Continuación
Grupo IVA
El carbono es un no metal y es el elemento que inicia este grupo, al que también se le conoce como familia del carbono; los dos elementos siguientes, el silicio y el germanio, son metaloides; estos tres primeros elementos forman compuestos de carácter covalente. El estaño y el plomo, elementos que finalizan este grupo, son metales.
La configuración electrónica externa de los elementos de este grupo es (ns2np2). La tendencia que presentan en la disminución de sus puntos de fusión y ebullición, del silicio hasta el plomo, indica que el carácter metálico de los elementos de este grupo va en aumento.
El carbono puede considerarse como el más importante de este grupo, ya que a partir de carbono se forman todos los compuestos orgánicos; es decir la química de la vida. El silicio es un elemento muy abundante en la corteza terrestre y es utilizado en la fabricación de “Chips” de microcomputadoras. El germanio, por ser un semiconductor de la corriente eléctrica, es empleado en la manufactura de transmisores; y los últimos, el plomo y el estaño, tienen usos típicos de los metales.
6C 14Si 32Ge 50Sn 82Pb
Grupo VA
Este grupo se le conoce como familia del nitrógeno. Está compuesto por el nitrógeno y el fósforo, que son no metales; el arsénico y el antimonio, son metaloides; y por el bismuto, que es un metal. La configuración electrónica externa que presenta (ns2np3). El nitrógeno, que existe en forma de gas diatómico, es un no metal, importante como compuesto principal de la atmósfera terrestre (alrededor del 78%), y es vital para las plantas y los animales. El fósforo es un no metal sólido de importancia biológica que al reaccionar con el oxigeno del aire arde violentamente con desprendimiento de grandes cantidades de calor.
7N 15P 33As 51Sb 83Bi
Grupo VIA
Forma la familia del oxigeno y está constituido por el oxigeno, azufre y selenio, que son no metales; así como telurio y polonio, que son metaloides. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np4). Tienen la tendencia de aceptar dos electrones para completar su última capa y formar compuestos iónicos con muchos metales.
Los elementos de este grupo reaccionan con los no metales de otros grupos, formando compuestos moleculares, especialmente el oxigeno, que se encuentra en el aire en forma de molécula diatómica (O2) y de ozono (O3). Además, es muy reactivo, ya que forma compuestos con casi todos los elementos. Es necesario para la combustión y esencial para la vida.
8O 16S 34Se 52Te 84Po
Grupo VIIA
Conocidos como familia de los halógenos muestran una gran similitud química entre ellos. Los elementos de este grupo son no metales y existen como moléculas diatómicas en su estado elemental. Son elementos muy reactivos a temperatura ambiente; el bromo es líquido y el yodo sólido. Sin embargo, el astatino es un elemento radioactivo y se conoce poco acerca de sus propiedades. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2np5) y tienden a ganar un electrón para completar su última capa. Por su alta reactividad no se encuentran en estado puro en la naturaleza.; a los aniones que forman al ganar un electrón se les conoce como halogenuros. Forman compuestos iónicos con los metales alcalinos o alcalinotérreos y compuestos moleculares entre ellos o con otros no metales.
9F 17Cl 35Br 5I 85At
Grupo VIIIA o grupo cero
En este grupo se encuentran los gases nobles; helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón. Tienen su última capa electrónica completa (ns2np6), excepto el helio, cuya única capa es (1s2), que también está completa; por ello, su tendencia a combinarse entre ellos o con otros elementos es poca o casi nula. No presentan tendencia a ganar electrones; debido a esto, durante muchos años se le llamó gases inertes, pues se pensaba que no reaccionaban. En la actualidad, se han logrado sintetizar algunos compuestos, pero comúnmente se emplean como gases puros.
El helio es el más ligero. Comparado con el aire, tiene la séptima parte de su peso; por lo tanto, tiene un poder de elevación considerable. El argón es un excelente conductor de calor, y se utiliza en bulbos de luz y soldadura de magnesio para evitar la oxidación. El neón es ampliamente utilizado en los comercios, en anuncios luminosos.
2He 10Ne 18Ar 36Kr 54Xe 86Rn
Grupos B
A los elementos que pertenecen a los grupos B en la tabla periódica, se les conoce como elementos de transición; un elemento de transición es aquel que tiene parcialmente ocupado su orbital d o f. Se encuentran ubicados en los periodos 4, 5, 6 y 7; los ubicados en el periodo 6 comprenden a la serie de los lantánidos, y los del periodo 7, a la de los actínidos; a estas dos series se les conoce como metales de transición interna.
Para los elementos de transición del bloque d, los átomos pueden tener uno y nueve electrones en dicho orbital. Cuando el orbital d se encuentra lleno, el elemento deja de ser de transición. Todos los elementos de transición son metales de gran importancia en el nivel industrial por tener altos puntos de fusión y buenas propiedades mecánicas.
domingo, 29 de marzo de 2009
miércoles, 25 de marzo de 2009
Tabla periódica
Una de las mayores fuentes de información con la que cuenta el estudiante de Biotecnología, Química y Bioquímica es la tabla periódica. En ella se encuentran clasificados los elementos a partir de la similitud de sus propiedades, a las que repetirse a intervalos regulares se les denomina propiedades periódicas.
La estructura de la tabla periódica se debe a las propuestas de Mendeleiev, Meyer y Moseley, así como por A. Warner. Al analizar la tabla periódica encontramos a los elementos ordenados en forma creciente a partir de su número atómico, distribuidos en períodos y grupos, en forma horizontal y vertical, respectivamente. Además, nos señala cuáles son metales, no metales, metales de transición y otros grupos de elementos conocidos como tierras raras.
La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos conocidos actualmente, por orden creciente de su número atómico. Varios fueron los intentos que se hicieron desde 1817 hasta 1914 y más recientemente aún, para clasificar los elementos.
La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna, de Alfred Werner. Esta tabla recoge todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodo progresivo de los electrones de valencia en los niveles de energía {periodos}. Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos.
Además de que los elementos se encuentran ubicados en la tabla periódica en orden creciente, atendiendo a su número atómico y, por consecuencia, su configuración electrónica, podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, periodos, grupos o familias y bloques.
Clases de elementos.
Cuando los elementos se clasifican de acuerdo con sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales.
Metales
Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el período dos, el sodio en más reactivo porque tiene un electrón de valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más.
Na11 1s2 2s2 2p6 3s1 Capa externa 1 electrón de valencia
Al13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Capa externa 3 electrones de valencia
No metales
Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa con ocho y, así lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su última órbita es menor y, por o tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el más reactivo es el fluor, con número atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electrones en su capa de valencia, los del fluor son atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo, que los del yodo, que están en el nivel cinco.
Metaloides
Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio, que se encuentran abajo y arriba de la líneas en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.
Periodos
La tabla periódica larga se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. Estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. El número del período donde se encuentre ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones; por ejemplo, el hierro (fierro) está ubicado en el periodo 4, que es el nivel máximo de energía en el que tiene electrones.
Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Máximo nivel de energía con electrones
A los tres primeros periodos se les denomina periodos cortos, y a los cuatro restantes periodos largos. En la siguiente tabla se indica el número de elementos que integran cada periodo.
Periodos
(Niveles de energía) No. de elementos Inicia en Termina con Subniveles
1 2 H He 1s
2 8 Li Ne 2s 2p
3 8 Na Ar 3s 3p
4 18 K Kr 4s 3d 4p
5 18 Rb Xe 5s 4d 5p
6 32 Cs Rn 6s 4f 5d 6p
7 23 Fr Une 7s 5f 6d
Características de los periodos
Como podrás observar en la tabla periódica, el séptimo periodo, que inicia con el francio, tiene lugares vacios destinados a nuevos elementos que se espera tengan propiedades similares a las de los elementos del grupo que les corresponda.
Grupos o familias
Son un conjunto de elementos que tienen propiedades muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se le llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición.
Descripción de los grupos o familias
Grupo IA
Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrógeno, que es un no metal), muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como aceites o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA formando compuestos iónicos.
Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con número de oxidación de + 1. Estos metales son los más electropositivos. El francio que es el último elemento de este grupo es radioactivo.
En la tabla periódica se coloca al hidrógeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos.
1H 3Li 11Na 19K 37Rb 56Cs 87Fr
Grupo IA
Grupo IIA
Presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que ellos y se les conoce como metales alcalino-térreos. Con el oxigeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.
Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su número de oxidación es de +2.
La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxigeno formando óxidos sólo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radioactivo.
Grupo IIA
4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra
Grupo IIIA
Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual al combinarse con el oxigeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2 np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.
Grupo IIIA
5B 13Al 31Ga 49In 81Tl
La estructura de la tabla periódica se debe a las propuestas de Mendeleiev, Meyer y Moseley, así como por A. Warner. Al analizar la tabla periódica encontramos a los elementos ordenados en forma creciente a partir de su número atómico, distribuidos en períodos y grupos, en forma horizontal y vertical, respectivamente. Además, nos señala cuáles son metales, no metales, metales de transición y otros grupos de elementos conocidos como tierras raras.
La tabla periódica es una clasificación de los 109 elementos químicos conocidos actualmente, por orden creciente de su número atómico. Varios fueron los intentos que se hicieron desde 1817 hasta 1914 y más recientemente aún, para clasificar los elementos.
La clasificación de los elementos basada en su número atómico dio como resultado la tabla periódica moderna, de Alfred Werner. Esta tabla recoge todos los elementos encontrados en la naturaleza, así como los obtenidos artificialmente en el laboratorio, y se encuentran acomodados en función de la estructura electrónica de sus átomos, observándose un acomodo progresivo de los electrones de valencia en los niveles de energía {periodos}. Los elementos que presentan configuraciones electrónicas externas similares, quedan agrupados en columnas verticales llamadas familias o grupos.
Además de que los elementos se encuentran ubicados en la tabla periódica en orden creciente, atendiendo a su número atómico y, por consecuencia, su configuración electrónica, podemos distinguir que en ella se encuentran ubicados también por clases de elementos, periodos, grupos o familias y bloques.
Clases de elementos.
Cuando los elementos se clasifican de acuerdo con sus características físicas y químicas, se forman dos grandes grupos: metales y no metales. Además existe un tercer conjunto de elementos que se caracterizan por la indefinición de sus propiedades ubicadas entre los metales y no metales, llamados metaloides o semimetales.
Metales
Los metales son reconocidos por sus propiedades físicas, como el brillo metálico, conductividad eléctrica y térmica, la dureza, la ductibilidad y la maleabilidad. En los metales del mismo periodo es más reactivo el que tiene un número menor de electrones en su capa externa. Comparando al sodio y al aluminio, que se encuentran en el período dos, el sodio en más reactivo porque tiene un electrón de valencia y el aluminio tiene tres, pues es más fácil ceder un electrón que dos o más.
Na11 1s2 2s2 2p6 3s1 Capa externa 1 electrón de valencia
Al13 1s2 2s2 2p6 3s2 3p1 Capa externa 3 electrones de valencia
No metales
Los no metales son elementos que tienden a ganar electrones para completar su capa externa con ocho y, así lograr una configuración estable de gas noble. Son más reactivos los de menor número atómico, porque en este caso la distancia entre el núcleo y los electrones de su última órbita es menor y, por o tanto, la fuerza de atracción del núcleo hacia los electrones de otros elementos es mayor. Así, en el grupo de los halógenos el más reactivo es el fluor, con número atómico 9, y el menos reactivo es el yodo, con número atómico 53; ya que aunque los dos tienen siete electrones en su capa de valencia, los del fluor son atraídos con mayor fuerza, por estar más cerca del núcleo, que los del yodo, que están en el nivel cinco.
Metaloides
Los elementos boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, telurio y polonio, que se encuentran abajo y arriba de la líneas en escalera que divide a los metales de los no metales, se denominan metaloides porque sus propiedades son intermedias entre los metales y los no metales; por ejemplo, conducen la corriente eléctrica, pero no al grado de los metales.
Periodos
La tabla periódica larga se encuentra conformada por siete periodos, ordenados horizontalmente del 1 al 7. Estos números corresponden a los niveles de energía del átomo, donde se encuentran ubicados los electrones. El número del período donde se encuentre ubicado un elemento indica el nivel máximo de energía en el que el átomo de ese elemento tendrá electrones; por ejemplo, el hierro (fierro) está ubicado en el periodo 4, que es el nivel máximo de energía en el que tiene electrones.
Fe26 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d6
Máximo nivel de energía con electrones
A los tres primeros periodos se les denomina periodos cortos, y a los cuatro restantes periodos largos. En la siguiente tabla se indica el número de elementos que integran cada periodo.
Periodos
(Niveles de energía) No. de elementos Inicia en Termina con Subniveles
1 2 H He 1s
2 8 Li Ne 2s 2p
3 8 Na Ar 3s 3p
4 18 K Kr 4s 3d 4p
5 18 Rb Xe 5s 4d 5p
6 32 Cs Rn 6s 4f 5d 6p
7 23 Fr Une 7s 5f 6d
Características de los periodos
Como podrás observar en la tabla periódica, el séptimo periodo, que inicia con el francio, tiene lugares vacios destinados a nuevos elementos que se espera tengan propiedades similares a las de los elementos del grupo que les corresponda.
Grupos o familias
Son un conjunto de elementos que tienen propiedades muy similares. Están colocados en columnas verticales y se identifican con números romanos del I al VIII. Se encuentran divididos en grupos A y B. A los elementos de los grupos A, del IA al VIIA, se le llama elementos representativos, y a los de los grupos B, elementos de transición.
Descripción de los grupos o familias
Grupo IA
Los elementos que pertenecen a este grupo son conocidos como metales alcalinos. Todos son suaves y brillantes (exceptuando al hidrógeno, que es un no metal), muy reactivos con el aire y el agua; por ello, no se encuentran libres en la naturaleza y cuando se logran aislar, para evitar que reaccionen, se deben conservar sumergidos en ciertos líquidos, como aceites o éter de petróleo. Reaccionan con los elementos del grupo VIIA formando compuestos iónicos.
Su configuración electrónica exterior es (ns1); tienden a perder este electrón y a quedar con número de oxidación de + 1. Estos metales son los más electropositivos. El francio que es el último elemento de este grupo es radioactivo.
En la tabla periódica se coloca al hidrógeno en este grupo debido al único electrón que posee; es un elemento gaseoso y sus propiedades no son las mismas que las del resto de los metales alcalinos.
1H 3Li 11Na 19K 37Rb 56Cs 87Fr
Grupo IA
Grupo IIA
Presentan ciertas propiedades similares a los metales alcalinos, pero son un poco menos reactivos que ellos y se les conoce como metales alcalino-térreos. Con el oxigeno del aire forman óxidos, y reaccionan con los elementos del grupo VIIA (halógenos) formando sales.
Tienen completo su orbital s en su capa externa (ns2) y tienden a perder estos electrones tomando la configuración del gas noble que les antecede; por ello, su número de oxidación es de +2.
La reactividad de estos metales aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en el grupo; por ejemplo, el berilio y el magnesio reaccionan con el oxigeno formando óxidos sólo a temperaturas elevadas, mientras que el calcio, el estroncio y el bario lo hacen a temperatura ambiente. El radio, al igual que el francio, del grupo anterior, es un elemento radioactivo.
Grupo IIA
4Be 12Mg 20Ca 38Sr 56Ba 88Ra
Grupo IIIA
Este grupo está formado por el boro, el aluminio, el galio, el indio y el talio. El boro es un metaloide, y de los cuatro elementos metálicos restantes, tal vez el más importante por sus propiedades y abundancia es el aluminio, el cual al combinarse con el oxigeno, forma una cubierta que impide cualquier reacción posterior; por ello, este metal es empleado en la elaboración de artículos y materiales estructurales. La configuración electrónica externa que presentan es (ns2 np1). Estos elementos forman también compuestos moleculares, que son característicos de los no metales; esto se explica por la configuración electrónica que presentan y por su ubicación en la tabla, ya que al desplazarse de izquierda a derecha en la tabla periódica, el carácter metálico de los elementos representativos empieza a perderse gradualmente.
Grupo IIIA
5B 13Al 31Ga 49In 81Tl
lunes, 9 de marzo de 2009
Nomenclatura química inorganica II
CONTINUACIÓN
Las substancias se caracterizan por su nombre y por sus propiedades físicas y químicas. Sin embargo, existen varios nombres mal empleados, confusos o raros.
Ejemplos:
Aceite de vitriolo (ácido sulfúrico)
Vitriolo azul (sulfato de cobre)
Cal viva (óxido de calcio)
Cal apagada (hidróxido de calcio)
Si tuviéramos que dar una lista completa de las propiedades de las substancias tal como puntos de fusión, ebullición, color, estado físico, etc., sería una lista interminable que difícilmente alguien puede retener en la memoria, es más fácil dar un nombre a la substancia y de esta manera asociar todas sus propiedades.
Lo mejor a los ojos de un químico es: la fórmula. Una fórmula al igual que un símbolo, representa una gran cantidad de información química cuantitativa y cualitativa.
FORMULAS QUIMICAS
Una fórmula es la representación de la manera en que ésta constituido un compuesto. Por ejemplo la fórmula: H2O, nos dice que el agua contiene dos elementos hidrógeno, H y oxigeno O. Además nos dice que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxigeno. La fórmula también nos indica si los átomos están unidos entre sí mediante electrones compartidos (enlaces covalentes) o mediante atracción electrostática de iones de cargas opuestas (enlace electrovalentes).
¿Qué debemos hacer para dar nombres a tantas fórmulas?
Lo primero es emplear una nomenclatura adecuada.
Para facilitar la comunicación entre las fórmulas surgió la necesidad de elaborar un lenguaje único, sistematizado y uniforme para identificar a las substancias químicas. Este lenguaje ha sido desarrollado por la IUPAC (UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA) la cual está en estudio constante, con el fin de adaptarlo a los compuestos descubiertos cada año.
Nomenclatura trivial
Existen compuestos que tienen nombres que tienen nombres que no siguen las reglas de la IUPAC, estos nombres son considerados triviales o comunes y se aprende en la práctica y no con reglas; a continuación se anotan algunos compuestos con sus nombres más comunes:
H2O Agua
NH3 Amoniaco
N2H4 Hidrazina
Al2O3 Alúmina
CaO Cal
NaOH Sosa caústica
KOH Potasa
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para recordar las fórmulas de los compuestos y escribirlas correctamente, resulta útil el empleo de un sistema de oxidación denominado números de oxidación. El sistema de números de oxidación se desarrollo basándose en la composición de los compuestos, las electronegatividades relativas de los elementos que forman los compuestos y una serie de reglas y criterios arbitrarios.
Algunas de estas reglas arbitrarias son:
a. El número de oxidación de un elemento no combinado es 0.
b. En un compuesto, los elementos más electronegativos poseen número de oxidación negativo, mientras que los elementos menos electronegativos poseen estados de oxidación positivos.
c. En cada fórmula de un compuesto, la suma de los números de oxidación negativos es igual a la suma de los números de oxidación positivos; es decir, la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto, siempre debe ser igual a cero, porque las moléculas son neutras.
Ejemplos:
Na₊1 Cl₋1
Na2SO4 Na2₊1 S₊6 O 4₋2
CO2 calcule el No. de oxidación
Cl 2O7 calcule el No. de oxidación
OF2 calcule el No. de oxidación
La tabla periódica es una guía, al establecernos algunos criterios que serán de utilidad para predecir los No. de oxidación de los elementos, en función al grupo al que pertenecen. Observe la siguiente tabla:
GRUPOS IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
No. de
oxidaci
ón +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
+2 +3 +4 +5
2 +1 +2 +3
+1
4 3 2 1
Como puede observarse, los elementos del grupo IA siempre tienen número de oxidación de +1, (el hidrógeno al combinarse con metales tiene número de oxidación 1; pero al combinarse con no metales su número de oxidación es de +1).
En el grupo VIA, está el oxigeno que siempre tiene un Número de oxidación de 2 (sólo en los peróxidos su número de oxidación es 1).
También puede observarse que los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, tiene números de oxidación variables. Esto sucede porque ciertos elementos ceden o comparten sus electrones de varias maneras.
Por ejemplo, el Fe (tiene número de oxidación variable al igual que otros elementos de transición) presenta números de oxidación de +2 y +3. Para evitar ambigüedades en los nombres de los compuestos, se indica el número de oxidación con números romanos.
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
FeSO4 Sulfato de hierro II
Este tipo de nomenclatura es muy reciente por lo que en la mayoría de los textos, la nomenclatura normal es un poco diferente. A los compuestos de un mismo elemento con número de oxidación menor se le da la terminación oso y a los de números de oxidación mayor se les da la terminación ico.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl3 Cloruro férrico
FeSO4 Sulfato ferroso
Fe 2(SO4)3 Sulfato férrico
Las substancias se caracterizan por su nombre y por sus propiedades físicas y químicas. Sin embargo, existen varios nombres mal empleados, confusos o raros.
Ejemplos:
Aceite de vitriolo (ácido sulfúrico)
Vitriolo azul (sulfato de cobre)
Cal viva (óxido de calcio)
Cal apagada (hidróxido de calcio)
Si tuviéramos que dar una lista completa de las propiedades de las substancias tal como puntos de fusión, ebullición, color, estado físico, etc., sería una lista interminable que difícilmente alguien puede retener en la memoria, es más fácil dar un nombre a la substancia y de esta manera asociar todas sus propiedades.
Lo mejor a los ojos de un químico es: la fórmula. Una fórmula al igual que un símbolo, representa una gran cantidad de información química cuantitativa y cualitativa.
FORMULAS QUIMICAS
Una fórmula es la representación de la manera en que ésta constituido un compuesto. Por ejemplo la fórmula: H2O, nos dice que el agua contiene dos elementos hidrógeno, H y oxigeno O. Además nos dice que cada molécula de agua posee dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxigeno. La fórmula también nos indica si los átomos están unidos entre sí mediante electrones compartidos (enlaces covalentes) o mediante atracción electrostática de iones de cargas opuestas (enlace electrovalentes).
¿Qué debemos hacer para dar nombres a tantas fórmulas?
Lo primero es emplear una nomenclatura adecuada.
Para facilitar la comunicación entre las fórmulas surgió la necesidad de elaborar un lenguaje único, sistematizado y uniforme para identificar a las substancias químicas. Este lenguaje ha sido desarrollado por la IUPAC (UNIÓN INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA) la cual está en estudio constante, con el fin de adaptarlo a los compuestos descubiertos cada año.
Nomenclatura trivial
Existen compuestos que tienen nombres que tienen nombres que no siguen las reglas de la IUPAC, estos nombres son considerados triviales o comunes y se aprende en la práctica y no con reglas; a continuación se anotan algunos compuestos con sus nombres más comunes:
H2O Agua
NH3 Amoniaco
N2H4 Hidrazina
Al2O3 Alúmina
CaO Cal
NaOH Sosa caústica
KOH Potasa
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Para recordar las fórmulas de los compuestos y escribirlas correctamente, resulta útil el empleo de un sistema de oxidación denominado números de oxidación. El sistema de números de oxidación se desarrollo basándose en la composición de los compuestos, las electronegatividades relativas de los elementos que forman los compuestos y una serie de reglas y criterios arbitrarios.
Algunas de estas reglas arbitrarias son:
a. El número de oxidación de un elemento no combinado es 0.
b. En un compuesto, los elementos más electronegativos poseen número de oxidación negativo, mientras que los elementos menos electronegativos poseen estados de oxidación positivos.
c. En cada fórmula de un compuesto, la suma de los números de oxidación negativos es igual a la suma de los números de oxidación positivos; es decir, la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto, siempre debe ser igual a cero, porque las moléculas son neutras.
Ejemplos:
Na₊1 Cl₋1
Na2SO4 Na2₊1 S₊6 O 4₋2
CO2 calcule el No. de oxidación
Cl 2O7 calcule el No. de oxidación
OF2 calcule el No. de oxidación
La tabla periódica es una guía, al establecernos algunos criterios que serán de utilidad para predecir los No. de oxidación de los elementos, en función al grupo al que pertenecen. Observe la siguiente tabla:
GRUPOS IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA
No. de
oxidaci
ón +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
+2 +3 +4 +5
2 +1 +2 +3
+1
4 3 2 1
Como puede observarse, los elementos del grupo IA siempre tienen número de oxidación de +1, (el hidrógeno al combinarse con metales tiene número de oxidación 1; pero al combinarse con no metales su número de oxidación es de +1).
En el grupo VIA, está el oxigeno que siempre tiene un Número de oxidación de 2 (sólo en los peróxidos su número de oxidación es 1).
También puede observarse que los elementos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA, tiene números de oxidación variables. Esto sucede porque ciertos elementos ceden o comparten sus electrones de varias maneras.
Por ejemplo, el Fe (tiene número de oxidación variable al igual que otros elementos de transición) presenta números de oxidación de +2 y +3. Para evitar ambigüedades en los nombres de los compuestos, se indica el número de oxidación con números romanos.
FeCl2 Cloruro de hierro II
FeCl3 Cloruro de hierro III
FeSO4 Sulfato de hierro II
Este tipo de nomenclatura es muy reciente por lo que en la mayoría de los textos, la nomenclatura normal es un poco diferente. A los compuestos de un mismo elemento con número de oxidación menor se le da la terminación oso y a los de números de oxidación mayor se les da la terminación ico.
FeCl2 Cloruro ferroso
FeCl3 Cloruro férrico
FeSO4 Sulfato ferroso
Fe 2(SO4)3 Sulfato férrico
domingo, 8 de marzo de 2009
Aprendiendo a nombrar los compuestos químicos
UNIDAD 3:
APRENDIENDO A NOMBRAR LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
3.1: Sales; 3.2: Óxidos; 3.3: Ácidos; 3.4 Hidruros; 3.5; Hidróxidos
3.1: LAS SALES
Son compuestos iónicos que se forman de dos iones:
a. Un ión positivo llamado catión, en la formula siempre se escribe primero, pero se nombra al final.
b. Un ión negativo llamado anión, en la formula siempre se escribe al final y se nombra al principio.
CATIÓN: Los cationes monoatómicos están formados casi siempre de elementos metálicos. Estos iones toman el nombre del elemento mismo.
Ejemplos;
2 3
Na ión sodio Zn ión zinc Al ión aluminio
Si el elemento puede formar MÁS DE UN IÓN POSITIVO, la carga positiva del ión se indica por el número romano después del nombre del metal.
Ejemplos:
2 3 2
Fe ión fierro II Fe ión fierro III Cu ión cobre I Cu ión cobre II
Un método antiguo que todavía se utiliza mucho para distinguir entre dos cargas diferentes de un ión metálico, emplear las terminaciones “OSO” o “ICO”; estas terminaciones representan la carga más baja y la más alta del ión respectivamente. Se utiliza la raíz latina del elemento.
Ejemplos;
2 3
Fe ión ferroso Fe ión férrico
2
Cu ión cuproso Cu ión cúprico
Los únicos cationes poli atómicos son los que se mencionan a continuación:
2
NH4 ión amonio Hg ión mercurio I o mercurioso
3.2: OXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un METAL con el OXIGENO(número de oxidación 2) se forman los óxidos básicos o metálicos.
METAL OXIGENO OXIDO BÁSICO
REGLA DE NOMENCLATIRA.
1. Para escribir la formula se escribe primero el metal (catión) y posteriormente el el oxigeno (anión).
2. Para nombrar los óxidos se escribe primero la palabra “oxido” seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
2 3 2
Na O Na2O oxido de sodio Al O Al2 O3 oxido de aluminio
Cuando el metal tiene varios estados de oxidación como es el caso de los metales de transición (Grupo B de la tabla periódica), el estado de oxidación del metal se indica con un número romano después del nombre.
Ejemplos;
2 2
Fe O FeO oxido de fierro II o oxido ferroso
3
Fe O Fe2 O3 oxido de fierro III o oxido ferrico
OXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un NO METAL con el OXIGENO (número de oxidación 2) se forman los óxidos ácidos o anhídridos.
NO METAL OXIGENO OXIDOS ÁCIDOS
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar los óxidos ácidos, se usan los prefijos mono, de, tri, tetra, etc, para indicar el número de átomos de “oxigeno” y el número de átomos del “no metal”.
Ejemplos;
CO Monóxido de carbono
SO3 Trióxido de azufre
N2 O5 Pentaóxido de nitrógeno
P4 O10 Decaóxido de tetra fósforo
Nota: Los ÓXIDOS ÁCIDOS o ANHÍDRIDOS al reaccionar con AGUA OXIÁCIDOS (ácidos con oxigeno).
OXIDO ÁCIDO AGUA OXIÁCIDOS
SO3 H2 O H2SO4
CO2 H2O H2CO3
3.3: ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácidobromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
RECUERDE QUE; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) → HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
3.4: HIDRUROS
HIDRUROS IONICOS O METALICOS. Son compuestos binarios. El hidrogeno forma hidruros iónicos con los metales más electropositivos como son los alcalinos y alcalino-térreos, adquiriendo el hidrógeno carga negativa.
METAL HIDROGENO HIDRURO
REGLA DE NOMENCLATURA
La nomenclatura de los hidruros iónicos ó metálicos se hace con la palabra “hidruro” la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
Na H NaH hidruro de sodio
2
Ca H CaH hidruro de calcio
HIDRUROS COVALENTES. Son compuestos binarios. Los compuestos más numerosos del hidrógeno son aquellos en los cuales forman uniones covalentes, el número de los compuestos del hidrógeno con el carbono es enorme y la mayoría de los elementos NO METALICOS forman varios compuestos con el hidrógeno.
NO METAL HIDROGENO HIDRURO COVALENTE
REGLA DE NOMENCLATURA
En los hidruros covalentes más conocidos el nombre común prevalece más que el correspondiente a la nomenclatura sistemática (IUPAC).
Ejemplos;
CH4 Metano Hidruro de Carbono
NH3 Amoniaco Hidruro de nitrógeno
PH3 Fosfina Hidruro de Fósforo
3.5: HIDROXIDOS
Cuando se combina un OXIDO BÁSICO ó METÁLICO con el agua se forma un HIDROXIDO.
OXIDO BÁSICO AGUA HIDRÓXIDO
Los hidróxidos se caracterizan por tener el radical hidróxido (OH), también llamado oxidrilo o hidroxilo.
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar estos compuestos se escribe la palabra “hidróxido”, seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal” indicando su número de oxidación con número romano (si este presenta varios números de oxidación).
Ejemplos;
K OH KOH hidróxido de potasio
2
Sr OH Sr(OH)2 hidróxido de estroncio
2
Cu OH Cu(OH)2 hidróxido de cobre II
4
Sn OH Sn(OH)4 hidróxido de estaño IV
APRENDIENDO A NOMBRAR LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
3.1: Sales; 3.2: Óxidos; 3.3: Ácidos; 3.4 Hidruros; 3.5; Hidróxidos
3.1: LAS SALES
Son compuestos iónicos que se forman de dos iones:
a. Un ión positivo llamado catión, en la formula siempre se escribe primero, pero se nombra al final.
b. Un ión negativo llamado anión, en la formula siempre se escribe al final y se nombra al principio.
CATIÓN: Los cationes monoatómicos están formados casi siempre de elementos metálicos. Estos iones toman el nombre del elemento mismo.
Ejemplos;
2 3
Na ión sodio Zn ión zinc Al ión aluminio
Si el elemento puede formar MÁS DE UN IÓN POSITIVO, la carga positiva del ión se indica por el número romano después del nombre del metal.
Ejemplos:
2 3 2
Fe ión fierro II Fe ión fierro III Cu ión cobre I Cu ión cobre II
Un método antiguo que todavía se utiliza mucho para distinguir entre dos cargas diferentes de un ión metálico, emplear las terminaciones “OSO” o “ICO”; estas terminaciones representan la carga más baja y la más alta del ión respectivamente. Se utiliza la raíz latina del elemento.
Ejemplos;
2 3
Fe ión ferroso Fe ión férrico
2
Cu ión cuproso Cu ión cúprico
Los únicos cationes poli atómicos son los que se mencionan a continuación:
2
NH4 ión amonio Hg ión mercurio I o mercurioso
3.2: OXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un METAL con el OXIGENO(número de oxidación 2) se forman los óxidos básicos o metálicos.
METAL OXIGENO OXIDO BÁSICO
REGLA DE NOMENCLATIRA.
1. Para escribir la formula se escribe primero el metal (catión) y posteriormente el el oxigeno (anión).
2. Para nombrar los óxidos se escribe primero la palabra “oxido” seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
2 3 2
Na O Na2O oxido de sodio Al O Al2 O3 oxido de aluminio
Cuando el metal tiene varios estados de oxidación como es el caso de los metales de transición (Grupo B de la tabla periódica), el estado de oxidación del metal se indica con un número romano después del nombre.
Ejemplos;
2 2
Fe O FeO oxido de fierro II o oxido ferroso
3
Fe O Fe2 O3 oxido de fierro III o oxido ferrico
OXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Son compuestos binarios. Cuando se combina un NO METAL con el OXIGENO (número de oxidación 2) se forman los óxidos ácidos o anhídridos.
NO METAL OXIGENO OXIDOS ÁCIDOS
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar los óxidos ácidos, se usan los prefijos mono, de, tri, tetra, etc, para indicar el número de átomos de “oxigeno” y el número de átomos del “no metal”.
Ejemplos;
CO Monóxido de carbono
SO3 Trióxido de azufre
N2 O5 Pentaóxido de nitrógeno
P4 O10 Decaóxido de tetra fósforo
Nota: Los ÓXIDOS ÁCIDOS o ANHÍDRIDOS al reaccionar con AGUA OXIÁCIDOS (ácidos con oxigeno).
OXIDO ÁCIDO AGUA OXIÁCIDOS
SO3 H2 O H2SO4
CO2 H2O H2CO3
3.3: ÁCIDOS
Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;
(a) HIDRÁCIDOS
Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.
EJEMPLOS:
H2S ácido sulfhídrico
HI ácido yodhídrico
HBr ácidobromhídrico
HF ácido fluorhídrico
HCl ácido clorhídrico
RECUERDE QUE; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido
EJEMPLO:
HCl(g) + H2O(l) → HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno ácido clorhídrico
3.4: HIDRUROS
HIDRUROS IONICOS O METALICOS. Son compuestos binarios. El hidrogeno forma hidruros iónicos con los metales más electropositivos como son los alcalinos y alcalino-térreos, adquiriendo el hidrógeno carga negativa.
METAL HIDROGENO HIDRURO
REGLA DE NOMENCLATURA
La nomenclatura de los hidruros iónicos ó metálicos se hace con la palabra “hidruro” la preposición “de” y el nombre del “metal”.
Ejemplos;
Na H NaH hidruro de sodio
2
Ca H CaH hidruro de calcio
HIDRUROS COVALENTES. Son compuestos binarios. Los compuestos más numerosos del hidrógeno son aquellos en los cuales forman uniones covalentes, el número de los compuestos del hidrógeno con el carbono es enorme y la mayoría de los elementos NO METALICOS forman varios compuestos con el hidrógeno.
NO METAL HIDROGENO HIDRURO COVALENTE
REGLA DE NOMENCLATURA
En los hidruros covalentes más conocidos el nombre común prevalece más que el correspondiente a la nomenclatura sistemática (IUPAC).
Ejemplos;
CH4 Metano Hidruro de Carbono
NH3 Amoniaco Hidruro de nitrógeno
PH3 Fosfina Hidruro de Fósforo
3.5: HIDROXIDOS
Cuando se combina un OXIDO BÁSICO ó METÁLICO con el agua se forma un HIDROXIDO.
OXIDO BÁSICO AGUA HIDRÓXIDO
Los hidróxidos se caracterizan por tener el radical hidróxido (OH), también llamado oxidrilo o hidroxilo.
REGLA DE NOMENCLATURA
Para nombrar estos compuestos se escribe la palabra “hidróxido”, seguida de la preposición “de” y el nombre del “metal” indicando su número de oxidación con número romano (si este presenta varios números de oxidación).
Ejemplos;
K OH KOH hidróxido de potasio
2
Sr OH Sr(OH)2 hidróxido de estroncio
2
Cu OH Cu(OH)2 hidróxido de cobre II
4
Sn OH Sn(OH)4 hidróxido de estaño IV
miércoles, 4 de marzo de 2009
Fuerzas Intermoleculares
Existe un tipo de fuerzas que, aunque no son verdaderos enlaces, interaccionan entre una y otra molécula produciendo una fuerza de atracción entre ellas. Estas fuerzas son conocidas como fuerzas intermoleculares y son las siguientes: el puente de hidrógeno y las fuerzas de Van der Waals.
PUENTE DE HIDRÓGENO
Este tipo de fuerzas se presenta en compuestos que contienen enlaces covalentes entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo, como el flúor (H-F), oxigeno (H-O), o nitrógeno (H-N, originando una atracción dipolo dipolo muy fuerte. Este tipo de enlace se produce cuando un átomo de hidrógeno de una molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula.
La atracción molecular por puente de hidrogeno se puede presentar entre las mismas o entre diferentes moléculas. Se señala con una línea de puntos (.....) como se muestra en el ejemplo, (que el docente presentara en clase).
Los compuestos cuyas moléculas presentan atracción por puente de hidrógeno tienen puntos de ebullición mayores, comparados con los compuestos análogos de elementos del mismo grupo.
Ejemplos: punto de ebullición del agua 100 grados centígrados.
Fuerzas de Van der Waals
Éstas son fuerzas de naturaleza puramente electrostáticas. Es decir, se producen como consecuencia de la atracción entre centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí.
en el caso de moléculas polares, es fácil comprender la atracción entre la carga positiva (& positiva) y la parcial negativa & negativa). Sin embargo, existen moléculas o polares en las cuales, al aproximarse unas con otras, por la acción de un agente externo, por ejemplo temperatura, se forman dipolos inducidos. Con eso también aparecen las fuerzas de Van der Waals.
PUENTE DE HIDRÓGENO
Este tipo de fuerzas se presenta en compuestos que contienen enlaces covalentes entre el hidrógeno y un átomo muy electronegativo, como el flúor (H-F), oxigeno (H-O), o nitrógeno (H-N, originando una atracción dipolo dipolo muy fuerte. Este tipo de enlace se produce cuando un átomo de hidrógeno de una molécula es atraído por un centro de carga negativo de otra molécula.
La atracción molecular por puente de hidrogeno se puede presentar entre las mismas o entre diferentes moléculas. Se señala con una línea de puntos (.....) como se muestra en el ejemplo, (que el docente presentara en clase).
Los compuestos cuyas moléculas presentan atracción por puente de hidrógeno tienen puntos de ebullición mayores, comparados con los compuestos análogos de elementos del mismo grupo.
Ejemplos: punto de ebullición del agua 100 grados centígrados.
Fuerzas de Van der Waals
Éstas son fuerzas de naturaleza puramente electrostáticas. Es decir, se producen como consecuencia de la atracción entre centros de carga eléctrica opuesta, muy próximos entre sí.
en el caso de moléculas polares, es fácil comprender la atracción entre la carga positiva (& positiva) y la parcial negativa & negativa). Sin embargo, existen moléculas o polares en las cuales, al aproximarse unas con otras, por la acción de un agente externo, por ejemplo temperatura, se forman dipolos inducidos. Con eso también aparecen las fuerzas de Van der Waals.
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