INSTITUTO TECNOLÓGICO DE CD. VICTORIA MODALIDAD DE EDUCACIÓN A DISTANCIA

Unidad: San Fernando

Quimica

Unidad 2: Elementos químicos y su

clasificación TAREA FINAL: RESUMEN

Alumno: Jose Martin Garcia Garcia

No. De Control: 15380122

Asesor: Ing. Eugenio Jesús castro Sifuentes

13 de JUNIO de 2016

El Átomo

El átomo es la unidad de materia más pequeña de un elemento químico que mantiene su identidad o sus propiedades, y que no es posible dividir mediante procesos químicos.

Está compuesto por un núcleo atómico, en el que se concentra casi toda su masa, rodeado de una nube de electrones. El núcleo está formado por protones, con carga positiva, y neutrones, eléctricamente neutros Los electrones, cargados negativamente, permanecen ligados a este mediante la fuerza electromagnética

El ÁTOMO Y SUS PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

• Una partícula subatómica es una partícula más pequeña que el átomo Puede ser una partícula elemental o una compuesta, a su vez, por otras partículas subatómicas, como son los quarks, que componen los protones y neutrones. No obstante, existen otras partículas subatómicas, tanto compuestas como elementales, que no son parte del átomo, como es el caso de los neutrinos y bosones

• EL Átomo se considera la partícula mas pequeña de la materia se creía que el Átomo era efectivamente la partícula mas pequeña posible de la materia lo cual no es cierto ya que hay partículas subatómicas

• Rayos catódicos

En el año 1897, el físico inglés Joseph John Thompson estudió el comportamiento y los efectos de los rayos catódicos. En sus experimentaciones observó que cuando en un tubo de vidrio que lleva soldados dos electrodos conectados a una gran tensión se hace el vacío, al producirse una descarga se aprecia una luminosidad o fluorescencia verdosa en la pared localizada frente al cátodo, que los investigadores supusieron que era debida a la existencia de unos rayos procedentes del electSegún las observaciones de Thomson, estos rayos:

*Se propagan en línea recta.

*Al colocar un imán, se produce un campo eléctrico el cuál desvía a los rayos catódicos. (Regla de la mano derecha)

*Producen efectos mecánicos, térmicos, químicos y luminosos.

*Si se pone unas aspas delante, las hace girar, demostrando así que el electrón tiene masa.

*Sus componentes, los electrones, son universales, puesto que al cambiar el gas contenido en el tubo, no cambia la naturaleza de los rayos.

El físico inglés J.J Thomson, en 1897, al estudiar las propiedades y los efectos de los rayos catódicos, dedujo inicialmente su carácter corpuscular y su naturaleza eléctrica negativa.

rodo negativo, que llamaron rayos catódicos

Los rayos catódicos son corrientes de electrones observados en tubos de vacío, es decir los tubos de cristal que se equipan por lo menos con dos electrodos, un cátodo y un ánodo

en una configuración conocida como diodo. Cuando se calienta el cátodo, emite una cierta radiación que viaja hacia el ánodo. Si las paredes internas de vidrio detrás del ánodo están cubiertas con un material fluorescente, brillan intensamente. Una capa de metal colocada entre los electrodos proyecta una sombra en la capa fluorescente. Esto significa que la causa de la emisión de luz son los rayos emitidos por el cátodo al golpear la capa fluorescente.

Los rayos viajan hacia el ánodo en línea recta, y continúan más allá de él durante una cierta distancia. Este fenómeno fue estudiado por los físicos a finales del siglo XIX, otorgándose un premio Nobel a Philipp von Lenard. Los rayos catódicos primeramente fueron producidos por los tubos de Geissler. Los tubos especiales fueron desarrollados para el estudio de estos rayos por William Crookes y se los llamó tubos de Crookes. Pronto se vio que los rayos catódicos están formados por los portadores reales de la electricidad que ahora se conocen como electrones. El descubrimiento de los rayos catódicos, que se produce durante los años 1858 y 1859, fue obra del matemático y físico alemán Julius Plücker (1801 - 1868), quién denominaría con este nombre a los rayos que emanaban de una lámpara de vacío con la que se encontraba trabajando por aquel entonces.

Rayos anódicos

Los rayos anódicos, también conocidos con el nombre de canales o positivos, son haces de rayos positivos construidos por cationes atómicos o moleculares que se desplazan hacia el electrodo negativo en un tubo de Crookes.

Estos rayos fueron observados por vez primera por el físico alemán Eugen Goldstein, en el año 1886. Además, el trabajo realizado por científicos como Wilhelm Wien y Joseph John Thomson sobre los rayos anódicos, acabaría desembocando en la aparición de la espectrometría de masas.

Estos rayos anódicos se forman cuando los electrones van desde el cátodo (-) al ánodo (+), y chocan contra los átomos del gas encerrado en el tubo. Como las partículas del mismo signo se repelen, estos electrones que van hacia el ánodo arrancan los electrones de la corteza de los átomos del gas, el átomo se queda positivo, al formarse un ion positivo, éstos se precipitan hacia el cátodo que los atrae con su carga negativa.

La radioactividad

Es la propiedad que presentan algunas sustancias de emitir radiaciones ionizantes. Las radiaciones ionizantes son partículas con una gran energía que son capaces de alterar y dañar moléculas a su paso al atravesar la materia.

La contaminación radiactiva y la exposición a la radioactividad se producen cuando existe una liberación de material radioactivo a la atmósfera por fuentes como una central nuclear o la explosión de una bomba atómica. También existen fuentes naturales de radiación en la tierra, el agua y el aire.

Radiaciones alfa, beta y gamma.

Los distintos tipos de radiaciones se clasifican según el poder de penetración con los nombres alfa, beta y gamma.

Alfa: son núcleos de helio formados por dos protones y dos neutrones. Sólo penetran unas milésimas de centímetro en el aluminio.

Beta: Son electrones rápidos procedentes de neutrones que se desintegran en el núcleo, dando lugar a un protón y un electrón. Son casi 100 veces más penetrantes que las alfa.

Gamma: son radiaciones electromagnéticas (fotones) de mayor frecuencia que los rayos X.

BASE EXPERIMENTAL DE

LA TEORIA CUANTICA

La teoría cuántica es una teoría física basada en la utilización del concepto de unidad cuántica para describir las propiedades dinámicas de las partículas subatómicas y las interacciones entre la materia y la radiación. Las bases de la teoría fueron sentadas por el físico alemán Max Planck, que en 1900 postuló que la materia sólo puede emitir o absorber energía en pequeñas unidades discretas llamadas cuantos.

Otra contribución fundamental al desarrollo de la teoría fue el principio de incertidumbre, formulado por el físico alemán Werner Heisenberg en 1927, y que afirma que no es posible especificar con exactitud simultáneamente la posición y el momento lineal de la partícula subatómica

Planck retomó la teoría defendida hace tiempo por Newton, la cual consideraba a la luz como un haz corpúsculos que se propagaban en línea recta, al aparecer la teoría ondulatoria de Huygens, la teoría de los corpúsculos de Newton se vio destruida, pero Planck la retomaría nuevamente

La teoría cuántica básicamente nos dice que la luz no llega de una manera continua, sino que no está compuesta por pequeños paquetes de energía, a los que llamamos cuantos. Entonces cuantos de energía se llaman fotones. Toda la luz que nos llega viene en pequeños paquetes, no es continua.

Los fotones son las partículas fundamentales de la luz, así como los electrones son las partículas fundamentales de la materia, esta analogía es la que sirvió para realizar el descubrimiento del carácter cuántico de la luz. Por esta misma analogía, años después, de Broglie desarrolló la teoría que formula que la materia también tiene un carácter ondulatorio.

La carga eléctrica y la energía tienen una estructura granular (está formada por cuantos), al igual que la materia.

La teoría cuántica ha servido para demostrar los fenómenos que no se pudieron explicar con la teoría ondulatoria de la luz, pero hoy fenómenos que no pueden ser explicados con la teoría cuántica, y además hay ciertos fenómenos que pueden ser explicados por ambas teorías.

Teoría Ondulatoria De La Luz

a Teoría ondulatoria de la luz Propugnada por Christian Huygens en el año 1678, describe y explica lo que hoy se considera como leyes de reflexión y refracción. Define a la luz como un movimiento ondulatorio semejante al que se produce con el sonido.

Propuso el modelo ondulatorio, en el que se defendía que la luz no era mas que una perturbación ondulatoria, parecida al sonido, y de tipo mecánico pues necesitaba un medio material para propagarse. Supuso tres hipó tesis : todos los puntos de un frente de ondas eran centros emisores de ondas secundarias; de todo centro emisor se propagaban ondas en todas direcciones del espacio con velocidad distinta en cada medio; como la luz se propagaba en el vacío y necesitaba un material perfecto sin rozamiento, se supuso que todo el espacio estaba ocupado por éter, que hacía de soporte de las ondas.

Las ondas lumínicas se postula como medio a una materia insustancial e invisible a la cual se le llamó éter.

. La presencia del éter fue el principal medio cuestionador de la teoría ondulatoria. En ello, es necesario equiparar las vibraciones luminosas con las elásticas transversales de los sólidos sin que se transmitan, por lo tanto, vibraciones longitudinales. Aquí es donde se presenta la mayor contradicción en cuanto a la presencia del éter como medio de transporte de ondas, ya que se requeriría que éste reuniera alguna característica sólida pero que a su vez no opusiera resistencia al libre transito de los cuerpos sólidos.

E n aquella época, la teoría de Huygens no fue muy considerada, fundamentalmente, y tal como ya lo mencionamos, dado al prestigio que alcanzó Newton. Pasó más de un siglo para que fuera tomada en cuenta la Teoría Ondulatoria de la luz.

L a colaboración de Auguste Fresnel para el rescate de la teoría ondulatoria de la luz estuvo dada por el aporte matemático que le dio rigor a las ideas propuestas por Young y la explicación que presentó sobre el fenómeno de la polarización al transformar el movimiento ondulatorio longitudinal, supuesto por Huygens y ratificado por Young, quien creía que las vibraciones luminosas se efectuaban en dirección paralela a la propagación de la onda luminosa, en transversales

E l mayor logro de Huygens fue el desarrollo de la teoría ondulatoria de la luz, descrita ampliamente en el Traité de la lumière (1690), y que permitía explicar los fenómenos de la reflexión y refracción de la luz mejor que la teoría corpuscular de Newton

Radiación Del Cuerpo Negro

Un cuerpo negro es un objeto teórico o ideal que absorbe toda la luz y toda la energía radiante que incide sobre él. Nada de la radiación incidente se refleja o pasa a través del cuerpo negro. A pesar de su nombre, el cuerpo negro emite luz y constituye un sistema físico idealizado para el estudio de la emisión de radiación electromagnética.

El nombre Cuerpo negro fue introducido por Gustav Kirchhoff en 1862. La luz emitida por un cuerpo negro se denomina radiación de cuerpo negro.

Todo cuerpo emite energía en forma de ondas electromagnéticas, siendo esta radiación, que se emite incluso en el vacío, tanto más intensa cuando más elevada es la temperatura del emisor. La energía radiante emitida por un cuerpo a temperatura ambiente es escasa y corresponde a longitudes de onda superiores a las de la luz visible.

Al elevar la temperatura no sólo aumenta la energía emitida sino que lo hace a longitudes de onda más cortas; a esto se debe el cambio de color de un cuerpo cuando se calienta. Los cuerpos no emiten con igual intensidad a todas las frecuencias o longitudes de onda, sino que siguen la ley de Planck.

A igualdad de temperatura, la energía emitida depende también de la naturaleza de la superficie; así, una superficie mate o negra tiene un poder emisor mayor que una superficie brillante. Así, la energía emitida por un filamento de carbón incandescente es mayor que la de un filamento de platino a la misma temperatura. La ley de Kirchhoff establece que un cuerpo que es buen emisor de energía es también buen absorbente de dicha energía. Así, los cuerpos de color negro son buenos absorbentes.

Teoría De Planck

cuando un cuerpo es calentado emite radiación electromagnética en un amplio rango de frecuencias.

El cuerpo negro (ideal) es aquel que además absorbe toda la radiación que llega a él sin reflejarla, de tal forma que sólo emite la correspondiente a su temperatura.

A fines del siglo XIX fue posible medir la radiación de un cuerpo negro con mucha precisión. La intensidad de esta radiación puede en principio ser calculada utilizando las leyes del electromagnetismo. El problema de principios del siglo XX consistía en que si bien el espectro teórico y los resultados experimentales coincidían para bajas frecuencias (infrarrojo), estos diferían radicalmente a altas frecuencias. Este problema era conocido con el provocativo nombre de “la catástrofe ultravioleta”, ya que la predicción teórica diverge a infinito en ese límite.

Quien logró explicar este fenómeno fue Max Planck, en 1900, que debió para ello sacrificar los conceptos básicos de la concepción ondulatoria de la radiación electromagnética.

Para resolver la catástrofe era necesario aceptar que la radiación no es emitida de manera continua sino en cuantos de energía discreta, a los que llamamos fotones.

La energía de estos fotones es:

E (fotón) = h.ν

ν : Frecuencia de la radiación electromagnética (s-1)

h : constante de Planck

h = 6,62.10-27 erg.s

h = 6,62.10-34 J.s

Cuando la frecuencia de la radiación es baja el efecto de la discretización se vuelve despreciable debido al minúsculo valor de la constante de Planck, y es perfectamente posible pensar al sistema como continuo, tal como lo hace el electromagnetismo

clásico. Sin embargo, a frecuencias altas el efecto se vuelve notable.

En 1905, Einstein utilizaría el concepto de fotón para explicar otro fenómeno problemático en el marco de la física clásica, la generación de una corriente eléctrica al aplicar luz monocromática sobre un circuito formado por chapas metálicas, conocido como el efecto fotoeléctrico. Einstein obtendría tiempo después el Premio Nobel por este importante hallazgo teórico.

Efecto fotoeléctrico

Un diagrama ilustrando la emisión de los electrones de una placa metálica, requiriendo de la energía que es absorbida de un fotón.

El efecto fotoeléctrico consiste en la emisión de electrones por un metal o fibra de carbono cuando se hace incidir sobre él una radiación electromagnética. A veces se incluyen en el término otros tipos de interacción entre la luz y la materia:

Fotoconductividad: es el aumento de la conductividad eléctrica de la materia o en diodos provocada por la luz. Descubierta por Willoughby Smith en el selenio hacia la mitad del siglo XIX.

Efecto fotovoltaico: transformación parcial de la energía luminosa en energía eléctrica. La primera célula solar fue fabricada por Charles Fritts en 1884. Estaba formada por selenio recubierto de una fina capa de oro.

El efecto fotoeléctrico fue descubierto y descrito por Heinrich Hertz en 1887, al observar que el arco que salta entre dos electrodos conectados a alta tensión alcanza distancias mayores cuando se ilumina con luz ultravioleta que cuando se deja en la oscuridad.

La explicación teórica fue hecha por Albert Einstein, quien publicó en 1905 el revolucionario artículo “Heurística de la generación y conversión de la luz”, basando su formulación de la fotoelectricidad en una extensión del trabajo sobre los cuantos de Max Planck.

Más tarde Robert Andrews Millikan pasó diez años experimentando para demostrar que la teoría de Einstein no era correcta, para finalmente concluir que sí lo era.

Eso permitió que Einstein y Millikan fueran condecorados con premios Nobel en 1921 y 1923, respectivamente.

Se podría decir que el efecto fotoeléctrico es lo opuesto a los rayos X, ya que el efecto fotoeléctrico indica que los fotones luminosos pueden transferir energía a los electrones. Los rayos X son la transformación en un fotón de toda o parte de la energía cinética de un electrón en movimiento.

Esto se descubrió casualmente antes de que se dieran a conocer los trabajos de Planck y Einstein (aunque no se comprendió entonces)

Célula fotoeléctrica donde "1" es la fuente lumínica, "2" es el cátodo y "3", el ánodo.

Los fotones tienen una energía característica determinada por la frecuencia de onda de la luz. Si un átomo absorbe energía de un fotón y tiene más energía que la necesaria para expulsar un electrón del material y además posee una trayectoria dirigida hacia la superficie, entonces el electrón puede ser expulsado del material. Si la energía del fotón es demasiado

pequeña, el electrón es incapaz de escapar de la superficie del material. Los cambios en la intensidad de la luz no modifican la energía de sus fotones, tan sólo el número de electrones que pueden escapar de la superficie sobre la que incide y por tanto la energía de los electrones emitidos no depende de la intensidad de la radiación que le llega, sino de su frecuencia. Si el fotón es absorbido, parte de la energía se utiliza para liberarlo del átomo y el resto contribuye a dotar de energía cinética a la partícula libre.

En principio, todos los electrones son susceptibles de ser emitidos por efecto fotoeléctrico. En realidad los que más salen son los que necesitan menos energía para ser expulsados y, de ellos, los más numerosos.

En un aislante (dieléctrico), los electrones más energéticos se encuentran en la banda de valencia. En un metal, los electrones más energéticos están en la banda de conducción. En un semiconductor de tipo N, son los electrones de la banda de conducción los que son más energéticos. En un semiconductor de tipo P también, pero hay muy pocos en la banda de conducción. Así que en ese tipo de semiconductor hay que tener en cuenta los electrones de la banda de valencia.

A la temperatura ambiente, los electrones más energéticos se encuentran cerca del nivel de Fermi (salvo en los semiconductores intrínsecos en los cuales no hay electrones cerca del nivel de Fermi). La energía que hay que dar a un electrón para llevarlo desde el nivel de Fermi hasta el exterior del material se llama función trabajo, y la frecuencia mínima necesaria para que un electrón escape del metal recibe el nombre de frecuencia umbral. El valor de esa energía es muy variable y depende del material, estado cristalino y, sobre todo, de las últimas capas atómicas que recubren la superficie del material. Los metales alcalinos (sodio, calcio, cesio, etc., presentan las más bajas funciones de trabajo. Aún es necesario que las superficies estén limpias a nivel atómico. Una de la mayores dificultades en los experimentos de Millikan era que había que fabricar las superficies de metal en el vacío.

Los fotones del rayo de luz tienen una energía característica determinada por la frecuencia de la luz. En el proceso de fotoemisión, si un electrón absorbe la energía de un fotón y éste último tiene más energía que la función trabajo, el electrón es arrancado del material. Si la energía del fotón es demasiado baja, el electrón no puede escapar de la superficie del material. Aumentar la intensidad del haz no cambia la energía de los fotones constituyentes, solo cambia el número de fotones. En consecuencia, la energía de los electrones emitidos no depende de la intensidad de la luz, sino de la energía de los fotones.

Los electrones pueden absorber energía de los fotones cuando son irradiados, pero siguiendo un principio de "todo o nada". Toda la energía de un fotón debe ser absorbida y utilizada para liberar un electrón de un enlace atómico, o si no la energía es re-emitida. Si la energía del fotón es absorbida, una parte libera al electrón del átomo y el resto contribuye a la energía cinética del electrón como una partícula libre.

Einstein no se proponía estudiar las causas del efecto en el que los electrones de ciertos metales, debido a una radiación luminosa, podían abandonar el metal con energía cinética. Intentaba explicar el comportamiento de la radiación, que obedecía a la intensidad de la radiación incidente, al conocerse la cantidad de electrones que abandonaba el metal, y a la frecuencia de la misma, que era proporcional a la energía que impulsaba a dichas partículas.

Leyes de la emisión fotoeléctrica

Para un metal y una frecuencia de radiación incidente dados, la cantidad de fotoelectrones emitidos es directamente proporcional a la intensidad de luz incidente.

Para cada metal dado, existe una cierta frecuencia mínima de radiación incidente debajo de la cual ningún fotoelectrón puede ser emitido. Esta frecuencia se llama frecuencia de corte, también conocida como "Frecuencia Umbral".

Por encima de la frecuencia de corte, la energía cinética máxima del fotoelectrón emitido es independiente de la intensidad de la luz incidente, pero depende de la frecuencia de la luz incidente.

La emisión del fotoelectrón se realiza instantáneamente, independientemente de la intensidad de la luz incidente. Este hecho se contrapone a la teoría Clásica:la Física Clásica esperaría que existiese un cierto retraso entre la absorción de energía y la emisión del electrón, inferior a un nanosegundo.

Configuración electrónica

La configuración electrónica del átomo de un elemento corresponde a la ubicación de los electrones en los orbitales de los diferentes niveles de energía. Aunque el modelo de Scrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

La manera de mostrar cómo se distribuyen los electrones en un átomo, es a través de la configuración electrónica. El orden en el que se van llenando los niveles de energía es: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p. El esquema de llenado de los orbitales atómicos, lo podemos tener utilizando la regla de la diagonal, para ello debes seguir atentamente la flecha del esquema comenzando en 1s; siguiendo la flecha podrás ir completando los orbitales con

los electrones en forma correcta.

Escribiendo configuraciones electrónicas

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

• Saber el número de electrones que el átomo tiene; basta conocer el número atómico (Z) del átomo en la tabla periódica. Recuerda que el número de electrones en un átomo neutro es igual al número atómico (Z = p+).

• Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (n = 1).

• Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Ejemplo:

Los orbitales se llenan en orden creciente de energía, con no más de dos electrones por orbital, según el principio de construcción de Aufbau.

Litio (Z = 3). Este elemento tiene 3 electrones. Empezaremos llenando el orbital de menor energía con dos electrones que tendrán distinto spin (ms). El electrón restante ocupará el orbital 2s, que es el siguiente con menor energía:

La flecha indica el valor del cuarto número cuántico, el de spin: para +1/2: y para –1/2,

respectivamente. También podemos describir la distribución de electrones en el átomo de litio como:

Los electrones que tienen números de espín opuestos cancelan los efectos magnéticos y se dice que son electrones apareados. Un ejemplo son los dos electrones que ocupan el orbital 1s en el átomo de Litio. De manera similar decimos que el electrón que ocupa el orbital 2s orbital está desapareado. En la tabla a continuación vemos como se distribuyen los electrones de los átomos en orden creciente a su número atomico (Z):

En el helio se completa el primer nivel (n=1), lo que hace que la configuración del He sea muy estable. Para el Boro el quinto electrón se sitúa en un orbital 2p y al tener los tres orbitales 2p la misma energía no importa cuál de ellos ocupa. En el carbono el sexto electrón podría ocupar el mimo orbital que el quinto u otro distinto. La respuesta nos la da: la regla de Hund: la distribución más estable de los electrones en los subniveles es aquella que tenga el mayor número de espínes paralelos. Los electrones se repelen entre sí y al ocupar distintos orbitales pueden situarse más lejos uno del otro. Así el carbono en su estado de mínima energía tiene dos electrones desapareados, y el nitrógeno tiene 3.

El neón completa el nivel dos y al igual que el helio tiene una configuración estable. Las configuraciones electrónicas pueden también escribirse de manera abreviada haciendo referencia al último nivel completo. Para ello, debemos ocupar la configuración de los gases nobles, ya que ellos tienen todos su orbitales completos con electrones (s2p6), como por ejemplo en el caso del helio (s2) y neon (s2p6) como se muestra en la tabla anterior.

• Así la configuración del sodio Na, la podemos escribir como [Ne]3s1

• También podemos escribir la configuración del litio como [He]2s1

A los electrones que pertenecen a un nivel incompleto se les denomina electrones de valencia. El gas noble Argón representa el final del período iniciado por el sodio para n=3

1s 2s 2p 3s 3p

Ar 18

[Ne] 3s2 3p6 En el siguiente elemento, el potasio con 19 electrones, deberíamos empezar a llenar los orbitales 3d. Sin embargo el comportamiento químico del potasio es similar al de litio y el sodio, ambos con un electrón de valencia desapareado en un orbital s, por lo que al potasio le correspondería la configuración [Ar] 4s1. Por lo tanto, el orbital 4s tendrá que tener menor energía que los orbitales 3d (el apantallamiento de los electrones en los orbitales 3d es mayor que el de los electrones en los orbitales 4s).

Lo mismo ocurre a partir del elemento Sc (Z = 21) [Ar] 3d1 4s2. El último electrón no se agrega al subnivel 4p, sino al 3d, como lo indica el orden energético. Lo mismo sucede con las configuraciones de los emenetos Ti (Z = 22) y V (Z = 23). Con el cromo (Cr Z = 24) surge otra aparente anomalía porque su configuración es [Ar] 3d5 4s1. La lógica de llenado habría llevado a [Ar] 3d4 4s2, sin embargo la distribución fundamental correcta es la primera. Esto

se debe a que el semillenado de orbitales d es de mayor estabilidad, puesto que su energía

es más baja.

Con el cobre Cu Z = 29 sucede algo similar al cromo, pusto que su configuración fundamental es [Ar] 3d10 4s1. La configuración [Ar] 3d9 4s2 es de mayor energía. La configuración con 10 electrones en orbitales d, es decir, el llenado total de estos orbitales

es más estable.

Óxidos Los óxidos metálicos son un tipo de óxidos los cuales están formados por un elemento metal más oxígeno. Este grupo de compuestos son conocidos también como óxidos básicos. Formulación de los óxidos metálicos (óxidos básicos) La fórmula de los óxidos metálicos es del tipo X2On (donde X es el elemento metálico y O es oxígeno). Entre los numerosos ejemplos de óxidos metálicos se encuentran: ZnO, MgO, Na2O, FeO, Au2O3, etc. Los óxidos metálicos se formulan utilizando la valencia del oxígeno -2, para ello se antepone al oxígeno (O) el elemento metal. Nomenclatura de los óxidos metálicos (óxidos básicos) La lectura de los compuestos se realiza de forma contraria a su escritura, es decir, se comienza nombrando el óxido seguido del elemento que le precede. Para ello se utilizan las siguientes nomenclaturas: Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de los óxidos metálicos se nombra con la palabra óxido seguida del elemento metálico teniendo en cuenta la valencia del elemento metálico. Los sufijos utilizados siguen el siguiente criterio: Una valencia: Óxido ... ico Na+1 + O-2 » Na2O: óxido sódico Ca+2 + O-2 » Ca2O2 » CaO: óxido cálcico Dos valencias: Menor valencia: Óxido ... oso Ni+2 + O-2 » Ni2O2 » NiO: óxido niqueloso Hg+1 + O-2 » Hg2O: óxido mercurioso Mayor valencia: Óxido ... ico Ni+3 + O-2 » Ni2O3: óxido niquélico Hg+2 + O-2 » Hg2O2 » HgO: óxido mercúrico Tres valencias: Menor valencia: Óxido hipo ... oso Cr+2 + O-2 » Cr2O2 » CrO: óxido hipocromoso Valencia intermedia: Óxido ... oso Cr+3 + O-2 » Cr2O3: óxido cromoso Mayor valencia: Óxido ... ico Cr+6 + O-2 » Cr2O6 » CrO3: óxido crómico Cuatro valencias: Primera valencia (baja): Óxido hipo ... oso Mn+2 + O-2 » Mn2O2 » MnO: óxido hipomanganoso Segunda valencia: Óxido ... oso Mn+3 + O-2 » Mn2O3: óxido manganoso Tercera valencia: Óxido ... ico

Mn+4 + O-2 » Mn2O4 » MnO2: óxido mangánico Cuarta valencia (alta): Óxido per ... ico Mn+7 + O-2 » Mn2O7: óxido permangánico Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock se realiza indicando el número de valencia del elemento metálico en número romanos y entre paréntesis, precedido por la expresión "óxido de" + elemento metálico. Ejemplos: Ni2O3: óxido de níquel (III) HgO: óxido de mercurio (II) Cuando el elemento metálico sólo tiene una valencia no es necesario indicarla. Ejemplo: CaO: óxido de calcio en lugar de óxido de calcio (II) Nomenclatura sistemática: en esta nomenclatura se indica mediante un prefijo el número de átomos de cada elemento. Los prefijos utilizados que indican el número de átomos en esta nomenclatura son: 1 átomo: Mono 2 átomos: Di 3 átomos: Tri 4 átomos: Tetra 5 átomos: Penta 6 átomos: Hexa 7 átomos: Hepta ...

Hidrocarburos Con el término hidrocarburo nos referimos a compuestos que están formados sólo por átomos de hidrógeno (hidro) y carbono (carburos). Los podemos clasificar según sea el tipo de enlace que se establece entre sus átomos de carbono:

• Todos los enlaces son simples: Alcanos. • Algún enlace doble: Alquenos. • Algún enlace triple, pero sin que haya enlaces dobles: Alquinos.

Alcanos

La fórmula molecular de los alcanos lineales es CnH2n+2, siendo n el número de carbonos. En el caso de los alcanos cíclicos la fórmula molecular es

CnH2n.

Los cuatro primeros nombres de la serie homóloga de los alcanos usan prefijos poco comunes; met-, et-, prop-, y but- . El resto se nombran mediante los prefijos numerales latinos (penta-, hexa-, hepta-, ...) que indican el número de átomos de carbono. Para denotar que se trata de alcanos se usa el sufijo -ano.

* Observa que se llama serie homóloga porque cada compuesto se diferencia del anterior en que tiene un grupo -CH2- más.

Cuando uno de estos compuestos pierde un átomo de hidrógeno da lugar a un radical, especie reactiva que se une a otras cadenas carbonadas formando una ramificación. Lo nombramos sustiyendo la el sufijo -ano por el sufijo -ilo (o -il).

Alquenos

Son hidrocarburos que tienen al menos un enlace doble entre dos átomos de carbono. Los nombramos como hemos visto con los alcanos pero usando el sufijo -eno. Fíjate en los ejemplos siguientes:

El primer alqueno de la serie homóloga es el eteno porque el doble enlace ha de ser entre dos átmos de carbono. También es importante que repares en que puede ser necesario un localizador para el doble enlace cuando haya posibilidades de confundir un compuesto con otro.

La fórmula general de los alquenos lineales con un único doble enlace es CnH2n. Por cada doble enlace de más que tengan habría que restar 2 al número de hidrógenos. Lo mismo pasa con los alquenos cíclicos. Mira los ejemplos:

Alquinos

Son hidrocarburos en los que existe al menos un triple enlace entre dos átomos de carbono. Es imporante señalar que tanto los dobles como los triples enlaces se denominan insaturaciones pero no tienen la misma preferencia. Los dobles

enlaces siempre tienen preferencia sobre los triples y eso quiere decir que un alquino no puede contener dobles enlaces porque de lo contrario sería un alqueno. Los nombraremos del mismo modo que hemos visto para los hidrocarburos anteriores pero usando el sufijo -ino.

Reglas para nombrar alquenos y alquinos

Además de las reglas que hemos visto para nombrar alcanos, debemos tener en cuenta las siguientes pautas cuando queramos nombrar compuestos con insaturaciones:

1. La cadena principal del hidrocarburo será aquella que tenga el mayor número de insaturaciones.

2. A las insaturaciones les corresponde siempre el localizador más bajo posible, es decir, debemos empezar a numerar la cadena principal de manera que los localizadores más bajos sean para los dobles y triples enlaces.

3. Cuando hay dobles y triples enlaces a los que correspondería el mismo localizador, tienen preferencia los dobles enlaces sobre los triples. Para nombrarlos se nombran antes los radicales, luego los dobles enlaces y por último los triples enlaces, cada uno de ellos con su correspondiente localizador si fuera necesario.

¿Qué son? Son hidrocarburos que contienen átomos de halógeno en su molécula: R-X, Ar-X.

¿Cómo se nombran? Aunque no son hidrocarburos propiamente dichos, al no estar formados únicamente por hidrógeno y carbono, se consideran derivados de estos en lo referente a su nomenclatura y formulación.

• Se nombran citando en primer lugar el halógeno seguido del nombre del hidrocarburo, indicando, si es necesario, la posición que ocupa el halógeno en la cadena, a sabiendas de que los dobles y triples enlaces tienen prioridad sobre el halógeno en la asignación de los números.

1-clorobutano

• Si aparece el mismo halógeno repetido, se utilizan los prefijos di, tri, tetra, etc.

3,3,4-tricloro-1-buteno o 3,3,4-triclorobut-1-eno (Normas IUPAC

1993)

• Cuando todos los hidrógenos de un hidrocarburo están substituidos por un halógeno se antepone el prefijo per- al nombre del halógeno.

percloropentano

Hidróxidos Los hidróxidos son compuestos iónicos formados por un metal (catión) y un elemento del grupo hidróxido (OH-) (anión). Se trata de compuestos ternarios aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los compuestos binarios. Formulación de los hidróxidos La fórmula general de los hidróxidos es del tipo X(OH)n, siendo el número de iones igual que el número de oxidación del catión metálico, para que la suma total de las cargas sea cero. Nomenclatura de los hidróxidos Los hidróxidos son nombrados utilizando la nomenclatura tradicional, nomenclatura de stock así como la nomenclatura sistemática. Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa: Una valencia: Hidróxido ... ico Mg+2 + (OH)-1 » Mg(OH)2: hidróxido magnésico Dos valencias: Menor valencia: Hidróxido ... oso Pt+2 + (OH)-1 » Pt(OH)2: hidróxido platinoso Mayor valencia: Hidróxido ... ico Pt+4 + (OH)-1 » Pt(OH)4: hidróxido platínico Tres valencias: Menor valencia: Hidróxido hipo ... oso Zr+2 + (OH)-1 » Zr(OH)2: hidróxido hipocirconioso Valencia intermedia: Hidróxido ... oso Zr+3 + (OH)-1 » Zr(OH)3: hidróxido circonioso Mayor valencia: Hidróxido ... ico Zr+4 + (OH)-1 » Zr(OH)4: hidróxido circónico Cuatro valencias: Primera valencia (baja): Hidróxido hipo ... oso V+2 + (OH)-1 » V(OH)2: hidróxido hipovanadoso Segunda valencia: Hidróxido ... oso V+3 + (OH)-1 » V(OH)3: hidróxido vanadoso Tercera valencia: Hidróxido ... ico V+4 + (OH)-1 » V(OH)4: hidróxido vanádico Cuarta valencia (alta): Hidróxido per ... ico V+5 + (OH)-1 » V(OH)5: hidróxido pervanádico Nomenclatura de stock: en la nomenclatura de stock comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento metálico con la valencia del mismo en números romanos entre paréntesis. Ejemplos:

HgOH: hidróxido de mercurio (I) Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II) Cuando el elemento metálico sólo tenga una valencia no se indica en numeros romanos la valencia: Be(OH)2: hidróxido de berilio, en lugar de hidróxido de berilio (II) CsOH hidróxido de cerio, en lugar de hidróxido de cerio (I) Nomenclatura sistemática: en la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la palabra hidróxido. Ejemplos: Be(OH)2: dihidróxido de berilio Sn(OH)4: tetrahidróxido de estaño Fe(OH)3: trihidróxido de hierro

Hidrácidos Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos son combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F, Cl, Br, I) exceptuando el At y con los anfígenos (S, Se, Te) exceptuando el O, los primeros actúan con valencia 1 y los segundos actúan con valencia 2. Estos compuestos presentan carácter ácido en disolución acuosa. Formulación de los hidrácidos Las fórmulas de los hidrácidos son del siguiente tipo HnX (donde X es el elemento no metálico y n es la valencia de dicho elemento). Nomenclatura de los hidrácidos Los hidrácidos se nombran utilizando la nomenclatura tradicional y la nomenclatura sistemática, no utilizandose la nomenclatura de stock: Nomenclatura tradicional: en la nomenclatura tradicional los hidrácidos se nombran usando la palabra ácido ya que tienen carácter ácido en disolución acuosa y añadiendo el sufijo hídrico al nombre del elemento no metal. Ejemplos: H2S: ácido sulfhídrico HBr: ácido bromhídrico Nomenclatura sistemática: la nomenclatura sistemática de los hidrácidos se nombre utilizando el sufijo uro al nombre del no metal. Ejemplos: HCl: cloruro de hidrógeno HF: fluoruro de hidrógeno