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Sustancias químicas
Se entiende por sustancia química o especie química a un tipo de materia que es químicamente homogénea y definida, o sea, que posee una composición química fija.
Tienen la característica de que sus partículas no pueden separarse mediante ningún mecanismo físico. Sin embargo, pueden sufrir cambios físicos, químicos o físicoquímicos cuando se las somete a las condiciones o reacciones apropiadas.
Los cambios dependen de la naturaleza de la sustancia, y pueden consistir en cambios de estado de agregación (como enfriar agua líquida hasta obtener hielo sólido), o transformaciones en su composición química (como la reacción entre un ácido y un álcali). En el último caso se convierten en otra sustancia.
Las sustancias químicas fueron de interés para el ser humano desde que se dio a la tarea de explorar la naturaleza de las cosas, especialmente la composición de la materia, identificando lo que en su momento pensaba que eran las formas indivisibles o fundamentales de la materia. Sin embargo, desde la alquimia de los antiguos griegos hasta la química moderna, se ha podido finalmente entender cuándo algo es químicamente puro y cuándo está compuesto por varias sustancias identificables.
No debe confundirse nunca una sustancia química con una mezcla de cualquier tipo. Las sustancias químicas no pueden separarse en sus elementos constitutivos empleando métodos físicos de separación (decantación, filtración, destilación, evaporación). En cambio, los componentes de una mezcla sí pueden separarse utilizando estos métodos. Por otra parte, sí es posible utilizar métodos químicos (reacciones químicas) para separar los elementos que componen una sustancia química.
Tipos de sustancias químicas
Las sustancias químicas pueden ser de dos tipos:
-
Sustancias simples. Están compuestas por un número determinado de moléculas de un mismo elemento químico. Por ejemplo: la molécula de oxígeno (O2).
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Sustancias compuestas. Se componen de dos o más elementos químicos, que forman una estructura estable y fija. Usualmente se los conoce como “compuestos químicos”. Por ejemplo: la molécula de agua (H2O).
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Sustancias puras: elemento y compuesto
Una sustancia se dice pura si:
-
- No puede ser separada en dos o más sustancias por medios fÃsicos o mecánicos.
- Es homogénea (tiene la misma composición en toda la muestra)
- Sus propiedades son constantes.
- Sus propiedades no dependen de como se prepare o de como se purifique.
- Tiene composición quÃmica constante.
| Elementos | Compuestos | ||
|
Los elementos son sustancias puras que contienen un sólo tipo de átomos. Cobre, Cu Plomo, Pb Aluminio, Al
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Los compuestos son sustancias que contienen dos más átomos en proporciones definidas. Sal (NaCl) Azúcar (C12H22O11) Agua (H2O)
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| La sal de mesa es un compuesto que contiene como elementos el Sodio y el Cloro | |
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Mezclas: homogéneas y heterogéneas
El agua que habitualmente vemos no está sola, en su interior contiene sales, minerales y otras sustancias. Esto sucede porque el agua es un solvente casi universal en la que pueden encontrarse disueltas innumerables sustancias orgánicas e inorgánicas.
Cuando agregamos una sustancia (soluto) a otra (solvente) hacemos una mezcla. Las mezclas pueden ser heterogéneas u homogéneas.
-
Una mezcla es heterogénea cuando sus componentes pueden distinguirse a simple vista. Por ejemplo: en un recipiente con agua agregamos arena.
-
Una mezcla es homogénea cuando no se pueden distinguir sus componentes. Por ejemplo: en un recipiente con agua agregamos sal y removemos.
A las mezclas homogéneas se las llama soluciones . En estos casos, el soluto agregado al agua se divide en grupos de tan pocas moléculas que ya no puede distinguirse, ni aún con microscopio. Aunque sí le puede dar al agua otro sabor, color u olor. Así como hay sustancias que se mezclan con el agua y dan como resultado soluciones, hay otras -como el aceite- que nunca se mezclan homogéneamente con ella.
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Estructura atómica
Por mucho tiempo se pensó que el átomo era indivisible, pero las diferentes teorías que se desarrollaron a lo largo de los años dejaron en claro que esto no era así.
El átomo se compone de un núcleo, el cual es la parte central, allí se encuentran los protones y los neutrones. Es la parte con mayor masa y posee una densidad de 1013 {10}^{13} a 1014 g/cm3 {10}^{14} g/c{m}^{3} .
La corona electrónica es la parte exterior del núcleo en donde se encuentran orbitando los electrones alrededor del centro. Ocupan la mayor parte del volumen del átomo. El diámetro de la corona electrónica siempre es superior al núcleo, aunque el núcleo posee mayor masa.
Los electrones y los protones determinan las propiedades químicas de los elementos. Los neutrones no participan en las reacciones químicas en condiciones normales.
Por ejemplo, veamos la estructura atómica de un elemento de la tabla periódica.
El átomo de hidrógeno posee un núcleo con 1 protón y 0 neutrones y en la corona electrónica se encuentra 1 electrón:
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Conceptos de átomo, protón, electrón, neutrón, número atómico y masa atómica
La palabra átomos significa indivisible. Y fue utilizado por Demócrito para definir una “partícula indivisible”. En el siglo XIX la química adoptó el término para describirlo como lo conocemos actualmente, según la teoría atómica de Dalton:
Un átomo es la unidad básica que conforma a un elemento y que puede intervenir en una reacción química.
Partículas subatómicas
Las partículas subatómicas del átomo son los neutrones, protones (partículas nucleares) y electrones. Definamos cada una de ellas.
Electrones
Los electrones se denotan con el símbolo “e-“ su masa es de 9.10938 ×1028 9.10938 \times {10}^{28} g lo que evidencia que es muchísimo más liviano que un protón y la analogía es correcta debido a que los electrones se encuentran girando alrededor del núcleo atómico a grandes velocidades.
La unidad de carga electrónica es −1 -1 y un átomo eléctricamente neutro tendrá la misma cantidad de protones y neutrones, como se menciona más adelante.
-
Cuando los átomos pierden electrones se convierten en iones que poseen carga positiva y se denominan cationes.
-
Cuando los átomos ganan electrones, adquieren carga negativa y se convierten en iones llamados aniones.
Partículas nucleares
El protón
Desde inicios del siglo XX se conocía que los átomos son eléctricamente neutros, para ello la cantidad de electrones y de protones debe ser la misma.
En el año 1910 el físico neozelandés Ernest Rutherford, propuso que las cargas positivas de los átomos estaban concentradas en un denso conglomerado central dentro del átomo, que llamó núcleo.
Las partículas con carga positiva presentes en el núcleo se denominan protones, su símbolo es p. En diversos experimentos se encontró que tienen la misma cantidad de carga que los electrones.
La masa del protón es de 1.67262 ×10−24 1.67262 \times {10}^{-24} g igual a la del átomo de hidrógeno, recordemos que el átomo de H posee un solo protón en el núcleo.
El número atómico (Z) de los elementos de la tabla periódica es el número de protones que contiene en su núcleo. Por lo tanto, el valor del número atómico también representa la cantidad de electrones presentes en un átomo sin carga.
Proporciona una identidad química para cada elemento, por ejemplo:
El número atómico del cloro (Cl) es 17, esto significa que cada átomo de Cl posee 17 protones y 17 electrones. Pero, analizando su identidad química, podemos decir que cada átomo presente en el universo que contiene 17 protones será reconocido como “cloro”.
Neutrones
Experimentos posteriores a los de Rutheford demostraron que el átomo está formado por un tercer tipo de partículas subatómicas, que Chadwick llamó neutrones.
Los neutrones son partículas eléctricamente neutras, con una masa similar a los protones, pero sutilmente por encima de ellos 1.67493 ×10−24 1.67493 \times {10}^{-24} g.
El total de neutrones presentes en el núcleo atómico se representa con la letra N.
La suma de los neutrones y los protones presentes en el núcleo de un elemento se denomina número de masa o masa atómica (A) y su valor siempre será un número entero.
La regla excluye al hidrógeno, ya que en su núcleo se halla un protón y existe la ausencia de neutrones.
Número de masa = número de protones + número de neutrones
A = Z + N
En un elemento los valores numéricos expresados se representan de la siguiente manera:
Existen diferentes elementos que contienen igual número de protones, pero difieren entre ellos en cuanto al número de neutrones y se denominan isótopos. En otras palabras, los isótopos tienen el mismo número atómico, pero difieren en el número de masa.
Ejemplo de los isótopos del hidrógeno, como hemos estudiado el hidrógeno tiene solamente un protón en el núcleo y ausencia de electrones, pero sus isótopos serían:
Como lo muestra el ejemplo, los isótopos del hidrógeno posee un mismo número de protones, pero difieren en el número de neutrones, el deuterio es 12H {}_{1}{}^{2}H posee 1 neutrón y el tritio es 13H {}_{1}{}^{3}H posee dos neutrones.
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Tabla periódica de los elementos quimicos
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Clasificación de elementos: metales, no metales y metaloides
A la izquierda, la tabla periódica que separa a los elementos en tres grupos: los metales (que aparecen en color verde), no metales (en color naranja), y los metaloides (en color azul).
La mayoría de los elementos son metales. Generalmente son brillantes, y sólo se derriten a altas temperaturas. Su forma puede cambiar fácilmente y pueden ser convertidos en cables o láminas sin romperse. Los metales se corroen, al igual que el desgaste gradual del hierro. El calor y la electricidad viajan fácilmente a través de los metales ¡razón por la cual no es prudente pararse junto a un poste metálico durante una tempestad!.
A la derecha de la Tabla Periódica aparecen los no metales, éstos son muy diferentes a los metales. Su superficie es opaca, y son malos conductores de calor y electricidad. En comparación con los metales, son de baja densidad, y se derriten a bajas temperaturas. La forma de los no metales no puede ser alterada fácilmente, ya que tienden a ser frágiles y quebradizos.
A los elementos que tienen las propiedades de los metales y no metales se les llama, metaloides. Pueden ser tanto brillantes como opacos, y su forma puede cambiar fácilmente. Generalmente, los metaloides son conductores de calor y de electricidad, de mejor manera que los no metales, y no tan bien como los metales.
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Regla del octeto de Lewis
La regla del octeto consiste en arreglar los átomos de una molécula de forma tal que cada uno está rodeado por ocho electrones. Esta regla se le atribuye a Gilbert Newton Lewis, al darse cuenta que los átomos son más estables cuando alcanzan el número de electrones de valencia del gas noble más cercano en la tabla periódica.
La regla del octeto se representa a través de las estructuras de Lewis. Estos son diagramas que representan los electrones de valencia de los átomos dentro de una molécula. Estas figuras permiten una mejor visualización de los electrones que participan en los enlaces químicos.
Por ejemplo, el difluoruro de oxígeno F2O está formado por dos átomos de flúor y un átomo de oxígeno. El oxígeno tiene 6 electrones de valencia en su última capa, mientras el flúor tiene 7 electrones en su última capa. Para que se cumpla la regla del octeto, el oxígeno comparte dos de sus electrones, uno con cada átomo de flúor. De esta manera, tanto el oxígeno como los flúores están rodeados de ocho electrones, como se muestra en la figura:
En el caso del difluoruro de oxígeno, dos electrones son compartidos entre el oxígeno y un flúor, formando un enlace covalente simple.
La regla del octeto en el dióxido de carbono CO2 se establece de la siguiente forma: el carbono posee cuatro electrones de valencia, mientras el oxígeno tiene seis electrones en la última capa. Entre el carbono y un oxígeno se comparten cuatro electrones, dos del carbono y dos del oxígeno. Así, todos los átomos tienen ocho electrones en su última capa de valencia, como se muestra abajo:
Excepciones de la regla del octeto
Por supuesto, toda regla tiene su excepción. En el caso de la regla del octeto se presentan tres ocasiones donde la regla no se cumple:
1. Cuando hay un número impar de electrones de valencia
El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y el oxígeno tiene 6 electrones. Cuando se forma el óxido de nitrógeno, la suma de los electrones de valencia de los dos átomos es igual a 11, un número impar. Al arreglar la estructura de Lewis de esta molécula, nitrógeno y oxígeno comparten cuatro electrones, formando un doble enlace covalente, el oxígeno queda con ocho electrones y el nitrógeno con siete.
2. Cuando hay muy pocos electrones de valencia
En el trifluoruro de boro F3B, el boro comparte sus tres electrones de valencia con cada uno de los flúores, que también comparten un electrón con el boro. Aunque los flúores si poseen ocho electrones en su última capa de valencia, el boro solo posee seis electrones.
Otras moléculas que tampoco cumplen la regla del octeto en este caso son el sodio metano NaCH3, hidruro de boro BH3, trióxido de azufre SO3, ácido metafosfórico HPO3, compuestos de litio Li y berilio Be.
3. Cuando hay demasiados electrones de valencia
En el trióxido de azufre SO3, tanto el azufre S como el oxígeno O poseen seis electrones de valencia. Al arreglar los electrones, solo los oxígenos quedan con ocho electrones en su capa de valencia, mientras el azufre se queda con 12 electrones.
Otras moléculas que se ajustan a esta excepción son pentacloruro de fósforo PCl5, hexafluoruro de azufre SF6, ion octacianomolibdato Mo(CN)8-4.
Regla del dueto
El hidrógeno posee un electrón en su capa de valencia y el gas noble más cercano es el helio que posee dos electrones. Cuando el hidrógeno se une a otros átomos, llena su capa de valencia con dos electrones, lo que también se conoce como regla del dueto.
En el ejemplo del agua, el oxígeno se rodea con ocho electrones, mientras los hidrógenos se llenan con dos electrones:
Propiedades periódicas de los elementos químicos
Palabras clave: Propiedades periódicas, Elementos químicos, Numero atómico, Propiedades, Comportamiento químico, Tabla periódica, Electronegatividad, Radio atómico, Afinidad electrónica, Energía de ionización
Resumen
Las propiedades periódicas de los elementos químicos son las características de los elementos que están relacionadas por su ubicación en la tabla periódica de acuerdo a su número atómico, conociendo sus valores tu puedes conocer sus propiedades o comportamiento químico de los elementos químicos y se denominan periódicas porque se repiten secuencialmente o de modo regular en la Tabla periódica cada número determinado de elementos. Las propiedades periódicas son:
Electronegatividad: es la capacidad o fuerza que un átomo tiene para atraer hacia si los electrones de un enlace químico. Fue propuesta por Linus Pauling en 1932, teniendo el valor más alto el átomo de Flúor (F) de 4.0 y el valor más bajo para el Francio (Fr) de 0.7. Los átomos que tienen mayor atracción por los electrones están ubicados en la esquina superior derecha (no metales) de la tabla periódica, tienden a formar iones negativos, la electronegatividad se usa para determinar si los enlaces que unen a los átomos de una sustancia es iónico o covalente, por ejemplo en la sal común NaCl el enlace que une a los átomos es iónico, porque el cloro tiene un valor de electronegatividad de 3 porque es el átomo que atrae el electrón del enlace, quedando cargado negativamente Cl- y el sodio pierde su electrón quedando cargado positivamente Na+, en el ejemplo del oxígeno O2 los dos átomos tienen el mismo valor de electronegatividad 3.5, teniendo la misma fuerza es por eso que ellos comparten sus electrones del enlace químico para completar su octeto por lo que el tipo de enlace es covalente no polar, en el ejemplo del ácido Fluorhídrico HF, el flúor es el que atrae los electrones del enlace químico estando más cerca de él y generando una nube electrónica de mayor volumen, teniendo un enlace químico de tipo covalente polar.
Radio atómico: se refiere al tamaño de los átomos y se mide por la distancia que hay entre el núcleo de un átomo y su electrón más externo. Si relacionamos los cationes (iones positivos que pierden electrones) son más pequeños en radio atómico que los átomos originales, esto pasa porque cuando el átomo pierde electrones desocupa orbitales atómicos, de forma contraria los aniones (iones negativos que ganan electrones) son más grandes que los átomos originales puesto que sus electrones se extienden más en los orbitales.
Afinidad electrónica: es la energía que se desprende cuando un átomo neutro gana un electrón y se convierte en un anión. Las medidas de afinidad electrónica se usan para indicar que elementos tienen mayor poder oxidante (elementos que aceptan electrones y se reducen)
X (g)+e- -> X-(g)+ energía liberada
Energía de ionización: es la energía que requiere absorber un átomo aislado que está en estado fundamental para quitar su electrón de valencia y se convierta en un catión
X (g) + energía absorbida -> X+ (g) + e-
Electronegatividad y tipos de enlace: iónico y covalente
Puedes imaginar el enlace entre los átomos como una “lucha de tira y afloja” por los electrones de valencia. Para usar este modelo de reparto de electrones necesitas tener una forma de determinar la atracción que ejerce cada átomo sobre los electrones compartidos, la medida de esa fuerza es la electronegatividad.
La electronegatividad de un elemento es definida como la capacidad relativa de un átomo para atraer electrones de otro átomo para enlazarse químicamente y formar un compuesto.
La electronegatividad es una propiedad periódica. En la siguiente tabla observarás la variación de la electronegatividad, ésta va aumentando de izquierda a derecha a lo largo de los periodos, y de abajo a arriba dentro de cada grupo. Es necesario aclarar que los valores de electronegatividad fueron asignados con base en una escala arbitraria denominada escala Pauling. El elemento que presenta el valor más alto (mayor electronegatividad) es el Flúor (F) con 4 unidades Pauling, mientras que los valores más bajos (menor electronegatividad) corresponden al Cesio (Cs) y al Francio (Fr) con 0.7.
ENLACE IÓNICO
Se produce entre elementos de electronegatividad muy diferente. Habitualmente un metal y un no metal.
Su formación da lugar a cristales iónicos
Desde el punto de vista de Lewis, este enlace se produce como resultado de una transferencia de electrones previa. El elemento más electronegativo (no metal) captura uno o más elecrones del elemento menos electronegativo (metal), formándose una pareja de iones de distinto signo. Ambos se unen por la atracción eléctrica que se ejerce entre ellos.
ENLACE COVALENTE
Se produce entre elementos cuando sus electronegatividades son similares y elevadas (no metales).
Desde el punto de vista de Lewis, este enlace se produce por compartición de electrones. Los átomos que no tienen completo el octeto electrónico pueden conseguirlo compartiendo electrones con otros átomos. Solo tendrán 8 electrones en la capa de valencia mientras se mantengan unidos.
La teoría del enlace-valencia explica el enlace covalente como resultado del solapamiento de orbitales atómicos semillenos. La teoría del orbital molecular lo hace aludiendo a los orbitales moleculares que se forman como resultado de la combinación de los orbitales atómicos de los átomos que se enlazan.
El resultado del enlace covalente puede ser: molécula o cristal.
Solo el enlace covalente forma moléculas como las que están en el agua, el metano, el amoniaco, … Una vez formadas las moléculas, éstas se unen entre sí mediante fuerzas intermoleculares, permitiendo que, dependiendo de su intensidad, se forman líquidos o sólidos. En este ultimo caso hablaríamos de cristales moleculares (por ejemplo el hielo de agua)
Si el enlace covalente forma un cristal (cristal atómico), tendremos algunas de las sustancias más duras de la naturaleza (diamante)
ENLACE METÁLICO
Se produce entre elementos cuando sus electronegatividades son similares y bajas (metales).
Su formación da lugar a cristales metálicos.
Desde el punto de vista de Lewis, el enlace metálico es similar al covalente (se comparten electrones), pero no entre dos átomos sino entre todos los átomos del cristal. La compartición de electrones entre todos los átomos de un cristal metálico explica su formación. Los electrones se moverían con libertad dentro del cristal (mar de electrones) manteniendo unidos los iones positivos que se habrían formado después de que los átomos metálicos perdieran electrones.
La teoría del orbital molecular explica el enlace metálico mediante la formación de orbitales moleculares extendidos a todo el cristal por combinación de orbitales atómicos. Se producen entonces las bandas de energía.
Clasificación de los compuestos en óxidos básicos,óxidos ácidos (anhídridos), ácidos,bases y sales
ÓXIDOS BÁSICOS. Se forman cuando se unen un elemento metálico y el oxígeno, sus fórmulas químicas son binarias. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente:
REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra óxido, que es su nombre genérico.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metálico. El cual lleva la terminación oso, si actúa con su número de oxidación menor o lleva la terminación ico, si el elemento actúa con su número de oxidación mayor.
EJEMPLO DE ÓXIDOS BÁSICOS:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
Na+1+O-2 |
Na2O |
Óxido de sodio |
Fe+2+O-2 |
FeO |
Óxido ferroso |
Ni+3+O-2 |
Ni2O3 |
Óxido niquélico |
• ÓXIDOS ÁCIDOS (ANHÍDRIDOS). Se forman por la unión entre un elemento no metálico y el oxígeno. Sus fórmulas químicas son binarias y la forma en que se escribe su nombre es la siguiente.
REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra anhídrido, que es su nombre genérico.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento no metálico, con las terminaciones oso o ¡co, dependiendo de si actúa con su valencia menor o mayor, respectivamente.
EJEMPLO DE ÓXIDOS ÁCIDOS:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
S+4+O-2 |
SO2 |
Anhídrido sulforoso |
S+6+O-2 |
SO3 |
Anhídrido sulfúrico |
P+3+O-2 |
P2O3 |
Anhídrido fosforoso |
• HIDRÓXIDOS O BASES. Se forman cuando los óxidos metálicos se unen con el agua, sus fórmulas químicas son ternarias y representan la unión de un elemento metálico con el radical oxidrilo (OH-1). La forma en que se escribe su nombre, es la siguiente.
REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra hidróxido, que es su nombre genérico.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metálico, con las terminaciones acostumbradas (oso para la menor, ¡co para la mayor).
EJEMPLO DE HIDRÓXIDOS:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
K+1+OH-1 |
KOH |
Hidróxido de potasio |
Hg+2+OH-1 |
Hg(OH)2 |
Hidróxido mercúrico |
Co+3+OH-1 |
Co(OH)3 |
Hidróxido cobáltico |
• ÁCIDOS. En estos compuestos su fórmula química, siempre empieza con hidrógeno, químicamente un ácido es una sustancia que en solución acuosa puede producir iones hidrógeno (H+).
Dependiendo de que contenga oxígeno o no, los ácidos se dividen en Hidrácidos y Oxiácidos.
a) Los hidrácidos. Se forman por la unión directa, entre el hidrógeno y un elemento no metálico, de los grupos Vla y Vlla, que al disolverse en agua manifiestan sus características ácidas, con elementos no metálicos de otros grupos, no forma compuestos de características ácidas. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente:
REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra ácido, que es su nombre genérico.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento no metálico con la terminación hídrico.
EJEMPLO DE HIDRÁCIDOS:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
H+1+Cl-1 |
HCl |
Ácido clorhídrico |
H+1+S-2 |
H2S |
Acido sulfhídrico |
H+1+F-1 |
HF |
Ácido fluorhídrico |
b) Los oxiácidos. Se forman cuando los anhídridos, se unen con el agua, sus fórmulas químicas son ternarias y representan la unión de hidrógeno con un radical negativo, de los que terminan su nombre en ato y en ito. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente:
REGLA 1. En primer lugar se escribe la palabra ácido, que es su nombre genérico.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del radical negativo, cambiando la terminación ato-ico e ito-oso.
EJEMPLO DE OXIÁCIDOS:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
H+1+NO2-1 |
HNO2 |
Ácido nitroso |
H+1+NO3-1 |
HNO3 |
Ácido nítrico |
H+1+SO3-2 |
H2SO3 |
Ácido sulfuroso |
• SALES. Estos compuestos se forman por la neutralización, entre un ácido y un hidróxido. Como existen dos variedades de ácidos, se pueden formar dos tipos de sales distintas, si la sal proviene de un hidrácido se llama sal haloidea, pero si la sal, se genera a partir de un oxiácido, se llama oxisal.
a) Sales haloideas. Sus fórmulas químicas generalmente son binarias y representan la unión de un elemento metálico con un elemento no metálico.
La forma en que se escribe su nombre es la siguiente.
REGLA 1 En primer lugar se escribe el nombre del elemento no metálico, con la terminación uro.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metálico, con las terminaciones acostumbradas (oso – menor, ¡co – mayor)
EJEMPLO DE SALES HALOIDEAS:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
Na+1+Cl-1 |
NaCl |
Cloruro de sodio |
Pt+2+S-2 |
PtS |
Sulfuro platinoso |
Fe+3+l-1 |
Fel3 |
Yoduro férrico |
b) Oxisales. Se caracterizan porque sus fórmulas químicas generalmente son ternarias y cuaternarias. Sus fórmulas representan la unión de un metal con un radical negativo. La forma en que se escribe su nombre es la siguiente.
REGLA 1. En primer lugar se escribe el nombre del radical negativo.
REGLA 2. En segundo lugar se escribe el nombre del elemento metálico, con las terminaciones acostumbradas.
EJEMPLO DE OXISALES:
Compuesto |
Fórmula |
Nombre |
K+1+MnO4-1 |
KMnO4 |
Permanganato de potasio |
Ni+2+NO3-1 |
Ni(NO3)2 |
Nitrato niqueloso |
Cr+3+SO4-2 |
Cr2(SO4)3 |
Sulfato crómico |
Mol-Concepto
El mol es la unidad utilizada para expresar la cantidad de una determinada sustancia en el Sistema Internacional de unidades (SI), el resultado de expresar la masa atómica de un elemento o la masa molecular de un compuesto en gramos.
Así, para estos últimos, primero se calcula la masa molecular sumando las masas atómicas de cada elemento participante multiplicada por el número de veces que aparece y el número resultante se expresa en gramos. El mol es la cantidad de sustancia que contiene tantas partículas (átomos, moléculas, iones, etc.) como existen en 12 g del isótopo de carbono 12. Un mol de cualquier compuesto contiene siempre una cantidad de moléculas igual al número de Avogadro (6,02.1023) y se utiliza mucho para efectuar los cálculos químicos.
Utilicemos como ejemplo la reacción CaCO3 → CaO + CO2
1 mol de CaCO3 (100 g) origina 1 mol de CaO (56 g) más 1 mol de CO2 (44 g), cumpliéndose el principio de la conservación de la materia. También se utiliza en cálculos en que intervienen concentraciones y se dice que una concentración es 1 molar cuando un litro de la disolución contiene un mol de la sustancia en cuestión.
Cálculo de masa molar
Calcular la masa molar es muy sencillo. Todo lo que necesitamos es sumar las masas molares de todos los átomos que conforman a una sustancia química. Para ello, solo necesitamos una tabla periódica y conocer la fórmula química de la sustancia. A continuación se detallan los pasos necesarios para el cálculo de la masa molar de cualquier compuesto o sustancia química.
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