QUIMICA GENERAL

QUIMICA GENERAL JOSE EDUARDO MEDINA PEREZ Lic. MANUELA CASTRO PACHECO

Facultad de educacion

QUIMICA Ciencia que estudia tanto la composición, estructura y propiedades de la materia como los cambios que ésta experimenta reacciones

durante químicas

las y

su

relación con la energía.

En el presente trabajo encontraran una muy completa descripción de la tabla periodica de los elementos, la nomenclatura

química

de

algunos

compuestos, la formación de acidos bases y sales y la importancia que estas tienen en el contexto del aprendizaje de la química.

LA QUIMICA COMO HERRAMIENTA DE LA VIDA !!!

En esta sección revisaras la química y su aplicación a la vida cotidiana. Además conocerás el método científico, los pasos que lo integran, la división de la química, su función en la historia y tipos de materia.

LECCION 1

LECCION 1

LEY DE LA CONSERVACION DE LA MATERIA “La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma”.

En 1808 John Dalton (1766 – 1844), químico y físico británico postula la idea de que los elementos están compuestos por partículas indivisibles

muy

pequeñas

llamadas

e

átomos.

Estos se unen de maneras únicas para dar compuestos. Durante una reacción los átomos se distribuyen de manera que forman sustancias nuevas sin perder propias.

sus

características

LECCION 2

LECCION 2

DIVISION DE LA QUIMICA Todavía en el siglo XIX se creía que en todos los compuestos existía una fuerza vital que solo podía ser tenia por la naturaleza. En 1828 el químico alemán Federico Wohler preparo en su laboratorio cianato de amonio (compuesto inorgánico) y después al calentarlo

noto

que

se

había

transformado en cristales blancos y sedosos

de

urea

(compuesto

orgánico), sustancia que hasta ese entonces solo se había encontrado en la orina. De ahí nace la división de la química

en

química

inorgánica

y

química orgánica y por lo general se estudia por separado.

Las diferencias se muestran en el cuadro siguiente:

COMPUESTOS ORGANICOS… Convicción de que las sustancias orgánicas solo pueden ser producidas por organismos vivos.

La mayor parte de los compuestos de carbono, conocidos como sustancias orgánicas, esto es, compuestos de carbono e hidrogeno, este llamado elemento organizador.

En verdad la creación de esta disciplina, separada de la química inorgánica, es anterior a 1828, año en que Friedrich Wohler sintetizo la urea en laboratorio derrumbando la

Los compuestos orgánicos e inorgánicos se distinguen por sus propiedades como la solubilidad y la estabilidad, y sobre todo, por el carácter de las reacciones químicas de las que participan.

Las sustancias orgánicas contienen pocos elementos en general de 2 a 5. Además de carbono e hidrogeno, integran estos compuestos: el oxigeno, el nitrógeno, los halógenos, el azufre y el fosforo.

COMPUESTOS inorganicos…

Además de los compuestos orgánicos, el carbono también forma parte de los compuestos inorganicos, entre los cuales se destacan por sus aplicaciones el sulfato de carbono (CS2), empleado como materia prima en la industria textil para la obtención de fibras sintéticas, el Carburo de Calcio (CaC2), primer eslabón de numerosos procesos de síntesis en la industria química, y el Carburo de Silicio (CSi) casi tan duro como el diamante que forma parte de los componentes de las piedras de afilar y esmeriles utilizados para trabajar metales.

Un compuesto inorgánico se forma de manera ordinaria por la acción de varios fenómenos físicos y químicos: electrólisis, fusión, etc. También podrían considerarse agentes de la creación de estas sustancias a la energía solar, el agua, el oxígeno.

Los

enlaces

que

forman

los

compuestos inorgánicos suelen ser iónicos o covalentes.

Aunque en su composición intervienen los 93 elementos naturales de la tabla periódica.

Los compuestos inorgánicos existen en menor medida que los orgánicos en cantidad y variedad.

ELEMENTOS QUIMICOS SU ESTRUCTURA Y ENLACE.

EN ESTE BLOQUE CONOCERAS LOS ORIGENES DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS.

LECCION 3

LECCION 3

PARTICULAS SUBATOMICAS Si bien en la antigua Grecia el

átomo era considerado como la parte más pequeña e indivisible

ESTRUCTURA DEL ATOMO

replantearon este modelo. Es así que se empieza a hablar de

A pesar de que átomo significa “indivisible”, hoy sabemos que está formado por partículas más pequeñas llamadas partículas subatómicas.

partículas subatómicas.

En el átomo distinguimos dos

Los primeros modelos atómicos consideraron básicamente tres partículas subatómicas, protones,

partes el núcleo y la corteza o envoltura nuclear.

de la materia, los descubrimientos posteriores

neutrones y electrones. Más adelante el descubrimiento del a estructura interna de los protones y neutrones reveló que estas partículas son compuestas y están constituidas por otras partículas.

LECCION 4

NUMERO Y MASA ATOMICA NUMERO ATOMICO Es el número total de protones en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra Z. El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del

átomo: su carga nuclear.

En un elemento en estado neutro (sin carga eléctrica), el numero de protones es igual a numero de electrones. Por lo tanto, si el

átomo de Magnesio tiene 12 protones, también tendrá 12 electrones.

Por lo general el número atómico se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente por ejemplo:

NUMERO DE MASA Es el número total de protones y neutrones presentes en el nucleo del atomo de un elemento químico y se representa con la letra A. siempre es un numero entero. No está reportado en la tabla periodica, pero es posible determinarlo utilizando la masa o peso atomico del elemento.

Generalmente en los ejercicios de práctica este número se sitúa como superíndice a la izquierda del símbolo del elemento.

El numero de neutrones en un atomo es igual a la diferencia entre el numero de masa y el numero atomico.

Ejemplo 1 Encontrar l cantidad de electrones, protones y el número de masa del níquel, si tiene como numero atomico 28 y la cantidad de neutrones es 31.

Ejemplo 2: Si el Bromo tiene 35 electrones y su nĂşmero de masa es 80 uma. CuĂĄl es la cantidad de protones, de neutrones y su nĂşmero atomico.

LECCION 5

NUMERO CUANTICO PRINCIPAL O FUNDAMENTAL, SECUNDARIO, MAGNETICO DE SPIN. NUMERO CUANTICO PRINCIPAL Designa el nivel energético en el cual se localiza un electron. Tambien expresa la energía de los niveles dentro del atomo. Tiene relación con la distancia media del electron al nucleo y nos da idea del tamaño del orbital. El numero cuántico “n” puede asumir cualquier valor entero desde 1 hasta el infinito, aunque con 7 valores (1, 2, 3, 4, 5, 6 y 7) también se representan por medio de letras K, L, M, N, O, P, Q, y con un número máximo de electrones en cada nivel de energía. Con 7 niveles es posible satisfacer a todos los conocidos actualmente.

átomos

Cuanto mayor sea el numero cuántico principal, mayor el tamaño del orbital y a la vez, más alejado del nucleo estará.

Se pueden repetir los valores 8 y 18 e- en los niveles.

Distribución de los e- de energía del plomo 82Pb e-: 82.

Distribución de los e- de energía del Cloro 17Cl: 17

Número cuántico secundario: también llamado acimutal, nos indica el numero de orbital o subniveles energéticos del electron. Sus posibles valores son desde 0 hasta n-1. Siendo estos o, 1, 2, 3 representados por las letras s, p, d y f con un número máximo de electrones por cada uno 2, 6, 10 y 14 electrones respectivamente.

El número cuántico acimutal determina la excentricidad de la Órbita, cuanto mayor sea, mayor excéntrica será, es decir, mas aplanada será la elipse que recorre el electron.

Manifestación probabilística electrónica o mejor dicho, es un lugar donde es probable encontrar un electron. En este número cuántico “m” sus posibles valores son -1…0…+1.

En las siguientes páginas de internet, encontraras información sobre la forma de los orbitales atómicos.

Número cuántico magnético: Representa la orientación espacial de los orbitales contenidos en los subniveles energéticos, es decir, depende de los valores de I. los subniveles energéticos están formados por orbitales. Un orbital es una región espacio energética de

Ejemplo: si tenemos un orbital tipo “p” quiere decir que I = 1 por lo tanto, “m” adquirirá los siguientes valores m=-1, m=0, m= +1, lo que significa que para el orbital p hay tres orientaciones espaciales posibles.

Numero cuántico de Spin: Indica el giro del electron sobre su propio eje. Sus posibles valores son de +1/2 o -1/2. Solo puede tener dos direcciones, uno en el sentido de las manecillas del reloj y la otra en sentido contrario.

También puede representarse como dos flechas en sentidos opuestos ( ).

Si tenemos un orbital tipo “d” quiere decir que I=_2__, por lo tanto “m” adquirirá los siguientes valores __-2__, __-1__, __0__, __+1__, __+2__, lo que significa que para d hay __5__ orientaciones espaciales posibles.

LECCION 6

TABLA PERIODICA MODERNA En 1913 Mosley acomoda a los elementos en la tabla, utilizando como criterio de clasificación los números atomicos. Esto da origen a la ley de la periodicidad química que dice:”las propiedades de un elemento están en función de su número atomico”.

La tabla periodica moderna, clasifica, organiza y distribuye los elementos químicos conforme a sus propiedades y características en relación al número atomico.

Los elementos están ordenados en 7 hileras horizontales llamadas periodos, y en 18 columnas verticales llamados grupos. A los grupos también se le conoce como familias, debido a

Similitud de las propiedades químicas que presentan los integrantes de cada una de ellas.

Los periodos tienen números arábigos (1-7) y los grupos que anteriormente se utilizaban los números romanos seguido de la letra A y B en la actualidad se numeran de izquierda a derecha del 1 al 18.

Otra clasificación que podemos ver de los elementos en la tabla periodica dependen de: a) Sus propiedades: en la tabla periodica se identifica una línea diagonal hacia la derecha que va por debajo del Boro hasta el Astato; esta división es entre metales y no metales. Estos son los dos grupos más grandes y los elementos de cada uno tienen propiedades comunes. b) Su configuración electrónica: de acuerdo con l ubicación de su ultimo electron externo de los distintos orbitales, los elementos se clasifican en cuatro grandes bloques s, p, d y f.

Los elementos del bloque s son aquellos que terminan su configuración electrónica en el subnivel s y se les llama elementos representativos.

Los elementos del bloque p son aquellos que terminan su configuración electrónica en el subnivel p y se les llama representativos.

Los elementos del bloque d son aquellos que terminan su configuración electrónica en el subnivel d y se les llama elementos de transición.

Los elementos del bloque f son los lantánidos y los actínidos acomodados fuera de la tabla periodica en dos bloques que pertenecen a los periodos 6 y 7 y que terminan su configuración electrónica en el subnivel f y se les llama elementos de transición interna.

LECCION 7

CONFIGURACIONES ELECTRONICAS La configuración electrónica de un elemento es la descripción de la ubicación de los electrones en los niveles y subniveles de energía de un atomo. Los electrones que giran alrededor del nucleo del atomo se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente.

El orden en el que los electrones ocupan los orbitales está regido por algunas reglas:

 Principio de exclusión de pauli: Establece que dos electrones en un mismo atomo no pueden tener los cuatro números cuánticos iguales.  Principio de máxima multiplicidad o regla de hund: Dentro de un subnivel, los primeros electrones ocupan orbitales separados y tienen spines paralelos.  Principio de edificación progresiva o principio de Aufbau: los electrones ocupan los orbitales en orden creciente de energía, es decir, primero llenan los orbitales de menor energía y después los orbitales con mayor energía



Aplicando estas reglas podemos escribir la configuración electrónica de los elementos. Estas configuraciones se rigen por medio del diagrama de môller o diagrama de las diagonales y es el siguiente.

Para encontrar la configuración electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y de derecha a izquierda (seguir colores).

Se llama diagrama de las diagonales porque los electrones se van acomodando en niveles con orden creciente de energía: la primera flecha pasa por el cuadro

1s2 (cuadro color rosa). Al terminar esa flecha se comienza con la segunda flecha que pasa por el nivel 2s2 (cuadro color verde). Se sigue la tercera flecha que pasa por el 2p6 3s2 (color azul), la cuarta flecha pasa por 3p6 4s2 (color naranja), la quinta pasa por el 3d10 4p6 5s2 (color morado) y asi sucesivamente.

El subnivel s se puede llenar con 1 o 2 electrones, el subnivel p puede tener de 1 a 6 electrones, el subnivel d de 1 a 10 y el subnivel f de 1 a 14.

Configuracion ELECTronicA GRAFICA La representación grafica de un atomo, se hace sustituyendo los exponentes (no, de electrones) por vectores (flechas). Según el principio de máxima multiplicidad “los electrones de un mismo orbital ocuparan el máximo número de orientaciones permitidas”.

Los electrones se encuentran siempre apareados (en pares).

Si el subnivel s tiene dos electrones significa que solo hay un par de e-.

Si el subnivel p soporta hasta 6 electrones significa que hay 3 pares de e-.

Si el subnivel d soporta hasta 10 electrones significa que puede llegar a tener 5 pares.

Y si el subnivel f soporta hasta 14e- ó 7 pares.

LECCION 8

Estructura de lewis Estructura de lewis y formacion de iones.

La estructura de lewis, también conocida como diagrama de punto, es una representación grafica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula.

Esta expresión se usa para saber la cantidad de electrones de valencia de un elemento, formando enlaces simples dobles o triples en la unión con otros elementos o entre su misma especie. Para representarlos se usan puntos, cruces, o cualquier otro símbolo. Estos se colocan alrededor del símbolo químico del elemento.

Los electrones de valencia son aquellos que se encuentran en el último nivel de energía de un elemento.

Veamos un ejemplo. El Bromo (Br) tiene 7 electrones de valencia.

La posición de los puntos no tiene significado y resulta indistinto que se ubiquen en un lugar u otro.

Para saber cuántos electrones de valencia tiene un atomo de un elemento químico hay que realizar su configuración electrónica.

También podemos saber cuántos electrones de valencia tiene un atomo si sabemos su posición en la tabla periodica. Esto es válido solo para los elementos representativos, es decir, los que pertenecen a los grupos o familias I al XVIII “A”, que corresponden a los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18.

Un símbolo de lewis consiste en un símbolo químico que representa el nucleo y los electrones internos de un atomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones de valencia o electrones más externos.

Leccion 9

Formacion de iones En la naturaleza es raro ver a los elementos libres. Por lo general, estos elementos tienden a unirse con otros y formar compuestos, lo que supone mayor estabilidad. Los elementos libres están en formas de iones. Un ión es un atomo o grupo de átomos con carga.

Los cationes son los iones cargados positivamente.

Los aniones son los iones cargados negativamente.

Los iones son átomos con carga. A los átomos con carga positiva se les llama cationes y a los átomos con carga negativa se les llama aniones.

Los elementos son eléctricamente neutros, es decir, tienen la misma cantidad de protones y electrones

(z=p+ =e-), para que se formen los iones, los átomos tienen entonces que perder o ganar electrones.

Los cationes pierden electrones y los aniones ganan electrones.

El tamaño de los aniones es mayor que el de

los

átomos

neutros

debido

al

adicionamiento de uno o más electrones.

Regla del octeto: la tendencia de todo atomo es completar 8

El tamaño de los cationes es menor que el

electrones en su último nivel de energía para adquirir una

de los átomos neutros debido a su pérdida de electrones de su capa mas externa.

configuración estable semejante a la de un gas noble.

Esta regla fue anunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, fisicoquímico estadounidense ya famoso por su estructura de lewis o diagramas de puntos.

COMO SABER SI LOS ATOMOS SE CONVIERTEN EN CATIONES O ANIONES. Los iones monoatómicos se

forman por

adición de electrones a la capa de valencia del atomo, que es la capa exterior, o la perdida de electrones de esa capa. Esta formacion de iones sigue la regla del octeto.

Las excepciones de la regla del octeto son el hidrogeno, que solamente tiene un electron y puede llegar a tener 2, el Helio que tiene 2 electrones y ya tiene su ultimo nivel completo y el Litio, que tiene 3 electrones, pierde uno y queda con dos.

Los iones son esenciales para la vida. Los iones del sodio, potasio, calcio y otros, juegan un papel importante en la biologĂ­a celular de los organismos vivos, en particular en las membranas celulares.

LLECCION 10

Enlaces quimicos

Ejemplos: H2O El hidrogeno tiene solamente un e- y el oxigeno que está en el grupo 16 tiene 6e- de

ENLACE COVALENTE: Este enlace se forma cuando los átomos combinan o comparten sus electrones. Este modelo de enlace se utiliza para explicar la unión de elementos clasificados como no metales. Los tipos de enlaces covalentes que veremos son: Enlace covalente polar covalente no polar.

y

Enlace

Todos los compuestos que tienen hidrogeno, carbono, o son moléculas diatómicas covalentes.

forman

enlaces

En el enlace covalente polar se unen átomos

con

electronegatividad

diferente y el más electronegativo atrae más a los electrones y se forman polos con diferentes cargas.

valencia en su último nivel. El hidrogeno necesita uno para completar su primer orbital con 2e- y el oxigeno necesita dos para completar ocho (por eso se une con dos hidrógenos). Esos electrones se comparten.

CH4 El carbono tiene cuatro valencias y necesita otras cuatro para completar ocho y el hidrogeno tiene una valencia.

Por eso son cuatro hidr贸genos que se combinan con el carbono.

Estos son ejemplos de enlaces covalentes polares simples.

Otros ejemplos: CO2 enlace covalente doble.

El carbono tiene 4evalencia y el oxigeno 6e-

de

Cada par de electrones es un enlace por eso entre el oxigeno y el carbono hay dos enlaces porque hay 4e-.

O2 enlace covalente doble

N2 enlace covalente triple.

En el enlace covalente polar se unen átomos del mismo elemento con la misma electronegatividad. Como cada atomo tiene una capacidad similar para atraer a los electrones que participan en la formacion del enlace, estos se sitúan equitativamente entre los núcleos de los átomos. La carga es simétrica y la electronegatividad cero.

Funciones quĂ­micas inorganicas

Leccion 11

Enlaces quimicos Seguramente te has preguntado qué es la nomenclatura. Al aumentar el número de compuestos conocidos y al mismo tiempo al incrementar el número de quimicos en los diferentes países se vio la necesidad de elaborar un lenguaje químico único, sistematizado y uniforme para identificar a las sustancias químicas.

Este lenguaje fue desarrollado por la IUPAC, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada por sus siglas en ingles.

La IUPAC es la asociación que nuclea a los quimicos de todo el mundo.

Brinda, entre otras cosas, pautas para la nomenclatura de compuestos quimicos.

Actualmente se conocen millones de compuestos inorganicos y es necesario identificar y nombrar de manera que todos podamos entenderlos. Un compuesto se origina de la unión de dos o más elementos y se representa por medio de una formula química.

Los nombres de los compuestos pueden variar. Aunque existen reglas de nomenclatura, en algunas partes del mundo siguen teniendo nombres triviales o comunes.

La fórmula compuesto es universal.

del

Como se forman los compuestos organicos Como

vimos

anteriormente,

la

mayoría de los átomos tiene la propiedad de unirse químicamente formando enlaces. Tiene esta capacidad gracias a sus electrones de valencia ubicados en los últimos niveles energéticos que nos da un número de oxidación para cada elemento.

Para escribir sus formulas:

Formula Los compuestos inorganicos se

quimica Veamos que no indica la formula quimica:  Los elementos  El numero de atomo de cada elemento.

Por ejemplo: La formula Fe2S3 indica una molécula de sulfuro férrico en donde hay 2 átomos de hierro y 3 de azufre.

originan a partir de la unión de los distintos elementos. Se agrupan atendiendo al conjunto de propiedades comunes que presentan debido a que en su molécula existe un atomo o grupo de átomos característicos.

Los compuestos quimicos de acuerdo a su comportamiento químico se clasifican en:  Óxidos metálicos  Anhídridos  Hidróxidos  Hidruros de metal  Hidrácidos  Oxácidos  Sales haloideas  Oxísales.

Tipos de nomenclatura Nomenclatura stock: En esta nomenclatura se nombran a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos, la valencia atómica del elemento.

Se aceptan 3 tipos de nomenclatura para todos los compuestos quimicos inorganicos: Nomenclatura sistemática: también conocida como 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. Ej: Cr2O3 - Trióxido de cromo.

Ejemplo: Cr2O3  oxido de cromo III

Nomenclatura tradicional: En este sistema se indica la valencia de elemento de nombre especifico con una serie de prefijos y sufijos (oso, ico, ato, ito, etc.)

Ejemplo: cúprico

Cr2O3



oxido

Oxidos metalicos Los óxidos metalicos o también conocidos

como

óxidos

básicos

resultan de la unión de un metal con el oxigeno.

El numero de oxidación del oxigeno es -2 y el metal con carga positiva puede ser con valencia fija o valencia variable.

 Se colocan los símbolos del metal y el oxigeno (en ese orden)

Este tipo de nomenclatura para valencia fija se utiliza tanto para la nomenclatura tradicional como la Stock.

sus

 La

del

valencia

valencias metal

escribe como subíndice oxigeno oxigeno

se del

y la valencia del se escribe como

subíndice del metal (“los signos se eliminan”).

Valencia variable  Palabra oxido

 Los compuestos deben quedar

 Raíz de metal  Terminación

 Se escriben respectivas.

eléctricamente neutros. oso

para

la

menor valencia / terminación ico para la mayor valencia o numero romano que indica la valencia del metal.

Para escribir la formula a partir del nombre:

ANHIDRIDOS Los anhídridos, también conocidos como óxidos acidos, resultan de la unión de un no metal con el oxigeno.

El numero de oxidación del oxigeno es -2 y el del no metal es positivo.

La tabla que vamos a utilizar para dar nombre a estos compuestos son las siguientes:

Para nomenclatura tradicional:  Palabra anhídrido  Raíz del no metal  Terminación oso/ico Esto significa que el nitrógeno esta con +5 y el oxigeno con -2.

La terminación para el número de oxidación +5 es ico.

Anhídrido nítrico.

 Palabra oxido

El nombre del compuesto Cl2O 

Obtener

sus

números

 Preposición de de

oxidación Cl+1 y O-2  ver

la

tabla

1

y

la

terminación para el cloro con valencia +1.  El numero de oxidación o valencia +1 corresponde a hipo---oso.  En la line punteada --- va la raíz del no metal.

Anhídrido hipocloroso

 Nombre del no metal  Numero romano que indica la valencia o numero de oxidación del no metal.

Ejemplo: Br2O3 oxido de bromo.

Para nomenclatura sistemรกtica:

Se utilizan los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta para indicar el numero de รกtomos tanto del oxigeno como del no metal.

Ejemplo: Br2O3 Triรณxido de dibromo

HIDRUROS METALICOS Los hidruros resultan de la unión de un metal con el hidrogeno. Como en todos los compuestos hay cargas positivas y negativas, el hidrogeno trabaja con valencia -1 para que sean estrictamente neutros. Son compuestos binarios porque están formados por dos elementos (el metal y el hidrogeno).

El numero de oxidación del hidrogeno es -1 y el metal con carga positiva puede tener valencia fija o variable.

Para darle nombre a la formula:  Valencia fija (tabla 1 color verde)  Palabra hidruro 

Preposición de

 Nombre del metal Este tipo de nomenclatura para valencia fija se utiliza para todo tipo de nomenclatura.

Valencia variable (tabla 1 color naranja).  Palabra hidruro  Raíz del metal  Terminación oso para la menor valencia terminación

ico

para

la

mayor valencia o número romano que indica la valencia del metal.

Para escribir la formula a partir del nombre.  Se colocan los símbolos del metal y del hidrogeno (en ese orden).  Se escriben sus valencias respectivas  La valencia del metal se escribe como subíndice del hidrogeno y la del hidrogeno se escribe como subíndice del metal (los signos se eliminan).  Los compuestos deben quedar eléctricamente neutros.

Ejemplo: hidruro de calcio Siguiendo las reglas primero se escribe el símbolo del metal con su valencia (buscar en las tablas) Ca2+, luego el símbolo del hidrogeno con su valencia H-1

Si el metal tiene terminaciĂłn oso/ico, se escribe con nĂşmero romano.

Ejemplo: Hidruro de platino IV o Hidruro platĂ­nico.

El platino tiene dos valencias, +2 y +4, si termina en ico es que es la valencia mayor.

Algunos hidruros no metalicos son:

acidos

HIDRACIDOS: Son compuestos binarios que se

Los acidos son compuestos que están formados en su estructura por hidrogeno y no metal, o por hidrogeno, no metal y oxigeno.

Hay dos tipos de acidos, los que contienen oxigeno y los que no lo tienen. A los acidos sin oxigeno se les llama hidrácidos y a los acidos con oxigeno, oxiácidos u oxácidos.

forman de la unión del hidrogeno con un no metal.

El

hidrogeno

siempre

tiene

valencia o numero de oxidación de +1 y por lo tanto, el no metal esta con valencia negativa.

Para escribir la formula a partir del nombre:  Se colocan los símbolos del hidrogeno que es +1 y la del no metal (en ese orden) con la valencia según la tabla de iones negativos.  Se escriben las valencias respectivas  La valencia del hidrogeno se escribe como subíndice del no metal y la valencia del no metal se escribe como subíndice del hidrogeno. Los signos se eliminan.  Los compuestos deben quedar eléctricamente neutros

oxacidos Los

oxacidos

son

compuestos

ternarios que se forman de la unión del hidrogeno con un no metal y oxigeno.

El

oxigeno

tiene

numero

de

oxidación +1 y el oxigeno -2. El no metal también trabaja con carga positiva porque siempre es un compuesto ternario solo un elemento es negativo, en este caso es el oxigeno.

Para darle nombre a la formula: En la nomenclatura tradicional  Palabra acido  Raíz del no metal  Terminación oso/ico En la nomenclatura Stock  Raíz del no metal  Sufijo ato  Numero de valencia  Preposición de  Palabra hidrogeno

Ejemplo: HClO2

Para escribir la formula a partir del nombre:  Se colocan los símbolos del hidrogeno, del no metal y del oxigeno en ese orden.  La valencia del hidrogeno es +1 y la del oxigeno -2  Se busca en la tabla 1 la valencia del no metal según su terminación (hipo oso, oso, ico, per ico).  Si la suma del hidrogeno y del no metal es par se coloca el subíndice al oxigeno que multiplicado por 2 del número anterior.  Si la suma del hidrogeno y del no metal es impar se coloca el subíndice 2 en el hidrogeno y se repite el paso anterior.  O bien podemos obviar los pasos anteriores y utilizar la siguiente tabla de radicales más comunes para acidos.

Acido fosforico  Escribimos el símbolo del hidrogeno y luego en la tabla buscamos el radical fosforico H PO4  La valencia del radical fosforico es -3 PO4-3  Se cruzan las valencias H+1 PO4-3  H3PO4 acido fosforico  Par verificar:

En la tabla 1 la valencia +5 corresponde a la terminación ico.

sales Hay dos tipos de sales, las que contienen oxigeno y las que no lo tienen. A las sales sin oxigeno se les llama sales haloideas y a las sales con oxigeno, oxisales.

Sales haloideas Las sales haloideas se forman por reacción de un hidrácido con un hidróxido.

Es una

reacción de neutralización y se forma agua junto a la sal.

La reacción más común es la de formación de la sal de mesa (cloruro de sodio) NaOH + HCl → NaCl + H2O Hidróxido de

sodio

+

ácido

clorhídrico → cloruro de sodio + agua Estas sales también reciben el nombre de no oxigenadas.

oxisales Las oxisales constituyen una clase de sal que surge cuando se combinan un ácido oxácido y un hidróxido o, de manera más sencilla, un radical y un metal. El fruto de este vínculo se conoce como oxisal, oxosal o sal oxácida.

La forma más simple de formar una oxisal es generando el anión a partir del oxoácido correspondiente, de la siguiente forma: El anión resulta por eliminación de los hidrógenos existentes en la fórmula del ácido. Se asigna una carga eléctrica negativa igual al número de hidrógenos retirados, y que, además, será la valencia con que el anión actuará en sus combinaciones.

Existe un tipo de oxisales en las que se sustituye parcialmente el hidrógeno por metales, así el ácido carbónico, H2CO3, puede originar dos tipos de aniones, el anión carbonato CO3-2 y el anión hidrógeno-carbonato HCO3-, de forma que este último tipo de anión da lugar a una clase de oxisales denominadas, tradicionalmente, bicarbonatos.

reacciones quimicas

Tipos de reacciones quimicas En toda reacción quimica se cumple la ley de la Conservación de la Masa, es decir, que en el proceso de transformación no hay perdida ni ganancia de materia. El número de átomos se conserva constante.

Los tipos de reacciones comunes de quimica orgánica e inorgánica son: Acido

–

base

(neutralización),

combustión, solubilización, reacciones redox y precipitación.

Las reacciones quimicas se pueden clasificar de acuerdo al tipo de productos que resulta de la reacción.

En

esta

clasificación

entran

las

reacciones de síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble

Reacciones de analisis o descomposicion Es aquella en la cual un compuesto único se descompone o se rompe en dos o más sustancias sencillas.

Dos compuestos y un elemento(Los bicarbonatos que dan

oxido

mas

dióxido

de

carbono más agua).

2NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O Un compuesto y un elemento (en caso de los cloratos dando cloruros y oxigeno) 2KClO3  2KCl + 3O2 Dos compuestos (los carbonatos

(AB

 A +B)

En este tipo de reacciones el reactivo es un solo compuesto y puede descomponerse en: Dos elementos

2NaCl  2Na + Cl2

dando óxidos carbono)

y

dióxido

CaCO3  CaO + CO2

de

Reacciones de sintesis o combinacion Un ejemplo de sintesis o combinacion de dos compuesto es cuando el oxido de calcio (Cal viva) se combina con agua para formar hidróxido de calcio (Cal apagada).

Cao + H2O  Ca (OH)2

En este tipo de reacciones los reactivos pueden ser:

La cal se ha usado desde la más

Dos elementos

remota

4Na + O2  2Na2O Dos compuestos CuO + H2O  Cu (OH)2 Un compuesto y un Elemento SO2 + O2  SO3

antigüedad

de

conglomerante en la construcción, también para pintar muros y fachadas de edificios construidos con adobes.

Reacciones de sustitucion o desplazamiento doble

En estas reacciones las sustancias reaccionantes son un compuesto y un elemento, y las sustancias producidas son un compuesto y elemento diferentes a los anteriores.

El elemento libre (en este caso la figura verde) va a desplazar el elemento del compuesto que contenga la misma carga.