Blog Académico

QUIMICA

Esta materia está dirigida por la Lic. Karina Alexandra Quijije Cajas, tiene 42 años de edad.
Nacida el 7 de Marzo 1973 a las 7 de la noche miércoles de ceniza. Ella es divorciada y tiene una hija de 16 años que le dio el nombre de Katherine Alejandra Suarez Quijije.
Vive actualmente con su hija en la ciudad de Quevedo, estudio en la escuela Nuestra señora de Fátima, se graduó en el colegio América, con especialidad Química Biólogo, se graduó en la universidad UTQ, en la facultad ingeniera Zootécnica, graduada como ingeniera zootecnista. Actualmente trabaja en el colegio AMÉRICA como profesora de Laboratorio en ciencias naturales.

Temas dados en todo el segundo Quimestre:

·      Tabla periódica moderna
-Ley periódica
-Grupos o familias
-La Materia
Biografias de:
-John Dalton
-Joseph Jhon Thomson
-Ernest Rutherford
-Arnold Sommes Ferld

·      Modelos atómicos

·      Configuraciones electrónica

·      Distribución electrónica

·      Tipos de Enlace

·      Compuestos Inorgánico

·      Números de oxidación

·     

Importancia de los elementos en los seres humanos.

·      El magnesio

·      El sodio

·      El Yodo

·      El oxígeno

LEY PERIÓDICA.

La base de la tabla periódica y establece que las propiedades físicas y químicas de los elementos químicos tienden a repetirse de forma sistemática conforme aumenta el número atómico.

Como resultado de los descubrimientos que establecieron en firme la teoría atómica de la materia en el primer cuarto del siglo XIX, los científicos pudieron determinar las masas atómicas relativas de los elementos conocidos hasta entonces. El desarrollo de la electroquímica durante ese periodo por parte de los químicos británicos Humphry Davy y Michael Faraday condujo al descubrimiento de nuevos elementos.

Primeros intentos de clasificaciones de los elementos químicos

Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag),cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P).

En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, considerándose los más importantes los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos.

A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino-térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
La semejanza de las propiedades físicas y químicas de ciertos elementos sugirió a los científicos del siglo XIX la posibilidad de ordenarlos sistemáticamente o agruparlos de a acuerdo con determinado criterio.

TABLA PERIODICA MODERNA.

La tabla periódica moderna está relacionada con la configuración electrónica de los átomos. En ella se encuentran todos los elementos químicos conocidos, tanto los 92 que se encontra­ron en la Naturaleza como los que se obtuvieron en el laboratorio por medio de reacciones nucleares.

Los elementos están ordenados por su número atómico creciente, de izquierda a derecha. Comienza por el 1H, sigue con el 2He, 3Li, 4Be, 5B, 6C, 7N, 80, etcétera.

A cada elemento le corresponde un casillero, donde figuran el correspondiente símbolo y otros datos, tales como el número atómico, la masa atómica, la distribución de los electrones, etcétera.

Las filas horizontales se denominan períodos y las columnas verticales reciben el nombre de grupos.

Períodos

En total existen siete períodos, numerados del 1 al 7 de arriba hacia abajo.

En el primer período sólo hay dos elementos: Hidrógeno y Helio. Sus átomos tienen un solo nivel de energía y sus configuraciones electrónicas son l y 2, respectivamente.

Período 1 = una órbita = 2 elementos

En el segundo período hay ocho elementos: Li, Be, B, C, N. O, F y Ne. Todos ellos tienen completo su primer nivel (2) y van completando el segundo nivel del siguiente modo: Li = 2-1, Be = 2-2, B = 2-3, C = 2-4, N = 2-5, 0 = 2-6, F = 2-7, Ne = 2-8.

Periodo 2 = dos órbitas = 8 elementos

En el tercer periodo también hay ocho elementos: Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar. Presentan sus dos primeras órbitas completas (2-8) y los electrones van llenando la tercera órbita. El último elemento es el Ar cuya configuración electrónica es 2-8-8.

Período 3 = tres órbitas = 8 elementos

El cuarto período es más largo, está formado por dieciocho elementos.

Período 4 = cuatro órbitas = 18 elementos

El quinto período es análogo al anterior y también cuenta con dieciocho elementos.

Período 5 = cinco órbitas = 18 elementos

El sexto período es el más largo de todos, pues tiene 32 elementos.

Período 6 = seis órbitas = 32 elementos

El período séptimo es análogo al sexto aunque no se ha producido la cantidad necesaria de elementos para completarlo.

Período 7 = siete órbitas = ? elementos

El número del período indica la cantidad de niveles energéticos (órbitas) que tienen los áto­mos de los elementos que se ubican en dicho período. Así, el H y el He que están en el pe­ríodo 1 tienen una sola órbita; el Li al estar en el período 2 cuenta con dos órbitas, etcétera.

Grupos

Hay en total 18 grupos, numerados del 1 al 18 de izquierda a derecha.

Todos los elementos de un mismo grupo presentan igual configuración electrónica ex­terna. Por ejemplo, todos los elementos del grupo 1 tienen 1 e" en su última órbita.

Los elementos ubicados en un mismo grupo tienen propiedades químicas similares y sus propiedades físicas están relacionadas.

En el grupo 18 se encuentran los gases inertes (He, Ne, Ar, Kr, Xe, y Rn), también cono­cidos como gases raros o nobles, que se caracterizan por su inactividad química.

A los elementos ubicados en el grupo 1 se los suele denominar metales alcalinos, con ex­cepción del hidrógeno. Los elementos del grupo 17, reciben también el nombre de halóge­nos.

El número del grupo (para los elementos representativos) indica:

Para los elementos de los grupos 1 y 2, la cantidad de electrones en su última órbita.

Para los elementos de los grupos 13 al 17, ocurre lo mismo que los anteriores pero con la segunda cifra del número. Por ejemplo, los del grupo 13 tienen 3 electrones en su última órbita, los del 14 tienen 4, y así sucesivamente.

Observaciones generales

Al hidrógeno no se lo ha encontrado una ubicación satisfactoria, pues por su estructura electrónica le corresponde el grupo 1, pero sus propiedades se asemejan más al grupo 17.

Los metales se encuentran a la izquierda de la tabla. El primer elemento de cada periodo (Li, Na, K, etc.) presenta carácter metálico muy evidente, el cual disminuye a medida que se avanza horizontalmente hacia la derecha, mientras se van manifestando las característi­cas propias de los no metales. Los elementos del grupo 17 son francamente no metales.

Una línea quebrada que pasa entre el boro y el aluminio y desciende hasta el polonio y el astato señala la separación entre metales y no metales. Esta separación no debe ser considerada como un limite absoluto entre metales y no metales: cerca de este límite arbitrario, hay elementos que presentan características tanto de los metales como de los no metales, y por ello a veces reciben el nombre de metaloides (Al, Si, Ge, As, etc.)

Tabla I: En ROJO se muestran los METALES, en VERDE los NO METALES y en AMARILLO los GASES INERTES

A partir de su ubicación en la tabla, se puede deducir la estructura atómica del elemento.

Los elementos situados después del uranio, reciben el nombre de transuránidos. Estos elementos no existen en la Naturaleza y han sido obtenidos artificialmente por reacciones nucleares.

Clasificación de los elementos según su configuración electrónica

Sobre la base de su configuración electrónica, los elementos químicos se pueden clasificar en cuatro grupos:

  Gases inertes: presentan su órbita electrónica externa completa con ocho electrones, con excepción del He, que tiene dos electrones. Ocupan el grupo 18 de la Tabla Periódica.

  Elementos representativos: son aquellos que tienen su órbita externa incompleta. Com­prende a los elementos que ocupan los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 de la Tabla Perió­dica.

  Elementos de transición: se caracterizan por presentar su dos últimas órbitas incompletas. Corresponden a esta clase los elementos de los grupos 3 al 12 de la Tabla.

  Elementos de transición interna: son los que presentan sus tres últimas órbitas incomple­tas. Constituyen las denominadas tierras raras (lantánidos y actínidos) ubicadas general­mente al pie de la Tabla.

LA MATERIA

La Química trata de la materia en lo que se refiere a su naturaleza, composición y transformación. No puede darse una definición de la materia mediante conceptos corrientes y, análogamente a las categorías de espacio y tiempo de las que tenemos idea por sus cualidades, es más sencillo describir la materia por las propiedades que son comunes a todos los cuerpos materiales.

Todo lo que es percibido por nuestros sentidos es de origen material. Caracteres esenciales de la materia son la extensión y la inercia.

 La idea de extensión, natural en los sólidos y líquidos, desaparece, en realidad se transforma, en los gases y. por ello, es mejor hablar de la inercia, cualidad por la que los cuerpos materiales ofrecen resistencia a modificar su estado de reposo o de movimiento.

Del esfuerzo necesario para vencer la inercia adquirimos la idea de masa, definida por la expresión F = m. a (2º ley de Newton). La cantidad de materia de un cuerpo viene medida por su masa

Los cuerpos que nos rodean se encuentran en el campo de atracción de la Tierra que ejerce sobre ellos una fuerza que es supeso. Puesto que la aceleración de la gravedad en cualquier punto de la superficie de la Tierra es prácticamente constante, también lo es el peso de un cuerpo que se expresa por el mismo número que representa su masa; esto es, a la unidad de masa 1 Kg le corresponde la unidad de peso 1 kp.

Esto hace que los términos masa y peso se utilicen indistintamente al referirse a un cuerpo determinado, por lo que, frecuentemente, se confunden.

La distinción entre masa y peso queda aclarada si pensamos que la masa de un cuerpo cualquiera es invariable lo mismo si la tenemos sobre la Tierra que si la imaginamos sobre la Luna o en un punto del espacio interestelar, mientras que su peso, prácticamente el mismo en cualquier sitio de la superficie de la Tierra, sería de una sexta parte escasamente en la Luna y nulo en el espacio interestelar.

No obstante, su resistencia a cambiar su estado de movimiento sería la misma en cualquier lugar del espacio.

Una persona de masa 73 kg cuyo peso en la Tierra será de 73 Kp, situada en la Luna, experimentaría la sensación de que pesaba únicamente I2 kp.

BIOGRAFIAS:

John Dalton

Químico

John Dalton fue un naturalista, químico, matemático y meteorólogo británico.

 Son especialmente relevantes su modelo atómico y su tabla de pesos relativos de los elementos, que contribuyeron a sentar las bases de la química moderna.

John Dalton nació el 6 de septiembre de 1766 en una familia cuáquera de la población de Eaglesfield, en Cumberland, Inglaterra. Hijo de un tejedor, sabemos que tuvo cinco hermanos, de los cuales sobrevivieron dos: Jonathan, mayor que Dalton, y Mary, cuya fecha de nacimiento se desconoce.

Dalton fue enviado a una escuela cuáquera donde aprendió matemática y destacó lo suficiente para que, a la edad de 12 años, pudiera contribuir con la economía familiar dando clases a otros niños, primero en su casa y después en el templo cuáquero.

 Los ingresos eran modestos por lo que se dedicó a trabajos agrícolas hasta que en 1781 se asoció con su hermano Jonathan, que ayudaba a uno de sus primos a llevar una escuela cuáquera en la cercana Kendal.

Joseph John Thomson

 Físico

Joseph John "J.J." Thomson, fue un científico británico, descubridor del electrón, de los isótopos e inventor del espectrómetro de masa. En 1906 fue galardonado con el Premio Nobel de Física. Thomson nació en 1856 en Cheetham Hill, un distrito de Mánchester en Inglaterra, y tenía ascendencia escocesa. En 1870 estudió ingeniería en el Owens College, hoy parte de la Universidad de Mánchester, y se trasladó al Trinity College de Cambridge en 1876.

En 1880, obtuvo su licenciatura en Matemáticas (Segunda Wrangler y segundo premio Smith) y MA (obteniendo el Premio Adams) en 1883.  En 1884 se convirtió en profesor de Física en Cavendish. Uno de sus alumnos fue Ernest Rutherford, quien más tarde sería su sucesor en el puesto. En 1890 se casó con Rose Elizabeth Paget, hija de sir Edward George Paget, médico, entonces Regius Profesor de Medicina (Regius Professor of Physic) en Cambridge. Con ella, fue padre de un hijo, George Paget Thomson, y una hija, Joan Paget Thomson. Su hijo se convirtió en un destacado físico, quien a su vez fue galardonado con el Premio Nobel de Física en 1937 por demostrar las propiedades de tipo ondulatorio de los electrones.

Ernest Rutherford

 Físico

Ernest Rutherford, OM, PC, FRS, conocido también como Lord Rutherford, fue un físico y químico neozelandés. Se dedicó al estudio de las partículas radioactivas y logró clasificarlas en alfa, beta y gamma. Su padre, James, era un escocés granjero y mecánico, y su madre, Martha Rutherford, nacida en Inglaterra, era maestra, emigró antes de casarse. Ambos deseaban dar a sus hijos una buena educación y tratar de que pudiesen proseguir sus estudios.

Rutherford destacó muy pronto por su curiosidad y su capacidad para laaritmética. Sus padres y su maestro lo animaron mucho, y resultó ser un alumno brillante, lo que le permitió entrar en el Nelson College, en el que estuvo tres años. También tenía grandes cualidades para el rugby, lo que le valía ser muy popular en su escuela. El último año, terminó en primer lugar en todas las asignaturas, gracias a lo cual entró en la Universidad, en el Canterbury College, en el que siguió practicando el rugby y en el que participó en los clubes científicos y de reflexión.

Arnold Sommerfeld

 Físico

Arnold Johannes Wilhelm Sommerfeld fue un físico alemán que introdujo la constante de la estructura fina en 1919.

Arnold Sommerfeld nació en Königsberg, donde estudió matemáticas.En1891 se cambió a la universidad de Gotinga, donde recibió la cátedra en1896. Desde 1897 ejerció como profesor de la universidad Clausthal-Zellerfeld, y en 1900 como profesor de ingeniería técnica en la universidad de Aquisgrán, donde desarrolló su teoría de la lubricación hidrodinámica.

El primer trabajo de Sommerfeld bajo la supervisión de Klein fue un impresionante trabajo sobre la teoría matemática de la difracción, su trabajo en este tema contiene una teoría importante de ecuaciones diferenciales. Otros trabajos importantes versaron sobre el estudio de la propagación de las ondas electromagnéticas en cables y sobre el estudio del campo producido por un electrón en movimiento.

En 1921 visita Madrid y siendo sabedor de los descubrimientos de Miguel A. Catalán, se interesa por conocerle personalmente. En la primera entrevista, Miguel no tiene ningún reparo en hacerle entrega de una copia de su trabajo sobre el manganeso, antes de publicarlo.

MODELOS ATÓMCOS

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia. Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas.

Año Científico Descubrimientos experimentales Modelo atómico 1808 John Dalton Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química. La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables, iguales entre sí en cada elemento químico. 1897 J.J. Thomson Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones. De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones. (Modelo atómico de Thomson.) 1911 E. Rutherford Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo. Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente. (Modelo atómico de Rutherford.) 1913 Niels Bohr Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso. Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos. (Modelo atómico de Bohr.)

Configuración electrónica

Al referirnos a la configuración electrónica (o periódica)  estamos hablando de la descripción de la ubicación de los electrones en los distintos niveles (con subniveles y orbitales) de un determinado átomo.

Modelo atómico general.

Configurar significa "ordenar" o "acomodar", y electrónico deriva de "electrón"; así, configuración electrónica es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía.

Científicamente, diremos que es la representación del modelo atómico de Schrödinger o modelo de la mecánica cuántica. En esta representación se indican los niveles, subniveles y los orbitales que ocupan los electrones.

Debemos acotar que aunque el modelo de Schrödinger es exacto sólo para el átomo de hidrógeno, para otros átomos es aplicable el mismo modelo mediante aproximaciones muy buenas.

Para comprender (visualizar  o graficar) el mapa de configuración electrónica (o periódica) es necesario revisar los siguientes conceptos.

Los Números Cuánticos

En el contexto de la mecánica cuántica, en la descripción de un átomo se sustituye el concepto de órbita por el de orbital atómico. Un orbital atómico es la región del espacio alrededor del núcleo en el que la probabilidad de encontrar un electrón es máxima. 

Número cuántico principal (n).

La solución matemática de la ecuación de Schrödinger precisa de tres números cuánticos. Cada trío de valores de estos números describe un orbital. 

Número cuántico principal (n): puede tomar valores enteros (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7) y coincide con el mismo número cuántico introducido por Bohr. Está relacionado con la distancia promedio del electrón al núcleo en un determinado orbital y, por tanto, con el tamaño de este e indica el nivel de energía.

Número cuántico secundario (l): Los niveles de energía, identificados con el número cuántico principal (n), poseen subniveles, los cuales se asocian, además, a la forma del orbital, y son identificados por el número cuántico secundario (l). Entonces, los valores del número cuántico secundario dependen del número cuántico principal "n".

Así, la cantidad de subniveles de energía que posea cada nivel principal está dada por la fórmula n – 1 (el valor del número cuántico principal menos uno).

Este número cuántico secundario (l) nos indica en que subnivel se encuentra el electrón, y toma valores desde 0 hasta (n - 1), recordando que n es el valor del número cuántico principal. Así, para cada nivel n, el número cuántico secundario (l) será:

 l = 0, 1, 2, 3,…,  n-1.

Ejemplo:

Si n = 1      (n – 1 = 0), entonces   l = 0 (en el nivel de energía 1 no hay subniveles de energía, y para efectos de comprensión se considera este nivel 1 como subnivel 0)

Si n = 2      (n -1 = 1), entonces    l = 0, 1. El nivel de energía 2 posee dos subniveles, identificados como 0 y 1

Si n = 3       (n – 1 = 2), entonces  l = 0, 1, 2. El nivel de energía 3 posee tres subniveles, identificados como 0, 1 y 2

Si n = 4       (n – 1 = 3), entonces  l = 0, 1, 2, 3. El nivel de energía 4 posee cuatro subnoiveles, identificados como 0, 1, 2 y 3

Si n = 5       (n – 1 = 4), entonces  l = 0, 1, 2, 3, 4. El nivel de energía 5 posee cinco subnoveles, identificados como 0, 1, 2, 3 y 4

También para efectos de comprensión, la comunidad científica ha aceptado que los números que representan los subniveles (0, 1, 2, y 3) sean reemplazados por las letras s, p, d y f, respectivamente, para representar los distintos tipos de orbitales.

Estas letras se optiene de la inicial de las palabras sharp (s), principal (p), difuso (d) y fundamental (f).

Cada subnivel, a su vez, posee distinta cantidad de orbitales, lo cual veremos más adelante.

Ahora, con respecto a la forma del orbital de estos subniveles, el número cuántico secundario (o azimutal) determina laexcentricidad de la órbita: cuanto mayor sea este número, más excéntrica será la órbita; es decir, será más aplanada la elipse que recorre el electrón.

Así, en el nivel 1 (o capa K) el valor del nivel (identificado como subnivel 0) es cero (no hay excentricidad) y su órbita es circular.

Cada vez que aumenta el valor del número cuántico secundario (o azimutal) aumenta la excentricidad de la órbita, como se demuestra en el siguiente gráfico:

Número cuántico magnético (ml): puede tener todos los valores desde – l hasta + l pasando por cero. Describe la orientación espacial del orbital e indica el número de orbitales presentes en un subnivel determinado.

Para explicar determinadas características de los espectros de emisión se consideró que los electrones podían girar en torno a un eje propio, bien en el sentido de las agujas del reloj o en el sentido contrario. Para caracterizar esta doble posibilidad se introdujo elnúmero cuántico de espín (ms) que toma los valores de + ½ o – ½..

Cuadro de las diagonales, mecanismo para distribuir electrones en sus diferentes niveles de energía.

Para entender el concepto de configuración electrónica es necesario asumir o aplicar dos principios importantes:

   •   Principio de Incertidumbre de Heisenberg: “Es imposible determinar simultáneamente la posición exacta y el momento exacto del electrón”

.

   •   Principio de Exclusión de Pauli: “Dos electrones del mismo átomo no pueden tener los mismos números cuánticos idénticos y por lo tanto un orbital no puede tener más de dos electrones”.

Tipos de configuración electrónica

Para graficar la configuración electrónica existen cuatro modalidades, con mayor o menor complejidad de comprensión, que son:

Configuración estándar

Se representa la configuración electrónica que se obtiene usando elcuadro de las diagonales (una de sus formas gráficas se muestra en la imagen de la derecha).

Es importante recordar que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen, siguiendo esas diagonales, empezando siempre por el 1s.

Aplicando el mencionado cuadro de las diagonales la configuración electrónica estándar, para cualquier átomo, es la siguiente:

1s²    2s²    2p⁶    3s²    3p⁶    4s²    3d¹⁰    4p⁶    5s²    4d¹⁰    5p⁶    6s²    4f¹⁴    5d¹⁰    6p⁶    7s²    5f¹⁴    6d¹⁰    7p⁶

Más adelante explicaremos cómo se llega  este enjambre de números y letras que perturba inicialmente, pero que es de una simpleza sorprendente.

Configuración condensada

Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar se pueden representar con un gas noble (elemento del grupo VIII A,Tabla Periódica de los elementos), donde el número atómico del gas coincida con el número de electrones que llenaron el último nivel.

Los gases nobles son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

Configuración desarrollada

Consiste en representar todos los electrones de un átomo empleando flechas para simbolizar el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad de Hund.

Figura de un átomo sencillo ilustrando lo indefinido de sus órbitas.

Configuración semidesarrollada

Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la configuración desarrollada. En ella sólo se representan los electrones del último nivel de energía.

Niveles de energía o capas

Si repasamos o recordamos los diferentes modelos atómicos veremos que en esencia un átomo es parecido a un sistema planetario. El núcleo sería la estrella y los electrones serían los planetas que la circundan, girando eso sí (los electrones) en órbitas absolutamente no definidas, tanto que no se puede determinar ni el tiempo ni el lugar para ubicar un electrón (Principio de Incertidumbre de Heisenberg).

Los electrones tienen, al girar, distintos niveles de energía según la órbita (en el átomo se llama capa o nivel) que ocupen, más cercana o más lejana del núcleo. Entre más alejada del núcleo, mayor  nivel de energía en la órbita, por la tendencia a intercambiar o ceder electrones desde las capas más alejadas.

Entendido el tema de las capas, y sabiendo que cada una de ellas representa un nivel de energía en el átomo, diremos que:

1. Existen 7 niveles de energía o capas donde pueden situarse los electrones para girar alrededor del núcleo, numerados del 1, el más interno o más cercano al núcleo (el que tiene menor nivel de energía), al 7, el más externo o más alejado del núcleo (el que tiene mayor nivel de energía).

Estos niveles de energía corresponden al número cuántico principal (n) y además de numerarlos de 1 a 7, también se usan letras para denominarlos, partiendo con la K.  Así:   K =1, L = 2, M = 3, N = 4, O = 5, P = 6, Q = 7.

2. A su vez, cada nivel de energía o capa tiene sus electrones repartidos en distintos subniveles, que pueden ser de cuatro tipos: s, p, d, f.

Ilustración para los niveles y subniveles de energía electrónica en el átomo

Para determinar la configuración electrónica de un elemento sólo hay que saber cuantos electrones debemos acomodar y distribuir en los subniveles empezando con los de menor energía e ir llenando hasta que todos los electrones estén ubicados donde les corresponde. Recordemos que partiendo desde el subnivel s, hacia p, d o f se aumenta el nivel de energía.

3. En cada subnivel hay un número determinado de orbitales que pueden contener, como máximo, 2 electrones cada uno. Así, hay 1 orbital tipo s, 3 orbitales p, 5 orbitales d y 7 del tipo f. De esta forma el número máximo de electrones que admite cada subnivel es: 2 en el s; 6 en el p (2 electrones x 3 orbitales); 10 en el d (2 x 5); 14 en el f (2 x 7)..

La distribución de niveles, subniveles, orbitales y número de electrones posibles en ellos se resume, para las 4 primera capas, en la siguiente tabla:

Niveles de energía o capa (n)	1 (K)	2 (L)	3 (M)	4 (N)
Tipo de subniveles	s	s   p	s   p   d	s   p   d   f
Número de orbitales en cada subnivel	1	1   3	1   3   5	1   3   5   7
Denominación de los orbitales	1s	2s   2p	3s   3p   3d	4s   4p   4d   4f
Número máximo de electrones en los orbitales	2	2   -   6	2   -   6   -   10	2   -   6   -   10   -   14
Número máximo de electrones por nivel de energía o capa	2	8	18	32

Insistiendo en el concepto inicial, repetimos que la configuración electrónica de un átomo es la distribución de sus electrones en los distintos niveles, subniveles  y orbitales. Los electrones se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente (partiendo desde el más cercano al núcleo) hasta completarlos.

Recordemos que alrededor del núcleo puede haber un máximo de siete capas atómicas o niveles de energía donde giran los electrones, y cada capa tiene un número limitado de ellos.

La forma en que se completan los niveles, subniveles y orbitales está dada por la secuencia que se grafica en el esquema conocido como regla de las diagonales:

Es importante saber cuantos electrones existen en el nivel más externo de un átomo pues son los que intervienen en los enlaces con otros átomos para formar compuestos.

Regla de las diagonales

Sirve para determinar el mapa de configuración electrónica (o periódica) de un elemento.

En otras palabras, la secuencia de ocupación de los orbitales atómicos la podemos graficar usando la regla de la diagonal, para ello debemos seguir la flecha roja del esquema de la derecha, comenzando en 1s; siguiendo la flecha podremos ir completando los orbitales con los electrones en forma correcta.

En una configuración estándar, y de acuerdo a la secuencia seguida en el grafico de las diagonales, el orden de construcción para la configuración electrónica (para cualquier elemento) es el siguiente:

1s²    2s²    2p⁶    3s²    3p⁶    4s²    3d¹⁰    4p⁶    5s²    4d¹⁰    5p⁶    6s²    4f¹⁴    5d¹⁰    6p⁶    7s²    5f¹⁴    6d¹⁰    7p⁶

Los valores que se encuentran como superíndices indican la cantidad máxima de electrones que puede haber en cada subnivel (colocando sólo dos en cada orbital de los subniveles).

Ver: PSU: Química,

Pregunta 03_2005

Pregunta 07_2006

La Tabla Periódica, punto de partida

El sodio en la tabla.

En la tabla periódica, entre los datos que encontramos de cada uno de los elementos se hallan elNúmero atómico y la Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles.

El Número atómico nos indica la cantidad de electrones y de protones que tiene un elemento.

La Estructura electrónica o Distribución de electrones en niveles indica cómo se distribuyen los electrones en los distintos niveles de energía de un átomo (lo que vimos más arriba con la regla de las diagonales).

Pero, si no tengo la tabla periódica para saber cuantos electrones tengo en cada nivel, ¿cómo puedo hacer para averiguarlo?

Ya vimo que la regla de las diagonales ofrece un medio sencillo para realizar dicho cálculo.

Para escribir la configuración electrónica de un átomo es necesario:

Saber el número de electrones que tiene el átomo; para ello 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).

Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más cercano al núcleo (nivel 1).
Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s = 2e-, p = 6e-, d = 10e- y f = 14e-).

Supongamos que tenemos que averiguar la Distribución electrónica en el elemento sodio, que como su número atómico indica tiene 11 electrones, los pasos son muy sencillos: debemos seguir las diagonales, como se representan más arriba.

Ilustración simplificada de un átomo.

En el ejemplo del sodio sería: 1s², como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2s², como siguiendo la diagonal no tengo nada busco la siguiente diagonal y tengo 2p⁶, siguiendo la diagonal tengo 3s².

Siempre debo ir sumando los superíndices, que me indican la cantidad de electrones. Si sumo los superíndices del ejemplo, obtengo 12, quiere decir que tengo un electrón de más, ya que mi suma para ser correcta debe dar 11, por lo que al final debería corregir para que me quedara 3s¹.

Por lo tanto, para el sodio (11 electrones), el resultado es: 1s²   2s²   2p⁶  3s¹

Primer nivel: 2 electrones (los 2 en subnivel s, en un orbital); 
Segundo nivel: 8 electrones (2 en subnivel s, en un orbital, y 6 en subnivel p, con 2 en cada uno de sus 3 orbitales); 
tercer nivel: 1 electrón (ubicado en el subnivel s, en un orbital).

;
En la tabla periódica podemos leer, respecto al sodio: 2 - 8 - 1

Otros ejemplos:

CLORO: 17 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 7 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 7

MANGANESO: 25 electrones 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d5 1º nivel: 2 electrones 2º nivel: 8 electrones 3º nivel: 13 electrones 4º nivel: 2 electrones En la tabla periódica podemos leer: 2 - 8 - 13 – 2

El superíndice es el número de electrones de cada subnivel (recordando siempre que en cada orbital del subnivel caben solo dos electrones).

El Número máximo de electrones por nivel es 2(n)² (donde n es la cantidad de subniveles que tiene cada nivel).

Ilustración más compleja y más realista de la estructura de un átomo.

Hagamos un ejercicio:

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones.

Por lo ya aprendido, sabemos que el orden de energía de los orbitales es 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc.

En cada subnivel s (que tienen sólo un orbital) cabrán dos electrones.

En cada subnivel p (que tienen 3 orbitales) cabrán 6 electrones.

En cada subnivel d (que tienen 5 orbitales) cabrán 10 electrones.

En cada subnivel f (que tienen 7 orbitales) cabrán 14 electrones.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata, la cual debe quedar así::

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹

donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d (que son cinco) de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

En él se aclara o explica cómo determinar la configuración electrónica de un átomo o de un ión:

1.- Conocer su número atómico  (sacado de la tabla periódica).

2.- La carga (del átomo o del ión) está dada por número de protones menos (–)  número de electrones.

3.- El número de protones es igual al número atómico del elemento (átomo o ión).

4.- En cada átomo hay (en estado eléctrico neutro) igual número de protones que de electrones.

Por ejemplo, el ión Mg⁺² (magnesio más dos), averiguamos o sabemos que su número atómico (Z) es  12, significa que tiene 12 protones y debería tener 12 electrones, pero como el ión de nuestro ejemplo (Mg⁺²) tiene carga +2 (porque  perdió o cedió 2 electrones), hacemos

12 (protones) –    X    =    2

Por lo tanto X (número de electrones del ión Mg⁺²) es igual a 10,

El ión Mg⁺² tiene 10 electrones.

¿Cómo se determina su configuración electrónica o lo que es lo mismo cómo se distribuyen esos electrones en los orbitales del átomo?

Empezamos por el nivel inferior (el más cercano al núcleo): 1, que sólo tiene un orbital s,  y sabemos que cada orbital tiene como máximo 2 electrones (1s²).

Pasamos al segundo nivel, el 2, en el cual encontramos orbitales s (uno) y orbitales p (tres) (2s y 2p 2p 2p).

En 2s hay sólo 2 electrones: 2s² y en cada 2p hay dos electrones: 1s² 2s² 2p⁶ (este 2p⁶ es los mismo que 2p² + 2p² + 2p²= 2p⁶)

Otro ejemplo:

Configuración electrónica del fósforo (P)

Nº atómico Z  = 15

15 protones y 15 electrones

1s²   2s²  2p⁶  3s²   3p³

Relación de la Configuración electrónica con la Tabla Periódica

De modo inverso, si tenemos o conocemos la configuración electrónica de un elemento podemos predecir exactamente el número atómico, el grupo y el período en que se encuentra el elemento en la tabla periódica.

Por ejemplo, si la configuración electrónica de un elemento es  1s²  2s²  2p⁶  3s²  3p⁵, podemos hacer el siguiente análisis:

Para un átomo la suma total de los electrones es igual al número de protones; es decir, corresponde a su número atómico, que en este caso es 17. El período en que se ubica el elemento está dado por el máximo nivel energético de la configuración, en este caso corresponde al período 3, y el grupo está dado por la suma de los electrones en los subniveles s y p del último nivel; es decir, corresponde al grupo 7

 

DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA

En física y química, la configuración electrónica es la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cual las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.

TIPOS DE ENLACE

Los átomos se unen entre sí para formar moléculas mediante fuerzas de enlace. Los tipos fundamentales de enlace son el iónico, el covalente y el metálico.
A continuación se describen cada uno de los tipos de enlace y sus características principales.

Enlace iónico

El enlace iónico consiste en la atracción electrostática entre átomos con cargas eléctricas de signo contrario. Este tipo de enlace se establece entre átomos de elementos poco electronegativos con los de elementos muy electronegativos. Es necesario que uno de los elementos pueda ganar electrones y el otro perderlo, y como se ha dicho anteriormente este tipo de enlace se suele producir entre un no metal (electronegativo) y un metal (electropositivo).

Un ejemplo de sustancia con enlace iónico es el cloruro sódico. En su formación tiene lugar la transferencia de un electrón del átomo de sodio al átomo de cloro. Las configuraciones electrónicas de estos elementos después del proceso de ionización son muy importantes, ya que lo dos han conseguido la configuración externa correspondiente a los gases nobles, ganando los átomos en estabilidad. Se produce una transferencia electrónica, cuyo déficit se cubre sobradamente con la energía que se libera al agruparse los iones formados en una red cristalina que, en el caso del cloruro sódico, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl^- y Na⁺. De esta forma cada ion Cl^- queda rodeado de seis iones Na⁺ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos

Los compuestos iónicos estado sólido forman estructuras reticulares cristalinas. Los dos factores principales que determinan la forma de la red cristalina son las cargas relativas de los iones y sus tamaños relativos. Existen algunas estructuras que son adoptadas por varios compuestos, por ejemplo, la estructura cristalina del cloruro de sodio también es adoptada por muchos haluros alcalinos y óxidos binarios, tales como MgO.

Propiedades de los compuestos iónicos

Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas de Coulomb, muy intensas. Esto hace que las sustancias iónicas sean sólidos cristalinos con puntos de fusión elevados. En efecto, para fundir un cristal iónico hay que deshacer la red cristalina, separar los iones. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, ha de igualar al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Esto hace que haya una relación entre energía reticular y punto de fusión, siendo éste tanto más elevado cuanto mayor es el valor de aquella. Por otra parte, la aparición de fuerzas repulsivas muy intensas cuando dos iones se aproximan a distancias inferiores a la distancia reticular (distancia en la que quedan en la red dos iones de signo contrario), hace que los cristales iónicos sean muy poco compresibles. Hay sustancias cuyas moléculas, si bien son eléctricamente neutras, mantienen una separación de cargas. Esto se debe a que no hay coincidencia entre el centro de gravedad de las cargas positivas y el de las negativas: la molécula es un dipolo, es decir, un conjunto de dos cargas iguales en valor absoluto pero de distinto signo, separadas a una cierta distancia. Los dipolos se caracterizan por su momento; producto del valor absoluto de una de las cargas por la distancia que las separa. Un de estas sustancias polares es, por ejemplo el agua. Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares, aunque dependiendo siempre la solubilidad del valor de la energía reticular y del momento dipolar del disolvente. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua, y un compuesto como el sulfato de bario, con alta energía reticular, no es soluble en los disolventes de momento dipolar muy elevado.

Enlace covalente

Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos. Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl₃, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF₆, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.

Fuerzas intermoleculares

A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).

Propiedades de los compuestos covalentes

Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua). En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía

Electrovalencia y covalencia

Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.

• La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
• La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.

ENLACE METÁLICO

Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.

En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.

POLARIDAD DE LOS ENLACES

 En el caso de moléculas heteronucleares, uno de los átomos tendrá mayor electronegatividad que el otro y, en consecuencia, atraerá mas fuertemente hacia sí al par electrónico compartido. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva. Por ejemplo, en la molécula de HCl la mayor electronegatividad del cloro hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico.

COMPUESTOS INORGÁNICOS

Se denomina compuesto químico inorgánico a todos aquellos compuestos que están formados por distintos elementos, pero en los que su componente principal no siempre es el carbono, siendo el agua el más abundante.

EL MAGNESIO

El magnesio es un elemento químico esencial para el ser humano; la mayor parte del magnesio se encuentra en los huesos y sus iones desempeñan papeles de importancia en la actividad de muchas coenzimas y en reacciones que dependen del ATP. También ejerce un papel estructural, ya que el ion de Mg²⁺ tiene una función estabilizadora de la estructura de cadenas de ADN y ARN. Interviene en la formación de neurotransmisores y neuromoduladores, repolarización de la neuronas, relajación muscular (siendo muy importante su acción en el músculo cardíaco). El magnesio actúa como energizante y calmante en el organismo. La pérdida de magnesio se debe a diversas causas, en especial cuando el individuo se encuentra en circunstancias de estrés físico o mental. El magnesio que se encuentra en la célula es liberado al torrente sanguíneo, en donde posteriormente es eliminado por la orina y/o las heces fecales. A mayor estrés, mayor es la pérdida de magnesio en el organismo. En función del peso y la altura, la cantidad diaria recomendada es de 300-350 mg, cantidad que puede obtenerse fácilmente ya que se encuentra en la mayoría de los alimentos, siendo las semillas las más ricas en magnesio como el cacao, las almendras, harina de soja, cacahuetes, judías blancas, legumbres, avellanas, nueces y las hojas verdes de las hortalizas.

Alimentos donde se encuentra

·         En frutos secos: girasol, sésamo, almendras, pistacho, avellanas y nueces.

·         Entre los cereales: germen de trigo, levadura, mijo, arroz y trigo.

·         En legumbres: soya, alubias, garbanzos y lentejas.

·         Y en los germinados: ya que la clorofila contiene magnesio.

De lo que comemos solo del 30-40 % es absorbido por nuestro cuerpo y depositado en el intestino delgado.

Beneficios del magnesio para nuestro organismo[editar]

Se ha comprobado que el magnesio es eficaz para el tratamiento de²

·         La dispepsia -acidez o “estómago ácido”- utilizado como antiácido. Suele utilizarse el hidróxido de magnesio por su rapidez.

·         La prevención y tratamiento en la deficiencia de magnesio, y afecciones relacionadas.

·         Laxante para el estreñimiento o preparación del intestino para intervenciones quirúrgicas o pruebas diagnósticas.

Es probable su eficacia para el tratamiento de²

·         Preeclampsia y eclampsia -enfermedades que ocurren durante el embarazo-. El magnesio se administra por vía intravenosa (VI) o inyección.

·         Torsade de pointes -un tipo de latido irregular del corazón-. El magnesio se administra por vía intravenosa (VI).

Además se conocen otros usos no suficientemente comprobados donde es posible su eficacia²

El magnesio se utiliza como tranquilizante natural^{[cita requerida]} que mantiene el equilibrio energético en las neuronas y actúa sobre la transmisión nerviosa, manteniendo al sistema nervioso en buena salud. Es utilizado como tratamiento antiestrés y antidepresión^{[cita requerida]} además de como relajante muscular.^{[cita requerida]}

·         El magnesio ayuda a fijar el calcio y el fósforo en los huesos y dientes.

·         Previene los cálculos renales ya que moviliza al calcio.^{[cita requerida]}

·         Es también efectivo en las convulsiones del embarazo: previene los partos prematuros manteniendo al útero relajado.

·         Interviene en el equilibrio hormonal, disminuyendo los dolores premenstruales.

·         Actúa sobre el sistema neurológico favoreciendo el sueño y la relajación.

·         Autorregula la composición y propiedades internas (homeostasis).

·        Actúa controlando la flora intestinal y nos protege de las enfermedades cardiovasculares. Favorable para quien padezca de hipertensión.

·  El magnesio también se emplea como parte del tratamiento de los trastornos del espectro autista.

EL SODIO 

El sodio es relativamente abundante en las estrellas, detectándose su presencia a través de la línea D del espectro solar, situada aproximadamente en el amarillo. La corteza terrestre contiene aproximadamente un 2,6 % de sodio, lo que lo convierte en el sexto elemento más abundante, y el más abundante de los metales alcalinos.

Actualmente se obtiene por electrólisis de cloruro sódico fundido, procedimiento más económico que el anteriormente usado, la electrólisis del hidróxido de sodio. Es el metal alcalino más barato.

El compuesto más abundante de sodio es el cloruro sódico o sal común, aunque también se encuentra presente en diversos minerales como halita y zeolitas, etc.

Compuestos[editar]

Los compuestos de sodio de mayor importancia industrial son:

·         Sal común (NaCl), su uso sirve para dar sabor a alimentos y se libera diluido en agua cuando el cuerpo humano lo libera por la termoregulación del cuerpo.

·         Carbonato de sodio (Na₂CO₃).

·         Bicarbonato de sodio (NaHCO₃).

·         Hidróxido de sodio (NaOH), más conocido como sosa o soda cáustica, es una base muy fuerte y corrosiva usada en productos destinados a la limpieza de desagües y al desengrase de hornos, así como a la fabricación de jabones debido a la saponificación de los ácidos grasos. Cuando se disuelve en agua produce una reacción muy exotérmica (-42,9 kJ/mol). Su poder corrosivo hace de la sosa cáustica un compuesto letal para los tejidos vivos y los compuestos orgánicos, e incluso puede atacar al vidrio en caso de que el contacto sea permanente. En presencia del dióxido de carbono atmosférico produce carbonato de sodio, por lo que sus soluciones son poco estables.

·         Nitrato de sodio (NaNO₃).

·         Tiosulfato de sodio (Na₂S₂O₃ · 5H₂O).

·         Bórax (Na₂B₄O₇ · 10H₂O).

·         Yoduro de sodio (NaI)

·         Eritorbato de sodio (C₆H₇NaO₆), utilizado en carnes de todo tipo y bebidas no alcohólicas como preservante. Mutágeno para el ser humano y letal para algunos ecosistemas acuáticos.

·         Tripolifosfato de sodio (Na₅P₃O₁₀), componente fundamental de los jabones, de detergentes y de productos diferentes para dulcificar las aguas duras. Usado también en alimentos. Tumorígeno en estudios en ratas.

EL YODO

El yodo se presenta en la corteza terrestre con una concentración de 0,14 ppm, mientras que en el agua de mar su abundancia es de 0,052 ppm.

El yodo se obtiene a partir de los yoduros, I^-, presentes en el agua de mar y en algas, o en forma de yodatos, IO₃^- a partir de los nitratos del salitre(separándolos previamente de éstos). El primer método para la separación del yodo del salitre fue descubierto por el chileno Pedro Gamboni, en su oficina salitrera Sebastopol, ubicada en la Región de Tarapacá.

·         En el caso de partir de yodatos, una parte de estos se reducen a yoduros, y los yoduros obtenidos se hacen reaccionar con el resto de yodatos, obteniédose yodo:

IO₃^- + 5I^- + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O

·        Cuando se parte de yoduros, estos se oxidan con cloro y el yodo obtenido se separa mediante filtración. Se puede purificar reduciéndolo y haciéndolo oxidarse con cloro.

2I^- + Cl₂ → I₂ + 2Cl^-

El yodo se puede preparar de forma ultrapura haciendo reaccionar yoduro de potasio, KI, con sulfato de cobre, CuSO₄.

Compuestos

·         El yodo diatómico (I₂) en una disolución de yoduro (I^-) forma poliyoduros como el triyoduro, I₃^-, o el pentayoduro, I₅^-. También forma compuestos con otros haluros, por ejemplo el IF₈^-.

·         En disolución acuosa puede presentar diferentes estados de oxidación. Los más representativos son el -1, con los yoduros, el +5 formando yodatos, y el +7, peryodatos (oxidante fuerte).

·         El yoduro de hidrógeno (HI), se puede obtener por síntesis directa con yodo molecular e hidrógeno molecular, o bien con yodo molecular y un reductor.

·         Los yodatos (IO₃^- pueden obtenerse a partir de yodo molecular con un oxidante fuerte).

·         Algunos yoduros de metales pueden obtenerse por síntesis directa, por ejemplo:

Fe + I₂ → FeI₂

Y a partir de éste pueden obtenerse otros por sustitución.

EL OXIGENO

El oxígeno es un elemento químico de número atómico 8 y representado por el símbolo O. Su nombre proviene de las raíces griegas ὀξύς (oxys) («ácido», literalmente «punzante», en referencia al sabor de los ácidos) y –γόνος (-gonos) («productor», literalmente «engendrador»), porque en la época en que se le dio esta denominación se creía, incorrectamente, que todos los ácidos requerían oxígeno para su composición. En condiciones normales de presión y temperatura, dos átomos del elemento se enlazan para formar eldioxígeno, un gas diatómico incoloro, inodoro e insípido con fórmula O₂. Esta sustancia comprende una importante parte de la atmósfera y resulta necesaria para sostener la vida terrestre.

El oxígeno forma parte del grupo de los anfígenos en la tabla periódica y es un elemento no metálico altamente reactivo que forma fácilmentecompuestos (especialmente óxidos) con la mayoría de elementos, excepto con los gases nobles helio y neón. Asimismo, es un fuerte agente oxidante y tiene la segunda electronegatividad más alta de todos los elementos, solo superado por el flúor.¹ Medido por su masa, el oxígeno es el tercer elemento más abundante del universo, tras el hidrógeno y el helio,² y el más abundante en la corteza terrestre, formando prácticamente la mitad de su masa.³ Debido a su reactividad química, el oxígeno no puede permanecer en la atmósfera terrestre como elemento libre sin ser reabastecido constantemente por laacción fotosintética de los organismos que utilizan la energía solar para producir oxígeno elemental a partir del agua. El oxígeno elemental O₂solamente empezó a acumularse en la atmósfera después de la aparición de estos organismos, aproximadamente hace 2500 millones de años.⁴ El oxígeno diatómico constituye el 20,8 % del volumen de la atmósfera terrestre.⁵

Dado que constituye la mayor parte de la masa del agua, es también el componente mayoritario de la masa de los seres vivos. Muchas de las moléculas más importantes que forman parte de los seres vivos, como lasproteínas, los ácidos nucleicos, los carbohidratos y los lípidos, contienen oxígeno, así como los principales compuestos inorgánicos que forman los caparazones, dientes y huesos animales. El oxígeno elemental se produce por cianobacterias, algas y plantas, y todas las formas complejas de vida lo usan para su respiración celular. El oxígeno es tóxico para los organismos de tipo anaerobio obligado, las formas tempranas de vida que predominaban en la Tierra hasta que el O₂ comenzó a acumularse en la atmósfera. Otra forma (alótropa) del oxígeno, el ozono (O₃), ayuda a proteger la biosfera de laradiación ultravioleta a gran altitud, en la llamada capa de ozono, pero es contaminante cerca de la superficie, donde es un subproducto del esmog. A altitudes aún mayores de la órbita baja terrestre, el oxígeno atómico tiene una presencia significativa y causa erosión en las naves espaciales.⁶

Carl Wilhelm Scheele descubrió el oxígeno de forma independiente en Upsalaen 1773, o incluso antes, y Joseph Priestley, en Wiltshire en 1774, pero el honor suele adjudicársele a Priestley debido a que publicó su trabajo antes.Antoine Lavoisier, cuyas investigaciones ayudaron a desacreditar la entonces popular teoría del flogisto de combustión y corrosión, acuñó el nombre «oxígeno» en 1777. Este se produce industrialmente mediante la destilación fraccionada de aire licuado, el uso de zeolita con ciclos de presión para concentrar el oxígeno del aire, la electrólisis del agua y otros medios. El oxígeno se utiliza en la producción de acero, plásticos y textiles; los propulsores de cohetes; la oxigenoterapia; y la asistencia para la respiración en aeronaves, submarinos, vuelos espaciales y submarinismo.

SISTEMAS DE NOMENCLATURA 

La nomenclatura química es la que se encarga de la difícil tarea de  nombrarlos compuestos químicos, ya sea tanto orgánicos como inorgánicos, es un método sistemático para nombrar los compuestos conformado por  de un conjunto de reglas, estas se conocen comúnmente como "El libro Rojo".

Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, en inglés International Union of Pure and Applied Chemistry) es la máxima autoridad en materia de nomenclatura química, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

Sistemas de nomenclatura para compuestos inorgánicos

 Este sistema de nomenclatura agrupa y nombra a los compuestos inorgánicos, que son todos los compuestos diferentes de los orgánicos. Actualmente se aceptan tres sistemas o sub-sistemas de nomenclatura, estos son:

El sistema de nomenclatura Stock.

El sistema de nomenclatura estequiométrico o sistemático.

El sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional.

Estos tres sistemas nombran a casi todos los compuestos inorgánicos, siendo la nomenclatura tradicional la más extensa.

El sistema de nomenclatura Stock.( llamado IUPAC)

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico”.

La valencia (o número de oxidación) es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones.

De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera:

nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia.

Ejemplo: Fe2S3,  sulfuro de hierro (III)

Nomenclatura sistemática (Sistema estequiometrico)          

Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula.

La atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad determinada de sustancia. En este estudio sobre nomenclatura química es más conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de un elemento en una sola molécula.

La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: 

prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico

Prefijo Griego	Número de átomos
Mono	1
Di	2
Tri	3
Tetra	4
Penta	5
Hexa	6
Hepta	7

(Generalmente solo se utiliza hasta el prefijo HEPTA)

Por ejemplo,   CO2 = Dióxido de carbono

                       CO = monóxido de carbono

Nomenclatura tradicional, clásica o funcional

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar a usar el sufijo –ico.

K2O, óxido de potasio u óxido potásico.

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

-oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la valencia +2, óxido ferroso
-ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3-2, hierro con valencia +3, óxido férrico2

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para la menor valencia)

-oso (para la valencia intermedia)

-ico (para la mayor valencia)

Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para las valencias 1 y 2)

-oso (para la valencias 3 y 4)

-ico (para la valencias 5 y 6)

per- … -ico (para la valencia 7):

Ejemplo: Mn2+7O7-2, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de tres números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7).