Notación Química

¿NOTACION QUIMICA?

Es la representación escrita de las sustancias químicas, o sea la escritura de la química.

¿EN QUE CONSISTE LA NOTACION DE LOS ELEMENTOS?

Los elementos se representan mediante símbolos que son las abreviaturas de sus nombres. Cada símbolo representa un solo átomo y tiene valor universal es decir, se usa en todo el mundo.

1. En muchos casos se toma como símbolo solo la primera letra mayúscula del nombre del elemento. Por ejemplo:

 

Carbono C / Hidrogeno H / Oxigeno O / Nitrógeno N

 

2. Si los nombre de dos o más elementos tienen la misma letra inicial, se diferencia sus símbolos añadiendo a la inicial mayúscula una segunda letra minúscula. Ningún símbolo puede tener más de dos letras. Ejemplos:

 

Calcio Ca / Cadmio Cd / Cobalto Co / Cromo Cr / Cloro Cl

 

3. Los símbolos de muchos elementos han sido tomados de sus nombres latinos o griegos ejemplos:

 

Sodio Natrium Na / Plata Argentun Ag / Cobre Cuprum Cu

Oro Aurum Au / Potasio Kalium K / Mercurio Hidrargirum Hg

Plomo Plumbum Pb / Hierro Ferrum Fe / Estaño Estannium Sn

Azufre Sulphur S / Fosforo Phosphorus P / Antimonio Stibium Sb

 

Necesidad de la notación química.

El químico no escribe los nombres completos de las substancias sino que se vale de signos que las representan. Este lenguaje abreviado y gráfico con que se expresan los nombres de los cuerpos se llama notación química. El simbolismo químico tiene entre otras ventajas la de que al ser universalmente aceptado evita los errores de significación que en las palabras, aun en las técnicas, suele introducir la diversidad de idiomas.

Símbolos

Se llama símbolo al signo que representa el átomo de una determinada substancia simple o elemento. La representación simbólica es tan antigua como la alquimia, pero los signos han sufrido modificaciones a través del tiempo hasta principios del siglo pasado en el que el famoso médico sueco Juan Jacobo Berzelius, a quien la química debe importantísimos progresos, los remplazo por otros más racionales, que son los que se usan. Fig 7.

Propuso los nombres de los cuerpos simples se representan con la primera letra de su nombre en latín y con mayúscula. Así el carbono en latín, se simboliza por la letra C.

Como existen noventa elementos descubiertos y el alfabeto latino consta de 24 letras, casi todos los elementos están representados por dos letras: la primera mayúscula, y la segunda, minúscula. Esta segunda letra sirve para diferenciar a aquellos elementos cuyos nombres latinos tienen la misma letra inicial, reservándose sólo para uno de ellos su representación con la primera letra. Por ejemplo: Hidrógeno, del latín hidrogenum, se representa por H: helio del latín helium, se representa por He: mercurio, de hydrargerium, se representa por Hg.

En la mayoría de los casos, la letra minúscula es la segunda que lleva el nombre del elemento en latín, como helio He: en otros es la tercera, y esto ocurre porque hay elementos que poseen la primera y segunda letras iguales, por ejemplo calcio, Ca; cadmio, Cd. En otros casos la costumbre ha hecho que se use por segunda letra una cualquiera de su nombre latino, ejemplo; paladio Pd, aunque en la nomenclatura no existe otro elemento que empiece con la misma silaba.

¿EN QUE CONSISTE LA NOTACION DE LOS COMPUESTOS?

Los compuestos se representan por medio de formulas químicas.

¿QUE ES UNA FORMULA QUIMICA?

Es la representación escrita de una sola molécula de una sustancia. Para escribir una formula química se emplean: símbolos, subíndices, paréntesis y coeficientes.

Los símbolos, indican de qué elementos se compone la sustancia. Se escriben unos a continuación de otros. Por ejemplo: HCl es la fórmula del acido clorhídrico

Los subíndices, son números pequeñitos que se escriben después de un símbolo, en la parte inferior, para indicar cuantas veces se repite el átomo en la molécula. Si el subíndice es uno no se escribe, pero queda sobreentendido: H2O es la fórmula del agua (indica que tiene 2 átomos de hidrogeno y uno de oxigeno).

Los paréntesis, se emplean afectados de un subíndice para indica cuantas veces se repite en la molécula el grupo de átomos que encierra. Ejemplo: Ca (OH)2 es la fórmula del hidróxido de calcio los paréntesis indican que el grupo (OH) llamado radical oxhidrilo se repite dos veces en la molécula.

Los coeficientes, son números grandes que se colocan delante de una fórmula para indicar cuantas veces se repite toda la molécula. El coeficiente puede tener distintos valores según el caso sin que por ello se altere el significado de la formula. Los coeficientes solo se emplean para igualar las ecuaciones químicas. Cuando una formula no forma parte de una ecuación, no lleva coeficientes pero se sobreentiende que su coeficiente es 1.

ACTIVIDADES

– Cuenta la cantidad de átomos en cada expresión:

2 H₂O significa 2 moléculas de agua…………………………

37 CaO significa 37 moléculas de óxido de calcio……………………….

4 Na Cl son: 4 moléculas de cloruro de sodio………………………………….

8 HNO₃ significa 8 moléculas de acido nítrico………………………………..

11 K OH significa 11 moléculas de hidróxido de potasio…………………………

7H₂O significa 7 moléculas de agua…………………………………………

 

Formulas.

Se ha convenido en que cada símbolo no sólo representa el elemento determinado, sino que indique a un átomo  del  mismo, y, a la vez, a su peso atómico. El símbolo O representa a un átomo de oxígeno y asimismo a las 16 partes de su peso atómico o baroatómico.

Para expresar más de un átomo, cuando no se trata de cuerpos compuestos sino simples, se coloca a la izquierda del símbolo un número llamado coeficiente. Así 2N indica dos átomos de nitrógeno; 3H, tres átomos de hidrógeno.

Los cueros compuestos se representan por su molécula y esta se expresa con los símbolos y subíndices que que corresponden a los elementos que la constituyen.  Así la molécula de oxígeno, que es biatómica y por lo tanto consta de dos átomos, debe representarse por O2. La del fósforo, que es tetra atómica y tiene en consecuencia cuatro átomos, debe representarse por P₄.

La molécula del ácido sulfúrico se escribe SO₄H₂, porque esta compuesto por un átomo de azufre, 4 átomos de oxígeno y 2 átomos de hidrógeno.

A la expresión de la molécula de un cuerpo, sea este simple (elemento químico) o compuesto, se le llama formula química o simplemente formula.

Por lo tanto O es el símbolo del elemento oxígeno, porque expresa a su átomo; y O₂ es su fórmula, porque representa a su molécula.

Cuando interesa expresar más de una molécula, se antepone a su formula un coeficiente, tal como se dijo para el átomo.

Por ejemplo, 3 moléculas de ácido sulfúrico se escriben 3 SO₄H₂.

Un cuerpo simple o elemento químico tiene símbolo, que representa a su átomo, y también formula, que expresa a su molécula. Pero un cuerpo compuesto sólo es susceptible de representarse por su formula.

Ejercicios:

1.- ¿Cómo debe escribirse la fórmula del agua oxigenada, sabiendo que tiene 2 átomos de hidrogeno y 2 átomos de oxígeno?

Ersp. H₂O₂

2.- El ácido clorhídrico posee un átomo de cloro y otro de hidrógeno, ¿Cuál es su fórmula?

Resp.  ClH.

3.- La bencina posee 6 átomos de carbono y 6 átomos de hidrógeno. Escribe su fórmula.

Resp. C₆H₆.

4.- ¿Cómo debe expresarse el hecho de tomar 5 moléculas de ácido clorhídrico?

Resp. 5 ClH.

5.- ¿Cuál es el símbolo del cloro?

Resp. Cl.

6.- ¿Cuál es la fórmula de la molécula del cloro?

Resp. Cl₂

 

Nomenclatura Química Hablada.

Todas las disciplinas científicas acostumbran tener nombres propios, o apelativos genéricos con significación particular, para distinguir a los elementos con que tratan, esto facilita el estudio y la divulgación de las doctrinas, promueve el intercambio entre el mundo científico y técnico, y permite interpretar sin error de sujeto lo que acerca de cada elemento digan los investigadores. En Química, acaso más que en cualquier otra doctrina, era imperioso contar con un vocabulario extenso, y a la vez preciso para distinguir a las mil variedades de cuerpos con que se tratan. Se creó así la nomenclatura escrita abreviada, o notación química, de que hemos hablado, u se creó y fue perfeccionándose la nomenclatura hablada a que ahora tenemos referencia.

La nomenclatura hablada, o simplemente nomenclatura, varia en cierto modo con cada lengua, al revés de lo que ocurre con la notación o simbolismo químico, que es uniforme para todos los países, como son universales las matemáticas y la escala musical. Con todo, la variación no es tanto, pues muchos de estos nombres tienen raíz griega o latina, que ha sido respetada por la ciencia y que da a la nomenclatura hablada, y no importa en que idioma, un cierto matiz universal.

El origen de la nomenclatura data, como es de suponerse, de la época de la alquimia: pero la importancia de la misma empieza con Guytón-Morveau, y se desarrollo con Lavoisier, Bertholet,  y Forcroy, quienes a medida que se avanza en el conocimiento íntimo de los cuerpos fundan y perfeccionan una sistemática para nombrarlos.

Nomenclatura de los cuerpos simples.

Los cuerpos simples, que se caracterizan por su condición de irreductibilidad, es decir, de no poder ser descompuestos en substancias más simples, se nombran con una sola palabra que, en general, expresa algunas de sus propiedades. Así ocurre con el hidrógeno (del griego, engendro agua), como el bromo (del griego olor fétido), el cloro (del griego, amarillo verdoso).

En ocasiones, su nombre deriva del país donde fue descubierto. Tenemos entre otros el germanio (de Germania Alemania), y el galio (de Galia, Francia). Otras veces, sobre todo en los cuerpos muy comunes, el lenguaje científico no se aparta del vulgar: hierro, cobre, oro, etc.

Tabla de los elementos.

El número de elementos realmente descubiertos hasta la fecha es de 90. No todos han podido ser estudiados a fondo en sus múltiples características, y muchos de ellos, sobre todo gases raros y substancias radiactivas, apenas si han salido del campo del laboratorio científico. Existen así mismo dos elementos más que no han sido descubiertos, pero a los cuales se les da cabida en la clasificación periódica, que abarca en la actualidad 92 elementos, porque se presuponen algunas de las características que habrán de tener en virtud de deducciones a que permite arribar dicho mismo sistema de clasificación  periódica. Con ellos, como veremos oportunamente, se forman millares de combinaciones.

Metales y no Metales.

La totalidad de los elementos conocidos se ha dividido en dos campos. De un lado están los metales y del otro los que no son metales, o sea los llamados no-metales o  metaloides. Esta clasificación, aunque clásica y muy usada, no es perfecta, porque se da el caso, como luego veremos, de elementos que pueden actuar en ambas agrupaciones, según las circunstancias.

A continuación distinguimos las características de los metales y no-metales, cuyas diferencias explican por qué se los ha clasificado en campos independientes:

Metales.

1. Tienen brillo metálico
2. Son buenos conductores del calor y la electricidad.
3. Son dúctiles y maleables.
4. Combinados con el oxígeno dan compuestos llamados óxidos y estos tratados con el agua, dan compuestos llamados bases o hidróxidos.
5. Con el hidrógeno dan compuestos, en general inestable y sólidos.
6. Tienen carácter electropositivo (en la electrólisis, se depositan en el polo negativo o cátodo).

Metaloides (no-metales)

1. No tienen brillo metálico.
2. Son malos conductores del calor y la electricidad.
3. No son dúctiles y maleables.
4. Combinados con el oxígeno dan compuestos llamados anhídridos, y estos tratados con el agua, dan compuestos llamados ácidos.
5. Con el hidrógeno dan compuestos, en general estables.
6. Tienen carácter electronegativo (en la electrólisis, se depositan en el polo positivo o ánodo).

Sobre el carácter electropositivo que manifiestan los metales y el electronegativo que poseen los no-metales o metaloides, se hablara en electroquímica. En el laboratorio y la industria de hoy se saca gran partido de estas propiedades para fiscalizar algunas reacciones químicas mediante instrumentos eléctricos apropiados.

Estado físico de los elementos a la temperatura y presión normales.

La mayor  parte de los elementos, bajo condiciones normales de temperatura y presión, son sólidos, según puede observarse en la columna e de la tabla I. en efecto, de los elementos conocidos, 77 son sólidos, 2 son líquidos y 11 gaseosos. Sobre el color y otras cualidades de los elementos químicos se hablará al tratarlos en particular.

TABLA III (*)

 

METALES                                             METALOIDES (No Metales)

Aluminio ………………Al                       Antimonio………………………Sb

Bario ……………………Ba                      Arsénico………………………..As

Calcio…………………..Ca                       Azufre………………………….S

Cinc…………………….Zn                       Boro…………………………….B

Cobre……………………Cu                       Bromo………………………….Br

Estaño…………………..Sn                       Carbono…………………………C

Hidrógeno………………H                        Cloro……………………………Cl

Hierro…………………..Fe                        Flúor……………………………F

Magnesio……………….Mg                      Fósforo………………………….P

Manganeso……………..Mn                      Nitrógeno……………………….N

Mercurio………………..Hg                      Oxígeno…………………………O

Níquel…………………..Ni                       Silicio……………………………Si

Oro……………………..Au                       Yodo…………………………….I

Plata……………………Ag

Plomo…………………..Pb

Potasio………………….K

Sodio……………………Na

Tabla de metales y metaloides.

En la tabla III se agrupan los principales elementos que en las reacciones usuales funcionan con carácter metálico y no metálico. Como se verá a su hora, la clasificación no puede ser muy rigurosa, pues hay elementos que de conformidad con las circunstancias  en que se desarrolla la reacción química cambian de función.

Nomenclatura de los cuerpos compuestos.

Estos cuerpos compuestos, como su nombre lo da a entender, están integrados por otros más simples. Casi todos se presentan en ese estado de combinación en la naturaleza, pero lo mismo  podría llegar a ellos  combinados adecuadamente dos o más cuerpos elementales, es decir, dos o más substancias simples de las que figuran en la Tabla I. La nomenclatura se funda de ordinario, precisamente, en esta estructura de origen para otorgar el nombre adecuado a cada cuerpo compuesto.

Tomemos por caso el ácido sulfúrico, ya que es uno de los más usados en el laboratorio y en la industria, como pronto lo verá el estudiante. Podrían muy bien los químicos haberle puesto otro nombre, y este de un solo vocablo, o de dos, o de tres, etc., pero prefirieron ceñirse a un sistema racional de nominación, que es el que estamos estudiando, y le pusieron ácido, porque así se llama genéricamente a estos cuerpos (según se verá oportunamente), y sulfúrico, para que no se confundiera con tantísimos otros ácidos que se diferencian de él. Como se ve, el método de designar los cuerpos compuestos se basa en ponerle vocablos: uno de orden genérico, como “ácido”, que sirve para todos los ácidos habidos y los que pueden descubrirse: el orto de orden específico, como “sulfúrico”, “clorhídrico”, “fosfórico”, etc., que sirve para señalar tan solo a estos ácidos individuales. Si se descubre un nuevo ácido habrá que buscarle un nombre específico, también nuevo.

Existen algunas contradicciones a esta substancia, pero tan solo aparentes. Como caso vulgar pongamos el agua, cuerpo compuesto de hidrógeno y oxígeno que nombramos con una sola palabra. Todo queda aclarado si anticipamos que su nombre científico es protóxido de hidrógeno, donde el genitivo “de hidrógeno” se  cita como especificativo para diferenciar al agua de otros protóxidos.

Clasificación de los cuerpos compuestos.

Los cuerpos compuestos se clasifican por el número de elementos, distintos, que los forman. Llámense binarios, cuaternarios, según sean dos,  tres o cuatro las especies de elementos que los forman.  Cuando pasan de cuatro se designan genéricamente como cuerpos  complejos.

Esta clasificación tiene gran valor práctico, como en seguida veremos, pues sobre ella se basa la nomenclatura ordinaria de los cuerpos compuestos.

Compuestos binarios.

Su nomenclatura varía según la naturaleza de los elementos que los forman, y puede dividirse en tres grupos:

Primer grupo: Combinaciones entre dos metaloides.

Segundo grupo: Combinaciones entre un metaloide y un metal.

Tercer grupo: Combinaciones entre dos metales.

1. Combinación entre dos metaloides.- Estos compuestos se dividen a su vez en dos subgrupos:

a.- aquel en que entra el oxígeno

b.- aquel en que no interviene el oxígeno

5. Compuesto en que entra el oxígeno.- La nomenclatura de estos compuestos se forma con el nombre genérico anhídrido y otro vocablo específico que proviene del nombre del metaloide, distinto del oxígeno, que cambia su terminación por ico. Ejemplo: anhídrido nítrico, N₂O₅.si estos elementos son susceptibles de combinarse en otras proporciones, la terminación ico se reserva para el más oxigenado y el menos oxigenado se le hace terminar en oso. Ejemplo: anhídrido cloroso, Cl₂O₃, y anhídrido clórico, Cl₂O₅.

Cuando se pueden originar más de dos combinaciones oxigenadas de metaloides, se anteponen al término específico los prefijos hipo (del griego, debajo) o per (del griego arriba). El primer prefijo se usa para las combinaciones menos oxigenadas, siendo el valor inferior al de las terminaciones en oso; y el segundo se emplea para los más oxigenados, superando su valor expresivo al de las terminaciones en ico.

Ejemplos: anhídrido hipocloroso…..Cl₂O

Anhídrido cloroso………………….Cl₂O₃

Anhídrido clórico………………….Cl₂O₅

Anhídrido perclórico………………Cl₂O₇

Estos compuestos se llaman anhídridos siempre que por la acción del agua originen un ácido, que corresponde a cuerpos ternarios, caracterizados por tener hidrógeno: en caso contrario, reciben el nombre genérico de óxido. Entre los óxidos también se sigue la regla de las terminaciones en oso e ico para el menos y el más oxigenado, respectivamente. Ejemplos:

óxido nitroso N₂O (menos oxigenado)

óxido nítrico N₂O₂ (más oxigenado)

anhídrido nitroso N₂O₃ (menos oxigenado)

anhídrido nítrico N₂O₅ (más oxigenado)

A.-Compuestos en que no entra el oxígeno.- Estos son menos abundantes y se nombra agregándole la terminación uro al nombre del metaloide que entra más veces en la combinación, el cual figura como nombre genérico. Ejemplo: sulfuro de carbono S₂C; cloruro de azufre Cl₂S.

Si los elementos se combinan en más de una proporción, se antepone al término terminado en uro el prefijo que indica el número de veces que interviene. Ejemplos: tricloruro de fósforo, Cl₃P, y pentacloruro de fosforo Cl₅P.

2. Combinaciones entre un metaloide y un metal.- En este grupo hay que distinguir tres casos:
3. Que el metaloide sea el oxígeno:
4. Que el metaloide no sea el oxígeno:
5. Que contenga hidrógeno funcionando como metal.

B.-El metaloide es el oxígeno.- a estos compuestos se les llama genéricamente óxidos, y el nombre específico es el del metal en caso gramatical genitivo (“de hierro”, “de plata”, etc.), o el nombre del metal adjetivado “férrico”, en vez “de hierro”; “argéntico”, en vez de plata, etc., etc.). así tenemos: óxido de plata u óxido argéntico, Ag₂O; óxido de hierro u óxido férrico, Fe₂O₃. Si el metal da más de una combinación oxigenada, el nombre específico lleva los sufijos oso o ico, usándose, como antes, el primero para el menos oxigenado y el segundo para el más oxigenado. Ejemplos: óxido cuproso, Cu₂O y óxido cúprico, CuO.

A pesar de tener la misma cantidad de oxígeno ambos compuestos, el segundo es el menos oxigenado por tener para cada átomo de cobre un átomo de oxígeno: en cambio, el primero tiene para cada átomo de cobre medio átomo de oxígeno.

También se acostumbra emplear en lugar de las terminaciones oso e ico, los prefijos proto, bi, etc., antepuestos a la palabra genérico óxido. Ejemplos protóxido de bario, BaO, y bióxido de bario, BaO₂. Los prefijos per y sub también son usados en ciertos casos, indicando el primero el compuesto más oxigenado del metal y el segundo el menos oxigenado.

1. El metaloide no es el oxígeno A estos compuestos se les nombra agregándole a la raíz del metaloide el sufijo uro, ejemplos: cloruro de sodio, ClNa; sulfuro de plomo, SPb.

En el caso de que el metaloide entre en más de una proporción, a la raíz de su nombre se le agrega el sufijo oso o ico: en el primer caso si el metaloide entra en menor cantidad, y en el segundo en mayor cantidad. Ejemplo: cloruro ferroso, Cl₂Fe; cloruro férrico, Cl₃Fe. También se acostumbra agregar el prefijo mono, bi, etc., al término finalizado en uro. Ejemplo: monosulfuro de potasio (también llamado sulfuro de potasio) Sk₂; bisulfuro de potasio, S₂K₂.

2. El metal es el hidrógeno.-Si el cuerpo tiene caracteres de ácido, se le agrega al nombre del metaloide el sufijo hídrico, anteponiéndose la palabra ácido. Ejemplos: ácido clorhídrico, ClH: ácido sulfhídrico, SH₂.

Si el cuerpo no tiene carácter ácido, se le agrega el sufijo uro al metaloide. Ejemplos; nitruro de hidrógeno (o sea amoniaco), NH₃: fosfuro de hidrógeno (o sea fosfamina), PH3.

3. Composición entre dos metales.-Estos cuerpos considerados como mezclas o combinaciones, según sea respectivamente el criterio con que se les clasifique y sobre el cual hablaremos más tarde, reciben en general el nombre de aleaciones. Para nombrarlos, a la palabra aleación se proponen los nombres de los metales que la forman. Ejemplos: aleación de cobre y cinc (latón): aleación de cobre y estaño (bronce).

Cuando uno de los metales es el mercurio, se sustituye la palabra aleación por la de amalgama. Ejemplos: amalgama de sodio (compuesto de mercurio y sodio); amalgama de oro (compuesto de mercurio y  oro).

Ejercicios:

Problemas: ¿Cómo se nombrarán los compuestos oxigenados del azufre SO₂ y SO₃ que engendran ácidos?

Solución: Por ser el azufre un metaloide, ambos tendrán por término genérico anhídrido. El primero se llamará anhídrido sulfuroso y el segundo anhídrido sulfúrico, por tener este último mayor cantidad de oxígeno que el primero, por cada átomo de azufre.

Compuestos ternarios.

A estos cuerpos se les nombra también con dos palabras, y para facilitar su nomenclatura se divide en tres grupos.

Primer grupo: Compuestos de función ácida.

Segundo grupo: Compuestos de función básica.

Tercer grupo: Compuestos de función sal.

1. Compuestos de función ácida.- Estos ternarios se llaman ácidos oxácidos, por tener oxígeno, distinguiéndose de los ácidos hidrácidos, que son cuerpos binarios que carecen de él. Su formula general está representada por: AxOyHz, siendo A un metaloide; O, oxígeno: y H, hidrógeno: los subíndices x,y,z indican el número de átomos con que dichos elementos entran en la molécula. Se nombran del mismo modo que los anhídridos (de los cuales provienen por la acción del agua), pero sustituyendo en este caso el término anhídrido por el de ácido. Ejemplos: ácido nítrico NO₃H: ácido nitroso, NO₂H: ácido carbónico, CO₃H₂.
2. Compuestos de función básica.- Estos compuestos llamados base o hidróxidos, son cuerpos que se obtienen por la acción del agua sobre los óxidos. Están formados por un metal. Su fórmula general es  M (OH)n, donde M expresa el metal y n representa el número de átomos de O y de H. se nombran igual que los óxidos de los cuales provienen. Ejemplos: hidrato férrico,  Fe (OH)₃; hidróxido de sodio. Na(OH); hidróxido cuproso, Cu(OH). Las terminaciones oso e ico provienen del óxido que los ha originado.
3. Compuestos de función sal.- Estos cuerpos, llamados sales, se origina por la acción de los ácidos sobre las bases, donde los hidrógenos del ácido son sustituidos por el metal de las bases. Se nombra con el primer nombre que deriva del ácido de donde provienen, substituyendo los términos oso e ico por ito y ato; el segundo nombre depende del metal que ha substituido al hidrógeno del ácido. Ejemplos: nitrito de sodio, NO₂Na; nitrato de sodio, NO₃Na.

Cuando un mismo metal se une con distintas cantidades de resto ácido, , o sea porciones de ácido carente de hidrógeno, el nombre especifico termina en oso o en ico, según que la cantidad del resto ácido sea menor o mayor. Ejemplos: nitrito ferroso (NO₂)₂Fe: nitrito férrico (NO₂)₃Fe.

Compuestos cuaternarios.

Son cuerpos de función sal, que se originan por la sustitución de dos átomos de hidrógeno por dos metales distintos. Para nombrarlos, se interpone entre el nombre genérico y el específico la palabra “doble”. Ejemplo: sulfato doble de potasio y sodio, SO₄KNa.

VALENCIA DE LOS ELEMENTOS.

Concepto de valencia.- examinando las combinaciones químicas, se comprueba cierta regularidad en lo que respecto al número de átomos capaces de combinarse entre sí. Tenemos caso las combinaciones del hidrógeno con otros elementos, tales como el cloro, azufre, nitrógeno y carbono, que dan los siguientes cuerpos compuestos:

 

CLH                                    SH₂                                       NH₃           CH₄

Ácido clorhídrico                 ácido sulfhídrico                        amoniaco                                metano

El hecho de que estos cuatro elementos se combinan con distintos números de átomos de hidrógeno, indica que deben tener distintas capacidades de combinación. A esta propiedad química se la llama brevemente valencia, la cual puede definirse como la capacidad de combinación o saturación que tienen los átomos para el hidrógeno. A esta propiedad también se le designa por cuantivalencia o capacidad de saturación, dinamicidad, etc.

Siendo el átomo de hidrógeno el más simple de todos, se ha tomado como unidad para medir a esta capacidad, clasificándose los átomos, de acuerdo con este criterio, en monovalentes, bivalentes, trivalentes, tetravalentes, pentavalentes, etc., según que el número de átomos hidrógenos capaces de combinarse con ellos sea uno, dos, tres, cuatro, cinco, etc.

En base a esto, las formulas arriba representadas indican que el cloro es monovalente por combinarse con un átomo de hidrógeno: en cambio el azufre es bivalente, el nitrógeno es trivalente, y el carbono tetravalente por combinarse con cuatro átomos de hidrógeno. Así como el cloro, existe una serie de elementos que se combinan con el hidrógeno átomo a átomo; son estos los llamados halógenos; flúor, F; cloro, Cl; bromo, Br; yodo, I, que por las razones ya expuestas reciben el nombre de monovalentes.

Ciertos metales como el sodio, Na, potasio, K, litio, Li, llamados alcalinos, se combinan átomo a átomo con los halógenos, originando las llamadas sales haloideas; fluoruro de sodio, FNa; cloruro de sodio, ClNa; bromuro de sodio, BrNa; yoduro de sodio, INa, etc. Estos metales también reciben el nombre de monovalentes, por combinarse, al igual que el hidrógeno, con un solo átomo de Cl, F, Br, etc. El cual sustituye en sus fórmulas.

El azufre por ser bivalente se combina con dos átomos monovalentes o bien con otro de su misma capacidad. Los metales alcalino-terreo; calcio, CL; bario, Ba; estroncio, Sr, son bivalentes; luego, sus combinaciones con el azufre serán  átomo a átomo, dando sulfuro de calcio, SCa, sulfuro de bario, SBa, etc., pero, cuando estos elementos se combinan con otros que son monovalentes, sus formulas son: cloruro de calcio, Cl₂Ca; cloruro de bario, Cl₂Ba, etc. Se puede resumir diciendo; que los elementos que presentan el mismo número de valencias se saturan entre sí átomo a átomo pero si poseen valencias distintas tendrán que complementar sus diferencias con átomos adicionales de otras moléculas.

Un elemento monovalente se une tan solo a otro monovalente; uno bivalente se une a dos monovalentes o a otro de su misma valencia, y de modo análogo, sí es tetravalente se unirá a cuatro monovalentes y otro trivalente, o a dos mono y uno bivalente, o, por fin, a dos bivalentes.

Si los números de valencia que presentan dos elementos son los que en aritmética se llaman primos entre sí, la combinación  tendrá que efectuarse tomando tantos átomos del primero como valencias tiene el segundo, y de este se tomarán tantos átomos como valencia tenga el primero; así, el óxido férrico tendrá por fórmula Fe₂O₃, por ser el hierro trivalente y el oxígeno bivalente, y el carburo de aluminio se escribirá C₃Al₄, por ser el carbono tetravalente y el aluminio trivalente. Si dos elementos poseen valencias pares tales como el C^IV y el O^II, se procede como en el caso anterior, pero dividiendo luego los índices por el máximo común divisor de ambos. La formula correcta del anhídrido carbónico es CO₂ y no C₂O₄. El conocimiento de la valencia de los distintos elementos es de gran importancia para poder formular e interpretar las combinaciones, por lo cual se aconseja al alumno que procure retener de memoria a su hora, las valencias más  frecuentes que establece la Tabla I en su columna (f).

Representación de las valencias.

Hay varias formas de indicar la valencia. Algunos autores la representan con un número romano colocado arriba y a la  derecha del símbolo:

 

I^-I^I Cl^I, O^II, S^II, NIII, AlIII, CIV, SIV.

 

También se expresa colocando en ese lugar puntos o vírgulas:

 

H´ ó H• O”, u O••, N”’ ó  N•••

 

Pero lo más general, es indicarlo por trazos cortos ubicados en torno al símbolo

 

H—    O=        N—          —C—(falta)

Construcción de fórmulas aplicando la representación de la valencia.

Cuando dos o más elementos se combinan para formar una molécula, las valencias de cada uno de ellos deben quedar  satisfechas, o sea saturadas con las del otro.

Este estado de saturación se representa en lo escrito oponiendo a uno de los elementos el uno u otros y tirando los trazos que corresponda al número de valencias con que se satisfacen  entrambos. Fácil es deducir que en una combinación perfecta no puede quedar valencias insatisfechas, y que, por lo tanto, al representar este estado, no debe quedar ningún trazo libre. Así tendremos:

 

ClH                        H2O                       NH3                       CH4                       F2O3

Ó                             ó                             ó                             ó                             ó

Cl—H                    H                            H                            H                            Fe=O

\                            /                               |                             /

O                         N—H            H— C—H                    O

/                           \                              |                             \

H                           H                            H                           Fe=O

Esta forma de representar las moléculas da en cierto modo una idea de su estructura, al indicar los enlaces de los átomos entre sí. Tiene  su máxima aplicación en Química Orgánica, donde la colocación de los átomos y sus enlaces ayuda a interpretar las propiedades de los cuerpos.

Si bien esta representación dista mucho de expresar fielmente la realidad estructural de la molécula, la aplicación de la misma da una idea aproximada y proporciona servicios de un valor inestimable para conocer el comportamiento químico de las substancias, según veremos en oportunidad.

Variabilidad de la valencia

El valor de la valencia no es una propiedad fija del átomo. Excepto en pocos elementos como el hidrógeno, oxígeno, carbono, etc., que siempre se presentan con la misma capacidad de saturación en sus compuestos, la mayoría de ellos funcionan  con más de un valor.

En los elementos de valencia variable, esta variación esta determinada por cuales sean los elementos concurrentes y las condiciones (humedad, temperatura, presión, presencia de impurezas, etc.) en que se verifica la reacción.

Es en base a esto que hay que considerar las llamadas valencias principales y valencias secundarias; las primeras son aquellas con las cuales se presenta el elemento con mayor frecuencia en las combinaciones y están en relación con la mayor estabilidad del compuesto que forman.

Veamos una serie de ejemplos: el cloro, Cl, es sus combinaciones no hidrogenadas es siempre monovalente, pero en aquellas en que interviene el oxígeno puede ser mono, tripenta, y heptavalente. El azufre, S, es siempre bivalente en su combinación hidrogenada, originando el compuesto llamado ácido sulfhídrico, SH₂, bien conocido por formarse como producto de la descomposición del huevo. En cambio, cuando al quemarse en el aire se combina con el oxigeno se origina en cuerpo llamado anhídrido sulfuroso, SO₂, donde se comporta como tetravalente. En circunstancias especiales, origina el compuesto SO₃, llamado anhídrido sulfúrico, donde se comporta como hexavalente.

El hierro da dos tipos de compuestos en cuanto a su valencia: uno en que se comporta como trivalente, que es su valencia principal, y otros como bivalentes que es su valencia secundaria. El alumno  no debe dejarse impresionar por esta aparente complejidad de la química, pues al progresar en el curso encontrará aplicaciones a numerosas de las dudas que surgen en el comienzo de toda doctrina técnica. En la Tabla I, columna (f), se indican la valencia de los elementos más comunes.

Valencia y afinidad química

Conviene distinguir a estas dos propiedades del átomo que en cierto aspecto parece confundirse. La valencia no es más que una actitud o capacidad de saturación: así los átomos de Cl y Br se combinan con otro de H por presentar por presentar ambos la misma valencia, pero la energía química puesta en juego en ambas combinaciones es muy distinta, dado la diferencia de afinidad que poseen el Cl y Br por el H. La afinidad es la fuerza de unión y se mide por la cantidad de energía libre que puede ser obtenida en el acto de la combinación. Y la energía libre, como en Física, se mide en unidades de trabajo mecánico, según se indicará  en capítulos próximos. Al combinarse el Cl y el H. cada molécula que se forma desprende 22 Calorías, y al combinarse el Br y el H se liberan 8,6 Calorías (energía total en este caso).

El hecho de que dos átomos se combinen  con varias valencias no implica que entre ellos exista más afinidad que entre otros que se combinan con un número menor. Por ejemplo, en la combinación de H y O para formar agua, H2O se desprenden 58,2 Calorías, y en la formación del amoniaco, NH3, 11 Calorías, a pesar de que el nitrógeno posee mayor capacidad de saturación que el oxígeno. Después de esto, comprenderán que valencia y afinidad son dos propiedades distintas que exhiben los átomos, no existiendo entre ellas, por lo menos a la luz del conocimiento actual, una relación determinada.

Noción de radical.

En química se llama radical a toda molécula incompleta o agrupación atómica, capaz de conservarse inalterada a través de varias reacciones químicas. Los radicales  tienen una valencia  o capacidad de saturación que les permite comportarse químicamente como si fueran elementos. Así la molécula de agua, que puede escribirse H—O—H, pierde un hidrógeno, H, queda transformada en un radical llamado oxhidrilo o hidroxilo, que los radicales OH—, cuya valencia libre tiende a saturarse, pues los radicales  no pueden prácticamente existir en libertad.

También es usual llamar radicales a los átomos ionizados de los elementos químicos.

División de los radicales.

Los radicales se dividen y simples y compuestos

Se llaman radicales simples.

A los elementos químicos cuando se encuentran disgregados al estado iónico.

Radicales compuestos.

Son las moléculas incompletas formadas por átomos de  distintos elementos.

Como ejemplo típico de radical simple puede citarse al hidrógeno en estado naciente, sobre el cual nos extenderemos en su oportunidad.

Los radicales pueden dividirse  también en reales e hipotéticos:

• Son radicales reales los que pueden existir en estado de libertad, tal como ocurre con el llamado carbonilo, CO=.
• Radicales hipotéticos son aquellos que tan solo pueden existir en estado de combinación, según ocurre con el radical oxhidrilo, OH—, que se compone de un átomo de oxígeno y uno de hidrógeno.

Nomenclatura de los radicales.

Sobre la teoría de los grupos radicales se hablara más extensamente al tratar de las disoluciones y combinaciones químicas. Por ahora basta anticipar que los radicales se nombran con un solo vocablo, derivado del nombre del elemento principal que los integra.

Así al  grupo CO=, que contiene carbono y funciona como radical, se le llama radical carbonilo.  En general, todos los radicales terminan en ilo, excepto algunos en que interviene el hidrógeno y que se hacen declinar en nio  ó ido; por ejemplo amonio, NH₄—; amido, NH₂—, los principales radicales son:

 

OH—     (oxhidrilo)             NH₂                       (amido)

NH4—   (amonio)               PH₄                       (fosfonio)

NO—     (nitrosilo)              PO—                      (fosforilo)

NO2       (nitrilo)                  AsO—                   (arsenilo)

SO—      (tionilo)                 SO₂—                   (sulfurilo)

SH—      (sulfhidrilo)           COOH—               (carboxilo)

CN—     (sianógeno)          BiO—                    (bismutilo)

CO=       (carbonilo)            FeO—                    (ferrilo)

SbO—    (antimonilo)         CrO₂=                    cromilo)

BO—     (borilo)

 

DIVERSAS CLASIFICACIONES DE LOS ELEMENTOS

NECESIDAD DE LA CLASIFICACIÓN.

Una de las finalidades de la investigación científica es la llegar a establecer en que se parecen y en que se diferencian los elementos o fenómenos con que trata. Esto obliga a observarlos  según ciertos aspectos predeterminados, y con los medios aparentes.

Es un hecho vulgar que si tomamos dos libros de una misma colección y los juzgamos de acuerdo a su tamaño, podremos decir: “son iguales”; pero si los analizamos por el tema que estudian, acaso tengamos que decir: “éste habla de Geometría” y “éste otro de Química”. Ambos se identifican en el tamaño y se diferencian en su contenido intelectual.

¿Qué hemos hecho para establecer estas igualdades y discrepancias? Sencillamente hemos comparado los libros primero según el  tamaño (eran iguales), y luego conforme a su doctrina (uno era de Geometría y el otro de Química).

A esta comparación de las cosas para agruparlas según una determinada manera de ver o de medir, o sea de estimar o de juzgar, se le llama clasificación. Surge de aquí que habrá tantas clasificaciones posibles como criterios de comparación o de juicio aceptables haya. Es lo que ocurre en Química como ahora veremos.

Primera clasificación metódica.

El primer ensayo de agrupación de los elementos químicos, llevada a cabo con la intención científica de poder ordenarlos a favor de ciertas semejanzas que presentan, se debe a Dovereiner, y se remonta al año 1829. Este químico había observado que los elementos podían agruparse de a tres, o sea, en triadas, conforme con sus analogías físicas y químicas. Algunas de estas triadas serían: Li, Na, K, Ca, Sr, Cl, Br, I: las cuales participan de semejanzas que luego se estudiarían. Aun que elemental, el valor de esta agrupación  no es solamente histórica, si no también básica para las clasificaciones que se desarrollaron posteriormente.

Clasificación de thénard.

Es una clasificación de los elementos metálicos y se funda en el grado de afinidad que estos tienen para con el oxígeno; y en la temperatura a que descomponen el agua. Esta clasificación, modificada en parte por los científicos posteriores a Thénard, puede desarrollarse de la manera siguiente:

Metales comunes:                  1) Descompone el agua a la     Li, Na, K

(Se oxidan (*) en el                  temperatura ordinaria.            Ca, Ba, Sr.

Aire a las temperaturas          2) Descomponen el agua           Mg, Mn, Al.

Ordinarias. Sus óxidos               hacia a los 100°C.

No se descomponen               3) Descomponen el agua al        Fe, Ni, Co

Por el calor)                                rojo oscuro                             Zn, Cr, Cd, V.

 

4) Descomponen el agua al       As, Sb, Sn,

Rojo vivo y se solubilizan     Mo, Ti, V.

En los álcalis a los 100°C

5) Descomponen el agua con

Mucha dificultad                   Cu, Pb, Bi.

 

 

Metales nobles: (no sé               6) Se oxidan a temperaturas

Oxidan a la temperatura                 poco elevadas.                     Hg.

Ordinaria.

Sus óxidos se descomponen       7) No se oxidan a ninguna

Por el calor)                                    temperatura.                          Pt, Au, Ag.

 

(*)Al hecho de combinarse químicamente un metal con el oxígeno se le llama oxidación.

Clasificación de Dumas

Este celebre químico y botánico francés (1800-1894), clasifico a los cuerpos no metales o metaloides agrupándolos en cinco familias, de acuerdo con las analogías químicas que presentan entre sí y la que ofrecen correlativamente los compuestos que estos cuerpos forman. Con el hidrógeno constituyen los compuestos una familia aparte, porque sus caracteres químicos les dan cierto aspecto metálico.

 

1ª Familia (la de los Halogenoideos)  F, Cl, Br, I.  etc.

2ª Familia (la de los Anfigenoideos)  O, S, Se, Te. Etc.

3ª Familia (la de los Nitrogenoideos) N, P, As.

4ª Familia (la de los carbonoideos)    C, Si, B.

5ª Familia (único ejemplar el hidró-

Geno)                                    H.

El merito de esta clasificación consiste en la gran analogía que tiene con las agrupaciones modernas basadas en la  valencia, salvo la colocación del boro, que es trivalente y se halla agrupado con el carbono y el silicio, que son tetravalentes.

Ya se irá viendo que la clasificación de Dumas, modificada y amplificada, es muy útil para los fines prácticos de la química común. En efecto, los principales cuerpos  químicos suelen estudiarse asociados por familias, subdivididas a su vez en grupos.

Clasificación de Newlands.

El químico ingles Newlands descubrió en 1863, al ordenar los elementos hasta entonces en orden creciente con sus pesos atómicos, que a partir de uno cualquiera de ellos, prescindiendo del hidrógeno (peso atómico 1,008), el octavo siguiente tenia propiedades químicas muy semejantes, análogamente  a lo que ocurre con los octavos del pentagrama musical. A estas relaciones se las llamó octavas de Newlands.

A partir del cloro, Newlands encontró dificultades para ordenar sistemáticamente los elementos, dificultad que fue salvada años más tarde por Lothar Mayer y Mendelejeff, investigadores alemán el primero y ruso el segundo, que trabajaron separadamente.

Clasificación de Mendelejeff. Tabla periódica.

Hasta 1869 no se conocían otras clasificaciones importantes de los elementos químicos que las que hemos mencionado. Debemos agregar que tampoco se sabía de la existencia de muchos de los elementos químicos  que hoy conocemos. Pero la hipótesis de Avogadro había permitido determinar poco tiempo antes el peso que tenia cada átomo de la mayoría de los distintos elementos hasta entonces conocido, por comparación con el hidrógeno, que tomaba como unidad. Era evidente, pues, que cada elemento químico manifestaba un peso propio y distinto de los demás elementos, y los investigadores Lothar Meyer, por una parte, y a Mendelejeff, por otra, se les ocurrió sacar entonces partido de esta diferencias de peso para intentar una clasificación metódica y científica.

Mendelejeff ordenó los distintos pesos atómicos encontrados para los diversos elementos en una serie creciente, comenzando por el de valor menor que seguía al del hidrógeno.

Obtuvo como consecuencia esta ordenación:

6,94: 9,02: 10,82: 12,01: 14,008: 16,00: 19,00: 23,00: 24,32: 26,97: 28,06: 31,02: 32,06: 35,46: etc. A estos pesos atómicos (aproximadamente) correspondían los elementos siguientes, según podrá observar el estudiante en la tabla IV:

 

Li, Be, B, C, N, O, F, Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl, etc.

Observando esta sucesión de elementos así clasificada, vemos que existe algunas coincidencias, que también advirtió Mendelejeff , coincidencias que por repetirse periódicamente han hecho que a esta clasificación se la llame periódica. En efecto si se comparan las propiedades químicas de los elementos anotados se advierte que el litio, Li: se parece mucho al sodio, Na: el berilio, Be, al magnesio, Mg: el boro, B, al aluminio, Al: y el fluor, F, al cloro, Cl, etc.: y que estas propiedades análogas se manifiestan a intervalos de ocho elementos. Por lo tanto si dichos cuerpos químicos se disponen en dos columnas:

Li – Be – B – C – N –  O – F

Na – Mg – Al – Si – P – S – Cl

 

El litio y el sodio, primero y octavo de la serie anterior, que guardan estrecha y mutua relación química, se encontraran ahora en una misma columna vertical, y análoga cosa ocurrirá entre el berilo y el magnesio, el  boro y el aluminio, el carbono y el silicio, el nitrógeno y el fósforo, el oxígeno y el azufre, y el flúor y el cloro. Siguiendo el análisis respecto a los elementos restantes hasta el 92 de la serie, y generalizando, se llega a la siguiente ley empírica: las propiedades químicas de los elementos son funciones periódicas de sus pesos atómicos.

La actual tabla periódica (ver Tabla IV), fundada en lo anterior, permite conservar reunidos en series horizontales a los elementos que participan de cierta gradación periódica en varias de sus propiedades, y en series verticales a los elementos que corresponden a una misma familia o grupo químico. Vemos así que la función  metálica, también llamada electroafinidad positiva, bien manifiesta en el litio, va disminuyendo hacia al flúor, es decir, que decrece a medida que aumenta el peso atómico. Esta propiedad se repite en cada serie horizontal en el mismo sentido. La función metaloide, o sea la electroafinidad negativa, se inicia débilmente en el boro y llega a su máximo en el flúor. De manera parecida se repite en las demás series horizontales.

Observando ahora las series verticales, se nota que los elementos del primer grupo, subgrupo A (Li, Na, K) pertenecen a la familia de los metales alcalinos. Los del segundo grupo, subgrupo A, (Ca, Sr, Ba) corresponde a la familia de los metales alcalinos térreos. La familia de los halógenos está integrada, por los elementos del séptimo grupo vertical, subgrupo B, (F, Cl, Br, I): etc.

También existe periodicidad respecto de la valencia. Así tenemos que en las combinaciones hidrogenadas va creciendo la valencia desde el litio al carbono, para de crecer desde este elemento hasta el flúor. Véase al efecto la hilera horizontal titulada hidruros superiores en la Tabla IV, donde el hidrógeno aumenta de subíndice desde el grupo I al IV, para decrecer desde éste al último grupo VII. En las combinaciones oxigenadas la valencia crece, en cambio, desde el litio al flúor, sin presentar transición brusca alguna es el carbono. Véase el efecto la hilera horizontal titulada Óxidos Superiores en la misma Tabla, donde el oxígeno aumenta de subíndice desde el grupo I al VII, sin experimentar caída alguna al pasar por el grupo IV. Hay que entender bien estas leyes combinatorias cuando nos detengamos a estudiar las combinaciones químicas.

Respecto de otras características muy útiles que ofrecen la clasificación de Mendelejeff y las diversas tablas que modernamente se basan en ella, hablaremos en su oportunidad. En ese sentido nos detendremos expresamente a considerar la clasificación regida por el número de orden, que es la que en la actualidad responde mejor a los progresos e hipótesis de la química y de la físico-química (leyes de Moseley y de Rydberg).

En virtud del número de orden (o sea del número de cargas nucleares o número de electrones que tiene cada elemento), los elementos del sistema periódico van numerados consecutivamente desde a 1 a 92. El primero es el hidrógeno, H, y el último el uranio, U. los elementos cuyo número de orden vendría a ser el 85 y el 87 no han sido descubiertos todavía. En la Tabla IV, el número de orden va en tipo de imprenta llamado negrita, para distinguirlo de peso atómico, que vanen tipo común.