Metales y No Metales: Valencia y Ejemplos

Metales

• Grupo 1: H (1), Li (1), Na (1), K (1), Rb (1), Cs (1), Fr (1), Ag (1)
• Grupo 2: Be (2), Mg (2), Ca (2), Sr (2), Ba (2), Ra (2)
• Grupo 3: Cr (3, 6)
• Grupo 4, 6, 7: Mn (4, 6, 7)
• Grupo 8: Fe (2, 3), Co (2, 3), Ni (2, 3)
• Grupo 10: Pd (2, 4) – Paladio, Pt (2, 4) – Platino
• Grupo 11: Cu (2, 1), Hg (2, 1)
• Grupo 13: Al (3)
• Grupo 11: Au (1, 3)

No Metales

• Grupo 13: B (3, -3)
• Grupo 14: C (2, 4, -4), Si (2, 4, -4)
• Grupo 15: P (5, 3, -3), As (5, 3, -3), Sb (5, 3, -3) – Antimonio, N (+1)
• Grupo 16: Te (4, 6, -2) – Teluro, Se (4, 6, -2) – Selenio, S (+2, -2)
• Grupo 16: O (-2)
• Grupo 17: F (-1)
• Grupo 17: I (1, 3, 5, 7, -1), Br (1, 3, 5, 7, -1), Cl (1, 3, 5, 7, -1)

Compuestos Químicos

Óxidos Básicos

Formación: Metal + Oxígeno

Ejemplo: FeO – Óxido de hierro (II), óxido ferroso

Óxidos Ácidos (Anhídridos)

Formación: No Metal + Oxígeno

Ejemplo: SO₂ – Dióxido de azufre, óxido de azufre (IV), óxido sulfuroso

Hidruros Metálicos

Formación: Metal + Hidrógeno

Ejemplo: FeH₂ – Dihidruro de hierro, hidruro de hierro (II), hidruro ferroso

Ácidos Hidrácidos

Formación: No Metal + Hidrógeno

Ejemplo: HCl – Cloruro de hidrógeno, ácido clorhídrico

Hidruros Volátiles

Ejemplos:

• NH₃ – Trihidruro de nitrógeno, amoníaco
• PH₃ – Fosfina
• AsH₃ – Arsina
• CH₄ – Metano
• SiH₄ – Silano
• BH₃ – Borano
• SbH₃ – Estibina

Peróxidos

Formación: Metal + O₂

Ejemplo: Li₂O₂ – Dióxido de dilitio, peróxido de litio

Sales Binarias

Formación: Metal + No Metal

Ejemplo: FeCl₂ – Dicloruro de hierro, cloruro de hierro (II), cloruro ferroso

Hidróxidos

Formación: Metal + OH

Ejemplo: Cu(OH)₂ – Dihidróxido de cobre, hidróxido de cobre (II), hidróxido cúprico

Ácidos Ternarios u Oxoácidos

Formación: No Metal + O₂ + H₂O

Ejemplo: HClO – Ácido oxoclorato (I) de hidrógeno, ácido oxoclórico (I), ácido hipocloroso

Sales Ternarias

Formación: Se sustituye el hidrógeno del ácido por un metal

Ejemplo: Ba(ClO)₂ – Diclorato (I) de bario, hipoclorito de bario

Nomenclatura especial para ácidos con varias moléculas de agua:

• Meta: 1 molécula de H₂O
• Orto: 3 moléculas de H₂O
• Piro: 2 moléculas de H₂O
• Di: 2 moléculas de ácido menos 1 molécula de H₂O

Ejemplo:

Anhídrido: H₂Cr₂O₇

Ácido: H₄Cr₂O₈ (se le suma H₂O)

Iones:

• CN^–: Ion cianuro
• Br^–: Ion bromuro

Nomenclatura de Aniones

Anhídrido	Ácido	Anión	Sal
Hipo…oso	Hipo…oso	Hipo…ito	Hipo…ito
…oso	…oso	…ito	…ito
…ico	…ico	…ato	…ato
Per…ico	Per…ico	Per…ato	Per…ato

Conversión de Unidades de Temperatura

Fahrenheit a Celsius: (233.6 – 32) * 5/9 = 112 ºC

Kelvin a Celsius: 301.36 – 273.15 = 28 ºC

Celsius a Fahrenheit: 112 * 9/5 + 32 = 233.6 ºF

Celsius a Kelvin: 273.15 + 28 = 301.15 ºK

Conceptos de Disoluciones y Reacciones Químicas

pH

El pH indica el grado de acidez de una disolución. Una disolución es ácida si su pH está entre 0 y 7, y básica si está entre 7 y 14. El pH está relacionado con la concentración de protones (H⁺) en la disolución.

Indicadores de pH

Un indicador es una sustancia que cambia de color en función del pH de la disolución. Ejemplos de indicadores son el papel de tornasol, el zumo de lombarda y la fenolftaleína.

Reacción Química

Una reacción química es un proceso en el que unas sustancias (los reactivos) se transforman total o parcialmente en otras sustancias (los productos).

Cambios Físicos

En los cambios físicos, no cambia la composición de la materia, sino su apariencia. Ejemplos: evaporación, solidificación, deformación.

Cambios Químicos

En los cambios químicos, la sustancia se transforma en otra sustancia diferente. Ejemplos: combustión de un papel, proceso de digestión, fermentación.

Velocidad de Reacción

La velocidad de reacción es la rapidez con la que transcurre una reacción química. Se puede medir observando la rapidez con la que se forman los productos o la rapidez con la que se consumen los reactivos.

Factores que afectan la velocidad de reacción:

• Temperatura
• Concentración de los reactivos (si están en disolución)
• Estado físico de los reactivos (si son sólidos, el tamaño de la superficie de contacto)
• Naturaleza de los reactivos

Catalizadores

Los catalizadores son sustancias que aumentan o disminuyen la velocidad de una reacción química sin ser consumidos en el proceso. Actúan en pequeñas cantidades. Ejemplo: platino y rodio en los catalizadores de los coches.

Enzimas

Las enzimas son catalizadores biológicos. Ejemplo: la aplicación de limón a una manzana para retardar su oxidación.

Ecuaciones Químicas y Estequiometría

Una ecuación química es la representación escrita de una reacción química. La estequiometría se refiere a las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en una reacción química.

Principios importantes:

• El número de átomos de cada elemento debe ser el mismo en los reactivos y en los productos (conservación de la materia).
• La masa de los reactivos es igual a la masa de los productos (Ley de Lavoisier).
• Las sustancias reaccionan en proporciones fijas y definidas (Ley de Proust).

Ajuste de Coeficientes Estequiométricos

Los coeficientes estequiométricos son los números que se colocan delante de las fórmulas químicas en una ecuación química para indicar la proporción en la que reaccionan los reactivos y se forman los productos.

Información de una Ecuación Química

• Cualitativa: Indica los reactivos y productos, su estado físico y si se forma un precipitado. No proporciona información sobre las cantidades.
• Cuantitativa: Informa sobre la energía cedida o absorbida en la reacción, las cantidades de reactivos que se necesitan y las cantidades de productos que se obtienen.

Molaridad y Concentración

La molaridad (M) se define como los moles de soluto por litro de disolución. La concentración es la relación entre la cantidad de soluto y la cantidad de disolución.

Tipos de Reacciones según la Energía

• Reacciones Endotérmicas: Los reactivos tienen menos energía que los productos. Los reactivos absorben calor del entorno. Ejemplo: las bolsas de frío instantáneo para deportistas.
• Reacciones Exotérmicas: Los reactivos tienen más energía que los productos. Se libera calor al ambiente. Ejemplo: una combustión o la reacción del hormigón.

Energía de Activación

La energía de activación es la energía mínima necesaria para que se inicie una reacción química, rompiendo los enlaces de los reactivos.

Entalpía

La entalpía (ΔH) es la diferencia de energía entre los productos y los reactivos en una reacción química.

Choque Eficaz

Un choque eficaz es aquel que tiene la orientación adecuada y la energía suficiente para romper los enlaces de las moléculas de los reactivos y formar nuevos enlaces en los productos.

Descripción Microscópica de las Reacciones

A nivel microscópico, durante una reacción química, se rompen los enlaces en los reactivos y se forman nuevos enlaces en los productos, dando lugar a una nueva sustancia.

Reacciones en Condiciones Normales (CN)

Cuando una reacción se produce en condiciones normales (CN) de presión y temperatura (1 atm y 0 ºC), el volumen molar de un gas ideal es 22.4 L.

Ley de los Gases Ideales

La ley de los gases ideales relaciona la presión (P), el volumen (V), el número de moles (n), la constante de los gases ideales (R) y la temperatura (T) de un gas ideal:

PV = nRT

Donde:

• P: Presión en atmósferas (atm)
• V: Volumen en litros (L)
• n: Número de moles
• R: Constante de los gases ideales (0.0821 atm·L/mol·K)
• T: Temperatura en Kelvin (K)

Ondas y Energía

Onda

Una onda es una perturbación que transporta energía de un lugar a otro en el espacio sin que exista transporte de materia.

Kilovatio-hora (kWh)

El kilovatio-hora (kWh) es una unidad de energía, comúnmente utilizada para medir el consumo de energía eléctrica.

Potencia

La potencia se define como la cantidad de energía transferida por unidad de tiempo. Se puede expresar en vatios (W) o julios por segundo (J/s).

Potencia = Energía / Tiempo = Julios / Segundo = W