Download propiedades de los metales y los no metales

PROPIEDADES DE LOS METALES Y LOS NO METALES
En la naturaleza se encuentran dos grupos de elementos, los metales y los no metales. Ambos grupos
presentan propiedades físicas y químicas características. Los metales están a la izquierda y en el centro de
la tabla periódica. Por su parte, los no metales están situados a la derecha de la tabla periódica, con
excepción del hidrógeno.
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS METALES
1. Exceptuando el mercurio que es líquido, todos los demás son sólidos.
2. Todos presentan brillo (metálico).
3. Son maleables y dúctiles, es decir, pueden formarse láminas y alambres finos a partir de ellos. El
oro, la plata y el cobre son los más dúctiles y maleables.
4. Son buenos conductores de calor y la electricidad.
PROPIEDADES FÍSICAS DE LOS NO METALES
1.
2.
3.
4.
Se presentan en los tres estados físicos de la materia: sólido, líquido y gaseoso.
A excepción del yodo, no tienen brillo metálico.
Son frágiles y quebradizos en estado sólido, por lo que no son dúctiles ni maleables.
En general son malos conductores del calor y la electricidad.
PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS METALES
1. Sus átomos tienen 1, 2, o 3 electrones en su último nivel de energía. Los elementos que forman los
grupos IA, IIA, IIIA son metálicos, por lo tanto los elementos del grupo IA tienen en su último nivel de
energía un electrón, los del grupo IIA tienen dos electrones y los del IIIA tienen tres electrones.
2. Sus átomos pueden perder los electrones de su último nivel de energía y, al quedar con más cargas
positivas forman iones positivos llamados cationes.
3. Sus moléculas son monoatómicas. Es decir, sus moléculas están formadas por un solo átomo (Al,
Cu, Ca, Mg, Au).
4. Forman óxidos al combinarse con el oxígeno.
5. Cuando se combina un óxido metálico con el agua se forman los hidróxidos, también llamados
álcalis o bases.
PROPIEDADES QUÍMICAS DE LOS NO METALES
1. Fácilmente ganan electrones para completar su último nivel de energía a 8 electrones.
2. Sus átomos tienen en su última capa 4, 5, 6, o 7 electrones. Esto se puede comprobar si se
observan en la Tabla Periódica los grupos IVA, VA, VIA y VIIA de los cuales forman parte los no
metales.
3. Sus átomos pueden ganar electrones en su último nivel de energía. Por lo cual al tener más cargas
negativas forman iones negativos llamados aniones.
4. Sus moléculas son diatómicas o poliatómicas según el caso: por ejemplo el oxígeno en la naturaleza
como molécula diatómica
, que es el oxígeno que respiramos y también se presenta como
molécula triatómica
éste es el ozono (no es respirable).
5. Se combinan con los metales para formar sales:
Catión metálico + anión
sal.
6. Al combinarse con el oxígeno forman anhídridos:
no metal + oxigeno
anhídrido.
Los anhídridos al combinarse con el agua forman ácidos:
anhídrido + agua
ácido.
FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
Tomando en consideración que según Brandwein (1988), existen más de(50,000) compuestos químicos
inorgánicos en los que no interviene el carbono, se ha buscado un sistema para agruparlos de acuerdo con
sus propiedades químicas, para darles nombre y reconocerlos.
Se ha dado el nombre de función inorgánica al grupo de compuestos similares que presentan un conjunto
de propiedades comunes. Las principales funciones químicas inorgánicas son: función óxido, función
anhídrido, función hidróxido, función ácido y función sal.
Función óxido
Cuando se hace reaccionar un metal con el oxígeno, se obtiene un óxido:
metal + oxigeno
óxido metálico
Na +
sodio + oxigeno
óxido de sodio
Nomenclatura
Para formar el nombre del óxido se escribe la palabra "óxido" seguido de la preposición "de" y después el
nombre del metal. Si el metal presenta más de dos valencias, se escribe entre paréntesis con número
romano la valencia del metal con la que está actuando
Ejemplo:
Función anhídrido
Cuando se combinan un no metal con el oxigeno se obtiene un anhídrido:
Nomenclatura
Para nombrar los anhídridos se escribe la palabra anhídrido, después el nombre del no metal con el prefijo
o la terminación que le corresponda según la siguiente tabla de valencias.
Ejemplo:
El cloro que está en el grupo VIIA presenta una valencia negativa (-1) y 4 positivas (+1, + 3, + 5, + 7) que
son las que puede utilizar para combinarse con el oxígeno que habitualmente tiene valencia (-2):
Función hidróxido
Esto se obtiene cuando se combina un óxido con agua.
Óxido + agua
hidróxido
Se llama radical al grupo de 2 o más átomos que funcionan con una sola valencia.
Nomenclatura
Para nombrarlos, se escribe la palabra "hidróxido" la preposición "de" y el nombre del metal. Si el metal
tiene varias valencias, se escribe entre parentesis con número romano la valencia con que actuó dicho
metal.
Ejemplo: el plomo tiene dos valencias
por lo que se tiene:
En forma simplificada se pueden formar los hidróxidos combinando directamente el metal con el
radical
se cruzan las valencias y queda:
Propiedades de las bases
1. Tienen sabor a jabón.
2. Reaccionan con los ácidos produciendo sal y agua con desprendimiento de energía y a la reacción
se denomina Neutralización.
3. Causan escozor al contacto con la piel - la soda cáustica que se usa en la cocina NaOH o la cal
4. Son untuosos y resbalosos al tacto.
Función ácido
1. Ésta se obtiene cuando se combina un anhídrido con agua.
anhídrido + agua
ácido (oxiácido)
2. Para escribir la fórmula de un ácido se escribe primero el número total de hidrógenos, el total de
elementos no metálicos y por último el total de oxígenos.
3. Si todos los subíndices del compuesto tienen mitad o tercera parte se les saca y se anota la fórmula
simplificada:
Nomenclatura
Para darles nombre se escribe la palabra "ácido", después el nombre del elemento no metálico con los
prefijos y sufijos que correspondan a su valencia (ver tabla). En el ejemplo el nombre del HClO, ácido
hipocloroso pues el cloro actúa con valencia + 1.
Existe también otro grupo de ácidos, que no contienen oxígeno en su molécula, que se denominan
anhidrácidos y que se obtienen cuando se combinan elementos no metálicos con hidrógeno que
habitualmente presenta valencia de (+1), por lo tanto la valencia por los no metales en este caso
será negativa.
Ejemplo: El mismo cloro también forma un hidrácido que es:
se cruzan las valencias y queda:
Propiedades de los ácidos
1.
2.
3.
4.
5.
Tienen sabor agrio.
Reaccionan con las bases a hidróxidos produciendo sal y agua (Neutralización).
Tienen olor picante intenso.
Al contacto con la piel causan ardor.
Son muy corrosivos, es decir, degradan los metales formando sales y liberando oxígeno.
Función sal
La reacción química por medio de la cual obtenemos las sales se denomina Neutralización y como ya lo
hemos mencionado es la reacción entre ácido y base o hidróxido:
Ácido + hidróxido
HCl + NaOH
sal +
NaCl +
Ácido clorhídrico + hidróxico de sodio
cloruro de sodio + agua
Existen las oxisales (oxiácido + base) y las sales haloideas, éstas últimas se obtienen cuando el hidrácido
es el que se neutraliza con una base.
Ejemplos:
Nomenclatura
Para dar nombre a los oxisales se deben considerar las indicaciones que se presenta en la siguiente tabla:
Esta tabla esta relacionada con la que se encuentra en la función anhídrido. Por lo tanto si el ácido como
en este caso no lleva prefijo y su terminación es "ico", se cambia por la terminación "ato" y el nombre de
la oxisal del primer ejemplo es sulfato de magnesio
En el caso de las sales haloideas se escribe el nombre del no metal con la terminación "uro" después de
la preposición "de" y al final el nombre del metal, llamandose en el caso del segundo ejemplo cloruro de
sodio (NaCl).
ENLACES
Cuando los átomos se aproximan entre sí para formar moléculas, se ejercen varias fuerzas entre ellos.
Estas fuerzas provocan atracción y repulsión entre dichos átomos.
Electronegatividad
En la mayoría de los átomos, a excepción de los gases nobles, la atracción de los electrones es mucho
mayor que su repulsión, por lo tanto los átomos se atraen entre sí formando enlaces químicos; en este
proceso, la electronegatividad, es importante y se define como la capacidad relativa de un átomo en la
molécula para atraer electrones.
En la tabla Periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de cualquier periodo y
de abajo hacia arriba en cualquier grupo.
Tipos de enlaces químicos
Un enlace químico es el resultado de la combinación de átomos, los cuales comparten electrones entre sí.
Un átomo cede los electrones y otro los recibe.
Los enlaces más comunes son los que indican a continuación: iónico, covalente, metálico, puente de
hidrógeno, no polar, polar y coordinado.
Enlace iónico o electrovalente
Los iones se originan cuando los átomos ganan o pierden electrones. La pérdida de electrones da como
resultado la formación de iones positivos e iones negativos que son el resultado de la ganancia de
electrones.
El enlace iónico o electrovalente se origina por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o
grupo de átomos a otro. Un enlace iónico se debe a la fuerza de atracción entre cationes y aniones.
Mediante los enlaces iónicos se forman compuestos químicos, conocidos como iónicos; por ejemplo, el
fluoruro de litio se forma cuando un átomo de litio le cede al flúor el único electrón que tiene en su último
nivel, lográndose así que los átomos de litio y flúor se estabilicen y se transformen en iones; el litio, por
haber perdido un electrón, se convierte en un anión.
Transferencia de electrones entre átomos metálicos y no metálicos
Casi todos los metales tienen pocos electrones (1, 2 o 3) en su último nivel de energía y por lo tanto tienden
a perderlos. Por el contrario, la mayoría de los no metales tienen muchos electrones en su último nivel (5, 6
o 7) por lo que tienden a ganar electrones.
Por ejemplo, cuando se combina el sodio (Na) con el cloro (Cl), los átomos de Na pierden sus electrones,
cediéndoselos a los átomos de Cl formándosen así iones de sodio Na+ y de cloruro Cl-.
Na + Cl
Na+ + Cl-
Enlace covalente
En este enlace los electrones se comparten pero no se transfieren.
Enlace covalente polar
Éste enlace se forma cuando se comparten pares de electrones entre los átomos que reaccionan y forman
compuestos; por ejemplo, el ácido clorhídrico (HCl), donde el hidrógeno (H) comparte su único electrón con
el cloro y éste a su vez comparte uno de sus 7 electrones con el hidrógeno
Los puntos y las cruces representan electrones.
Enlace covalente no polar
Este se forma cuando dos átomos del mismo elemento se unen, o bien, cuando se forman moléculas
simétricas o cuando la electronegatividad de los dos elementos son exactamente iguales.
SÍNTESIS Y BALANCEO
En los fenómenos químicos, las sustancias sufren cambios y transformaciones, reaccionando entre sí y
originando otras con características distintas, casi siempre con manifestaciones de energía, es decir, se
forman compuestos.
Para normar el proceso de formación de compuestos es necesario aplicar las siguientes leyes:
La Ley de la conservación de la masa o de Lavoisier, que dice: "La masa de las sustancias
reaccionantes es igual a la masa de los productos", por ejemplo: si las reaccionantes tienen una masa de
10g, el producto deberá ser 10g.
La Ley de Proust o de las proporciones definidas, dice: "Cuando dos o más elementos se combinan
para formar un determinado compuesto, lo hacen siempre en proporción fija y definida", por ejemplo: el
oxígeno siempre requiere 2 átomos de hidrógeno para formar agua (
).
Tipos de reacciones para la formación de compuestos:
1.
2.
3.
4.
Unión directa o síntesis.
Sustitución o desplazamiento.
Doble sustitución.
Descomposición o reparación.
Unión directa o síntesis
Dos elementos o compuestos se unen entre si para formar uno solo.
Sustitución o desplazamiento.
Se lleva a cabo cuando un elemento reemplaza en una molécula de un compuesto a otro que tiene la
misma afinidad electrónica y valencia que él.
Ejemplo:
Doble sustitución.
Este tipo de reacción ocurre cuando reaccionan dos compuestos y se genera un intercambio de iones entre
ellos.
Ejemplo:
Descomposición o reparación.
En estas reacciones, los compuestos se disocian por la acción de la energía (calor, electricidad, etcétera.)
en las sustancias que los constituyen.
Ejemplo:
Balanceo de ecuaciones
Una reacción química, sea cual fuere su tipo, se rige por la "Ley de las proporciones constantes" y la
"Ley de la conservación de la masa".
No obstante que ya han sido descritas, cabe recordar que la primera indica que en un compuesto los
átomos que lo constituyen siempre están en la misma proporción; mientras que la segunda, dice que la
cantidad de sustancias reaccionantes debe ser igual a la cantidad de productos.
Por lo tanto, para aplicar esta última Ley, es necesario balancear la ecuación que representa la siguiente
reacción:
Masa total de reactivos = Masa total de productos
Balancear una ecuación es encontrar la igualdad entre los átomos del primer miembro y los mismos
átomos del segundo miembro, mediante el uso de coeficientes.
Coeficientes son números enteros que indican la cantidad de moléculas de cada sustancia que intervienen
en una reacción. En el coeficiente uno no se escribe.
Al escribir las fórmulas de compuestos, deberá recordarse también el equilibrio entre anión y catión.
Se puede balancear por tanteo o por óxido-reducción, comúnmente conocido como redox.
El balanceo por tanteo se basa en comparar el número de átomos del primer miembro con los mismos del
segundo miembro e igualarlos por medio de la adición de coeficientes a las moléculas que los contienen,
hasta lograr que cuantitativamente los dos miembros de la ecuación sean iguales y que se cumpla la Ley
de la conservación de la masa.
Por ejemplo, si se tiene la ecuación:
1. Se verifica que las fórmulas químicas estén bien escritas, para lo cual se comprueba que el número
de cargas positivas sea igual a las negativas.
2. Se escribe la reacción dibujando una línea que divida en dos a la ecuación y se colocan los
símbolos de los elementos, primero los metales, luego no metales, después el hidrógeno y
al final el oxígeno.
3. Se anota el número de átomos de cada uno en los reactivos y de los productos.
Como el número de oxígenos es de 3 en los reactivos y de 2 en los productos se procede a
igualarlos multiplicando al
por 2 y al
por 3 y queda así
Con esto, la reacci�n se observar�a de la siguiente manera:
4. Como quedan 2 K y 2 Cl del lado izquierdo, se procede a multiplicar por 2 el KCl de los productos
(lado derecho) y queda:
5. Finalmente, se verifica que la cantidad de los reactivos sea igual a la de los productos y se
obtiene la ecuación balanceada:
El balanceo por redox (óxido-reducción), consiste básicamente en igualar o balancear el número
de electrones ganados o reducción con el número de electrones perdidos u oxidación.
Para la aplicación de este método de balanceo se debe observar la tabla de oxidación-reducción con la
cual se determina el cambio en el número de valencia de un elemento y así definir si se ha
oxidado o reducido.
El redox, es otro tipo de balanceo muy utilizado en química, sin embargo, es más largo y requiere de
mayores conocimientos para su aplicación.