Nomenclatura Quimica

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Estos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC. Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno H+1; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales. Véase también: pH Contenido [ocultar] 1 Nomenclaturas de compuestos inorgánicos 1.1 Nomenclatura sistemática 1.2 Stock 1.3 Nomenclatura tradicional, clásica o funcional 1.4 Otras reglas y conceptos generales 2 Óxidos (compuestos binarios con oxígeno) 2.1 Óxidos básicos (metálicos) 2.2 Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos) 2.3 Peróxidos 2.4 Superóxidos 2.5 Ozónidos 3 Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno) 3.1 Hidruros metálicos 3.2 Hidrácidos e hidruros no metálicos 3.3 Hidruros con los nitrogenoides 3.4 Boranos 3.5 Silanos 3.6 Germanos 4 Hidrocarburos 5 Oxácidos (compuestos ternarios ácidos) 5.1 Ácidos 6 Hidróxidos (compuestos ternarios básicos) 7 Sales 7.1 Sales neutras 7.2 Sales ácidas 7.3 Sales básicas 7.4 Sales mixtas 8 Poliácidos 9 Peroxoácidos 10 Tioácidos 11 Iones 11.1 Cationes mono y poliatómicos 12 Véase también 13 Enlaces 14 Referencias Nomenclaturas de compuestos inorgánicosSe aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos: Nomenclatura sistemáticaTambién llamada nomenclatura por atomicidad o estequiométrica, es el sistema recomendado por la IUPAC. Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo el agua con formula H2O, que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula de este compuesto, aunque de manera mas practica, la atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad determinada de sustancia. En este estudio sobre nomenclatura química es mas conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de un elemento en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico (Véase en la sección otras reglas nombre genérico y específico). Prefijos griegos Atomicidad mono- 1 di- 2 tri- 3 tetra- 4 penta- 5 hexa- 6 hepta- 7 oct- 8 non- nona- eneá- 9 deca- 10 Por ejemplo, CrBr3 = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc. Por ejemplo la fluorapatita Ca5F (PO4)3 = fluoruro tris (fosfato) de calcio, ya que si se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P3O10]5-, en cuyo caso sería: Ca5F (P3O10)3 [editar] StockEste sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación) es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones). De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro elemento (en compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular. alternancia de valenciasEjemplo: Fe2+3S3-2, sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III del hierro en el subíndice o atomicidad del azufre]. [editar] Nomenclatura tradicional, clásica o funcionalEn este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son: Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar a usar el sufijo –ico. K2O, óxido de potasio u óxido potásico. Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico. … -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la valencia +2, óxido ferroso … -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3-2, hierro con valencia +3, óxido férrico[1] Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos. hipo- … -oso (para la menor valencia) … -oso (para la valencia intermedia) … -ico (para la mayor valencia) Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y sufijos. hipo- … -oso (para las valencias 1 y 2) … -oso (para la valencias 3 y 4) … -ico (para la valencias 5 y 6) per- … -ico (para la valencia 7): Ejemplo: Mn2+7O7-2, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de tres números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7). Otras reglas y conceptos generalesLos compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos nombres: el genérico y el específico. El nombre genérico o general es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química, por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc. Y el nombre específico es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico seguido del específico. Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe2 O3, respectivamente. En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más electronegativo). Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre genérico, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el nombre específico en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda (el mas electropositivo). Por ejemplo: el óxido de sodio Na+1 2O-2, el nombre genérico óxido hace referencia al segundo elemento de la fórmula que es el “oxígeno”, el más electronegativo, y el nombre específico “sodio” hace referencia al primer elemento de la fórmula que es el sodio y el menos electronegativo o más electropositivo. ¿Cómo se trabajan los números de valencia para poder nombrar correctamente a un compuesto inorgánico? Muchos elementos pueden trabajar con más de un número de valencia, hasta el número 7 de valencia en los elementos representativos (Nota: recordar que el número de valencia se muestra como superindice de cada elemento en la formula del compuesto). Con las mismas fórmulas moleculares se puede determinar con que número trabajan los elementos del compuesto aunque en este no se observen. Esto se logra con el hecho que en la fórmula de un compuesto la suma de los números de valencia entre los elementos debe ser igual a cero, lo que significa que la molécula será neutra y sin carga. Contrario a esto ultimo, únicamente cuando la fórmula del compuesto indique una carga positiva o negativa de la molécula, lo que en cuyo caso la molécula pasaría a llamarse un ion (para graficar esto último ver la imagen del "ácido nítrico" al final de la sección oxácidos, del lado derecho de la imagen se encuentran el ion nitrato y el ion hidrógeno con cargas negativa y positiva, respectivamente). Como ejemplo para trabajar con valencias: FeO, este compuesto es un óxido y el oxígeno en los óxidos trabaja con una valencia de -2, así que para que la molécula sea neutra el hierro debe sumar el número de valencias suficientes para que la suma de valencias sea cero. Los números de valencia con los que puede trabajar el hierro son +2 y +3, así que, en esta molécula el hierro va a utilizar la valencia +2. Como solo hay un átomo de hierro y la valencia es +2, el elemento hierro en esa molécula tiene carga total de +2 y de igual manera como solo hay un átomo de oxígeno y trabaja con la valencia -2, la carga total de este elemento es de -2. Y ahora la suma de valencias o cargas es igual a cero (+2) + (-2) = 0. La fórmula con valencias para este compuesto sería Fe2O-2. En otro ejemplo, en el compuesto Fe2O3 se busca también un cero en la suma de valencias para que la molécula sea neutra, así que como hay 3 átomos de oxígeno y este trabaja con la valencia -2, la carga total para este elemento en la molécula “son el número de átomos del elemento multiplicado por el número de valencia con el que este trabaja”, que en total seria -6. De esta manera los átomos de hierro deben de sumar valencias para hacer cero al -6 de los oxígenos, en la sumatoria final. Como hay 2 átomos de hierro, este va a trabajar con el número de valencia +3 para hacer un total de +6, que sumados con los -6 de los oxígenos seria igual a cero, que significa una carga neutra para la molécula. Los números de átomos y valencias en la molécula son: No. de átomos de hierro = (2) No. de valencia para cada uno de los átomos de hierro = (+3) No. de átomos de oxígeno = (3) No. de valencia para cada uno de los átomos de oxígeno = (-2) La operatoria completa se vería así: [2(+3)] + [3(-2)] = 0. La fórmula con valencias sería Fe23O3-2. Como ya se había explicado anteriormente el número de valencias indica los electrones que intervienen en un enlace, y en este último compuesto, Fe23O3-2, cada uno de los 2 átomos de hierro está cediendo 3 electrones a los átomos de oxígeno y a la vez cada uno de los 3 oxígenos está ganando 2 electrones; 2 de los 3 átomos de oxígeno reciben 2 electrones de los 2 átomos de hierro, y el 3er átomo de oxígeno recibe 2 electrones, 1 electrón sobrante de cada uno de los 2 átomos de hierro. Estructura de Lewis de la molecula binaria, óxido férrico o trióxido de dihierro u óxido de hierro (III). En la siguiente tabla se presentan los elementos que generalmente se usan para formar compuestos. Los números de valencia están en valor absoluto. Elemento Símbolo Número de Valencia Elemento Símbolo Número de Valencia Aluminio Al 3 Antimonio Sb 3 y 5 Arsénico As 3 y 5 Astato At 1, 3, 5 y 7 Azufre S 2, 4 y 6 Bario Ba 2 Berilio Be 2 Bismuto Bi 3 y 5 Boro B 3 Bromo Br 1 y 5 Cadmio Cd 2 Calcio Ca 2 Carbono C 2 y 4 Cesio Cs 1 zinc Zn 2 Circonio Zr 4 Cloro Cl 1, 3, 5 y 7 Cobalto Co 2 y 3 Cobre Cu 2 y 1 Cromo Cr 2, 3, 4, 5 y 6 Escandio Sc 3 Estaño Sn 2 y 4 Estroncio Sr 2 Flúor F 1 Fósforo P 1,3 y 5 Galio Ga 3 Germanio Ge 2,4 y -4 Hafnio Hf 4 Hidrógeno H 1 y -3 Hierro Fe 2 y 3 Iridio Ir 2, 3, 4 y 6 Itrio Y 3 Lantano La 3 Litio Li 1 Magnesio Mg 2 Manganeso Mn 2, 3, 4, 6, 7 Mercurio Hg 1 y 2 Molibdeno Mo 2, 3, 4, 5 y 6 Niobio Nb 3 Níquel Ni 2 y 3 Nitrógeno N 2, 3, 4 y 8 Oro Au 1 y 3 Osmio Os 2, 3, 4 y 6 Plata Ag 1 Platino Pt 2 y 4 Plomo Pb 2 y 4 Potasio K 1 Renio Re 1, 2, 4, 6 y 7 Rodio Rh 2, 3 y 4 Rubidio Rb 1 Rutenio Ru 2, 3, 4, 6 y 8 Selenio Se 2, 4 y 6 Silicio Si 4 Sodio Na 1 Talio Tl 1 y 3 Tántalo Ta 5 Tecnecio Tc 7 Telurio Te 2, 4 y 6 Titanio Ti 3 y 4 Vanadio V 2, 3, 4 y 5 Yodo I 1,3, 5 y 7 Véase también: Estructura de Lewis [editar] Óxidos (compuestos binarios con oxígeno)Los óxidos son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”. Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de nomenclaturas; si se utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a la valencia del elemento diferente del oxígeno; si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijo se asignan de acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular. [editar] Óxidos básicos (metálicos)Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal + O. En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. Y en la nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico. En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas: metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los óxidos y los metales con números de valencia iguales a 4 y mayores se nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos: V2+3O3-2 se nombra como óxido, óxido vanádoso; V2+5 O5-2 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (hipo-...-oso) y 3 (-oso) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos. Metal + Oxígeno → Óxido básico 4Fe + 3O2 → 2Fe2O3 Compuesto Nomenclatura sistemática Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional K2O óxido de potasio[2] o monóxido de potasio óxido de potasio[2] óxido potásico u óxido de potasio Fe2O3 trióxido de hierro óxido de hierro (III) óxido férrico FeO monóxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánico Cuando los no metales, nitrógeno y fósforo, trabajan con números de valencia 4 y 2, mientras se enlazan con el oxígeno se forman óxidos (ver la sección de anhídridos, penúltimo párrafo). [editar] Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos)Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos. hipo- … -oso (para números de valencia 1 y 2) … -oso (para números de valencia 3 y 4) … -ico (para números de valencia 5 y 6) per- … -ico (para el número de valencia 7) No metal + Oxígeno → Anhídrido 2S + 3O2 → 2SO3 Compuesto Nomenc. sistem. Nomenc. Stock Nomenc. tradicional Cl2O óxido de dicloro o monóxido de dicloro óxido de cloro (I) anhídrido hipocloroso SO3 trióxido de azufre óxido de azufre (VI) anhídrido sulfúrico Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII) anhídrido perclórico Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido acido ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema Stock y difluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es O2F2-1. Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes: Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula NO. Dióxido de nitrógeno, de fórmula NO2. Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno, de fórmula N2O. Trióxido de dinitrógeno, de fórmula N2O3. Tetróxido de dinitrógeno, de fórmula N2O4. Pentóxido de dinitrógeno, de fórmula N2O5. Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están los óxidos de nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así: N21O-2 Anhídrido hiponitroso N2O-2 Óxido hiponitroso N23O3-2 Anhídrido nitroso N24O4-2 Óxido nitroso N4O2-2 Óxido nitroso N25O5-2 Anhídrido nítrico P23O3-2 Anhídrido fósforoso P4O2-2 Óxido fósforoso P25O5-2 Anhídrido fosfórico Cuando los metales, con más de dos números de valencia y que trabajan con los números de valencia iguales o mayores a 4, se enlazan con el oxígeno, forman anhídridos (ver la sección de óxidos básicos, segundo párrafo). [editar] PeróxidosLos peróxidos se obtienen por reacción de un óxido con oxígeno monoatómico y se caracterizan por llevar el grupo peróxido o unión peroxídica (-o-o-). Son compuestos diatómicos en donde participan el grupo peróxido y un metal. La fórmula general de los peróxidos es Metal + (O-1) 2-2. En el sistema tradicional se utiliza el nombre peróxido en lugar de óxido y se agrega el nombre del metal con las reglas generales para los óxidos en esta nomenclatura. En las nomenclaturas Stock y sistemática se nombran los compuestos con las mismas reglas generales para los óxidos. No todos los metales forman peróxidos y habitualmente lo hacen los del grupo 1A y 2A de la tabla periódica (alcalinos y alcalinotérreos). Metal + Grupo peróxido → Peróxido 2Li+1 + (O)2-2 → Li2(O)2 Compuesto Nomenc. sistemática Nomenc. Stock Nomenc. tradicional H2O2 dióxido de dihidrógeno peróxido de hidrógeno agua oxigenada CaO2 dióxido de calcio peróxido de calcio peróxido de calcio ZnO2 dióxido de zinc peróxido de zinc (II) peróxido de zinc [editar] SuperóxidosLos superóxidos, también llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión superóxido, la fórmula general es Metal + (O 2)-1 Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el grupo superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos. Se nombran como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido. Metal + Grupo superóxido → Superóxido Li+1 + (O2)-1 → LiO2 Compuesto Nomenclatura KO2 superóxido o hiperóxido de potasio CaO4 ó Ca (O2)2 superóxido de calcio CdO4 superóxido de cadmio [editar] OzónidosSon compuestos binarios formados por el grupo ozónido, que son 3 oxígenos enlazados con una valencia total de -1. La fórmula general para los ozónidos es Metal + (O3)-1. Los ozónidos se nombran de forma análoga a los peróxidos con la diferencia que en estos compuestos se utiliza el nombre ozónido en lugar de peróxido. Metal + Grupo ozónido → Ozónido K + (O3)-1 → KO3 Compuesto Nomenclatura KO3 ozónido de potasio RbO3 ozónido de rubidio CsO3 ozónido de cesio [editar] Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno)Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y otro elemento. [editar] Hidruros metálicosSon compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H. Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los prefijos -oso o -ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para los sistemas Stock ,sistemático y nom tradicional se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre genérico. Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico 2K + H2 → 2KH Compuesto Nomenc. sistemática Nomenc. Stock Nomenc. tradicional KH monohidruro de potasio hidruro de potasio[2] hidruro potásico o hidruro de potasio NiH3 trihidruro de níquel hidruro de níquel (III) hidruro niquélico PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV) hidruro plúmbico [editar] Hidrácidos e hidruros no metálicosLos hidrácidos (compuestos binarios ácidos) e hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver la sección oxácidos. Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H+1 Br-1 (g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico. No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico Cl2 + H2 → 2HCl(g) Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo. Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido HCl(g) + H2O → H+1 + Cl-1 Compuesto en estado puro en disolución HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico H2Te teluluro de hidrógeno ácido telurhídrico [editar] Hidruros con los nitrogenoidesEstos hidrácidos o hidruros no metálicos son compuestos binarios de hidrógeno y un elemento de la familia V (nitrogenoides) que se enlazan siguiendo la fórmula NoMetal + H3. A estos compuestos se les llama por sus nombres comunes, aunque muy raramente se les nombra con las reglas de nomenclatura de los hidruros (metálicos). En estos hidruros no metálicos el hidrógeno es el elemento más electronegativo en el compuesto. No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico N2 + 3H2 → 2NH3 Compuesto Nombre NH3 amoníaco o trihidruro de nitrógeno PH3 fosfina o trihidruro de fósforo AsH3 arsina o trihidruro de arsénico SbH3 estibina o trihidruro de antimonio BiH3 bismutina o trihidruro de bismuto [editar] BoranosLos boranos son compuestos binarios entre el hidrógeno y el boro que generalmente se enlazan siguiendo la fórmula BnHn+4. Estos compuestos no se nombran en un sistema de nomenclatura específico ya que las reglas para nombrarlos son especiales. Se utiliza la palabra borano con un prefijo numérico griego (tabla de prefijos) que depende del número de átomos de borano presentes en la molécula. Compuesto Nombre BH3 monborano o borano B2H6 diborano B3H7 triborano B4H8 tetraborano B10H14 decaborano [editar] SilanosLos silanos son compuestos binarios de hidrógeno y silicio que se enlazan generalmente siguiendo la fórmula SinH2n+2. Los silanos al igual que los boranos no tienen un sistema de nomenclatura específico para ser nombrados y utilizan las mismas reglas de nomenclatura, con la palabra silano como base. Compuesto Nombre SiH4 monosilano, silano o tetrahidruro de silano Si2H6 disilano Si3H8 trisilano Si4H10 tetrasilano Si10H22 decasilano [editar] GermanosLos germanos son compuestos binarios de hidrógeno y germanio que se enlazan generalmente siguiendo la misma fórmula que los silanos GenH2n+2. Los germanos al igual que los boranos y silanos no tienen un sistema de nomenclatura específico para ser nombrados y utilizan las mismas reglas de nomenclatura que los silanos, con la palabra germano como base. Compuesto Nombre GeH4 monogermano, germano o tetrahidruro de germano Ge2H6 digermano Ge3H8 trigermano Ge4H10 tetragermano Ge10H22 decagermano [editar] HidrocarburosArtículo principal: Nomenclatura química de los compuestos orgánicos Los hidrocarburos son compuestos orgánicos poliatómicos formados por hidrógeno y carbono. Véase también: Química orgánica [editar] Oxácidos (compuestos ternarios ácidos)Los oxácidos, también llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos ternarios ácidos originados de la combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. La fórmula general para los oxácidos es H + NoMetal + O. En el sistema tradicional se les nombra con las reglas generales para los anhídridos sustituyendo la palabra anhídrido por ácido (ya que de los anhídridos se originan). Para el sistema Stock se nombra al no metal con el sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de hidrógeno”. Y para la nomenclatura sistemática se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (según reglas generales para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”. Anhídrido + Agua → oxácido SO3 + H2O → H2SO4 Compuesto Nomenclatura sistemática Nom. Stock Nom. tradicional H2SO4 tetraoxosulfato de Hidrógeno sulfato (VI) de hidrógeno[2] ácido sulfúrico HClO4 ácido tetraoxoclórico clorato (VII) de hidrógeno[2] ácido perclórico H2SO2 ácido dioxosulfúrico sulfato (II) de hidrógeno[2] ácido hiposulfuroso Como se indica en la sección de los anhídridos, el nitrógeno y el fósforo no forman anhídridos cuando se enlazan con el oxígeno, mientras estos trabajan con los números de valencia 4 y 2, si no que forman óxidos y por esta razón el nitrógeno y el fósforo no pueden formar oxácidos con estos números de valencia. Ya que para nombrar a los compuestos se necesita saber con qué números de valencia trabajan los elementos, una manera muy fácil para determinar los números, según la fórmula molecular, es sumando los números de valencia del oxígeno y el hidrógeno planteando una ecuación para la valencia del no metal, ya que la suma de cargas o valencias debe ser cero para que la molécula sea neutra (ver la sección reglas generales). Como se describe anteriormente la formula general para estos compuestos es H + NoMetal + O, donde el oxígeno es el elemento más electronegativo y el hidrógeno y el no metal son los elementos más electropositivos. El hidrógeno trabaja con la valencia +1 y el oxígeno con la valencia -2, siempre en estos compuestos. Por ejemplo: H2SO4, como hay 4 átomos de oxígeno y este trabaja con -2, en total para los oxígenos la carga seria de -8. De la misma manera, como hay 2 hidrógenos y este trabaja con valencia +1 la carga para este elemento es de +2. Como la suma de las cargas debe ser igual a cero, entonces el azufre trabajara con la valencia +6. Los elementos con valencias y la operatoria serían: H2+1 + S+6 + O4-2 => (+1)2 + (+6) + (-2)4 = 0. Como el azufre trabaja con +6 su terminación o sufijo sería –ico y el compuesto se nombraría “ácido sulfúrico”. Por otra parte, ciertos anhídridos pueden formar hasta tres oxácidos distintos dependiendo de cuantas moléculas de agua se agreguen por molécula de anhídrido. En otras palabras, en ciertos oxácidos especiales, un solo “no metal” con una sola valencia puede formar hasta tres oxácidos. Estos elementos son el vanadio, yodo, fósforo, silicio, boro y teluro. Para diferenciar a estos oxácidos en el sistema tradicional se utilizan tres prefijos dependiendo de cuantas moléculas de agua se agregan por cada una molécula de anhídrido. Estos son: meta-… (1 molécula de agua) piro-… (2 moléculas de agua) orto-… (3 moléculas de agua) este prefijo se puede omitir El silicio y el yodo también pueden formar oxácidos con más de una molécula de agua, en dos casos especiales. Compuesto Nom. sistemática Nom. Stock Nom. tradicional P2O5 + H2O → 2HPO3 ácido trioxofosfórico trioxofosfato (V) de hidrógeno ácido metafosfórico P2O5 + 2H2O → H4P2O7 ácido heptaoxodifosfórico heptaoxodifosfato (V) de hidrógeno ácido pirofosfórico P2O5 + 3H2O → 2H3PO4 ácido tetraoxofosfórico tetraoxofosfato (V) de hidrógeno ácido ortofosfórico o ácido fosfórico I2O7 + 5H2O → 2H5IO6 ácido hexaoxoyódico hexaoxoyodato (VII) de hidrógeno ácido ortoperyódico SiO2 + 2H2O → H4SiO4 ácido tetraoxosilícico tetraoxosilicato (IV) de hidrógeno ácido ortosilícico (excepción sólo 2 moléculas de agua) Como se describe previamente los oxácidos están formados por un anhídrido (no metal + oxígeno) y el hidrógeno, pero como se indica en la secciones de anhídridos y óxidos básicos algunos metales, también pueden formar anhídridos, y por esta razón, también pueden formar oxácidos. Compuesto Nomenclatura sistemática Nom. Stock Nom. tradicional H2CrO4 ácido tetraoxocrómico cromato (VI) de hidrógeno[2] ácido crómico H2MnO3 ácido trioxomangánico manganato (IV) de hidrógeno[2] ácido manganoso H2MnO4 ácido tetraoxomangánico manganato (VI) de hidrógeno[2] ácido mangánico HMnO4 ácido tetraoxomangánico manganato (VII) de hidrógeno[2] ácido permangánico HVO3 ácido trioxovanádico vanadato (V) de hidrógeno[2] ácido vanádico Los oxiácidos son compuestos que presentan uniones covalentes, pero cuando se disuelven en agua ceden fácilmente iones H+1 (protones). Esto se debe a que el agua, por la naturaleza polar de sus moléculas, tiene tendencia a romper las uniones covalentes polares de los ácidos, con formación de iones H+1 y del anión ácido correspondiente. Por ejemplo, el ácido nítrico que se disuelve en agua da lugar a un anión nitrato y un catión hidrógeno. (Agua)………. HNO3 →→→→ NO3-1 + H+1 La ionización de un oxácido al disolverse en agua es un ejemplo de proceso que se cumple en ambos sentidos, es decir que, al mismo tiempo que se forman iones a partir del ácido, este se regenera constantemente por la unión de aniones y cationes. Los procesos de esta naturaleza se denominan reversibles. (Agua)………. HNO3 →→→→ NO3-1 + H+1 ……….(Agua) NO3-1 + H+1 →→→→ HNO3 Estructura de Lewis que sobre el proceso de ionización reversible para el hidróxido, ácido nítrico. Esta imagen esta mejor explicada en la sección 6 del articulo.[editar] ÁcidosLos ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el segundo, hidrácidos. Ácido, también es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando cationes hidrógeno. [editar] Hidróxidos (compuestos ternarios básicos)Los hidróxidos son compuestos ternarios básicos formados por la unión de un óxido básico con agua. Se caracterizan por tener en solución acuosa el radical o grupo oxhidrilo o hidroxilo OH-1. Para nombrarlos se escribe con la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal electropositivo terminado en -oso o -ico según las reglas generales para el sistema tradicional. La fórmula general es Metal + (OH)-1x. En la nomenclatura Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido y las respectivas reglas generales. Óxido básico + Agua → Hidróxido Na2O + H2O → 2Na(OH) Compuesto Nomenclatura sistemática hidróxido de litio hidróxido lítico Pb (OH)2 dihidróxido de plomo hidróxido de plomo (II) hidróxido plumboso Al (OH)3 trihidróxido de aluminio hidróxido de aluminio (III) hidróxido alumínico o hidróxido de aluminio Los hidróxidos cuando se disuelven en agua se ionizan formando cationes metal e iones hidroxilo u oxhidrilo. Este proceso de ionización es reversible, es decir que así como se forma los cationes metal e iones hidroxilo a partir de un hidróxido, inversamente, también se pueden formar hidróxidos a partir de los cationes e iones ya mencionados. (Agua)…….. Na(OH) →→→→ Na+1 + (OH)-1 ……..(Agua) Na+1 + (OH)-1 →→→→ Na(OH) Un caso especial lo constituye el hidróxido de amonio. El amoníaco es un gas muy soluble en agua, su fórmula es NH3. Al disolverse reacciona con el agua formando el compuesto hidróxido de amonio. Este proceso es reversible. …..(Agua) NH3 + H2O →→→→ NH4(OH) OH) →→→→ NH3 + H2O [editar] SalesLas sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas. Las sales comprenden tanto compuestos binarios o diatómicos, como ternarios. Y hay distintos tipos o formas de clasificarlas que son: sales neutras, sales ácidas, sales básicas y sales mixtas. [editar] Sales neutrasLas sales neutras son compuestos formados por la reacción de un ácido con un hidróxido (compuesto ternario básico) formando también agua. Entre las sales neutras se encuentran las binarias y las ternarias, que se diferencian entre si por el ácido con el que reaccionan, siendo estos un hidrácido o un oxácido. Cuando reacciona un ácido con un hidróxido para formar una sal neutra se combinan todos los cationes hidronio (H+1) con todos los aniones hidroxilo (OH-1). Los cationes H+1 son los que dan la propiedad de ácido a los hidrácidos y oxácidos, y los aniones OH-1 son los que dan propiedad de base a los hidróxidos, y cuando estos ácidos y bases reaccionan dan lugar a una neutralización, que es la formación de agua, mientras que los iones restantes de la reacción forman una sal. Es por esta razón que estas sales reciben el nombre de "neutras". Ver las ecuaciones abajo mostradas. Las sales neutras binarias o sales haloideas son compuestos formados por un hidrácido y un hidróxido. Para nombrarlos en el sistema tradicional, stock y sistemático se aplican las reglas generales usando el nombre del no metal con el sufijo –uro como nombre genérico y el nombre del metal como nombre especifico. En las dos primeras ecuaciones se presenta el proceso completo para la formación de una sal neutra binaria y en las ultimas dos se ejemplifica por separado la neutralización y la formación de la sal neutra. Hidrácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra HCl + Na(OH) → H2O + NaCl H+1 + Cl-1 + Na+1 + (OH)-1 → H2O + NaCl H+1 + (OH)-1 → H2O Cl-1 + Na+1 → NaCl Compuesto Nomenclatura sistemática Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional NaCl cloruro de sodio cloruro de sodio cloruro sódico o cloruro de sodio CaF2 difluoruro de calcio fluoruro de calcio fluoruro cálcico FeCl3 tricloruro de hierro cloruro de hierro (III) cloruro férrico CoS monosulfuro de cobalto sulfuro de cobalto (II) sulfuro cobaltoso Nota: para el correcto nombramiento de estos compuestos hacer énfasis en que los no metales de los hidrácidos trabajan con la menor valencia (1 y 2), y como son los hidrácidos que reaccionan con los hidroxidos para formar las sales neutras binarias. Es por esta razón que en el caso del FeCl3 el hierro trabajo con la valencia -3 y el "no metal" cloro trabaja con -1, aunque el cloro posea las valencias 1, 3, 5 y 7. Las sales neutras ternarias son compuestos formados por un hidróxido y un oxácido. La denominación que reciben las sales proviene del nombre del ácido, oxácido, que las origina. Para nombrar una sal cuando deriva de un ácido cuyo nombre especifico termina en -oso, se reemplaza dicha terminación por -ito. Análogamente cuando el nombre especifico del ácido termina en –ico, se reemplaza por -ato. Por ejemplo: el Hidroxido de sodio (Na(OH)) reacciona con el ácido ortofósforico o ácido fosfórico (H3PO4) para formar la sal fosfato de sodio u ortofosfato de sodio (Na3PO4). Otra manera para saber cuándo utilizar los sufijos –ito o –ato, en lugar de determinar de qué ácido proviene la sal neutra, para así nombrar el compuesto; se determina el número de valencia con el que trabaja el no metal diferente de oxigeno en el compuesto. El procedimiento es similar al utilizado en los oxácidos (sección oxácidos, tercer párrafo). Los puntos que hay que tener en cuanta son: El elemento más electronegativo es el oxígeno y los elementos mas electropositivos son el metal y el no metal. En la fórmula molecular el metal va a la izquierda, el no metal va al centro y el oxígeno va a la derecha. El oxígeno trabaja con el número de valencia -2. Los elementos que formaran el radical u oxoanión son el no metal y el oxígeno, razón que obliga a que la suma de valencias o cargas entre estos dos elementos sea negativa. La suma de cargas entre los tres elementos o entre el metal y el radical será igual a cero, lo que significa que la molécula sera neutra. Por ejemplo: Ca(ClO3)2. En resumen el procedimiento se basa en determinar la carga de uno de los dos radicales, que será negativo, y con esto se puede establecer el número con el que debe trabajar el metal, para que la suma entre este y los dos radicales sea igual a cero. Como primer paso hay que determinar la carga del radical; como hay 3 oxígenos en el radical y cada oxígeno trabaja con -2 la carga total de los oxígenos en un radical es de -6; como hay 1 cloro en el radical y la suma de valencias entre el oxigeno y el cloro dentro del radical debe ser negativo, el cloro trabajara con +5 de valencia. Para probar que el cloro debe trabajar con +5 únicamente, en este compuesto, se hace la operatoria con cada número de valencia del cloro; si el cloro trabajara con +1, la sumatoria con la carga -6 de los oxígenos seria igual a -5, esta carga de -5 seria de un solo radical y como hay dos, los radicales tendrían una carga de -10, así que el calcio para sumar una carga neta de cero para la molécula debería trabajar con un número de valencia +10, el cual no existe, entonces el cloro no puede trabajar con -1 en el radical; si el cloro trabajara con el +3 ocurriría lo mismo, al final el calcio para equilibrar la molécula debería trabajar con la valencia +6, valencia con la que no cuenta el cloro; y si el cloro trabajara con +6 la sumatoria de valencias entre el cloro y los oxígenos dentro del radical seria igual a cero, lo cual no es correcto ya que el radical debe tener una carga negativa. Ya que el cloro trabaja con +5 la carga sumada de los dos radicales es de -2, así que el calcio tendría que usar la valencia +2 para hacer cero la carga neta de la molécula. Cuando en una molécula hay solamente un radical se omiten los paréntesis de la fórmula Diagrama sobre la distribución de valencias en un compuesto ternario. Esta imagen es explicada en la seccion 7.1 del articulo .En el sistema tradicional se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el sufijo y prefijo correspondiente a su número de valencia y como nombre especifico el nombre del metal, elemento proporcionado por el hidróxido. Según el número de valencia del no metal en la sal (o del no metal en el oxácido que da origen a la sal) los sufijos son: hipo- … -oso (para números de valencia 1 y 2) hipo- … -ito … -oso (para números de valencia 3 y 4) … -ito … -ico (para números de valencia 5 y 6) … -ato per- … -ico (para el número de valencia 7) per- … -ato En el ejemplo anterior, Ca(ClO3)2, como el cloro trabaja con la valencia +5, el compuesto se nombra Clorato de calcio. En el sistema Stock se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el prefijo correspondiente al número de oxígenos presentes por radical en el compuesto (según la tabla de prefijos griegos), seguido de la partícula “oxo”, más el nombre del no metal con el sufijo ato. Después del nombre general se indica la valencia del no metal con números romanos, y luego como nombre especifico se utiliza el nombre del metal. Oxácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra H3PO4 + 3Na(OH) → 3H2O + Na3PO4 Compuesto Nom. Stock Nom. tradicional Na3PO4 fosfato (V) de sodio[2] fosfato de sodio u ortofosfato de sodio CaSO4 sulfato (VI) de calcio[2] sulfato de calcio NaClO4 clorato (VII) sodio[2] perclorato de sodio Mg(BrO)2 bromato (I) de magnesio[2] hipobromito de magnesio [editar] Sales ácidasLas sales ácidas son compuestos cuaternarios que resultan del reemplazo parcial de los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos. Los ácidos deben presentar dos o más hidrógenos en su molécula para formar estas sales. Para nombrarlos en el sistema tradicional se siguen las reglas de las sales neutras ternarias agregando la palabra “acido” antes del nombre del metal. Y para nombrarlos en el sistema Stock y sistemático se usan las reglas generales para las sales neutras ternarias, en estos dos sistemas, agregando la palabra “hidrógeno” antes del nombre del no metal. Para poder encontrar la valencia del no metal para así poder nombrar correctamente la sal se puede usar el método utilizado en los compuestos de sales neutras ternarias, teniendo en cuenta: que el oxigeno trabaja con valencia -2; el hidrógeno trabaja con valencia +1; estos compuestos siguen la fórmula general Metal + Hidrógeno + No Metal + Oxigeno; los elementos con valencias positivas son el metal, el hidrógeno y los elementos con valencias negativas son el no metal y el oxigeno. Ácido + Hidróxido → Agua + Sal ácida H2SO4 + Na(OH) → H2O + NaHSO4 Compuesto Nom. Stock y sistemática Nom. tradicional NaHSO4 hidrógenosulfato (VI) de sodio[2] sulfato ácido de sodio[2] KHCO3 hidrógenocarbonato de Potasio[2] carbonato ácido de Potasio[2] [editar] Sales básicasEstas sales son compuestos que resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido por los aniones de un ácido. Para nombrarlos en el sistema tradicional depende de si el ácido es binario o ternario, es decir que si se trata de un hidróxido o un hidrácido. Cuando el ácido es un hidrácido se utiliza el nombre del no metal con su sufijo uro y se le antepone el prefijo “hidroxo” para el nombre general y como nombre especifico el nombre del metal. Y cuando el ácido es un hidróxido, como nombre general, se utiliza el nombre del no metal con el prefijo “hidroxo” y su correspondiente sufijo según su valencia (como se indica en la sección de las sales neutras ternarias), y como nombre específico el nombre del metal. Ácido + Hidróxido → Agua + Sal básica HNO3 + Ca(OH)2 → H2O + CaNO3(OH) Compuesto Nomenclatura tradicional MgCl(OH) hidroxocloruro de magnesio CaNO3(OH) hidroxonitrato de calcio [editar] Sales mixtasLas sales mixtas son compuestos resultado de sustituir los oxigenos de un ácido por átomos metálicos distintos de hidróxidos. Las reglas para nombrar las sales mixtas en el sistema tradicional son análogas a las sales ácidas. Ácido + Hidróxido1 + Hidróxido2 → Agua + Sal mixta H2SO4 + Na(OH) + K(OH) → 2H2O + NaKSO4 Compuesto Nomenclatura tradicional NaKSO4 tetraoxosulfato de sodio y potasio CaNaPO4 ortofosfato de calcio y sodio [editar] PoliácidosSe trata de aquellos oxiácidos que resultan de la unión de 2 ó 3 moléculas de oxiácidos con la pérdida de una molécula de agua por cada unión que se realice. Es como si fuesen dímeros o trímeros. Se nombran indicando el número de moléculas de ácido que se han unido con un prefijo (Nomenclatura tradicional) o indicando con prefijos el número de átomos del no metal o metal en los pocos casos en que ocurre (demás nomenclaturas). Ejemplo Nom. Stock Nom. sistemática Nom. tradicional H2S2O7 ácido heptaoxodisulfúrico (VI) heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno ácido disulfúrico H2Cr2O7 ácido heptaoxodicrómico (VI) heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno ácido dicrómico H5P3O10 ácido decaoxotrifosfórico (V) decaoxotrifosfato (V) de hidrógeno ácido trifosfórico Las sales de los poliácidos se nombran de forma análoga a las oxisales. Ejemplo Nomenclatura sistemática y funcional Nomenclatura tradicional CaCr2O7 heptaoxodicromato (VI) de calcio dicromato cálcico o de calcio Mg2P2O7 heptaoxodifosfato (V) de magnesio difosfato magnesico Na2S2O7 heptaoxodisulfato (VI) de sodio disulfato sódico PeroxoácidosSon aquellos oxoácidos que han sustituido un oxígeno por un grupo peroxo O2-. Su fórmula no se simplifica. En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) se añade peroxo-, y en las restantes se indica con -peroxo- el oxígeno sustituido. Si a la hora de formular pudiera haber confusión con otro oxoácido, se indica el grupo peroxo entre paréntesis. Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional H2SO5 ácido trioxoperoxosulfúrico (VI) trioxoperoxosulfato (VI) de hidrógeno ácido peroxosulfúrico HOONO ó HNO (O2) ácido monoxoperoxonítrico (V) monoxoperoxonitrato (V) de hidrógeno ácido peroxonítrico H3BO4 ácido dioxoperoxobórico (III) dioxoperoxoborato (III) de hidrógeno ácido peroxobórico Las peroxisales se nombran de forma análoga a las oxisales. Ejemplo Nomenclatura sistemática y Stock Nomenclatura tradicional K2S2O8 hexaoxoperoxodisulfato (VI) de potasio peroxodisulfato de potasio Ba[NO (O2)]2 oxoperoxonitrato (III) de bario peroxonitrito de bario o bárico CaSO5 trioxoperoxosulfato (VI) de calcio peroxosulfato de calcio [editar] TioácidosSon aquellos oxoácidos que resultan de la sustitución de uno o varios oxígenos por azufres. Se nombran con el prefijo tio- seguido por el ácido de origen (nomenclatura tradicional) o -tio- en la sistemática y de Stock, indicando con un prefijo el número de oxígenos restantes. Si se escribe tio sin prefijo numérico en la nomenclatura tradicional, se está indicando que se han sustituido todos los O por S, excepto en el caso de los tioácidos del azufre (aquí tio=monotio). Fórmula General: R.CO.SH o R.CS.OH Ejemplo Nomenclatura sistemática Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional H2S2O3 ácido trioxotiosulfúrico (VI) trioxotiosulfato (VI) de hidrógeno ácido tiosulfúrico HNSO2 ácido dioxotionítrico (V) dioxotionitrato (V) de hidrógeno ácido tionítrico H3PS2O2 ácido dioxoditiofosfórico (V) dioxoditiofosfato (V) de hidrógeno ácido ditiofosfórico Las tiosales se nombran de forma análoga a las oxisales. Ejemplo Nomenclatura sistemática y stock Nomenclatura tradicional FeS2O3 trioxotiosulfato (VI) de hierro (II) tiosulfato ferroso Al2(HPS4)3 hidrógenotetratiofosfato (V) de aluminio hidrógenotiofosfato de aluminio Na3PS3O oxotritiofosfato (V) de sodio tritiofosfato de sodio [editar] IonesLos iones son aquellos átomos o moléculas cargados eléctricamente. Pueden ser de carga positiva (cationes) o de carga negativa (aniones). [editar] Cationes mono y poliatómicosSon iones con carga positiva. Si son monoatómicos, se nombran simplemente nombrando el elemento después de la palabra catión. Por ejemplo, Li+ catión litio. Si el elemento tiene varios estados de oxidación (valencias) se usan números romanos (Stock) o los afijos hipo- -oso, -oso, -ico, per- -ico (tradicional). Ejemplo Nomenclatura Stock Nomenclatura tradicional Fe3+ catión hierro (III) catión férrico Cu+ catión cobre (I) catión cuproso Cuando se trata de cationes poliatómicos, se distinguen dos casos: a) Si proceden de oxoácidos se añade el sufijo -ilo al nombre del oxoácido correspondiente en nomenclaturas tradicional (éste puede indicar la valencia en números romanos), también se puede nombrar en la Stock. Es como el oxoácido sin moléculas de agua. Ejemplo Nomenclatura tradicional Nomenclatura Stock NO2+ catión nitroilo catión dioxonitrógeno (V) NO+ catión nitrosilo catión monoxonitrógeno (III) SO2+ catión sulfinilo o tionilo catión monoxoazufre (IV) SO22+ catión sulfonilo o sulfurilo catión dioxoazufre (VI) UO2+ catión uranilo (V) catión dioxouranio (V) UO22+ catión uranilo (VI) catión dioxouranio (VI) VO3+ catión vanadilo (V) catión monoxovanadio (V) VO2+ catión vanadilo (IV) catión dioxovanadio (IV) b) Si proceden de hidruros, lleva el sufijo -onio. Ejemplo Nombre H3O+ hidronio u oxonio NH4+ amonio PH4+ fosfonio SbH4+ estibonio AsH4+ arsonio BiH4+ bismutonio H3S+ sulfonio H2Cl+

Aleaciones

Una aleación es una mezcla homogénea, de propiedades metálicas, que está compuesta de dos o más elementos, de los cuales, al menos uno es un metal.[1] Las aleaciones están constituidas por elementos metálicos: Fe, Al, Cu, Pb. Pueden tener algunos elementos no metálicos, como: P, C, Si, S, As. Para su fabricación se mezclan llevándolos a temperaturas tales que sus componentes se fundan. Contenido 1 Clasificación 2 Propiedades 3 Aleaciones más comunes 4 Véase también 5 Referencias [editar] ClasificaciónPor su composición Tiene en cuenta el elemento que se halla en mayor proporción (aleaciones férricas aleaciones base cobre, etc.) Cuando los aleantes no tienen carácter metálico suelen hallarse en muy pequeña proporción, mientras que si únicamente se mezclan metales, los aleantes pueden aparecer en proporciones similares. Por el número de elementos Se pueden distinguir aleaciones binarias como el cuproníquel, ternarias (alpaca)... Hay aleaciones en las que intervienen un elevado número de elementos químicos, si bien en pequeñas cantidades. Por su estructura Sustitucional Intersticial "sustitución derivada de otra red". Por su peso Las aleaciones ligeras contienen como elemento principal el aluminio o el magnesio. [editar] Propiedades Micrografía de acero eutectoide (perlita).Las aleaciones presentan brillo metálico y alta conductibilidad eléctrica y térmica, aunque usualmente menor que los metales puros. Las propiedades físicas y químicas son, en general, similares a la de los metales, sin embargo las propiedades mecánicas tales como dureza, ductilidad, tenacidad etc. pueden ser muy diferentes, de ahí el interés que despiertan estos materiales, que pueden tener los componentes de forma aislada. Las aleaciones no tienen una temperatura de fusión única, dependiendo de la concentración, cada metal puro funde a una temperatura, coexistiendo simultáneamente la fase líquida y fase sólida como se puede apreciar en los diagramas de fase. Hay ciertas concentraciones específicas de cada aleación para las cuales la temperatura de fusión se unifica. Esa concentración y la aleación obtenida reciben el nombre de eutéctica, y presenta un punto de fusión más bajo que los puntos de fusión de los componentes. Preparación Históricamente, la mayoría de las aleaciones se preparaban mezclando los materiales fundidos. Más recientemente, la pulvimetalurgia ha alcanzado gran importancia en la preparación de aleaciones con características especiales. En este proceso, se preparan las aleaciones mezclando los materiales secos en polvo, prensándolos a alta presión y calentándolos después a temperaturas justo por debajo de sus puntos de fusión. El resultado es una aleación sólida y homogénea. Los productos hechos en serie pueden prepararse por esta técnica abaratando mucho su costo. Entre las aleaciones que pueden obtenerse por pulvimetalurgia están los cermets. Estas aleaciones de metal y carbono (carburos), boro (boruros), oxígeno (óxidos), silicio (siliciuros) y nitrógeno (nitruros) combinan las ventajas del compuesto cerámico, estabilidad y resistencia a las temperaturas elevadas y a la oxidación, con las ventajas del metal, ductilidad y resistencia a los golpes. Otra técnica de aleación es la implantación de ion, que ha sido adaptada de los procesos utilizados para fabricar chips de ordenadores o computadoras. Sobre los metales colocados en una cámara de vacío, se disparan haces de iones de carbono, nitrógeno y otros elementos para producir una capa de aleación fina y resistente sobre la superficie del metal. Bombardeando titanio con nitrógeno, por ejemplo, se puede producir una aleación idónea para los implantes de prótesis. La plata fina, el oro de 58 quilates, el oro blanco y el platino iridiado son aleaciones de metales preciosos. La aleación antifricción, el latón, el bronce, el metal Dow, la plata alemana, el bronce de torpedo, el monel, el peltre y la soldadura son aleaciones de metales menos preciosos. Debido a sus impurezas, el aluminio comercial es en realidad una aleación. Las aleaciones de mercurio con otros metales se llaman amalgamas. Aleaciones más comunes Ornamento de Electro. Las aleaciones más comunes utilizadas en la industria son: Acero Alnico Alpaca Bronce Constantán Cuproníquel Magal Magnam Magzinc Nicrom Nitinol Oro blanco (electro) Peltre Plata de ley Zamak Latón o Cuzin Pilin

La Influencia de la Quimica en la Industria

Si consideramos que la Ingeniería Industrial puede analizar alternativas de producción de bienes y servicios, determinar la posibilidad técno-económica de nuevos productos, estudiar la posibilidad de nuevas tecnologías en nuestro medio, optimizar los recursos productivos y definir las diferentes estrategias a seguir, los INGENIEROS INDUSTRIALES deben estar capacitados para Analizar las alternativas de producción de bienes y servicios. Planear, programar y controlar la producción de bienes y servicios. Determinar la localización, tamaño y diseño de las instalaciones operativas. Diseñar, normalizar y mejorar los métodos de trabajo, mejorando los índices de productividad. Procesar, analizar e interpretar los sistemas de información. Decidir sobre la operación de los sistemas productivos. Todo ello implica por parte de los Ingenieros la utilización de diferentes disciplinas o ramas del conocimiento como son Mecánica, Electricidad, QUIMICA, Metalurgia, Organización Industrial, etc. por lo que como ves la Química va unida a la Ingenieria Industrial.

Tabla periodica

Tabla periódica de los elementosDe Wikipedia, la enciclopedia libre Saltar a: navegación, búsqueda La tabla periódica de los elementos.La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos. Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev; fue diseñada por Alfred Werner. Contenido [ocultar] 1 Historia 1.1 El descubrimiento de los elementos 1.2 La noción de elemento y las propiedades periódicas 1.3 Los pesos atómicos 1.4 Metales, no metales, metaloides y metales de transición 1.5 Tríadas de Döbereiner 1.6 Chancourtois 1.7 Ley de las octavas de Newlands 1.8 Tabla periódica de Mendeléyev 1.9 La noción de número atómico y la mecánica cuántica 2 Clasificación 2.1 Grupos 2.2 Períodos 2.3 Bloques o regiones 2.4 Otras formas de representar la tabla periódica 3 Véase también 4 Referencias 5 Bibliografía 6 Enlaces externos HistoriaLa historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física: El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica. El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos. La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico. Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos. El descubrimiento de los elementosAunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino–térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc. La noción de elemento y las propiedades periódicasLógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes dos siglos se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos. La palabra "elemento" procede de la ciencia griega, pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra The Sceptical Chymist, donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos. A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra Tratado elemental de Química. Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos. El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación. Los pesos atómicosA principios del siglo XIX, John Dalton (1766–1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743–1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas). Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo como se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori. Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos, como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos, que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860. Metales, no metales, metaloides y metales de transiciónLa primera clasificación de elementos conocida, fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas. Tríadas de DöbereinerUno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780–1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio). Tríadas de Döbereiner Litio LiCl LiOH Calcio CaCl2 CaSO4 Azufre H2S SO2 Sodio NaCl NaOH Estroncio SrCl2 SrSO4 Selenio H2Se SeO2 Potasio KCl KOH Bario BaCl2 BaSO4 Telurio H2Te TeO2 A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos. Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último. En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas. ChancourtoisArtículo principal: Alexandre-Emile Béguyer de Chancourtois En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención. Ley de las octavas de NewlandsArtículo principal: John Alexander Reina Newlands En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos. Ley de las octavas de Newlands 1 2 3 4 5 6 7 Li 6,9 Na 23,0 K 39,0 Be 9,0 Mg 24,3 Ca 40,0 B 10,8 Al 27,0 C 12,0 Si 28,1 N 14,0 P 31,0 O 16,0 S 32,1 F 19,0 Cl 35,5 Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas. Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy. Tabla periódica de MendeléyevArtículo principal: Tabla periódica de Mendeléyev En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos. Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes: Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia. Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B. En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos. Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa. El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka–aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka–silicio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial. La noción de número atómico y la mecánica cuánticaLa tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio–yodo, argón–potasio y cobalto–níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes. Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867–1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo. La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas. Tabla periódica de los elementos[1] Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 I A II A III B IV B V B VI B VII B VIII B VIII B VIII B I B II B III A IV A V A VI A VII A VIII A Periodo 1 1 H 2 He 2 3 Li 4 Be 5 B 6 C 7 N 8 O 9 F 10 Ne 3 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si 15 P 16 S 17 Cl 18 Ar 4 19 K 20 Ca 21 Sc 22 Ti 23 V 24 Cr 25 Mn 26 Fe 27 Co 28 Ni 29 Cu 30 Zn 31 Ga 32 Ge 33 As 34 Se 35 Br 36 Kr 5 37 Rb 38 Sr 39 Y 40 Zr 41 Nb 42 Mo 43 Tc 44 Ru 45 Rh 46 Pd 47 Ag 48 Cd 49 In 50 Sn 51 Sb 52 Te 53 I 54 Xe 6 55 Cs 56 Ba * 72 Hf 73 Ta 74 W 75 Re 76 Os 77 Ir 78 Pt 79 Au 80 Hg 81 Tl 82 Pb 83 Bi 84 Po 85 At 86 Rn 7 87 Fr 88 Ra ** 104 Rf 105 Db 106 Sg 107 Bh 108 Hs 109 Mt 110 Ds 111 Rg 112 Cn 113 Uut 114 Uuq 115 Uup 116 Uuh 117 Uus 118 Uuo Lantánidos * 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 Eu 64 Gd 65 Tb 66 Dy 67 Ho 68 Er 69 Tm 70 Yb 71 Lu Actínidos ** 89 Ac 90 Th 91 Pa 92 U 93 Np 94 Pu 95 Am 96 Cm 97 Bk 98 Cf 99 Es 100 Fm 101 Md 102 No 103 Lr Alcalinos Alcalinotérreos Lantánidos Actínidos Metales de transición Metales del bloque p Metaloides No metales Halógenos Gases nobles y Transactínidos Para una tabla más detallada, puedes consultar: Anexo:Tabla periódica ClasificaciónGruposArtículo principal: Grupo de la tabla periódica A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Numerados de izquierda a derecha utilizando números arábigos, según la última recomendación de la IUPAC (según la antigua propuesta de la IUPAC) de 1988,[2] los grupos de la tabla periódica son: Grupo 1 (I A): los metales alcalinos Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos Grupo 3 (III B): Familia del Escandio Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro Grupo 9 (IX B): Familia del Cobalto Grupo 10 (X B): Familia del Níquel Grupo 11 (I B): Familia del Cobre Grupo 12 (II B): Familia del Zinc Grupo 13 (III A): los térreos Grupo 14 (IV A): los carbonoideos Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VII A): los halógenos Grupo 18 (VIII A): los gases nobles PeríodosArtículo principal: Períodos de la tabla periódica Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos: Período 1 Período 2 Período 3 Período 4 Período 5 Período 6 Período 7 La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f, que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau. Bloques o regionesArtículo principal: Bloque de la tabla periódica Tabla periódica dividida en bloques.La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques o regiones se denominan según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f. Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos. Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f http://www.google.com.mx/imgres?q=quimica&um=1&hl=es&sa=N&rlz=1R2ACAW_es&biw=1536&bih=660&tbm=isch&tbnid=gMc3J2FfQhCVrM:&imgrefurl=http://alexjss.blogspot.com/&docid=1R8-ppOej0f2YM&imgurl=https://blogger.googleusercontent.com/img/b/R29vZ2xl/AVvXsEg7vvH3g_qzJVvlxx4aYADuip32Y_sxpk-Ua_qPFL9U7CVNL_qex_E52AKLynAZNJA8aShgItBj86ZihsZxIX-E8AZrst3rUTrytVtkH6xPnjN1Enm8VPhXHW-VbK8UK6rkEiEDWyNCtR1Z/s1600/3_quimica20_32.jpg&w=700&h=445&ei=VzDcTpeKNoGW2QW1gZWnDg&zoom=1&iact=hc&vpx=1101&vpy=188&dur=156&hovh=179&hovw=282&tx=160&ty=84&sig=113607274684781911992&page=1&tbnh=109&tbnw=172&start=0&ndsp=24&ved=1t:429,r:6,s:0

Teoria CUantica y Atomica

INSTITUTO TECNOLOGICO DE CELAYA QUÍMICA TEORÍA ATÓMICA Y CUÁNTICA Prof. SARA MARCELA ARELLANO DÍAZ Reinoso Rocha Karina Lizeth Romero Arroyo Alejandro Medina López José Guadalupe Álvarez Chávez Iván 9– SEP-2011 1.0 De acuerdo con la Mecánica Cuántica se afirma que: F La energía que absorbe un electrón al excitarse debe ser un número entero de cuantos. V El Modelo Mecánico Cuántico inicia a partir de la propuesta de los cuantos de energía. V Un electrón de un átomo en el estado fundamental, posee la mínima energía permitida. F La ecuación de onda permite determinar la orientación en el espacio de un orbital. V La orientación del electrón respecto de un campo magnético, se obtiene de la función de onda 2.0 De acuerdo con el Modelo de átomo de la Mecánica Cuántica es correcto enunciar que: V La materia se comporta como partícula y a altas energías, como onda. F Todas las partículas del átomo tienen un carácter dual. V El electrón siendo una partícula, se describe con una ecuación de onda. V Hay poca certeza de la posición de un electrón si se conoce su velocidad. V las radiaciones son partículas de luz que tienen diferentes energías 3.0 De los cuatro números cuánticos (4,2,0,-1/2) se afirma que pertenecen a un electrón, F De un átomo de telurio (Te). V con más energía que el (4,1,-1,-1/2) V que puede ser el diferenciante del Pd. F que define una zona de probabilidad f. V Que gira a la izquierda al tener s = -1/2. 4.0 Se afirma de la estructura electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3 que: F Contiene 3 electrones externos (de valencia). V Cumple con el Principio de Exclusión de Pauli. F Podría ser la estructura electrónica del arsénico (As) F (1,1,0,+1/2) es un electrón de esta estructura F Cumple con el principio de Construcción Progresiva 1.0 ¿Cuál es la diferencia entre el modelo atómico de Bohr y el modelo mecánico cuántico? Se diferencian porque en el modelo mecánico cuántico la energía está cuantizada: Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor. El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuántico. Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución. 2.0 Menciona los postulados de Niels Bohr 1) Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento. 2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas. 3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h/2p (donde h es la constante cuántica universal de Planck). 4) Cuando un electrón pasa de un estado estacionario de más energía a otro de menos (y, por ende, más cercano al núcleo), la variación de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (es decir, un fotón). Y, a la inversa, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar de un estado estacionario a otro de mayor energía. Dicho de otro modo, la radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (o menor) energía a otra de menor (o mayor), que se encuentra más cercana (o alejada) respecto al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1-E2=hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón. 3.0 Menciona que científicos sentaron las bases para el modelo mecánico cuántico a su vez describe sus aportaciones para el mismo. Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánico cuántico fueron tres científicos: a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda. b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre" c) En 1927, Erwin Schrodinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo. 4.0 Busca un video que muestre el modelo mecánico cuántico, envíalo por correo electrónico o súbelo a la wiki con el nombre de los integrantes de tu equipo de trabajo. (Los videos deben mostrar la misma idea pero no deben provenir del mismo sitio, Inclusive tu mismo puedes realizar tu propio video). http://audiovisuales.uned.ac.cr/mediateca/videos/445/el-átomo-y-la-mecánica-cuantica Nota: no se pudo bajar el video, pero aquí está el link, para q lo vea. BIBLIOGRAFIA: http://usuarios.multimania.es/lydiavegas/experiences.html

Triptico de Quimica

APLICACIONES DEL TITANIO _Dada su baja densidad y sus altas prestaciones mecánicas, se emplea en:  _Estructuras y elementos de máquinas en aeronáutica (aviones, cohetes, misiles,  Transbordadores espaciales, satélites de comunicaciones, etc.).  _Herramientas  _Pinturas  Medica: en odontología como bases de piezas dentales y en la unión de huesos. MEDINA LÓPEZ JÓSE GUADALUPE ALVAREZ CHAVEZ IVÁN ROMERO ARROYO ALEJANDRO REYNOSO ROCHA KARINA LIZETH BIBLIOGRAFIA: http://www.iestiemposmodernos.com/depart/dtec/Recursos/metalesnoferrosos.pdf enciclopedia.us.es/index.php/Titanio

Ejercicio de Numeros Cuanticos

INSTITUTO TECNOLOGICO DE CELAYA QUÍMICA TEORÍA ATÓMICA Y CUÁNTICA Prof. SARA MARCELA ARELLANO DÍAZ Reinoso Rocha Karina Lizeth Romero Arroyo Alejandro Medina López José Guadalupe Álvarez Chávez Iván 9– SEP-2011 1.0 De acuerdo con la Mecánica Cuántica se afirma que: F La energía que absorbe un electrón al excitarse debe ser un número entero de cuantos. V El Modelo Mecánico Cuántico inicia a partir de la propuesta de los cuantos de energía. V Un electrón de un átomo en el estado fundamental, posee la mínima energía permitida. F La ecuación de onda permite determinar la orientación en el espacio de un orbital. V La orientación del electrón respecto de un campo magnético, se obtiene de la función de onda 2.0 De acuerdo con el Modelo de átomo de la Mecánica Cuántica es correcto enunciar que: V La materia se comporta como partícula y a altas energías, como onda. F Todas las partículas del átomo tienen un carácter dual. V El electrón siendo una partícula, se describe con una ecuación de onda. V Hay poca certeza de la posición de un electrón si se conoce su velocidad. V las radiaciones son partículas de luz que tienen diferentes energías 3.0 De los cuatro números cuánticos (4,2,0,-1/2) se afirma que pertenecen a un electrón, F De un átomo de telurio (Te). V con más energía que el (4,1,-1,-1/2) V que puede ser el diferenciante del Pd. F que define una zona de probabilidad f. V Que gira a la izquierda al tener s = -1/2. 4.0 Se afirma de la estructura electrónica: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 4p3 que: F Contiene 3 electrones externos (de valencia). V Cumple con el Principio de Exclusión de Pauli. F Podría ser la estructura electrónica del arsénico (As) F (1,1,0,+1/2) es un electrón de esta estructura F Cumple con el principio de Construcción Progresiva 1.0 ¿Cuál es la diferencia entre el modelo atómico de Bohr y el modelo mecánico cuántico? Se diferencian porque en el modelo mecánico cuántico la energía está cuantizada: Lo que marca la diferencia con el modelo de Böhr es que este modelo no determina la posición exacta del electrón, sino la mayor o menor probabilidad. Dentro del átomo, el electrón se interpreta como una nube de carga negativa, y dentro de esta nube, en el lugar en el que la densidad sea mayor, la probabilidad de encontrar un electrón también será mayor. El comportamiento de los electrones dentro del átomo se describe a través de los números cuántico. Los números cuánticos se encargan del comportamiento de los electrones, y la configuración electrónica de su distribución. 2.0 Menciona los postulados de Niels Bohr 1) Un átomo posee un determinado número de órbitas estacionarias, en las cuales los electrones no radian ni absorben energía, aunque estén en movimiento. 2) El electrón gira alrededor de su núcleo de tal forma que la fuerza centrífuga sirve para equilibrar con exactitud la atracción electrostática de las cargas opuestas. 3) El momento angular del electrón en un estado estacionario es un múltiplo de h/2p (donde h es la constante cuántica universal de Planck). 4) Cuando un electrón pasa de un estado estacionario de más energía a otro de menos (y, por ende, más cercano al núcleo), la variación de energía se emite en forma de un cuanto de radiación electromagnética (es decir, un fotón). Y, a la inversa, un electrón sólo interacciona con un fotón cuya energía le permita pasar de un estado estacionario a otro de mayor energía. Dicho de otro modo, la radiación o absorción de energía sólo tiene lugar cuando un electrón pasa de una órbita de mayor (o menor) energía a otra de menor (o mayor), que se encuentra más cercana (o alejada) respecto al núcleo. La frecuencia f de la radiación emitida o absorbida viene determinada por la relación: E1-E2=hf, donde E1 y E2 son las energías correspondientes a las órbitas de tránsito del electrón. 3.0 Menciona que científicos sentaron las bases para el modelo mecánico cuántico a su vez describe sus aportaciones para el mismo. Quienes sentaron las bases del nuevo modelo mecánico cuántico fueron tres científicos: a) En 1924, Louis de Broglie, postuló que los electrones tenían un comportamiento dual de onda y partícula. Cualquier partícula que tiene masa y que se mueve a cierta velocidad, también se comporta como onda. b) En 1927, Werner Heisenberg, sugiere que es imposible conocer con exactitud la posición, el momento y la energía de un electrón. A esto se le llama "principio de incertidumbre" c) En 1927, Erwin Schrodinger, establece una ecuación matemática que al ser resuelta permite obtener una función de onda (psi cuadrado) llamada orbital. Esta describe probabilísticamente el comportamiento de un electrón en el átomo. Esta función es llamada densidad electrónica e indica la probabilidad de encontrar un electrón cerca del núcleo. La probabilidad es mayor mientras más cercana al núcleo y menor si nos alejamos del núcleo. Con esta teoría de Schrodinger queda establecido que los electrones no giran en orbitas alrededor del núcleo como el modelo de Bohr, sino en volúmenes alrededor del núcleo. 4.0 Busca un video que muestre el modelo mecánico cuántico, envíalo por correo electrónico o súbelo a la wiki con el nombre de los integrantes de tu equipo de trabajo. (Los videos deben mostrar la misma idea pero no deben provenir del mismo sitio, Inclusive tu mismo puedes realizar tu propio video). http://audiovisuales.uned.ac.cr/mediateca/videos/445/el-átomo-y-la-mecánica-cuantica Nota: no se pudo bajar el video, pero aquí está el link, para q lo vea. BIBLIOGRAFIA: http://usuarios.multimania.es/lydiavegas/experiences.html