FQ 1º Bach - maristascoruna

FQ 1º Bach. Química
1.-Naturaleza de la materia
Elemento, compuesto, mezcla y reacción química
Def. Elemento: Sustancia que no puede descomponerse en otras.
Def. Compuesto: Sustancia que puede descomponerse en otras más sencillas
(elementos) mediante métodos químicos.
Def. Mezcla: Agregación de varias sustancias que puede disociarse mediante métodos
físicos en las sustancias que la componen, ya sean éstas compuestos o elementos.
Reacción química
Def. Reacción química: Proceso por el cual una o más sustancias que denominamos
reactivos, se transforman en otras que denominamos productos.
Para su estudio analítico se representan en forma de ecuación química:
R1+R2→P1+P2
Def. Denominamos reactivo limitante a la especie química que existe en menor cantidad
de las que existen en una reacción, y que por lo tanto se consume en la reacción de
forma total limitando el número de moléculas que pueden formarse.
Leyes ponderales
Antes de enunciarlas recordaremos que se trata de leyes experimentales, producto de la
observación científica y no de deducción matemática. Por ello su demostración no
admite otro método que el experimental.
Ley de Lavoisier o de la conservación de la masa: La masa de un sistema permanece
invariable cualquiera que sea la transformación que tenga lugar dentro de él.
Esta ley entra en conflicto con la Ley de Relatividad de Einstein, según la cual, materia y energía
pueden transformarse una en otra. Este conflicto se soslaya aduciendo que la energía que se pone
en juego en las reacciones químicas es tan pequeña, que los cambios de masa no son apreciables.
Ley de Proust o de las proporciones definidas: Cuando dos elementos se combinan para
formar un mismo compuesto, lo hacen siempre en proporciones de masa definidas y
constantes.
Ver tabla pág. 10 del texto
Ley de Dalton o de las proporciones múltiples: Las cantidades de un mismo elemento
que se combinan con una cantidad fija de otro para formar varios compuestos diferentes,
están en relación de números enteros sencillos.
Teoría atómica de Dalton
Se basa en seis postulados que actualmente se enuncian como sigue:
1. La materia está formada por partículas indivisibles llamadas átomos
2. Los átomos son invariables e inmutables
3. Todos los átomos de un mismo elemento son iguales, tanto en masa como en
propiedades químicas.
4. Los átomos de elementos diferentes tienen masa y propiedades químicas
diferentes.
5. Cuando dos o más átomos de distintos elementos se combinan para formar un
mismo compuesto, lo hacen en relación de números enteros sencillos.
6. En las reacciones químicas los átomos ni se crean ni se destruyen, solamente
cambia su distribución.
Esta teoría permite interpretar las leyes ponderales a nivel atómico
Leyes volumétricas
Ley de Gay-Lussac para los volúmenes de los gases: Cuando los gases se combinan
para formar nuevos compuestos, sus volúmenes respectivos guardan una relación de
números enteros sencillos; siempre que estén medidos en las mismas condiciones de
presión y temperatura.
La teoría atómica de Dalton es incapaz de explicar la ley de Gay-Lussac, ya que considera que
las últimas o más pequeñas partículas presentes en los gases han de ser átomos. De esta forma,
un átomo de H tendría que unirse con un átomo de O para formar una molécula de agua, cuya
fórmula debería ser OH. Dalton no aceptaba que dos átomos iguales pudieran unirse para formar
una molécula.
Ley de Avogadro
Introduce una modificación en la teoría atómica de Dalton y permite explicar las
experiencias de Gay-Lussac. Se enuncia en dos postulados:
1.- Volúmenes iguales de gases diferentes, sometidos a las mismas condiciones de
presión y temperatura, contienen un número idéntico de partículas.
2.-Las últimas partículas de los gases elementales non átomos, sino agregados de
átomos, que reciben el nombre de moléculas.
Cantidad de sustancia
Def. Masa atómica: Masa de un átomo del elemento (Kg.)
Def. Unidad de masa atómica (u): Doceava parte de la masa de un átomo de Carbono
(Kg.)
Def. Masa atómica relativa: Comparación (cociente) entre la masa del elemento y la
unidad de masa atómica (Sin unidades)
Def. Masa molecular: Suma de las masas atómicas de los elementos presentes en la
fórmula de un compuesto químico (Kg.)
Def. Masa molecular relativa: Comparación (cociente) entre la masa de la molécula y la
unidad de masa atómica. (Sin unidades)
En nuestros ejercicios y problemas, usaremos en la mayoría de los casos las masas atómicas y
moleculares relativas, aunque no mencionaremos el último término.
Concepto de mol. Masa molar
Def. Mol: Cantidad de sustancia que contiene 6,022·1023 entidades elementales de dicha
sustancia.
Def. Masa Molar (M): Masa de un mol de entidades elementales de una sustancia.
Solemos expresarla en g/mol en lugar de Kg/mol porque de esa forma coincide numéricamente
con la masa atómica relativa o la masa molecular relativa
Fórmulas y composición centesimal
Def. Fórmula de una sustancia: Expresión cuantitativa del número y tipo de átomos que
la constituyen.
Def. Fórmula empírica de un compuesto: Expresión que proporciona la relación de
números enteros más sencilla entre los átomos de un compuesto.
Def. Fórmula molecular o fórmula verdadera: Expresión que proporciona el número real
de átomos combinados en cada molécula del compuesto.
Para compuestos iónicos y otros compuestos no moleculares esta forma de expresar su
composición no tiene sentido. En estos casos solo usamos la fórmula empírica.
Def. Composición centesimal: Detalle del porcentaje en masa de cada elemento en el
compuesto.
Leyes de los gases ideales
Ley de Boyle o Boyle-Mariotte: A temperatura constante, la presión de un gas en un
recipiente cerrado es inversamente proporcional al volumen del recipiente.
Analíticamente: pV=K o p1V1=p2V2
IMPORTANTE: La presión se expresa en pascales (Pa) o atmósferas (atm). 1Pa=1N/1m2.
1atm=760 mmHg. 1atm=1013·105 Pa. El volumen se expresa en litros (l). OJO!: El enunciado
del libro de texto es incorrecto
Ley de Charles o Charles-Gay-Lussac: A presión constante, el volumen de una masa
dada de un gas es directamente proporcional a su temperatura absoluta.
Analíticamente: V/T=K o V1/T1=V2/T2
2ª ley de Charles: A volumen constante, la presión de un gas es directamente
proporcional a su temperatura absoluta.
Analíticamente: P/T=K o P1/T1=P2/T2
IMPORTANTE: En estas ecuaciones expresamos las temperaturas en grados Kelvin
Ley general de los gases: Proviene del análisis de dos transformaciones sucesivas de
una masa de gas, una a temperatura constante y otra a presión constante, analizando
cada una de ellas con su ley correspondiente (Boyle la primera y Charles la segunda), el
resultado es conocido también como ley de los gases ideales o ley de los gases
perfectos.
Analíticamente: PV=nRT, donde R es la constante de los gases ideales, n el número de
moles de gas implicados en la transformación y P,V,T, presión, volumen y temperatura
absoluta respectivamente. R=0,082 atm.l/K.mol y este valor de R condiciona las
unidades a usar en los restantes términos de la ecuación.
Volumen molar. Condiciones normales: Las condiciones normales en el estudio de los
gases se definen como temperatura 273 K y presión 1 atm.
El volumen molar es el volumen ocupado por un mol de gas en condiciones normales.
Este volumen es de 22,4 litros para los gases ideales.
Concentración de una disolución
Una disolución es una mezcla homogénea y uniforme, formada por dos o más
sustancias puras en proporción variable. El componente en mayor proporción se
denomina disolvente y el que se encuentran en menor proporción soluto.
Def. Concentración de una disolución: Cantidad de soluto disuelto en una determinada
cantidad de disolvente o determinada cantidad de disolución.
Existen diferentes formas de expresar la concentración:
msoluto
× 100
Porcentaje en masa: % en masa =
mdisolución
V
Porcentaje en volumen: % en volumen = soluto × 100
Vdisolución
Concentración en masa: Conc. en masa =
msoluto
⎡ Kg ⎤ ⎡ g ⎤
× 100. Uds : ⎢ 3 ⎥ , ⎢ ⎥
Vdisolución
⎣m ⎦ ⎣ l ⎦
molessoluto
Vdisolución
molessoluto
Molalidad: m =
masa disolvente
Molaridad: M =
Existen otras algo menos usuales como Normalidad y Formalidad o especiales para
disoluciones muy diluidas como partes por millón.
2. Estructura de la materia
Modelos atómicos
La evolución histórica de los modelos atómicos es prácticamente la historia de la Física
entre los siglos XVIII y XIX. Lo fundamental en su estudio es comprender que se trata
de MODELOS, es decir, estructuras lógicas, adecuadas en su tiempo al nivel de
conocimientos de la época que consiguieron explicar las propiedades de la materia al
nivel que se conocían. Al profundizar en dicho conocimiento se hacían observables
otras propiedades que el modelo vigente no era capaz de explicar, haciéndose necesario
un nuevo modelo que diese cabida al nuevo conocimiento.
Descubrimiento del electrón
En la 2ª mitad del S.XIX se experimentaba para estudiar la fluorescencia que se
producía en el extremo positivo de los tubos de vacío, se postulaba que la misma
provenía de los rayos invisibles que procedían del cátodo (-) y que por ello se
denominaban Rayos Catódicos.
- Estudiando su desviación ante campos magnéticos, Thomson determina su
relación Carga/masa
- Postula entonces la existencia del electrón
- Millikan determina la carga y la masa del electrón
o THOMSON CREA SU MODELO
- Posteriores investigaciones con las descargas eléctricas en tubos de vacío
permiten el descubrimiento del protón, mediante los rayos canales o
positivos, que viajan en sentido contrario a los catódicos, es decir, de ánodo
a cátodo.
Experimento de Rutherford: Modelo nuclear
FUENTE α
-
Pantalla
colimadora (Pb)
Lámina delgada
(Au)
Pantalla
Fluorescente
Al realizar el experimento esquematizado arriba, Rutherford esperaba que la
imagen en la pantalla fluorescente fuese coaxial con el haz colimado de
partículas α, sin embargo, encontró que la mayoría de las partículas no se
desviaban, mientras que algunas si lo hacían y otras en menor cuantía aún
resultaban rechazadas. Concluyó entonces que se podía explicar el resultado
del experimento suponiendo que las partículas rechazadas o desviadas se
encontraban en su trayectoria con un corpúsculo de gran masa y carga
positiva
o RUTHERFORD CREA SU MODELO
-
Postula el mismo como un átomo casi vacío, con la mayoría de su masa y la
totalidad de su carga positiva concentrada en un Núcleo, de radio 10000
veces inferior al del propio átomo.
Número másico y número atómico. Elementos e isótopos
Como consecuencia de las investigaciones sobre el núcleo, Rutherford postuló la
existencia de otra partícula sin carga eléctrica y masa comparable a la del protón; dicha
partícula fue descrita en los años 30 por Chadwick y bautizada como Neutrón.
-
La masa del núcleo es la suma de las masas de los nucleones (protones y
neutrones)
- El número atómico de un átomo es igual al número de protones y coincide
con el número de orden en la tabla periódica.
- El número másico de un átomo es el número de nucleones que constituyen su
núcleo
o Un elemento químico es una sustancia cuyos átomos tienen todos el
mismo número atómico
o Dos átomos son isótopos cuando teniendo el mismo número atómico
difieren en el número másico
o El número atómico es característico de cada elemento y se representa
con la letra Z.
o El número másico es la suma del número de protones (Z) y el número
de neutrones (N), se representa con la letra A.
o Así pues A=Z+N y la representación genérica de un átomo es AZ X
donde X indica el símbolo del elemento.
El número de electrones de un átomo en estado estable coincide con su número atómico.
La masa atómica de un elemento, M, se obtiene como la media ponderada de las masas
de sus isótopos.
En la práctica, las masas de los átomos, la existencia de los isótopos que forman un
elemento y la abundancia relativa de cada uno de ellos se determinan usando un
espectrógrafo de masas. Su esquema de funcionamiento puede verse en la pág. 39 del
texto.
Números cuánticos
A finales del siglo XIX y principios de XX, la atención de los físicos estaba centrada en
conocer la estructura interna de la materia, la naturaleza del átomo.
En el año 1927, E.Schrödinger ( Premio Nobel de Física 1933), apoyándose en el
concepto de dualidad onda-corpúsculo enunciado por L.de Broglie (Premio Nobel de
Física 1929), formula la Mecánica Ondulatoria, y W. Heisenberg ( Premio Nobel de
Física 1932) la Mecánica de Matrices. Ambas mecánicas inician un nuevo camino en el
conocimiento de la estructura atómica, y ampliadas por Born, Jordan, Dirac y otros han
dado lugar a lo que actualmente se denomina Mecánica Cuántica. Frente al
determinismo de la mecánica clásica, la mecánica cuántica, es esencialmente
probabilística y utiliza un aparato matemático más complicado que la mecánica clásica.
Actualmente, el modelo atómico que se admite es el modelo propuesto por la mecánica
cuántica (modelo de Schrödinger).
El modelo de Bohr es un modelo unidimensional que utiliza un número cuántico (n)
para describir la distribución de electrones en el átomo. El modelo de Schrödinger
permite que el electrón ocupe un espacio tridimensional. Por lo tanto requiere tres
números cuánticos para describir los orbitales en los que se puede encontrar al electrón.
La descripción del átomo mediante la mecánica ondulatoria está basada en el cálculo de
soluciones de la ecuación de Schrödinger; una ecuación diferencial que permite obtener
los números cuánticos de los electrones.
En esta ecuación:
es la llamada función de onda. Contiene la información sobre la posición del
electrón. También se denomina orbital, por analogía con las órbitas de los modelos
atómicos clásicos.
El cuadrado de la función de onda | |2 es la llamada densidad de probabilidad
relativa del electrón y representa la probabilidad de encontrar al electrón en un punto
del espacio (x, y, z).
E es el valor de la energía total del electrón.
V representa la energía potencial del electrón en un punto (x, y, z). Por tanto, E-V es el
valor de la energía cinética cuando el electrón está en el punto (x, y, z).
, son funciones matemáticas que dependen de
Las soluciones, o funciones de onda,
unas variables que sólo pueden tomar valores enteros. Estas variables de las funciones
de onda se denominan números cuánticos: número cuántico principal, (n), angular (l) y
número cuántico magnético (ml). Estos números describen el tamaño, la forma y la
orientación en el espacio de los orbitales en un átomo.
El número cuántico principal (n) describe el tamaño del orbital, por ejemplo: los
orbitales para los cuales n=2 son más grandes que aquellos para los cuales n=1. Puede
tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.
El número cuántico del momento angular orbital (l) describe la forma del orbital
atómico. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número
cuántico principal). Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4.
Siguiendo la antigua terminología de los espectroscopistas, se designa a los orbitales
atómicos en función del valor del número cuántico secundario, l, como:
l=0
orbital s (sharp)
l=1
orbital p (principal)
l=2
orbital d (diffuse)
l=3
orbital f (fundamental)
El número cuántico magnético (ml), determina la orientación espacial del orbital. Se
denomina magnético porque esta orientación espacial se acostumbra a definir en
relación a un campo magnético externo. Puede tomar valores enteros desde -l hasta +l.
Por ejemplo, si l=2, los valores posibles para m son: ml=-2, -1, 0, 1, 2.
El número cuántico de spín (s), sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.
Capas y Subcapas principales
Todos los orbitales con el mismo valor del número cuántico principal, n, se encuentran
en la misma capa electrónica principal o nivel principal, y todos los orbitales con los
mismos valores de n y l están en la misma subcapa o subnivel.
El número de subcapas en una capa principal es igual al número cuántico principal, esto
es, hay una subcapa en la capa principal con n=1, dos subcapas en la capa principal con
n=2, y así sucesivamente. El nombre dado a una subcapa, independientemente de la
capa principal en la que se encuentre, esta determinado por el número cuántico l, de
manera que como se ha indicado anteriormente: l=0 (subcapa s), l=1 (subcapa p), l=2
(subcapa d) y l=3 (subcapa f).
El número de orbitales en una subcapa es igual al número de valores permitidos de ml
para un valor particular de l, por lo que el número de orbitales en una subcapa es 2l+1.
Los nombres de los orbitales son los mismos que los de las subcapas en las que
aparecen.
orbitales s
orbitales p
orbitales d
orbitales f
l=0
l=1
l=2
l=3
ml=0
ml=-1, 0, +1
un orbital s
en una
subcapa s
tres orbitales
p
en una
subcapa p
ml=-2, -1, 0, ml=-3, -2, -1,
+1, +2
0, +1, +2, +3
cinco
orbitales d
en una
subcapa d
siete
orbitales f
en una
subcapa f
Forma y tamaños de los orbitales
La imagen de los orbitales empleada habitualmente por los químicos consiste en una
representación del orbital mediante superficies límite que engloban una zona del espacio
donde la probabilidad de encontrar al electrón es del 99%. La extensión de estas zonas
depende básicamente del número cuántico principal, n, mientras que su forma viene
determinada por el número cuántico secundario, l.
Los orbitales s (l=0) tienen forma esférica. La extensión de este orbital depende del
valor del número cuántico principal, así un orbital 3s tiene la misma forma pero es
mayor que un orbital 2s.
Los orbitales p (l=1) están formados por dos lóbulos idénticos que se proyectan a lo
largo de un eje. La zona de unión de ambos lóbulos coincide con el núcleo atómico. Hay
tres orbitales p (m=-1, m=0 y m=+1) de idéntica forma, que difieren sólo en su
orientación a lo largo de los ejes x, y o z.
Los orbitales d (l=2) también están formados por lóbulos. Hay cinco tipos de orbitales
d (que corresponden a m=-2, -1, 0, 1, 2)
Los orbitales f (l=3) también tienen un aspecto multilobular. Existen siete tipos de
orbitales f (que corresponden a m=-3, -2, -1, 0, +1, +2, +3).
Una vez descritos los cuatro número cuánticos, podemos utilizarlos para describir la
estructura electrónica del átomo de hidrógeno:
El electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental se encuentra en el nivel
de energía más bajo, es decir, n=1, y dado que la primera capa principal contiene sólo
un orbital s, el número cuántico orbital es l=0. El único valor posible para el número
cuántico magnético es ml=0. Los dos estados de spin son posibles para el electrón. Así
podríamos decir que el electrón de un átomo de hidrógeno en el estado fundamental está
1
en el orbital 1s, o que es un electrón 1s, y se representa mediante la notación: 1s
donde el superíndice 1 indica un electrón en el orbital 1s. Ambos estados de espín están
permitidos, pero no designamos el estado de espín en esta notación.
Átomos multielectrónicos
La resolución de la ecuación de Schrödinger para átomos con más de un electrón es un
proceso matemático muy complejo que obliga a realizar cálculos aproximados. En los
átomos multielectrónicos aparece un nuevo factor: las repulsiones mutuas entre los
electrones. La repulsión entre los electrones se traduce en que los electrones en un
átomo multielectrónico tratan de permanecer alejados de los demás y sus movimientos
se enredan mutuamente.
Configuraciones electrónicas
Escribir la configuración electrónica de un átomo consiste en indicar cómo se
distribuyen sus electrones entre los diferentes orbitales en las capas principales y las
subcapas. Muchas de las propiedades físicas y químicas de los elementos pueden
relacionarse con las configuraciones electrónicas. Esta distribución se realiza
apoyándonos en cuatro reglas: energía de los orbitales, principio de exclusión de Pauli,
regla de Hund y principio de Aufbau.
1.-Energía de los orbitales: Los electrones ocupan los orbitales de forma que se
minimice la energía del átomo. El orden exacto de llenado de los orbitales se estableció
experimentalmente, principalmente mediante estudios espectroscópicos y magnéticos.
Es el orden que debemos seguir al asignar las configuraciones electrónicas a los
elementos.
Para recordarlo más fácilmente se puede utilizar el diagrama siguiente (Moeller):
Debido al límite de dos electrones por orbital, la capacidad de una subcapa de electrones
puede obtenerse tomando el doble del número de orbitales en la subcapa. Así, la
subcapa s consiste en un orbital con una capacidad de dos electrones; la subcapa p
consiste en tres orbitales con una capacidad total de seis electrones; la subcapa d
consiste en cinco orbitales con una capacidad total de diez electrones; la subcapa f
consiste en siete orbitales con una capacidad total de catorce electrones.
En un determinado átomo los electrones van ocupando, y llenando, los orbitales de
menor energía; cuando se da esta circunstancia el átomo se encuentra en su estado
fundamental. Si el átomo recibe energía, alguno de sus electrones más externos pueden
saltar a orbitales de mayor energía, pasando el átomo a un estado excitado
2. Principio de exclusión de Pauli.
En un átomo no puede haber dos electrones con los cuatro número cuánticos iguales.
Los tres primeros número cuánticos, n, l y ml determinan un orbital específico. Dos
electrones, en un átomo, pueden tener estos tres números cuánticos iguales, pero si es
así, deben tener valores diferentes del número cuántico de espín. Podríamos expresar
esto diciendo lo siguiente: en un orbital solamente puede estar ocupado por dos
electrones y estos electrones deben tener espines opuestos.
3.-Regla de Hund
Al llenar orbitales de igual energía (los tres orbitales p, los cinco d, o los siete f) los
electrones se distribuyen, siempre que sea posible, con sus spines paralelos, es decir,
separados.
El átomo es más estable (tiene menos energía) cuando tiene electrones desapareados
(spines paralelos) que cuando esos electrones están apareados (spines opuestos o
antiparalelos).
4.-El principio aufbau o de construcción progresiva
Para escribir las configuraciones electrónicas utilizaremos el principio aufbau. Aufbau
es una palabra alemana que significa "construcción progresiva"; utilizaremos este
método para asignar las configuraciones electrónicas a los elementos por orden de su
número atómico creciente. Los electrones que se sitúan en la capa electrónica del
número cuántico principal más alto, los más exteriores, se denominan electrones de
valencia.
P
1
2
3
4
5
6
7
G 1 G 2 G 3 G 4 G 5 G 6 G 7 G 8 G 9 G 10
H
Li Be
Na Mg
K
Ca Sc Ti
V
Cr Mn Fe Co Ni
Rb Sr
Y
Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd
Cs Ba La Hf Ta W Re Os
Ir
Pt
Fr Ra Ac
Gases nobles
Halógenos
Calcógenos
Nitrogenoideos
Carbonoideos
Boranos
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
Metales de transición
alcalinoMetales
térreos
Metales alcalinos
Tabla periódica
G 11 G 12 G 13 G 14 G 15 G 16 G 17 G 18
He
B
C
N
O
F
Ne
Al
Si
P
S
Cl
Ar
Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Ag Cd In Sn Sb Te
I
Xe
Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Gases nobles
Semimetales
No metales
Metales
Metales de transición interna
Propiedades periódicas
Configuración electrónica y sistema periódico
Los elementos de los grupos 1 y 2 completan subniveles s. Los metales alcalinos tienen
configuración externa ns1 y los alcalino-térreos ns2.
Los elementos de los grupos 13 a 18 colocan su electrón diferenciador en subniveles p.
Los elementos del grupo del Boro tienen configuración externa ns2np 1 y los gases
nobles ns2np6.
Los elemento de transición (grupos 3 a 12) sitúan su electrón diferenciador en niveles d.
Lantánidos y Actínidos sitúan su electrón diferenciador en niveles f.
Volumen atómico
El volumen atómico es el volumen de 1 mol de átomos. Se calcula dividiendo la masa
molar por la densidad: V=M/ρ.
Aumenta a lo largo del grupo y disminuye a lo largo del período hasta el grupo 14,
aumentando a partir de este.
Energía de ionización
Es la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo en estado gaseoso y
convertirlo en un catión. Disminuye a lo largo del grupo y disminuye también a lo largo
del período.
Afinidad electrónica
Es la energía que se desprende cuando un átomo capta un electrón y se convierte en un
ión negativo. Disminuye a lo largo del grupo y aumenta a lo largo del período, con
excepción de los gases nobles, que no captan electrones.
Electronegatividad
Es la tendencia que presenta un átomo para atraer al par de electrones de un enlace.
Disminuye a lo largo del grupo y aumenta a lo largo del período.
Valencia iónica
Es el número de electrones que gana o pierde un átomo para formar un ión estable.
Carácter metálico y carácter no metálico
Un metal es un elemento que cede fácilmente electrones. Un no-metal es un elemento
que gana fácilmente electrones.
Tabla de valencias
METALES
Número de oxidación
Elementos
+1
Li, Na, K, Rb, Cs y Ag
+2
Be, Mg, Ca, Sr, Ba ; Zn y Cd
+3
B, Al
+1, +2
Cu y Hg
+1, +3
Au
+2 , +3
Fe, Co, Ni
+2, +3, +6 (cromatos y dicromatos)
Cr
+2 , +3, (+4), +6 (manganatos), +7 (permanganatos)
Mn
+2, +4
Pt, Pb, Sn
NO METALES
Número de oxidación
Elementos
-1
F
- 1, +1
H
-2
O
-2 , +4, +6
S, Se, Te
- 3, +3, +5,
N, P, As, Sb
- 4 , +4
C, Si
-1, +1, +3, +5, +7
Cl, Br, I
GRUPOS POLIATÓMICOS
+1
NH4+ ión (catión) amonio
-1
CN – ión (anión) cianuro