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Clases del Curso de Química Inorgánica 
 
Tema 1 Modelo Cuántico del Átomo 
La Ecuación de Schrödinger aplica la mecánica cuántica para describir los estados de energía que 
un electrón puede ocupar dentro de un átomo polielectrónico, la matemática requerida para 
solucionar la ecuación es sofisticada porque se trata de una ecuación diferencial: 
( ) 08
2
2
2
2
2
2
2
2
=Ψ−+Ψ





∂
∂
+
∂
∂
+
∂
∂
VE
h
m
zyx
π
 
Donde E = energía total, y V = energía potencial del electrón. Ψ es la función de onda del electrón . 
En un átomo polielectrónico cada electrón tiene una función de onda diferente. Por ejemplo, 
θ
π
cos)2/(
0
2/3
0
2
0
11
24
1 rar
s e
aa
−

















=Ψ 
Consecuencias de la función de onda 
La función de onda del electrón depende de 4 números cuánticos, cuya existencia permite explicar 
las complejas características espectrales de un átomo. Son los siguientes: 
Número cuántico principal, n: es el que determina la energía del electrón. En realidad es el mayor 
factor de contribución ya que los otros números cuánticos también efectúan una muy pequeña 
contribución a la energía del electrón. Los valores que puede asumir son, 
n = 1, 2, 3, 4,..,∞ 
Número cuántico orbital, l: es el que determina el momento angular orbital del electrón (es un 
términos de energía) y describe la forma del orbital. Los valores que puede asumir son, 
l = 0, 1, 2, 3, …, n – 1 
Como se ve, l no puede asumir el valor ∞, su máximo valor es n – 1. 
Cada valor de l describe un tipo particular de orbital que puede ser ocupado por el electrón (el 
orbital es algo similar, pero más sofisticado, a las órbitas del modelo de Bohr) 
 l = 0 → orbital s 
 l = 1 → orbital p 
 l = 2 → orbital d 
 l = 3 → orbital f 
 l = 4 → orbital g 
 etc. 
 
Cada orbital tiene una forma característica. Las formas de los orbitales se obtienen graficando sus 
funciones de onda versus r (distancia respecto al núcleo): 
 
 
 
Figura 1. Formas de los tres orbitales de tipo p que existen. 
El momento angular orbital del electrón hace una pequeña contribución a su energía total. 
Numero cuántico magnético, ml: es aquél que determina las diferentes orientaciones espaciales que 
un tipo de orbital (sea éste s, p , d, f, etc) puede tener. Los valores que puede asumir dependen del 
valor de l, ml = -l, -l+1, ......,0, 1, .....,l 
Ejemplo: si l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2. Esto significa que los orbitales de tipo d tienen cinco diferentes 
orientaciones espaciales, en otra palabras, hay cinco diferentes orbitales d. 
 
Figura 2. Formas de los 5 orbitales de tipo d que existen. 
Cuando l = 0, ml = 0 por tanto hay un solo orbital de tipo s 
Cuando l = 1, ml = -1, 0, 1 por tanto hay tres orbitales de tipo p 
Cuando l = 2, ml = -2, -1, 0, 1, 2, por tanto hay cinco orbitales de tipo 
Número cuántico de spin, ms: determina el sentido de rotación intrínseca (spin) del electrón. Existen 
dos posibilidades de rotación intrínseca del electrón , en sentido de las manecillas del reloj, o en 
contra del sentido de las manecillas del reloj. Por esto ms sólo puede asumir uno de dos valores 
posibles; 
ms = + ½ ó ms = - ½ 
Estos dos estados de spin tienen la misma energía en ausencia de un campo magnético. 
Los cuatro números cuánticos permiten describir completamente la naturaleza del átomo. La base 
de la teoría de Schrödinger son los orbitales (algo diferente a las órbitas de Bohr), los cuales refinan 
el modelo de Bohr, ya que existen más posibilidades de transición entre los diferentes orbitales. 
Los átomos se organizan en niveles, subcapas, y orbitales de la siguiente manera, 
 
 
Figura 3. Niveles, subcapas, y orbitales del átomo de hidrógeno 
La ecuación de Schrödinger tienen soluciones exactas para el átomo de hidrógeno solamente, para 
átomos más grandes se usan aproximaciones matemáticas que proporcionan resultados muy 
exactos. 
Corolarios 
Principio de exclusión de Pauli: en un átomo dado, no pueden existir dos electrones con valores 
iguales de sus 4 números cuánticos. La consecuencia de este principio es que el número máximo de 
electrones que pueden ocupar un orbital es dos, y en este caso, los dos electrones deben tener spin 
opuesto. 
Ejemplo: El Neón posee 10 electrones, los números cuánticos que pueden asumir cada uno de ellos 
son como sigue, 
n 1 1 2 2 2 2 2 2 2 2 
l 0 0 0 0 1 1 1 1 1 1 
ml 0 0 0 0 -1 -1 0 0 1 1 
ms +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ +½ -½ 
 
 1s 2s 2p 
 
El principio de incertidumbre de Heisemberg establece que no es prácticamente imposible ubicar la 
posición exacta de un electrón en un átomo, lo que se puede determinar es una región del espacio 
donde existe una alta probabilidad de encontrarlo, y ésta es el orbital. Para determinar la posición 
más probable del electrón se usa el cuadrado del módulo de la función de onda Ψ2, que se 
denomina función de densidad de probabilidad del electrón. 
Configuraciones electrónicas de los elementos 
De acuerdo con el principio de Pauli cada electrón de un átomo posee su propio conjunto de 
números cuánticos. Una lista de los electrones ubicados en los orbitales en orden creciente de 
energía se llama la configuración electrónica de un átomo. Ejemplos, 
Boro (Z = 5): 1s22s22p1 
 
 
 
Carbono (Z = 6): 1s22s22p2 
 
Existen varias posibilidades para ubicar el sexto electrón. En este caso se debe aplicar la regla de 
Hund para obtener la configuración más estable. 
 
 
 
Entonces se concluye que existen varias configuraciones posibles para el átomo de carbono siendo 
(a) la más estable. 
 
Neón (Z = 10) 1s22s22p6 
 
A medida que aumenta la energía, los niveles electrónicos y los diferentes orbitales se vuelven cada 
vez más próximos y eventualmente se superponen. Esto se observa por primera vez con los niveles 
n = 3 y n = 4. Resulta que los orbitales 3d y 4s son prácticamente equivalentes en energía y por esto 
generalmente se llena primero el 4s antes que el 3d. En efecto, el orbital 3d tiene mayor energía que 
el orbital 4s en átomos neutros en fase gaseosa. 
 
Carga �uclear Efectiva en Átomos Polielectrónicos: Reglas de Slater 
En un átomo polielectrónico cada electrón siente una carga nuclear diferente, llamada carga 
nuclear efectiva, Z*, que es igual a: SZZ −=* , donde S es el factor de apantallamiento del 
electrón, el cual depende del número de electrones que se interponen entre el núcleo y el electrón 
considerado. Slater propuso un conjunto de reglas empíricas para calcular Z+ que son las 
siguientes: 
Para calcular el factor de apantallamiento de un electrón en un orbital ( )npns, 
1. Escriba la configuración electrónica del elemento en el siguiente arreglo: 
 ( )( )( )( )( )( )( )( )psfdpsdpspss 5,5444,433,32,21 ,etc. 
2. Los electrones de cualquier grupo a la derecha del grupo ( )npns, no contribuyen al factor de 
apantallamiento. 
3. El resto de electrones del grupo ( )npns, apantallan al electrón en 0.35 cada uno 
4. Todos los electrones de los grupos con número cuántico 1−n apantallan al electrón analizado en 
0.85 cada uno. 
5. Todos los electrones de grupos más interiores apantallan al electrón analizado en 1.0 cada uno. 
Cuando el electrón que está siendo apantallado pertenece a un grupo nd o nf , las reglas 2 y 3 son 
las mismas pero las reglas 4 y 5 se reemplazan por la siguiente: Todos los electrones de grupos que 
se ubican a la izquierda del grupo nd o nf apantallan al electrón analizado en 1.0 cada uno. 
Ejemplos: 
1. Calcule la carga nuclear efectiva, Z*, para un electrón 3d del átomo de Cromo 
Solución 
El átomo de Cr tiene Z = 24, y una configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s13d5. Por tanto, sus 
electrones se distribuyen en los grupos de apantallamiento así, 
(1s)
2
(2s2p)
8
(3s3p)
8
(3d)
5
(4s4p)
1 
 ( ) ( )[ ]
6.4
0.11835.0424
*
3
*
3
*
3
=
×+×−=−=
d
d
d
Z
Z
SZZ
 
2. Calcule la carga nuclear efectiva, Z*, para un electrón 3s del átomo de Hierro 
El átomo de Fe tiene Z = 26 y una configuración electrónica 1s22s22p63s23p64s2 3d6. Por tanto, sus 
electrones se distribuyen en los grupos de apantallamiento así, 
 (1s)2(2s2p)8(3s3p)8(3d)6(4s4p)2 
 ( ) ( )( )[ ]
75.14
0.1285.0835.0726
*
3
*
3
*
3
=
××+×−=
−=
d
s
s
Z
Z
SZZ
 
Energía de un electrón en un átomo polielectrónico 
Una vez calculado Z*, la energía de un electrón se obtiene así: 
( )
2
2*
6.13
n
Z
eVEn ×−= donde n = 1, 2, 3, …, ∞ 
Energía de Ionización 
Cuando el electrón de un átomo polielectrónico es promovido desde un orbital caracterizado por el 
número cuántico principal n a un orbital con n = ∞, ocurre la ionización. La energía requerida para 
este proceso es: 
( )
2
2*
6.13
n
Z
eVEionización ×+= 
En una fila (período) dada de la tabla periódica la energía de ionización crece de izquierda a 
derecha. En una columna (grupo) dado de la tabla periódica la energía de ionización crece de abajo 
hacia arriba. 
EJERCICIOS: 
• ¿Cuántos orbitales son posibles para la capa n = 4?, Haga una lista de estos orbitales 
• Escriba las configuraciones de los átomos libres de los siguientes elementos en estado basal: B, N, 
Mg, V, As. 
• Escriba las configuraciones de los átomos libres de los siguientes iones. Determine el número de 
electrones no aparejados en su estado basal: Ti3+, Mn2+, C2+, Pd2+ 
• Usando las reglas de Slater calcule Z* para los siguientes electrones: 
a) Un electrón 3p del P 
b) Un electrón 4s del Co 
c) Un electrón 3d del Mn 
d) Un electrón de valencia del Mg 
• Calcule (a) la energía y (b) la energía de ionización de cada uno de los electrones del ejercicio 
anterior. 
• Cual tiene la primera energía de ionización más alta: 
Li o Cs? F o Br? Sc o Cu?, Cu o Pt? 
 
 
Figura 4. Representación para determinar el orden de llenado de los orbitales (aproximado) 
 
TRABAJO E� CLASE: Forme grupos de 3 personas y resuelva los siguientes ejercicios: 
1. Cuantos electrones pueden ocupar las siguientes subcapas: (a) 3p (b) 4d (c) 6h. Escriba las 
diferentes combinaciones de números cuánticos para los electrones de cada literal 
2. Cuantas y cuales subcapas se encuentran en el nivel n = 7 de un átomo, cuantos orbitales y cuantos 
electrones podría acomodar en este nivel?. 
3. Calcule la carga nuclear efectiva (Z*) y la energía de ionización de (a) un electrón 3s del Níquel (Z 
= 28), (b) Un electrón 3d del Selenio (Z = 34), (c) Un electrón 2p del Cloro (Z = 17) 
4. Ordene de manera creciente los siguientes elementos de acuerdo a su 1ra energía de ionización (de 
menor a mayor): Ag F Ti Cs Al Na 
 
Tema 2: Propiedades Periódicas de los Elementos 
 
La Tabla Periódica de los elementos es una representación gráfica de las reglas de estructura 
atómica. 
 
Clasificación de los grupos de la tabla periódica: 
� Elementos del bloque “s”: metales alcalinos y alcalino térreos (columnas 1 y 2), llamados 
también “metales ligeros”. Tienen configuración electrónica ns 1 y ns 2. 
� Elementos del bloque “d”: metales de transición (columnas 3 – 12), tienen configuraciones 
electrónicas que van desde nd 1 a nd 10. 
� Elementos del bloque “f”: lantánidos y actínidos. Su estado de oxidación más común es +3. 
� Elementos del bloque “p”: no metales, metales de post-transición, y metaloides (columnas 
13 – 18), compuesto de 6 familias con configuraciones electrónicas que van desde ns 2np 1 
a ns 2np 6. 
Carga nuclear efectiva, Z*, crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período, y es 
prácticamente constante a lo largo de una columna. 
 Radio atómico (tamaño del átomo) 
1. Crece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica ya que 
es proporcional a n. 
2. Decrece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica, ya 
que es inversamente proporcional a Z*. 
Energía de ionización (EI) 
( )
eV
n
Z
EI 6.13
2
2*
×= 
1. Decrece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica ya 
que es inversamente proporcional a n 2. 
2. Crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica, ya 
que es directamente proporcional a (Z*) 2. 
Afinidad electrónica (AE): energía liberada cuando un electrón es agregado a la capa de valencia 
de un átomo. 
1. Decrece al moverse de arriba hacia abajo en un grupo (columna) de la tabla periódica 
2. Crece al moverse de izquierda a derecha sobre un período (fila) de la tabla periódica. 
La siguiente figura resume las tendencias de variación de las propiedades periódicas más 
importantes. 
 
Ejercicios: 
� Determine el máximo número de electrones que puede existir en una capa n = 5 
completamente llena. De 4 posibles números cuánticos para un electrón 5f. 
� Escriba las configuraciones electrónicas para los átomos libres de los siguientes elementos. 
Determine el número de electrones no aparejados en su estado basal: B, N, Mg, V, As, 
Lu 
� Escriba las configuraciones electrónicas de los siguientes iones. Determine el número de 
electrones no aparejados en su estado basal: Ti +3, Mn +2, Cu +2, Pd +2, Gd +3 
� Usando las reglas de Slater, calcule Z* para los siguiente electrones: 
a) Un electrón 3p del Polonio 
b) Un electrón 4s del Cobalto 
c) Un electrón 3d del Manganeso 
d) Un electrón de valencia del Magnesio 
� Cual tiene la mayor energía de ionización? 
 Li ó Cs? F ó Br? Sc ó Cu? Cu ó Pt? 
� Cual es más grande? 
K ó Cs? Cl ó Br? Ca ó Zn? Cs ó Fr? 
� Calcule la primera, segunda y tercera energías de ionización del Litio. 
� Cual tiene la mayor afinidad electrónica? 
Li ó Cs? Li ó F? Cs ó F? F ó Cl? Cl ó Br? O ó S? 
 S ó Se? 
Tema 3: Propiedades Químicas de los Elementos Representativos 
Antes de estudiar las propiedades químicas de cada uno de los 8 grupos que constituyen los 
elementos representativos se deben revisar ciertas tendencias: 
• Se dice que los elementos de un mismo grupo (columna) tienen propiedades químicas 
similares porque tienen configuraciones electrónicas externas semejantes. Esta afirmación 
es correcta en términos generales, pero no se cumple para el primer elemento de cada grupo 
(el del segundo período). Por ej. el litio difiere en algunas propiedades con respecto al resto 
de metales alcalinos; el berilio también tiene un comportamiento diferente respecto al resto 
de metales alcalino – térreos. 
• Otra tendencia de comportamiento químico de los elementos representativos se conoce 
como relaciones diagonales. Estas se refieren a semejanzas existentes entre parejas de 
elementos de distintos grupos y períodos de la tabla periódica. Por ej. el Li, Be y B se 
asemejan a los elementos ubicados diagonalmente debajo de ellos en la tabla 
 
A continuación se revisan las propiedades químicas de los elementos representativos y los gases 
nobles. 
Hidrógeno (1s1) 
No hay una posición adecuada para el hidrógeno en la tabla periódica. Tradicionalmente se lo ubica 
en el grupo IA, pero este elemento es un grupo por si mismo. Posee un solo electrón de valencia y 
cuando lo cede forma un ión monopositivo (H+). Pero también puede formar el ión hidruro (H−) en 
compuestos iónicos como NaH y CaH2. Estos hidruros iónicos reaccionan con agua para producir 
H2 gaseoso y el hidróxido metálico respectivo, Ej. 
)(2)()()(2)( 2222 gHsOHCalOHsCaH +→+ 
El compuesto más importante en que participa el hidrógeno es el agua, la cual se forma cuando se 
quema hidrógeno en el aire: 
)()()( 222
1
2 lOHgOgH →+ 
Grupo 1A (ns1) 
Estos son los metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs). Tienen baja energía de ionización y por eso 
tienden a ceder fácilmente su único electrón de valencia. En la mayoría de compuestos forman 
cationes de carga +1. Todos reaccionan con agua para producir H2 gaseoso y el hidróxido metálico 
respectivo, Ej. 
)()(2)(2)(2 22 gHsKOHlOHsK +→+ 
Cuando se exponen al aire se combinan con el oxígenode éste y forman óxidos, ej. 
)()()(2 222
1 sOLigOsLi →+ 
Todos los metales alcalinos forman óxidos (que contienen el ión 2−O ) , y también peróxidos (que 
contienen el ión 22
−O ). Ej. de un peróxido es: 
)()()(2 222 sO1agOs1a →+ 
K, Rb y Cs también forman superóxidos (que contienen el ión −2O ). Ej. 
)()()( 22 sKOgOsK →+ 
Cuando un metal alcalino reacciona con oxígeno es más común que se forme el óxido respectivo. 
Grupo 2A (ns2) 
Estos son los metales alcalino – térreos (Be, Mg, Ca, Sr y Ba). Son menos reactivos que los metales 
alcalinos. Tienen tendencia a formar cationes de carga +2 (aunque el Be es la excepción y sólo 
forma enlaces covalentes en los compuestos en los que participa). La reactividad de los alcalino – 
térreos con el agua varía de modo considerable; así el Be no reacciona con agua, el Mg reacciona 
lentamente con vapor de agua, el Ca, Sr, y Ba si reaccionan con agua fría: 
( ) )()()(2)( 222 gHacOHSrlOHsSr +→+ 
El Mg, Ca, Sr, y Ba reaccionan con disoluciones acuosas de ácidos fuertes para formar la sal 
respectiva y liberar hidrógeno, ej 
)()()(2)( 22 gHacMgClacHClsMg +→+ 
Grupo 3A (ns2np1) 
Los elementos de este grupo son B, Al. Ga, In y Tl. El boro es un no metal y el resto son metales. El 
boro no forma compuesto iónicos y no reacciona con agua u oxígeno. El Aluminio reacciona con 
oxígeno para formar el óxido respectivo, 
)()()(2 3222
3 sOAlgOsAl →+ 
El aluminio sólo forma cationes Al3+. También reacciona con una disolución acuosa de HCl, 
)()()(3)( 22
3
3 gHacAlClacHClsAl +→+ 
Los demás metales de este grupo forman cationes monopositivos y tripositivos siendo los más 
estables los monopositivos. 
Grupo 4A (ns2np2) 
El C, Si, Ge, Sn, Pb integran este grupo. El carbono es un no metal, silicio y germanio son 
metaloides, estaño y plomo son metales. Estos últimos no reaccionan con agua pero sí con 
disoluciones acuosas de ácidos para liberar H2 gaseoso: 
( ) )()(2)( 22 gHacPbClacHClsPb +→+ 
Los elementos del grupo 4A forman compuestos en los que actúan con estados de oxidación +2 y 
+4. Para C y Si el estado de oxidación +4 es el más estable. Ej, CO2 es más estable que CO. En 
cambio en el Sn el estado de oxidación +4 es sólo ligeramente más estable que el +2 (casi a la par). 
En el plomo el estado de oxidación +2 es indudablemente el más estable. 
Grupo 5A (ns2np3) 
El N, P, As, Sb y Bi integran este grupo. N y P son no metales, As y Sb son metaloides y Bi es un 
metal. El nitrógeno existe en forma natural como moléculas gaseosas de N2, forma una variedad de 
óxidos. 
Oxidos del Nitrógeno 
NO, NO2, N2O, N2O4, 
N2O5 
El N tiende a aceptar 3 electrones para formar el ión nitruro N3-, y forma nitruros con metales, éstos 
son compuestos iónicos ej, Li3N y Mg3N2. El fósforo existe como moléculas de P4. Forma dos 
óxidos, P4O10 y P4O6. Los ácidos oxácidos del N y P son compuestos importantes, se forman cuando 
los siguientes óxidos reaccionan con agua: 
432104
3252
4
2
POHOHOP
H1OOHO1
→+
→+
 
 Grupo 6A (ns2np4) 
El O, S, Se, Te, Po integran el grupo. Los tres primeros son no metales y los siguientes metaloides. 
El oxígeno existe como moléculas de O2 y el S y Se como S8 y Se8 respectivamente. El polonio es 
radioactivo, por tanto muy difícil de estudiar. El oxígeno tiende a aceptar dos electrones y formar el 
ión óxido, O2-. S, Se y Te también forman aniones con carga -2. Los compuestos importantes del 
azufre son el SO2, SO3 y H2S. El ácido sulfúrico se forma por reacción del SO3 con agua: 
)()()( 4223 acSOHlOHgSO →+ 
Grupo 7A (ns2np5) 
Todos los halógenos son no metales que existen como moléculas biatómicas. Tienen una alta 
reactividad. Así el F2 
reacciona con agua para generar oxígeno: 
)()(2)()( 22
1
22 gOacHFlOHgF +→+ 
Los halógenos tienen altas energías de ionización y grandes afinidades electrónicas. Los halógenos 
forman aniones con carga -1 llamados halogenuros. Estos se combinan con cationes de los metales 
alcalino o alcalino – terreos y forman sales iónicas. Los halógenos también reaccionan entres sí con 
otros no metales para formar compuestos covalente (ej. NF3, PF5, ICl3). 
Los halógenos reaccionan con H2 para formar halogenuros de hidrógeno: 
)(2)()( 22 gHClgHgCl →+ 
Estos se disuelven agua para formar ácidos halogenhídricos. El ácido fluorhídrico (HF) es débil 
pero los demás ácidos (HCl, HBr y HI) son ácidos fuertes. 
Grupo 8A (ns2np6) 
Todos los gases nobles existen como especies monoatómicas. Sus átomos tienen la capa exterior 
llena, lo que les confiere gran estabilidad. Sus energías de ionización son las más altas de todos los 
elementos. Por mucho tiempo se pensó que eran inertes, incapaces de reaccionar con otro elemento; 
pero en 1963 el químico inglés Neil Bartlett obtuvo algunos compuestos estables haciendo 
reaccionar Xe con compuestos de elementos altamente electronegativos como F y O; formándose 
compuestos como XeF6, XeF4, XeO3, XeO4, XeOF4. Con Kr fue posible preparar un solo compuesto 
KrF2, que es muy inestable. No se conocen compuestos con He, Ne, o Ar. 
Propiedades de los óxidos a lo largo de una serie 
Puesto que el oxígeno se combina con casi todos los elementos, es ilustrativo comparar las 
propiedades de los óxidos de los elementos del tercer período para ver como difieren los metales de 
los metaloides y no metales. Algunas de las propiedades de tales óxidos se muestran en la siguiente 
tabla 
 7231042322 OClSOOPSiOOAlMgOO1a 
Tipo de compuesto _______ Iónico ________ _______ Molecular ___________ 
Estructura __ Red tridimensional ___ ________ Unidades __________ 
Punto de fusión (°C) 1275 2800 2045 1610 580 16.8 -91.5 
Punto de ebullición (°C)  3600 2980 2230  44.8 82 
Naturaleza ácido – base Básico Básico Anfótero _______ Ácido ______________ 
 
 
 
Como se ve, cuando el oxígeno se combina con metales activos como Na, Mg y Al (que poseen baja 
energía de ionización) forma el ión óxido, O-2, y de este modo los óxidos formados (Na2O, MgO, y 
Al2O3) son compuestos iónicos con altos puntos de fusión y ebullición y de estructuras compuestas 
por redes cristalinas tridimensionales. En cambio, los óxidos de los metaloides y no metales tienen 
naturaleza molecular y están constituidos por unidades discretas (excepto el SiO2 que da lugar a una 
red tridimensional en la que no hay iones presentes). Las débiles atracciones de dispersión de 
London dan como resultado bajos puntos de fusión y ebullición, particularmente para los dos 
últimos óxidos de la serie. 
La mayoría de los óxidos se clasifican como ácido o básicos, en base a si producen ácidos o bases 
cuando se disuelven agua. Otros óxidos son anfóteros (tienen propiedades ácidas y básicas). Los dos 
primeros óxidos de la serie bajo análisis (Na2O y MgO) son básicos. Ej., cuando el Na2O reacciona 
con agua forma una base: 
)(2)()( 22 ac1aOHlOHsO1a →+ 
El MgO es poco soluble en agua y no reacciona apreciablemente con ella, sin embargo, reacciona 
con ácidos mediante una reacción de neutralización, mostrando su carácter básico: 
)()()(2)( 22 lOHacMgClacHClsMgO +→+ 
El óxido de aluminio es todavía menos soluble en agua que el MgO; tampoco reacciona con ella. 
Este óxido es anfótero ya que muestra propiedades básicas cuando reacciona con ácido y 
propiedades ácidas cuando reacciona con una base: 
)(3)(2)(6)( 2332 lOHacAlClacHClsOAl +→+ (carácter básico) 
)()(2)(3)(2)( 4232 acOH1aAllOHac1aOHsOAl →++ (carácter ácido) 
El óxido de silicio es insoluble en agua; tiene carácter ácido como lo muestra su reacción con una 
base concentrada: 
)()()(2)( 2322 lOHacSiO1aac1aOHsSiO +→+ 
Los demás óxidos de la serie son ácidos; reaccionan con agua para formar los siguientes ácidos: 
)(2)()(
)()()(
)(4)(6)(
4272
4223
432104
acHClOlOHlOCl
acSOHlOHgSO
acPOHlOHsOP→+
→+
→+
 
Este breve análisis de los óxidos de la serie n = 3 muestra que a medida que disminuye el carácter 
metálico de los elementos, de izquierda a derecha a lo largo de la serie, sus óxidos pasan de básicos 
a anfóteros y a ácidos. También se observa que, debido a que el carácter metálico crece de arriba 
hacia abajo en grupo (columna) dado los óxidos de los elementos de mayor número atómico son 
más básicos que aquello de los elementos más ligeros. 
 Trabajo en clase 
Forme grupos de 3 – 4 persona y conteste las siguientes preguntas 
1. ¿Qué significa relaciones diagonales? Indique dos pares de elementos que presentan esta 
relación 
2. Escriba ecuaciones balanceadas para la reacción entre cada uno de los siguientes óxidos y 
agua a) Li2O (b) CaO c) SO3 
3. Hasta inicios de la década de 1960s los elementos del grupo 8A se llamaban gases inertes. 
Porqué ya no se usa tal nombre? 
4. Exponga una razón por la que el xenón reacciona con flúor pero no con yodo. 
5. Clasifique los siguientes óxidos como ácidos, básicos, o anfóteros; escriba una reacción que 
ilustra el carácter de cada uno a) ZnO b) P4O10 c) CaO 
6. ¿Cuál óxido es más básico, MgO o BaO?. Explique su selección. 
Tema 4: Enlace Químico 
Enlace Covalente 
La formación de un enlace covalente supone compartir electrones entre los átomos. Un ejemplo 
simple de este fenómeno es la formación de un enlace entre dos átomos de hidrógeno para formar la 
molécula de H2. 
� ∙ + � ∙ → � ∙∙ � 
El par compartido de electrones se lo representa con una línea. En ocasiones los átomos pueden 
compartir más de un par de electrones, dando lugar a enlaces múltiples, esto es, dobles (dos pares 
compartidos) y triples (tres pares compartidos): 
 
 1.47 Ẳ 1.24 Ẳ 1.10 Ẳ 
 
Especies que se mantienen juntas por enlaces covalentes, tales como moléculas e iones 
poliatómicos, pueden ser ilustrados usando estructuras de Lewis. En una estructura de Lewis los 
electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos 
se representan como puntos. 
 
 
 
 
 
Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras 
Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico. 
Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple 
significa que tres pares de electrones son compartidos en
Polaridad del enlace y Electronegatividad
El enlace entre los átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno es un 
polar, esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente 
compartidos. En la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos. 
El compartir desigualmente los electrones constituye un 
generalmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en su
atraer electrones hacia sí mismos. La capacidad de un átomo 
hacia sí mismo se llama electronegatividad
mismo, que la afinidad electrónica. En un enl
electronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la 
electronegatividad a lo largo de la tabla periódica
 
Figura 1. Variación de la electronegatividad a lo largo de la tabla
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo 
hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia 
de electronegatividades de los dos átomos que for
contienen cloro: 
Cl2 HCl
electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos 
 
Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras 
Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico. 
Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple 
significa que tres pares de electrones son compartidos en un enlace triple. 
Polaridad del enlace y Electronegatividad 
El enlace entre los átomos de hidrógeno en la molécula de hidrógeno es un enlace covalente no 
, esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente 
n la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos. 
El compartir desigualmente los electrones constituye un enlace covalente polar
generalmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en su
atraer electrones hacia sí mismos. La capacidad de un átomo en una molécula para atraer electrones 
electronegatividad. La electronegatividad está relacionada, pero no es lo 
mismo, que la afinidad electrónica. En un enlace covalente entre átomos de diferente 
electronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la 
electronegatividad a lo largo de la tabla periódica 
Figura 1. Variación de la electronegatividad a lo largo de la tabla periódica. 
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo 
hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia 
de electronegatividades de los dos átomos que forman el enlace. Considere tres sustancias que 
HCl NaCl 
electrones que se comparten en un enlace covalente se representan por líneas y los no compartidos 
Una línea simple denota que se comparte dos electrones en un enlace simple. Las estructuras de 
Lewis también se pueden usar para mostrar enlaces múltiples en una molécula o ión poliatómico. 
Una línea significa que dos pares de electrones son compartidos en un enlace doble. Una línea triple 
enlace covalente no 
, esto significa que los electrones compartidos por los dos átomos son igualmente 
n la mayoría de casos los electrones no son compartidos igualmente por los átomos. 
enlace covalente polar. Los átomos 
generalmente no comparten los electrones de modo igual debido a que difieren en su capacidad de 
para atraer electrones 
. La electronegatividad está relacionada, pero no es lo 
ace covalente entre átomos de diferente 
electronegatividad se forman “cargas parciales” sobre éstos. La Figura 1 muestra como varía la 
La electronegatividad aumenta de izquierda a derecha a lo largo de una serie y aumenta de abajo 
hacia arriba dentro de un grupo. La polaridad de un enlace se determina considerando la diferencia 
man el enlace. Considere tres sustancias que 
�� � 	
� � 	
� � � �
Enlace covalente apolar Enlace covalente polar
 
Mientras mayor sea la diferencia de electronegativid
Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el 
dipolo. Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se 
establece un dipolo. El momento dipolar, 
 
Donde Q es la magnitud de las cargas separadas y 
1.60 10–19 C (la carga del electrón) y +1.60 
el momento de dipolo es: 
El momento de dipolo se expresa en unidades de debyes (D).
La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de 
hidrógeno. 
 
 
En moléculas que tienen más de un enlace, las polaridades de los enlaces indiv
la polaridad global de la molécula.
Como dibujar estructuras de Lewis
Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos. 
Use la siguiente guía para dibujarlas 
1. Sum the valence electrons 
an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an 
electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come 
from which atoms. Only the total number is important. 
2. Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect 
them with a single bond 
written in the order in which th
atom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In 
other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure.3. Complete the octets of the atoms bonded to the central atom.
hydrogen can have only two electrons.) 
�� � 	
� � 
� � �
� �� � 	
� � �
� � 
Enlace covalente polar Enlace iónico 
Mientras mayor sea la diferencia de electronegatividades, mayor es la polaridad del enlace.
Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el 
. Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se 
omento dipolar, µ, se calcula así: 
es la magnitud de las cargas separadas y r es la distancia entre ellas. Cuando cargas de 
C (la carga del electrón) y +1.60 10–19 C están separadas por una distancia de 1.00 Å, 
 
El momento de dipolo se expresa en unidades de debyes (D). 
La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de 
 
En moléculas que tienen más de un enlace, las polaridades de los enlaces individuales contribuyen a 
la polaridad global de la molécula. 
Como dibujar estructuras de Lewis 
Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos. 
Use la siguiente guía para dibujarlas 
Sum the valence electrons from all atoms. (Use the periodic table to help you do this.) For 
an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an 
electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come 
ch atoms. Only the total number is important. 
Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect 
them with a single bond (a dash, representing two electrons). Chemical formulas are often 
written in the order in which the atoms are connected in the molecule or ion. When a central 
atom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In 
other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure. 
ts of the atoms bonded to the central atom. (Remember, however, that 
hydrogen can have only two electrons.) 
� 
ades, mayor es la polaridad del enlace. 
Una medida cuantitativa de la polaridad del enlace en una molécula biatómica es el momento de 
. Cuando dos cargas de igual magnitud y carga opuesta están separadas cierta distancia, se 
es la distancia entre ellas. Cuando cargas de –
C están separadas por una distancia de 1.00 Å, 
La tabla siguiente presenta las longitudes de enlace y momentos de dipolo de los halogenuros de 
iduales contribuyen a 
Dibujar estructuras de Lewis es un primer paso importante para entender los enlaces en compuestos. 
(Use the periodic table to help you do this.) For 
an anion, add an electron to the total for each negative charge. For a cation, subtract an 
electron for each positive charge. Don't worry about keeping track of which electrons come 
Write the symbols for the atoms to show which atoms are attached to which, and connect 
(a dash, representing two electrons). Chemical formulas are often 
e atoms are connected in the molecule or ion. When a central 
atom has a group of other atoms attached to it, the central atom is usually written first. In 
other cases you may need more information before you can draw the Lewis structure. 
(Remember, however, that 
4. Place any leftover electrons on the central atom, even if doing so results in more than an 
octet. 
5. If there are not enough electrons to give the central atom an octet, try multiple bonds. Use 
one or more of the unshared pairs of electrons in the atoms bonded to the central atom to 
form double or triple bonds. 
Tema 5: Metales y Metalurgia 
 
Ocurrencia y Distribución de los Metales 
Más de ¾ de los elementos de la tabla periódica son metales. Sólo unos pocos de éstos se pueden 
hallar en la naturaleza en cantidades apreciables en forma elemental (Au, Ru, Rh, Pd, Os, Ir y Pt). 
La mayoría de metales presentes en la litósfera existen en forma de minerales. Para cubrir los 
requerimientos de metales elementales para uso en la industria y la sociedad se debe procesar vastas 
cantidades de materia prima. Los depósitos de minerales con suficiente contenido de metal como 
para ser procesados con rentabilidad se llaman menas. 
La Tabla 1 muestra algunas de las Fuentes minerales de metales comunes. 
Metal Mineral Composición 
Aluminio 
Cromo 
Cobre 
 
Hierro 
 
Plomo 
Manganeso 
Mercurio 
Estaño 
Titanio 
Cinc 
Bauxita 
Cromita 
Calcocita 
Calcopirita 
Hematita 
Magnetita 
Galena 
Pirolusita 
Cinabrio 
Casiterita 
Rutilo 
Esferalita 
Al2O3 
Fe Cr2O4 
Cu2S 
CuFeS2 
Fe2O3 
Fe3O4 
PbS 
MnO2 
HgS 
SnO2 
TiO2 
ZnS 
 
Metalurgia 
Es la ciencia de la extracción y refinamiento de metales a partir de sus fuentes naturales. Los pasos 
involucrados en la metalurgia son: 
1. Explotación de la mena 
2. Concentración de la mena 
3. Reducción del mineral para obtener el metal libre 
4. Purificación o refinación del metal 
5. Mezclado del metal con otros elementos para modificar sus 
propiedades 
 
El paso 5 es el proceso de fabricar aleaciones. 
Los métodos usados para ejecutar los pasos de la metalurgia involucran explotar las diferencias en 
propiedades físicas y químicas que tiene el metal deseado respecto al material indeseable que lo 
acompaña (ganga). 
Pirometalurgia 
Un considerable número de procesos metalúrgicos usan calor para concentrar y reducir las menas 
utilizan calor. Métodos de procesamiento a altas temperaturas alteran la estructura química del 
mineral para finalmente reducirlo a metal libre. Estos métodos se deno
pirometalurgia. 
Calcinación es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales 
es un gas. Por ejemplo, el carbonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir 
óxido de plomo y dióxido de carbono. (El símbolo 
para conducir la reacción.) 
Tostamiento es también un proceso a alta temperatura, pero éste con
mena con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como O
tostamiento puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por 
calcinación. 
En ciertos casos el tostamiento puede producer el metal libre como en el tostamiento de óxido de 
plomo. 
Fundición es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se 
separan en capas de metal fundido y escoria. El metal fundido puede contener un
mezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de minerals fundidos incluyendo 
silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico 
con sílica fundida. 
 Un importante ejemplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxido 
de hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60 
m de alto × 14 m de alto). 
Figura 1. Un alto horno usado para la reducció
de hierro 
 
mineral para finalmente reducirlo a metal libre. Estos métodos se denominan colectivamente 
es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales 
bonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir 
óxido de plomo y dióxido de carbono. (El símbolo sobre la flecha indica que se requiere calor 
 
es también un proceso a alta temperatura, pero éste consiste en la reacción de una 
mena con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como O
tostamiento puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por 
 
ento puede producer el metal libre como en el tostamiento de óxido de 
 
es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se 
separan en capas de metal fundido y escoria. El metal fundido puede contener un solo metal o una 
mezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de minerals fundidos incluyendo 
silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico 
 
mplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxidode hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60 
 
Un alto horno usado para la reducción de una mena 
minan colectivamente 
es la descomposición térmica de una mena en dos o más productos, uno de los cuales 
bonato de plomo se descompone a alta temperatura para producir 
sobre la flecha indica que se requiere calor 
siste en la reacción de una 
mena con alguna de las sustancias presentes en la atmósfera del horno tales como O2 o CO. El 
tostamiento puede causar oxidación o reducción del metal y puede ser acompañada también por 
ento puede producer el metal libre como en el tostamiento de óxido de 
es otro proceso que ocurre a alta temperatura en el cual los componentes de una mena se 
solo metal o una 
mezcla de metales. La escoria típicamente contiene una mezcla de minerals fundidos incluyendo 
silicatos, aluminatos, fosfatos y otros. La escoria es el producto de la reacción de un óxido metálico 
mplo de pirometalurgia es la obtención de hierro a partir de una mena de óxido 
de hierro. La reducción se efectúa a escala industrial en un enorme reactor llamado alto horno (60 
 
La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se 
combinan en el horno. La combustion del coque produce calor y los gases reductores gases CO and 
H2. 
 
La segunda de estas dos reacciones
del horno por adición de vapor de agua.
La piedra caliza (CaCO3) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la 
formación de escoria. 
La mena de hierro reacciona con l
El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente 
en la mena para producir escoria fundida.
El hierro fundido y escoria forman capas en la parte 
removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la 
manufactura del acero, una aleación de hierro.
El hierro también puede ser reducido por el aluminio como sigue:
Tema 6: ELECTROMETALURGIA
Consiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis.
Purificación del cobre por Electrólisis 
La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación 
del sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se 
eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro 
actúa como cátodo en una disolución de ácido sulfúrico que contienen i
son 
Ánodo (oxidación) 
Cátodo (reducción) 
Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la 
disolución en forma de iones Fe
resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el 
cátodo. El cobre preparado de este modo tiene una pureza mayor al 99.5% 
Electrometalurgia del sodio 
 La producción comercial de sodio se realiza en una celda electrolítica llamada 
esta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en 
el cátodo, mientras que se libera gas cloro en el ánodo. Se deb
producido entre en contacto con O
temperatura de la celda. 
La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se 
combinan en el horno. La combustion del coque produce calor y los gases reductores gases CO and 
 
 
La segunda de estas dos reacciones es un proceso endotérmico que permite regular la temperatura 
del horno por adición de vapor de agua. 
) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la 
 
La mena de hierro reacciona con los gases reductores para producir el metal hierro fundido.
 
 
El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente 
en la mena para producir escoria fundida. 
 
El hierro fundido y escoria forman capas en la parte inferior del horno, del cual pueden ser 
removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la 
manufactura del acero, una aleación de hierro. 
El hierro también puede ser reducido por el aluminio como sigue: 
 
LECTROMETALURGIA 
Consiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis.
Purificación del cobre por Electrólisis 
La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación 
sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se 
eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro 
actúa como cátodo en una disolución de ácido sulfúrico que contienen iones Cu2+. Las reacciones 
−+ +→ eacCusCu 2)()( 2 
)(2)(2 sCueacCu →+ −+ 
Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la 
disolución en forma de iones Fe2+ y Zn2+. Sin embargo, éstos no se reducen en el cátodo. El 
resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el 
cátodo. El cobre preparado de este modo tiene una pureza mayor al 99.5% 
oducción comercial de sodio se realiza en una celda electrolítica llamada Celda Downs
esta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en 
el cátodo, mientras que se libera gas cloro en el ánodo. Se debe tener cuidado de evitar que el sodio 
producido entre en contacto con O2 pues el metal se oxidaría rápidamente debido a la alta 
La mena de hierro, piedra caliza y coque (carbón mineral calentado en ausencia de aire) se 
combinan en el horno. La combustion del coque produce calor y los gases reductores gases CO and 
es un proceso endotérmico que permite regular la temperatura 
) se calcina para producir óxido de calcio (CaO) necesario para la 
r el metal hierro fundido. 
El óxido de calcio formado por la calcinación de la piedra caliza se combina con la sílica presente 
inferior del horno, del cual pueden ser 
removidas periódicamente. La mayoría del hierro procesado en los altos hornos se usa en la 
Consiste en la obtención o purificación de metales por medio de un proceso de electrólisis. 
La electrólisis es una importante técnica de purificación. El cobre metálico obtenido por tostación 
sulfuro de cobre, generalmente contiene impurezas como zinc y hierro. Estos metales se 
eliminan por un proceso electrolítico en el cual el cobre impuro actúa como ánodo y el cobre puro 
. Las reacciones 
Los metales reactivos presentes en el ánodo de cobre impuro (zinc, hierro) se oxidan y pasan a la 
Sin embargo, éstos no se reducen en el cátodo. El 
resultado neto de este proceso electrolítico es la transferencia del cobre desde el ánodo hasta el 
Celda Downs. En 
esta celda se coloca cloruro de sodio fundido y se hace pasar corriente. El sodio líquido se recoge en 
e tener cuidado de evitar que el sodio 
pues el metal se oxidaría rápidamente debido a la alta 
 
Figura 1. La celda de Downs. 
El cobre obtenido por pirometalurgia no es suficientemente puro para ser usado para 
construir alambres y en otras aplicaciones, es purificado por medio de electrólisis. 
Teoría de bandas de conductividad 
Los metales tienen una gran capacidad para conducir el calor y la electricidad. Esta característica se 
explica por medio de la teoría del orbital molecular. La teoría de bandas establece que los electrones 
de valencia de los átomos de un metal están deslocalizados y se mueven libremente a través de las 
bandas que se forman por el solapamiento de los orbitales moleculares. 
Conductores 
Los metales tienen una alta conductividad eléctrica. Considere, por ejemplo, el magnesio cuya 
configuración electrónica es [Ne]3s2 , es decir que cada átomo de Mg tiene dos electrones de 
valencia en el orbital 3s. En la red cristalina del metal los átomos se empaquetan muy próximos 
entre sí, por lo que los orbitales de un átomo sufren solapamiento con los de los demás. Debido a 
que el número de átomos presentes inclusoen un trozo muy pequeño de magnesio es enorme (≅ 
1021 átomos) el solapamiento de orbitales que están llenos forma una “banda” denominada banda de 
valencia. Los orbitales de mayor energía que están vacíos (los 3p en el caso del Mg) también se 
solapan y forman una banda llamada banda de conducción. Las bandas de valencia y conducción 
son adyacentes entre sí y la energía requerida para promover un electrón desde la banda de valencia 
a la de conducción es muy pequeña. Una vez que el electrón llega a la banda de conducción puede 
desplazarse libremente a través del metal, esta capacidad de moverse libremente explica porque los 
metales son buenos conductores de la electricidad. 
Un gran cantidad de elementos son semiconductores , esto significa a temperatura ambiente no son 
conductores pero a elevadas temperaturas o cuando se combinan con una pequeña cantidad de otro 
elemento se vuelven conductores. En los semiconductores el espaciamiento entre las bandas llenas 
(valencia) y vacías (conducción) es relativamente pequeña y si se suministra la energía suficiente 
para promover electrones de la banda de valencia a la de conducción el elemento se vuelve 
conductor. La capacidad de un semiconductor puede incrementarse añadiendo pequeñas cantidades 
de ciertas impurezas al elemento (dopado). Por ejemplo, al silicio se le agrega trazas de boro o 
fósforo para convertirlo en conductor. 
Un material aislante como la madera o el vidrio no conduce la corriente eléctrica porque la 
separación entre las bandas de valencia y conducción es mucho mayor que la de un metal. 
Aleaciones 
Una aleación es un materia
características propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las 
propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser 
utilizada en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la 
plata sterling, la cual es más rígida.
Tabla 2–2. Algunas aleaciones comunes
Una aleación en solución es una mezcla homogénea en la que los metales que la const
hallan uniformemente dispersados. Las aleaciones en solución pueden ser sea 
intersticiales, dependiendo de los tamaños relativos de los átomos.
es un material que contiene más de un elemento metálico y que tiene las 
características propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las 
propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser 
a en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la 
plata sterling, la cual es más rígida. 
2. Algunas aleaciones comunes 
es una mezcla homogénea en la que los metales que la const
hallan uniformemente dispersados. Las aleaciones en solución pueden ser sea substitucionales
, dependiendo de los tamaños relativos de los átomos. 
 
l que contiene más de un elemento metálico y que tiene las 
características propias de los metales. Una aleación metálica se formula para modificar las 
propiedades de los elementos metálicos puros. La plata, por ejemplo, es demasiado suave para ser 
a en joyería o en la construcción de vajillas. Por eso se la combina con cobre para formar la 
 
es una mezcla homogénea en la que los metales que la constituyen se 
substitucionales e 
 
Figura 3. (a) aleación substitucional, (b) aleación intersticial. 
Una aleación heterogénea es una en la cual hay diferentes fases que consisten de diferentes 
cantidades relativas de los componentes de la aleación. El acero pearlite, por ejemplo, consiste de 
capas alternadas de hierro puro y del compuesto Fe3C. 
Un compuesto intermetálico es una combinación homogénea de metales con una proporción 
definida de combinación, por ejemplo el duraluminio CuAl2. 
Tema 7: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN (1) 
Los iones metálicos pueden actuar como ácidos de Lewis (aceptores de electrones) para formar 
enlaces covalentes con diversas moléculas y iones que actúan como bases de Lewis (donadores de 
electrones). Algunos ejemplos de especies químicas formadas por estas interacciones son los iones 
[Fe(H2O)6]
 3+ y [Ag(NH3)2]
 +. Esta clase de iones complejos constituidos por un ión metálico central 
rodeado de moléculas y/o iones se llaman iones complejos o simplemente complejos. Los 
compuestos que contienen complejos se conocen como compuestos de coordinación. Los metales 
de transición forman compuestos de coordinación con facilidad. 
1. Estructura 
Un complejo está constituido de un ión metálico central, generalmente un ión de un metal de 
transición, y varias moléculas o iones enlazados de manera covalente a él. A estas moléculas o iones 
que rodean al ión metálico en el complejo se las conoce como ligandos. Por ejemplo, en el ión 
complejo [Ag(NH3)2]
 + hay dos ligandos NH3 unidos al ión Ag
+. Los ligandos son comúnmente 
aniones o moléculas polares; además, disponen de al menos un par de electrones libres. En el 
complejo, el ión metálico central por el hecho de tener orbitales de valencia vacíos actúa como 
ácido de Lewis, y los ligandos que tienen pares de electrones libres actúan como bases de Lewis. 
Los enlaces que se forman entre el ión metálico y los ligando se deben a la compartimiento de 
pares de electrones que originalmente estaban en los ligandos. 
 
Figura 1. Formación de un complejo. 
Al formar el complejo se dice que los ligandos se coordinan al metal. El ión metálico central y los 
ligandos unidos a él constituyen la esfera de coordinación del complejo. Al escribir la fórmula de 
un compuesto de coordinación se usan paréntesis rectangulares para separar los grupos que 
constituyen la esfera de coordinación de otras partes del compuesto. 
Carga, número de coordinación, y geometría. 
La carga de un complejo es la suma de las cargas del ión metálico central y de los ligandos que lo 
rodean. Por ejemplo, en el compuesto de coordinación [Cu(NH3)4]
 SO4 se puede deducir la carga del 
ión complejo reconociendo en 1er lugar que el ión sulfato, SO4
-2, tiene carga -2. Puesto que el 
compuesto es neutro el ión complejo debe tener carga +2, esto es, [Cu(NH3)4] 
2+. De la carga del ión 
complejo se puede deducir el número de oxidación del cobre. Ya que las moléculas de amoniaco 
son neutras (carga cero), el número de oxidación del cobre debe ser +2. El átomo del ligando que 
está unido directamente al ión metálico es el átomo donador. Por ejemplo, el nitrógeno es el átomo 
donador en el complejo [Cu(NH3)4] 
2+. El número de átomos donadores unidos al ión metálico 
central se conoce como número de coordinación del metal. En el complejo [Cu(NH3)4] 
2+ el cobre 
tiene número de coordinación 4. Los números de coordinación más comunes son 4 y 6. El número 
de coordinación de un ión metálico es influenciado por el tamaño y carga de los ligandos. A medida 
que los ligandos se hacen más grandes es menor el número de ellos que pueden coordinarse con el 
ión metálico. Por ejemplo, el hierro (III) puede coordinarse a seis iones fluoruro para formar el 
complejo [FeF6] 
3 -, pero sólo puede coordinarse a cuatro iones cloruro para formar [FeCl4] 
-. Los 
ligandos que transfieren una carga negativa considerable al ión metálico central producen números 
de coordinación más bajos. Por ejemplo, el ión níquel (II) puede coordinarse a 6 moléculas de 
amoniaco para formar [Ni(NH3)6] 
2+, pero sólo puede coordinarse a cuatro iones cianuro de carga 
negativa para formar [Ni(CN)4] 
2 -. Las geometrías más comunes que muestran los complejos, según 
el número de coordinación del ión metálico central son las siguientes, 
Tabla 1. Geometrías más comunes de los complejos. 
 
Número de coordinación Geometría Observada 
4 Tetraédrica 
Plana cuadrada 
5 Bipirámide trigonal 
6 Octaédrica 
 
 
 
Figura 2. Geometrías experimentalmente observadas de los complejos [Zn(NH3)4] 
2+ y [Pt(NH3)4] 
2+. 
El primer complejo tiene geometría tetraédrica, el segundo tiene geometría plana cuadrada. 
 
 
 
 
Figura 3. Dos representacionesde la geometría octaédrica del complejo [Co(NH3)6] 
3 +. Esta es la 
geometría preferida para complejos con número de coordinación 6. 
 Quelatos 
Los ligandos que se muestran en la Figura 1 se llaman monodentados porque poseen un solo átomo 
donador y por tanto solamente pueden ocupar un sitio de la esfera de coordinación. Existen otros 
ligando que poseen dos o más átomos donadores que pueden coordinarse simultáneamente al ión 
metálico central. A estos ligandos polidentados se los conoce como quelatos. Un ejemplo de ellos 
es la etilendiamina, que comúnmente se abrevia en: 
 
Figura 4. La molécula de etilendiamina. 
Este ligando tiene dos átomos de nitrógenos con pares de electrones libres lo suficientemente 
alejados entre sí como para que ambos puedan coordinarse con el ión metálico central en posiciones 
adyacentes. La etilendiamina es un ligando bidentado. La Figura 4.5 muestra las estructuras de otros 
ligandos bidentados. Generalmente, los quelatos forman complejos más estables que los ligandos 
monodentados. Esto se puede ilustrar mediante las constantes de formación de dos complejos de 
cobre 
( ) ( ) OH1HCu1HOHCu 22433
2
42 44 +→+
++
 (Keq = 1 × 10 2) 
( ) ( ) OHenCuenOHCu 222242 42 +→+
++
 (Keq = 1 × 10 9) 
 
 Figura 5. Estructuras de algunos ligandos bidentados. 
�omenclatura de los compuestos de coordinación 
Para nombrar compuestos de coordinación se utilizan las siguientes reglas: 
1. Primero se nombra el anión – se intercala la palabra “de” - y luego el catión 
2. Al nombrar el ión complejo primero se nombran los ligandos y después el ión metálico 
central. Si el ión complejo es el anión se agrega el sufijo –ato. 
3. La carga total del ión complejo se escribe entre paréntesis a continuación de su nombre. 
4. Los ligandos se nombran en orden alfabético 
5. A los ligandos que son aniones se les agrega el sufijo –o. Los ligandos neutros no cambian 
de nombre (excepciones: H2O = acuo, NH3 = amino), ver tabla 2. 
6. Cuando hay ligandos que se repiten se usan los prefijos di, tri, tetra, penta, etc. para indicar 
el número de veces que aparecen. 
 
Ejemplo: 
� De el nombre de ( )[ ]456 HCBK 
Solución: 
Primero, identifique el catión y el anión. El catión en este compuesto es K+1; el anión es 
( )[ ] 1456 −HCB . 
Ahora, nombre el catión y luego el anión aplicando las reglas apropiadas: 
Tetrafenilborato (-1) de potasio 
Ejercicio 1: De los nombres de los siguientes compuestos de coordinación: 
� ( )[ ] 363 Cl1HCo 
� [ ]42 FeOK 
� ( ) ( )[ ]( )233223 1OOHOH1HCr 
Ejercicio 2: Escriba la fórmula de cada uno de los siguientes compuestos: 
• Nitrato de hexaamino cromo (3) 
• Bromuro de diclorobis(etilendiamino)platino (2) 
• Diacuotetrabromovanadato (-1) de calcio 
 
Tema 8: COMPUESTOS DE COORDINACIÓN (2) 
Color y Magnetismo 
El color de un complejo depende del ión metálico central, su estado de oxidación y los ligandos 
unidos a él. Así, por ejemplo, el complejo ( ) 242
+
OHCu presenta un color azul pálido, mientras que 
el complejo ( ) 243
+
1HCu manifiesta un color azul intenso. Comúnmente, para que un complejo 
tenga color se requiere que el ión metálico central tenga una subcapa d parcialmente llena (como es 
el caso de los complejos citados en el párrafo anterior ya que ambos contienen Cu2+ que tiene una 
configuración d 9). Los complejos que contienen iones metálicos centrales con subcapas d 
completamente vacías (ej. Al3+ y Ti4+) o subcapas d completamente llenas (ej. Zn2+) son 
generalmente incoloros. 
Para que un compuesto posea color, debe absorber luz visible. La luz visible comprende la porción 
del espectro electromagnético con longitudes de onda entre 400 nm y 700 nm. La luz blanca (la que 
emite el sol) contiene todas las longitudes de onda de esta región visible. Cuando esta luz se hace 
pasar por un prisma se dispersa y se observan los siete colores primarios del espectro visible (rojo, 
anaranjado, amarillo, verde, azul, añil, violeta). 
Cuando un complejo absorbe luz visible, el color que observamos es la suma de los colores que son 
reflejados o trasmitidos por el complejo. En consecuencia, un objeto posee un determinado color 
por una de dos razones, a) refleja o transmite luz de ese color, b) absorbe el color complementario. 
Los colores complementarios son los siguientes: 
Tabla 2. Colores complementarios 
Color Color complementario 
Naranja 
Amarillo 
Rojo 
Azul 
Violeta 
Verde 
 
En cuanto al magnetismo, muchos complejos de metales de transición exhiben paramagnetismo 
simple, ya que los iones metálicos centrales poseen cierto número de electrones no aparejados. 
EJERCICIO E� CLASE: 
1. Proporcione los nombres de los siguientes compuestos 
• ( )[ ] 262 BrOH1i 
• ( )( )[ ]ClBr1HenCo 223 
• ( )[ ]2C1AgK 
2. Escriba la fórmula del sulfato de pentaacuobromomanganeso (2) 
Tema 9: Compuestos de Coordinación (3) 
Isomería de los Compuestos de Coordinación 
Dos o más compuestos con la misma composición estructural pero diferente disposición de sus 
átomos se llaman isómeros. Los isómeros estructurales son isómeros que tienen enlaces diferentes. 
Los estereoisómeros son isómeros con los mismos enlaces pero con diferente disposición especial 
de esos enlaces. Dos tipos de isómeros estructurales son los isómeros de conexión e isómeros de 
esfera de coordinación. Los isómeros de conexión difieren solamente en el átomo del ligando que 
actúa como átomo donador. Un ejemplo común de isomería de conexión puede ocurrir en un 
compuestos que tienen como ligando un ión nitrito. El ión nitrito puede coordinarse por medio del 
átomo de oxígeno, en este caso el ligando se llama nitro, o puede coordinarse por medio del átomo 
de nitrógeno, en cuyo caso el ligando se llama nitrito. Para distinguirlos, el ligando nitro se escribe 
como NO2
- , mientras que el ligando nitrito se escribe como ONO- . 
 
Figura 1. Isómeros de conexión del [Co(NH3)5NO2]
2+] 
 
Isómeros de esfera de coordinación difieren en cuales iones están enlazados al ión metálico dentro 
de la esfera de coordinación (todo lo que se encuentra dentro de los paréntesis cuadrados) y que 
iones están fuera de la esfera de coordinación, Tres isómeros de este tipo existen para el compuesto 
CrCl3(H2O)6. El uno es color violeta. Los otros dos son verdes. 
 
Dos tipos de estereoisómeros son los isómeros geométricos y los isómeros ópticos. El isomería 
geométrico es posible en complejos con geometría plana cuadrada y con geometría octaédrica. Un 
isómero con grupos iguales adyacentes entre sí se llama isómero cis , mientras aquél con grupos 
iguales colocados en posiciones opuestas entre sí se llaman trans. 
 
 
 
 
 
Figura 2. isómeros geométricos (a) Cis y 
(b) trans del complejo de geometría plana 
cuadrada [Pt(NH3)2Cl2]. 
 
Figura 3. isómeros geométricos (a) Cis y 
(b) trans del ión complejo octaédrico 
[Co(NH3)4Cl2]
 +. (El N representa el 
ligando NH3 .) 
 Los isómeros ópticos son imágenes de un espejo que no pueden superponerse entre sí . Se 
denominan enantiómeros. 
 
Figura 4. 
Los enantiómeros se distinguen entre sí por la manera como ellos rotan el plano de la luz 
polarizada. El isómero que rota la luz en una dirección se llaman dextrorotatorio, y el isómero que 
la rota en la otra dirección es levorotatorio. Se dice que tales isómeros son opticamente activos. 
Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es 
óptimamente activa, se llama racémi
Cual par son isómeros de esfera de coordinación?
[Pt(en)2(H2O)Cl]Cl3 and [Pt(en)
Al[Co(NO2)3(CN)3] and Al[Co(ONO)
[Cr(NH3)6]Cl3 and [Cr(H2O)
[Ag(NH3)2]Br and [Ag(NH3)
 
Cual complejo puede exhibir isomería óptica?
square-planar [Pt(NH3)2Cl2] 
tetrahedral [Zn(NH3)3Cl]
+ 
tetrahedral [Zn(NH3)(H2O)BrCl]
trans isomer [Co(en)2Cl2]
+ 
Tema 10 : NO METALES
El Hidrógeno 
El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo. Se lo encuen
elementos, especialmente con oxígeno. 
El hidrógenoexiste en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a 
temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la 
atracción entre moléculas de hidrógeno es mínima. El hidrógeno funde a 
253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy 
buen agente reductor. 
Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire.
 
El hidrógeno tiene tres isótopos: 
99.9 por ciento del hidrógeno que existe de modo natural. 
deuterio, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se 
representa frecuentemente como D en las fórmulas químicas. El
protón y un neutrón.3H, o tritio
media de 12.3 años, decae por emisión beta para producir un isótopo de helio.
 
Tritio se forma en la atmósfera superior po
rayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio 
6 con neutrones. 
Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es 
racémica. 
Cual par son isómeros de esfera de coordinación? 
and [Pt(en)2Cl2]Cl2× H2O 
] and Al[Co(ONO)3(CN)3] 
O)6]Cl3 
)4]Br 
Cual complejo puede exhibir isomería óptica? 
] 
O)BrCl] 
NO METALES (1) 
El hidrógeno es el elemento más abundante en el universo. Se lo encuentra asociado con otros 
elementos, especialmente con oxígeno. 
El hidrógeno existe en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a 
temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la 
cción entre moléculas de hidrógeno es mínima. El hidrógeno funde a � 259° y se vaporiza 
253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy 
 
Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire.
 
tiene tres isótopos: 1H, 2H, y 3H. 1H, a menudo llamado protio, constituye más del 
99.9 por ciento del hidrógeno que existe de modo natural. Su núcleo consiste de un p
, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se 
representa frecuentemente como D en las fórmulas químicas. El núcleo del deuterio consiste de un 
tritio, tiene dos neutrones en su núcleo. Es radioactivo con una vida 
media de 12.3 años, decae por emisión beta para producir un isótopo de helio. 
Tritio se forma en la atmósfera superior por reacciones nucleares que resultan del bombardeo por 
rayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio 
Cuando se tiene cantidades iguales de ambos isómeros no hay rotación neta, tal mezcla, que no es 
tra asociado con otros 
El hidrógeno existe en naturaleza como una molécula diatómica que es un gas incoloro e inodoro a 
temperatura ambiente. Es apolar y poco polarizable debido a su tamaño pequeño. Por tanto la 
259° y se vaporiza � 
253° C. Forma enlaces covalente muy fuertes, especialmente con el oxígeno, lo que le hace un muy 
Hidrógeno reacciona vigorosamente con oxígeno para formar agua cuando se lo enciende en el aire. 
, constituye más del 
Su núcleo consiste de un protón.2H, o 
, constituye prácticamente todo el resto del hidrógeno que ocurre naturalmente. Este se 
núcleo del deuterio consiste de un 
, tiene dos neutrones en su núcleo. Es radioactivo con una vida 
r reacciones nucleares que resultan del bombardeo por 
rayos cósmicos. También puede ser sintetizado. Una manera de hacer esto es bombardeando litio – 
 
El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción . 
hidrógeno de un compuesto puede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la 
ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la 
reacción. 
El hidrógeno es único puesto que no pertenece 
lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1
propiedades son muy diferentes de las de los metales alcalinos. 
Los Gases Nobles 
Los miembros del grupo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en 
su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a 
temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente como 
isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros 
miembros del grupo aparecen en mínimas cantidades. 
Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos 
físicos. El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga 
eléctrica se hace pasar a través de neon para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir 
de pozos de gas natural. El neón, kriptón, y xenón se destilan a p
Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles 
forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles 
más pesados debido a sus energías de
compuestos de xenón se presentan en la siguiente tabla,
Tabla 4-1. Propiedades de los compuestos de xenón.
El kriptón forma un solo compuesto conocido, KrF
elementos a - 10° C. 
Halógenos 
Los halógenos tienen la configuración electrónica 
uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más 
frecuentemente poseen estado de oxidación 
encuentra solamente en estados de oxidación 0 y 
elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de ha
+7. 
El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción . 
hidrógeno de un compuesto puede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la 
ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la 
El hidrógeno es único puesto que no pertenece a ningún grupo de la tabla periódica. Usualmente se 
lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1
propiedades son muy diferentes de las de los metales alcalinos. 
upo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en 
su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a 
temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente como 
isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros 
miembros del grupo aparecen en mínimas cantidades. 
Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos 
El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga 
eléctrica se hace pasar a través de neon para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir 
de pozos de gas natural. El neón, kriptón, y xenón se destilan a partir de aire en fase líquida. 
Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles 
forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles 
más pesados debido a sus energías de ionización relativamente bajas. Las propiedades de los 
compuestos de xenón se presentan en la siguiente tabla, 
1. Propiedades de los compuestos de xenón. 
 
El kriptón forma un solo compuesto conocido, KrF2. Es muy inestables y se descompone en 
Los halógenos tienen la configuración electrónica ns2np5, donde n puede ser 2, 3, 4, 5, o 6. A cada 
uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más 
ado de oxidación –1. El Fluor es el elemento más electronegativo y se 
encuentra solamente en estados de oxidación 0 y –1. Otros halógenos, cuando se combinan con 
elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de ha
El deuterio y tritio han sido muy útiles en la elucidación de mecanismos de reacción . Un átomo de 
hidrógeno de un compuestopuede ser reemplazado con uno de deuterio o tritio. Comparando la 
ubicación del isótopo pesado en los reactivos ó productos es posible deducir el mecanismo de la 
a ningún grupo de la tabla periódica. Usualmente se 
lo coloca sobre el grupo de los metales alcalinos debido a su configuración electrónica 1s1 . Pero sus 
upo 8A tienen, con excepción del helio, un octeto completo de electrones en 
su capa de valencia y por consiguiente son químicamente muy estables. Todos son gases a 
temperatura ambiente todos ocurren de modo natural, aunque el radón existe solamente como un 
isótopo de vida corta. El argón es relativamente abundante en la atmósfera, mientras los otros 
Los gases nobles se usan como atmósferas protectivas para reacciones químicas y ciertos procesos 
El helio líquido (punto de ebullición 4.2 K) se usa como refrigerante. Una descarga 
eléctrica se hace pasar a través de neon para producir señales luminosas. El helio se obtiene a partir 
artir de aire en fase líquida. 
Debido a la estabilidad especial asociada con sus configuraciones electrónicas, los gases nobles 
forman muy pocos compuestos. Los pocos que se forman incorporan solamente los gases nobles 
ionización relativamente bajas. Las propiedades de los 
. Es muy inestables y se descompone en sus 
puede ser 2, 3, 4, 5, o 6. A cada 
uno de ellos le falta un electrón para llegar a la configuración de gas noble y por eso más 
1. El Fluor es el elemento más electronegativo y se 
1. Otros halógenos, cuando se combinan con 
elementos más electronegativos que ellos pueden exhibir estados de oxidación positivos de hasta 
Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este 
elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar, 
mientras el fluor se halla en minerales.
Los halógenos existen como molé
juntas mediante fuerzas de dispersión de London. La más grande, I
intermoleculares de mayor magnitud. Esta es un sólido a temperatura ambiente. Br
temperatura ambiente, mientras Cl
Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de 
elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes 
oxidantes. 
 
Algunas propiedades de los halógenos se resumen en la siguiente tabla,
Tabla 4–2. Propiedades de los halógenos 
El flúor se usa en plásticos, lubricantes,
figura que sigue. El cloro se usa como agente 
principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del 
bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro 
de potasio que se agrega a la sal de mesa.
Figura 4.1. Estructura de politetrafluoretileno (teflón)
Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es 
un ácido débil pero muy reactivo. HF(
Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en 
contenedores de vidrio, para eso se usa recipientes de plástico ó cera.
Los Interhalógenos son compuestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen 
IF3. En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más 
Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este 
elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar, 
mientras el fluor se halla en minerales. 
n como moléculas biatómicas, las cuales, en fase condensada, se mantienen 
juntas mediante fuerzas de dispersión de London. La más grande, I2, tiene las fuerzas 
intermoleculares de mayor magnitud. Esta es un sólido a temperatura ambiente. Br2
temperatura ambiente, mientras Cl2 y F2 son gases. 
Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de 
elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes 
unas propiedades de los halógenos se resumen en la siguiente tabla, 
2. Propiedades de los halógenos 
 
El flúor se usa en plásticos, lubricantes, y polímeros tales como el Teflón , que se muestra en la 
figura que sigue. El cloro se usa como agente blanqueador y en la industria de plásticos, 
principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del 
bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro 
agrega a la sal de mesa. 
 
Figura 4.1. Estructura de politetrafluoretileno (teflón) 
Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es 
un ácido débil pero muy reactivo. HF(aq) reacciona con los silicatos para grabar el vidrio.
 
Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en 
contenedores de vidrio, para eso se usa recipientes de plástico ó cera. 
puestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen 
. En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más 
Muy poco se conoce del miembro radioactivo del grupo, astato. El isótopo más estable de este 
elemento tiene una vida media de 8.1 horas. Cloro, bromo y yodo se hallan en el agua de mar, 
iatómicas, las cuales, en fase condensada, se mantienen 
, tiene las fuerzas 
 es un liquido a 
Cloro y, particularmente, flúor son muy reactivos. Se combinan directamente con la mayoría de 
elementos. Debido a que aceptan electrones tan fácilmente, los halógenos son Buenos agentes 
n , que se muestra en la 
blanqueador y en la industria de plásticos, 
principalmente en la fabricación de plásticos de polivinil cloruro (PVC). El uso mejor conocido del 
bromo es en el papel fotográfico como bromuro de plata; el yodo se usa comúnmente como yoduro 
Los haluros de hidrógeno diatómicos incluyen tres de los ácidos fuertes: HCl, HBr, and HI. HF es 
grabar el vidrio. 
Es debido a este tipo de reacción que las soluciones de HF no pueden ser almacenadas en 
puestos que contienen más de un halógeno. Ejemplos incluyen ClF, y 
. En tales compuestos se asigna un estado de oxidación de menos uno al halógeno más 
electronegativo, el cual es, en todos los casos excepto uno, el flúor. El único interhalógeno que no 
contienen flúor es el ICl3. 
Cl, Br, y I forman una serie de oxianiones y oxiácidos. La siguiente tabla enumera las fórmulas y 
nombres genéricos de los ácidos.
Tabla 4–3. Oxiácidos de los halógenos
La fuerza del ácido incrementa
halógeno central. 
Tema 11 No Metales (2)
 
El Grupo 6A 
El Oxígeno 
El oxígeno existe naturalmente en dos formas : dioxígeno(o simplemente oxígeno), O
O2 es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente.
Como sabemos es esencial para la vida. 
La configuración electrónica del oxígeno es [He] 2
noble ganando dos electrones para convertirse en ión óxido, O
para formar enlaces covalentes. Tiende a formar dos enlaces covalente, sea dos enlaces simples ó un 
enlace doble. 
Muchas reacciones del oxígeno tiene energías de activación muy altas pero son exotérmicas y 
autosustentables una vez iniciadas. La combustión, por ejemplo, es espontánea y exotérmica. Pero 
generalmente se necesita un fósforo para iniciar el fuego. Una de las reacciones muy exotérmicas 
del oxígeno, que se usa en soldadura, es la combustión del acetileno.
El ozono es un gas azul pálido tóxico de olor picante. El ozono tiene una molécula con un enlace 
que se encuentra deslocalizado sobre los tres átomos de oxígeno.
electronegativo, el cual es, en todos los casos excepto uno, el flúor. El único interhalógeno que no 
Cl, Br, y I forman una serie de oxianiones y oxiácidos. La siguiente tabla enumera las fórmulas y 
nombres genéricos de los ácidos. 
3. Oxiácidos de los halógenos 
 
incrementa en cada serie con el aumento del estado de oxidación del 
No Metales (2) 
El oxígeno existe naturalmente en dos formas : dioxígeno(o simplemente oxígeno), O
es un gas incoloro e inodoro a temperatura ambiente. Hierve a –183° C y se congela