebullición: Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso. Si se realiza cuando la temperatura de la totalidad del líquido iguala al punto de ebullición del líquido a esa presión al continuar calentando el líquido, éste absorbe el calor, pero sin aumentar la temperatura: el calor se emplea en la conversión del agua en estado líquido en agua en estado gaseoso, hasta que la totalidad de la masa pasa al estado gaseoso. En ese momento es posible aumentar la temperatura del gas. • Condensación: Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se pasa de forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el proceso es llamado sublimación inversa. Si se produce un paso del estado líquido a sólido se denomina solidificación. • Sublimación: Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco. 1. Sublimación inversa: Es el paso directo del estado gaseoso al estado sólido. • Ionización: Es el cambio de un gas a plasma. • Desionización: Es el cambio de un plasma a gas. Es importante hacer notar que en todas las transformaciones de fase de las sustancias, éstas no se transforman en otras sustancias, solo cambia su estado físico. Los cambios de estado están divididos generalmente en dos tipos: progresivos y regresivos. • Cambios progresivos: Vaporización, fusión y sublimación progresiva. • Cambios regresivos: Condensación, solidificación y sublimación regresiva El siguiente grafico muestra los cambios de estado de la materia.

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1.6. Clasificación de las sustancias naturales por semejanzas en: propiedades físicas, propiedades químicas. Las sustancias se caracterizan por sus propiedades y por su composición. El color, punto de fusión y punto de ebullición son propiedades físicas. Una propiedad física se puede medir y observar sin que cambie la composición o identidad de la sustancia. Por ejemplo, es posible determinar el punto de fusión del hielo calentando un trozo de él y registrando la temperatura a la cual se transforma en agua. El agua difiere del hielo sólo en apariencia, no en su composición, por lo que este cambio es físico; es posible congelar el agua para recuperar el hielo original. Por tanto, el punto de fusión de una sustancia es una propiedad física. De igual manera, cuando se dice que el helio gaseoso es mas ligero que el aire, se hace referencia a una propiedad física. Por otro lado, el enunciado” el hidrógeno gaseoso se quema en presencia del oxígeno gaseoso para formar agua” describe una propiedad química del hidrógeno, ya que para observar esta propiedad se debe efectuar un cambio químico, en este caso la combustión. Después del cambio, los gases originales, hidrógeno y oxígeno, habrán desaparecido y quedara una sustancia distinta, el agua. No es posible recuperar el hidrógeno del agua por medio de un cambio físico como la ebullición o la congelación. Cada vez que se prepara un huevo cocido se produce un cambio químico. Al ser sometido a una temperatura de aproximadamente 100°C, tanto la clara como la yema experimenta cambios que modifican no sólo su aspecto físico, sino también su composición. Al comerse, cambia otra vez la composición del huevo por efecto de las sustancias presentes en el organismo, denominadas enzimas. Esta acción digestiva es otro ejemplo de un cambio químico. Lo que sucede durante la digestión depende de las propiedades químicas tanto de los alimentos como de las enzimas implicadas. Todas las propiedades de la materia que se pueden medir, pertenecen a una de dos categorías: propiedades extensivas y propiedades intensivas. El valor medio de una propiedad extensiva depende de la cantidad de materia considerada. La masa, que es la cantidad de materia en una cierta muestra de una sustancia, es una propiedad extensiva. Mas materia significa más masa. Los valores de una misma propiedad extensiva se pueden sumar. Por ejemplo, dos monedas de cobre tendrán la masa resultante de la suma de las masas individuales de cada moneda, así como la longitud de dos canchas de tenis es la suma de la longitud de cada una de ellas. El volumen, definido con la longitud elevada al cubo, es otra propiedad extensiva. El valor de una cantidad extensiva depende de la cantidad de materia. El valor medido de una propiedad intensiva no depende de cuánta materia se considere. La densidad, definida como la masa de un objeto dividida entre su volumen, es una propiedad intensiva. La temperatura es también una propiedad intensiva. Suponga que se

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tienen dos recipientes separados. A diferencia de la masa, la longitud y el volumen, la temperatura y otras propiedades intensivas no son aditivas. 1.7. Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica. La mecánica cuántica es una de las ramas principales de la física, y uno de los más grandes avances del siglo XX para el conocimiento humano, que explica el comportamiento de la materia y de la energía. Su aplicación ha hecho posible el descubrimiento y desarrollo de muchas tecnologías, como por ejemplo los transistores, componentes masivamente utilizados, en prácticamente cualquier aparato que tenga alguna parte funcional electrónica. La mecánica cuántica describe, en su visión más ortodoxa, cómo cualquier sistema físico, y por lo tanto todo el universo, existe en una diversa y variada multiplicidad de estados, los cuales, habiendo sido organizados matemáticamente por los físicos, denominados autoestado de vector y valor propio. De esta forma la mecánica cuántica puede explicar y revelar la existencia del átomo y los misterios de la estructura atómica tal como hoy son entendidos; fenómeno que la física clásica, o más propiamente la mecánica clásica, no pueden explicar debidamente. De forma específica, se considera también mecánica cuántica, a la parte de ella misma que no incorpora la relatividad en su formalismo, tan sólo como añadido mediante la teoría de perturbaciones. La parte de mecánica cuántica que, si incorpora elementos relativistas de manera formal y con diversos problemas, es la mecánica cuántica relativista o ya, de forma más exacta y potente, la teoría cuántica de campos (que incluye a su vez a la electrodinámica cuántica, cromodinámica cuántica y teoría electrodébil dentro del modelo estándar) y más generalmente, la teoría cuántica de campo en espacio-tiempo curvo. La única interacción que no se ha podido cuantificar ha sido la interacción gravitoría. La mecánica cuántica es la base de los estudios del átomo, los núcleos y las partículas elementales (siendo ya necesario el tratamiento relativista), pero también en teoría de la información, criptografía y química 1.8. Periodicidad química. La periodicidad química o periodicidad de las propiedades químicas es la variación regular, recurrente y predecible en las propiedades químicas de los elementos cuando incrementa el número atómico. De este modo, la periodicidad química es la base de una clasificación de todos los elementos químicos fundamentada en sus números atómicos y sus propiedades químicas.

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La representación visual de la periodicidad química es conocida como tabla periódica, tabla de Mendeleïev o clasificación periódica de elementos. En esta se muestran todos los elementos químicos ordenados en orden creciente de sus números atómicos organizados en función de su configuración electrónica. Su estructura refleja el hecho de que las propiedades de los elementos químicos son función periódica de su número atómico. Esta periodicidad ha sido muy útil, puesto que ha permitido predecir algunas propiedades de elementos que ocuparían lugares vacíos en la tabla antes de que fueran descubiertos. La estructura general de la tabla periódica es un arreglo de filas y columnas en los elementos están dispuestos en orden creciente de números atómicos. 1.9. Desarrollo de la tabla periódica moderna. Aunque algunos elementos como el oro, plata, estaño, cobre, plomo y mercurio ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en 1669 cuando Henning Brand descubrió el fósforo. Un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante las siguientes 2 centurias, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos. Durante el siglo XIX, los químicos comenzaron a clasificar a los elementos conocidos de acuerdo a sus similitudes de sus propiedades físicas y químicas. El final de aquellos estudios es la Tabla Periódica Moderna

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Johann Dobereiner. En 1829, clasifico algunos elementos en grupos de tres, que denomino triadas. Los elementos de cada triada tenían propiedades químicas similares, así como propiedades físicas crecientes. Por ejemplo: (Cl, Br,I), (Ca, Sr, Ba) John Newlands. En 1863 propuso que los elementos se ordenan en “octavas”, ya que observo, tras ordenar los elementos según el aumento de la masa atómica, que ciertas propiedades se repetían cada ocho elementos. Conocida como la ley de octavas. Vis tellurique de Chancourtois. En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que se estaban ordenados por pesos atómicos los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención. Dmitri Mendeleev. En 1869 publico una tabla de los elementos organizada según la masa atómica de los mismos. Lothar Meyer. Al mismo tiempo que Mendeleeiev, Meyer público su propia tabla periódica con los elementos ordenados de menor a mayor masa atómica. Henry Moseley. En 1913, mediante estudios de rayos X, determinó la carga nuclear (número atómico) de los elementos. Reagrupó los elementos en orden creciente de número atómico. “Existe en el átomo una cantidad fundamental que se incrementa en pasos regulares de un elemento a otro. Esta cantidad sólo puede ser la carga del núcleo positivo central”. Glenn T. Seaborg. Tras participar en el descubrimiento de 10 nuevos elementos, en 1944 saco 14 elementos de la estructura principal de la tabla periódica proponiendo su actual ubicación debajo la serie de los lantánidos, siendo desde entonces conocidos como los actinidos. LA TABLA PERIODICA. Más de la mitad de los elementos que se conocen en la actualidad se descubrieron entre 1800 y 1900. Durante este periodo los químicos observaron que muchos elementos mostraban grandes semejanzas entre ellos. El reconocimiento de las regularidades periódicas en las propiedades físicas y en el comportamiento químico, así como la necesidad de organizar la gran cantidad de información disponible sobre la estructura y propiedades de las sustancias elementales, condujeron al desarrollo de la tabla periódica, una tabla en la que se encuentran agrupados los elementos que tienen propiedades químicas y físicas semejantes. En la figura se muestra la tabla periódica moderna, en la cual los elementos están acomodados de acuerdo con su número atómico (que aparece sobre el símbolo del elemento), en filas horizontales, llamada periodos, y en columnas verticales, conocidas como grupos o familias, de acuerdo con sus semejanzas en las propiedades químicas. Observe que los elementos 112, 114 y 116 se han sintetizado recientemente, razón por la cual aún carecen de nombre.

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Los elementos se dividen en tres categorías: metales, no metales y metaloides. Un metal es un buen conductor del calor y la electricidad, en tanto que un no metal generalmente es mal conductor del calor y la electricidad. Un metaloide presenta propiedades intermedias entre los metales y los no metales. En la figura anterior se observa que la mayoría de los elementos que se conocen son metales; solo 17 elementos son no metales y ocho son metaloides. De izquierda a derecha, a lo largo de cualquier periodo, las propiedades físicas y químicas de los elementos cambian en forma gradual de metálica a no metálicas. En general, se hace referencia a los elementos en forma colectiva, mediante su número de grupo en la tabla periódica (grupo IA, grupo IIA, y así sucesivamente). Sin embargo, por conveniencia, algunos grupos de elementos tienen nombres especiales. Los elementos del grupo IA (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr) se llaman metales alcalinos, y los elementos del grupo IIA (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra) reciben el nombre de metales alcalinotérreos. Los elementos del grupo VIIA (F, Cl, Br, I, At) se conocen como halógenos, y los elementos del grupo VIIA ( He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) son los gases nobles o gases raros. La tabla periódica es una herramienta útil que correlaciona las propiedades de los elementos en forma sistemática y ayuda a hacer predicciones respecto del comportamiento químico. 1.10. Clasificación periódica de los elementos. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Entre las propiedades de los elementos químicos existen semejanzas y diferencias que permiten formar grupos semejantes. Esta clasificación es útil para sistematizar el estudio de los elementos y predecir su comportamiento químico. Desde fines de XVIII, los científicos han tratado de clasificar los elementos químicos teniendo en cuenta las semejanzas que se observan en sus propiedades. Entre otras, se pueden mencionar las propuestas de Lavoisier, Döbereiner y Newlands como aportes de importancia. En 1869, Dimitri Mendeleiev, pensó que existía una relación entre las propiedades de los elementos y sus pesos atómicos. Así, confeccionó una tarjeta para cada elemento en la que consigno el símbolo, las propiedades principales y el peso atómico. Luego, procedió a organizar las tarjetas por masas atómicas crecientes. Al continuar el ordenamiento por masas atómicas crecientes, observó que el elemento siguiente (sodio) tenía propiedades semejantes al litio por lo cual comenzó una nueva hilera. Así fue iniciando nuevas filas y conformando la tabla. La ley periódica es la ordenación que, atendiendo a diversos criterios, distribuye los distintos elementos químicos conforme a ciertas características. Inicialmente la estableció Dimitri Mendeleiev, quien ordenó los elementos basándose en la variación computacional de las propiedades químicas, pero Julius Lothar Meyer ayudo a al establecimiento, aunque este trabajó por separado, llevó a cabo un orden a partir de las propiedades físicas de los átomos. En las primeras tablas, el ordenamiento de los elementos en grupos de acuerdo con sus propiedades, hizo necesario dejar algunos casilleros vacíos. Mendeleiev explicó este hecho sosteniendo que dichos sitios correspondían a elementos aún no descubiertos en ese momento. Así predijo la existencia de tres elementos aun no descubiertos que denominó eka-aluminio, eka-boro y eka-silicio. Esta predicción fue uno de los mayores éxitos de Mendeleiev, pues efectivamente esos elementos fueron descubiertos veinte años después recibiendo el nombre de galio, escandio, y germanio. La tabla periódica actual, está relacionada con la estructura electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos conocidos, tanto los 92 que se hallaron en la naturaleza, como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares. Las principales características de la tabla periódica son: • Los elementos están ordenados por su número atómico creciente. • A cada elemento le corresponde un casillero donde figura su símbolo y otros datos, tales como el numero atómico, la masa atómica, la configuración electrónica, etc. • Las filas horizontales se denominan periodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos. La tabla periódica es una representación gráfica de información sobre los elementos químicos, como el símbolo o el número atómico, en columnas y filas, es decir, en una disposición tabular. Si se lee de izquierda a derecha y de arriba a abajo, el número atómico es creciente. La masa atómica también es creciente en este sentido, salvo algunas excepciones. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Las filas de la tabla periódica se conocen como períodos. Se numeran del 1 al 7 en sentido descendente; el período 1 es el período superior y el período 7 es el inferior. A mayor período, es decir, al descender por la tabla periódica, aumenta el número de niveles energéticos del átomo en estado fundamental (no excitado). Cada columna de la tabla periódica es un grupo y hay un total de 18. Los grupos se unen para formar 4 bloques en función del último orbital ocupado: s, p, d y f.

Tipos de elementos Además de las representaciones y descripciones sistemáticas basadas en características atómicas, en la tabla periódica se pueden establecer categorías o tipos atendiendo a propiedades físicas y químicas generales compartidas por un grupo de elementos. Una de las clasificaciones más extendidas tiene tres grandes categorías: metales, metaloides y no metales. Estas categorías se dividen a su vez en grupos más pequeños: 1. Metales: alcalinos, alcalinotérreos, metales de transición, metales postransicionales, lantánidos, actínidos. 2. Metaloides 3. No metales: halógenos, gases nobles

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Clasificación de los elementos en la tabla periódica. Metales alcalinos Los metales alcalinos incluyen a los elementos del grupo 1, desde el Litio (Li) hasta el Francio (Fr). El Hidrógeno está en el grupo 1 pero no es un metal alcalino, de hecho, el hidrógeno muestra muy pocas características metálicas y es frecuentemente categorizado como un no metal. Metales alcalinotérreos Los metales alcalinotérreos coinciden con el grupo 2, desde el berilio (Be) hasta el radio (Ra). Suelen tener un punto de fusión muy alto y sus compuestos óxidos forman soluciones alcalinas muy básicas. Lantánidos Los lantánidos son el grupo formado desde el elemento con número atómico 57, el lantano (La), que le da nombre al grupo, hasta el elemento de número atómico 71, el Lutecio (Lu). La capa de valencia de los lantánidos es 4f; junto a los actínidos (5f) forman el bloque f. Actínidos Los actínidos es el grupo que comprende desde el número atómico 89, el Actinio (Ac), hasta el 103, el Lawrencio (Lr). La capa de valencia es 5f y son todos son radioactivos. Son elementos poco abundantes, de hecho, solo el torio (Th) y el uranio (U) se dan en la naturaleza en cantidades significativas.

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Metales de transición Los metales o elementos de transición se sitúan en el centro de la tabla periódica, en el bloque d, que abarca desde el grupo 3 al grupo 12. Se caracterizan por tener un orbital d parcialmente ocupado en su configuración electrónica. Metales postransicionales Los metales postransicionales, a veces referidos simplemente como “otros metales”, son el Aluminio (Al), Galio (Ga), Indio (In), Talio (Tl), Estaño (Sn), Plomo (Pb) y Bismuto (Bi). Estos elementos se consideran metales, pero suelen tener características metálicas más moderadas; por ejemplo, suelen ser más blandos o relativamente peores conductores. Metaloides Los metaloides son sustancias con propiedades intermedias entre los metales y los no metales. Se comportan típicamente como no metales, pero pueden presentar aspecto metálico o conducir la electricidad en algunas circunstancias. Los elementos metaloides, también conocidos como semimetales, son el Boro (B), Silicio (Si), Germanio (Ge), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Telurio (Te) y Polonio (Po); a veces se incluye también al Astato (At). No metales Bajo el término “no metales” se englobarían a todos los demás elementos, desde los halógenos a los gases nobles, pero es muy frecuente que se utilice para elementos no metálicos que no se pueden clasificar como halógenos ni como gases nobles, es decir, para Hidrógeno (H), Carbono ©, Nitrógeno (N), Fósforo (P), Oxígeno (O), Azufre (S) y Selenio (Se). Halógenos Los halógenos son un tipo de elementos no metálicos que coinciden con el grupo 17 de la tabla periódica, lo que abarca desde el Flúor (F) hasta el Astato (At), este último a veces incluido en los metaloides. Los halógenos suelen ser elementos muy reactivos, por eso es común que se encuentren en la naturaleza formando parte de otras sustancias y rara vez en forma pura. Gases nobles Los conocidos como gases nobles coinciden con el grupo 18. Todos estos elementos son gaseosos en condiciones normales de presión y temperatura, no tienen color, no tienen olor, y su gran estabilidad les hace merecedores del adjetivo común de ser “inertes químicamente”. 1.11. Propiedades atómicas y variaciones periódicas: carga nuclear efectiva, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. La configuración Electrónica de los elementos señala una variación periódica al aumentar el número atómico. Como consecuencia, los elementos también presentan variaciones periódicas en sus propiedades físicas y su comportamiento químico. En esta sección se examinarán las propiedades físicas que influyen en el comportamiento químico de los elementos que están en el mismo grupo o periodo. Primero se analizará el concepto de carga nuclear efectiva, que está directamente relacionado con el tamaño atómico y con la tendencia de formar iones.

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Carga nuclear efectiva. El efecto protector que ejercen los electrones cercanos al núcleo sobre los electrones de los niveles externos en los átomos polielectrónicos. La presencia de electrones protectores reduce la atracción electrostática entre los protones del núcleo, que tiene carga positiva, y los electrones externos. Además, la fuerza de repulsión entre los electrones, en un átomo polielectrónico, compensa la fuerza de atracción que ejerce el núcleo. El concepto de carga nuclear efectiva permite entender los efectos de protección en las propiedades periódicas. Considere, por ejemplo, el átomo de helio cuya configuración electrónica en estado fundamental es 1𝑠 2 . Los dos protones del helio le confieren al núcleo una carga de +2, pero la fuerza total de atracción de esta carga sobre los dos electrones 1s es parcialmente balanceada por la repulsión entre los electrones. Como consecuencia, se dice que cada electrón 1s está protegido del núcleo por el otro electrón. La carga nuclear efectiva (𝑍𝑒𝑓𝑒𝑐𝑡 ), que es la que se ejerce sobre un electrón, está dada por 𝑍𝑒𝑓𝑒𝑐𝑡 = 𝑍 − 𝜎 Donde Z es la carga nuclear real (es decir, el número atómico del elemento) y 𝜎 (sigma) se llama constante de apantallamiento (también denomina constante de protección). La constante de apantallamiento es mayor que cero, pero menor que Z. Una forma de ilustrar la protección de los electrones es considerar la energía que se requiere para desprender los dos electrones del átomo de helio. Las mediciones muestran que se requiere de una energía de 2 373 kJ para desprender el primer electrón de 1 mol de átomos de He, y una energía de 5 251kJ para desprender el electrón que queda en 1 mol de iones de He+. La razón de que se necesite mucha más energía para desprender el segundo electrón es que cuando sólo está presente un electrón no existe un efecto pantalla contra la carga nuclear de +2. Para átomos con tres o más electrones, los electrones de determinado nivel están protegidos por los electrones de los niveles internos (es decir, los más cercanos al núcleo) pero no por los electrones de los niveles externos. Así, en un átomo neutro de litio, cuya configuración electrónica es 1𝑠 2 2𝑠1 , el electrón 2s está protegido por los dos electrones 1s, pero el electrón 2s no tiene ningún protector sobre los electrones 1s. Además, los niveles internos llenos protegen mejor a los electrones del mismo subnivel se protegen entre sí. Debido a que los electrones internos en promedio están más cerca del núcleo que los electrones de valencia, los electrones internos apantallan a los electrones de valencia mucho más de lo que los electrones de valencia se apantallan entre sí. Considere los elementos del segundo periodo de Li a Ne. De izquierda a derecha, vemos que el número de electrones internos (1𝑠 2 ) permanece constante mientras la carga nuclear aumenta. Sin embargo, debido a que el electrón añadido es un electrón de valencia y esto no se apantalla bien entre sí, el efecto neto de moverse a lo largo del periodo es ir encontrando una mayor

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carga nuclear efectiva ejercida sobre los electrones de valencia, como se muestra a continuación Li Be B C N O F Ne Z 3 4 5 6 7 8 9 10 𝑍𝑒𝑓𝑒𝑐𝑡 1.28 1.91 2.42 3.14 3.83 4.45 5.10 5.76 La carga nuclear efectiva también aumenta conforme descendemos por un grupo periódico en particular. Sin embargo, como los electrones de valencia se agregan a orbitales cada vez más grandes a medida que n aumenta, la atracción electrostática entre el núcleo y los electrones de valencia disminuye. Carga nuclear efectiva es la que realmente siente el electrón como consecuencia de la presencia de electrones más internos y por tanto de su efecto apantallante (𝜎) sobre la carga real del núcleo Z 𝑍𝑒𝑓𝑒𝑐 = 𝑍 − 𝜎

IA

VIIIA IIA

IIIA IVA VA VIA VIIA

Para los elementos representativos la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y de arriba hacia abajo en un grupo REGLA DE SLATER Regla empírica propuesta en 1930 por J.C.Slater para la determinación de la constante de apantallamiento 𝜎: 1) Escribir la configuración electrónica completa y agrupar los orbitales ns y np, disponer separadamente de los demás: [1𝑠][2𝑠2𝑝][3𝑠3𝑝][3𝑑 ][4𝑠4𝑝][4𝑑 ][4𝑓][5𝑠5𝑝][5𝑑5𝑓] … 2) Todos los electrones de orbitales con n mayor (los situados a la derecha) no contribuyen al apantallamiento 3) Para electrones s o p: a. Los electrones en el mismo grupo [𝑛𝑠𝑛𝑝] apantallan 0.35 unidades de carga nuclear b. Los electrones en los niveles 𝑛 − 1 apantallan 0.85 unidades c. Los electrones en los niveles 𝑛 − 2 o inferiores apantallan completamente (1.0 unidades) ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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4) Para electrones d o f: a. Los electrones en el mismo (𝑛𝑑𝑛𝑓) apantallan 0.35 unidades de carga nuclear b. Los electrones en los grupos situados a la izquierda apantallan completamente (1.0 unidades) c. Para obtener la carga nuclear efectiva experimentada por un electrón dado: restaremos a la carga nuclear verdadera Z, la suma de la constante de apantallamiento obtenidas al aplicar las reglas 2-4. Resumen de la regla de slater: 𝑒 − mismo grupo 𝑒 − nivel n-1 𝑒 − nivel < n-1 [𝑛𝑠, 𝑛𝑝] 0.35 0.85 1 [𝑛𝑑 ]/[𝑛𝑓] 0.35 1 1 [1𝑠] 0.3 N/A N/A Calcular la carga 𝑍𝑒𝑓𝑓 de los siguientes elementos N del 2p Radio atómico. Numerosas propiedades físicas, incluidas la densidad y el punto de fusión y ebullición, se relacionan con el tamaño de los átomos, aunque e algo difícil definir su dimensión. La densidad electrónica de un átomo se extiende mucho más alla del núcleo, pero por lo general pensamos en el tamaño atómico como el volumen que contiene cerca del 90% de la densidad electrónica total alrededor del núcleo. Cuando debemos ser más específicos, definimos el tamaño de un átomo en términos de su radio atómico, que es a mitad de la longitud entre los núcleos de dos átomos metálicos adyacentes o de una molécula diatónica. Para los átomos que están unidos entre sí formado una red tridimensional, el radio atómico es simplemente la mitad de la longitud entre los núcleos de dos átomos vecinos [figura 2.4A]. Para elementos que existen como moléculas diatómicas sencillas, el radio atómico es la mitad de longitud entre los núcleos de los dos átomos de una molécula en particular [figura 2.4b]. 1 A

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La figura 1.5 muestra el radio atómico de muchos elementos de acuerdo con sus posiciones en la tabla periódica, y la figura 1.6 presenta los radios atómicos de estos elementos en relación con sus números atómicos. Las tendencias periódicas son fácilmente identificables. Considere los elementos del segundo periodo. Como la carga nuclear efectiva aumenta de izquierda a derecha, el electrón de valencia adicionado en cada paso es atraído con mayor fuerza por el núcleo que el interior. Por tanto, esperamos y encontramos que en efecto el radio atómico disminuye de Li a He. Dentro de un grupo encontramos que el radio aumenta con el número atómico. Para los metales alcalinos del grupo IA, el electrón de valencia reside en el orbital ns. Debido a que el tamaño del orbital aumenta con el número cuántico principal creciente n, el tamaño del radio atómico aumenta, aunque la carga nuclear efectiva también aumente de Li a Cs.

Figura 1.5 Radios atómicos (en picómetros) de los elementos representativos de acuerdo con su posición en la tabla periódica. Observe que no hay un acuerdo general sobre el tamaño de los radios atómicos. Aquí se ilustran solo las tendencias de los radios atómicos, no sus valores precisos.

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Radio iónico. El radio iónico es el radio de un catión o un anión. Es posible medirlo por difracción de rayos X. El radio iónico afecta las propiedades físicas y químicas de un compuesto iónico. Por ejemplo, la estructura tridimensional de un compuesto iónico depende del tamaño relativo de sus cationes y aniones. Cuando un átomo neutro se convierte en un ion, esperamos un cambio en el tamaño. Si el átomo forma un anión, su tamaño (o radio) aumenta, debido a que la carga nuclear permanece constante pero la repulsión que resulta por la adición de un electrón o electrones aumenta el dominio de la nube electrónica. Por otra parte, al desprender uno o más electrones de un átomo se reduce la repulsión electrón-electrón, pero la carga nuclear permanece constante, así que la nube electrónica se contrae y el catión es más pequeño que el átomo. En la figura 1.7 se indican los cambios de tamaño que resulta cuando los metales alcalinos se convierten en cationes, y los halógenos en aniones; la figura 2.8 muestra los cambios de tamaño que ocurren cuando un átomo de litio reacciona con uno de flúor para formar una unidad de LiF. En la figura 1.9 se aprecian los radios de los iones derivados de los elementos más comunes, ordenados de acuerdo con la posición de los elementos en la tabla periódica. Observamos que existen las tendencias paralelas entre los radios iónicos y atómicos. Por ejemplo, tanto el radio atómico como el radio iónico aumentan a medida que se avanza de arriba abajo en un grupo. Para los iones derivados de elementos de diferentes grupos, la comparación sólo tiene significado si los iones son isoelectrónicos. Al examinar iones isoelectrónicos, encontramos que los cationes son más pequeños que los iones. Por ejemplo, 𝑁𝑎+ es menor que 𝐹 − . Ambos iones tienen el mismo número de electrones, pero el Na(Z=11) tiene más

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protones que el F(Z=9). La mayor carga nuclear efectiva de 𝑁𝑎+ da como resultado un radio menor. Si analizamos los cationes isoelectrónicos, observamos que los radios de los iones tripositivos (iones que tienen tres cargas positivas) son más pequeños que los radios de los iones dipositivos (iones que tienen dos cargas positivas) los cuales, a su vez, son más pequeños que los iones monopositivos (iones que tienen una carga positiva). Esta tendencia se aprecia bastante bien con el tamaño de tres iones isoelectrónicos del tercer periodo: 𝐴𝑙 +3 , 𝑀𝑔+2 𝑦 𝑁𝑎+ (vea la figura 2.9). El ion 𝐴𝑙 +3 tiene el mismo número de electrones que el 𝑀𝑔+2 , pero tiene un protón más. Así, la nube electrónica del 𝐴𝑙 +3 es atraído hacia el núcleo con más fuerza que en el caso de 𝑀𝑔+2 , comparado con el radio del 𝑁𝑎+ , se explica de manera semejante. Al examinar los aniones isoelectrónicos encontramos que el radio aumenta a medida que avanzamos desde los iones manonegativos (con carga -1) hacia los iones dinegativos (con carga -2), y así sucesivamente. De esta manera, el ion óxido es mayor que el ion fluoruro porque el oxígeno tiene un protón menos que el flúor; la nube electrónica se extiende más en el 𝑂−2 .

1.7 Comparación del radio atómico con el radio iónico. a) Metales alcalinos y cationes de los metales alcalinos. b) Halógenos y iones halógenos.

Figura 1.8 Cambios en el tamaño del Li y F cuando reaccionan para formar LiF.

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Figura 1.9 El radio iónico (en picómetros) de algunos elementos comunes ordenados de acuerdo con su posición en la tabla periódica Energía de ionización. No sólo hay una relación entre la configuración electrónica y las propiedades físicas; también existe una relación estrecha entre la configuración electrónica (una propiedad microscópica) y el comportamiento químico (una propiedad macroscópica). Como hemos visto a lo largo de este tema, las propiedades químicas de cualquier átomo se determinan a partir de la configuración de los electrones de valencia de sus átomos. La estabilidad de estos electrones extremos se refleja de manera directa en la energía de ionización de los átomos. La energía de ionización es la energía mínima (en kJ/mol) necesaria para remover un electrón de un átomo en un estado gaseosos, en su estado fundamental. En otras palabras, la energía de ionización es la cantidad de energía en kilojoules necesaria para desprender un mol de electrones de 1 mol de átomos en estado gaseoso. En dicha definición se especifica el estado gaseoso de los átomos porque en un átomo en el estado gaseoso no hay influencia de los átomos vecinos y no existe fuerzas intermoleculares (es decir, fuerzas entre las moléculas) que deban tomarse en cuenta al realizar la medición de la energía de ionización. La magnitud de la energía de ionización es una medida de qué tan “fuertemente” se encuentra unido el electrón al átomo. Cuando mayor sea le energía de ionización, más difícil será desprender el electrón. Para los átomos polielectrónicos, la cantidad de energía requerida para desprender el primer electrón del átomo en su estado fundamental. 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 + 𝑋(𝑔) → 𝑋 + (𝑔) + 𝑒 −

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Se denomina primera energía de ionización (𝐼1 ). En la ecuación, X representa un átomo de cualquier elemento y 𝑒 − es un electrón. La segunda energía de ionización (𝐼2 ) y la tercera energía de ionización (𝐼3 ) se muestran en las siguientes ecuaciones: 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 + 𝑋 + (𝑔) → 𝑋 +2 (𝑔) + 𝑒 − segunda ionización 𝑒𝑛𝑒𝑟𝑔í𝑎 + 𝑋 +2 (𝑔) → 𝑋 +3 (𝑔) + 𝑒 − tercera ionización El patrón continúa para desprender los electrones subsecuentes. Cuando se desprende un electrón de un átomo neutro, disminuye la repulsión entre los electrones restantes. Debido a que la carga nuclear permanece constante, se necesita más energía para desprender otro electrón del ion cargado positivamente. Así, las energías de ionización siempre aumentan en el siguiente orden: 𝐼1 < 𝐼2 < 𝐼3 < ⋯ En la tabla 1.2 se muestran la energía de ionización de los primeros 20 elementos. La ionización siempre es un proceso endotérmico. Por convenio, la energía absorbida por los átomos (o iones) durante el proceso de ionización tiene valor positivo. Así, todas las energías de ionización son cantidades positivas. En la figura 1.11 se ilustra la variación de la primera energía de ionización con el número atómico. El grafico muestra claramente la periodicidad en la estabilidad del electrón atraído con menos fuerza. Observe que, salvo por algunas irregularidades, la primera energía de ionización de los elementos de un periodo aumenta a medida que se incrementa el número atómico. Esta tendencia se debe al aumento de la carga nuclear efectiva de izquierda a derecha (como en el caso de la variación de los radios atómicos). Una mayor carga nuclear efectiva significa que el electrón externo es atraído con mayor fuerza y por tanto la primera energía de ionización es mayor. Una característica importante de la figura 1.11 son los máximos, que corresponden a los gases nobles. Tenemos la tendencia a asociar las configuraciones electrónicas de capa de valencia llena con un grado inherente de estabilidad química. Las energías de ionización altas de los gases nobles, consecuencia de su carga nuclear efectiva grande, son parte de la razón de esta estabilidad. De hecho, el helio (1𝑠 2 ) tiene la primera energía de ionización más alta para de todos los elementos. En la parte baja del grafico de la figura 1.11 se hallan los elementos del grupo IA (los metales alcalinos), que tienen las menores energías de ionización. Cada uno de los metales posee un electrón de valencia (la configuración electrónica externa en 𝑛𝑠1 ), apantallado de manera eficaz por los niveles internos que están completamente llenos. Como consecuencia de esto, resulta energéticamente fácil remover un electrón de un átomo de un metal alcalino para formar un ion positivo (𝐿𝑖 + , 𝑁𝑎+ , 𝐾 + , … ). De manera significativa, las configuraciones electrónicas de cada uno de estos cationes son isoelectrónicas de los gases nobles que los preceden inmediatamente en la tabla periódica. Los elementos del grupo IIA (los metales alcalinotérreos) tienen valores más altos para la primera energía de ionización que los metales alcalinos. Los metales alcalinotérreos ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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cuentan con dos electrones de valencia (las configuraciones electrónicas externas son 𝑛𝑠 2 ). Debido a que los dos electrones s no se apantallan bien entre sí, la carga nuclear efectiva para un átomo de un metal alcalinotérreo es mayor que la del metal alcalino que le precede. La mayoría de los compuestos de los metales alcalinotérreos contienen iones dipositivos (𝑀𝑔 +2 , 𝐶𝑎+2 , 𝑆𝑟 +2 , 𝐵𝑎+2 ). El ion 𝐵𝑒 +2 es isoelectrónico del 𝐿𝑖 + y del He, el 𝑀𝑔+2 es isoelectrónico del 𝑁𝑎+ y del Ne, y así sucesivamente. Como se señala en la figura 1.11, los metales tienen energías de ionización relativamente bajas si se comparan con los metales. Las energías de ionización de los metaloides por lo general se encuentran entre los metales y las de los no metales. La diferencia en las energías de ionización explica por qué los metales siempre forman cationes y los no metales forman aniones en los compuestos iónicos. (El único catión no metálico importante es el ion amonio, 𝑁𝐻4+ ). En grupo determinado, la energía de ionización disminuye a medida que aumenta el número atómico (es decir, hacia abajo del grupo). Los elementos de un mismo grupo tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Sin embargo, a medida que aumenta el número cuántico principal n, de igual manera se incrementa la longitud promedio entre los electrones de valencia y el núcleo. Una mayor separación entre el electrón y el número significa que hay menor atracción, por lo que resulta más fácil desprender un electrón al ir de un elemento a otro hacia abajo del grupo. De la misma manera, el carácter metálico de los elementos de un grupo aumenta de arriba abajo. Esta tendencia es particularmente notoria para los elementos del grupo IIIA al VIIA. Por ejemplo, en el grupo IVA, el carbono es un no metal, el silicio y el germanio son metaloides y el estaño y el plomo son metales. Aunque la tendencia general en la tabla periódica es que la primera energía de ionización aumente de izquierda a derecha, existen algunas irregularidades. La primera excepción se encuentra entre los elementos de los grupos IIA y IIIA del mismo periodo (por ejemplo, al ir del Be al B, y del Mg al Al). La primera energía de ionización de los elementos del grupo IIIA es menor que la de los elementos del grupo IIA porque tienen un solo electrón en el subnivel externo p (𝑛𝑠 2 𝑛𝑝1 ), el cual se encuentra bien apantallado por los electrones internos y por los electrones 𝑛𝑠 2 . En consecuencia, se necesita menor energía para desprender sólo un electrón p que para desprender un electrón s apareado del mismo nivel energético principal. La segunda irregularidad se localiza entre los grupos VA y VIA (por ejemplo, del N al O y del P al S). En los elementos del grupo VA (𝑛𝑠 2 𝑛𝑝3 ), los electrones p se encuentran en tres orbitales diferentes, de acuerdo con las reglas de Hund. En el VIA (𝑛𝑠 2 𝑛𝑝4 ), el electrón adicional debe estar apareado con uno de los tres electrones p. La proximidad entre dos electrones en el mismo orbital provoca gran repulsión electrostática, lo que facilita la ionización de un átomo de un elemento del grupo VIA, incluso cuando la carga nuclear aumenta en una unidad. Por tanto, las energías de ionización para los

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Primera Energía De ionización

elementos del grupo VIA son menores que las de los elementos del grupo VA en el mismo periodo.

Numero atómico (z) Figura 1.11 Variación de la primera energía de ionización con el núcleo atómico. Observe que los gases nobles tienen energías de ionización altas, en tanto que los metales alcalinotérreos tienen energías de ionización bajas Figura 1.12 Energía de ionización (kJ/mol) de los primeros 20 elementos z Elemento Primera Segunda Tercera Cuarta Quita Sexta 1 H 1 312 2 He 2 373 5 251 3 Li 520 7 300 11 815 4 Be 899 1 757 14 850 21 005 5 B 801 2 430 3 660 25 000 32 820 6 C 1 086 2 350 4 620 6 220 38 000 47261 7 N 1 400 2 860 4 580 7 500 9 400 53000 8 O 1 314 3 390 5 300 7 470 11 000 13000 9 F 1 680 3 370 6 050 8 400 11 000 15200 10 Ne 2 080 3 950 6 120 9 370 12 200 15000 11 Na 495.9 4 560 6 900 9 540 13400 16600 12 Mg 738.1 1 450 7 730 10 500 13600 18000 13 Al 577.9 1 820 2 750 11 600 14800 18400 14 Si 786.3 1 580 3 230 4 360 16000 20000 15 P 1 012 1 904 2 910 4 960 6240 21000 16 S 999.5 2 250 3 360 4 660 6990 8500 17 Cl 1 251 2 297 3 820 5 160 6540 9300 18 Ar 1 521 2 666 3 900 5 770 7240 8800 19 K 418.7 3 052 4 410 5 900 8000 9600 20 Ca 589.5 1 145 4 900 6 500 8100 11000 Afinidad electrónica. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Otra propiedad de los átomos que influyen en su comportamiento químico es su capacidad para aceptar uno o más electrones. Dicha propiedad se denomina afinidad electrónica, que es el valor negativo del cambio de energía que se desarrolla cuando un átomo, en estado gaseoso, acepta un electrón para formar un anión. 𝑋 (𝑔) + 𝑒 − → 𝑋 − (𝑔) Considere el proceso en el cual un átomo gaseoso de flúor acepta un electrón: 𝐹 (𝑔 ) + 𝑒 − → 𝐹 − (𝑔 ) ∆𝐻 = −328 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 A la afinidad electrónica del flúor se le asigna un valor de +328 kJ/mol. Cuanto más positiva sea la afinidad electrónica de un elemento, mayor la afinidad de un átomo de dicho elemento para aceptar un electrón. Otra manera de visualizar la afinidad electrónica es considerarla como la energía que se debe suministrar para desprender un electrón de un anión. Para el flúor escribimos 𝐹 − (𝑔 ) → 𝐹 (𝑔 ) + 𝑒 − ∆𝐻 = +328 𝑘𝐽/𝑚𝑜𝑙 De este modo, un valor grande positivo de afinidad electrónica significa que el ion negativo es muy estable (es decir, el átomo tiene una gran tendencia a aceptar un electrón), al igual que una alta energía de ionización de un átomo significa que el electrón es muy estable en el átomo. Experimentalmente, la afinidad electrónica se determina desprendiendo el electrón adicional de un anión. Sin embargo, en contraste con la energía de ionización, la afinidad electrónica es difícil de medir porque los aniones de muchos elementos son inestables. En la tabla 2.3 se aprecian los valores de la afinidad electrónica de algunos elementos representativos y de los gases nobles, y la figura 1.12 es una gráfica de los valores de la afinidad electrónica de los primeros 56 elementos contra el número atómico. La tendencia a aceptar electrones aumenta (los valores de afinidad electrónica se hacen más positivos) al moverse de izquierda a derecha en un periodo. Las afinidades electrónicas de los metales por lo general son menores que las de los no metales. Dentro de un grupo, la variación de los valores es pequeña. Los halógenos (grupo VIA) tienen los valores más altos de afinidad electrónica. Existe una correlación general entre la afinidad electrónica y la carga nuclear efectiva, que también aumenta de izquierda a derecha en un periodo determinado. Sin embargo, como en el caso de las energías de ionización, hay algunas irregularidades. Por ejemplo, la afinidad electrónica de un elemento del grupo IIA es menor que la del elemento correspondiente del grupo IA, y la afinidad electrónica del elemento del grupo VA es menor que la del elemento correspondiente del grupo IVA. Estas excepciones se deben a las configuraciones de los electrones de valencia de los elementos en cuestión. Un electrón adicionado a un elemento del grupo IIA debe terminar en un orbital np de energía superior, donde los electrones 𝑛𝑠 2 podrán apantallarlo de manera efectiva y por lo tanto experimenta una atracción más débil hacia el núcleo. En consecuencia, tiene una afinidad ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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electrónica más baja que la del elemento correspondiente del grupo IA. De igual manera, es más difícil adicionar un electrón a un elemento del grupo VA (𝑛𝑠 2 𝑛𝑝3 ) que al elemento correspondiente de grupo IVA (𝑛𝑠 2 𝑛𝑝2 ) debido a que el electrón adicionado al elemento del grupo VA debe colocarse en un orbital np que ya contiene un electrón y que, por tanto, experimenta una repulsión electrostática mayor. Por último, a pesar del hecho de que los gases nobles tienen una carga nuclear efectiva alta, poseen afinidades electrónicas extremadamente bajas (cero o valores negativos). La razón es que un electrón agregado a una configuración 𝑛𝑠 2 𝑛𝑝6 tiene que ingresar a un orbital (n+1)s, donde será apantallado eficientemente por los electrones internos, y el núcleo ejercerá una atracción débil sobre él. Este análisis también explica por qué especies con capas de valencia completas tienden a ser químicamente estables. Tabla 3.

Electronegatividad. Antes de estudiar los enlaces de más compuestos, es preciso considerar la importancia de la electronegatividad, que es una medida de la tendencia que muestra un átomo de un enlace covalente, a atraer hacia sí los electrones compartidos. Los átomos de los elementos más electronegativos presentan la mayor atracción por los electrones. Son los mismos elementos (agrupados en la esquina superior derecha de la tabla periódica) que muestran la máxima tendencia a ganar electrones para formar iones negativos. Linus Pauling fue el primer químico que desarrolló una escala numérica de electronegatividad. En la escala, se asigna al flúor, el elemento más electronegativo, un valor de 4.0. El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo, seguido del cloro y del nitrógeno. La electronegatividad disminuye con forme aumenta el carácter metálico. Los metales más negativos (los que ocupan la esquina inferior izquierda de la tabla ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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periódica) muestran los valores más bajo de electronegatividad (fig 14). Esta tendencia es congruente con las de la energía de ionización.

Figura 14. Electronegatividad relativa de los elementos. La electronegatividad carece de unidades, pues es un número arbitrario con un valor relativo. La electronegatividad aumenta en un mismo periodo de elementos conforme aumenta el número atómico, pero disminuye dentro de un mismo grupo al aumentar el número atómico En realidad, lo que es importante es la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos por un enlace químico. Cuando se unen dos átomos de un mismo elemento mediante un enlace covalente para forma una molécula diatómica, ambos átomos tienen los mismos valores de electronegatividad; en consecuencia, la diferencia de electronegatividad es cero y el enlace es no polar. Los átomos unidos por enlaces iónico presentan diferencias grandes de electronegatividad. Cuando esta diferencia es mayor de aproximadamente 1.7, se considera que el enlace es primordialmente iónico. Los enlaces covalentes polares presentan diferencias más pequeñas de electronegatividad. Así pues, conforme disminuye la diferencia entre los valores de electronegatividad, aumenta el carácter covalente del enlace. Para el cloruro de hidrógeno gaseoso, la diferencia en los valores de electronegatividad (3.0 – 2.1) es de 0.9. Esta diferencia es inferior a 1.7, por lo que cabe esperar que el carácter del enlace sea más covalente que iónico. Esta predicción concuerda con los experimentos que muestra que el HCl gaseoso es una molécula covalente polar. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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La electronegatividad del hidrogeno es 2.1, indica una vez más que este elemento no es, en efecto, como los elementos metálicos representativos del grupo IA, que tiene un solo electrón de valencia, ni se parece a los elementos representativos del grupo VIIA, a los que les falta un electrón de valencia para tener un nivel energético externo ocupado por completo. En vez de ello, el valor de la electronegatividad del hidrógeno es mucho más próximo al valor correspondiente al carbono, que es 2.5. Tanto el hidrógeno como el carbono tiene un nivel energético externo que está ocupado a la mitad: el hidrógeno tiene un electrón de valencia, de dos que podría tener, y el carbono tiene cuatro electrones de valencia, de los ocho que puede tener. Ambos, el hidrógeno y el carbono, tienden a formar enlaces covalentes. De hecho, los enlaces covalentes entre hidrógeno y carbono están presentes en casi todos los compuestos orgánicos, ejemplo de los cuales son los compuestos etano, eteno y etino 1.12. Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo. Las energías de ionización y la afinidad electrónica ayudan a los químicos a entender los tipos de reacciones en las que participan los elementos, así como la naturaleza de los compuestos que forman. Desde un enfoque conceptual, estas dos medidas se relacionan de manera sencilla: La energía de ionización se refiere a la atracción de un átomo por sus propios electrones, en tanto que la afinidad electrónica expresa la atracción de un átomo por un electrón, de alguna otra fuente; juntos, permiten conocer la atracción de un átomo por los electrones. Con estos dos conceptos es posible estudiar, de forma sistemática, el comportamiento químico de los elementos, al poner atención especial en la relación que hay entre las propiedades químicas y la configuración electrónica. Se ha visto el carácter metálico de los elementos disminuye de izquierda a derecha a lo largo de un periodo y que aumenta de arriba hacia abajo al avanzar dentro de un grupo. Con base en estas tendencias y en el conocimiento de que los metales en general tienen bajas energías de ionización en tanto que los no metales por lo común cuentan con altos valores de afinidad electrónica, a menudo es posible predecir el desarrollo de una reacción en la que intervenga alguno de estos elementos. TENDENCIAS GENERALES DE LAS PROPIEDADES QUIMICAS. Antes de estudiar los elementos en un grupo individual conviene hacer una revisión global de ciertas tendencias. Se ha dicho que los elementos del mismo grupo se parecen entre sí en su comportamiento químico porque tiene configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación, aunque es correcta en términos generales, debe aplicarse con precaución. Los químicos saben, desde hace mucho tiempo, que el primer miembro de cada grupo (el elemento del segundo periodo, desde el litio hasta el flúor) difiere del resto de los miembros del mismo grupo. Por ejemplo, el litio presenta muchas, pero no todas las propiedades características de los mentales alcalinos. De forma semejante, el berilio es, hasta cierto punto, un miembro atípico del grupo IIA y así sucesivamente. La diferencia se atribuye al tamaño inusualmente pequeño del primer miembro de cada grupo. Otra tendencia en el comportamiento químico de los elementos representativos son las relaciones diagonales. Las relaciones diagonales se refieren a las semejanzas que existen ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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entre pares de elementos de diferentes grupos y periodos en la tabla periódica. De manera específica, los tres primeros miembros del segundo periodo (Li, Be y B) presentan muchas semejanzas con los elementos localizados diagonalmente debajo de ellos en la tabla periódica (fig. 1.13)

figura 1.13Relaciones diagonales en la tabla periódica La explicación de este fenómeno es la semejanza en la densidad de carga de cationes. (La densidad de carga es la carga de un ion dividida entre su volumen). Los cationes con densidad de carga parecida reaccionan de manera semejante con los aniones, y por lo tanto forman el mismo compuesto. De esta manera, la química de litio, en algunos aspectos, es semejante a la del magnesio; lo mismo sucede con el berilio y el aluminio, con el boro y el silicio. Se dice que cada uno de estos pares presenta una relación diagonal. Más adelante se verán diversos ejemplos que muestran esta relación. Es necesario recordar que la comparación de las propiedades de los elementos del mismo grupo es mas valida si se trata de elementos del mismo tipo en relación con su carácter metálico. Estos lineamientos se aplican a los elementos de los grupos IA y IIA ya que todos son metálicos, y los elementos de los grupos VIIA y VIIIA, que son todos no metales. En el caso de los grupos IIIA al VIA, donde los elementos cambian de no metales a metales o de no metales a metaloides, es natural esperar una variación mayor en las propiedades químicas aun cuando los miembros del mismo grupo tengan configuraciones electrónicas externas semejantes. A continuación, se revisarán las propiedades químicas de los elementos representativos y de loa gases nobles. Hidrogeno (1𝑠1 ) No hay otra posición totalmente adecuada para el hidrógeno en la tabla periódica. Por tradición, el hidrógeno se presenta en el grupo IA, pero en realidad forma una clase independiente. Al igual que los metales alcalinos, tiene un solo electrón s de valencia y forma un ion monopositivo (𝐻+1 ), el cual se encuentra hidratado en disolución. Por otra parte, el hidrógeno también forma el ion hidruro (𝐻−1 ) en compuestos iónicos como 𝑁𝑎𝐻 y 𝐶𝑎𝐻2 . En este aspecto, el hidrogeno se parece a los halógenos, ya que todos forman iones mononegativos ((𝐹 −1 , 𝐶𝑙 −1 , 𝐵𝑟 −1 𝑒 𝐼 −1 ) en los compuestos iónicos. Los hidruros iónicos reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente: 2𝑁𝑎𝐻(𝑠) + 2𝐻2 𝑂(𝑙 ) → 2𝑁𝑎𝑂𝐻(𝑎𝑐 ) + 𝐻2 (𝑔) 𝐶𝑎𝐻2 (𝑠) + 2𝐻2 𝑂(𝑙 ) → 𝐶𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑎𝑐 ) + 2𝐻2 (𝑔)

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Desde luego, el compuesto más importante del hidrógeno es el agua, que se forma cuando el hidrógeno se quema en el aire: 2𝐻2 (𝑔) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐻2 𝑂(𝑙) Elemento del grupo IA (𝒏𝒔𝟏 , 𝒏 ≥ 𝟐) En la figura 1.14 se muestran los elementos del grupo IA: metales alcalinos. Todos estos elementos tienen baja energía de ionización y, por lo tanto, gran tendencia a perder el único electrón de valencia. De hecho, en la gran mayoría de sus compuestos forma iones monopositivos. Dichos metales son tan reactivos que nunca se encuentran libres en la naturaleza. Reaccionan con agua para producir hidrógeno gaseoso y el hidróxido metálico correspondiente: 2𝑀(𝑠) + 2𝐻2 𝑂(𝑙 ) → 2𝑀𝑂𝐻(𝑎𝑐 ) + 𝐻2 (𝑔) Donde M representa un metal alcalino. Cuando se exponen al aire, pierden en forma gradual su apariencia brillante debido a que se combinan con el oxígeno gaseoso para formar óxidos. El litio forma óxido de litio (que contiene el ion 𝑂−2 ): 4𝐿𝑖(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐿𝑖2 𝑂(𝑠) Todos los demás metales alcalinos forman óxidos y peróxidos (que contienen el ion 𝑂2 −2 ). Por ejemplo, 2𝑁𝑎(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝑁𝑎2 𝑂2 (𝑠) El potasio, el rubidio y el cesio también forman superóxidos (que contienen el ion 02 −1 ): 𝐾 (𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 𝐾𝑂2 (𝑠) La razón de que formen diferentes tipos de óxidos cuando los metales alcalinos reaccionan con el oxígeno tiene que ver con la estabilidad de los óxidos en el estado sólido. Debido a que todos estos óxidos son compuestos iónicos, su estabilidad depende de la fuerza con que se atraen los cationes y los aniones. El litio tiende a formar predominantemente el óxido de litio, porque tal compuesto es más estable que el peróxido de litio. La formación del resto de los óxidos de los metales alcalinos se explica de manera semejante. IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Li Na K Rb Cs Elementos del grupo IIA (𝒏𝒔𝟐 , 𝒏 ≥ 𝟐). En la figura se observan los elementos del grupo IIA. Como grupo, los metales alcalinotérreos son algo menos reactivos que los metales alcalinos. Tanto la primera como la segunda energía de ionización disminuyen desde el berilio hacia el Bario. Tienden a formar iones 𝑀 +2 (donde M representa un átomo de un metal alcalinotérreo), y el carácter ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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metálico aumenta de arriba hacia abajo. La mayoría de los compuestos del berilio (𝐵𝑒𝐻2 y los halogenuros de berilio, como el 𝐵𝑒𝐻2 ), así como algunos compuestos del magnesio (𝑀𝑔𝐻2 , por ejemplo) son moleculares, más que iónicos, por naturaleza.} IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Be Mg Ca Sr Ba La reactividad de los metales alcalinotérreos con el agua varía en forma considerable. El berilio no reacciona con el agua; el magnesio lo hace lentamente con el vapor de agua; el calcio, el estroncio y el bario son lo suficientemente reactivos para reaccionar con agua fría: 𝐵𝑎(𝑠) + 2𝐻2 𝑂(𝑙 ) → 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 (𝑎𝑐 ) + 𝐻2 (𝑔) La reactividad de los metales alcalinotérreos con el oxígeno también aumenta desde el Berilio (Be) hasta el Baria (Ba). El berilio y el magnesio forman óxidos (BeO y MgO) sólo a temperatura elevada, en tanto que 𝐶𝑎𝑂, 𝑆𝑟𝑂 𝑦 𝐵𝑎𝑂 se forman a temperatura ambiente. El Magnesio reacciona con los ácidos en disolución acuosa liberando hidrógeno gaseoso: 𝑀𝑔(𝑠) + 2𝐻 +1 (𝑎𝑐 ) → 𝑀𝑔+2 (𝑎𝑐 ) + 𝐻2 (𝑔) El calcio, el estroncio y el bario reaccionan además con disoluciones acuosas de ácidos para producir hidrógeno gaseoso. Sin embargo, como estos metales también reaccionan con el agua, ocurren dos reacciones diferentes simultaneas. Las propiedades químicas del calcio y del estroncio proporcionan un ejemplo interesante de semejanza periódica de grupos. El estroncio-90, un isótopo radiactivo, es uno de los productos principales de la explosión de una bomba atómica. Si una bomba atómica estalla en la atmósfera, el estroncio-90 formado se deposita lentamente en la tierra y en el agua y llega a los humanos a través de una cadena alimentaria más o menos corta. Por ejemplo, si las vacas comen hierba y toman agua contaminada, el estroncio-90 se encontrará en la leche. Debido a que el calcio y el estroncio son químicamente semejantes, los iones 𝑆𝑟 +2 pueden reemplazar a los iones 𝐶𝑎+2 en los huesos de los humanos. La exposición constante del cuerpo a la radiación de alta energía que emiten los isotopos de estroncio-90 puede producir anemia, leucemia y otras enfermedades crónicas. Elementos del grupo IIIA (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟏 , 𝒏 ≥ 𝟐) El primer miembro del grupo IIIA, el boro, es un metaloide; el resto son metales. La figura. El boro no forma compuestos iónicos binarios y no reacciona con el oxígeno gaseoso ni con el agua. El siguiente elemento, el aluminio, forma fácilmente óxido de aluminio cuando se expone al aire: 4𝐴𝑙(𝑠) + 3𝑂2 8(𝑔) → 2𝐴𝑙2 𝑂3 (𝑠) ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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El aluminio que tiene una capa protectora de óxido de aluminio es menos reactivo que el aluminio elemental. El aluminio sólo forma iones tripositivos. Reacciona con ácido clorhídrico como sigue: 2𝐴𝑙(𝑠) + 6𝐻 +1 (𝑎𝑐 ) → 2𝐴𝑙+3 (𝑎𝑐 ) + 3𝐻2 (𝑔) Los demás elementos metálicos del grupo IIIA forman tanto monopositivos como iones tripositivos. Al moverse hacia abajo del grupo, se encuentra que los iones monopositivos son mas estables que los iones tripositivos. IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA B Al Ga In Tl Los elementos metálicos de grupo IIIA también forman muchos compuestos moleculares. Por ejemplo, el aluminio reacciona con el hidrógeno para formar 𝐴𝑙𝐻3 , que se parece al 𝐵𝑒𝐻2 en sus propiedades. (Esto constituye un ejemplo de las relaciones diagonales) Así, al desplazarse de izquierda a derecha a lo largo de la tabla periódica, se observa un cambio gradual de carácter metálico o no metálico en los elementos representativos. Elementos del grupo IVA (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟐 , 𝒏 ≥ 𝟐) El primer miembro del grupo IVA, el carbono, es un no metal y los dos miembros siguientes, silicio y germanio, son metaloides. (figura). Estos elementos no forman compuestos iónicos. Los elementos metálicos de este grupo, estaño y plomo, no reaccionan con agua, pero si con ácidos (ácido clorhídrico, por ejemplo) para liberar hidrógeno gaseoso: 𝑆𝑛(𝑠) + 2𝐻 +1 (𝑎𝑐 ) → 𝑆𝑛+2 (𝑎𝑐 ) + 𝐻2 (𝑔) 𝑃𝑏(𝑠) + 2𝐻+1 (𝑎𝑐 ) → 𝑃𝑏 +2 (𝑎𝑐 ) + 𝐻2 (𝑔) Los elementos del grupo IVA forman compuestos con el estado de oxidación +2 y +4. Para el carbono y el silicio, el estado de oxidación +4 es el más estable. Por ejemplo, 𝐶𝑂2 es más estable que CO y 𝑆𝑖𝑂2 es un compuesto estable, mientras se SiO no existe en condiciones normales; sin embargo, a medida que se describe en el grupo se invierte la tendencia en estabilidad. En los compuestos del estaño, el estado de oxidación +4 es sólo ligeramente más estable que el estado de oxidación +2. En los compuestos del plomo, el estado de oxidación +2 es, sin duda, el mas estable. La configuración electrónica externa del plomo es 6𝑠 2 6𝑝2 , y tiende a perder sólo los electrones 6p (para formar 𝑃𝑏+2 ) en lugar de perder tanto los electrones 6p como los 6s (para formar 𝑃𝑏+4 ).

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IA

VIIIA IIA

IIIA IVA VA VIA VIIA C Si Ge Sn Pb

Elementos del grupo VA (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟑 , 𝒏 ≥ 𝟐) En el grupo VA, el nitrógeno y el fosforo son no metales, el arsénico y el antimonio son metaloides y el bismuto es un metal. Así, es de esperar una mayor variación en las propiedades dentro de un grupo. El nitrógeno elemental es un gas diatómico (𝑁2 ). Forma numerosos óxidos (𝑁𝑂, 𝑁2 𝑂, 𝑁𝑂2 , 𝑁2 𝑂4 𝑦 𝑁2 𝑂5 ) de los cuales sólo el 𝑁2 𝑂5 es un sólido; los otros son gases. El nitrógeno tiende a aceptar tres electrones para formar el ion nitruro, 𝑁 −3 (por lo que adquiere la configuración electrónica 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝6 , que es isoeléctrica del neón). La mayor parte de los nitruros metálicos (𝐿𝑖3 𝑁 𝑦 𝑀𝑔3 𝑁2 , por ejemplo) son compuestos iónicos. El fósforo existe como moléculas de 𝑃4 . Forma dos óxidos sólidos de fórmula 𝑃4 𝑂6 𝑦 𝑃4 𝑂10 . Los oxiácidos importantes, 𝐻𝑁𝑂3 𝑦 𝐻3 𝑃𝑂4 , se forman cuando los siguientes óxidos reaccionan con agua: 𝑁2 𝑂5 (𝑠) + 𝐻2 𝑂(𝑙) → 2𝐻𝑁𝑂3 (𝑎𝑐) 𝑃4 𝑂10 + 6𝐻2 𝑂(𝑙) → 4𝐻3 𝑃𝑂4 (𝑎𝑐) El arsénico, el antimonio y el bismuto tiene estructuras tridimensionales externas. El bismuto es un no metal mucho menos reactivo que los metales de los grupos anteriores. IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA N P As Sb Bi Elementos del grupo VIA (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟒 , 𝒏 ≥ 𝟐) Los primeros miembros del grupo VIA (Oxígeno, azufre y selenio) son no metales y los dos últimos (telurio y polonio) son metaloides. El oxígeno es un gas diatómico; el azufre y el selenio elementales tienen la fórmula molecular 𝑆8 y 𝑆𝑒8 , respectivamente; el telurio y el polonio poseen estructura tridimensional más extensa. (El polonio es un elemento radiactivo difícil de estudiar en el laboratorio). El oxígeno tiende a aceptar dos electrones para formar el ion óxido (𝑂−2 ) en muchos compuestos iónicos. El azufre, el selenio y el ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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telurio también forman aniones dinegativos (𝑆 −2 , 𝑆𝑒 −2 𝑦 𝑇𝑒 −2 ). Los elementos de este grupo (en especial el oxígeno) forman una gran cantidad de compuestos moleculares con los no metales. Los compuestos importantes del azufre son 𝑆𝑂2 , 𝑆𝑂3 𝑦 𝐻2 𝑆. El ácido sulfúrico se forma cuando el trióxido de azufre reacciona con agua: 𝑆𝑂3 (𝑔) + 𝐻2 𝑂(𝑙) → 𝐻2 𝑆𝑂4 (𝑎𝑐) IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA O S Se Te Po Elementos del grupo VIIA (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟓 , 𝒏 ≥ 𝟐) Todos los halógenos son no metales con la formula general 𝑋2 , en donde X representa un elemento halógeno. Debido a su gran reactividad, los halógenos nunca se encuentran en estado elemental en la naturaleza. (El último miembro del grupo VIIA, el astato, es un elemento radiactivo. Poco se sabe acerca de propiedades). El flúor es tan reactivo que reacciona con agua para generar oxígeno: 2𝐹2 (𝑔) + 2𝐻2 𝑂(𝑙 ) → 4𝐻𝐹(𝑎𝑐 ) + 𝑂2 (𝑔) En realidad, la reacción entre el flúor molecular y el agua es muy compleja; los productos formados dependen de las condiciones de la reacción. La reacción mostrada aquí es uno de varios posibles cambios. Los halógenos tienen altas energías de ionización y gran afinidad electrónica. Los aniones derivados de los halógenos (𝐹 −1 , 𝐶𝑙 −1 , 𝐵𝑟 −1 𝑒 𝐼 −1 ) se denominan halogenuros. Son isoelectrónicos de los gases nobles que se localizan a su derecha en la tabla periódica. Por ejemplo, el 𝐹 −1 es isoelectrónico del Ne, el 𝐶𝑙 −1 del Ar y así sucesivamente. La gran mayoría de los halogenuros de los metales alcalinos y alcalinotérreos son compuestos iónicos. Los halógenos también forman muchos compuestos moleculares, entre ellos mismos (𝐼𝐶𝑙 𝑦 𝐵𝑟𝐹3) y con elementos no metálicos de otros grupos (como 𝑁𝐹3 , 𝑃𝐶𝑙5 𝑦 𝑆𝐹6 ). Los halógenos reaccionan con hidrógeno para formar halogenuros de hidrógeno: 𝐻2 (𝑔) + 𝑋2 → 2𝐻𝑋(𝑔) Esta reacción es explosiva cuando se utiliza flúor, pero se vuelve cada vez menos violenta según se sustituye por cloro, bromo y yodo. Los halogenuros de hidrógeno se disuelven en agua para formar los ácidos halhídricos. El ácido fluorhídrico (HF) es un ácido débil (es decir, es un electrolito débil) pero otros ácidos halhídricos (𝐻𝐶𝑙, 𝐻𝐵𝑟 𝑦 𝐻𝐼) son ácidos fuertes (electrolitos fuertes).

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IA

VIIIA IIA

IIIA IVA VA VIA VIIA F Cl Br I At

Elementos del grupo VIIIA (𝒏𝒔𝟐 𝒏𝒑𝟔 , 𝒏 ≥ 𝟐) Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienen llenos por completo los subniveles externos ns y np, lo que le confiere una gran estabilidad. (El helio es 1𝑠 2 ). Las energías de ionización de los elementos del grupo VIIIA se encuentran entre las más altas de todos los elementos y no tienen tendencia a aceptar más electrones. Por años a estos elementos se les llamo gases inertes por su falta de reactividad. Hasta 1963 nadie había logrado preparar un compuesto que contuviera alguno de estos elementos. El químico británico Neil Bartlett cambio la visión de los químicos con respecto a estos elementos cuando expuso el xenón frente al hexafluoruro de platino, un reactivo oxidante fuerte, y ocurrió la siguiente reacción; 𝑋𝑒(𝑔) + 𝑃𝑡𝐹6 (𝑔) → 𝑋𝑒𝑃𝑡𝐹𝑔 (𝑠) Desde entonces se han preparado numerosos compuestos de Xe (𝑋𝑒𝐹4 , 𝑋𝑒𝑂3 , 𝑋𝑒𝑂4 . 𝑋𝑒𝑂𝐹4) y unos cuantos compuestos de kriptón (𝐾𝑟𝐹2, por ejemplo). Sin embargo, a pesar del gran interés por la química de los gases nobles, sus compuestos no tienen ninguna aplicación industrial y no están involucrados en procesos biológicos naturales. No se conoce compuestos como el helio, neón ni argon. IA VIIIA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA He Ne Ar Kr Xn Rn Comparación de los elementos del grupo IA con los del grupo IB.) con los elementos del grupo IB (Cobre, plata y oro), se llega a una conclusión interesante. A pesar de los metales de estos dos grupos tiene configuraciones electrónicas externas semejantes, con un electrón en el orbital s externo, sus propiedades químicas son muy diferentes. Los valores de la primera energía de ionización para el Cu, Ag y Au son 745kJ/mol, 731 kJ/mol y 890 kJ/mol, respectivamente. Debido a que estos valores son considerablemente mayores que aquellos de los metales alcalinos, los elementos del grupo IB son mucho ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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menos reactivos. Los altos valores de le energía de ionización de los elementos del grupo IB se deben al apantallamiento incompleto del núcleo por los electrones d internos (en comparación con el apantallamiento más eficaz de los núcleos completos de gases nobles9 Como consecuencia, de los electrones s externos de estos elementos son atraídos con más fuerza por el núcleo. De hecho, el cobre, la plata y el oro son tan poco reactivos que por lo general se encuentran sin combinar en estado natural. La poca reactividad y lo raro que resultan estos metales han hecho que tengan gran valor en la manufactura de monedas y joyería. Por esta razón estos metales también se llaman “metales de acuñar”. La diferencia en las propiedades químicas entre los elementos del grupo IIA (los metales alcalinotérreos) y los no metales del grupo IIB (zinc, cadmio y mercurio) se explican en forma semejante. 1.13. Elementos de importancia económica, industrial y ambiental en la región o en el país. ELEMENTOS DE IMPORTANCIA ECONOMICA: Hidrogeno (H) Los principales usos del hidrogeno son: a) Para la producción de amoniaco (N3H) por el proceso (Haber). b) En la producción del ácido clorhídrico al combinarse con cloro, en la síntesis del alcohol metilito (CH3OH) al combinar con monóxido de carbono. c) Refinación de petróleo. d) Hidrógeno de aceite. Boro (B) Este no metal se utiliza como fertilizante foliar o edáfico. Carbono © Este metal es importante ya que forma parte de numerosos compuestos y son importantes para la vida cotidiana del ser humano. También forma parte de las estructuras de las grasas o lípidos de la cual la parte estructural está formada por el glicerol y glicerina el cual es un alcohol. El carbono también forma parte de las estructuras de ácidos nucleicos, vitaminas. Nitrógeno (N) La mayor parte del nitrógeno se encuentra en el aire de la atmósfera y se usa para fabricar amoniaco al combinarse con el hidrogeno en su forma líquida, el nitrógeno se utiliza como congelante Oxigeno (O) Este elemento también se encuentra en el aire de la atmósfera y es muy importante en la vida del ser humano ya que él depende de su respiración. También se utiliza ampliamente en la industria y también se utiliza en la soldadura autógena o acetilénica. Cloro (Cl) Se utiliza para la elaboración de plástico disolvente, pesticidas, producto farmacéutico, refrigerante y colorante. También se utiliza en la desinfección y para bloquear textiles. Bromo (Br) Los compuestos orgánicos que contienen bromo se utilizan como intermediarios en las síntesis industriales de colorantes. Los bromuros inorgánicos se utilizan como medicina en el blanqueo de tejidos y en fotografías bromuro de plata. Yodo (I) Sus compuestos no se usan tan extensamente como las de otros halógenos del grupo VIIA y sus principales usos: productos farmacéuticos, pinturas, para fotografía en su forma de yoduro de plata y también como desinfectantes. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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ELEMENTOS DE IMPORTANCIA INDUSTRIAL. Aluminio es resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por los que se emplea en la construcción de vehículos, aviones y utensilios domésticos. Se extrae de la bauxita por reducción electrolítica. Cobalto se emplea en la elaboración de aceros especiales debido a su alta resistencia al calor, corrosión y fricción. Se emplea en herramienta mecánica de alta velocidad, imanes y motores. En forma de polvo, se emplea como pigmento azul para el vidrio. Su isótopo radiactivo se emplea en el Instituto Nacional de Investigación Nuclear (ININ) de México, por que produce radiaciones gamma. Mercurio es resistente a la corrosión y un bueno conductor eléctrico. Se usa en la fabricación de instrumentos de presión, baterías, termómetro, barómetro, amalgamas dentales, sosa cáustica, medicamentos e insecticidas. Antimonio se utiliza, metal de imprenta, baterías y textiles. Plata se emplea en la acuñación de monedas y manufacturas de vajillas y joyas, en fotografías, aparatos eléctricos, aleaciones y soldaduras. Cobre usado principalmente como conductor eléctrico, en la elaboración de monedas y aleaciones como el latón y bronce. Plomo se emplea para la fabricación de barias y acumuladores, de pinturas, soldaduras e investigaciones nucleares. Hierro se utiliza en la industria, el arte y la medicina. Para fabricar acero, cemento, fundiciones de metales ferrosos, además es un componente importante de la sangre contenido en la hemoglobina. Oro es el patrón monetario internacional, sus aleaciones se emplean en joyerías, y ornamentos, piezas dentales y equipo científicos de elaboración. En la actualidad se ha reemplazado por iridio y rutenio en la joyera, y en piezas dentales, por platino y paladio. ELEMENTOS DE IMPORTANCIA AMBIENTAL: Bromo sus vapores contamina el aire, además sus compuestos derivados solo la cromógenos y venenosos. Azufre sus óxidos (SO2 y SO3) contaminan el aire y mezclados con agua producen la lluvia ácida. Algunas sustancias como los derivados clorados, sulfatos y ácidos son corrosivos, el gas H2S es sumamente toxico y contamina el aire. Cadmio contamina el agua y el aire es constituyente de algunos fertilizantes que contaminan el suelo. Mercurio contamina el agua, el aire y causa envenenamiento. Las algas lo absorben, luego los peces y finalmente el hombre. Los granos lo retienen y como el hombre los ingiere, lo incorpora a sus tejidos. También puede absorberse por la piel. Antimonio el envenenamiento por antimonio se produce por ingestión, inhalación de vapor y principalmente por un gas llamado estibina. Arsénico en general, todos sus compuestos y derivados son altamente tóxicos. Fósforo debido a que se emplea en la síntesis de pinturas, plaguicidas y fertilizantes, contaminan el aire, el suelo y el agua.

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Plomo contaminan el aire, el agua y el suelo (produce graves daños a la agricultura), y cuando se inhala o se ingiere como alimento, se acumula en el cuerpo y produce una enfermedad conocida como saturnismo. Cloro sus vapores contaminan el aire y son corrosivo. En forma de clorato, contamina el agua, además de forma mezcla explosiva con compuestos orgánicos que dañan el hígado y el cerebro. Algunos medicamentos que contienen cloro afectan al sistema nervioso. Cromo en su forma de cromato soluble contamina el agua. Sus compuestos son perjudiciales para el organismo, pues destruyen todas las células. Manganeso los polvos y humos que contienen manganeso causan envenenamientos y atrofian el cerebro, cuando se inhala, además de contaminar el agua. ACTIVIDADES A REALIZAR PARA EL PORTAFOLIOS DE EVIDENCIAS. 1.- Elaboren un cuadro sinóptico de Materia: Estructura, composición, estados de agregación y clasificación por propiedades tema 1.1 2.- Elaboren un diagrama de cajas de los temas: Sustancias puras: elementos y compuestos; Dispersiones o mezclas. Tema 1.2 y 1.3 3.- Elaboren un cuadro comparativo de la Caracterización de los estados de agregación: sólido cristalino, líquido, sólido, vítreo y gel. Tema 1.4 4.- Elaboren un mapa mental de los cambios de estado Tema 1.5 5.- Investiga y elabore un resumen de la Base experimental de la teoría cuántica y estructura atómica (Mínimo una cuartilla) Tema 1.7 6.- Elaboren una línea del tiempo de él desarrollo de la tabla periódica moderna. Tema 1.9, 1,10 7.- Elaboren un mapa conceptual de las propiedades atómicas y variaciones periódicas: carga nuclear efectiva, radio atómico, radio iónico, energía de ionización, afinidad electrónica, electronegatividad. Tema 1.11 8.- Elabore un cuestionario de 10 preguntas del tema Propiedades químicas y su variación periódica: tendencias generales y por grupo. Tema 1.13 ELVALOR DE CADA UNA DE LAS ACTIVIDADES ES 60/8 ENTREGADO EN TIEMPO Y FORMA TIENE MAS VALOR ENTREGADO DESPUES DE LA FECHA SON 50 PUNTOS DE 60 CUESTIONARIO TEMA 1 QUIMICA IND 1) Es cualquier cosa que ocupa un lugar en el espacio y que tiene masa; se puede ver y tocar R.- La materia 2) Es la que consiste de partículas extremadamente pequeñas agrupadas juntas para formar el átomo. R.- La materia 3) Es la unidad elemental básica de la materia que puede experimentar un cambio químico, y está constituido por las partículas elementales. R.- El átomo 4) Es el que se constituye de dos partes diferenciadas que son la corteza y el núcleo. R.- El átomo 5) Es el que tiene carga positiva y constituida por las partículas elementales, protones (+) y neutrones (neutros); toda la masa se encuentra en él. R.- El núcleo 6) Es la que esta constituida por las partículas elementales electrones que dota de carga negativa y rodean al núcleo; se considera exenta de masa. R.- La corteza

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PROGRAMA DE QUIMICA 7) Son las formas en que toda sustancia puede existir, al menos en principio, en los tres estados: sólido, líquido y gaseoso. R.-Estados de agregación 8) Son las que se agrupan generalmente en dos amplias categorías: propiedades físicas y propiedades químicas. R.- Propiedades de la materia 9) Es la propiedad que tiene una muestra de materia mientras no cambie su composición; puede cambiar su estado físico, de sólido a gas, etc. Por ejemplo: color, olor, densidad, punto de fusión, punto fe ebullición y dureza. R.-Propiedades físicas 10) Son propiedades que describen la forma en que una sustancia puede cambiar o reaccionar para formar otras sustancias. Ejemplo: la capacidad de una sustancia para arder en presencia de oxígeno. R.- Propiedades químicas 11) Es una forma de materia que tiene una composición definida (constante) y propiedades características; difieren entre sí en su composición y pueden identificarse por su apariencia, olor, sabor y otras propiedades. R.- Una sustancia 12) Es una sustancia que no se puede separar en sustancias más simples por medios químicos; se han identificado 115, de los cuales 83 se encuentran en forma natural en la Tierra; se representan mediante símbolos de una a dos letras. R.- Un elemento 13) Es una sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones definidas. R.- Un compuesto. 14) Es una combinación de dos o más sustancias en las cual las sustancias conservan sus propiedades características; no tienen composición constante; pueden ser homogéneas y heterogéneas. R.- Las mezclas 15) Es la mezcla que tiene una apariencia totalmente uniforme por lo que sus componentes no pueden distinguirse a simple vista. R.- Mezcla homogénea 16) Es la mezcla que presenta una composición no uniforme, sus componentes pueden distinguirse a simple vista, en otras palabras, se observan diferentes sustancias; se compone de dos o mas fases. R.- Mezcla Heterogénea 17) Son aquellos en los que los átomos, iones o moléculas se repiten de forma ordenada y periódica en las tres direcciones. R.- Sólido cristalino 18) Es el estado de agregación se presenta como cuerpos de forma definida; sus átomos a menudo se entrelazan formando estructuras estrechas definidas, lo que les confiere la capacidad de soportar fuerzas sin deformación aparente, generalmente son duros, resistentes, y en ellos la fuerza de atracción son mayores que las de repulsión. R.- Estado sólido. 19) Es el estado de agregación que tiene la capacidad de fluir y adaptarse a la forma del recipiente que lo contiene; existe aún cierta unión entre los átomos del cuerpo, aunque mucho menos intensa que en los sólidos. R.- Estado liquido 20) Es el paso de un sólido al estado líquido por medio del calor; durante este proceso endotérmico. R.Fusión 21) Es el paso de un líquido a sólido por medio del enfriamiento; el proceso es exotérmico. R.Solidificación 22) Son los procesos físicos en los que un líquido pasa a estado gaseoso. R.- Vaporización o ebullición 23) Es el cambio de estado de la materia que se pasa de forma gaseosa a forma líquida. R.- Condensación 24) Es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. R.- sublimación 25) Es la propiedad que depende de la cantidad de materia. R.- Propiedad extensiva 26) Es la propiedad que no depende de cuanta materia se considere. R.- Propiedad intensiva 27) Es la teoría que es la base de los estudios del átomo, los núcleos y las partículas elementales, pero también en teoría de la información, criptografía y química, R.- mecánica cuántica

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PROGRAMA DE QUIMICA 28) Es la base de una clasificación de todos los elementos químicos fundamentada en sus números atómicos y sus propiedades químicas. R.- La periodicidad química 29) Es el químico que elaboró un informe que mostraba una relación entre las masas atómicas de ciertos elementos y sus propiedades en 1817; destaca la existencia de similitudes entre elementos agrupados en tríos; pudo contar con unas 20 triadas en su tiempo. R.- Döbereiner. 30) Es el químico francés que enuncio la ley de las octavas propiedades que se repiten cada ocho elementos; pero esta ley no puede aplicarse a los elementos más allá del calcio. R.- Newlands 31) Son los que se representan con las letras A y B, siendo el grupo A el de los llamados representativos y el grupo B el de los elementos metálicos de transición. R.- Grupos o Familias. 32) Es el que está formado por un conjunto de elementos que, teniendo propiedades químicas diferentes, mantienen en común el presentar igual número de niveles con electrones en su envoltura y se aprecian siete en la tabla periódica. R.- Periodo 33) Es un buen conductor del calor y de la electricidad, la mayoría son de este tipo de material en la tabla periódica R.- Un Metal 34) Son los que generalmente no son buenos conductores del calor y la electricidad y son 17 en la tabla periódica. R.- Un no metal 35) Es el nombre que recibe el grupo IA de la tabla periódica R.- Metales alcalinos 36) Es el nombre que recibe el grupo VIIA de la tabla periódica R.- Halógenos 37) Son los gases constituyentes de la atmosfera en menos del 1%. R.- Gases nobles 38) Es el que está definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos adyacentes y por medio de él es posible determinar el tamaño del átomo. R.- Radio atómico 39) Es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo de un elemento en estado gaseoso. R.- Energía de Ionización. 40) Es la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental para capturar un electrón y forma un ion mononegativo. R.- Afinidad electrónica 41) Son los metales que con el agua forman hidróxidos e hidrogeno, con los halógenos forman sales binarias R.- Metales alcalinos 42) Son los elementos de la tabla periódica que se localizan en el nivel VIIA y reciben el nombre de formadores de sales, con el hidrógeno reaccionan para formar ácidos. R.- Halógenos 43) Son los metales que constituyen las familias IXA a XVIIA de la clase o bloque d, los átomos de estos elementos tiene incompleto sus niveles cuánticos más exteriores, se caracterizan por tener el orbital d incompleto. Metales de transición 44) Es el metal que se utiliza en la formación de baterías, tuberías, soladuras, cerámicas, protectores contra la radiación y tetraetilo de plomo el cual se usa como antidetonante de las gasolinas. R.- Plomo 45) Es un metal de transición interna que se emplea en la construcción de reactores nucleares y para producir electricidad en las plantas nucleoeléctricas. R.- Uranio 46) Es el elemento de la tabla periódica que forma parte de la estructura de las grasas o lípidos, ácidos nucleicos, vitaminas. R.- Carbono 47) Es el elemento de la tabla periódica que se usa para fabricar amoniaco al combinarse con el hidrogeno en su forma líquida, se utiliza también como congelante. R.- Nitrógeno 48) Es el elemento de la tabla periódica que es resistente a la corrosión, se puede laminar e hilar por lo que se emplea en la construcción de vehículos, aviones y utensilios domésticos. Se extrae de la bauxita por reducción electrolítica. R.- Aluminio 49) Es el elemento de la tabla periódica que se utiliza en la acuñación de monedas y manufactura de vajillas y joyas, en fotografía, aparatos eléctricos, aleaciones y soldadura. R.- Plata

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PROGRAMA DE QUIMICA 50) Es el elemento de la tabla periódica que se usa para la fabricación del acero, fundiciones de metales ferrosos, además es un componente importante de la sangre contenido en la hemoglobina. R.- Hierro 51) Es el elemento de la tabla periódica que sus óxidos contaminan el aire y mezclados con agua producen la lluvia acida. R.- Azufre 52) Es el elemento de la tabla periódica que sus vapores contamina el aire y son corrosivos; algunos medicamentos que contiene este elemento afectan el sistema nervioso. R.- Cloro 53) Es el elemento de la tabla periódica que sus aleaciones se utilizan en joyería y ornamentos R.- El oro

Tema 2. Enlaces Químicos y el Estado Sólido (Cristalino) 2.1. Introducción. En este tema se compararán las características de los enlaces químicos, que son las fuerzas de atracción que mantiene unidos entre si a los átomos o iones, para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de las propiedades físicas y químicas de la misma. Los enlaces son también responsables de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra. Por ejemplo, la sal se disuelve en agua mucho mejor que en aceite, debido a las diferencias en los enlaces. Ciertas sustancias que se disuelven en agua pueden conducir la electricidad, pero otras no. El alcohol etílico se evapora con más rapidez que el agua. La cera se funde a baja temperatura, pero la sal tiene un punto de fusión elevado. Estas propiedades de las sustancias, y muchas más, están relacionadas estrechamente con sus enlaces químicos. 2.2. Conceptos de enlace químico. Enlace químico son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre si a los átomos o iones, para formar moléculas o cristales. Del libro fundamentos de química, segunda edición de Ralph A. Burns Enlace químico siempre que átomos o iones se unen fuertemente unos a otros. Del libro Química la ciencia central, Novena edición de Brown LeMay Bursten Enlace químico son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos para formar moléculas. Del libro Química Inorgánica, tercera edición de Francisco Higinio Recio del Bosque. Enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. De Wikipedia 2.3. Clasificación de los enlaces químicos. Siempre que átomos o iones se unen fuertemente unos a otros, decimos que hay un enlace químico entre ellos. Hay tres tipos generales de enlaces químicos: iónicos, covalentes y metálicos. El término enlace iónico se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con carga opuesta. Los iones podrían formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. Las sustancias iónicas casi siempre son el resultado de

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la interacción entre mentales de la extrema izquierda de la tabla periódica y no metales de la extrema derecha (excluidos los gases nobles, grupo VIII) Un enlace covalente es el resultado de compartir electrones entre dos átomos. Los ejemplos más conocidos de enlaces covalentes se observan en las interacciones de los elementos no metálicos entre sí. Los enlaces metálicos se encuentran en metales como el cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos. Los electrones de enlace tienen relativa libertad para moverse dentro de toda la estructura tridimensional del metal. Los enlaces metálicos dan pie a propiedades metálicas típicas como elevada conductividad eléctrica y lustre 2.4. Símbolos de Lewis y regla del octeto. Símbolos de Lewis El desarrollo de la tabla periódica y el concepto de configuración electrónica dieron a los químicos los fundamentos para entender como se forman las moléculas y los compuestos. La explicación propuesta por Gilbert Lewis es que los átomos combinan para alcanzar una configuración electrónica más estable. La estabilidad máxima se logra cuando un átomo es isoelectrónico con un gas noble. Cuando los átomos interactúan para formar un enlace químico, sólo entran en contacto sus regiones más externas. Por esta razón cuando se estudia los enlaces químicos se consideran sobre los electrones de valencia. Para reconocer los electrones de valencia y asegurarse de que el número total de electrones no cambia en una reacción química, los químicos utilizan el sistema de puntos desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de Lewis consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento. La siguiente figura indica los símbolos de puntos de Lewis para los elementos representativos y los gases nobles. Observe que, con excepción del helio, el número de electrones de valencia de cada átomo es igual al número del grupo del elemento. Por ejemplo, el Li es un elemento del grupo IA y tiene un punto para un electrón de valencia; el Be es un elemento del grupo IIA y tiene dos electrones de valencia (dos puntos), y así sucesivamente. Los elementos de un mismo grupo poseen configuraciones electrónicas externas similares y, en consecuencia, también se asemejan los símbolos de punto de Lewis. Los metales de transición, lantánidos y actínidos, tienen capas internas incompletas y en general no es posible escribir símbolos sencillos de puntos de Lewis para ellos. En este tema se aprenderá a utilizar las configuraciones electrónicas y la tabla periódica para predecir que tipo de enlace formarán los átomos, así como el número de enlaces de un átomo que se pueden construir de un elemento particular y qué tan estable es el producto.

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Como escribir fórmulas de electrón-punto de Lewis. En este tema se han descrito las fórmulas de electrón-punto de Lewis (estructuras de Lewis) de algunas moléculas covalentes no polares (𝐶𝑙2 𝑦 𝐵𝑟2 ), covalentes polares (𝐻𝐶𝑙 𝑦 𝐻𝐵𝑟) y compuestos iónicos simples (𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝑀𝑔𝐶𝑙2 , 𝑀𝑔3 𝑁2 ). Después de escribir estructuras de Lewis para compuestos sencillos, es necesario aprender a escribir estructuras de Lewis para moléculas poliatómicas y iones. El procedimiento sistemático que sigue, será de utilidad para escribir fórmulas de electrón-punto para estas estructuras más complejas, en especial las constituidas por cuatro átomos o más. Pasos para escribir fórmulas de electrón-punto 1. Escribe primero el símbolo del átomo central de la estructura (si participan tres o más átomos) y dispón los otros átomos en torno al átomo central. Entre los átomos centrales más comunes están los no metales (C, N, P, S y en ocasiones O, en 𝐻2 𝑂, 𝑁2 𝑂, 𝐻𝑂𝐶𝑙 𝑦 𝑂3 ). 2. Establece el número total de electrones de valencia, sumando el número de electrones de valencia correspondientes a cada átomo de la molécula o ion. a. Para un ion negativo, suma a este total un número de electrones igual a la carga negativa del ion. b. Para un ion positivo, resta de este total un número de electrones igual a la carga positiva del ion. 3. Utiliza un enlace sencillo (un par de electrones) para conectar cada átomo al átomo central. Dispón los electrones restantes en torno a los átomos de modo que haya un octeto completo alrededor de cada átomo, excepto el hidrógeno, que nunca tiene mas de dos electrones. (En las estructuras grandes que contienen hidrógeno, como el 𝐻2 𝑆𝑂4 𝑜 𝐻𝑆𝑂4 −1 , el hidrógeno se une al oxígeno, que a su vez se enlaza al átomo central). 4. Si el número total de electrones disponible es inferior al número que se requiere para completar un octeto, desplaza pares electrónicos no enlazantes(externos) en la estructura para crear uno o mas enlaces dobles o triples. (Un doble enlace esta presente en la estructura cuando hacen falta dos electrones; la falta de cuatro electrones indica dos enlaces dobles o un enlace triple)

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Para facilitar la obtención del electrón-punto se utilizará el siguiente procedimiento X Y Z 𝒗 𝒆 + + = 𝑒 𝑣 son los electrones de valencia 𝒓 𝒆 + + = 𝑒 𝑟 son los electrones requeridos 𝒓 𝒗 𝒆 −𝒆 𝑒 son los electrones enlazados 𝒆= 𝟐 𝑒 𝑒 son los electrones enlazados 𝒆 𝒓 𝒗 𝒆 =𝒆 −𝒆 𝑒 𝑙 son los electrones libres 𝒍 𝒗 𝒆 𝒆 =𝒆 −𝒆 Reglas para la escritura de estructura de Lewis. 1. Se busca el átomo central, por los siguientes criterios: a. El que está en menos cantidad b. El que tiene más electrones desapareados c. El menos electronegativo 2. Confeccionar la estructura tomando en cuenta al átomo central y que los hidrógenos nunca van unidos a este 3. Contar loe electrones de enlace 4. Contar los electrones de valencia totales aportados por cada átomo 5. Hacer la resta entre los electrones totales y los de enlace. 6. Si el compuesto es iónico, restar o sumar los electrones según la carga del mismo 7. Acomodar ese restante de electrones alrededor de los átomos de tal manera que todos cumplan con la regla del octeto (excepto el hidrógeno) 8. Si no cumple con la regla del octeto probar con enlaces doble o triples La regla del octeto Los átomos con frecuencia ganan, pierden o comparten electrones tratando de alcanzar el mismo número de electrones que los gases nobles más cercano a ellos en la tabla periódica. Los gases nobles tienen acomodos de electrones muy estables, como revelan sus altas energías de ionización, su baja afinidad electrónica por electrones adicionales y su falta general de reactividad química. Puesto que todos los gases nobles (con excepción del He, que cumple con la regla del dueto) tiene ocho electrones de valencia, muchos átomos que sufren reacciones, también terminan con ocho electrones de valencia. Esta observación ha dado lugar a una pauta conocida como regla del octeto: los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. Un octeto de electrones consiste en subcapas 𝑠 y 𝑝 llenas de un átomo. En términos de símbolos de Lewis, un octeto puede visualizarse como cuatro pares de electrones de valencia dispuestos alrededor del átomo, como en la configuración de Ne en la tabla siguiente. Hay muchas excepciones a la regla del octeto, pero ofrece un marco de referencia útil para introducir muchos conceptos de enlaces importantes. Tabla Símbolos de Lewis Elemento Configuración Símbolo de Elemento Configuración Símbolo electrónica Lewis electrónica de Lewis 1 1 [ ] [ ] Li 𝐻𝑒 2𝑠 𝐿𝑖 ∙ Na 𝐻𝑒 3𝑠 𝑁𝑎 ∙ [𝐻𝑒]2𝑠 2 [𝐻𝑒]3𝑠 2 ∙ 𝐵𝑒 ∙ ∙ 𝑀𝑔 ∙ Be Mg ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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B C

[𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝1 [𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝2

N

[𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝3

O

[𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝4

F

[𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝5

Ne

[𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝6

∙ 𝐵̇ ∙ ∙ 𝐶̇ ∙ ̇ ∙ 𝑁̈ ∙ ̇ : 𝑂̇: ̇ : 𝐹̈ ∙ ̈ : 𝑁𝑒̈ ∙ ̈

Al Si

[𝐻𝑒]3𝑠 2 3𝑝1 [𝐻𝑒]3𝑠 2 3𝑝2

P

[𝐻𝑒]3𝑠 2 3𝑝3

S

[𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝4

Cl

[𝐻𝑒]3𝑠 2 3𝑝5

Ar

[𝐻𝑒]3𝑠 2 3𝑝6

∙ 𝐴𝑙̇ ∙ ∙ 𝑆𝑖̇ ∙ ̇ ∙ 𝑃̈ ∙ ̇ : 𝑆̇ : ̇ : 𝐶𝑙̈ ∙ ̈ : 𝐴𝑟̈: ̈

2.5. Enlace iónico. Los elementos con baja energía de ionización tienden a formar cationes; en cambio, los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico. Por ejemplo, la reacción entre el litio y flúor produce fluoruro de litio, un polvo blanco venenoso que se usa para disminuir el punto de fusión de la soldadura y en la fabricación de cerámica. La configuración electrónica del litio es 1𝑠 2 2𝑠1 y la del flúor es 1𝑠 2 2𝑠 2 2𝑝5 . Cuando estos átomos entran en contacto, el electrón de valencia 2𝑠1 del litio se transfiere al átomo de flúor. Al usar los símbolos de puntos de Lewis, la reacción se representa como:

El enlace iónico en el LiF es la atracción electrostática entre el ion litio con carga positiva y el ion fluoruro con carga negativa. A su vez, el compuesto es eléctricamente neutro. Numerosas reacciones comunes llevan a la formación de enlaces iónicos. Por ejemplo, la combustión del calcio en el oxígeno produce óxido de calcio. 2𝐶𝑎(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐶𝑎𝑂(𝑠) Suponga que la molécula diatómica de oxígeno 𝑂2 se separa primero en átomos de oxígeno, entonces se puede representar la reacción con los símbolos de Lewis:

Hay una transferencia de dos electrones del átomo de calcio al átomo de oxígeno. Advierta que el ion calcio (𝐶𝑎+2 ) tiene configuración electrónica del Argón, el ion óxido (𝑂−2 ) es isoelectrónico con el neón y el compuesto (𝐶𝑎𝑂) es eléctricamente neutro. En muchos casos, el catión y el anión de un compuesto no llevan la misma carga. Por ejemplo, cuando el litio se quema en aire y forma óxido de litio (𝐿𝑖2 𝑂), la ecuación balanceada de la reacción es 4𝐿𝑖(𝑠) + 𝑂2 (𝑔) → 2𝐿𝑖2 𝑂(𝑠) ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Al usar símbolos de puntos de Lewis se escribirá así:

En este proceso, el átomo de oxigeno recibe dos electrones (uno de cada átomo de Li) para formar el ion óxido. El ion litio 𝐿𝑖 +1 es isoelectrónico con el helio. Cuando el magnesio reacciona con el nitrógeno a temperatura elevada se forma el nitruro de magnesio (𝑀𝑔3 𝑁2 ), un compuesto sólido blanco:

En la reacción hay una transferencia de seis electrones (dos de cada átomo de magnesio) a dos átomos de nitrógeno. Los iones magnesio (𝑀𝑔+2 ) y nitruro (𝑁 −3 ) formados son isoelectrónicos con el neón. Como hay tres iones +2 y dos iones -3, las cargas se igualan y el compuesto es eléctricamente neutro. 2.6. Elementos que forman compuestos iónicos. Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y los más aptos para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. En consecuencia, la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo IA o IIA y un halógeno u oxígeno. IA H Li Na K Rb Cs Fr

VIIIA IIA Be Mg Ca Sr Ba Ra

IIIA

IVA

VA

VIA O

VIIA F Cl Br I At

2.7. Propiedades físicas de compuestos iónicos. En términos generales, los metales del lado izquierdo de la tabla periódica reaccionan con los no metales del lado derecho de la misma (con excepción de los gases nobles) para formar sólidos cristalinos estables, que se mantienen estrechamente unidos gracias a los iones con carga opuesta; esto en el enlace iónico. La fuerte atracción que existe dentro de los sólidos iónicos es responsable de sus elevados puntos de fusión, que por lo común se hallan entre los 300 y 1000°C. Todos los compuestos iónicos puros son sólidos a temperatura ambiente; ninguno en un líquido o gas. Los puntos de ebullición de las sustancias iónicas son muy altos (por lo general están entre los 1000 y 1500°C).

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Muchos compuestos iónicos son solubles en agua. Cuando se disuelven en el ella, se disocian; es decir, se descomponen en iones individuales que se mueven con libertad. Los iones se mantienen en solución gracias a su atracción por el agua. La presencia de iones disociados permite que una sustancia conduzca la electricidad. A una sustancia que se disuelve en agua y produce una solución que conduce la electricidad, se le llama electrolito. Aunque los compuestos iónicos no conducen la electricidad en estado sólido, son buenos conductores cuando se funden. Los iones del cristal sólido están fijos, y no pueden moverse con libertad ni conducir una corriente. En contraste, una corriente eléctrica puede fluir con facilidad a través de una muestra fundida del compuesto iónico, porque los iones individuales están disociados (están separados unos de otros) y se mueven con libertad hacia un electrodo. 2.8. Enlace covalente. Entre los distintos tipos de enlaces, se encuentra, en un extremo, en un enlace iónico, en el que los electrones se transfieren de un átomo a otro para formar iones. En el otro extremo, está el enlace covalente no polar de las moléculas diatómicas, donde la distribución electrónica se encuentra perfectamente equilibrada entre átomos que ejercen una atracción equivalente sobre los electrones. Entre estos extremos está el enlace covalente polar, en el que los pares de electrones se comparten de manera desigual entre átomos de electrones distintos. Casi todos los compuestos contienen covalentes polares; quedan comprendidos entre los extremos de los covalentes no polar y lo iónico puro Enlace covalente polar Enlace covalente no polar Enlace iónico Los electrones se comparten Los electrones se Se transfieren de manera desigual comparten por igual electrones Carácter iónico creciente

El hidrógeno y el cloro reaccionan entre si para formar un gas incoloro que recibe el nombre de cloruro de hidrógeno. Mediante símbolos de electrón-punto, la reacción se puede representar con la ecuación +

Tanto al átomo de hidrógeno como al del cloro les hace falta un electrón, de modo que se puede decir que llegan a un “acuerdo” compartiendo un par electrónico en un enlace covalente. Como las moléculas de hidrógeno y del cloro son diatómicas, la reacción se representa con más exactitud mediante la ecuación 𝐻2 + 𝐶𝑙2 → 2𝐻𝐶𝑙 Conviene hacer un alto para analizar una cuestión importante. Sería razonable preguntar por qué reaccionan, al final de cuentas las moléculas de hidrógeno y de cloro. ¿Nos acaba de explicar que estas moléculas diatómicas se formaron para producir un arreglo

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electrónico más estable? Así es, en efecto. Pero hay de estabilidad a estabilidad. Aunque una molécula de cloro es más estable que dos átomos de cloro individuales, el enlace entre un átomo de cloro y uno de hidrógeno tiene una estabilidad aún mayor. La naturaleza favorece siempre la formación de enlace más fuerte y más estables. Cuando el hidrógeno, no lo hacen en forma equitativa. De hecho, siempre que dos tipos distintos de átomos comparten electrones, uno de los átomos ejerce una atracción mayor sobre los electrones que el otro, de modo que el enlace es covalente polar. El término electronegatividad se emplea para describir la atracción relativa que ejerce un átomo sobre los electrones que intervienen en un enlace. El cloro, que ejerce mayor atracción sobre los electrones que el hidrógeno, es más electronegativo que este último. Por lo tanto, en una molécula de cloro de hidrógeno los electrones compartidos pasan más tiempo cerca del átomo del cloro que del átomo de hidrógeno. Si se piensa en un orbital como una nube de electrones de apariencia borrosa, entonces la nube electrónica tiene una densidad mayor cerca del átomo de cloro. El enlace es polar, y se le llama enlace covalente polar. Hay un solo enlace en la molécula de HCl, y es polar, de modo que la molécula completa de HCl es polar. Con frecuencia se emplea la siguiente notación para designar un enlace covalente polar.

La línea entre los dos átomos representa el enlace covalente. Los signos 𝛿 + y 𝛿 − (que se leen “delta más” y “delta menos”), indican qué externo es parcialmente positivo y cuál es parcialmente negativo. También se puede emplear una flecha cruzada (con un signo de más en su cola) dirigida hacia el centro de carga más negativa, para indicar la polaridad del enlace. Este compartimiento desigual de los electrones en un enlace covalente, tiene efecto significativo sobre las propiedades. Por ejemplo, el cloruro de hidrógeno polar se disuelve con facilidad en el agua, que es también muy polar, produciendo ácido clorhídrico. Ahora es posible hacer las generalizaciones siguientes Los enlaces químicos • Entre dos átomos no metálicos idénticos son covalentes no polares. • Entre dos átomos no metálicos distintos son covalentes polares • Entre no metales y metales reactivos son primordialmente iónicos. • Entre no metales que comparten un orbital vacío y el otro sus electrones son covalente coordinado

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2.9. Comparación entre las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes. Características Partículas unitarias Estado físico ambiente

a

Enlace iónico Iones positivos y negativos temperatura

Enlace covalente Moléculas

Sólido Algunos son sólidos Algunos son líquidos Algunos son gases Alto, entre 300 y 1000°C

Punto de Fusión Conductividad eléctrica Como sólido Fundido En agua Solubilidad

Bajo, muy variable Ninguna Si, buena Si, buena Soluble en disolventes polares como el agua

𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐶𝑎𝐶𝑙2 Ejemplos

Ninguna Ninguna Ninguna Compuestos covalentes no polares: solubles en disolventes no polares Compuestos covalentes polares: solubles en disolventes polares 𝐶𝐻4 , 𝐶𝑂2 , 𝐻2 𝑂, 𝐼2

2.10. Fuerza del enlace covalente. La estabilidad de una molécula tiene que ver con la fuerza de los enlaces covalentes que contiene. La fuerza de un enlace covalente entre dos átomos está determinada por la energía necesaria para romper esa unión. Esta más fácil relacionar la fuerza de los enlaces con el cambio de entalpia en las reacciones en las que esos enlaces se rompen. La entalpia de enlace es el cambio de entalpia, ∆𝐻, para la ruptura de enlace dado en un mol de la sustancia gaseosa. Por ejemplo, la entalpía de enlace para la unión entre los átomos de cloro en la molécula de 𝐶𝑙2 en el cambio de entalpía que se da cuando un mol de 𝐶𝑙2 se disocia en átomo de cloro: ∆𝐻 = 𝐷(𝐶𝑙 − 𝐶𝑙 ) = 242 𝑘𝐽 Utilizamos la designación D (tipo de enlace) para representar las entalpias de enlace. Es relativamente fácil asignar entalpias de enlace a los enlaces de moléculas diatómicas; la entalpía de enlace no es sino la energía requerida para disociar la molécula diatómica en sus átomos componentes. Sin embargo, en el caso de enlaces que se dan sólo en moléculas poliatómicas (como el enlace 𝐶 − 𝐻), por lo regular es necesario utilizar entalpías de enlace promedio. Por ejemplo, podríamos usar el cambio de entalpía para el siguiente proceso (llamado atomización) para definir una entalpía de enlace promedio para el enlace 𝐶 − 𝐻.

(𝑔) →

(𝑔) + 4𝐻 ∙

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∆𝐻 = 1660𝑘𝐽

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Puesta que el metano tiene cuatro enlaces 𝐶 − 𝐻 equivalentes, el calor de atomización es igual a las entalpías de enlace totales de los cuatro enlaces 𝐶 − 𝐻. Por consiguiente, la 1660

(

)𝑘𝐽

𝑘𝐽

entalpia de enlace 𝐶 − 𝐻 media para 𝐶𝐻4 es 𝐷(𝐶 − 𝐻) = 4 = 415 . 𝑚𝑜𝑙 𝑚𝑜𝑙 La entalpia de enlace para un conjunto de átomos dado, digamos 𝐶 − 𝐻 , depende del resto de las moléculas de la que se forma parte. Sin embargo, la variación de una molécula a otra generalmente es pequeña. Esto apoya la idea de que los pares de electrones enlazantes están localizados entre los átomos. Si consideramos las entalpías de enlace 𝐶 − 𝐻 en muchos compuestos distintos, veremos que la entalpía de enlace promedio es de 414 kJ/mol, que es muy cercana al valor de 415 kJ/mol que calculamos a partir del 𝐶𝐻4 . En la siguiente tabla se dan varías entalpías de enlace promedio. La entalpía de enlace siempre es una cantidad positiva; siempre se requiere energía para romper enlaces químicos. Por otro lado, siempre se libera energía cuando se forma un enlace entre dos átomos o fragmentos moleculares gaseosos. Cuando mayor sea la entalpía de enlace, más fuerte será el enlace. TABLA. Entalpía de enlace promedio (kJ/mol) Enlaces sencillos C–H 413 N–H 391 O–H C–C 348 N–N 163 O–O C–N 293 N–O 201 O–F C–O 358 N–F 272 O – Cl C–F 485 N – Cl 200 O–I C – Cl 328 N – Br 243 C – Br 276 S–H C–i 240 H–H 436 S–F C–S 259 H–F 567 S – Cl H – Cl 431 S – Br Si – H 323 H – Br 366 S–S Si – Si 226 H–I 299 Si – C 301 Si – 0 368 Si – Cl 464 Enlaces múltiples C=C 614 N=N 418 𝑂2 C≡C 839 N≡N 941 S=O C=N 615 N=O 607 S=S C≡N 891 C=O 799 C≡O 1072

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463 146 190 203 234 339 327 253 218 266

F–F

155

Cl – F Cl – Cl

253 242

Br – F Br – Cl Br – Br

237 218 193

I – Cl I – Br I–I

208 175 151

495 523 418

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Una molécula con enlaces químicos fuertes generales tiene una tendencia menor a sufrir cambios químicos que una con enlaces débiles. Esta relación entre la fuerza de los enlaces y la estabilidad química ayuda a explicar la forma química en que muchos elementos se encuentran en la naturaleza. Por ejemplo, los enlaces 𝑆𝑖 − 𝑂 se encuentra entre los más fuertes que forma el silicio. Por ello, no debe extrañarnos que el 𝑆𝑖𝑂2 y otras sustancias que contienen enlaces 𝑆𝑖 − 𝑂(silicatos) sean tan comunes; se estima que más del 90% de la corteza terrestre se compone de 𝑆𝑖𝑂2 y silicatos. Entalpias de enlace y entalpías de reacción. Podemos utilizar las entalpías promedio de enlace de la tabla anterior para estimar las entalpías de reacciones en las que se rompen enlaces y se forman enlaces nuevos. Este procedimiento nos permite estimar rápidamente si una reacción dada será endotérmica (∆𝐻 > 0) o exotérmica (∆𝐻 < 0), aun si no conocemos ∆𝐻𝑓0 para todas las especies químicas que intervienen. Nuestra estrategia para estimar entalpía de reacción es una aplicación directa de la ley de Hess. Aprovechando el hecho de que la ruptura de enlaces siempre es un proceso endotérmico (∆𝐻 𝑝𝑜𝑠𝑖𝑡𝑖𝑣𝑜 ) y que la formación de enlaces siempre es exotérmica (∆𝐻 𝑛𝑒𝑔𝑎𝑡𝑖𝑣𝑜 ). Por tanto, imaginamos que la reacción ocurre en dos pasos: (1) proporcionamos suficiente energía para romper los enlaces que están presentes en los reactivos, pero no en los productos. En este paso la entalpia del sistema aumenta por la suma de las entalpias de enlace que se rompen. (2) Formamos los enlaces que están presentes en los productos y que no estaban presentes en los reactivos. Este paso libera energía y baja la entalpía del sistema por la suma de las entalpías de los enlaces que se forman. La entalpía de la reacción, ∆𝐻𝑟 , se estima como la suma de las entalpias de los enlaces rotos menos la suma de las entalpias de los enlaces de los nuevos enlaces formados; ∆𝐻𝑟 = ∑(𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙𝑝í𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑡𝑜𝑠) − ∑(𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙𝑝í𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜𝑠) Consideremos, por ejemplo, la reacción en la fase gaseosa entre el metano (𝐶𝐻4 ) y el cloro para producir cloruro de metilo (𝐶𝐻3 𝐶𝑙 ) y cloruro de hidrógeno (𝐻𝐶𝑙 ): 𝐻 − 𝐶𝐻3 (𝑔) + 𝐶𝑙 − 𝐶𝑙(𝑔) → 𝐶𝑙 − 𝐶𝐻3 + 𝐻 − 𝐶𝑙(𝑔) ∆𝐻𝑟 =? Nuestro procedimiento de dos pasos observamos que en el curso de esta reacción se rompen y forman los enlaces siguientes: Enlaces rotos: 1 mol C – H, 1 mol Cl – Cl Enlaces formados: 1 mol C – Cl, 1 mol H – Cl Primero suministramos suficiente energía para romper los enlaces C – H y Cl – Cl, lo que eleva la entalpía del sistema. Luego formamos los enlaces C – Cl y H – Cl, lo que libera energía y reduce la entalpía del sistema. Utilizando la ecuación: ∆𝐻𝑟 = ∑(𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙𝑝í𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑟𝑜𝑡𝑜𝑠) − ∑(𝑒𝑛𝑡𝑎𝑙𝑝í𝑎 𝑑𝑒 𝑙𝑜𝑠 𝑒𝑛𝑙𝑎𝑐𝑒𝑠 𝑓𝑜𝑟𝑚𝑎𝑑𝑜𝑠) y los datos de la tabla de entalpías de enlace promedio, estimamos que la entalpía de la reacción es ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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∆𝐻𝑟 = [𝐷(𝐶 − 𝐻) + 𝐷(𝐶𝑙 − 𝐶𝑙 )] − [𝐷(𝐶 − 𝐶𝑙 ) + 𝐷(𝐻 − 𝐶𝑙 )] ∆𝐻𝑟 = [413 𝑘𝐽 + 242 𝑘𝐽] − [328 𝑘𝐽 + 431 𝑘𝐽] = −104 𝑘𝐽 La reacción es exotérmica porque los enlaces de los productos (sobre todo el enlace H – Cl) son más fuertes que los enlaces de los reactivos (sobre todo el enlace Cl – Cl). Por lo regular sólo utilizamos las entalpías de enlace para estimar ∆𝐻𝑟 si no tenemos a mano los valores de ∆𝐻𝑟 𝑜 requeridos. En el caso de la reacción anterior, no podemos calcular ∆𝐻𝑟 a partir de los valores de ∆𝐻𝑟 𝑜 y la ley de Hess porque el valor de ∆𝐻𝑟 𝑜 para 𝐶𝐻3 𝐶𝑙(𝑔) no está dado en el apéndice C. Es importante recordar que las entalpías de enlace se obtienen para moléculas gaseosas y que con frecuencia son valores promediados. No obstante, las entalpías promedio de enlace son útiles para estimar entalpías de reacción rápidamente, sobre todo para reacciones en fase gaseosa. 2.11. Enlace metálico y elementos semiconductores. El enlace de los átomos en los cristales metálicos sólidos se llama simplemente enlace metálico. Este tipo de enlace es claramente distinto de los enlaces iónico y covalentes descritos anteriormente. Se puede visualizar el modelo de un sólido metálico como una formación tridimensional de iones positivos que permanecen fijos en la red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. figura. El enlace metálico consiste en iones metálicos con carga positiva en una red tridimensional, en la que los electrones de valencia débilmente sujetos se mueven con libertad, a la manera de un fluido, a través del metal. Los metales cuyos electrones están sujetos con menos fuerza son los mejores conductores de la electricidad. El movimiento de estos electrones de valencia, similar al de un fluido, por toda la red cristalina, hace que los metales sean buenos conductores del calor y de la electricidad. Una importante característica que distingue a los metales es que estos, en estado sólido, conducen la electricidad; no así los sólidos iónicos y los que tienen enlaces covalentes. Debido a la gran movilidad de los electrones de valencia, los metales son buenos conductores de la electricidad y el calor. Además, debido a esta movilidad, los metales presentan brillo. La ductilidad y la maleabilidad de los metales son explicables por esta movilidad electrónica. Elementos semiconductores Un semiconductor es un elemento que se comporta como un conductor o como aislante dependiendo de diversos factores, como por ejemplo el campo eléctrico o magnético, la presión, la radiación que le incide, o la temperatura del ambiente en el que se encuentre. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Los semiconductores son materiales que, con respecto a la conductividad eléctrica, se hallan entre los materiales aislantes y metales. Los elementos químicos semiconductores de la tabla periódica son: Cadmio (Cd), Aluminio (Al), Galio (Ga), Boro (B), Indio (In), Silicio (Si), Carbono (C), Germanio (Ge), Fósforo (P), Arsénico (As), Antimonio (Sb), Selenio (Se), Teluro (Te) y Azufre (S). La característica común a todos ellos es que son tetravalentes, es decir, forman 4 enlaces covalentes. Una propiedad importante en los semiconductores es que posibilita el poder modificar su resistividad de manera controlada entre márgenes muy amplios. La razón primera de este comportamiento diferente reside en su estructura atómica, básicamente en la distancia interatómica de sus átomos en la red, así como el tipo de enlace entre ellos. Así, el enlace atómico depende del número de electrones de valencia de los átomos formantes del enlace y de la electronegatividad de los mismos. Los electrones de la capa externa o electrones de valencia son los que determinan y forman los enlaces y los que en su momento pueden determinar el carácter conductivo o no de él. En un semiconductor formado por dos elementos químicos diferentes (Arseniuro de Galio) la asimetría conlleva en general una cierta pérdida de carácter covalente puro, en el sentido de desplazar el centro de gravedad de la carga hacia uno u otro átomo. El parámetro que determina este desplazamiento es la electronegatividad de los átomos constituyentes. Cuanto más diferente sea, mayor será el desplazamiento y el enlace será más iónico que covalente. La estructura cristalina de los semiconductores es en general compleja, aunque puede visualizarse mediante superposición de estructuras más sencillas. La estructura más común es la del diamante, común a los semiconductores Si y Ge, y la del Zinc-Blenda que es la del Arseniuro de Galio. En estas redes cristalinas cada átomo se encuentra unido a otros cuatro mediante enlaces covalentes con simetría tetraédrica. Se requiere que posean unas estructuras cristalinas únicas, es decir, que sea monocristal. Dependiendo de cómo se obtengan éste puede presentarse en forma de monocristal, policristal y amorfo. El comportamiento eléctrico de los materiales semiconductores (resistividad y movilidad) así como su funcionamiento depende de la estructura cristalina del material de base, siendo imprescindible la forma monocristalina cuando se requiere la fabricación de circuitos integrados y dispositivos electroópticos (láser, leds). En lo referente al transporte de carga en semiconductores el fenómeno de las colisiones de los portadores con otros portadores, núcleos, iones y vibraciones de la red, disminuye la movilidad. Ello guarda relación con el parámetro de la resistividad (o conductividad) definido como la facilidad para la conducción eléctrica, depende intrínsecamente del material en cuestión y no de su geometría. Así pues, en los fenómenos de transporte en semiconductores y a diferencia de los metales, la conducción se debe a dos tipos de portadores, huecos y electrones. 2.12. Teoría de bandas. Para comprender mejor las propiedades de conductividad de los metales es necesario aplicar los conocimientos de mecánica cuántica. El modelo que se utilizará para estudiar el ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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enlace metálico es la teoría de las bandas, llamada así porque establece que los electrones deslocalizados se mueven libremente a través de las “bandas” que se forman por el traslape o solapamiento de los orbitales moleculares. También se aplicará la teoría de las bandas a una clase de elementos que se denominan semiconductores. Conductores Los metales se caracterizan por su alta conductividad eléctrica. Considere, por ejemplo, el magnesio. La configuración electrónica del Mg es [𝑁𝑒]3𝑠 2 , de manera que cada átomo tiene dos electrones de valencia en orbital 3s. En un cristal metálico, los átomos están empaquetados muy cerca de otros, por lo que los niveles energéticos, de cada átomo de magnesio se ven afectados por los de los átomos vecinos, lo que da como resultado el traslape o solapamiento de orbitales. En términos de la teoría del orbital molecular, la intersección entre dos orbitales atómicos conduce a la formación de un orbital molecular de enlace y otro de antienlace. Debido a que el número de átomos que existe, incluso en un pequeño trozo de magnesio, es muy grande (del orden de 1020 átomos), el número de orbitales moleculares que forman también es muy grande. Estos orbitales moleculares tienen energías tan parecidas que quedan mejor descritos como “banda” (figura siguiente) figura. Formación de bandas de conducción en el magnesio. Los electrones en los orbitales 1s, 2s y 2p se localizan en cada átomo de Mg. No obstante, los orbitales 3s y 3p se traslapan para formar orbitales moleculares deslocalizados. Los electrones en estos orbitales pueden viajar a través del metal, lo cual explica si conductividad eléctrica

Los niveles energéticos llenos y tan parecidos constituyen la banda de valencia. La mitad superior de los niveles energéticos corresponde a los orbitales moleculares deslocalizados y vacíos que se forman por el solapamiento de los orbitales 3p. Este conjunto de niveles vacíos cercanos recibe el nombre de banda de conducción. Es posible imaginar un cristal metálico con un conjunto de iones positivos inmerso en un mar de electrones de valencia deslocalizados figura. Corte transversal de un cristal metálico. Cada carga positiva representa al núcleo y a los electrones internos de un átomo metálico. El área gris que rodea a los iones metálicos positivos indica el mar móvil de electrones. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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La gran fuerza de cohesión que resulta de la deslocalización es, en parte, responsable de la dureza que se manifiesta en la mayoría de los metales. Debido a que lo banda de valencia y la banda de conducción son adyacentes entre sí; la cantidad de energía que se requiere para promover un electrón de valencia a la banda de conducción es despreciable. Una vez aquí, el electrón puede desplazarse con libertad a través de todo el metal, ya que la banda de conducción carece de electrones. Esta libertad de movimiento explica el hecho de que los metales sean buenos conductores, es decir, que sean capaces de conducir la corriente eléctrica. ¿Por qué las sustancias como la madera o el vidrio no conducen la electricidad como lo hacen los metales? En la figura siguiente se da la respuesta a esta pregunta. Figura. Comparación de las brechas de energía entre la banda de valencia y la banda de conducción en un metal, un semiconductor y un aislante. En el metal, la brecha energética prácticamente no existe; en un semiconductor, la brecha energética es pequeña, y en un aislante la brecha de energía es muy amplia; por ende, resulta difícil promover a un electrón de la banda de valencia a la banda de conducción.

En esencia, la conductividad eléctrica de un sólido depende del espaciamiento y del estado de ocupación de las bandas de energía. En el caso del magnesio y de otros metales, las bandas de valencia son adyacentes a las bandas de conducción, y por lo tanto estos metales actúan fácilmente como conductores. Por otra parte, en la madera y el vidrio la brecha entre las bandas de valencia y las bandas de conducción es mucho mayor que en un metal. Como consecuencia, se requiere mucha mayor energía para excitar un electrón hacia la banda de conducción. La ausencia de esta energía impide la libre movilidad de los electrones. Por ello, el vidrio y la madera son aislantes, incapaces de conducir la electricidad. Semiconductores Una gran cantidad de elementos son semiconductores, es decir, por lo general no son conductores, pero conducen la corriente eléctrica a elevadas temperaturas o cuando se combinan con una pequeña cantidad de algunos otros elementos. Los elementos del grupo IVA, como el silicio y el germanio, son especialmente útiles para este propósito. El uso de los semiconductores en transistores y en celdas solares, por mencionar dos aplicaciones, ha revolucionado la industria electrónica durante las últimas décadas, lo que ha permitido la fabricación de equipo electrónico en miniatura. La brecha energética entre las bandas llenas y las bandas vacías en estos sólidos es mucho menor que en caso de los aislantes. Si se suministra la energía necesaria para excitar ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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electrones desde la banda de valencia hacia la banda de conducción, el sólido se convierte en un conductor. Observe que este comportamiento es opuesto al de los metales. La capacidad de un metal para conducir la electricidad disminuye al aumentar la temperatura, ya que, a mayores temperaturas, se acentúa la vibración de los átomos y esto tiende a romper el flujo de electrones. La capacidad de un semiconductor para conducir la electricidad también se puede incrementar mediante la adición de pequeñas cantidades de ciertas impurezas al elemento, proceso que se denomina dopado. Considere lo que ocurre cuando se añaden trazas de boro o fósforo al silicio sólido. (aproximadamente, sólo cinco de cada millón de átomos de silicio se sustituyen por átomos de B o P). La estructura del silicio sólido es semejante a la del diamante; cada átomo de silicio está unido por enlaces covalentes a otros cuatro átomos de Si. El fosforo ( [𝑁𝑒]3𝑠 2 3𝑝3 ) tienen un electrón de valencia más que el silicio ([𝑁𝑒]3𝑠 2 3𝑝2 ), de modo que sobra un electrón de valencia, después de que cuatro de ellos se utilizan para formar los cuatro enlaces covalentes con el silicio (en la siguiente figura). Es posible separar este electrón extra del átomo de fosforo mediante la aplicación de un voltaje a través del sólido. El electrón libre puede mover a través de la estructura y funcionar como electrón de conducción. Las impurezas de este tipo se conocen como impurezas donadoras, ya que proporcionan electrones de conducción. Los sólidos que contienen impurezas donadoras se llaman semiconductores tipo n, en donde n significa negativo (la carga extra del electrón “extra”). Figura. a) cristal de silicio dopado con fosforo. b) Cristal de silicio dopado con boro. Observe la formación de un centro negativo en a) y de un centro negativo en b

a)

b)

Si se añade el Boro al silicio ocurre el efecto contario. Un átomo de boro tiene tres electrones de valencia ([𝐻𝑒]2𝑠 2 2𝑝1 ). Así, por cada átomo de boro en el cristal de silicio hay un hueco en un orbital de enlace. Es posible excitar un electrón de valencia de un átomo vecino de Si hacia este orbital vacío. El hueco generado en el átomo de Si puede llenarse con un electrón de otro átomo de Si vecino al primero, y así sucesivamente. De este modo, los electrones se pueden mover a través del cristal en una dirección, mientras que los huecos o “agujeros positivos” se mueven en la dirección opuesta, y el sólido se convierte en un conductor eléctrico. Las impurezas que son deficientes en electrones se denominan impurezas aceptoras. Los semiconductores que contienen impurezas aceptoras reciben el nombre de semiconductores tipo p, en donde p significa positivo. Tanto en los semiconductores de tipo p como en los de tipo n se reducen de manera efectiva la brecha de energía entre la banda de valencia y la banda de conducción, de modo que sólo ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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se requiere de una pequeña cantidad de energía para excitar los electrones. Por lo común, la conductividad de un semiconductor aumenta en un factor de más o menos 100 000 por la presencia de átomos como impurezas. El crecimiento de la industria de los semiconductores desde los inicios del decenio de 1960 ha sido verdaderamente notable. Hoy en día, los semiconductores son componentes esenciales de casi cualquier equipo electrónico, desde un radio y un televisor hasta las calculadoras de bolsillo y las computadoras. Una de las principales ventajas de los dispositivos de estado sólido sobre los bulbos electrónicos al vacío que los primeros se pueden construir en un solo circuito integrado (“chip”) de silicio, no mayor que la sección transversal de la goma de un lápiz. Como consecuencia, es posible almacenar mucho más equipo en un espacio pequeño, un aspecto de particular importancia en los viajes espaciales, así como en las mini calculadoras y microprocesadores (computadoras de un chip) 2.13. Estructura de los materiales. En presente tema nos concentraremos en la relación entre las propiedades de los sólidos y su estructura y enlaces. Los sólidos pueden ser cristalinos o amorfos (no cristalinos). En un sólido cristalino, los átomos, iones o moléculas están ordenados en disposiciones bien definidas. Estos sólidos suelen tener superficies planas o caras que forman ángulos definidos entre si. Las pilas ordenadas de partículas que producen estas caras también hacen que los sólidos tengan formas muy regulares (figura siguiente). El cuarzo y el diamante son sólidos cristalinos. figura. Los sólidos cristalinos adoptan diversas formas y colores: a) pirita (oro de los tontos), b) fluorita, c) amatista a) b) c) Un sólido amorfo (de la palabra griega que significan “sin forma”) es un sólido cuyas partículas no tiene una estructura ordenada. Estos sólidos carecen de forma y de caras bien definidas. Muchos sólidos amorfos son mezclas de moléculas que no se puede apilar bien. Casi todos los demás se componen de moléculas grandes y complejas. Entre los sólidos amorfos más conocidos están el hule y el vidrio. El cuarzo, 𝑆𝑖2 𝑂, es un sólido cristalino con una estructura tridimensional como se muestra en la figura siguiente. Cuando el cuarzo se funde (a cerca de 1600°C), se convierte en un líquido viscoso y pegajoso. Aunque la red de silicio – oxígeno permanece casi intacta, se rompen muchos enlaces Si – O, se pierde el orden rígido del cuarzo. Si el material fundido se enfría rápidamente, los átomos no alcanzan a recuperar su acomodo ordenado. El resultado es un sólido amorfo llamado vidrio de cuarzo o vidrio de sílice. [FIGUR b))

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a)

b)

Figura: Comparaciones esquemáticas de a) 𝑆𝑖𝑂2 cristalino (cuarzo) y b) 𝑆𝑖𝑂2 amorfo (vidrio de cuarzo). Las esferas grises representan átomos de silicio; las rojas, átomos de oxígeno. La estructura real es tridimensional y no plana como se dibujó aquí. La unidad que se muestra como bloque de construcción básico (silicio y tres de oxígeno) en realidad tiene cuatro oxígenos, el cuarto sale del plano del papel y puede unirse a otros átomos de silicio.

Dado que las partículas de un sólido amorfo carecen de un orden de largo alcance, la intensidad de las fuerzas moleculares varia de un punto a otro de una muestra. Por ello, los sólidos amorfos no se funden a una temperatura especifica; más bien se reblandecen dentro de cierto intervalo de temperatura a medida que se vencen las fuerzas intermoleculares de diferentes intensidades. Un sólido cristalino, en cambio funde a una temperatura especifica. Celdas unitarias El orden característico de los sólidos cristalinos nos permite tener una imagen de todo un cristal examinado sólo una pequeña parte de él. Podemos imaginar que el sólido se apilando bloques de construcción idénticos, así como una pared de tabiques se forma apilando tabiques individuales “idénticos”. La unidad de repetición de un sólido, el “tabique” cristalino, se denomina celda unitaria. Hay varias formas de escoger el patrón de repetición o celda unitaria del diseño, pero la mejor opción suele ser la más pequeña que muestre claramente la simetría característica de todo el patrón. Un sólido cristalino puede representarse mediante una matriz tridimensional de puntos, cada uno de los cuales representa un entorno idéntico dentro de un cristal. Tal matriz de puntos se denomina red cristalina. Podemos visualizar la formación de toda la estructura cristalina acomodado el contenido de la celda unitaria repetidamente en la red cristalina. En la siguiente figura se muestra una red cristalina y la celda unitaria correspondiente. En general, las celdas unitarias son paralelepípedos (figuras con seis caras que son paralelogramos). Cada celda unitaria puede describirse en términos de las longitudes de la arista y los ángulos entre dichas aristas. Figura. Red cristalina sencilla y la ceda unitaria correspondiente

Las redes de todos los compuestos cristalinos se pueden describir en términos de siete tipos básicos de celdas unitarias. Las más sencillas de estas es la celda unitaria cúbica, en la que todas las aristas tienen la misma longitud y todos los ángulos son de 90°. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Hay tres tipos de celdas unitarias cúbica, como se ilustra en la figura siguiente. Si los puntos de red están sólo en las esquinas, describimos la celda unitaria como cúbica primitiva. Si también hay un punto de red en el centro de la celda unitaria, la celda es cúbica centrada en el cuerpo. Cuando la celda tiene puntos de red en el centro de cada cara además de en las esquinas, es cúbica centrada en las caras. Figura. los tres tipos de celdas unitarias que se observan en redes cúbicas. Por claridad, las esferas de las esquinas se muestran en gris y las centradas en el cuerpo y centradas. Cada esfera representa un punto de red (un entorno idéntico en el sólido) Las estructuras cristalinas más sencillas son las celdas unitarias cúbicas que tienen un solo átomo centrado en cada punto de red. La mayor parte de los metales tienen este tipo de estructura. Por ejemplo, el Níquel tiene una celda unitaria cúbica centrada en las caras, mientras que el sodio tiene una celda unitaria cúbica centrada en el cuerpo. En la figura siguiente se muestra la forma en que los átomos llenan las celdas unitarias cubicas Figura. vista de espacio ocupado de las celdas unitarias cúbicas. Sólo se muestra la porción de cada átomo que pertenece a la celda unitaria.

Observe que los átomos que están en las esquinas y en las caras no quedan totalmente dentro de las celdas unitarias; más bien, se comparten entre celdas unitarias. En la tabla siguiente se resume la fracción de un átomo que ocupa una celda unitaria cuando los átomos se comparten entre celdas. tabla. Fracción de un átomo que ocupa una celda unitaria para diversas posiciones en la celda unitaria Posición en la celda unitaria Fracción en la celda unitaria Centro 1 1 Cara 2 1 Arista 4 ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Esquina

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2.14. Estado sólido (cristalino). Las estructuras y propiedades de los cristales, como punto de fusión, densidad y dureza, están determinadas por el tipo de fuerzas que mantienen unidas a las partículas. Cualquier cristal es susceptible de clasificarse como uno de cuatro tipos: iónico, covalente, molecular o metálico. Cristales iónicos Los cristales iónicos tienen dos características importantes: (1) están formados de especies cargadas y (2) los aniones y los cationes suelen ser de distinto tamaño. El conocimiento del radio de los iones ayuda a comprender la estructura y estabilidad de estos compuestos. No es posible medir el radio de un ion individual, pero en ocasiones es posible obtener un estimado razonable de esta propiedad. Por ejemplo, si se sabe que el radio del ion 𝐼 −1 en el KI es de unos 216 pm, se puede calcular el radio del ion 𝐾 +1 en el KI, y a partir de éste el radio del 𝐶𝑙 −1 en el KCl, y así sucesivamente. Los radios iónicos son valores promedio de muchos compuestos distintos. Considere el cristal de NaCl, el cual tiene una red cúbica centrada en las caras, la longitud de la arista de la celda unitaria del NaCl es el doble de la suma de los radios atómicos de 𝑁𝑎+1 y 𝐶𝑙 −1 ; se encuentra que la longitud de la arista es de 2(95 + 181) = 552 𝑝𝑚. Sin embargo, la longitud de la arista y determinada por difracción de los rayos X es de 564 pm. La discrepancia entre dos valores indica que el radio de un ion es realidad varia ligeramente de un compuesto a otro. Las estructuras cristalinas de tres compuestos iónicos: 𝐶𝑠𝐶𝑙, 𝑍𝑛𝑆 y 𝐶𝑎𝐹2 . Dado que el 𝐶𝑠 +1 es considerablemente mayor que el 𝑁𝑎+1 , el 𝐶𝑠𝐶𝑙 tiene la estructura de una red cúbica simple. El 𝑍𝑛𝑆 tiene la estructura de la blenda de zinc, que se basa en una red cúbica centrada en las caras. Si los iones 𝑆 +2 ocupan los puntos reticulares, los iones de 𝑍𝑛+2 se localizan en una cuarta parte de la distancia de cada diagonal del cuerpo. Otro compuesto iónico que también tienen la estructura de la blenda de zinc incluye 𝐶𝑢𝐶𝑙, 𝐵𝑒𝑆, 𝐶𝑑𝑆 𝑦 𝐻𝑔𝑆. El 𝐶𝑎𝐹2 tiene la estructura de la fluorita. Los iones 𝐶𝑎+2 ocupan los puntos reticulares y cada ion 𝐹 −1 se rodea de cuatro iones de 𝐶𝑎+2 formando un tetraedro. Los compuestos de 𝑆𝑟𝐹2 , 𝐵𝑎𝐹2 , 𝐵𝑎𝐶𝑙2 𝑦 𝑃𝑏𝐹2 también tienen la estructura de la fluorita.

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Figura. Estructura cristalina de a) 𝐶𝑠𝐶𝑙, 𝑏) 𝑍𝑛𝑆 y c) 𝐶𝑎𝐹2 . En cada caso, el catión es la esfera más pequeña. La mayoría de los cristales iónicos tiene puntos de fusión elevados, lo cual refleja la gran fuerza de cohesión que mantiene juntos a los iones. La estabilidad de los cristales iónicos depende en gran parte de la energía reticular; cuanto mayor sea esta energía, más estable es el compuesto. Estos sólidos no conducen electricidad debido a que los iones están en una posición fija. Sin embargo, en el estado fundido o disuelto en agua, los iones se mueven libremente y el líquido conduce electricidad. Cristales covalentes. Los átomos de los cristales covalentes se mantienen unidos en una red tridimensional únicamente por enlaces covalentes. Los dos alótropos del carbono: el diamante y el grafito, son ejemplos bien conocidos (véase la siguiente figura) Carbono

Grafito

Silicio

Diamante

Estaño (Sn)

Germanio (Ge)

Plomo (Pb)

Figura. elementos del grupo IVA. El diamante, cada átomo de carbono presenta hibridación 𝑠𝑝3 ; está enlazado con otros cuatro átomos; en la siguiente figura. Los enlaces covalentes fuertes en tres dimensiones contribuyen a la dureza particular del diamante (es el material más duro que se conoce) y a su elevado punto de fusión (3550°C). Figura. a) estructura del diamante. Cada carbono se enlaza con otros cuatro átomos de carbono formando un tetraedro. b) Estructura del grafito. La distancia entre las capas sucesivas es de 335 pm

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Los átomos se distribuyen en el grafito en forma de anillo de seis miembros. Todos los átomos tienen hibridación 𝑠𝑝2 , cada átomo está enlazado a otros tres átomos por medio de enlaces covalentes. El orbital 2p remanente sin hibridar se utiliza para formar un enlace pi. De hecho, cada capa de grafito tiene la clase de orbital molecular deslocalizado que se encuentra en el benceno. Como los electrones se puede mover libremente en este orbital, el grafito es un buen conductor en dirección de los planos de los átomos del carbono. La dureza del grafito se debe a los enlaces covalentes; sin embargo, como las capas se mantienen unidas por fuerzas débiles de van der Waals, se pueden deslizarse entre sí. Por esta razón, el grafito es untuoso al tacto, y esta propiedad lo hace útil como lubricante. También se utiliza en los lápices, y en las cintas de impresoras para computadoras y de máquinas de escribir. El cuarzo (𝑆𝑖𝑂2 ) es otro tipo de cristal covalente. La distribución de los átomos de silicio en el cuarzo es semejante a la del carbono en el diamante, pero en el cuarzo hay un átomo de oxígeno entre cada par de átomos de Si. Como el Si y el O tienen diferentes electronegatividades, el enlace Si – O es polar. No obstante, el 𝑆𝑖𝑂2 comparte algunas de las propiedades del diamante, como la dureza y el punto de fusión alto (1610°C). Cristales moleculares Es un cristal molecular, los puntos reticulares están ocupados por moléculas que se mantiene unidad por fuerzas de van der Waals y/0 de enlaces de hidrógeno. El dióxido de azufre (𝑆𝑂2 ) sólido es un ejemplo de un cristal molecular, en el que la fuerza de atracción predominante es una interacción dipolo-dipolo. Los enlaces de Hidrógeno intermoleculares son los que mantienen la red tridimensional de hielo. Vea la siguiente figura. Los cristales de 𝐼2 , 𝑃4 𝑦 𝑆8 son otros ejemplos de cristales moleculares. Con excepción del hielo, las moléculas de los cristales moleculares suelen empaquetarse tan juntas como su tamaño y su forma lo permitan. Debido a quelas fuerzas de van der Waals y los enlaces de hidrógeno son más débiles que los enlaces iónicos y covalentes, los cristales moleculares son más quebradizos que los cristales covalentes o iónicos. De hecho, la mayoría de los cristales moleculares se funden a temperaturas menores de 100°C. Cristales metálicos En cierto sentido, la estructura de los cristales metálicos es más simple porque cada punto reticular del cristal está ocupado por un átomo del mismo metal. Los cristales metálicos por lo regular tienen una estructura cúbica centrada en el cuerpo o centrada en las caras; también puede ser hexagonales de empaquetamiento compacto (en la figura siguiente).

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Figura. Estructuras cristalinas de los metales se muestran en sus posiciones de la tabla periódica. El Mn tiene una estructura cúbica y el Ga tiene una estructura ortorrómbica, los elementos In y Sn tienen una estructura tetragonal, y el Hg tiene una estructura romboédrica. Por consiguiente, los elementos metálicos suelen ser muy densos. Los enlaces en los cristales de metales son diferentes a los de otros tipos de cristales. En un metal, los electrones de enlace están deslocalizados en todo el cristal. De hecho, los átomos metálicos en un cristal se pueden imaginar como una distribución de iones positivos inmersos en un mar de electrones de valencia deslocalizados. La gran fuerza de cohesión debida a la deslocalización electrónica es la que le confiere la resistencia al metal. La movilidad de los electrones deslocalizados hace que los metales sean buenos conductores del calor y electricidad. La siguiente tabla resume las propiedades de los cuatro tipos distintos de cristales metálicos: Tabla Tipos de cristales Tipo de fuerza(s) que mantienen propiedades generales cristal a las unidades juntas iónico Atracción electrostática Duro, quebradizo, punto de fusión alto, mal conductor del calor y electricidad. Covalente Enlace covalente Duro, punto de fusión alto, mal conductor del calor y electricidad. Molecular Fuerzas de dispersión, Suave, punto de fusión fuerzas dipolo-dipolo, bajo, mal conductor enlaces de hidrógeno del calor y electricidad Metálico Enlace metálico Blanda o duro, punto de fusión bajo a alto buen conductor del calor y electricidad

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ejemplos 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐿𝑖𝐹, 𝑀𝑔𝑂, 𝐶𝑎𝐶𝑂3

C(diamante), 𝑆𝑖𝑂2 (cuarzo)

Ar, 𝐶𝑂2 , 𝐼2 , 𝐻2 𝑂, 𝐶12 𝐻12 𝑂11 (sacarosa), Todos los elementos metálicos; por ejemplo, Na, Mg, Fe, Cu

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2.15. Concepto y caracterización de sistemas cristalinos. Un cristal es un sólido homogéneo que presenta una estructura interna ordenada de sus constituyentes químicos, sean átomos, iones o moléculas. La estructura cristalina, no es exclusiva de los minerales. Hay muchas sustancias cristalinas de origen orgánico, como el azúcar o las concreciones calcáreas de las conchas de moluscos, o de origen artificiales, como el acetato de plomo. ESTRUCTURA CRISTALINA La celda fundamental o celda unitaria o malla es la distribución de átomos, iones o moléculas más pequeñas, cuya repetición definida origina todo el conjunto cristalino. En teoría este proceso se podría repetir indefinidamente hasta que se obtuviera el más pequeño conjunto de átomos, ordenados del mismo modo, y con la misma forma de cada uno de los fragmentos mayores. Estaríamos, entonces, ante la celda fundamental del cristal las formas poliédricas de caras planas, típicas de las sustancias cristalinas, indican que el cristal crece a diferentes velocidades en las distintas direcciones del espacio. Un cristal se origina por acumulación de un pequeño conjunto de átomos. En consecuencia, si el crecimiento se produjera a la misma velocidad en todas las direcciones, los cristales serían esféricos. LA RED CRISTALINA La disposición ordenada de los constituyentes químicos en sucesiones a lo largo de los ejes, y los planos del cristal, es decir, en las tres direcciones del espacio, forman una red cristalina. Repetición de la celda inicial en todos los espacios. LOS NODOS Cada uno de los constituyentes químicos, considerados, como puntos geométricos, recibe el nombre de nudo o nodo. Esto se les ponen en filas y se repite cada cierta distancia característica, denominada periodo. EL PLANO RETICULAR Un conjunto de filas paralelas y equidistantes. Los espacios delimitados por los nodos, se denominan mallas. Las redes planas se forman geométricamente con la translación en dos direcciones de los constituyentes químicos que forman el cristal. La intersección de varias filas originaría un nodo. Los constituyentes químicos se sitúan, normalmente, en estas intersecciones, aunque no siempre es así. También ocupan otros lugares como el centro de las caras de la celda fundamental. (pueden aparecer en medio). EL RETÍCULO ESPACIAL La superposición de varios planos reticulares da lugar a la retícula espacial Una línea del retículo corresponde a la arista del cristal Un plano corresponde a la cara del cristal El retículo se correspondería con el propio cristal LOS ELEMENTOS DE SIMETRÍA En los cristales, se pueden definir tres clases de elementos de simetría: ejes, planos y centros. Un eje de simetría es una línea que pasa por el centro del cristal, el cristal al dar la vuelta entorno a ella, ocupa 2, 3, 4, ó 6, veces la misma posición. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Si la posición se ocupa dos veces es binario. Si la posición se ocupa tres veces es ternario. Si la posición se ocupa cuatro veces es cuaternario. Si la posición se ocupa seis veces es senario Un plano de simetría es un plano que divide el cristal en dos partes, cada una de las cuales es la imagen especular de la otra. Un centro de simetría es un punto interior del cristal que divide en dos partes iguales a cualquier segmento, pase por él y enlaza juntos equivalentes. LOS SISTEMAS CRISTALINOS Existen 32 clases de cristales según sus características de simetría, que se organizan en 14 tipos de redes tridimensionales, las 14 redes de Bravais. ELEMENTOS MORFOLÓGICOS DE UN CRISTAL Las caras que corresponden a los planos reticulares, las aristas o filtros de nodos de los bordes de una cara y los vértices que son los nudos o puntos terminales de las aristas.

2.16. Estado vítreo. El estado vítreo es amorfo, caracterizado por la rápida ordenación de las moléculas para obtener posiciones definidas. Los cuerpos en estado vítreo se caracterizan por presentar un aspecto sólido con cierta dureza y rigidez y que ante esfuerzos externos moderados se deforman de manera generalmente elástica. Sin embargo, al igual que los líquidos, estos cuerpos son ópticamente isótropos, transparentes a la mayor parte del espectro electromagnético de radiación visible. Cuando se estudia su estructura interna a través de medios como la difracción de rayos X, da lugar a bandas de difracción difusas similares a las de los líquidos. Si se calientan, su viscosidad va disminuyendo paulatinamente –como la mayor parte de los líquidos- hasta alcanzar valores que permiten su deformación bajo la acción de la gravedad, y por ejemplo tomar la forma del recipiente que los contiene como verdaderos líquidos. No obstante, no presentan un punto claramente marcado de transición entre el estado sólido y el líquido o “punto de fusión”. Todas estas propiedades han llevado a algunos investigadores a definir el estado vítreo no como un estado de la materia distinto, sino simplemente como el de un líquido subenfriado líquido con una viscosidad tan alta que le confiere aspecto de sólido sin serlo. Esta hipótesis implica la consideración del estado vítreo como un estado metaestable al que una energía ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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de activación suficiente de sus partículas debería conducir a su estado de equilibrio, es decir, el de sólido cristalino. Las sustancias susceptibles de presentar un estado vítreo pueden ser tanto de naturaleza inorgánica como orgánica, entre otras: • Elementos químicos: Si, Se, Au-Si, Pt-Pd, Cu-Au. • Óxidos: SiO2, B2O3, P2O5, y algunas de sus combinaciones. • Compuestos: As2S3, GeSe2, P2S3, BeF2, PbCl2, 𝐴𝑔𝐼, Ca(NO3)2. • Siliconas (sustancias consideradas como semiorgánicas) • Polímeros orgánicos: tales como glicoles, azucares, poliamidas, poliestirenos o polietilenos, etc. PROPIEDADES CARACTERISTICAS DE UN MATERIAL VITREO Estado de la materia caracterizado por poseer una disposición atómica que no muestra una estructura ordenada de largo alcance, como es característico del estado cristalino. El aspecto atómico es el de un líquido, con los átomos distribuidos en posiciones aleatorias y cuyo único rasgo de cierta regularidad es una separación entre átomos vecinos aproximadamente constante. Sin embargo, el tiempo de permanencia de estos átomos en sus posiciones de equilibrio es relativamente. Podemos definir a un vidrio como un líquido que ha perdido su habilidad para fluir, o bien, como un material sólido amorfo con características estructurales de líquido y que presenta una transición vítrea. La manera más fácil de formar un vidrio es enfriando un líquido lo suficientemente rápido para evitar que la cristalización ocurra. Para entender el proceso de transformación de líquido a vidrio se pueden monitorear los cambios de entalpía o volumen en función de la temperatura. La figura 1 muestra cómo, al bajar la temperatura de un líquido, dos cosas pueden ocurrir: 1) Si el líquido cristaliza, se observa una discontinuidad en la propiedad observada a la temperatura de fusión (línea punteada), correspondiente a una transformación de primer orden. 2) Si la cristalización es “ignorada”, el líquido pasa a un estado metaestable superenfriado (línea gris obscuro) y la curva permanece con la misma pendiente. Al continuar enfriando llega un momento en que la pendiente de la curva sufre un cambio y a esta temperatura se le conoce como temperatura de transición vítrea (Tg) y es a la temperatura a la cual el vidrio es formado. Las propiedades del vidrio común son una función tanto de la naturaleza de las materias primas como de la composición química del producto obtenido. Esta composición química suele representar en forma de porcentaje en peso de los óxidos mas estables a temperatura ambiente de cada uno de los elementos químicos que lo forman. 2.17. Estructura amorfa. Los sólidos son más estables en forma cristalina. Sin embargo, si un sólido se forma rápidamente (por ejemplo, cuando un líquido se enfría rápido), sus átomos o moléculas no tiene tiempo de alinearse por si mismo y pueden quedar fijos en posiciones distintas alas ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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de un cristal ordenado. El sólido así formado se llama amorfo. Los sólidos amorfos, como el vidrio, carece de una distribución tridimensional regular de átomos. En esta sección se expondrán a grandes rasgos las propiedades del vidrio. El vidrio es uno de los materiales más valiosos y versátiles de la civilización. Es también uno de los más antiguos: hay artículos de vidrio que datan de 1000 a.C. El vidrio es un producto de fusión de materiales inorgánicos ópticamente transparentes que se ha enfriado a un estado rígido sin cristalizar. En este caso, el producto de fusión significa que el vidrio es una mezcla fundida de dióxido de silicio (𝑆𝑖𝑂2 ), su principal componente, y otros compuestos como el óxido de sodio (𝑁𝑎𝑂2 ), óxido de boro (𝐵2 𝑂3 ) y ciertos óxidos de metales de transición que le confieren color y otras propiedades. En algunos aspectos, el vidrio se comporta más como un líquido que como un sólido. Los estudios de difracción de rayos X demuestran que el vidrio carece de un ordenamiento periódico regular. Actualmente existen alrededor de 800 tipos de vidrio de uso común. La figura siguiente es una representación bidimensional del cuarzo cristalino y del vidrio de cuarzo amorfo. En la siguiente tabla se indica la composición y propiedades de los vidrios de cuarzo. Pyrex y cal sodada. Figura. Representación bidimensional de a) cuarzo cristalino y b) vidrio de cuarzo no cristalino. Las esferas pequeñas representan el silicio. En realidad, la estructura del cuarzo es tridimensional. Cada átomo de Si está enlazado con cuatro átomos de O formando un tetraedro. Tabla. Composición y propiedades de tres tipos de vidrio Nombre Composición Propiedades Vidrio de cuarzo 100% 𝑆𝑖𝑂2 Expansión térmica baja, puro transparente en un amplio margen de longitudes de onda. Utilizando en la investigación óptica.

Vidrio Pyrex

Vidrio de cal sodada

𝑆𝑖𝑂2 , 60-80% 𝐵2 𝑂3 , 10-25% 𝐴𝑙2 𝑂3 , en pequeña cantidad

Expansión térmica baja; transparente a la radiación visible e infrarroja pero no a la UV. Utilizando principalmente en el laboratorio y en utensilios para cocinar.

𝑆𝑖𝑂2 , 75% 𝑁𝑎2 𝑂, 15% 𝐶𝑎𝑂, 10%

Es muy sensible a las sustancias químicas y a los choques térmicos. Transmite la luz visible, pero absorbe la radiación UV. Se emplea

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principalmente en ventanas y botellas. El color del vidrio de debe en gran medida a la presencia de iones metálicos (como óxido). Por ejemplo, el vidrio verde contiene óxido de hierro (III), 𝐹𝑒2 𝑂3 , u óxido de cobre (II), 𝐶𝑢𝑂; el vidrio amarillo contiene óxido de uranio (IV), 𝑈𝑂2 ; el vidrio azul contiene óxido de cobalto (II) y de cobre (II), 𝐶𝑜𝑂 𝑦 𝐶𝑢𝑂; y el vidrio rojo contiene pequeñas partículas de oro y cobre. Advierta que la mayoría de los iones mencionados aquí se derivan de los metales de transición. 2.18. Propiedades características de un material vítreo. Es un estado intermedio entre sólido y líquido. También es el estado de un fluido cuya viscosidad es inversamente proporcional a la temperatura. A temperatura ambiente son sólidos, pero no tienen estructura cristalina. Esto se debe a un desorden en los átomos que se parece más a un líquido. No tiene punto de fusión fijo. Composición de los vidrios de construcción. Elementos vitrificantes: Oxido de silicio (SiO2) Proviene de la arena de sílice, cuarzo, tierras de infusorios. 70-75%. Elementos fundentes: Óxidos alcalínicos de sodio y potasio. Rebajan el punto de fusión, disminuyen su viscosidad. Su porcentaje está limitado por la estabilidad del vidrio al 12-15%Elementos estabilizantes: Oxido de calcio que procede de las calizas. 8-13%Óxidos metálicos: Sirven para incorporar al vidrio características especiales. Vidrio de sílice. Se emplea únicamente óxido de silicio, el de mayor calidad. Inconvenientes: alta temperatura de obtención y corto margen entre el reblandecimiento y la fusión. Vidrio soluble. Si agregamos óxido de silicio unos fundentes (𝑁𝑎2 𝑂 𝑦 𝐾2 𝑂) se reduce el punto de fusión a la mitad y se aumenta el tiempo de trabajabilidad. Como gran inconveniente, son solubles en agua. Uso como pintura. Vidrio de cal. Si además añadimos CaO, que mantiene las ventajas del vidrio soluble, eliminamos el problema de la solubilidad. Vidrio de boro-silicato. Tiene la misma composición que los anteriores, pero sustituyendo los óxidos álcalínicos por el óxido de boro, consiguiendo las resistencias a ataques de productos químicos. Uso: fibra de vidrio Propiedades. Características mecánicas y físicas: Densidad: 2.5, Dureza:6.5(Mohr). Reflexión en vidrio recocido: 400 𝐾𝑝/𝐶𝑚2 , Reflexión en vidrios templados: 1000 – 2000 𝐾𝑝/𝐶𝑚2 . Resstencia a la compresión: 1000 𝐾𝑝/𝐶𝑚2. Características Químicas: Gran resistencia, excepto a fosfatos y silicatos alcalinos. Para evitar ataques químicos se descalcifica la superficie, esto se consigue con un pulido al fuego o un tratamiento químico. Los vidrios con un 𝑝𝐻 < 7 son inatacables. 2.19. Metalurgia. Principales metales y aleaciones utilizados en la industria. La metalurgia es la ciencia y la tecnología de la extracción de metales de sus fuentes naturales y de su preparación para usos prácticos. Por el común comprende varias etapas (1) explotación de yacimientos, (2) concentración de la mena a alguna otra forma de preparación de esta para tratamientos ulteriores, (3) reducción de la mena para obtener el

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metal libre, (4) refinación o purificación del metal y (5) mezclado del metal con otros elementos a fin de modificar sus propiedades. El producto de este último proceso es una aleación, esto es, un material metálico compuesto de dos o más elementos. Una vez extraída la mena del yacimiento, por lo regular se tritura y se muele, y después se trata para concentrar el metal deseado. La etapa de concentración aprovecha las diferencias de propiedades entre los minerales y el material indeseable que lo acompaña, el cual se conoce como ganga. Por ejemplo, la mena de hierro cruda se enriquece y se le da forma de gránulos. Una vez concentrada la mena, se siguen diversos procedimientos químicos para obtener el metal en un estado de pureza idóneo. son tales metales de mayor utilización: con fines estructurales en edificios y medios de transporte, como conductores de calor y electricidad, etc. Los metales se caracterizan por tener un brillo especial, llamado metálico, y por ser buenos conductores de la electricidad y del calor. Esta gran conductibilidad, comparada con la de los no metales, se debe probablemente a la existencia de electrones libres en su interior. Además, los metales tienen una molécula monoatómica y originan los hidróxidos al disolverse los óxidos metálicos en agua. Algunos metales se presentan en estado libre como el oro, pero otros aparecen en estados de óxidos, sulfuros, carbonatos, fluoruros, cloruros. Etc. Una aleación es una mezcla sólida homogénea de dos metales, o de uno o más metales o de uno o más metales con algunos elementos no metálicos. Se puede observar que las aleaciones están constituidas por elementos metálicos en estado elemental (estado de oxidación nulo), por ejemplo, Fe, Al, Cu, Pb. Pueden contener algunos elementos no metálicos por ejemplo P, C, Si, S, As. Para su fabricación en general se mezclan los elementos llevándolos a temperaturas tales que sus componentes se fundan. Las aleaciones presentan brillo metálico y alta conductividad eléctrica y térmica, aunque usualmente menor que los metales. La industria de la metalurgia trata metales como el aluminio, el cromo, el cobre, el hierro, el magnesio, el níquel, el titanio o el zinc que utilizados principalmente en aleaciones. Una de las aleaciones mas importantes es el acero y se han dedicado muchos esfuerzos para comprender las posibilidades de combinación de hierro y carbono, entre los que se encuentran el acero, la fundición o el hierro dúctil, estas aleaciones son utilizadas cuando el peso y la corrosión no son un problema. El acero inoxidable o el acero galvanizado son utilizados cuando es importante disponer de una gran resistencia a la corrosión. Las aleaciones de aluminio y magnesio se utilizan en aplicaciones que requieren fuerza y ligereza Las aleaciones de cocer y níquel (como el Monel) son utilizados en ambientes muy corrosivos y en aplicaciones donde hacen falta materiales no magnéticos. Por su parte, los

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superaliatges basados en níquel, como el Inconel, se utilizan en aplicaciones donde hay altas temperaturas, como los turbocompersores o los intercambiadores de calor. ACTIVIDADES A REALIZAR PARA EL PORTAFOLIOS DE EVIDENCIAS. 1.- Elaborar un diagrama cognitivo de cajas de tema 2.1 al 2.8 Clasificación de los enlaces químicos 2.- Elaboración de la estructura de Lewis de elementos del periodo 5 solo los elementos representativos y el del grupo VIA. 3.- Elabore la estructura de Lewis de los siguientes compuestos a) Eteno, 𝐶2 𝐻4 b) Acido Bromhídrico, 𝐻𝐵𝑟 c) Ácido fosforoso, 𝐻3 𝑃𝑂3 d) Tetracloruro de carbono, 𝐶𝐶𝑙4 e) Dióxido de azufre, 𝑆𝑂2 f) Molécula de Cloro, 𝐶𝑙2 g) Acido sulfuroso, 𝐻2 𝑆𝑂3 h) Cloruro de sodio, NaCl 4.- Elabora un Cuadro sinóptico de la comparación de las propiedades de los compuestos iónicos y covalentes 5.- Elabora un cuestionario de teorías de Bandas (10 preguntas con las respuestas) 6.- Elabora un Mapa mental de estructura de los materiales 7.- Elabora un glosario de Metalurgia principales metales y aleaciones utilizados en la industria. ELVALOR DE CADA UNA DE LAS ACTIVIDADES ES 60/7 ENTREGADO EN TIEMPO Y FORMA TIENE MAS VALOR ENTREGADO DESPUES DE LA FECHA SON 50 PUNTOS DE 60 CUESTIONARIO DEL TEMA 2. 1) Son las fuerzas de atracción que mantiene unidos entre si a los átomos o iones, para

formar moléculas o cristales; son también responsables de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra. R.- Enlaces químicos. 2) ¿Cuántos enlaces hay y cuáles son? R.- Tres; son iónico, covalente y metálico 3) Es el enlace que se refiere a las fuerzas electrostáticas que existen entre iones con

4) 5) 6) 7)

carga opuesta; pueden formarse a partir de átomos por la transferencia de uno o más electrones de un átomo a otro. R.- Enlace iónico Es el enlace que resultado de compartir electrones entre dos átomos; el cual se clasifica en polar, no polar y coordinado. R.- Enlace covalente Es el enlace que se encuentra en metales como el cobre, hierro y aluminio. En los metales, cada átomo está unido a varios átomos vecinos. R.- Enlace metálico Es el que consta del símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia de un átomo del elemento. R.-Símbolo de puntos de Lewis. Es la regla en la que los átomos tienden a ganar, perder o compartir electrones hasta estar rodeados por ocho electrones de valencia. R.- Regla del Octeto

8) ¿Qué formar los elementos de baja energía de ionización? R.- Cationes 9) ¿Qué forman los elementos que tienen alta energía de ionización? R.- Aniones

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PROGRAMA DE QUIMICA 10) Son los metales que tiene más posibilidad de formar cationes. R.- Metales alcalinos y alcalinotérreos 11) Es el grupo y el elemento que son más aptos para formar aniones. R.- Los halógenos y el oxígeno 12) De que compuestos son las siguientes propiedades son sólidos a temperatura ambiente;

ninguno en un líquido o gas. Los puntos de ebullición de las sustancias iónicas son muy altos (por lo general están entre los 1000 y 1500°C). R.- Compuestos iónicos 13) Es el enlace químico que se forma entre dos átomos no metálicos. R.- Enlace covalente no polares 14) Es el enlace químico que se forma entre dos átomos no metálicos distintos. R.- Covalente polar 15) Es el enlace químico que se forma entre no metales que comparten un orbital vacío y el otro sus electrones. R.- Covalente coordinado. 16) Es el modelo que se utilizará para estudiar el enlace metálico llamada así porque

establece que los electrones deslocalizados se mueven libremente a través de las “bandas” que se forman por el traslape o solapamiento de los orbitales moleculares. R.- Teoría de bandas 17) Son los metales que se caracterizan por su alta conductividad eléctrica. R.- Conductores

18) Es el nombre que recibe el conjunto de niveles vacíos cercanos. R.- banda de conducción. 19) Es el nombre que reciben los sólidos que contienen impurezas donadoras en dónde la n significa negativa. R.- Semiconductores tipo n 20) Es el nombre que reciben los semiconductores que contienen impurezas aceptoras, en donde p significa positivo. R.- Semiconductores tipo p 21) Son los componentes esenciales de casi cualquier equipo electrónico, desde un radio y un televisor hasta las calculadoras de bolsillo y las computadoras. R.- Los Semiconductores 22) Es un sólido que cuyas partículas no tienen una estructura ordenada; carecen de forma y de caras bien definidas. R.- Un sólido amorfo. 23) Son los sólidos amorfos más conocidos. R.- El hule y el vidrio 24) Es el nombre que recibe la unidad de repetición de un sólido, El tabique cristalino. R.- Celda unitaria 25) Es la red que solo tiene los puntos en las esquinas. R.- Cúbica Primitiva 26) Es la red que tiene los puntos en las esquinas y en el centro de cada cara. R.- Cúbica centrada en el cuerpo 27) Son los cristales que tienen dos características importantes: (1) están formados de

especies cargadas y (2) los aniones y los cationes suelen ser de distinto tamaño. El conocimiento del radio de los iones ayuda a comprender la estructura y estabilidad de estos compuestos. R.-Cristales iónicos 28) Es la ciencia y la tecnología de la extracción de metales de sus fuentes naturales y de su preparación para usos prácticos. R.- Metalurgia 29) Es un material metálico compuesto de dos o más elementos. R.- Aleación 30) Es el material indeseable que acompaña al mineral. R.- la ganga

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PROGRAMA DE QUIMICA 31) Son los metales utilizados principalmente en las aleaciones. R.- el aluminio, el cromo, el

cobre, el hierro, el magnesio, el níquel, el titanio o el zinc 32) Son materiales utilizados cuando es importante disponer de una gran resistencia a la corrosión. R.- El acero inoxidable o el acero galvanizado 33) Son los materiales que se utilizan en aplicaciones que requieren fuerza y ligereza. R.las aleaciones de aluminio y magnesio 34) Es el material que se utilizan en aplicaciones donde hay altas temperaturas, como los turbocompersores o los intercambiadores de calor. R.- Inconel

TEMA 3. Compuestos Inorgánicos y orgánicos Los químicos han identificado más de diez millones de compuestos químicos, y la lista continúa creciendo. Cada compuesto tiene nombre y una estructura específicos. Con un número tan grande de sustancias químicas, es fundamental que se utilice un método explícito y sistemático para darles nombre. Hay dos clasificaciones principales de los compuestos químicos: orgánicos e inorgánicos. Aunque el carbono no es el elemento más abundante, más compuestos diferentes contienen carbono que cualquier otro elemento, excepto el hidrógeno. El gran grupo de compuestos con enlaces covalentes que contienen átomos de carbono, los productos químicos derivados del petróleo, los plásticos, fibras sintéticas, carbohidratos y muchos más, se clasifican como sustancias químicas orgánicas. Todos los demás compuestos pertenecen a la categoría de las sustancias químicas inorgánicas. La International Union of Pure and Applied Chemestry (IUPAC, Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) ha adoptado un sistema de nombres y formulas sin ambigüedades, tanto para las sustancias orgánicas como para las inorgánicas. 3.1. Clasificación y propiedades de los compuestos inorgánicos. Los compuestos químicos inorgánicos se pueden clasificar de acuerdo con diferentes características, como el tipo de enlace, número de elementos que los forman o bien, su función química y de acuerdo a su nomenclatura De acuerdo con el tipo de enlaces que presentan: Compuestos iónicos. Son aquellos constituido de un metal y de un no metal. Por ejemplo: NaCl, 𝑁𝑎2 𝑂, 𝐾𝐶𝑙, 𝑍𝑟𝑂2. Compuestos covalentes. Son aquellos constituidos por no metales. Por ejemplo: 𝐻𝐶𝑙, 𝐶𝑂2 , 𝑁𝐻3 , 𝑆𝑂2 Según los elementos que lo integran los compuestos los vamos a dividir en: a) Binarios. Cuando están integrados por dos elementos. Por ejemplo 𝐻𝐶𝑙, 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐾2 𝑂, 𝐶𝑂2 , … b) Ternarios. Cuando están constituidos por tres elementos como: 𝐻2 𝐶𝑂3 , 𝐻𝑁𝑂3 , 𝐾𝑁𝑂3 , … c) Cuaternarios. Cuando están formados por cuatro elementos. Por ejemplo: 𝑁𝑎𝐻𝑆𝑂4 , 𝑁𝑎𝐶2 𝐻3 𝑂2 , … d) Compuestos poliatómicos. Son compuestos formados por mas de tres elementos. Por ejemplo: 𝑁𝑎𝐻𝐶03 , 𝑀𝑔(𝑂𝐻)2 , 𝑀𝑔𝑂𝐻𝐶𝑙, 𝐾𝐻𝑆𝑂4 , 𝑒𝑡𝑐 Clasificación de los compuestos inorgánicos según su función química

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PROGRAMA DE QUIMICA Función química. Son las sustancias que manifiestan propiedades similares al reaccionar ante ciertos reactivos, se les puede agrupar en un grupo funcional. Por ejemplo. Según su función química o propiedades que tienen los compuestos inorgánicos los clasificaremos en: a) Acido. Por ejemplo: 𝐻2 𝑆, 𝐻2 𝑆𝑂4 , … b) Bases o Hidróxidos. Por ejemplo: 𝐾𝑂𝐻, 𝑁𝑎𝑂𝐻, … c) Sales. Por ejemplo: 𝑁𝑎𝐶𝑙, 𝐾𝐶𝑙𝑂3 , … d) Óxido Metálicos. Por ejemplo: 𝑀𝑔𝑂, 𝑁𝑎2 0, … e) Óxidos ácido o Anhídridos. Por ejemplo: 𝐶𝑂2 , 𝑆02 , … f) Hidruros metálicos. Por ejemplo; 𝐶𝑎𝐻2 , 𝐿𝑖𝐻, … Clasificación de los compuestos químicos de acuerdo con su nomenclatura. Nomenclatura química. Es la parte de la química que estudia las reglas que se siguen para dar nombre a los diversos compuestos químicos. La nomenclatura se clasifica en: Nomenclatura sistemática, nomenclatura stock y nomenclatura tradicional. Nomenclatura sistemática. Es la nomenclatura que se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula. También llamada estequiométrica o IUPAC. • La atomicidad se refiere a la proporción de cada elemento presente en la molécula. • La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: Prefijo-nombre genérico+prefijo- nombre especifico • Los prefijos son palabras que se anteponen al nombre del compuesto y representan el número de átomos que hay en la molécula del elemento. • Existen diferentes prefijos los cuales provienen del griego y a continuación se presenta el número de átomos al que hacen referencia el prefijo. Generalmente solo se utiliza hasta el prefijo heptaPrefijo griego Número de átomos Prefijo griego Número de átomos mono1 hexa6 di2 hepta7 tri3 octa8 tetra4 nona9 penta5 deca10 Por ejemplo: 𝐶𝑙2 𝑂3 Trióxido de dicloro 𝐼2 O Monóxido de diodo 𝑁2 𝑂5 Pentaóxido de dinitrógeno El prefijo mono del elemento de la izquierda del metal o no metal normalmente se omite salvo que haya la posibilidad de confusión 𝐶𝑟𝐵𝑟3 Tribromuro de cromo 𝐶𝑂 Monóxido de carbono Nomenclatura Stock. Es la nomenclatura que utiliza al elemento con sus distintos estados de oxidación, y se caracteriza por incluir la valencia con la que actúa el elemento entre paréntesis. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Por ejemplo: 𝐹𝑒(𝑂𝐻)2 Hidróxido de hierro (II) 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 Hidróxido de hierro (III) 𝐶𝑢2 𝑂 Óxido de cobre (I) 𝐶𝑢𝑂 Óxido de cobre (II) Nomenclatura tradicional. Es la nomenclatura que utiliza los prefijos hipo, -oso, -ico y per-ico, según la valencia con la que actúe el elemento. Reglas generales de la nomenclatura tradicional. 1) Si un elemento tiene una valencia se le nombra con el nombre del elemento acabado en ico. 2) Si un elemento tiene dos valencias: a. La de valencia menor termina en oso b. La de valencia mayor termina en ico 3) Si el elemento tiene tres valencias – el de menor valor con prefijo hipo- nombre- oso) – La valencia de en medio termina con oso – La máxima valencia acaba con ico 4) Si el elemento tiene cuatro valencias – el de menor valor con prefijo hipo- nombre- oso) – La valencia medio inferior termina con oso – La valencia medio superior termina en ico – La máxima valencia acaba con prefijo (per- elemento- ico) GRUPO III IV V VI VII ________ per___ico 7 Valencia mayor ______ico 3 4 5 6 5 ______oso 1 2 3 4 3 _______Hipo ___oso 1 2 1 Valencia menor Por ejemplo: 𝐶𝑙2 𝑂7 Anhídrido perclórico el cloro con valencia 7 𝐶𝑙2 𝑂5 Anhídrido clórico el cloro con valencia 5 𝐶𝑙2 𝑂3 Anhídrido cloroso el cloro con valencia 3 𝐶𝑙2 𝑂 Anhídrido hipocloroso el cloro con valencia 3.2. Óxidos. Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y el oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos o anhídridos. El átomo de oxígeno presenta un estado de oxidación de -2. Óxidos básicos. Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal (M) y el oxígeno (O). Su fórmula general es 𝑀2 𝑂𝑚 . 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 + 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 → Ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑒𝑡á𝑙𝑖𝑐𝑜 𝑀 + 𝑂2 → 𝑀2 𝑂𝑚

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PROGRAMA DE QUIMICA Los óxidos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua, forman compuestos llamados bases, es por esto que también se les llama óxidos básicos. Las propiedades que caracterizan a estos compuestos, reciben el nombre de función óxido básica. Para nombrar estos compuestos, en primer lugar, se indica la palabra óxido y en seguida se da el nombre del metal correspondiente. Cuando el metal tiene valencia variable y forma dos óxidos, en primer lugar se indica la palabra óxido y al final el nombre del metal correspondiente entre paréntesis la valencia del metal con número romano, de acuerdo con el sistema “stock”, propuesto por el químico Alfred Stock. Por ejemplo: Fórmula Nombre Fórmula 𝑁𝑎2 𝑂 Óxido de sodio 𝐹𝑒𝑂 Óxido de hierro (II) 𝐶𝑎𝑂 Óxido de calcio 𝐹𝑒2 𝑂3 Óxido de hierro (III) 𝐴𝑙2 𝑂3 Óxido de Aluminio Anteriormente al nombre de los óxidos de metales con valencia variable se les agregaban los subfijos “oso” e “ico”. Oso cuando el metal actúa con menor valencia e ico cuando actúa con su mayor valencia. Óxidos ácido o anhídridos. Son compuestos binarios formados por un no metal (N) y oxígeno (O). Su fórmula general es 𝑁2 𝑂𝑚 . 𝑁𝑜 𝑀𝑒𝑡𝑎𝑙 + 𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 → Ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑛𝑜 𝑚𝑒𝑡á𝑙𝑖𝑐𝑜 𝑀 + 𝑂2 → 𝑀2 𝑂𝑚 Los óxidos no metálicos al reaccionar con el agua producen compuestos llamados ácidos (oxiácidos, de ahí que se le llame también óxidos ácidos; otro nombre que reciben estos compuestos es el de anhídridos. Las propiedades que caracterizan a estos compuestos, reciben el nombre de función óxido ácido. Para la notación de estos compuestos primero se escribe el metal y enseguida el oxígeno Para nombrar estos compuestos, en primer lugar, se indica la palabra óxido y en seguida se da el nombre del metal correspondiente. Cuando el metal tiene valencia variable y forma dos óxidos, en primer lugar, se indica la palabra óxido y al final el nombre del metal correspondiente entre paréntesis la valencia del metal con número romano, de acuerdo con el sistema “stock”, propuesto por el químico Alfred Stock. Por ejemplo: Fórmula Nombre Fórmula 𝐹2 𝑂 𝐶𝑂 Óxido de flúor Óxido de carbono (II) 𝐶𝑂2 Óxido de carbono (IV) Se encuentran comúnmente en la naturaleza, ya que se obtienen cuando un metal se pone en contacto con el oxígeno del medio ambiente, y que con el paso del tiempo se va formando óxido del metal correspondiente. Puede prepararse industrialmente mediante la oxidación de los metales. Propiedades de los óxidos • Los óxidos básicos están unidos por enlaces iónicos • Los óxidos metálicos de los metales más electropositivos al combinarse con el agua, forman compuestos llamados bases, es por eso que también se le llama óxidos básicos.

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Existe una gran variedad de óxidos, los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido, líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. • Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes. • Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas. Por ejemplo, al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse ácido carbónico: 3.3. Hidróxidos. Son compuestos que se forman de la combinación de los óxidos básicos con el agua. Su fórmula está formada por un metal y un ion hidroxilo. Su fórmula general es 𝑀(𝑂𝐻)𝑚 . También se les conoce con el nombre de bases. Ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑚𝑒𝑡á𝑙𝑖𝑐𝑜 + 𝐴𝑔𝑢𝑎 → 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑀2 𝑂𝑚 + 𝐻2 𝑂 → 𝑀(𝑂𝐻)𝑚 Se caracterizan por contener en su molécula al grupo oxhidrilo o hidróxilo (𝑂𝐻−1 ), monovalente negativo. De lo anterior, se deriva al concepto clásico de base, según el cual, una base es cualquier sustancia que en solución acuosa de aniones hidróxilo (𝑂𝐻 −1 ). En la actualidad consideramos como base a cualquier especie molecular o iónica que puede aceptar protones de cualquier otra. Para la notación de estos compuestos, primero se escribe el símbolo del metal y en seguida el OH. Si este grupo OH se necesita, de acuerdo con la valencia del metal, dos o más veces en la fórmula, se escribe entre paréntesis y fuera se escribe el subíndice. Para nombrar estos compuestos, en primer lugar, se indica la palabra hidróxido y en seguida se da el nombre del metal correspondiente. Cuando el metal tiene valencia variable y forma dos hidróxidos, en primer lugar, se indica la palabra hidróxido y al final el nombre del metal correspondiente entre paréntesis la valencia del metal con número romano, de acuerdo con el sistema “stock”. Propiedades de los hidróxidos. • Tienen sabor a lejía o amargo • Cambian el papel tornasol rojo, volviéndolo azul, con la fenolftaleína la cambia a color rojo intenso. • Poseen un pH alcalino que va de 7 hasta 14. • Reaccionan con los ácidos (reacción de neutralización) formados sales y agua Usos de los hidróxidos. El hidróxido sódico (𝑁𝑎𝑂𝐻) se emplea mucho en la industria de los jabones y los productos de belleza y cuidado corporal. Su principal uso es en la saponificación de determinados ácidos grasos para formar jabón. También interviene en la fabricación de tejidos o papel, y se utiliza como base química y detergente. El hidróxido de calcio tiene un papel importante como intermediario en importantísimos procesos industriales como el proceso Solvay por el cual se obtiene industrialmente el carbonato sódico. El hidróxido de litio (𝐿𝑖𝑂𝐻) se usa, por ejemplo, en la fabricación de cerámica. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA El hidróxido de Magnesio ( 𝑀𝑔 (𝑂𝐻)2 ), también llamado leche de magnesia, se usa como antiácido o laxante. El hidróxido de Bario 𝐵𝑎(𝑂𝐻)2 se usan para fabricar cerámicas, veneno para insectos y ratas y sustancias que se añaden a aceites y combustibles; en el tratamiento de agua de calderas; en la producción de lubricantes de bario; como componente de sustancias para sellar, en la manufactura de papeles y refinación de azúcar; en la refinación de aceite animal y vegetal; y para prevenir el deterioro de objetos de piedra caliza. El hidróxido Férrico 𝐹𝑒(𝑂𝐻)3 Se utiliza para fertilizar plantas. El hidróxido de Potasio K(OH) Se utiliza para elaborar jabones. El hidróxido de zirconio (IV), se emplea en las industrias del vidrio, de los tintes y pigmentos

3.4. Ácidos Es cualquier especie molecular o iónica que puede ceder protones a cualquier otra; es decir, se caracteriza por contener siempre el ion hidrógeno. Se clasifican en Oxiácidos e Hidrácidos. Oxiácidos. Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Su fórmula general es HNO. Es cuando los óxidos ácidos o anhídridos (𝑁2 𝑂𝑛 ) reaccionan con el agua 𝐻2 O, produciendo un compuesto llamado oxiacido Ó𝑥𝑖𝑑𝑜 á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝑎𝑔𝑢𝑎 → 𝑂𝑥𝑖á𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑁2 𝑂𝑛 + 𝐻2 𝑂 → 𝐻2 𝑁𝑂𝑛+1 Nomenclatura de los oxiácidos. En cuanto a su nomenclatura, en primer lugar se indica el nombre genérico ácido y en seguida de da el nombre del no metal que contiene, con los prefijos y sufijos que se indican en el cuadro, de acuerdo con la valencia de este. Cuadro Nomenclatura de los ácidos Valencia Prefijo Sufijo 1o2 Ácido hipo___ oso 3o4 Ácido_______ oso 5o6 Ácido _______ ico 7u8 Ácido per ____ ico Para conocer la valencia del no metal, se anota el número de oxidación del hidrógeno se multiplica por el subíndice de este; la diferencia de los productos da el valor de la valencia del no metal. Por ejemplo: 𝐻2 +1 𝑆𝑂4 −2 2+𝑛−8= 0 n=6 Ácido sulfúrico 𝐻3 +1 𝑃𝑂4 −2 3+𝑛−8= 0 n=5 Ácido fosfórico Escribe el nombre de los siguientes oxiácidos Fórmula Calculo de la valencia del no metal nombre del oxiácido 𝐻𝑁𝑂3 𝐻𝐶𝑙𝑂 𝐻𝐶𝑙𝑂4 𝐻3 𝑃𝑂3 𝐻𝐼𝑂 𝐻𝐼𝑂2 𝐻𝐼𝑂3 𝐻𝐵𝑟𝑂2 𝐻𝐵𝑟𝑂3 ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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Hidrácidos. Es el que se forma mediante la unión del hidrógeno con un no metal; es decir cuando el ácido no contiene oxígeno. Su fórmula es 𝐻𝑛 𝑁. El hidrógeno trabaja con valencia +1 Nomenclatura de los hidrácidos 1) Primero se escribe el nombre genérico ácido en seguida la raíz etimológica del no metal con la terminación hídrico Ácido_________________________ hídrico Raíz etimológica del no metal 2) Primero se escribe la raíz etimológica del no metal con la terminación “uro” la preposición de la palabra hidrógeno _____________________ uro de hidrógeno Raíz etimológica del no metal Escriba el nombre de los siguientes compuestos. Fórmula nomenclatura tradicional nomenclatura sistemática o Stock 𝐻𝐹 𝐻𝐶𝑙 𝐻𝐵𝑟 𝐻2 𝑆 𝐻2 𝑆𝑒 𝐻2 𝑇𝑒 Propiedades de los ácidos. • Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón. • Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína. • Son corrosivos. • Producen quemaduras de la piel. • Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas. • Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno. • Reaccionan con bases para formar una sal más agua. • Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua Usos de los ácidos: Los ácidos son usados como catalizadores; por ejemplo, el ácido sulfúrico es usado en grandes cantidades en el proceso de alquilación para producir gasolina. Los ácidos fuertes, como el ácido sulfúrico, fosfórico y clorhídrico, también tienen efecto en reacciones de deshidratación y condensación. Los ácidos son usados también como aditivos en bebidas y alimentos, puesto que alteran su sabor y sirven como preservantes. Por ejemplo, el ácido fosfórico es un componente de las bebidas con cola. 3.5. Sales. Sales. Son compuestos que se consideran, en general como el producto de la reacción de un ácido con una base. Cuando reacciona un ácido con una base, se neutraliza. A esta reacción se le llama de neutralización y el producto es una sal y agua.

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PROGRAMA DE QUIMICA Las sales resultan de la sustitución total o parcial de los hidrógenos de los ácidos por metales o radicales metálicos; por lo cual las sales pueden ser neutras o ácidas. • Sales neutras. Es cuando los hidrógenos son sustituidos totalmente por átomos metálicos. Por ejemplo 𝐻2 𝑆𝑂4 (ácido sulfúrico) se sustituyen los hidrógenos por sodio (𝑁𝑎+1 ) se tiene 𝑁𝑎2 𝑆𝑂4 (sulfato de sodio) • Sales ácidas. Es cuando los hidrógenos no son sustituidos totalmente por átomos metálicos. Por ejemplo: 𝐻2 𝐶𝑂3 (Ácido carbónico) un hidrógeno se sustituye por (𝑁𝑎+1 ) se tiene 𝑁𝑎𝐻𝐶𝑂3 (bicarbonato de sodio) Para formar las sales se une el anión del ácido con el catión de la base. Á𝑐𝑖𝑑𝑜 + 𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 → 𝑠𝑎𝑙 + 𝑎𝑔𝑢𝑎 Si el ácido es oxiácido, la sal recibe el nombre de oxisal 𝐻𝑁𝑂 + 𝑀(𝑂𝐻)𝑚 → 𝑀𝑁𝑂 + 𝐻2 𝑂 Si el ácido es un hidrácido, la sal recibe el nombre de sal haloidea 𝐻𝑛 𝑁 + 𝑀(𝑂𝐻)𝑚 → 𝐻𝑋 + 𝐻2 𝑂 Las sales se clasifican en haloideas (haluros) y oxisales. Sales haloideas. Son las que resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de los hidrácidos. Por ejemplo: 𝐻2 𝑆 se tiene que KHS (sal ácida y haloidea) o 𝐾2 𝑆 (sal neutra y haloidea) Oxísales. Son las que resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de los oxiácidos. Por ejemplo: 𝐻2 𝑆𝑂4 se tiene 𝑁𝑎𝐻𝑆𝑂4 (sal ácida y oxisal) o 𝑁𝑎2 𝑆𝑂4 (sal neutra y oxisal). Nomenclatura de las sales haloideas. Se escribe la raíz etimológica del no metal con la terminación “uro” la preposición “de” el nombre del metal correspondiente, si es de valencia variable se indica con número romano entre paréntesis, si es invariable se omite la el numero romano. ______________ uro de ____ (No. De Oxidación del metal) Raíz etimológica metal Por ejemplo: 𝑁𝑎𝐶𝑙 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑓𝑖𝑗𝑜 𝐶𝑢𝐵𝑟2 𝐵𝑟𝑜𝑚𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑐𝑜𝑏𝑟𝑒 (𝐼𝐼) 𝑛ú𝑚𝑒𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑜𝑥𝑖𝑑𝑎𝑐𝑖𝑜𝑛 𝑣𝑎𝑟𝑖𝑎𝑏𝑙𝑒 Nomenclatura de oxisales. Se indica el nombre del radical ácido y luego el metal. Si este tiene valencia variable se indica con número romano entre paréntesis. Por ejemplo: Fórmula Nombre Fórmula Nombre 𝑁𝑎𝑁𝑂2 Nitrito de sodio 𝐶𝑎3 (𝑃𝑂4 )2 Fosfato de calcio 𝐹𝑒(𝑁𝑂3 )2 Nitrato de hierro (II) 𝐹𝑒2 (𝑆𝑂3 )3 Sulfato de hierro (III) 3.6. Hidruros. HIDRUROS. Son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento químico, pudiendo ser este metal o no metal, con excepción de los gases nobles. Existen dos tipos de hidruros los metálicos y los no metálicos (hidrácidos). En un hidruro metálico el estado de oxidación del hidrógeno es -1; mientras en un hidruro no metálico, el estado de oxidación del hidrógeno es +1. Hidruros metálicos son el resultado de la unión entre el hidrógeno y un elemento metálico.

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PROGRAMA DE QUIMICA Los hidruros metálicos se caracterizan por ser los únicos compuestos en los que el hidrógeno funciona con número de oxidación de -1. Nomenclatura de los hidruros metálicos. Escribe el nombre genérico hidruro del nombre del metal. Si tiene valencia variable se indica con numero romano entre paréntesis. Hidruro de_____________ (oxidación en núm. romano) nombre del metal Por ejemplo: 𝐿𝑖𝐻 Hidruro de litio 𝑁𝑎𝐻 Hidruro de sodio 𝐹𝑒𝐻3 Hidruro de hierro (III) 𝐹𝑒𝐻2 Hidruro de hierro (II) Hidruros no metálicos. Son los compuestos binarios formados por la combinación de un elemento no metálicos con el hidrógeno. El no metal siempre actúa con su menor número de valencia, por lo cual uno de ellos forma un solo hidruro no metálico. El otro nombre que reciben los hidruros no metálicos es el de hidrácidos Algunos manifiestan propiedades ácidas, tales como los hidruros de los elementos Flúor, Cloro, Bromo, Iodo, azufre, selenio y telurio, Los hidruros de los no metales tienen nombres especiales que son los más úsales. Estos no son ácidos: Por ejemplo: 𝐻𝐶𝑙 Ácido clorhídrico 𝐻2 𝑂 Agua 𝑁𝐻3 Amoniaco 𝐶𝐻4 Metano, etcétera. 3.7. Compuestos inorgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país. En la actualidad se sabe que los compuestos orgánicos se forman de manera natural mientras que uno inorgánico se forma de manera ordinaria por la acción de varios fenómenos físicos y químicos: electrólisis, fusión, etc. También podrían considerarse agentes de la creación de estas sustancias a la energía solar, el agua, el oxígeno. Los enlaces que forman los compuestos inorgánicos suelen ser iónicos o covalentes: Ejemplos de compuestos inorgánicos: Cada molécula de cloruro de sodio (NaCl) está compuesta por un átomo de sodio y otro cloro. Cada molécula de agua (H2O) está compuesta por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno. IMPACTO ECONÓMICO El primer e importante hecho por el hombre estaba compuesto inorgánico de nitrato de amonio para la fertilización del suelo a través del proceso de Haber. Los compuestos inorgánicos se sintetizan para su uso como catalizadores tales como vanadio (V) de óxido y de titanio (III) cloruro, o como reactivos en la química orgánica, tales como hidruro de litio y aluminio El ácido sulfúrico es un compuesto químico extremadamente corrosivo cuya fórmula es H2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica. Ácido fosfórico o ácido ortofosfórico. Se obtiene mediante el tratamiento de rocas de fosfato de calcio con ácido sulfúrico, filtrando posteriormente el líquido resultante para extraer el sulfato de ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA calcio. Entre otras aplicaciones, el ácido fosfórico se emplea como ingrediente de bebidas no alcohólicas como por ejemplo de la Gaseosa (aditivo alimentario E-338); como pegamento de prótesis dentales; como catalizador, en metales inoxidables y para fosfatos que se utilizan como ablandadores de agua, fertilizantes y detergentes. Muy utilizado en laboratorios químicos en la preparación de disoluciones tampón o reguladoras del pH. IMPACTO INDUSTRIAL Ácido muriático. En disolución acuosa, las moléculas de ácido clorhídrico se disocian en iones hidrógeno cargados positivamente y en iones cloruro cargado negativamente. Al ionizarse fácilmente, el ácido clorhídrico es un buen conductor de la electricidad. Los iones hidrógeno proporcionan al ácido clorhídrico sus propiedades ácidas y, por tanto, todas las disoluciones de cloruro de hidrógeno en agua tienen sabor amargo, corroen los metales activos formando los cloruros del metal e hidrógeno, colorean de rojo el tornasol neutralizan los álcalis y reaccionan con las sales de ácidos débiles formando cloruros y los ácidos débiles. El cloruro de hidrógeno se obtiene industrialmente como derivado al hacer reaccionar cloro con hidrocarburos para producir cloruros orgánicos. El ácido clorhídrico se obtiene haciendo reaccionar cloruro de sodio con ácido sulfúrico, o combinando hidrógeno y cloro. El ácido clorhídrico industrial en bruto se conoce como ácido muriático. Se usa en grandes cantidades para preparar cloruros, limpiar metales y en procesos industriales como la preparación de la glucosa a partir de la harina de maíz. Las células de las paredes del estómago segregan pequeñas cantidades de ácido clorhídrico para facilitar la digestión de los alimentos. IMPACTO AMBIENTAL Ácido sulfúrico: El principal impacto ambiental del ácido sulfúrico es sobre el pH del agua. El rango de pH acuoso que no es del todo letal para los peces es de 5-9. Por debajo de un pH de 5.0 se produce una rápida disminución de las especies de peces y de la biotaque los sustenta. El impacto ambiental secundario del ácido sulfúrico está en que su presencia que incrementa la toxicidad de otros contaminantes, tales como los sulfuros y los metales, a través de su disolución. 3.8. Clasificación y propiedades de los compuestos orgánicos. Los compuestos orgánicos son sustancias químicas que contienen carbono, formando enlaces covalentes carbono-carbono o carbono-hidrógeno. En muchos casos contienen oxígeno, nitrógeno, azufre, fosforo, boro, halógenos y otros elementos. Estos compuestos se denominan moléculas orgánicas. La mayoría de los compuestos orgánicos se producen de forma artificial, aunque solo un conjunto todavía se extrae de forma natural. Las moléculas orgánicas pueden ser de dos tipos Moléculas orgánicas naturales. Son las sintetizadas por los seres vivos, y se llaman biomoléculas, las cuales son estudiadas en bioquímica. Moléculas orgánicas artificiales. Son sustancias que no existen en la naturaleza y han sido fabricadas por el hombre como los plásticos. Los compuestos orgánicos tienen la siguiente clasificación que se muestra en el siguiente diagrama de cajas:

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Compuestos orgánicos

Hidrocarburos Hidrocarburos sustituidos Alifáticos

Aromáticos Oxigenados

Saturados Alcanos

Acíclicos

Nitrogenados

Halogenados

Amidas

Halogenuros

No saturados Alquenos

Alquinos

Cíclicos

Alcoholes Éteres Aldehídos Cetonas Ácidos carboxílicos Esteres

3.8.1. Hidrocarburos. Los hidrocarburos son compuestos formados únicamente por hidrógeno y carbono. En los hidrocarburos, los átomos de carbono satisfacen sus valencias con átomos de hidrógeno, o bien con otros átomos de carbono, formando cadenas. Los hidrocarburos son los compuestos básicos de la química orgánica. Las cadenas de átomos de carbono pueden ser lineales o ramificados y abiertas o cerradas. Los hidrocarburos se pueden diferenciar en dos tipos que son alifáticos y aromáticos. Los alifáticos, a su vez se pueden clasificar en alcanos, alquenos y alquinos según los tipos de enlace que unen entre si los átomos de carbono. Las fórmulas generales de los alcanos, alquenos y alquinos son 𝐶𝑛 𝐻2𝑛+2 , 𝐶𝑛 𝐻2𝑛 , 𝐶𝑛 𝐻2𝑛−2 , respectivamente. Según la estructura de los enlaces entre los átomos de carbono, se clasifican en: Hidrocarburos acíclicos, alifáticos, un alifático, o de cadena abierta: estos a su vez se dividen en: Hidrocarburos saturados (alcanos o parafinas), son compuestos que están unidos mediante ligaduras sencillas. La cadena que forman es lineal y no tiene ramificaciones. Los alcanos son hidrocarburos saturados ya que las cuatro valencias del carbono están estables con hidrógeno u otros átomos de carbono y no absorben ni adicionan otros elementos. Debido a esto no son activos químicamente y por ello también se le llama parafinas, del latín parum, “poca” affinis, “afinidad”, es decir poca afinidad. Hidrocarburos no saturados o insaturados, que tienen uno o más enlaces dobles (alquenos u olefinas) o triples (alquinos o acetileno) entre sus átomos de carbono. Hidrocarburos cíclicos, son hidrocarburos de cadena cerrada que a su vez se subdividen en: Ciclo alcanos, que tiene cadenas cerradas de 3, 4, 5, 6, 7 y 8 moléculas de carbono saturado o no saturado. Hidrocarburos aromáticos, no saturados, que poseen al menos un anillo aromático además de otros tipos de enlaces.

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PROGRAMA DE QUIMICA Los hidrocarburos extraídos directamente de formaciones geológicas en estado líquido se conocen comúnmente con el nombre de petróleo, mientras que los que se encuentran en estado gaseoso se les conoce como gas natural. La explotación comercial de los hidrocarburos constituye una actividad económica de primera importancia, pues forman parte de los principales combustibles fósiles (petróleo y gas natural), así como de todo tipo de plásticos, ceras y lubricantes. Los hidrocarburos sustituidos son compuestos que tienen la misma estructura que un hidrocarburo, pero que contiene átomos de otros elementos distintos al hidrógeno y el carbono en lugar de una parte del hidrocarburo. La parte de la molécula que tiene un ordenamiento especifico de átomos, que es el responsable del comportamiento químico de la molécula base, recibe el nombre de grupo funcional. Alcanos. Los alcanos son hidrocarburos que contienen átomos de carbono e hidrógeno. La formula general de los alcanos alifáticos (de cadena lineal) es 𝐶𝑛 𝐻2𝑛+2 . También reciben el nombre de hidrocarburos saturados, ya que carecen de enlaces dobles o triples y, por tanto, todo carbono presenta hibridación 𝑠𝑝3 . Además, carecen de grupos funcionales. Alcanos alifáticos. Los alcanos alifáticos pueden ser de cadena lineal o ramificada, siendo la relación de carbono e hidrógeno CnH2n+2, donde “n” representa el número de átomos de carbono de la molécula. Su reactividad es muy reducida en comparación con otros compuestos orgánicos. Todos los enlaces de los alcanos son sencillos (esto es, de tipo sigma), es decir, covalentes que comparte un par de electrones en un orbital s, por lo cual la estructura de un alcano sería de la forma, donde cada línea o barra representa un enlace covalente donde se comparten equitativamente un par de electrones entre los átomos enlazados. El alcano más sencillo es el metano con un solo átomo de carbono. Otros alcanos conocidos son el etano, propano y el butano con dos, tres y cuatro átomos de carbono respectivamente. A partir de cinco carbonos, los nombres se derivan de acuerdo al número de átomos de carbono que posea la molécula. C Nombre Fórmula C Nombre Fórmula 1 Metano 𝐶𝐻4 13 Tridecano 𝐶13 𝐻28 2 Etano 𝐶2 𝐻6 14 Tetradecano 𝐶14 𝐻30 3 Propano 𝐶3 𝐻8 15 Pentadecano 𝐶15 𝐻32 𝐶4 𝐻10 𝐶16 𝐻34 4 Butano 16 Hexadecano 𝐶5 𝐻12 𝐶17 𝐻36 5 Pentano 17 Heptadecano 𝐶6 𝐻14 𝐶18 𝐻38 6 Hexano 18 Octadecano 𝐶7 𝐻16 𝐶20 𝐻40 7 Heptano 19 Nonadecano 𝐶8 𝐻18 𝐶21 𝐻42 8 Octano 20 Eicosano 𝐶9 𝐻20 𝐶22 𝐻44 9 nonano 21 Uneicosano 𝐶10 𝐻22 𝐶30 𝐻62 10 decano 30 Triacontano 11 Undecano 𝐶11 𝐻24 40 Tetracontano 𝐶40 𝐻82 12 Dodecano 𝐶12 𝐻26 50 Pentacontano 𝐶50 𝐻102

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PROGRAMA DE QUIMICA Propiedades físicas de los alcanos A temperatura ambiente, los primeros cuatro términos de esta serie son gaseoso; los que tienen de 5 a 16 átomos de carbono son líquidos; y sólidos los que tienen 17 o más átomos de carbono en su molécula. Por ejemplo, el Hexadecano (𝐶16 𝐻34 ) se funde a 18°C. Los alcanos son incoloros y tienen olor característico. Su densidad aumenta conforme se incrementa el número de átomos de carbono; lo mismo ocurre con el punto de fusión y el de ebullición. os puntos de fusión de los alcanos de cadena lineal tendrá un mayor punto de ebullición que un alcano de cadena ramificada. Los alcanos son malos conductores de la electricidad y no se polarizan sustancialmente por un campo eléctrico. Los alcanos son insolubles en disolventes polares como el agua. Puesto que los puentes de hidrógeno entre las moléculas individuales de agua están apartados de una molécula de alcano. Los alcanos son solubles en disolventes no polares es relativamente buena, una propiedad que se denomina lipofilicidad. Por ejemplo, los diferentes alcanos son miscibles entre si en todas las demás proporciones. Propiedades químicas de los alcanos En general, los alcanos muestran una reactividad relativamente baja, porque sus enlaces de carbono son relativamente estables y no pueden ser fácilmente rotos. A diferencia de muchos otros compuestos orgánicos, no tienen grupo funcional. Sin embargo, es posible reacciones redox de los alcanos, en particular con el oxígeno y los halógenos, puesto que los átomos de carbono están en una condición fuertemente reducida; en el caso del metano, se alcanza el menor estado de oxidación posible para el carbono (-4). La reacción con el oxígeno conduce a la combustión sin humo; con los halógenos, a la reacción de sustitución. Además, los alcanos interactúan con, y se unen a, ciertos complejos de metales de transición. Reacciones con oxígeno. Todos los alcanos reaccionan con oxígeno en una reacción de combustión, si bien se torna más difícil de inflamar al aumentar el número de átomos de carbono. La ecuación general para la combustión completa es: 3𝑛 + 1 𝐶𝑛 𝐻2𝑛+2 + ( ) 𝑂2 → 𝑛𝐶𝑂2 + (𝑛 + 1)𝐻2 𝑂 2 En ausencia de oxígeno suficiente, puede formarse monóxido de carbono o inclusive negro de humo, como se muestra a continuación: 1 𝐶𝑛 𝐻2𝑛+2 + 𝑛𝑂2 → 𝑛𝐶𝑂 + (𝑛 + 1)𝐻2 2 Por ejemplo, metano: 𝐶𝐻4 + 2𝑂2 → 𝐶𝑂2 + 2𝐻2 𝑂 𝐶𝐻4 + 𝑂2 → 𝐶𝑂 + 2𝐻2 𝑂 Reacciones con halógenos Los alcanos reaccionan con halógenos en la denominada reacción de halogenación radicalaria. Los átomos de hidrógeno del alcano son reemplazados progresivamente por átomos de halógeno. Los radicales libres son las especies que participan en la reacción, que generalmente conduce a una mezcla de productos. La reacción es altamente exotérmica, y puede resultar en una explosión. Estas reacciones son una importante ruta industrial para los hidrocarburos halogenados. Cracking. El cracking rompe moléculas grandes en unidades más pequeñas. Esta operación puede realizarse con un método térmico o un método catalítico. El proceso de cracking térmico sigue ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA un mecanismo de reacción homolítico con formación de radicales libres. El proceso de cracking catalítico involucra la presencia de un catalizador ácido (generalmente ácidos sólidos como silicaalúmina y zeolitas), que promueven la heterólisis (ruptura asimétrica) de los enlaces, produciendo pares de iones de cargas opuestas, generalmente un carbocatión y el anión hidruro, que es muy inestable. Los radicales libres de alquilo y los carbocationes son altamente inestables, y sufren procesos de reordenamiento de la cadena, y la escisión del enlace C-C en la posición beta, además de transferencias de hidrógeno o hidruro intramolecular y extramolecular. En ambos tipos de procesos, los reactivos intermediarios (radicales, iones) se regeneran permanentemente, por lo que proceden por un mecanismo de autopropagación en cadena. Eventualmente, la cadena de reacciones termina en una recombinación de iones o radicales. USOS • El metano (𝐶𝐻4 ), el etano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 ), el propano(𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 ) y el butano(𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 ), son gases combustibles que son muy empleados en el calentamiento. • El propano y el gas butano forman el combustible doméstico. • El butano y el 2 metilpropano forman el combustible usado en encendedores • El pentano, el decano, el hexano y ciclohexano son algunos de los alcanos que forman la gasolina. • El éter del petróleo o ligroína se emplea como disolvente y para el lavado en seco. • El queroseno, que hoy en día se usa como disolvente y para el lavado en seco • El diesel se emplea como combustible en motores • Los aceites lubricantes y la vaselina se usan como lubricantes • Las ceras de parafina se usan para elaborar velas, cerillo e impermeabilizantes • El asfalto es utilizado para pavimentación y recubrimientos • El coque de petróleo se usa para elaborar electrodos de carbón • Los alcanos también se usan como disolventes en removedores de pintura y pegamentos, y constituyen la materia prima para elaborar infinidad de compuestos orgánicos sintéticos. Alquenos Los alquenos son hidrocarburos no saturados con doble ligadura. A estos compuestos se les llama de doble ligadura porque tienen en su molécula, cuando menos, dos átomos de carbono unidos con un doble enlace. Los alquenos reciben el nombre de olefinas por el aspecto aceitoso de algunos de ellos. El alqueno más sencillo es el eteno con dos átomos de carbono. Otros alquenos conocidos son propeno y el buteno con tres y cuatro átomos de carbono respectivamente. A partir de cinco carbonos, los nombres se derivan de acuerdo al número de átomos de carbono que posea la molécula. Para nombrar a los alquenos de acuerdo al número de átomos de carbono que hay en sus moléculas, pero la terminación “ano” del alcano se sustituye por “eno”. (Muchos de los alquenos tiene nombres comunes con terminación “ileno”). Su fórmula general es 𝐶𝑛 𝐻2𝑛 El primer termino de esta serie de compuestos debe tener dos átomos de carbono, para que entre ellos se forme el doble enlace. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA C Fórmula general Fórmula semidesarrollada Nombre 2 𝐶2 𝐻4 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 Eteno 3 𝐶3 𝐻6 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3 Propeno 4 𝐶4 𝐻8 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 buteno 5 𝐶5 𝐻10 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Penteno 6 𝐶6 𝐻12 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Hexeno 7 𝐶7 𝐻14 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Hepteno 8 𝐶8 𝐻16 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Octeno A partir del alqueno que tiene cuatro átomos de carbono en su molécula (buteno), debe indicarse el número del carbono en donde se localiza la doble ligadura. Para numerar la cadena se empieza del extremo en el cual se encuentra más próximo el doble enlace. Si hay dos o mas dobles ligaduras, se anteponen a la terminación “eno” los prefijos “di”, “tri”, etcétera. Si se observan las fórmulas estructurales condensada del 1 buteno y del 2 buteno, se aprecia que se trata de compuestos diferentes que tiene la misma fórmula condensada (𝐶4 𝐻8 ). Estos compuestos son isómeros. La isomería, en este caso, recibe el nombre de isomería de lugar por el cambio de posición de la doble ligadura en la misma cadena. Estructura electrónica del doble enlace Utilizaremos el eteno como ejemplo de compuesto con doble enlace C=C. El doble enlace tiene dos componentes: el enlace tipo σ y el enlace tipo π. Los dos átomos de carbono que comparten el enlace tienen una hibridaciónsp2, hibridación resultante de la mezcla de un orbital 2s y dos orbitales 2p, lo cual conduce a la formación de tres orbitales sp2 de geometría trigonal plana. Al combinarse estos orbitales sp2 los electrones compartidos forman un enlace σ, situado entre ambos carbonos. Propiedades físicas Los primeros tres compuestos son gaseosos a presión y temperatura ambiente; los siguientes son líquidos; los alquenos con más de 16 átomos de carbono en su molécula son sólidos. Son insolubles en agua Su densidad, punto de fusión y de ebullición se elevan conforme aumenta su peso molecular. Propiedades químicas Los alquenos son más reactivos que los alcanos. Los alquenos presentan reacciones de adicción relativamente sencillas, esto es, se rompe la doble ligadura y se adiciona en ese sitio las sustancias con las que se combinan. Sus reacciones características son las de adición de otras moléculas, como haluros de hidrógeno, hidrógeno y halógenos. También sufren reacciones de polimerización, muy importantes industrialmente. Hidrogenación Con hidrógeno, en presencia de catalizadores, forman alcanos esto se conoces como hidrogenación catalítica (usando Pt, Pd o Ni) como catalizadores 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 + 𝐻2 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 Hidrohalogenación Con hidrácidos (𝐻 − 𝑋) forman derivados monohalogenados.se refiere a la reacción con haluros de hidrógeno formando alcanos halogenados ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 + 𝐻𝑋 → 𝐶𝐻2 𝑋 − 𝐶𝐻3 Halogenación Se refiere a la reacción con halógenos (Flúor, Cloro y Bromo) representado por X formando derivados dihalogenados en átomos de carbonos vecinos. 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 + 𝑋2 → 𝐶𝐻2 𝑋 − 𝐶𝐻2 𝑋 En todas las reacciones de adición se cumple la regla de Markownikoff, según la cual el elemento más electronegativo se introduce al carbono con menos hidrógenos. USOS La gasolina es una mezcla de hidrocarburos y ya hemos mencionado algunos alcanos que la forman. De los alquenos presentes en la gasolina están el 1 hexeno 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 ) y el ciclohexeno ( ) Constituyen, además, la materia prima para elaborar múltiples productos orgánicos artificiales. El eteno es un gas que se emplea también para acelerar la maduración de las frutas. Así como hablamos del polietileno, podemos referirnos al polipropileno, polímero que previene del alqueno llamado propeno o propileno (𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3 ) y que se emplea para fabricar infinidad de artículos que usamos diariamente como cierto tipo de botellas, fibras para tapetes, válvulas, acumuladores, partes de aparatos domésticos, sogas, redes, etcétera. Si reflexionamos un poco nos daremos cuenta de los beneficios que obtiene el hombre al utilizar los artículos plásticos mencionados, pero esto se revierte en su perjuicio ya que al convertirse en basura provoca daños ecológicos graves, pues no son biodegradables, es decir, no se descomponen en otras sustancias que puedan ser asimilado por la tierra y por tanto deben reciclarse. Alquinos Los hidrocarburos no saturados con triple ligadura reciben el nombre de alquinos. A estos compuestos también se les llama acetilénicos, ya que al primer término de esta serie se le da el nombre trivial de acetileno. Los alquinos se caracterizan porque en su molécula hay, cuando menos dos átomos de carbono unidos con triple ligadura (dos enlaces 𝜋 y uno ∑ 𝑠𝑖𝑔𝑚𝑎. (−𝐶 ≡ 𝐶−). Su fórmula general es 𝐶𝑛 𝐻2𝑛−2 Uno de los alquinos más importantes es el etino o acetileno (𝐶2 𝐻2 ). Este compuesto se obtiene haciendo reaccionar carburo de calcio (𝐶𝐶𝑎2 ) con agua. 𝐶𝐶𝑎2 + 2𝐻2 𝑂 → 𝐶2 𝐻2 + 𝐶𝑎 (𝑂𝐻)2 Nomenclatura de alquinos Para nombrarlos se precede en igual forma que en los alquenos, pero se sustituye la terminación “eno” por “ino”. C Fórmula general Fórmula semidesarrollada Nombre 2 𝐶2 𝐻2 𝐶𝐻 ≡ 𝐶𝐻 Etino 3 𝐶3 𝐻4 𝐶𝐻 ≡ 𝐶 − 𝐶𝐻3 Propino 4 𝐶4 𝐻6 𝐶𝐻 ≡ 𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 butino 5 𝐶5 𝐻8 𝐶𝐻 ≡ 𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Pentino 6 𝐶6 𝐻10 𝐶𝐻 ≡ 𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Hexino 7 𝐶7 𝐻12 𝐶𝐻 ≡ 𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Heptino 8 𝐶8 𝐻14 𝐶𝐻 ≡ 𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 1 Octino ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Propiedades físicas de los alquinos • Los tres primeros alquinos son gaseosos en condiciones normales; del cuarto al decimoquinto son líquidos; y a partir del compuesto que tiene 16 átomos de carbono. • Sus puntos de fusión y ebullición son más elevados que los alquenos correspondientes. • Su densidad se incrementa conforme aumenta su peso molecular. • Son insolubles en agua, pero bastante solubles en disolventes orgánicos usuales y de baja polaridad: ligroína, éter, benceno, tetracloruro de carbono. Propiedades químicas Las reacciones más frecuentes son la adición: de hidrógeno, halógeno, agua, etc. En estas reacciones se rompe el triple enlace y se forman enlaces de menor polaridad: doble o sencillos Usos Al primer término de esta serie, el etino o acetileno, los conocemos en el soplete oxietilénico que se utiliza en la soldadura y corte de metales. El etino es muy importante en los procesos de elaboración de productos sintéticos como hules, cueros artificiales, plásticos, etcétera. 3.8.2. Halogenuros. Es un compuesto químico derivado de un alcano por sustitución de uno o más átomos de hidrógeno por átomos de halógenos. La sustitución con el Flúor, cloro, bromo y Iodo conduce a fluoroalcanos, cloroalcanos, bromoalcanos y yodoalcanos, respectivamente. También conocidos como halogenuro de alquilo, haloalcanos, halogenoalcano o haluro de alquilo. Existen cuatro tipos de haloalcanos. En los haloalcanos primarios, el carbono que soporta el átomo de halógeno está sólo unido a un grupo alquilo. En los haloalcanos secundarios el carbono con el átomo de halógeno está unido a dos grupos alquilo. En un haloalcano terciario el carbono unido al halógeno también lo está a tres grupos alquilo. También tenemos otro pequeño grupo de haloalcanos donde el átomo de halógeno está unido a un grupo metilo (halometanos). Los haloalcanos son compuestos orgánicos saturados, lo que significa que todos los enlaces químicos que unen los átomos dentro de la molécula son enlaces simples. Su fórmula general es: 𝑪𝒏 𝑯𝟐𝒏+𝟏 X, donde la letra n representa el número de átomos de carbono en cada molécula del compuesto y la letra X representa un átomo de halógeno particular. Nomenclatura de los halogenuros De acuerdo con la IUPAC, para nombrar a los halogenuros de alquilo primarios se da el nombre del halógeno (X) y en seguida el del hidrocarburo. Por ejemplos: Fórmula Nombre 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 Clorometano 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟 Bromoetano 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟 Bromopropano 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐼 2 metil yodo propano ⃓ 𝐶𝐻3

Según la IUPAC se deben seguir tres normas para nombrar a los halogenuros de alquilo: ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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1. Se numera la cadena madre para dar al sustituyente encontrado primero el número más bajo, ya sea halógeno o un grupo alquilo. 2. Se indican los sustituyentes de halógeno por los prefijos flúor, cloro, bromo y yodo y enumerarlos en orden alfabético con otros sustituyentes. 3. Se localiza cada halógeno en la cadena principal dándole un número que precede al nombre del halógeno (Ian Hunt, S.F.). Nomenclatura trivial o común Se nombra primero al halógeno con terminación uro del radical alquilo ________uro de _______ ilo Halógeno radical Por ejemplo Fórmula Nombre 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 Cloruro de metilo 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟 Bromuro de etilo 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟 Bromuro de propilo Para nombrar a los halogenuros de alquilo secundarios y terciarios, se sigue el mismo procedimiento usado para nombrar a los alcanos ramificados. Cuando en la molécula hay dos o más átomos de halógeno (derivados polihalogenados) se antepone los prefijos di(2), tri (3), según se su numero Propiedades físicas A continuación, se enumeran las propiedades de dos derivados halogenados importantes: cloroetano y el cloroformo. Las del cloroetano son: • Es un líquido que se transforma en gas a los 12°C • No tiene color Sabor ligeramente dulce Las del cloroformo son: • Líquido incoloro • Sabor dulce • Olor sofocante • Muy soluble en alcohol • Poco soluble en agua Otra propiedad física general es su estado físico. A temperatura ambiente son gases el Fluormetano (𝐶𝐻3 − 𝐹), el clorometano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙), el bromoetano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟), el fluoretano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐹), el cloroetano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑙), el fluoruro de vinilo (𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐹 ), el cloruro de vinilo, (𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝑙 ); los demás derivados halogenados son líquidos o sólidos. Con respecto a la densidad, ésta disminuye según el halógeno que contenga en el siguiente orden; yodo, bromo, cloro, flúor, siempre que la molécula tenga el mismo número de átomos de carbono. Como se observa en la tabla, cuando se trata del mismo halógeno, la densidad disminuye si en la molécula hay más átomos de carbono. Tabla. Derivados de un derivado halogenado ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Derivados halogenados densidad (𝑔/𝑐𝑚3 𝐶𝐻3 − 𝐼 2.279 𝐶𝐻3 − 𝐵𝑟 1.732 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 0.920 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐼 1.933 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟 1.430 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑙 0.910 Los fluoruros y cloruros son menos pesados que el agua. Mientras que los bromuros y yoduros son mas pesados que esta sustancia. Todos los derivados halogenados son insolubles en agua. Propiedades químicas. Entre las propiedades químicas de los derivados halogenados podemos citar; • Cuando reaccionan los haluros de alquilo (R-X) con hidróxido de sodio o potasio en solución acuosa se forman alcoholes, debido a la sustitución del halógeno por el radical (OH) 𝐻𝑎𝑙𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑎𝑙𝑞𝑢𝑖𝑙𝑜 + ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 → 𝐴𝑙𝑐𝑜ℎ𝑜𝑙 + 𝑠𝑎𝑙 (ℎ𝑎𝑙𝑜𝑖𝑑𝑒𝑎) 𝑅 − 𝑋 + 𝐾𝑂𝐻 → 𝑅 − 𝑂𝐻 + 𝐾𝑋 Por ejemplo: 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 + 𝐾𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3 − 𝑂𝐻 + 𝐾𝐶𝑙 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑜𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 + ℎ𝑖𝑑𝑟𝑜𝑥𝑖𝑑𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 → 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜𝑙 + 𝑐𝑙𝑜𝑟𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑝𝑜𝑡𝑎𝑠𝑖𝑜 • Mediante la acción de calor, los derivados halogenados forman un alqueno y el hidrácido correspondiente. ∆

𝑅 − 𝑋 → 𝑅 = 𝑅 + 𝐻𝑋 ∆

𝐻𝑎𝑙𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑎𝑙𝑞𝑢𝑖𝑙𝑜 → 𝑎𝑙𝑞𝑢𝑒𝑛𝑜 + ℎ𝑖𝑑𝑟𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 Por ejemplo: ∆

𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐵𝑟 → 𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻2 + 𝐻𝐵𝑟 ∆

𝐵𝑟𝑜𝑚𝑜𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 → 𝑒𝑡𝑒𝑛𝑜 + á𝑐𝑖𝑑𝑜𝑏𝑟𝑜𝑚ℎí𝑑𝑟𝑖𝑐𝑜 • Mediante la síntesis de Wurtz, reaccionan con el sodio (𝑁𝑎) y con el Zinc (Zn) produciendo hidrocarburos. 2𝑅 − 𝑋 + 2𝑁𝑎 → 2𝑁𝑎𝑋 + 𝑅 − 𝑅 Por ejemplo: 2𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 + 2𝑁𝑎 → 2𝑁𝑎𝐶𝑙 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 2𝐶𝑙𝑜𝑟𝑜𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 + 2𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜 → 2𝑐𝑙𝑜𝑟𝑢𝑟𝑜 𝑑𝑒 𝑠𝑜𝑑𝑖𝑜 + 𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 • Mediante la reacción del hidrogeno con el haluro de alquilo, produce el alcano correspondiente y un hidrácido. 𝑅 − 𝑋 + 𝐻2 → 𝐻𝑋 + 𝑅 − 𝑅

•

𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 + 𝐻2 → 𝐻𝐶𝑙 + 𝐶𝐻4 𝐶𝑙𝑜𝑟𝑜𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 + ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟 → +𝑎𝑐𝑖𝑑𝑜 𝑐𝑙𝑜𝑟ℎí𝑑𝑟𝑖𝑐𝑜 + 𝑚𝑒𝑡𝑎𝑛𝑜 Mediante la reacción del amoniaco con el haluro de alquilo, produce amidas (𝑅 − 𝑁𝐻2 ) correspondiente y un hidrácido 𝑅 − 𝑋 + 𝑁𝐻4 → 𝐻𝑋 + 𝑅 − 𝑁𝐻2 Por ejemplo:

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PROGRAMA DE QUIMICA 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 + 𝑁𝐻4 → 𝐻𝐶𝑙 + 𝐶𝐻3 − 𝑁𝐻2 Usos • • •

Clorometano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝑙 ) Gas que se usa como refrigerante Diclorometano (𝐶𝐻2 − 𝐶𝑙2 ) Liquido que se usa como disolvente para descafeinar el café Triclorometano (𝐶𝐻 − 𝐶𝑙3 ) Su nombre común es cloroformo y antiguamente se usaba como anestésico durante las intervenciones quirúrgicas. • Tetracloruro de carbono (𝐶𝐶𝑙4 ) Conocido como tetracloruro de carbono, es un líquido que se emplea para lavar la ropa en seco y para extinguir el fuego. • Cloroetano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑙 ) Se emplea como anestésico local, como refrigerante, en la síntesis de la celulosa, para fumigar y como disolvente de grasa, fósforo, etcétera • Diclorodifluormetano (𝐶𝐶𝑙2 − 𝐹2 ) Más conocido como freón, es el gas empleado para enfriar en los refrigeradores. El freón es el mas común de los compuestos llamados Clorofluorcarbonos (CFCs), los que, como su nombre lo indica, contienen en su molécula átomos de cloro y flúor unidos al carbón. Los clorofluorcarbonos se usaron mucho en aerosoles, como disolventes, refrigerantes y para fabricar objetos son espumas plásticas. Se uso se ha reducido a partir de 1987, ya que en 1985 los investigadores observaron que reaccionaban con el ozono que forma una capa protectora en la atmosfera superior que sirve de escudo contra los rayos ultravioleta causantes de quemaduras, cataratas, y cáncer de la piel. • Tetrafluoretileno (𝐶𝐹2 = 𝐶𝐹2 ) Es el monómero que sirve para producir el politetrafluoretileno (−𝐶𝐹2 − 𝐶𝐹2 −)𝑛 , polímeros comúnmente conocido como teflón y que lo conocemos en artículos de cocina, cojinetes, etcétera. • Cloroeteno o cloruro de vinilo (𝐶𝐻2 = 𝐶𝐻 − 𝐶𝑙 ) Es el monómero de cloruro de polivinilo (−𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻𝐶𝑙 −)𝑛 , conocido como PVC por sus siglas en inglés y que se utiliza para elaborar recubrimientos, empaques, mosaicos, tuberías, suelas de zapatos, juguetes, vasos, etcétera. El cloruro de vinilo ha sido identificado como agente cancerígeno porque provoca cáncer hepático: quienes trabajan con esta sustancia deben acatar reglas de seguridad muy estrictas. 3.8.3. Alcoholes. Los alcoholes se forman cuando se sustituyen en los hidrocarburos uno o más átomos de hidrógeno por uno o más grupos oxhidrilo (−𝑂𝐻). La función alcohólica es −𝑂𝐻 y se representación, 𝑅 − 𝑂𝐻. Su estructura electrónica es R:OH (tanto R como OH son monovalentes). Cuando solamente es sustituido un átomo de hidrógeno por un radical oxhidrilo (OH), los alcoholes pueden ser primarios, secundarios o terciarios, según sea el átomo de carbono donde ocurra la sustitución

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Clases de alcoholes Alcohol primario: Los alcoholes son primarios si el átomo de hidrógeno (H) sustituido por el grupo hidroxilo (-OH) pertenece a un carbón © primario, esta clase de alcoholes reaccionan muy lentamente ya que como no tienen la capacidad de formar carbocationes, el alcohol primario activado permanece en solución hasta que es atacado por el ion cloruro pueden tardarse en reaccionar desde 30 minutos hasta varios días. Alcohol secundario: Un alcohol es secundario, si el átomo de hidrógeno (H) sustituido por el grupo hidroxilo (-OH) , pertenece a un carbón © secundario, este tipo de alcoholes se tardan menos en reaccionar de entre 5 y 20 minutos, porque los carbocationes son menos estables que los terciarios Alcohol terciario: El alcohol se considera terciario si el átomo de hidrógeno (H) sustituido por el grupo hidroxilo (-OH) pertenece a un carbón © terciario, estos reaccionan casi instantáneamente, debido a que forman carbocationes terciarios relativamente estables. Los alcoholes también se clasifican en monovalentes y polialcoholes (dialcoholes, trialcoholes) según contengan en sus moléculas uno o más grupos OH. Algunos autores también se les llama alcoholes monovalentes y polivalentes o alcoholes monoxhídricos y polioxhídricos. Nomenclatura de los alcoholes La nomenclatura de los alcoholes primarios, secundario y terciarios, de acuerdo con la IUPAC, se forma como se indica a continuación: • Para nombrar a los alcoholes primarios se sustituye la terminación “ano” del alcano, por “anol” • A partir del propanol debe indicarse el número del carbono que contiene el grupo −𝑂𝐻 . • En los alcoholes secundarios y terciarios es necesario indicar el número del carbono donde ocurre la sustitución. La nomenclatura común de algunos alcoholes se indica en la tabla siguiente. FÓRMULA NOMENCLATURA NOMENCLATURA COMÚN IUPAC 𝐶𝐻3 − 𝑂𝐻 Metanol Alcohol metílico, alcohol de madera o carbinol 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 Etanol Alcohol etílico, alcohol de caña o espíritu de vino 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 1- Propanol Alcohol n-propílico 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3 2- Propanol Alcohol isopropílico ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA I 𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 − 𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻 − 𝐶𝐻3 − 𝑂𝐻 ⃓ 𝐶𝐻3

1-Butanol 3-metil, 1butanol

Alcohol n-butílico Alcohol isoamílico o alcohol amílico de fermentación

Propiedades físicas Los alcoholes tienen puntos de ebullición mas altos que los hidrocarburos de los que provienen. Esto de debe al grupo −𝑂𝐻es polar y el átomo de hidrógeno es atraído por los átomos de oxigeno de otros alcoholes. Estos enlaces reciben el nombre de puentes de hidrógeno. Los alcoholes que contienen 1 o 4 átomos de carbono en su molécula son muy solubles en agua debido a que con esta forman puentes de hidrógeno, al aumentar el número de carbonos, la solubilidad disminuye. Usos En general los alcoholes los encontramos en desinfectantes, enjuagues bucales, disolventes, fijadores en aerosol para el cabello, anticongelantes, etcétera. A continuación, se enuncian los usos específicos de los alcoholes más importantes: Metanol • Como disolvente en la fabricación de barnices y pinturas • Para desnaturalizar el alcohol etilico • Como combustible y aditivo para gasolina. (De hecho se considera como el sustituto de la gasolina ya que su índice de octano es mayor, es más seguro y es mas limpio, esto es, acción contaminante es mucho menor. • Como anticongelante. • Es sumamente venenoso, aun si se ingiere en pocas cantidades; provoca fatiga, dolor de cabeza, ceguera e incluso la muerte. Etanol • Disolvente industrial de grasas, aceites, resinas • Antiséptico • Desinfectante en medicina • Para fabricar licores (los llamados aguardientes, provienen de destilaciones fraccionadas incompletas; el nombre que reciben depende del origen de los azucares fermentados o Se llama ron si precede del azúcar de caña o Tequila si es de agave o Mezcal si se trata de maguey o Whisky si se destila de la cebada o Vodka si se origina del enebro o Brandy si se fermenta de la uva • Ingerido actúa como inhibidor de los centros psicomotores, en la primera etapa, su ingestión disminuye el autocontrol, lo que ocasiona sensación de euforia; a medida que

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PROGRAMA DE QUIMICA aumenta la ingestión disminuye la capacidad intelectual y el control muscular, las persona habla incoherentemente; aumenta los trastornos característicos de la borrachera; se puede llegar a la inconsciencia y el exceso puede provocar la muerte. • En un sentido estricto, el etanol es el menos toxico de los alcoholes de cadena lineal, pero su ingestión provoca serios daños al ser humano. 2-propanol (isopropanol, alcohol isopropílico o alcohol para fracciones) • Como astringente, ya que al evaporarse rápidamente enfría la piel reduciendo el tamaño de los vasos sanguíneos y poros. Propanotriol (glicerina) • En perfumería, en la elaboración de cosméticos, cremas y algunos jabones, • Lubricante • Anticongelante • En la fabricación de nitroglicerina • En la elaboración de resinas sintéticas • En la preparación de coservas Etilenglicol (Glicol) • En la fabricación de anticongelantes • Es muy venenoso y si se ingiere provoca daños renales e incluso la muerte Fenol • Fabricación de plásticos • Para preparar el resorcinol y el 4 hexilresorcinol, ya que se usan como antiséptico en pastillas para la garganta y enjuagues bucales • Para preparar o-fenilfenol, que es un desinfectante usando en el hogar. Colesterol • Es un alcohol importante desde el punto de vista bioquímico, y aunque es un componente normal en nuestro organismo, precipita en la vesícula biliar formando cristales llamados cálculos biliares. Produce arteriosclerosis, cuando precipita en las paredes de venas y arterias ocasionado en engrosamiento y endurecimiento; esto contribuye al aumento de la presión sanguínea y enfermedades cardiacas 3.8.4. Éteres. Formación de los éteres Los éteres se forman cuando dos radicales alquilo se une mediante un átomo de oxígeno (𝑅 − 𝑂 − 𝑅). También se forman cuando se sustituye el hidrógeno del grupo OH de los alcoholes por un radical alquilo. 𝑅 − 𝑂𝐻 𝑅−𝑂−𝑅 Alcohol Éter Además, se consideran derivados del agua 𝐻2 𝑂(𝐻 − 𝑂 − 𝐻), lo que es obvio si se sustituyen los hidrógenos por radicales alquilo: 𝐻−𝑂−𝐻 𝑅−𝑂−𝑅 Agua Éter O cuando a dos moléculas de alcohol se les elimina una molécula de agua: ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA 𝐶𝐻3 − 𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 → 𝐻2 𝑂 + 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 A esta reacción se le llama reacción de condensación y ocurre cuando a dos sustancias se les elimina agua. Grupo funcional de los éteres. El grupo funcional que caracteriza a estos compuestos es −𝑂 − y en forma general se representa como 𝑅 − 𝑂 − 𝑅. Éteres simples y mixtos. Cuando los radicales alquilo son iguales se les llama éteres simples (𝑅 − 𝑂 − 𝑅), y si son diferentes se les llama éteres mixtos (𝑅 − 𝑂 − 𝑅′ ). Éteres simples 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Éteres mixtos 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 Notación y nomenclatura de la IUPAC y común de los éteres La forma común para nombrar a los esteres consiste en anteponer la palabra éter al nombre de los radicales; en el caso de los éteres mixtos, se nombra en orden alfabético y al último se le hace terminar en “ico”. Ejemplos: 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻3 Éter dimetílico o éter metílico (simple) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Éter dietílico o éter etílico (simple) 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Éter étil-metilico (mixto) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻3 Éter etil-propilico (mixto) De acuerdo con la IUPAC, en el radical (en orden alfabético) se sustituye la terminación “ano” por “oxi”, nombramiento enseguida el segundo radical con el nombre del hidrocarburo del que proviene. 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 𝐶𝐻3 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Metoximetano Etoxietano Metoxipropano Propiedades físicas de los éteres. La mayor parte de los éteres son líquidos; sólo el metoximetano es gaseoso. Tienen olor agradable. Son menos densos que el agua. Los que contienen seis o más átomos de carbono en su molécula son insolubles en agua, los de cinco o menos carbonos sí son solubles en está sustancia. Propiedades químicas de los éteres Son bastante inertes. Si se calienta con ácido yodhídrico forman un alcohol y un haluro del alquilo 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 + 𝐻𝐼 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐼 USOS El más importante de los éteres es el etoxietano (𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 ), conocido también como éter sulfúrico, dietiléter, éter etílico o simplemente éter.

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PROGRAMA DE QUIMICA Usos del etoxietano como disolvente del azufre, grasa, fosforo. En la fabricación de explosivos. En medicina, como antiespasmódico. Anteriormente se empleaba como anestésico, pero en la actualidad ya no se usa debido a que es muy inflamable, además de que es irritante del sistema respiratorio y causa náuseas y vómito a la anestesia. 3.8.5. Aldehídos-Cetonas. El grupo funcional conocido como grupo carbonilo, un átomo de carbono unido a un átomo de oxigeno por un doble enlace; se encuentra en compuestos llamados aldehídos y cetonas. En los aldehídos. El grupo carbonilo se une a un átomo de hidrógeno y a un radical Alquilo, con excepción del formaldehído o metanol. Nomenclatura de aldehídos y cetonas Para denominar los aldehídos y cetonas se puede usar el sistema IUPAC. En ambos casos primero se debe encontrar la cadena hidrocarbonada más larga que contenga al grupo carbonilo. La terminación ano de los hidrocarburos se reemplaza por anal para indicar un aldehído. Las cetonas se denominan cambiando la terminación ano de la cadena carbonada lineal más larga que contienen al grupo carbonilo por la terminación anona del carbonilo en la cadena carbonada. Algunos aldehídos y cetonas comunes. Fórmula condensada Nombre según IUPAC Nombre común Aldehído 𝐻𝐶𝐻𝑂 Metanal Formaldehído 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻𝑂 Etanal Acetaldehído 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻𝑂 Propanal Propionaldehído 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻𝑂 Butanal Butiraldehído 𝐶6 𝐻5 𝐶𝐻𝑂 Benzaldehído Benzaldehído Cetonas 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻3 Propanona Cetona(dimetilcetona) 𝐶𝐻3 𝐶𝑂𝐶𝐻2 𝐶𝐻3 Butanona Metiletilcetona 𝐶6 𝐻5 𝐶𝑂𝐶6 𝐻6 Difenilmetanona/cetona Benzofenona 𝐶6 𝐻10 𝑂 Ciclohexanona Ciclohexanona Propiedades físicas de los aldehídos y cetonas La presencia del grupo carbonilo convierte a los aldehídos y cetonas en compuestos polares. Los compuestos de hasta cuatro átomos de carbono, forman puente de hidrógeno con el agua, lo cual los hace completamente solubles en agua. Igualmente son solubles en solventes orgánicos. Los puntos de ebullición de los aldehídos y cetonas son mayores que el de los alcanos del mismo peso molecular, pero menores que el de los alcoholes y ácidos carboxílicos comparable. Estos de debe a la formación de dipolos y a la ausencia de formación de puentes de hidrógeno intramoleculares en estos compuestos. Propiedades químicas de los aldehídos y cetonas. Los aldehídos y las cetonas se comportan como ácidos debido a la presencia del grupo carbonilo, esto hace que presenten reacciones típicas de adición nucleofílica.

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PROGRAMA DE QUIMICA Reacciones de adición nucleofílica: Estas reacciones se producen frente al (reactivo de Grignard), para dar origen a un oxihaluro de alquil-mangnesio que al ser tratado con agua da origen a un alcohol. El metanal forma alcoholes primarios y lo demás aldehídos forman alcoholes secundarios. 𝐻2 𝐶 = 𝑂 + 𝐼 − 𝑀𝑔 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝑀𝑔𝐼 Metanal Oxiyoduro de propil-magnesio 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝑂 − 𝑀𝑔𝐼 + 𝐻2 𝑂 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 + 𝐻𝑂 − 𝑀𝑔 − 𝐼 1-Propanol La reacción de adición nucleofílica en las cetonas da origen a alcoholes terciarios

Otras reacciones de adición nucleofílica pueden producirse con el ácido cianhídrico, el sulfito ácido de sodio, la hidroxilamina, hidracina, semicarbacida, fenilhidracina, con el 2,4 dinitrofenilhidracina, para dar origen a diferentes compuestos químicos. Los aldehídos y las cetonas también pueden dar origen a otros compuestos mediante reacciones de sustitución halogenada, al reaccionar con los halógenos sustituyen uno o varios hidrógenos del carbono unido al carbonilo. Este método permite obtener la monobromoactona que es un poderoso gas lacrimógeno. Reacciones de condensación aldólica: En esta reacción se produce la unión de dos aldehídos o dos cetonas en presencia de una solución de NaOH formando un polímero, denominado aldol.

Usos Aldehídos El metanal o aldehído fórmico es el aldehído con mayor uso en la industria, se utiliza fundamentalmente para la obtención de resinas fenólicas y en la elaboración de explosivos (pentaeritrol y el tetranitrato de pentaeritrol, TNPE) Así como en la elaboración de resinas alquílicas y poliuretano expandido. También se utiliza en la elaboración de uno de los llamadas plásticos técnicos que se utilizan fundamentalmente en la sustitución de piezas metálicas en automóviles y maquinarias, así como para cubiertas resistentes a los choques en la manufactura de aparatos eléctricos. Estos plásticos reciben el nombre de POM (polioximetileno) Cetonas

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PROGRAMA DE QUIMICA La cetona que mayor aplicación industrial tiene es la acetona (propanona) la cual se utiliza como disolvente para lacas y resinas, aunque su mayor consumo es en la producción del plexiglás, empleándose también en la elaboración de resinas epoxi y poliuretanos. Otras cetonas industriales son la metil etil cetona (MEK, siglas el inglés) y la ciclohexanona que además de utilizarse como disolvente se utiliza en gran medida para la obtención de la caprolactama, que es un monómero en la fabricación del Nylon 6 y también por oxidación del ácido adípico que se emplea para fabricar el Nylon 66 Muchos aldehídos y cetonas forman parte de los aromas naturales de las flores y frutas, por lo cual se emplean en la perfumería para la elaboración de aromas como es el caso del benzaldehído (olor de almendras negras), el aldehído anísico (esencia de anís), la vainilla, el piperonal (esencia de azafrán), el aldehído cinámico (esencia de canela). De origen animal existe la muscona y la civetona que son utilizados como fijadores porque evitan la evaporación de los aromas. Además de potenciarlos por lo cual se utilizan en la industria de la perfumería.

3.8.6. Ácidos carboxílicos. Estos compuestos se forman al oxidar un aldehído. Esto ocurre porque el hidrógeno del grupo funcional aldehído (−𝐶𝐻𝑂) se sustituye por el grupo hidroxilo (−𝑂𝐻).

− − − − −→

Los ácidos carboxílicos constituyen un grupo de compuestos, caracterizados porque poseen un grupo funcional llamado grupo carboxilo o grupo carboxi (– 𝐶𝑂𝑂𝐻). En el grupo funcional carboxilo coinciden sobre el mismo carbono un grupo hidroxilo (−𝑂𝐻) y carbonilo (−𝐶 = 𝑂). Se puede representar como −𝐶𝑂𝑂𝐻 o −𝐶𝑂2 𝐻. Estructura y grupo funcional de los ácidos carboxílicos Estructura y grupo funcional de los ácidos orgánicos −𝐶𝑂𝑂𝐻 recibe el nombre de carboxilo, por ello, a estos compuestos también se les llama ácidos carboxílicos. El nombre del grupo funcional (carboxilo) resulta de la contracción del nombre de los grupos carbonilo (= 𝐶 = 𝑂) e hidroxilo (−𝑂𝐻). Se representa como 𝑅 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 En las siguientes fórmulas se identifica con una línea continua el grupo funcional de los ácidos orgánicos. 𝐻 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Clasificación de los ácidos carboxílicos. En una molécula puede haber un grupo carboxilo (ácidos mono carboxílicos), dos grupos carboxilo (acido dicarboxílicos), o mas grupos carboxilo (ácidos policarboxilicos), llamados también ácidos monobásicos, dibásicos y polibásicos, respectivamente. 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 𝐻𝑂𝑂𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido monobásico Ácido dibásico o o mono carboxílico dicarboxílico Los ácidos mono carboxílicos o monobásicos reciben el nombre de ácidos grasos por haberse obtenido de las grasas. Notación y nomenclatura de los ácidos carboxílicos. De acuerdo con la IUPAC, para nombrar a los ácidos carboxílicos se les agrega al nombre del alcano del que proviene, la terminación “ico”, y se antepone la palabra ácido. 𝐻 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido metanoico 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido etanoico 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido propanoíco 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido butanoíco 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido pentanoico Si en la molécula existen dos o mas grupos carboxílicos (– 𝐶𝑂𝑂𝐻), se antepone a la terminación “oico”, el prefijo di, tri, etcétera. 𝐻𝑂𝑂𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido propanodioico 𝐻𝑂𝑂𝐶 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido hexanodioico Antiguamente, para nombrar a los ácidos, se les asignaban nombres triviales que hacía referencia a su fuente natural de obtención. Así, al 𝐻 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 se le llamó ácido fórmico ya que se obtuvo de la hormiga roja (Formica rufa); en 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 se llamó comúnmente ácido acético porque se obtiene del vinagre (del latín, aceticum); el ácido propiónico 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 toma su nombre del griego propios (primero de los ácidos superiores). Los ácidos 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻, 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻, 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )6 − 𝐶𝑂𝑂𝐻, 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )8 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻, reciben el nombre de ácido butírico, ácido caproico, ácido Capri lico, ácido cáprico, respectivamente, debido a que se obtuvieron en la mantequilla de la leche de cabra. En la siguiente tabla se indica la fórmula, el nombre común y el nombre según la IUPAC de algunos ácidos orgánicos monocarboxilicos. [Cuando el grupo metileno (−𝐶𝐻2 −) se repite más de dos veces, se representa entre paréntesis y el subíndice indica el número de veces que está contenido en la molécula]. Fórmula Nombre común Nombre según la IUPAC 𝐻 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido Fórmico Ácido metanico 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido acético Ácido etanico 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido propiónico Ácido propanico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )2 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido butírico Ácido butanico ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido valeriánico Ácido pentanico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )4 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido caprionico Ácido hexanico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )5 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido enántico Ácido heptanico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )6 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido caprílico Ácido octanico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )7 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido pelargónico Ácido nonanoico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )8 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido cáprico Ácido decanoico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )10 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido láurico Ácido dodecanoico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )12 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido miristico Ácido tridecanoico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )14 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido palmítico Ácido tetradecanoico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )15 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido margánico Ácido Heptadecanoico 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )16 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 Ácido esteático Ácido octedecanoico Propiedades físicas. Los ácidos metanoicos, etanoico y propanoico son totalmente solubles en agua. Esta solubilidad disminuye a medida que aumenta el número de átomos de carbono y, a partir de ácido octanoico (caprílico)𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )6 − 𝐶𝑂𝑂𝐻, son insolubles en agua. La densidad de los ácidos carboxílicos es inferior a la del agua excepto los ácidos metanoico y etanoico. Los primeros términos tienen olor picante y desagradable. Son líquidos hasta el ácido decanoico (Cáprico) 𝐶𝐻3 − (𝐶𝐻2 )8 − 𝐶𝑂𝑂𝐻. Su punto de ebullición se eleva conforme el número de átomos de carbono aumenta. Propiedades químicas. Los ácidos carboxílicos son ácidos débiles. Reaccionan con alcoholes formando ésteres. 𝑅 − 𝐶𝑂 − 𝑂𝐻 + 𝑅 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 → 𝑅 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝑅 + 𝐻2 𝑂 Ácido carboxílico Alcohol Éster Agua 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 − 𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 + 𝐻2 𝑂 Ácido etanicos Etanol Etanoato de etilo Agua Los ácidos orgánicos reaccionan con los hidróxidos y con los metales alcalinos para formar sales. Cuando estas sales tiene más de cuatro átomos de carbono, reciben en nombre de jabones. Usos. El ácido metanoico (𝐻 − 𝐶𝑂𝑂𝐻 ) o ácido fórmico, se encuentra en las hormigas, en el veneno de las abejas y en la ortiga. Se emplea en la industria textil, en el tratamiento de pieles, como antiséptico y antirreumático, en la fabricación de fumigantes, insecticidas, refrigerantes y disolventes, y en la fabricación de espejos. El ácido etanoico (𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂𝑂𝐻) o acético se usa en la elaboración de algunos limpiadores. El ácido ascórbico es la vitamina C. El ácido cítrico se encuentra en los limones y otros vegetales (es el causante del sabor ácido). Los ácidos orgánicos están presentes en algunos alimentos, por ejemplo: El ácido benzoico en los arándanos agrios. El ácido tartárico en las uvas. El ácido málico en las manzanas verdes. El ácido oleico en los aceites de oliva y de cacahuate. 3.8.7. Ésteres. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Formación de los ésteres. Los ésteres provienen de los ácidos orgánicos y se forman cuando el átomo de hidrógeno del grupo funcional de los ácidos (−𝐶𝑂𝑂𝐻), se sustituye por un radical alquilo ®. 𝑅 − 𝐶𝑂 − 𝑂𝐻 → 𝑅 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝑅′ Ácido carboxílico Éster 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 − 𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻3 Ácido etanoico Etanoato de metilo Esta sustitución ocurre cuando reacciona un ácido orgánico con un alcohol. 𝑅 − 𝐶𝑂 − 𝑂𝐻 + 𝑅 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 → 𝑅 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝑅 + 𝐻2 𝑂 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 − 𝑂𝐻 + 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 → 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 + 𝐻2 𝑂 Ácido etanicos Etanol Etanoato de etilo Agua Acetato El grupo funcional de los ésteres es (−𝐶𝑂 ∙ 𝑂 −) y su representación general es 𝑅 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝑅 NOTACION Y NOMENCLATURA Para nombrar a los ésteres se sustituye la terminación “ico” de los ácidos del que proviene por “ato” y al final se indica el nombre del radical alquilo ®. 𝐶𝐻3 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻3 Etanoato de metilo (IUPAC) Acetato de metilo (Común) 𝐶𝐻3 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝑂 ∙ 𝑂 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻3 Propanoato de etilo (IUPAC) Propionato de etilo (común) Usos. Los ésteres son muy abundantes en la naturaleza y son los componentes de los aromas de las flores y frutas, lo mismo que de sus sabores. Los esteres que se obtienen de ácidos monocarboxílicos y alcoholes monovalentes se emplean en la preparación de bebidas refrescantes. Algunos de los mas comunes son: acetato de etilo (aroma de manzana), butirato de etilo (aroma de piña), acetato de isoamilo (aroma de plátano) y nonilato de etilo (aroma de membrillo). El Terylene y el dacrón son poliésteres que se derivan del etilenglicol (glicol): 𝑂𝐻 − 𝐶𝐻2 − 𝐶𝐻2 − 𝑂𝐻 y del ácido tereftálico:

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PROGRAMA DE QUIMICA Si se observa la molécula del producto, tiene un grupo −𝑂𝐻 y un 𝐶𝑂 ∙ 𝑂𝐻 en sus extremos, los que pueden seguir reaccionando y producir un polímero, cuya fórmula general es:

n Este polímero es el polietilén-tereftalato (PET), conocido con los nombres comerciales de Dacrón, Terylene y Terlenka. Este poliester se emplea para elaborar fibras textile, películas, cintas, instrumentos de ingeniería (partes de maquinaria y equipos), etcétera. La aspirina también puede ser considerada un éster y un medicamento de uso común. La cera de abeja

y la cera de carnauba

También son ésteres y se emplean, la primera, para elaborar velas y sustancias pulidoras, y la segunda, para fabricar pulidores de pisos y automóviles. 3.8.8. Aminas. Las aminas son compuestos que se derivan del amoniaco (𝑁𝐻3 ). Se forman cuando se sustituyen uno, dos o los tres hidrógenos del amoniaco, por radicales alquilo (R); estas aminas ser acíclicas o alifáticas. Clasificación de las aminas. Si se reemplaza un solo átomo de hidrógeno se obtiene una amina primaria. Si se reemplazan dos átomos de hidrógeno del amoniaco, se obtiene una amina secundaria. (Los radicales que sustituyen a los hidrógenos poder ser iguales o diferentes). Si se sustituyen tres átomos de hidrógeno del amoniaco, la amina obtenida es terciaria. (En este caso los radicales también pueden ser iguales o diferentes).

Si los radicales alquilo que sustituya a los hidrógenos son iguales, se obtiene una amina simple; si son diferentes, la amina es mixta. Sus grupos funcionales amino, respectivamente, son: ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA

𝑁𝐻2

NH

N

3.9. Plásticos y Resinas. Principales materiales de este tipo utilizados en la industrial. El término plástico en su significado mas general, se aplica a las sustancias de distintas estructuras que carecen de un punto fijo de ebullición y poseen durante un intervalo de temperatura propiedades de elasticidad y flexibilidad que permiten moldearlas y adaptarlas a diferente forma y aplicaciones. Sin embargo, en sentido restringido, se debe a que denota ciertos tipos de materiales sintéticos obtenidos mediante fenómenos de polimerización o multiplicación artificial de los átomos de carbono en largas cadenas moleculares de compuestos orgánicos derivados del petróleo y otras sustancias naturales. La palabra plástico se uso originalmente como adjetivo para denotar un cierto grado de movilidad y facilidad para adquirir cierta forma, sentido que se conserva en el término de plasticidad. Ninguno de estos materiales tradicionales ha estado dispuesto a ceder su mercado. 1. PET (Polietileno tereftalato) 2. PEAD (Polietileno de alta densidad) 3. PVC (Policloruro de vinilo) 4. PEBD (Polietileno de baja densidad) 5. PP (Polipropileno) 6. PS (Poliestireno) Aplicaciones en el sector industrial: piezas de motores, aparatos electrónicos y electrónicos, carrocerías, aislantes eléctricos, etc. En construcción: tuberías, impermeabilizantes, espumas aislantes de poliestireno, etc. Industrias de consumo y otras: envoltorios, juguetes, envoltorios de juguetes, maletas, artículos deportivos, fibras textiles, muebles, bolsas de basura, etc. Las resinas es cualquier de las sustancias de secreción de las plantas con aspecto y propiedades mas o menos análogas a las de productos así denominados. Del latín resina. Se puede considerar como resina las sustancias que sufren un proceso de polimerización o secado dando lugar a productos sólidos siendo en primer lugar liquidas. Se entiende por resinas cualquiera de las resinas naturales modificadas químicamente o sintéticos polimerizados físicamente similares, incluyendo los materiales termoplásticos tales como polivinilo, poliestireno, y polietileno y materiales termorígidos tales como poliésteres, epóxidos, y siliconas que son utilizados con los estabilizadores, pigmentos y otros componentes para formar plásticos. Los diferentes tipos de resinas que existen, sus principales propiedades y aplicaciones, se resumen en la siguiente tabla: Tipo de resina Propiedades Aplicaciones Fenólicas Buena fuerza, estabilidad al calor y Impregnación de resinas, resistencia al impacto, alta revestimiento de freno, resinas de resistencia a la corrosión por hule, componentes eléctricos, químicos y a la penetración de laminado, adhesivo para cemento, humedad, maquinabilidad. adhesivo, aglomerados, moldes. ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Aminas

Buena resistencia al calor, resistencia a solvente y químicos, dureza superficial extrema, resistencia al descoloramiento.

Poliéster

Flexibilidad externa en el proceso, excelente resistencia al calor, químicos y llama, bajo costo, excelentes características mecánicas y eléctricas Excelentes propiedades eléctricas y térmicas, versatilidad en la flexibilidad y rigidez, buena resistencia química. Índice de refracción alto, excelentes propiedades químicas, eléctricas y térmicas, estabilidad dimensional, trasparente, resistente al manchado, buena resistencia a la filtración. Moldeo fácil, fuerte y resistente, ligero, resistente a la abrasión, bajo coeficiente de fricción, buena resistencia química. Resistencia a la alta temperatura

Alquídicas

Policarbonatos

Poliamidas

Poliamidas aromáticas Poliuretanos

Compuestos de moldeo, adhesivos, Resinas de laminado, Recubrimiento de papel, Tratamiento de textiles, madera laminada, estructura de decoración. Construcción, laminado, Auto reparación de masillas, esquís, caña de pescar, componentes de aviones y barcos, recubrimientos, accesorios, decorativos, botellas. Aislante eléctrico, componentes electrónicos, masillas Putty, pinturas. Reemplazo para los metales, casco de seguridad, lentes, componentes eléctricos, película fotográfica, aisladores. Cojinetes no lubricados, fibras, engranes, aplicaciones suturas, neumáticos, correas de reloj, empaquetado, botellas. Refuerzos de matrices orgánicas

Versatilidad extrema cuando es Aislamiento, elastómeros, combinada con otras resinas, buenas adhesivos, Liniers de espuma para propiedades físicas, químicas y ropa eléctricas. Las resinas plásticas de mayor consumo en el país son: Termoplásticos: Polietileno de baja densidad (PEBD) 20.23% Polietileno de alta densidad (PEAD) 17.95% Polipropileno (PP) 17.77% Polietilentereftalato (PET) 11.97% Cloruro de polivinilo (PCV) 10.15% Poliestireno (PS) 9.38% Termofijas Emulsiones de Acetato de polivinilo PVA y Acrílicas (3.18%) Poliuretanos (1.69%) Resinas Alcídicas (2.95%) Fenol-Formaldehido (0.44%) Fenol-Fuma ricas (0.04%) Melamina-formaldehido (0.16%) Maleicas (0.19%) ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Poliéster (1.69%) Urea-Formaldehido (0.55%) 3.10. Compuestos orgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país. ACIDO ACÉTICO. También llamado ácido etanoico o ácido metilencarboxílico, es un ácido orgánico de dos átomos de carbono, se puede encontrar en forma de ion acetato. Su fórmula es CH3-COOH (C2H4O2), siendo el grupo carboxilo es el que le confiere las propiedades ácidas a la molécula. Este es un ácido que se encuentra en el vinagre, siendo el principal responsable de su sabor y olor agrio USOS • Como condimento • Se emplea en la fabricación de ésteres o esencias. • Fijador de colores • Disolvente • Materia prima en la obtención de acetona, acetatos, aspirina y otros derivados. • En apicultura es utilizado para el control de las larvas y huevos de las polillas de la cera. • En el revelado de fotografías en blanco y negro, era utilizado en una solución muy débil como baño de paro al sumergirse en él el material revelado, se neutralizaba la alcalinidad del baño revelador y se detenía el proceso; posteriormente el baño fijador eliminaba el resto de material no revelado. • En la medicina es como tinte en las colposcopias para detectar la infección por virus de papiloma humano. • Producción de acetato de sodio y como agente de extracción de antibióticos en industria medicinal. • Por su acción desincrustante, el ácido acético es utilizado en el lavado químico de Equipos de Diálisis (en diluciones que van del 2,5% al 5% dependiendo de la recomendación del fabricante del Equipo). • Como bactericida. • Neutralizante y vehículo en los procesos de teñido en industria textil. Vehículo de tinción en industria del cuero. • Como agente neutralizante y para la formación de perácidos en industria química. • Como agente acidulante y para la preparación de ésteres frutales en la industria alimenticia. • En la producción de ácido monocloroacético. • En la producción de acetatos. • Ingrediente de compuestos adhesivos. • Ingrediente de lacas especiales para la industria aeronáutica. • Ingrediente de insecticidas y germicidas. IMPACTO AMBIENTAL Incendios, Evitar las llamas, NO producir chispas y NO fumar

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PROGRAMA DE QUIMICA Explosión, Por encima de 39°C, sistema cerrado, ventilación y equipo eléctrico a prueba de explosión. ALCOHOL ETÍLICO O ETANOL. EL alcohol etílico (etanol) es una sustancia incolora, inflamable y volátil. Hace parte de la familia del fenol(alcoholes). Este, además, está presente en distintas bebidas alcohólicas acompañado de otras sustancias químicas. USOS • Fabricación de Bebidas y Perfumes. • Solvente Industrial. • Fabricación de Cosméticos. • Constituyente de Medicamentos. • Síntesis Química. • Anticongelantes. IMPORTANCIA El agotamiento de los combustibles fósiles (petróleo, carbón y gas natural) que son claves en el desarrollo de la vida de nuestras sociedades, hace imperativa, fomento y uso de nuevos combustibles. una potencial fuente de energías nuevas es la biomasa que supone la obtención de combustible desde fuentes vivas, por ejemplo, plantas, microorganismos, o incluso, estiércol. uno de los combustibles es el etanol o alcohol etílico producido a partir de la fermentación de los azucares que se encuentran en productos vegetales, el que debidamente procesado poco a poco comienza a penetrar como combustible en el mercado internacional. El etanol es producido por la fermentación de las plantas de azucares que se encuentra en Latinoamérica o de maíz, cebada o trigo para su uso comercial e industrial, siempre es desnaturalizado para evitar el uso de como bebida alcohólica. cuando lo utiliza como combustible para transporte, el etanol se usa mayormente mezclado con gasolina que es un compuesto llamado Gasol. En este caso no se si se sigue considerando un combustible de origen fósil. de todos modos, los vehículos existentes en el mercado tolerarían sin problemas la mezcla de gasolina o diésel y posiblemente como ventajosos. ÁCIDO CITRICO. El ácido cítrico es uno de los aditivos más utilizados por la industria alimentaria. Se obtiene por fermentación de distintas materias primas, especialmente la melaza de caña de azúcar. El ácido cítrico es un ácido orgánico tricarboxílico que está presente en la mayoría de las frutas, sobre todo en cítricos como el limón y la naranja. El ácido cítrico es un ácido orgánico natural, débil que se encuentra en muchas frutas y verduras, especialmente en cítricos. Puesto que el ácido cítrico es también un subproducto del ciclo del ácido cítrico, también se produce por muchos organismos vivos, incluyendo el moho. El ácido cítrico es muy apreciado por su sabor amargo, la calidad de conservación y la capacidad de actuar como un amortiguador del pH. Por estas razones, el ácido cítrico se encuentra en la lista de ingredientes de muchos productos alimenticios de hoy en día. USOS ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA Los usos aplicaciones que se le dan al ácido cítrico en la industria son muchos y variados, a continuación, se presentan algunos de los más comunes e importantes. • Se utiliza como saborizante y regulador de pH en bebidas. • Acidulante y regulador de pH en dulces, conservas y caramelos. • Previene la oxidación de verduras procesadas, en combinación con ácido ascórbico. • En alimentos congelados detiene el proceso de deterioro del sabor y • el color y ayuda a la acción de antioxidantes. • Previene la oxidación enzimática de frutas y hortalizas enlatadas, resalta su sabor y disminuye el pH. • Previene la oxidación de aceites y grasas. • Resalta sabores y se usa como acidulante en confitería y repostería. • Emulsifica y texturiza quesos pasteurizados y procesados cuando se utiliza en forma de sal. • Disminuye el pH en productos de pesca en presencia de otros antioxidantes o conservantes. • Modifica la textura de la carne. • Suele utilizarse como estabilizante en cremas batidas. IMPORTANCIA Es un buen conservante y antioxidante natural que se añade industrial mente como aditivo en el envasado de muchos alimentos como las conservas de vegetales enlatadas. En bioquímica aparece como un metabólico intermediario en el ciclo de los ácidos tricarboxílicos, proceso realizado por la mayoría de los seres vivos. El nombre IUPAC del ácido cítrico es ácido 2-hidróxido-1,2,3propanotricarboxílico.

ACTIVIDADES A REALIZAR PARA EL PORTAFOLIOS DE EVIDENCIAS. 1) Elabora un mapa conceptual de la clasificación de los compuestos inorgánicos. Tema 3.1 al 3.6 2) Escriba el nombre de los siguientes compuestos usando las reglas de las nomenclaturas para asignar él nombre. 3) Elabora un cuadro sinóptico de los Compuestos Inorgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país y elabora un glosario de dichos compuestos. Tema 3.7 4) Elabora un diagrama de caja cognitivo de la clasificación de los compuestos orgánicos. TEMA 3.8 al 3. 8.8 5) Investiga cinco ejemplos de cada uno de nomenclatura de hidrocarburos (alcanos, alquenos, alquinos y aromáticos), halogenuros, alcoholes, éteres, aldehídos – cetonas, ácidos carboxílicos, esteres, aminas. 6) Elabora una síntesis de plásticos y resinas utilizados en la industria mínimo una cuartilla que contenga lo principal del tema. Tema 3.9 7) elabora un resumen los Compuestos orgánicos de impacto económico, industrial, ambiental y social en la región o en el país y elabora un glosario de dichos compuestos. Tema 3.10 ELVALOR DE CADA UNA DE LAS ACTIVIDADES ES 60/7 ENTREGADO EN TIEMPO Y FORMA TIENE MAS VALOR ENTREGADO DESPUES DE LA FECHA SON 50 PUNTOS DE 60

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CUESTIONARIO UNIDAD 3 QUIMICA IIND 1.- Son los que se pueden clasificar de acuerdo con diferentes características como el tipo de enlace, número de elementos que lo forman o bien, su función química y de acuerdo a su nomenclatura. R.- Compuestos iónicos. 2.- Son las sustancias que manifiestan propiedades similares al reaccionar ante ciertos reactivos, se les puede agrupar en un grupo funcional. R.- Función química 3.- Es la parte de la química que estudia las reglas que se siguen para dar nombre a los diversos compuestos químicos. R.- Nomenclatura química 4.- Es la nomenclatura que utiliza al elemento con sus distintos estados de oxidación, y se caracteriza por incluir la valencia con la que actúa el elemento entre paréntesis. R.- Nomenclatura stock 5.- Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y el oxígeno. R.- Óxidos 6.- Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal (M) y el oxígeno (O). Su fórmula general es: 𝑀2 𝑂𝑚 . R.- Óxidos básicos. 7.- Son los que pueden prepararse industrialmente mediante la oxidación de los metales. R.- Óxidos básicos 8.- De que compuestos son las siguientes propiedades: Tienen sabor amargo, Cambian el papel tornasol de rosado a azul, el anaranjado de metilo de anaranjado a amarillo y la fenolftaleína de incolora a rosada fucsia, Son jabonosos al tacto, Son buenos conductores de la electricidad en disoluciones acuosas. R.- Óxidos básicos 9.- Es el óxido que se utiliza en la fabricación de materiales refractarios, abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez de estómago. También como antídoto para muchos tipos de intoxicaciones. R.- óxido de magnesio. 10.- Es el óxido que se emplea para trabajar metales y aleaciones de gran dureza. R.- Óxido de aluminio 11.- Son compuestos binarios formados por un no metal (N) y oxígeno (O). Su fórmula general es 𝑁2 𝑂𝑛. R.- Óxidos ácidos (anhídridos) 12.- Son compuestos ternarios que están formados por un metal y el ion hidroxilo. Su fórmula general es: 𝑀(𝑂𝐻)𝑚 R.- Hidróxidos 13.- Es el compuesto que resulta de la combinación de un óxido básico con el agua. R.- Hidróxidos 14.- Es el hidróxido que se usa en la fabricación de cerámica. R.- Hidróxido de Litio 15.- Es el hidróxido que se usa como antiácido o laxante. R.- Hidróxido de magnesio 16.- Es cualquier especie molecular o iónica que puede ceder protones a cualquier otra; es decir, se caracteriza por contener siempre el ion hidrógeno. Se clasifican en Oxiácidos e Hidrácidos. R.- Ácido 17.- Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Su fórmula general es HNO. R.- Oxiácidos. 18.- Es el que se forma mediante la unión del hidrógeno con un no metal; es decir cuando el ácido no contiene oxígeno. Su fórmula es 𝐻𝑛 𝑁. R.- Hidrácido 19.- De que compuestos son las siguientes propiedades Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón, Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína. R.- Ácido 20.- Son los que son usados como catalizadores; como aditivos en bebidas y alimentos. R.- Ácidos ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA 21.- Son compuestos que se consideran, en general como el producto de la reacción de un ácido con una base. R.- Sales 22.- Son las que resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de los hidrácidos. R.Sales haloideas 23.- Son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento químico, pudiendo ser este metal o no metal, con excepción de los gases nobles. R.- Hidruros 24.- Es el estado de oxidación del hidrogeno en los hidruros no metálicos R.- +1 25.- son el resultado de la unión entre el hidrógeno y un elemento metálico. R.- Hidruros metálicos 26.- Es el otro nombre que reciben los hidruros no metálicos. - R.- Hidrácidos. 27.- Son todas las especies químicas que en su composición contienen el elemento carbono y, usualmente, elementos tales como el Oxígeno (O), Hidrógeno (H), Fósforo (F), Cloro (Cl), Yodo (I) y nitrógeno (N), con la excepción del anhídrido carbónico, los carbonatos y los cianuros. R.Compuestos iónicos 28.- Es la formula general de los alcanos. R.- CnH2n+2, 29.- Es el que se emplea como como combustible en motores R.- El diésel 30.- Son hidrocarburos no saturados con doble ligadura. R.- Alquenos 31.- Es la formula general de los alquenos. R.- 𝐶𝑛 𝐻2𝑛 32.- Son los hidrocarburos insaturados más reactivos que los alcanos. R.- Los alquenos 33.- Es un gas que se emplea en la maduración de las frutas. R:- El eteno 34.- Son hidrocarburos alifáticos con al menos un triple enlace. R.- Los alquinos 35,- Es el alquino que se usa en el soplete oxietilénico en la soldadura y corte de metales R.- El etino 36.- Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula. R.- Halogenuros 37.- Es la representación general de los halogenuros R.- 𝑅 − 𝑋 38.- Son los compuestos orgánicos que contienen el grupo hidroxilo (−𝑂𝐻). Los alcoholes 39.- Es la formula general de los alcoholes. R.- 𝐶𝑛 𝐻2𝑛+1 OH 40.- Es el alcohol que se utiliza como antiséptico, como removedor de esmalte, disolvente para lacas, resinas, revestimiento y ceras. El propanol 41.- Es el alcohol que se como materia prima de numerosas industrias de licores, perfumes, cosméticos y jarabes, también se usa como combustible y desinfectante. R.- El etanol 42.- Es el nombre común del etanol. R.- Alcohol etílico 43.- Es el nombre, de acuerdo con la IUPAC, de la glicerina. R.- 1,2,3 propanotriol 42.- Son compuestos que resultan de la unión de dos radicales alquílicos o aromáticos a través de un puente de oxígeno −𝑂 −. R.- Éteres 43.- Es el éter que se utiliza como anestésico. R.- Éter etílico 44.- Son compuestos orgánicos que poseen el grupo funcional −𝐶𝐻𝑂 (𝐹𝑜𝑟𝑚𝑖𝑙𝑜) R.- Aldehído 45.- Son los que se usan principalmente para la fabricación de resinas, plásticos, solventes, pinturas, perfumes, esencias. R.- Los aldehídos 46.- Es un compuesto orgánico caracterizado por poseer un grupo funcional carbonilo unido a dos átomos de carbono, a diferencia de los aldehídos, en donde el grupo carbonilo se encuentra unido a menos a un átomo de hidrógeno. R.- Cetonas 47.- Es la cetona que se usan como solventes industriales R.- El thiner y la acetona ELABORADO POR: M.E. ERNESTINA HERNÁNDEZ REYES

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PROGRAMA DE QUIMICA 48.- son los compuestos que se caracterizan por poseer un grupo funcional llamado grupo carboxilo. R.- Ácidos carboxílicos 49.- Es el ácido carboxílico que se usa como conservador en la industria cervecera y vitivinícola. R.Ácido fórmico 50.- Es el ácido carboxílico más usado para preparar acetona, rayón, solventes de lacas y resinas. Con el ácido salicílico forma la aspirina. Ácido acético

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