Espectroscopía de Absorción Atómica Elementos detectables por Absorción Atómica.
Valencia atómica
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VALENCIA ATÓMICA
O valencia de un átomo es el número de electrones que están siendo compartidos,
recibidos o dados por un átomo en un enlace iónico o covalente.
La valencia no debe confundirse con un concepto relacionado pero algo más avanzado, “el estado de oxidación”.
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De forma aislada, un átomo o elemento químico puede describirse con sus posibles
valencias, que son los números de valencia que más frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y que son el resultado de su
configuración electrónica en la capa de valencia.
La valencia es un concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que
se consumen en una reacción química o las proporciones de elementos que se encuentran
en un compuesto químico.
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Es así como los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA, tienden a perder electrones (e-), son de
carácter predominante metálico y poseen valores bajos de
electronegatividad.
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Los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, por lo general ganan o
comparten e- hasta completar 8 e- en su último nivel de energía, son de
carácter predominante NO metálico y poseen valores altos de
electronegatividad.
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Los elementos del grupo VIIIA, también conocidos como “gases nobles o inertes”, no ganan ni pierden
ni comparten e- , ya que poseen su último nivel de energía lleno, o
sea, poseen 8 e- , por lo anterior su electronegatividad es nula, lo cual
indica que no forman compuestos con ningún otro elemento.
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La valencia de cada elemento depende de el grupo al que
pertenece; los elementos del grupo IA, tienen valencia 1, los del IIA
poseen valencia 2. Los del grupo IIIA su valencia es 3 y así sucesivamente:
IVA= 4 VA= 5 VIA= 6 VIIA= 7 VIIIA= sin valencia o “0”.
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NÚMERO DE OXIDACIÓN
Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un
átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen, este
número se asigna según ciertas reglas un tanto arbitrarias.
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Las reglas son:
-Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad
se distribuyen en forma equitativa entre ellos.
-Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le
asignan al más electronegativo.
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Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo
con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de
oxidación.
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Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo
atómico y lleva el signo escrito.
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Por ejemplo:Vamos a determinar el número de
oxidación del Cl en los compuestos: Cl2 y en el HCl.
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Estructura de Lewis para el Cl2
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En el Cl2, los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya
que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente
tendrán igual valor de electronegatividad.
Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los
mismos que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de
oxidación sea 0.
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Estructura de Lewis para el HCl
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En el HCl, los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y
su número de oxidación es +1.
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De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que
permiten asignar números de oxidación sin necesidad de
representar las estructuras de Lewis, las cuales a veces pueden ser complejas o desconocidas.
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Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente
manera:
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• En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo
elemento, el número de oxidación es 0.
Por ejemplo: Auo, Cl2o, S8
o.
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• El 0xígeno, cuando está combinado, actúa
frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de
oxidación -1.
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• El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal,
por ser éstos más electronegativos; y con
-1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más
electropositivos.
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• En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide
con la carga del ión.Por ejemplo:
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Na+1 ------------ +1(Número de oxidación)
S-2 ------------- -2 (Número de oxidación)
Al+3 ----------- +3 (Número de oxidación)
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Estos iones, son átomos con carga eléctrica, la cuál adquieren después
de ganar o perder electrones.Hay dos clases de iones:
ANIONES: Son iones de carga eléctrica negativa, y ganan electrones.
CATIONES: Son iones de carga eléctrica positiva y pierden
electrones.
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• Recordemos que los elementos de los grupos IA, IIA y IIIA
forman iones de carga +1, +2 y +3 respectivamente, y los del VIIA y VIA, de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.
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• La suma de los números de oxidación es igual a la carga de
la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma
será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de
éstos.
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Por ejemplo:a) Para calcular el número de
oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica,
ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los
elementos que tienen opción (que ya conocemos), que son el Na: +1 y el O:
-2
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+1 X -2Na2 S O3
Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales
en la parte superior de cada elemento.
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La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en
cuestión no posee carga residual:
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(#ox. Na)x Cant atom Na + (#ox. S)x Cant atom S + (#ox. O)x Cant atom O = 0
(+1)x 2 + (X)x 1 + (-2)x 3 = 02 + X - 6 = 0X= 0 – 2 + 6
X = + 4Número de Oxidación del S en este
compuesto = +4es así, entonces, que:
+1 +4 -2Na2 S O3
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En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la
carga le corresponde a él.
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b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr2O7
-2 nos basaremos en el O que tiene Nro
de Ox = -2
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X _2(Cr2 O7)-2
2 (X) + 7 (-2) = -2(Suma igual a la carga del ión)
resolviendo, encontramos que2X + (-14) = -2
2X – 14 = -22X = -2 + 14
2X = +12X = +12 / 2
X = + 6
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Entonces tenemos que:
+6 _2(Cr2 O7)-2
El nro de ox. Del Cr es +6
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ACTIVIDAD:
- Con ayuda de las reglas anteriores, determine el número de oxidación para los elementos
de las siguientes fórmulas o símbolos
![Page 36: Valencia atómica](https://reader033.fdocumento.com/reader033/viewer/2022042701/55aa05bd1a28abc4338b4918/html5/thumbnails/36.jpg)
KCOSO3
P2O5
Au2S3
FeHClCO2
C2H6
AgCl
H2
KINH3
C3H6
ZnI2
O3
NaBrCH4
Cl2O7
PbCl4
N2
ZnOH2SCuI
H2SO4
KMnO4
HNO3
![Page 37: Valencia atómica](https://reader033.fdocumento.com/reader033/viewer/2022042701/55aa05bd1a28abc4338b4918/html5/thumbnails/37.jpg)
NaNO2
NaClOCaCO3
KClO3
SO4 -2
K2Cr2O7
H3PO4
NO3 -1
PO4 -3
Cr2O7 -2
Cu +2
Cl -1
NH4 +
S -2
IO3-1
![Page 38: Valencia atómica](https://reader033.fdocumento.com/reader033/viewer/2022042701/55aa05bd1a28abc4338b4918/html5/thumbnails/38.jpg)
Cr2O7 -2
2(x)+7(-2)=-2
2x+-14= -2
2x-14= -2
2x= -2+14
2x= +12
x= +12/2
x= +6