Quimica I

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QUÍMICA I UNIVERSIDAD AUTÓNOMA DE COAHUILA


BLOQUE I

LA QUÍMICA COMO HERRAMIENTA PARA LA VIDA En este bloque revisarás 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 los tipos de materia.


BLOQUE I

LECCIÓN 1


LECCIÓN I

LEY DE CONSERVACIÓN 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 muy pequeñas e indivisibles llamadas 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 sus características propias.

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BLOQUE I

LECCIÓN 2


LECCIÓN 2

DIVISIÓN DE LA QUÍMICA Todavía en el siglo XIX se creía que en todos los compuestos existía una fuerza vital que sólo podía ser tenida por la naturaleza. En 1828 el químico alemán Federico Wöhler preparó en su laboratorio cianato de amonio (compuesto inorgánico) y después al calentarlo, notó que se había transformado en cristales blancos y sedosos de urea (compuesto orgánico), sustancia que hasta entonces sólo se había encontrado en la orina. De ahí nace la división de la química en química inorgánica y química orgánica. Por lo general se estudia por separado. Las diferencias se muestran en el cuadro siguiente:

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Características

Química Inorgánica

Química Orgánica

Resistencia al calor

Sí resiste

No resiste

Solubilidad en agua

Solubles

Insolubles

Óxidos Anhídridos Hidróxidos Hidruros Ácidos Sales

Carbohidratos Proteínas Lípidos Vitaminas Hormonas

Todos los de la tabla periódica

C, H, O, N, P, S,

Tipo de enlace

Covalente, iónico

Covalente, covalente combinado, puentes de hidrógeno

Peso molecular

Bajo peso molecular

Muy alto peso molecular

Compuestos

Elementos

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COMPUESTOS ORGÁNICOS

En verdad la creación de esta disciplina, separada de la química inorgánica, es anterior a 1828, año en que el alemán Friedrich Wöhler sintetizó la urea en laboratorio, derrumbando la convicción de que las substancias orgánicas solo pueden ser producidas por organismos vivos. 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. Los procesos reactivos de los compuestos inorgánicos son iónicos, prácticamente instantáneos y simples. En los compuestos orgánicos, estos procesos son no-iónicos, es decir, lentos y complejos. Se entiende por reacción iónica aquella en que intervienen átomos o agregados atómicos con carga eléctrica, sea positiva o negativa. Las substancias orgánicas contienen pocos elementos, en generadle dos a cinco. Además de carbono e hidrógeno, integran los compuestos orgánicos el oxígeno, el nitrógeno, los halógenos, el azufre y el fósforo.

La mayor parte de los compuestos de carbono, conocidos

Otros elementos menos abundantes también forman parte

como substancias orgánicas, esto es, compuestos de

de los compuestos orgánicos naturales preparados en

carbono e hidrógeno, este llamado elemento organizador.

laboratorio (Guardado 2008).

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COMPUESTOS INORGÁNICOS

Los óxidos de carbono más importantes son el monóxido de carbono (CO) y el dióxido de carbono (CO2). El primero resulta de la combustión del carbono o compuestos orgánicos carbonados y es un gas tóxico. El dióxido de

Además de los mencionados compuestos orgánicos, el

carbono participa de la composición de la atmósfera y se

carbono forma también compuestos inorgánicos, entre los

encuentra también en los manantiales de aguas gaseosas.

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,

Otro grupo de combinaciones carbonadas son constituidos por las sales de ácido carbónico, los carbonatos y bicarbonatos de gran solubilidad. Estos compuestos se licúan a temperatura ambiente y se conservan en estado líquido.

que forma

parte de los componentes de

Forman el llamado hielo seco (anhídrido carbónico sólido),

las piedras

de afilar y esmeriles utilizados

material utilizado en refrigeración y conservación, así como

para trabajar

metales.

en el transporte de frutas. (Guardado 2008).

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C

H4

2 CH H 3-N C CH = H 2 2 CH 3

COMPUESTOS INORGÁNICOS

Na

CI H2 S

-O

H

COMPUESTOS ORGÁNICOS

Si tienes dudas manda un correo a tu facilitador o bien conéctate en el chat en

O4

AI(OH)3 Fe

2O 3

horarios establecidos.

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BLOQUE II

ELEMENTOS QUÍMICOS SU ESTRUCTURA Y ENLACE.

En este bloque comenzarás por conocer los orígenes de los elementos químicos, el cual es conocimiento básico y fundamental


BLOQUE II

LECCIÓN 8


LECCIÓN 8

El núcleo es la parte central del átomo y contiene

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

partículas con carga positiva (protones) y partículas que no poseen carga eléctrica, es decir, son neutras (neutrones). La masa de un protón es exactamente igual a la masa de un neutrón. •

Si bien en la antigua Grecia el átomo era considerado como la parte más pequeña e indivisible de la materia, los descubrimientos posteriores replantearon este modelo. Es así que

se empieza a hablar de partículas subatómicas.

La corteza es la parte exterior del átomo, en ella se

encuentran los electrones con carga negativa, ordenados en distintos niveles y girando alrededor del núcleo.

masa de un electrón es unas 2000 veces menor que la de un protón (Estructura atómica, 2005).

Los primeros modelos atómicos consideraron básicamente

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

tres partículas subatómicas, protones, neutrones y electrones. Más adelante el descubrimiento de la estructura interna de los protones y neutrones reveló que estás partículas son compuestas y están constituidas por otras partículas. 1)!

Nombre

Protón Neutrón

Estructura del átomo

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

La

Electrón

Localización

Núcleo atómico Núcleo atómico Girando alrededor del núcleo

Carga eléctrica

Símbolo

Masa

Positiva

p+

1 uma

Neutra

n0

1 uma

Negativa

e-­‐

0.00055 uma

llamadas partículas subatómicas. En el átomo distinguimos dos partes, el núcleo y la corteza o envoltura nuclear.

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BLOQUE II

LECCIÓN 9


LECCIÓN 18

En un elemento en estado neutro (sin carga eléctrica), el

NÚMERO Y MASA ATÓMICA

número de protones es igual al número 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

a.!

correspondiente. Por ejemplo:

Número atómico:

Es el número total de protones en el núcleo de un átomo. Se representa con la letra Z (del alemán Zahl, que quiere decir número). El número atómico es característico de cada elemento químico y representa una propiedad fundamental del átomo: su carga nuclear.

Si buscamos en la tabla periódica el calcio, vemos que está colocado en el cuadro 20. Esto significa que el calcio tiene 20 protones y 20 electrones y el número atómico lo representaríamos de la siguiente manera: Z= número atómico = número de protones = número

“En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente”.

Z = p+ = e“El número atómico es el total de protones en el núcleo atómico”.

20 Ca

“En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo a sus números atómicos en orden creciente”.

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b.!

Número de masa:

Ejemplo 1:

El número de masa es el número total de protones y

1. Encontrar la cantidad de electrones, protones y el

neutrones presentes en el núcleo del átomo de un elemento

número de masa del níquel, si tiene como número atómico

químico y se representa con la letra A.

28 y la cantidad de neutrones es 31.

número entero.

Siempre es un

No está reportado en la tabla periódica,

pero es posible determinarlo utilizando la masa o peso atómico del elemento. Esto lo veremos más adelante. A = número de protones + número de neutrones

Datos: Número atómico = 28

Protones = ___ 28

Neutrones = 31 !

Electrones = ____ 28

+

A = p + n0

!

Número de masa = ___59

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

+ El número atómico ( Z ) = p = e -

elemento. Por lo tanto la cantidad que tenemos como Z la colocamos

Número Másico

A

Número Atómico

Z

en protones y electrones, y el número de masa

X

+

( A ) = p + n0 ? = 28 + 31 = 59.

El número de neutrones en un átomo es igual a la diferencia entre el número de masa y el número atómico. Número de neutrones = número de masa – número atómico n0 = A – Z

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Ejemplo 2: 2. Si el bromo tiene 35 electrones y su número de masa es 80 uma, ¿cuál es la cantidad de protones, de neutrones y su número atómico? Datos:

Número atómico = 35

Protones = ___ 35

Neutrones = 80!!

Electrones = ____ 45

!

Número de masa = ___35

Z = p+= e

Sí los electrones son 35, los protones son 35 y el número atómico es 35 n=A–Z ¿? = 80 – 35 = 45.

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BLOQUE II

LECCIÓN11


LECCIÓN 11

Cuanto mayor sea el número cuántico principal, mayor

NÚMERO CUÁNTICO PRINCIPAL O FUNDAMENTA, SECUNDARIO, MAGNÉTICO, DE SPIN

el tamaño del orbital y a la vez, más alejado del núcleo estará.

No. máximo de

Nivel

Letra

1

K

2

Número cuántico principal o fundamental:

2

L

8

Designa el nivel energético en el cual se localiza un

3

M

18

electrón. También expresa la energía de los niveles dentro

4

N

32

5

O

32

6

P

18

7

Q

8

del átomo. Tiene relación con la distancia media del electrón al núcleo y nos da idea del tamaño del orbital. El número cuántico “n” puede asumir cualquier valor entero

e-

desde 1 hasta infinito, aunque con 7 valores (1,2,3,4,5,6 y

Reglas para la distribución de electrones en los niveles de

7). También se representan por medio de letras: K, L, M, N,

energía

O, P, Q y con un número máximo de electrones en cada nivel de energía.

Con 7 niveles es posible satisfacer a

todos los átomos conocidos actualmente.

o))))))) 1 2 3 4 5 6 7

+

K L M N O P Q 2 8 18 32 32 18 8

• La última capa no debe tener más de 8 e• La penúltima capa no debe tener más de 18 e-

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

Número cuántico secundario: también llamado acimutal.

Distribución de los e-de energía del plomo 82Pb e- = 82

Nos indica el tipo de orbital o subnivel energético del electrón.

Sus posibles valores son desde 0 hasta n-1.

Siendo estos 0, 1, 2, 3 representados por la letras s, p, d y f, con un número máximo de electrones para cada uno 2, 6,

o)))))) 1 2 3 4 5 6

+

82

Pb

2 8 18 32 18 4

10 y 14 electrones respectivamente. En el siguiente cuadro se observa que subnivel 0 está representado por la letra s y soporta 2 electrones, el subnivel 1 representa la letra p y soporta hasta 6 electrones, el subnivel 2 la letra d y 10 electrones y el subnivel 3, letra f, con 14 electrones.

Distribución de los e- de energía del cloro 17 Cl e - = 17

o)))

Nivel

Subnivel

Letra

n=1

Un subnivel l=0

s

n=2

Dos subniveles l=0 l=1

n=3

Tres subniveles l=0 l=1 l=2

1 2 3

17

Cl

2 8 7

No. de electrones 2

s p

2 6

s p d

2 6 10

s p d f

2 6 10 14

Cuatro subniveles n=4

l l l l

= = = =

0 1 2 3

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El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir,

n

/

M

orientaciones

1

0 (s)

0

1

2

0 (s) 1 (p)

0 -1,0,+1

1 3

3

0 (s) 1 (p) 2 (d)

0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2

1 3 5

4

0 (s) 1 (p) 2 (d) 3 (f)

0 -1,0,+1 -2,-1,0,+1,+2 -3,-2,-1,0,+1,+2,+3

1 3 5 7

más aplanada será la elipse que recorre el electrón.

En los siguientes enlaces encontrarás información sobre la forma de los orbitales atómicos.

Espacio Web http://es.wikipedia.org/wiki/Orbital_at %C3%B3mico http://www.textoscientificos.com/quimica/ inorganica/orbitales-atomicos

Número cuántico magnético: Representa la orientación espacial de los orbitales

Ejemplo. Si tenemos un orbital tipo “p” quiere decir que l =

contenidos en los subniveles energéticos, es decir,

1, por lo tanto “m” adquirirá los siguientes valores m=-1,

depende de los valores de l. Los subniveles energéticos

m=0 y m=+1, lo que significa que para el orbital p hay tres

están formados por orbitales. Un orbital o REEMPE es una

orientaciones espaciales posibles.

región Espacio Energética de Manifestación Probabilística Electrónica o mejor dicho, es un lugar donde es probable encontrar un electrón. En este

número cuántico “m” sus

posibles valores son – l ..0..+ l.

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!

Número cuántico de spin: Recuerda: l=0=s l=1=p l=2=d l=3=f

Indica el giro del electrón sobre su propio eje. Sus posibles valores son de +1/2 o -1/2. Solo puede tener dos direcciones, una 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 l = _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.

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BLOQUE II

LECCIÓN14


LECCIÓN 14

números romanos seguidos de las letras A y B en la

TABLA PERIÓDICA MODERNA

actualidad se numeran de izquierda a derecha del 1 al 18.

LOS PERIODOS SON LOS RENGLONES

En 1913 Mosley acomoda a los elementos en la tabla,

LOS GRUPOS SON LAS COLUMNAS VERTICALES EN LA TABLA PERIÓDICA

utilizando como criterio de clasificación los números atómicos. Esto da origen a la llamada Ley de la Periodicidad Química que dice: “las propiedades de un elemento están en función de su número atómico”. La tabla periódica moderna clasifica, organiza y distribuye los elementos químicos conforme a sus propiedades y características en relación al número atómico.

En la siguiente tabla se muestran los grupos y periodos. Los grupos o familias del 1 al 18 mencionando algunas de las más comunes como gases nobles, halógenos, metales alcalinos, etc. y los periodos marcados del 1 al 7.

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

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Otras clasificaciones que podemos ver de los elementos en

a.

la tabla periódica dependen de:

terminan su configuración electrónica en el subnivel s y se

a)

Sus propiedades: en la tabla periódica se identifica

Los elementos del bloque “s” son aquellos que

les llama elementos representativos (grupo 1, 2 y el helio 2

1

6

una línea diagonal a la derecha que va por debajo del boro

del grupo 18). Ejemplo 11 Na = 1s 2 2s

hasta el astato; esta división es entre metales y no metales.

b.

Estos son los dos grupos más grandes y los elementos de

terminan su configuración electrónica en el subnivel p y

cada uno tienen propiedades comunes. En algunas tablas

también se les llama representativos (grupos 13, 14, 15,

se marca también el grupo 18 aparte, que es el grupo de

16, 17 y 18). Ejemplo 13 Al = 1s 2s 2p 3s

los gases nobles.

2p 3s

los elementos del bloque “p” son aquellos que

2

c.

2

6

2

1

3p .

Los elementos del bloque “d” son aquellos que

Los elementos que se encuentran entre la línea divisoria de

terminan su configuración electrónica en el subnivel d y se

metales y no metales se les llama semimetales o

les llama elementos de transición (grupos del 3 al 12).

metaloides. Como ejemplos tenemos al germanio,

Ejemplo 25Mn = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d .

antimonio, polonio, etc. con una mezcla de propiedades metálicas y no metálicas. ¿Qué otros semimetales aparecen en la línea divisoria? Telurio, arsénico, silicio, boro b) Su configuración electrónica: de acuerdo con la ubicación de su último electrón externo de los distintos

2

2

6

2

1

2

5

d. Los elementos del bloque “f” son los lantánidos y los actínidos acomodados fuera de la tabla periódica 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. Ejemplo 2

2

6

2

6

2

10

6

2

10

6

2

14

10

U = 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 92 6

2

4

6p 7s 5f.

orbitales, los elementos se clasifican en cuatro grandes bloques: s, p, d y f.

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BLOQUE II

LECCIÓN 15


LECCIÓN 15

con otro flúor, con el hidrógeno y con el litio, y el resultado

ELECTRONEGATIVIDAD

es cero, el compuesto es no polar. Si es mayor de 1.5 es iónico, y menor de 1.5, covalente polar. F

H

Li

F2

HF

LiF

4.0 – 4.0 =

4.0 – 2.1 =

4.0 – 1.0 =

0

1.9

3.0

Compuesto Diferencia de

Es la tendencia de un átomo para atraer a los electrones

electronegativ

hacia él, cuando está combinado químicamente con otro

idad

elemento. La escala de electronegatividad de Pauling (en

Tipo

honor de Linus C. Pauling) se expresa en unidades

enlace

de

No polar

Covalente polar

Iónico

arbitrarias cuyo valor máximo es el 4. Los elementos con mayor número son los más electronegativos. En la tabla periódica la electronegatividad aumenta de izquierda a derecha en un periodo, y aumenta de abajo hacia arriba en un grupo.

El elemento menos electronegativo es el cesio con 0.7 y el más electronegativo es el flúor con 4.0

El concepto de electronegatividad es muy útil para conocer el tipo de enlace en los compuestos. Por ejemplo, el flúor tiene electronegatividad 4.0. Si el flúor forma compuestos

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¿Qué tipo de enlace encontramos en el HCl? El hidrógeno tiene electronegatividad de 2.1 y el cloro de 2.8. La diferencia marca 2.8 – 2.1 = 0.7 y como es menor de 1.5 el enlace es covalente polar.

RADIO ATÓMICO Es la distancia que hay del centro del núcleo al electrón más alejado en un átomo.

Su valor y, por lo tanto, el

tamaño del átomo, disminuye de izquierda a derecha en un mismo periodo, y aumenta de arriba hacia abajo en un grupo. Cuando un elemento metálico pierde electrones su radio disminuye, y cuando un elemento no metálico gana electrones, su radio se incrementa.

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ENERGÍA DE IONIZACIÓN

AFINIDAD ELECTRÓNICA

Es la energía necesaria para separar un electrón de un

Es la energía requerida o necesaria para que un átomo

átomo o ión.

En un mismo grupo de la tabla, aumenta

acepte un electrón. A lo largo de un grupo disminuye de

ligeramente de abajo hacia arriba. En un mismo periodo,

arriba hacia abajo debido a que la distancia promedio

aumenta de izquierda a derecha. En general, los átomos de

entre el núcleo y el electrón añadido aumenta. A causa de

menor energía de ionización tienen carácter metálico

esto, la atracción entre el núcleo y el electrón es pequeña.

(pierden electrones) y los de mayor energía tienen carácter

Las repulsiones entre electrones se hacen más importantes

no metálico (ganan electrones).

haciendo difícil la introducción de un nuevo electrón. En un

Los metales alcalinos son los de menor energía de ionización y los gases nobles los de mayor energía de ionización. ¿Quién tiene más energía de ionización: el cloro o el sodio?: El cloro tiene carácter no metálico.

grupo, esta afinidad aumenta de izquierda a derecha, pues la carga nuclear aumenta, por lo que un electrón externo al átomo es atraído fuertemente por el núcleo, y se puede añadir con mayor facilidad para formar un ión negativo. Los halógenos (grupo 17) tienen las más altas afinidades electrónicas, dado que al agregarle un electrón a un átomo neutro dan lugar a la formación de un nivel externo lleno en los subniveles syp

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PROPIEDADES PERIÓDICAS CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS • Energía de ionización baja • Electronegatividad baja • Afinidad electrónica baja • Pierden fácilmente electrones y tienen poca tendencia a ganarlos CARACTERÍSTICAS DE LOS ELEMENTOS NO METÁLICOS • Energía de ionización alta • Electronegatividad alta • Afinidad electrónica alta • Ganan fácilmente electrones y tienen poca tendencia a perderlos CARACTERÍSTICAS DE LOS GASES NOBLES • Energía de ionización muy alta • Electronegatividad nula • Afinidad electrónica nula • Ninguna tendencia a ganar o perder electrones

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BLOQUE II

LECCIÓN 16


LECCIÓN 16

CONFIGURACIONES ELECTRÓNICAS

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

• Principio de exclusión de Pauli. Establece que dos La configuración electrónica de un elemento es la descripción de la ubicación de los electrones en los niveles y subniveles de energía de un átomo. Los electrones que giran

alrededor del núcleo del átomo se van situando en los diferentes niveles y subniveles por orden de energía creciente.

electrones en un mismo átomo 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.

La configuración electrónica de un elemento es la manera ordenada de repartir los electrones en los niveles y subniveles de energía de un átomo

Aplicando estas reglas podemos escribir las configuraciones electrónicas de los elemento. Estas configuraciones se rigen según el diagrama de Möeller o diagrama de las diagonales que es el siguiente.

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El subnivel “s” se puede llenar con 1 ó 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.

La configuración electrónica de hidrógeno

Para encontrar la configuración electrónica se escriben las notaciones en forma diagonal desde arriba hacia abajo y

1H

de derecha a izquierda (seguir colores).

1

= 1h

Se llama diagrama de las diagonales porque los electrones se van acomodando en niveles con orden creciente de

El hidrógeno tiene un protón en su núcleo. Por eso su

energía. La primera flecha pasa por el cuadro 1s2( cuadro

número atómico es 1 y es igual al número de electrones. Se

color rosa). Al terminar esa flecha se comienza con la

lee “uno ese uno”.

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 el 3p6 4s2 (color

El electrón que tiene el hidrógeno se localiza en el nivel 1 subnivel s.

naranja), la quinta pasa por el 3d10 4p6 5s2 (color morado) y así sucesivamente.

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Los 24 electrones del cromo están distribuidos de la siguiente manera: 2 en el nivel 1 en el subnivel s, 8 electrones en el nivel dos de los cuales 2 están en el subnivel s y 6 en el subnivel p, 12 en el nivel tres dos en el s, 6 en el p y 4 en el d y en el último nivel 4 hay 2 electrones en el subnivel s.

El flúor tiene de número atómico 9. Es igual al número de electrones y de protones. Su configuración electrónica se escribe hasta completar el número nueve ( 2 + 2 + 5 ). Se lee “uno ese dos, dos ese dos, dos pe cinco”. Tiene 2 electrones en el nivel 1 subnivel s y 7 electrones en el nivel 2, distribuidos 2 en el s y 5 en el p.

La configuración de la plata 47 Ag

2

2

6

2

6

2

10

6

2

= 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d

9

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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA GRÁFICA La representación gráfica de un átomo, se hace sustituyendo los exponentes (no. de electrones)

por

vectores (flechas). Según el principio de máxima multiplicidad, “los electrones de un mismo orbital ocuparán el máximo número de orientaciones permitidas”. Los electrones se encuentran siempre apareados (en pares) Si el subnivel

“s” tiene dos electrones significa que hay

sólo un par de eSi el subnivel “p” soporta hasta 6 electrones significa que hay tres pares de eSi el subnivel “d” soporta hasta 10 electrones significa que puede llegar a tener hasta 5 pares Y el subnivel “f” soporta hasta 14 e- ó 7 pares. s p - - d - - - - f

- - - - - - -

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Siempre que escribe el orbital “pâ€? ponemos tres orientaciones para acomodar a los 6 electrones que puedan tener. En el caso de no completarlo seguimos la regla de Hund que dice que los primeros electrones ocupan orbitales separados y espines paralelos. Tenemos que ir llenando uno a uno los orbitales p y cuando ya estĂĄn llenos los empezamos a aparear. En el caso del carbono los 2 electrones del 2p se acomodan uno en el 2p y el otro en el 2p

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BLOQUE II

LECCIÓN 17


LECCIÓN 17

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

ESTRUCTURA DE LEWIS

valencia. La posición de los puntos (cruces, círculos, etc. ) no tiene significado y resulta indistinto que se ubiquen en un lugar u otro.

Para saber cuántos electrones de valencia tiene un

átomo de un elemento químico hay que realizar su configuración electrónica.

ESTRUCTURA DE LEWIS Y FORMACIÓN DE IONES La estructura de Lewis, también conocida como diagrama de punto, es una representación gráfica que muestra los enlaces entre los átomos de una molécula.

Esta

representación 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.

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También podemos saber cuántos electrones de valencia

Si te fijas, los elementos del grupo I A tienen un electrón de

tiene un átomo si sabemos su posición en la tabla

valencia, los del II A, 2 electrones de valencia, los del III A,

periódica.

3 electrones y así respectivamente.

Esto es válido solamente para los elementos

representativos, es decir, los que pertenecen a los grupos o familias del I al XIII“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 núcleo y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones de valencia o electrones más externos.

Ejemplos: Apóyate de la tabla anterior

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Ejemplos:

Ap贸yate

de la tabla

anterior

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BLOQUE II

LECCIÓN 18


LECCIÓN 18

FORMACIÓN DE IONES

CATIONES

ANIONES

Carga positiva

Carga negativa

Pierden electrones

Ganan electrones

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 forma de iones.

Un ion es un

átomo o grupo de átomos con carga. • Los cationes son los iones cargados positivamente. • Los aniones son los iones cargados negativamente.

átomo neutro + electrón = ión negativo (anión)

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

tienen

Los cationes

átomo neutro - electrón = ión positivo (catión)

pierden electrones y los aniones ganan electrones.

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El tamaño de los aniones es mayor que el de los átomos

Regla del octeto: La tendencia de todo átomo es completar

neutros debido al adicionamiento de uno o más electrones.

8 electrones en su último nivel de energía para adquirir una

El tamaño de los cationes es menor que el de los átomos

configuración estable semejante a la de un gas noble

neutros debido a su pérdida de electrones de su capa más externa.

Esta regla fue enunciada en 1917 por Gilbert Newton Lewis, fisicoquímico estadounidense ya famoso por sus estructuras de Lewis o diagramas de puntos.

Átomo de

Átomo de

LI

F

Ejemplo el sodio: 2 2 6 1 Na su configuración electrónica es 1s 2s 2p 3s 11 Su último nivel de energía es el 3 y tiene un electrón. Si

Ion de

Ión de

litio

flúor

Catión

anión

¿Cómo saber si los átomos se convierten en cationes o en aniones?

este átomo sigue la tendencia de la regla del octeto ¿es más fácil que pierda un electrón de su último nivel o que acepte 7 para completar los 8 e-? Ejemplo el cloro: 2 2 6 2 5 Cl su configuración electrónica es 1s 2s 2p 3s 3p 17

Los iones monoatómicos se forman por la adición de

Su último nivel de energía es el 3 y tiene siete electrones. Si

electrones a la capa de valencia del átomo, que es la capa

este átomo sigue la tendencia de la regla del octeto ¿es

exterior, o la pérdida de electrones de esa capa. Las capas

más fácil que pierda 7 electrones de su último nivel o que

internas del átomo no participan en esta interacción

acepte uno para completar 8e-?

química. Esta formación de iones sigue la regla del octeto.

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page 45


Las excepciones a la regla del octeto son el hidrógeno, que solamente tiene un electrón, y puede llegar a tener 2, el helio, que tiene 2 electrones y ya tiene su último nivel completo, y el litio, que tiene 3 electrones, pierde uno y queda con 2.

Los iones son esenciales para la vida. Los iones del sodio, potasio, calcio y otros, juegan un papel importante en la biología celular de los organismos vivos, en particular en las membranas celulares. Hay multitud de aplicaciones basadas en el uso de iones y cada día se descubren más, desde detectores de humo hasta motores iónicos. Los Iones de Plata Ag+ han sido utilizados también como germicidas para el tratamiento de diversas enfermedades infecciosas. (1) http://es.wikipedia.org/wiki/Ion Los iones se pueden crear utilizando radiación, como los rayos X. La radiación ionizante se utiliza frecuentemente para procedimientos diagnósticos o terapéuticos.

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BLOQUE II

LECCIÓN 21


LECCIÓN 21

dice que un elemento tiene una “carga parcial positiva” y el

ENLACES QUÍMICOS

otro una “carga parcial negativa”. Ejemplos: H 2 O El hidrógeno tiene solamente un e- y el oxígeno que está en el grupo 16 tiene 6 e- de valencia en su último nivel.

El

hidrógeno necesita uno para completar su primer orbital

ENLACE COVALENTE

con 2 e- y el oxígeno necesita dos para completar ocho

El enlace covalente se forma cuando los átomos combinan

comparten.

(por eso se une con dos hidrógenos). Esos electrones se

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: 1.

Enlace covalente polar.

2.

Enlace covalente no polar.

Todos los compuestos que tienen hidrógeno, carbono o son moléculas diatómicas forman enlaces covalentes. 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. En el caso del HCl se forman dos polos, uno más negativo que otro. Aquí el cloro es más electronegativo que el hidrógeno y atrae los e- hacía sus niveles de energía. Se

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CH 4

Estos son ejemplos de enlaces covalentes polares simples

El carbono tiene cuatro valencias y necesita otras cuatro

Otros ejemplos:

para completar ocho y el hidrógeno tiene una valencia. Por eso son cuatro hidrógenos los que se combinan con el carbono.

• CO enlace covalente doble 2 El carbono tiene 4 e- de valencia y el oxígeno 6 e-

Cada par de electrones es un enlace por eso entre el oxígeno y el carbono hay dos enlaces porque hay cuatro e• O2enlace covalente doble

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• N 2 enlace covalente triple

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

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BLOQUE III

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICA SUSTANCIAS MINERALES Mediante este bloque aprenderás qué son las reacciones químicas, los tipos de reacciones, los compuestos, permitiéndote realizar diferentes ecuaciones. Te invitamos a continuar avanzando en tus estudios.


BLOQUE III

LECCIÓN 23


LECCIÓN 23

ENLACES QUÍMICOS Seguramente

te

has preguntado

qué

es

la

nomenclatura. Al aumentar el número de compuestos conocidos y al mismo tiempo al incrementar el número de químicos 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 inglés. La IUPAC es la asociación que nuclea a los químicos de todo el mundo. Brinda, entre otras cosas, pautas para la nomenclatura de compuestos químicos, publica varias revistas y libros, organiza reuniones científicas y posee un comité para la educación de la química.

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ENLACE http://es.wikipedia.org/wiki/Uni

¿CÓMO SE FORMAN LOS COMPUESTOS QUÍMICOS?

%C3%B3n_Internacional_de_Qu

Como vimos anteriormente, la mayoría de los átomos tiene

%C3%ADmica_Pura_y_Aplicada

la propiedad de unirse químicamente formando enlaces. Tiene esta capacidad gracias a sus electrones de valencia

Actualmente se conocen millones de compuestos

ubicados en los últimos niveles energéticos que nos da un

inorgánicos y es necesario identificar y nombrar de manera

número de oxidación para cada elemento.

que todos podamos entenderlos. Un compuesto se origina

Para escribir sus fórmulas

de la unión de dos o más elementos y se representa por medio de una fórmula 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 del compuesto es universal.

Ejemplos

a.- Escribir primero el elemento con el número de oxidación positivo. Ca +2 b.- Escribir el elemento con el número de oxidación negativo Br -1 c.- La carga de elemento positivo se escribe como subíndice del elemento negativo, y la carga del elemento negativo, como subíndice del elemento positivo Ca+2 Br -1

Cal viva---óxido de calcio---CaO Cal apagada---hidróxido de calcio---Ca(OH)2

CaBr2 d.- El uno no se escribe, queda implícito. e.- Si las cargas son iguales se eliminan.

Ejemplo: Al+3 O-2= Al2O

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LECCIÓN 23

Los compuestos inorgánicos se originan a partir de la unión

FÓRMULA QUÍMICA

de los distintos elementos.

Se agrupan atendiendo al

conjunto de propiedades comunes que presentan debido a que en su molécula existe un átomo o grupo de átomos característicos. Los compuestos químicos de acuerdo a su comportamiento

Veamos qué nos indica la fórmula química:

‣ ‣

Los elementos. El número de átomos de cada elemento.

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

químico se clasifican en:

‣ ‣ ‣ ‣ ‣ ‣ ‣ ‣

Óxidos metálicos (óxidos básicos) Anhídridos (óxidos ácidos) (óxidos no metálicos) Hidróxidos (bases) Hidruros de metal Hidrácidos (ácidos sin oxígeno) Oxiácidos (ácidos con oxígeno) Sales haloideas (sales sin oxígeno) Oxisales (sales con oxígeno)

Identifica las fórmulas químicas y los nombres comunes de algunos compuestos inorgánicos

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METAL

NO METAL

+

+

OXÍGENO

OXÍGENO

HIDRÓGENO + NO METAL

TIPOS DE NOMENCLATURAS ‣

Nomenclatura sistemática. También conocida como estequiométrica, es el sistema recomendado por la IUPAC. Se basa en nombrar a las sustancias usando

HIDRÁCIDO

prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad ÓXIDO

ANHÍDRIDO

METAL

+

+

+

AGUA

AGUA

NO METAL

de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad representa el número de átomos de un mismo elemento en una molécula. ❖

HIDRÓXID O

OXÁCIDO

SAL HALOIDEA

Ejemplo: Cr2O3--------> trióxido de dicromo

Nomenclatura stock. En esta nomenclatura se nombran

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los

a los compuestos escribiendo al final del nombre con

compuestos químicos inorgánicos

números romanos, la valencia atómica del elemento. ❖

Ejemplo: Cr2O3---------> óxido de cromo III

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

Ejemplo: Cr2O3---------> óxido cúprico

En la tabla 1 se localizan los metales con su carga y los nombres tanto para valencia fija como valencia variable.

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TABLA 1: TABLA DE IONES POSITIVOS (CATIONES)

En la tabla 2 se localizan los no metales con su carga y los nombres.

VALENCIA FIJA TABLA 2: TABLA DE IONES NEGATIVOS (ANIONES) Monovalentes

Divalentes

Trivalentes

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Na+1

Ion Sodio

Ca+2

Ion Calcio

Al+3

Ion Aluminio

k+1

Ion Potasio

Mg+2

Ion Magnesio

B+3

Ag+1

Ion Plata

Zn+2

Ion Zinc

Li+1

Ion Litio

Sr+2

Ion Estroncio

Grupo VII

Grupo VI

Grupo V

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Cl-1

Ion Cloruro

O -2

Ion Óxido

N -3

Ion Nitruro

Br -1

Ion Bromuro

S -2

Ion Sulfuro

P -3

Ion Fosfuro

I -1

Ion Ioduro

F -1

Ion Fluoruro

Ion Boro

VALENCIA VARIABLE

ÓXIDOS METÁLICOS:

+1 y +2

+1 y +3

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Cu+1

Ion Cuproso

Au+1

Ion Auroso

Cu+2

Ion Cúprico

Au+3

Ion Aurico

Hg+1

Ion Mercuroso

Hg+2

Ion Mercúrico

+2 y +3

+2 y +4

Los óxidos metálicos o también conocidos como óxidos básicos resultan de la unión de un metal con el oxígeno. + Metal

-2 +

Oxígeno

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

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Fe+2

Ion Ferroso

Pb+2

Ion Plumboso

Para darle nombre a la fórmula

Fe+3

Ion Férrico

Pb+4

Ion Plúmbico

•Valencia fija

Ni+2

Ion Niqueloso

Sn+2

Ion Estanoso

Ni+3

Ion Niquélico

Sn+4

Ion Estánico

Cr+2

Ion Cromoso

Cr+3

Ion Crómico

‣ Palabra óxido ‣ Preposición de ‣ Nombre del metal

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(Ca+2 O-2) CaO

(Na +1 O -2) Na2 O

(Al +3 O -2) Al 2 O 3

(Zn +2 O -2) ZnO

Óxido de calcio

Óxido de sodio

Óxido de aluminio

Óxido de zinc

‣ ‣

La valencia del metal se escribe como subíndice del oxígeno y la valencia del oxígeno se escribe como subíndice del metal (“los signos se eliminan”) Los compuestos deben quedar eléctricamente neutros

Ejemplo: óxido de potasio Este tipo de nomenclatura para valencia fija se utiliza tanto para la nomenclatura tradicional como la stock. •

Siguiendo las reglas primero se escribe el símbolo del metal con su valencia (buscar en las tablas) K +1, luego el

Valencia variable

símbolo de oxígeno con su valencia O -2

‣ Palabra óxido

Las valencias se escriben como subíndices

‣ Raíz del metal ‣ Terminación oso para la menor valencia/terminación

K+1 O -2

K2 O

el uno no se escribe

ico para la mayor valencia o número romano que

Si tiene terminación oso/ico o tiene número romano hay que

indica la valencia del metal

buscar en las tablas de valencia variable. Ejemplo: óxido áurico

(Fe+2

O-2)

(Fe+3

O-2)

(Cu+1

O-2)

(Pb+4O-2)

FeO

Fe2O3

Cu2O

Pb2O4 PbO2

Óxido ferroso (nomenclatura tradicional)

Óxido férrico (nomenclatura tradicional)

Óxido cuproso (nomenclatura tradicional)

Óxido plúmbico (nomenclatura tradicional)

Óxido de fierro II Óxido de fierro III Óxido de cobre (nomenclatura (nomenclatura I (nomenclatura stock) stock) stock)

Óxido de plomo IV (nomenclatura stock)

El oro tiene dos valencias, +1 y +3, si termina en ico es que es la valencia mayor. Au+3 O-2

Au2 O3

Óxido de Plata

Ag+1

O-2

Ag 2 O

Para escribir la fórmula a partir del nombre:

Óxido Mercúrico

Hg+2

O -2

HgO

Óxido de Magnesio

Mg+2

O -2

MgO

Óxido de Cromo III

Cr+3

O -2

Cr 2 O 3

Se colocan los símbolos del metal y del oxígeno (en ese orden) Se escriben sus valencias respectivas

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BLOQUE III

LECCIÓN 24


LECCIÓN 24

Las tablas que vamos a utilizar para dar nombre a estos

ANHÍDRIDOS

compuestos son las siguientes: TABLA 1

Número de Oxidación

Terminación

1-2

hipo -----oso

3-4

oso

5-6

ico

7

per-----ico

Los anhídridos, también conocidos como óxidos ácidos, resultan de la unión de un no metal con el oxígeno.

+

-2

No Metal

+

Oxígeno

El número de oxidación del oxígeno es -2 y el del no metal

TABLA 2

es positivo. Números de oxidación

CI, Br, I, F

+1, +3, +5, +7

S, Se, Te

+2, +4, +6

N, P, As, Sb

+1, +3, +5

Por lo general el

RECUERDA:

número de oxidación

Para formar un

de los no metales es

compuesto

negativo. En este caso

necesita

Elementos

se

un

(anhídridos) cambian a

elemento con carga

positivo porque el

positiva y otro con

oxigeno

carga negativa.

negativo.

ya

es Para darle nombre a la fórmula

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Para nomenclatura tradicional:

Anhídrido hipocloroso

‣ Palabra anhídrido

Para nomenclatura stock:

‣ Raíz del no metal Números de Oxidación

Nombre

I 2O 7

El oxígeno con -2 y el yodo con +7

Anhídrido peryódico

S 2O 4

El oxígeno con -2 y el azufre con +4

Anhídrido sulfuroso

‣ Terminación oso/ico Esto significa que el nitrógeno esta con +5 y el oxígeno con -2 Ejemplo: N2O5

N+5+ O-2= N2O5

La terminación para el número de oxidación +5

es ico.

Anhídrido nítrico

Simplificado es SO2

El nombre del siguiente compuesto Cl2O

‣ Palabra óxido

1) Obtener sus números de oxidación Cl+1 y O-2

‣ Preposición de

2) Ver en tabla 1 la terminación para el cloro con valencia +1 3) El número de oxidación o valencia +1 corresponde a hipo------oso

‣ Nombre del no metal ‣ Número romano que indica la valencia o número de oxidación del no metal

‣ Ejemplo:

Br2O3 óxido de bromo

4) En la línea punteada ----- va la raíz del no metal

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Para nomenclatura sistemática:

Números de Oxidación

I 2O 7

S 2O 4

Números de Oxidación

Nombre

I 2O 7

El oxígeno con -2 y el yodo con +7

Heptóxido de diyodo

S 2O 4

El oxígeno con -2 y el azufre con +4

Dióxido de azufre

Nombre

El oxígeno con -2 y el yodo con +7

Óxido de yodo VII

El oxígeno con -2 y el azufre con +4

Óxido de azufre IV

Simplificado es SO2

Simplificado es SO2 Se utilizan los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta para indicar el número de átomos tanto del oxígeno como del no metal Ejemplo: Br2O3 trióxido de dibromo A los anhídridos también

Cl2O + H2O

2 HClO

se les conoce como óxidos ácidos porque al agregarles agua nos da un oxiácido

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BLOQUE III

LECCIÓN 25


LECCIÓN 25

+

HIDRUROS METÁLICOS

Metal

-1 +

Hidrógeno H

‣ Preposición de ‣ Nombre del metal

Este tipo de nomenclatura para valencia fija se utiliza tanto para la nomenclatura tradicional, sistemática y stock. Los hidruros resultan de la unión de un metal con

(Li+1 + H-1)

(Mg+2+ H-1)

(Al+3+ H-1)

(Sr+2+ H-1)

LiH

MgH2

AlH3

SrH2

Hidruro de Litio

Hidruro de Magnesio

Hidruro de Aluminio

Hidruro de Estoncio

el hidrógeno H-­‐1. Como en todos los compuestos hay cargas positivas y negativas, el hidrógeno trabaja con valencia -1 para

que

sean

eléctricamente neutros. Son compuestos binarios porque están formados por 2 elementos ( el metal y el hidrógeno). El número de oxidación del hidrógeno es -1 y el metal con carga positiva puede tener valencia fija o valencia variable.

‣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

•Para darle nombre a la fórmula

indica la valencia del metal.

‣Valencia fija (tabla 1 color verde) ‣ Palabra hidruro

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Nomenclatura sistemática

Nomenclatura stock

Nomenclatura tradicional

Fe+2 + H-1

FeH2

Dihidruro de fierro

Hidruro de fierro II

Hidruro ferroso

Au+3 + H -1

AuH3

Trihidruro de oro

Hidruro de oro III

Hidruro áurico

Hg+1 + H -1

HgH

Monohidruro de mercurio

Hidruro de mercurio I

Hidruro mercuroso

Co+2 + H -1

CoH2

Dihidruro de cobalto

Hidruro de cobalto II

Hidróxido cobaltoso

Para escribir la fórmula a partir del nombre. o

Se colocan los símbolos del metal y del hidrógeno (en ese orden).

o

Se escriben sus valencias respectivas.

o

La valencia del metal se escribe como subíndice del hidrógeno y la del hidrógeno se escribe como subíndice del metal (los signos se eliminan).

o

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) Ca+2, luego el símbolo del hidrógeno con su valencia H -1

Las valencias se escriben como subíndices Ca

+2

H -1 ---------> CaH2

El hidrógeno nunca

se

encierra entre paréntesis independientemente de la valencia del metal.

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Si el metal tiene terminación oso/ico,

se escribe con

Algunos hidruros no metalicos son:

número romano. NH3

Amoniaco

Trihidruro de nitrógeno

PH3

Fosfamina

Trihidruro de fósforo

CH4

Metano

Tetrahidruro de carbono

SiH4

Silano

Tetranidruro de silicio

Ejemplo: hidruro de platino IV o hidruro platínico El platino tiene dos valencias, +2 y +4, si termina en ico es que es la valencia mayor.

El platino no está incluido en las tablas de valencias Pt +4 H-1 --------> PtH4

pero se te dan sus números de oxidación.

Hidruro de Potasio

K +1 H -1 KH

Hidruro Cúprico

Cu +2 H -1 CuH2

Hidruro de Aluminio

Al +3 H -1 AlH3

Hidruro de Plomo IV

Pb+4 H -1 PbH4

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BLOQUE III

LECCIÓN 26


LECCIÓN 26

HIDRÁCIDOS:

ÁCIDOS

Los hidrácidos son compuestos binarios que se forman de la unión del hidrógeno con un no metal. El hidrógeno siempre tiene valencia o número de oxidación de +1, y por lo tanto, el no metal está con valencia negativa.

Los ácidos son compuestos que están formados

en su

estructura por hidrógeno y no metal ó por hidrógeno, no metal y oxígeno. Hay dos tipos de ácidos, los que contienen oxígeno y los que no lo tienen. A los ácidos sin oxígeno se les llama hidrácidos y a los ácidos con oxígeno, oxiácidos

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TABLA DE IONES NEGATIVOS (ANIONES)

Grupo VII

Grupo VI

Grupo V

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Cl -1

ion cloruro

O -2

ion óxido

N -3

ion nitruro

Br -1

ion bromuro

S-2

ion sulfuro

P -3

ion fosfuro

I -1

ion ioduro

Se -2

ion seleniuro

As -3

ion arseniuro

F -1

ion fluoruro

Te -2

ion teluluro

Para darle nombre a la fórmula: En la nomenclatura sistemática:

En la nomenclatura stock:

‣ Palabra ácido

Raíz del no metal

Raíz del no metal

‣ Raíz del no metal

Terminación uro

Terminación uro

‣ Terminación hídrico

Preposición de

Preposición de

Palabra hidrógeno

En la nomenclatura tradicional:

Prefijos mono, di, etc., según el número de átomos que tiene el hidrógeno

Sistemática

Stock

Tradicional

HBr

Bromuro de hidrógeno

Bromuro de hidrógeno

Ácido bromhídrico

H2Se

Seleniuro de dihidrógeno

Seleniuro de hidrógeno

Ácido selenhídrico

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Para escribir la fórmula a partir del nombre. ‣ Se colocan los símbolos del hidrógeno 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 hidrógeno se escribe como subíndice del no metal y la valencia del no metal se escribe como subíndice del hidrógeno. Los signos se eliminan. ‣ Los compuestos deben quedar eléctricamente neutros.

Ejemplo: Ácido fluorhídrico. Siguiendo las reglas, primero se escribe el símbolo

Ácido iodhídrico

H +1 I -1 HI

Ácido sulfhídrico

H +1 S -2 H2S

Seleniuro de hidrógeno

H +1 Se -2 H2Se

Bromuro de hidrógeno

H +1 Br -1 HBr

del hidrógeno con su valencia y símbolo del no metal (tabla de aniones). Las valencias se escriben como subíndices. H -1 F -1---------> HF El uno no se escribe. Arseniuro de trihidrógeno. H +1 As -3--------> H3 As

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BLOQUE III

LECCIÓN 27


LECCIÓN 27

OÁXIDOS Los oxiácidos son compuestos ternarios que se forman de la unión del hidrógeno con un no metal y con oxígeno.

Elementos

Números de oxidación

Cl, Br, I, F

+1, +3, +5, +7

S, Se; Te

+2, +4, +6

N, P, As, Sb

+1, +3, +5

Para darle nombre a la fórmula: En la nomenclatura tradicional:

El hidrógeno tiene número de oxidación +1 y el oxígeno -2.

Palabra ácido

El no metal también trabaja con carga positiva porque siempre en un compuesto ternario solo un elemento es

Raíz del no metal

negativo. En este caso es el oxígeno.

Terminación oso/ico

+1 Hidrógeno

+ +

-2

No Metal + Oxígeno

Tabla 1

En la nomenclatura stock:

Raíz del no metal

Sufijo ato

Número de Valencia

Número de oxidación

Terminación

1-2

hipo-----oso

Preposición de

3-4

Oso

Palabra Hidrógeno

5-6

Ico

7

per-------ico

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Ejemplo: H Cl O2

a)!

Se multiplica la valencia del hidrógeno por su

f)!

Así nos quedan cuatro cargas negativas y cuatro!

!

subíndice (H1 +1) +1 x 1= +1.

!

cargas positivas y suman 0 (eléctricamente neutro).

b)!

Se multiplica la valencia del oxígeno por su!

g)!

H+1Cl+3 O2 -2

!

subíndice (O2 -2) -2 x 2 = - 4.

h)!

+1 +3 - 4 = 0

c)!

Tenemos cuatro cargas negativas y una carga

i)!

Buscamos en la tabla 1 y el número de oxidación!

!

positiva.

!

+3 le corresponde la terminación oso.

d)!

Para que el compuesto sea eléctricamente!

!

neutro hay que igualar las cargas.

Solución H1 +1 Cl1 +3 O2 -2

e)!

El subíndice del cloro es 1 por lo que su carga

!

es +3 (Cl1 +3) +3 x 1 = +3.

+1

+3

- 4Ácido cloroso Clorato (III) de hidrógeno

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Ejemplo H2 SO4 a)! !

Se multiplica la valencia del hidrógeno por su! subíndice (H2 +1) +1 x 2= +2.

b)! !

Se multiplica la valencia del oxígeno por su subíndice (O4 -2) -2 x 4 = - 8.

c)! !

Tenemos ocho cargas negativas y dos cargas! positivas.

d)! !

Para que el compuesto sea eléctricamente neutro hay que igualar las cargas.

e)! ! !

El subíndice del azufre es 1. Si tenemos dos cargas positivas necesitamos seis para igualar las ocho! negativas.

!

Por lo tanto, su carga es +6 (S1 +6) +6 !

f)! !

Así nos quedan ocho cargas negativas y ocho cargas positivas que suman 0 (eléctricamente neutro).

g)!

H2 +1 S+6 O4 -2

h) i)! !

+2

+6

x 1 = + 6.

-8 = 0

Buscamos en la tabla 1 y el número de oxidación +6 le corresponde la terminación ico.

Solución H2 +1 S1 +6 O4 -2 +2

+6

- 8 Ácido sulfúrico Sulfato (VI) de hidrógeno

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Stock

Tradicional

Clorato ( I ) de hidrógeno

Ácido hipobromoso

Nitrato (III) de hidrógeno

Ácido nitroso

H+1 Br O-2 +1 H Br O

¿?

-2

El bromo es +1 para que sumen 0 En la tabla el +1 es hipo-----oso H+1 +1

N ¿?

O2 -2 -4

H N O2 El nitrógeno es +3 para que sumen 0 En la tabla el +3 es oso

Para escribir la fórmula a partir del nombre.

‣ ‣ ‣ ‣ ‣ ‣

Se colocan los símbolos del hidrógeno, del no metal y del oxígeno en ese orden. La valencia del hidrógeno es +1 y la del oxígeno -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 hidrógeno y del no metal es par se coloca el subíndice al oxígeno que multiplicado por 2 de el número anterior. Si la suma del hidrógeno y del no metal es impar se coloca el subíndice 2 en el hidrógeno y se repite el paso anterior. O bien podemos obviar los anteriores pasos y utilizar la siguiente tabla de radicales más comunes para ácidos.

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Valencia – 1 ClO

Hipocloroso

BrO

Hipobromoso

IO

hipoiodoso

+1

ClO2

Cloroso

BrO2

Bromoso

IO2

Iodoso

+3

NO2

Nitroso

+3

ClO3

Clórico

BrO3

Brómico

IO3

Iódico

+5

NO3

Nítrico

+5

ClO4

Perclórico

BrO4

Perbrómico

IO4

Periódico

+7

Valencia – 2

Valencia -3

SO3

Sulfuroso

+4

PO3

Fosforoso

+3

SO4

Sulfúrico

+6

PO4

Fosfórico

+5

CO3

Carbónico

+4

Excepción a la regla

Ejemplo: Ácido iódico. Siguiendo las reglas, primero se escribe el símbolo del hidrógeno y luego busca en la tabla el radical iódico.

Se cruzan las valencias y queda HIO3ácido iódico. Si queremos saber la carga del iodo realizamos los pasos que se vieron para dar nombre a la fórmula.

H IO3 En la tabla la valencia del radical iódico( yódico ) es -1 y la del hidrógeno es +1. H+1

IO3 -1

H+1 I O3 -2 +1 ¿? -6 +1 +5 -6 = 0 En la tabla 1 el +5 corresponde a la terminación icoácido iódico. Por lo tanto, la fórmula es correcta.

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Ácido fosfórico.

Escribimos el símbolo del hidrógeno y luego en la tabla buscamos el radical fosfórico

H

PO4

La valencia del radical fosfórico es – 3

Se cruzan las valencias

PO4 -3

H +1 PO4 -3 --------->

H3 PO4

ácido fosfórico.

Para verificar:

H3 +1 P +3 +3

+5

¿?

O4 -2 -8 -8 = 0

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

La fórmula es correcta.

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BLOQUE III

LECCIÓN 28


LECCIÓN 28

SALES

SALES HALOIDEAS Son compuestos binarios que se forman de la unión de un

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

metal con un no metal.

El metal que se escribe primero

siempre tiene valencia o número de oxidación positivo, y por lo tanto, el no metal está con valencia negativa. + Metal

+

No Metal

Para la nomenclatura de estas sales vamos a utilizar la tabla de metales, tanto de valencia fija como de valencia variable, y la tabla de iones negativos o aniones.

Para darle nombre a la fórmula: •En la nomenclatura sistemática:

Raíz del no metal

(prefijo (mono, di tri, tetra, etc.) que indica el número de átomos del elemento no metal)

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Terminación uro

Preposición de

Nombre del metal

metales con valencia variable

•En la nomenclatura stock:

Raíz del no metal

Terminación uro

Preposición de

Nombre del metal

Monovalentes

Sí tiene valencia variable se pone entre paréntesis con

Ion

números romanos la valencia del metal.

TABLA 1: TABLA DE IONES POSITIVOS (CATIONES) Valencia fija

Nombre

Na+1 ion sodio

Divalentes

Trivalentes

Ion

Nombre

Ion

Nombre

Ca +2

ion calcio

Al +3

ion aluminio

ion magnesio

B+3

ion boro

•En la nomenclatura tradicional:

K+1

ion potasio

Mg +2

Raíz del no metal

Ag+1

ion plata

Zn

Terminación uro

Li+1

ion litio

Preposición de

Nombre del metal (para valencia fija) o bien

+2

Sr +2

ion zinc ion estroncio

terminación oso/ico para menor o mayor valencia en

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Valencia variable

+1 y +2 Ion

nombre

Ion

Cu+1

ion cuproso

Au

Cu +2

ion cúprico

Au +3

Hg +1

ion mercuroso

Hg+2

+2 y +3

+1 y +3

+1

ion áurico

y +4

Ion

nombre

Ion

nombre

Fe +2

ion ferroso

Pb+2

ion plumboso

Fe+3

ion férrico

Pb+4

ion plúmbico

Ni +2

ion niqueloso

Sn+2

ion estanoso

Ni+3

ion niquélico

Sn+4

ion estánico

Cr+2

ion cromoso

Cr+3

ion crómico

nombre ion auroso

+2

ion mercúrico

EN LA TABLA 2 SE LOCALIZAN LOS NO METALES CON SU CARGA Y LOS NOMBRES Grupo VII

Grupo VI

Grupo V

Ion

nombre

Ion

nombre

ion

nombre

Cl-1

ion cloruro

O-2

ion óxido

N-3

ion nitruro

Br-1

ion bromuro

S-2

Ion sulfuro

P-3

ion fosfuro

I-1

ion ioduro

F-1

ion fluoruro

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Ejemplos

Sistemática

Stock

Tradicional

NaCl

Monocloruro de sodio

Cloruro de sodio

Cloruro de sodio

Fe2S3

Trisulfuro de fierro

Sulfuro de fierro (III)

Sulfuro férrico

Para escribir la fórmula a partir del nombre.

‣ ‣ ‣ ‣

Se colocan los símbolos del metal que es positivo y el del no metal que es negativo (en ese orden). Se escriben las valencias respectivas. La valencia del metal se escribe como subíndice del no metal y la valencia del no metal se escribe como subíndice del metal. Los signos se eliminan. Los compuestos deben quedar eléctricamente neutros.

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Ejemplo: Bromuro mercúrico Siguiendo las reglas, primero se escribe el símbolo del metal con su valencia. Se busca en la tabla el mercurio. Esta nos dice que tiene valencia +1 y +2. Si la terminación del nombre es ico, la mayor valencia es Hg+2 y en la tabla 2 el bromo está con -1.

Las valencias se escriben como subíndices. Hg+2+ Br-1 Se cruzan las valencias. Bromuro mercúrico. Hg+2Br-1--------> HgBr2 Otro nombre para este compuesto es dibromuro de mercurio o bromuro de mercurio (II).

page 83


BLOQUE III

LECCIÓN 29


LECCIÓN 29

OXISALES Las oxisales son compuestos ternarios que se forman de la unión de un metal con un no metal y con oxígeno. El metal y el no metal tienen carga positiva. La carga del oxígeno es -2. El no metal también trabaja con carga positiva

Número de Oxidación

Terminación

1-2

hipo-----ito

3-4

ito

5-6

ato

7

per-------ato

porque siempre en un compuesto ternario sólo un elemento es negativo y en este caso es el oxígeno.

+1 Metal

+

+

-2

No Metal

+ Oxígeno

Elementos

Números de oxidación

Cl, Br, I, F

+1, +3, +5, +7

S, Se; Te

+2, +4, +6

N, P, As, Sb

+1, +3, +5

Para obtener la carga, valencia o número de oxidación del no metal y darle nombre, hay que utilizar las tablas que se utilizaron con los oxiácidos.

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Valencia – 1 ClO

Hipoclorito

BrO

Hipobromito

IO

Hipoiodito

+1

ClO2

Clorito

BrO2

Bromito

IO2

Iodito

+3

NO2

Nitrito

+3

ClO3

Clorato

BrO3

Bromato

IO3

Iodato

+5

NO3

Nitrato

+5

ClO4

Perclorato

BrO4

Perbromato

IO4

Periodato

+7

Valencia – 2

Valencia -3

SO3

Sulfito

+4

PO3

Fosfito

+3

SO4

Sulfato

+6

PO4

Fosfato

+5

CO3

Carbonato

+4

Excepción a la regla Para darle nombre a la fórmula:

En la nomenclatura sistemática: (ver tabla 3)

En la nomenclatura tradicional:

‣ ‣ ‣ ‣ ‣

‣ ‣ ‣ ‣ ‣

Raíz del no metal Terminación ito/ato Preposición de Nombre del metal si tiene valencia fija Número romano para indicar el número de oxidación si es valencia variable

Raíz del no metal Terminación ito/ato Preposición de Nombre del metal si tiene valencia fija Terminación oso/ico para la menor o mayor valencia respectivamente si es valencia variable

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Ejemplo: checa en las tablas

Fe+3

ClO3 -1

Fe(ClO3)3

Si checamos la tabla 3 el ClO3 tiene la terminación ato. Y el fierro la valencia 3 corresponde a la terminación ico. Por lo tanto el nombre es clorato de fierro III o clorato férrico.

Otra manera es obteniendo la valencia del no metal.

j)

Se multiplica la valencia del fierro por su subíndice (Fe1 +3) +3 x 1= +3.

k)

Se multiplica la valencia del oxígeno por su subíndice y por el subíndice fuera del paréntesis (O3 -2) -2 x 3 x 3 = - 18.

Fe+3

O3 -2 )3

+3

- 18

l)

Tenemos 18 cargas negativas y tres positivas.

Fe(ClO3)3

Fe+3 (ClO3 -2 )3

m) Para que el compuesto sea eléctricamente neutro hay que igualar las cargas y faltan 15 cargas positivas.

page 87


n)

El subíndice del cloro es 1 y por fuera del paréntesis

es 3 y tenemos que encontrar un número que multiplicado por 3 +5 (Cl1 o)

nos de 15. Por lo tanto, la valencia del cloro es +5)

+5 x 1 x 3 = +15.

u)

Tenemos seis cargas negativas y dos cargas

positivas. v)

Para que el compuesto sea eléctricamente neutro hay

que igualar las cargas.

Así, nos quedan 18 cargas negativas y 18 positivas

que suman 0 (eléctricamente neutro).

w)

El subíndice del carbono es 1 y si tenemos dos

cargas positivas necesitamos cuatro para igualar las seis negativas ,

p)

Fe +3(Cl +5 O3 -2) 3

q)

+3 +15 - 18 = 0.

r)

Buscamos en la tabla 1 y al número de oxidación +5

por lo tanto, su carga es +4 (C1+4) +4 x 1

= + 4.

le corresponde la terminación ato.

x)

Así nos quedan seis cargas negativas y seis cargas

positivas y suman 0 (eléctricamente neutro). y) Ca1+2 C+4 O3-2

Fe1+3(Cl1 +5 O3-2)3 +3

+15

- 18

z) +2 Clorato de fierro III

Clorato ferroso

+4

- 6 = 0.

aa) Buscamos en la tabla 1 y al número de oxidación +4 le corresponde la terminación ito. En el caso del carbono hay una excepción. Independientemente de su carga, su

Ejemplo: CaCO3 s)

Se multiplica la valencia del calcio por su subíndice

terminación es ato, al igual que el silicio (silicato). Ca1+2 C1+4 O3-2

(Ca1+2) +2 x 1= +2.

+2

t)

Tanto para sistemática como para tradicional

Se multiplica la valencia del oxígeno por su subíndice

(O3-2) -2 x 3 = - 6.

+4

- 6 Carbonato de calcio

pues el calcio tiene valencia fija

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En algunos libros se marca también la nomenclatura stock, en la cual solo se utiliza el sufijo ato, con número romano después del radical seguido del nombre del metal. Stock

Sistemática

Tradicional

Sulfato (IV) de plata

Sulfito de plata

Sulfito de plata

Fosfato (V) de plomo

Fosfato de plomo (IV)

Fosfato plúmbico

Bromato (I) de cobre

Hipobromito de cobre (I)

Hipobromito cuproso

Ag2+1 S O3-2 Ag2 S O3

+2

¿?

-6

El azufre es +4 para que sumen 0. En la tabla el +4 es ito. Pb3+4 (P +12

Pb3(PO4)4

¿?

O4-2)4 -32

El fósforo es +5, que multiplicado por 4 da 20. En la tabla el +5 es ato. Cu+1 Br O+2

Cu Br O

+1

¿? -2

El cloro es +1 para que sumen 0. En la tabla el +1 es hipo….ito.

Para escribir la fórmula a partir del nombre.

‣ ‣ ‣

Se colocan los símbolos del metal, del no metal y del oxígeno en ese orden. La valencia del metal se busca en la tabla de valencia fija o variable y la del radical en la tabla 3. Por ejemplo, periodato de aluminio. ‣ Primero el aluminio, después el iodo y por último el oxígeno. ‣ Al I O. ‣ En la tabla de metales, el aluminio es +3, y en la tabla de radicales el periodato es (IO4) -1 ‣ Al+3 (IO4) -1 • Se cruzan las valencias

Al(IO4)3

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Ejemplo: Nitritoestañoso Siguiendo las reglas, primero se escribe el símbolo del metal y luego se busca en la tabla el radical nitrito. Sn

NO 2

El estaño puede trabajar con +2 y +4. Si la fórmula dice estañoso, es la valencia menor. En la tabla la valencia del radical nitrito es -1. Sn+2

Se cruzan las valencias y queda

NO2 -1

Sn(NO2)2 nitrito estañoso Nitrito de estaño II

Sí queremos saber la carga del nitrógeno, realizamos los pasos que se vieron para dar nombre a la fórmula. Sn+2 (N

O 2-2) 2

+2

-8

+2

¿? +3x2

-8 = 0

En la tabla 1, el +3 corresponde a la terminación itonitrito estañoso. Por lo tanto, la fórmula es correcta.

page 90


BLOQUE III

LECCIÓN 30


LECCIÓN 30

TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS En toda reacción química se cumple la Ley de la Conservación de la Masa, es decir, que en el proceso de transformación no hay pérdida ni ganancia de materia. El número de átomos se conserva constante. Los tipos de reacciones comunes a la química orgánica e inorgánica son: Ácido-base (neutralización) , combustión , solubilización , reacciones redox y precipitación . Las reacciones químicas 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:

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Nombre

Reacción de síntesis

Reacción de descomposición

Reacción de desplazamiento o simple sustitución

Reacción de doble desplazamiento o doble sustitución

Descripción

Representación

Ejemplo

Elementos o compuestos A+B → AB sencillos que se unen para Donde A y B representan formar un compuesto más cualquier sustancia química. complejo. 2Na (S) + Cl2(g) → 2NaCl(S) Un ejemplo de este tipo de La siguiente es la forma reacción es la síntesis del general que presentan este cloruro de sodio: tipo de reacciones: Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se convierte en zonas o productos.

AB → A+B Donde A y B representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de reacción es la descomposición del agua

2H2O (l) → 2H2(g) + O2(g)

Un elemento reemplaza a A + BC → AC + B otro en un compuesto. Donde A, B y C representan cualquier sustancia química. Un ejemplo de este tipo de Fe + CuSO4 → FeSO4+ Cu reacción se evidencia cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el sulfato de cobre (CuSO4): Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes.

AB + CD → AD + BC Donde A, B, C y D representan cualquier NaOH + HCl → NaCl + H2O sustancia química. Veamos un ejemplo de este tipo de reacción:

Cuadro tomado del portal Tutoriales Conalep Querétaro.

Análisis de la materia y Energía Revisado 2012

page 93


REACCIONES DE ANÁLISIS O DESCOMPOSICIÓN

Es aquella en la cual un compuesto único se descompone

Dos compuestos y un elemento (los bicarbonatos que dan óxido mas dióxido de carbono más agua) 2 NaHCO3(S) ----------> Na2 CO3(S) + CO 2(g) + H 2 O(l) Un compuesto y un elemento (en caso de los cloratos dando cloruros y oxígeno)

o se rompe en dos o más sustancias sencillas.

2 KClO 3(S)---------> 2 KCl (S) + 3 O 2(g)

Dos compuestos (los carbonatos dando óxidos y dióxido de carbono) CaCO 3(S) ---------->CaO (S) + CO 2(g)

( AB --------> A + B ). En este tipo de reacciones el reactivo es un solo compuesto y puede descomponerse en:

Dos elementos 2 NaCl (S) ---------> 2 Na(S) + Cl 2(g)

Cuando el nitrato de amonio se calienta a temperatura elevada, se degrada explosivamente en

monóxido de

nitrógeno (óxido nitroso) y agua: NH4 NO 3(s) --------∆---->N2 O(g)

2 H2O(g)

page 94


Otro ejemplo de reacción de descomposición es el proceso de electrólisis. El agua se descompone en presencia de una corriente eléctrica produciendo hidrógeno más oxígeno, según se muestra en la siguiente ecuación:

2 H2O(l) + E

-----------> 2 H2(g)

+

O2(g)

Cuando se calientan compuestos que contienen cloratos, se descomponen produciendo el cloruro metálico y el oxígeno gaseoso. Los cloratos se emplean en luces para la señalización de caminos.

La ecuación es : 2 KClO3(S)

2 KCl(S)

+ 3 O2(g)

El clorato de potasio es una sal en forma de cristales puros, utilizado en fósforos, industria piroctécnia y fuegos artificiales.

page 95


REACCIONES DE ANÁLISIS Y DESCOMPOSICIÓN

Dos compuestos (los carbonatos dando óxidos y dióxido de carbono) CaCO 3(S) ---------->CaO (S) + CO 2(g)

Dos compuestos y un elemento (los bicarbonatos que dan óxido mas dióxido de carbono más agua) 2 NaHCO3(S) ----------> Na2 CO3(S) + CO 2(g) + H 2 O(l)

Es aquella en la cual un compuesto único se descompone o se rompe en dos o más sustancias sencillas. Cuando el nitrato de amonio se calienta a temperatura ( AB --------> A + B ).

elevada, se degrada explosivamente en

monóxido de

nitrógeno (óxido nitroso) y agua:

NH4 NO 3(s) --------∆---->N2 O(g)

2 H2O(g)

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

Dos elementos 2 NaCl (S) ---------> 2 Na(S) + Cl 2(g)

Un compuesto y un elemento (en caso de los cloratos dando cloruros y oxígeno) 2 KClO 3(S)---------> 2 KCl (S) + 3 O 2(g)

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Otro ejemplo de reacción de descomposición es el proceso de electrólisis. El agua se descompone en presencia de una corriente eléctrica produciendo hidrógeno más oxígeno, según se muestra en la siguiente ecuación:

2 H2O(l) + E

-----------> 2 H2(g)

+

O2(g)

Cuando se calientan compuestos que contienen cloratos, se descomponen produciendo el cloruro metálico y el oxígeno gaseoso. Los cloratos se emplean en luces para la señalización de caminos.

La ecuación es : 2 KClO3(S)

2 KCl(S)

+ 3 O2(g)

El clorato de potasio es una sal en forma de cristales puros, utilizado en fósforos, industria piroctécnia y fuegos artificiales.

page 97


REACCIONES DE SÍNTESIS O COMBINACIÓN

Un ejemplo de síntesis o combinación de dos compuestos es cuando el óxido de calcio (cal viva) se combina con agua para formar hidróxido de calcio (cal apagada). CaO (S) + H2O (l) ------------>Ca(OH) 2(ac) La cal se ha usado, desde la más remota antigüedad, de conglomerante en la construcción; también para pintar

Cuando dos o mas sustancias (elemento o compuestos) reaccionan para producir un solo compuesto. (A + B --------> AB)

(encalar) muros y fachadas de los edificios construidos con adobes.

En algunos países de Latinoamérica, la cal se

utiliza para el proceso de nixtamal, proceso utilizado para hacer sémola de maíz y masa para tortillas. Un ejemplo de dos elementos es cuando el nitrógeno gaseoso reacciona con el hidrógeno a presión elevada y temperatura moderada para producir amoniaco, que se utiliza en grandes cantidades como fertilizante.

En este tipo de reacciones los reactivos pueden ser:

N2 + 3 H2-------------> 2 NH3

Dos elementos 4 Na(S) + O2(g) ---------> 2 Na2O(S) Dos compuetos CuO(S) + H2O (l) ------------> Cu(OH)2(l) Un compuesto y un elmento SO 2(g) + O 2(g) ---------> SO 3 (g)

Te has preguntado ¿qué otros usos tiene el amoniaco?

page 98


REACCIONES DE SUSTITUCIÓN O DESPLAZAMIEN TO SIMPLE. Cuando un elemento de carga determinada, toma el lugar de

Sí un elemento libre tiene carga cero ¿cómo saber a qué elemento desplaza? Nos fijamos en la tabla de iones. Si el elemento libre es metal, desplaza a un metal, sí es no metal, desplaza a un no metal. Por ejemplo,

si un clavo de hierro se coloca en una

solución acuosa de sulfato de cobre II, el hierro desplaza a los iones cobre de la solución y se forma cobre metálico sobre el clavo. !

otro de la misma carga en un compuesto. (A + BC --------> AC + B) o (A + BC --------> C + BA)

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

!

El elemento libre (en este caso la figura verde) va a desplazar al elemento del compuesto que tenga la misma carga. En otras palabras, si el elemento libre es de carga

La solución acuosa del sulfato de cobre II es CuSO4 * 5 H2O Sulfato de cobre pentahidratado

positiva desplaza al elemento positivo, si es de carga negativa, al negativo.

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Fe (S) + CuSO4 (ac) --------> Fe SO4 ( ac ) + Cu (s)

Un metal desplaza a otro metal

Cuando se burbujea cloro gaseoso a una soluci贸n acuosa de bromuro de sodio, el cloro reemplaza al bromo en este compuesto. El bromo color rojizo se puede apreciar en la soluci贸n.

page 100


BLOQUE III

ECUACIONES QUÍMICAS


LECCIÓN 30

ECUACIONES QUÍMICAS

HCl + NaOHNaCl + H2O Na = 1

Cl = 1

Cl = 1

H = 2

H=2

O = 1

O=1

Na = 1

Otro aspecto importante de las ecuaciones químicas es el El número de átomos de cada

balanceo o balance de las mismas, que a lo que se refiere

elemento es igual en los productos

es el cumplimiento del principio de conservación de la masa. Es decir,en una reacción química los átomos no se van a crear ni a destruir, sino solo cambiará la forma en que se encuentran unidos.

El número de átomos de los

elementos participantes en una ecuación química es el mismo a ambos lados de la flecha de la reacción.

Pero esto no siempre sucede así. Veamos la siguiente ecuación. El número de átomos de carbono es igual en reactivos que

Ley de la Conservación de la Materia-Energía. “En todas las

en productos pero no así el oxígeno y el hidrógeno.

transformaciones químicas, la masa total de los reactivos es

oxígeno tenemos 2 átomos en reactivos y 3 en productos y

igual a la masa total de los productos de la reacción.”

de hidrógeno tenemos 4 átomos en reactivos y 2 en

De

productos. La ecuación no está balanceada. CH4 + O2

CO2 + H2O

page 102


Existen varios métodos para balancear ecuaciones químicas:

Óxido-reducción o redox

Algebraico

Ión-electrón

Al tanteo

En ésta sección revisaremos el método al tanteo. Es el más sencillo y se aplica para ajustar ecuaciones simples.

Pasos para balancear al tanteo.

Paso 1: se balancea (iguala) el número de átomos de elementos metálicos a ambos lados de la ecuación. Paso 2: se balancea el número de átomos no metálicos. Paso 3: finalmente se hace el balance de los átomos de hidrógeno y de oxígeno. En una ecuación química no se pueden cambiar los subíndices de los compuestos. Ejemplo: balancea al tanteo la siguiente ecuación química: KClO3

-------------->KCl + O2

Paso 1: balancea el elemento metálico: tenemos 1 átomo de potasio en reactivos y uno en productos. KClO3

-------------->KCl + O2

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Paso 2: balancea el elemento no metálico: tenemos un átomo de cloro en reactivos y un átomo de cloro en productos KClO3

-------------->KCl + O2

Paso 3: balancea el oxígeno, tenemos 3 átomos de oxígeno en reactivos y 2 en productos por lo tanto hay que agregar coeficientes a las fórmulas. KClO3

-------------->KCl + O2

2 KClO3

-------------->KCl + 3 O2

2 KClO3

-------------->2KCl + 3 O2

Cuando agregamos coeficientes a las fórmulas, afectamos a todos los átomos de ese compuesto. Hay que volver a contar el número de átomos de metales o no metales para ver si no se alteró.

Recuerda

‣ ‣

Que los subíndices de las fórmulas no se pueden cambiar ni mover. Los subíndices que se encuentran fuera de los paréntesis en algunas fórmulas químicas afectan en la suma de átomos.

Ejemplo:

¿Cuántos átomos hay de oxígeno en el compuesto sulfato de aluminio? Al2(SO4)3

R= 4 x 3 = 12.

El coeficiente del compuesto se multiplica por los subíndices de cada elemento del compuesto.

Ejemplo: ¿Cuántos átomos de oxígeno hay en el compuesto sulfato de amonio 2 Al2(SO4)3

R= 2 x 4 x 3 = 24

page 104


Ejemplos Balancea al tanteo la siguiente ecuación química. Ca + HCl -------------> CaCl2 + H2

Reactivos

Elemento

Productos

1

Ca

1

1

Cl

2

Como hay dos cloros en productos y uno en reactivos, hay que agregar al reactivo coeficiente, por que el subíndice del CI2 no lo puedes cambiar

!

!

Ca + 2 HCl -------------> CaCl2 + H2

Reactivos

Elemento

Productos

1

Ca

1

2

Cl

2

2

H

2

Al agregar el coeficiente 2 al HCl ya alteramos también el conteo de hidrógenos.

ECUACIÓN BALANCEADA Ca + 2 HCl -------------> CaCl2 + H2

page 105


Balancea y clasifica la siguiente ecuación química. Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 -------------> Al(NO3)3 + BaSO4 Reactivos

Elemento

Productos

2

Al

1

1

Ba

1

Primero balanceamos los metales, luego los no metales y al último si hay los hidrógenos y los oxígenos

!

Al2(SO4)3 + Ba(NO3)2 -------------> 2 Al(NO3)3 + BaSO4 !

Reactivos

Elemento

Productos

Agregamos el coeficiente

2

Al

1

para iguala la cantidad de

1

Ba

1

Aluminios !

Al2(SO4)3 + 3Ba(NO3)2 -------------> 2 Al(NO3)3 + BaSO4

Reactivos

Elemento

Productos Igualamos en ambos lados la

2

Al

2

Ba

1

2

N

6

3

Ba

1

1

!

cantidad de átomos de nitrógeno. Al agregar el coeficiente nos cambió la cantidad de bario (Ba) y tenemos que volver a contar

page 106


!

Al2(SO4)3 + 3Ba(NO3)2 -------------> 2 Al(NO3)3 + 3 BaSO4

Reactivos

Elemento

Productos

2

Al

1

Terminamos de contar el azufre y el oxígeno.

3

Ba

3

6

N

6

3

S

3

30

O

30

ECUACIÓN BALANCEADA Al2(SO4)3 + 3Ba(NO3)2 -------------> 2 Al(NO3)3 + 3 BaSO4 El enunciado dice balancea y clasifica es un tipo de reacción de doble sustitución.

page 107


BLOQUE IV

FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS. SUSTANCIAS MINERALES

En este bloque conocerás cómo la química inorgánica está a nuestro alrededor y aprenderás a aplicarla en tu entorno.


BLOQUE IV

LECCIÓN 32


LECCIÓN 32

1)!

EL CARBONO

La configuración del átomo de carbono es 1s 2 2s 2 2p 2 y su diagrama electrónico es el siguiente:

Tetravalencia.

El carbono forma parte de todos los seres vivos, tanto en su estructura como en varias funciones metabólicas. Sus propiedades y características lo hacen especial y le permiten formar una cantidad superior de compuestos a la

Al tener cuatro electrones en su último nivel se deduce que

de cualquier elemento de la tabla periódica:

la valencia del carbono es cuatro, por lo tanto, es

1)

Es tetravalente (tiene valencia 4) y llega a tener

enlaces hasta con cuatro átomos más. 2)

Forma largas cadenas constituidas por cientos o

miles de átomos (concatenación). 3) Presenta enlaces simples, dobles o triples a través de su hibridación.

tetravalente y no acepta ni dona electrones, los comparte con otros átomos de carbono o de otro elemento, formando enlaces covalentes. 2)!

Concatenación.

Es la capacidad de los átomos de carbono para formar largas cadenas al unirse entre sí por enlaces covalentes (carbono-carbono), formando largos esqueletos a través de enlaces sencillos, dobles o triples.

!

page 110


3)!

Hibridación.

Es un reacomodo en el espacio energético de orbitales atómicos puros. De esa manera se forma una geometría de enlace más eficaz. Todos los elementos de la tabla periódica, menos el hidrógeno y los gases nobles, presentan el fenómeno de hibridación. En el caso del carbono, uno de los electrones del orbital 2s adquiere la energía necesaria y se transfiere al orbital 2pz. Así se forman cuatro orbitales híbridos sp3.

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Los cuatro electrones de estos orbitales híbridos nos dan cuatro vértices de un tetraedro regular presentando un

ESTRUCTURA TETRAGONAL HÍBRIDA DEL CARBONO

ángulo de 109° 28´.

Por comodidad, estos enlaces covalentes sencillos del

las cuatro valencias del carbono. Estas se dirigen a los

carbono con otros cuatro átomos del mismo o de diferente elemento pueden ser representados de la siguiente manera: A estos enlaces sencillos entre carbono y carbono se les conoce como orbitales sigma.

Enlaces sigma

Otros tipos de hibridación presentes en el átomo de carbono on la hibridación sp2

y la hibridación sp. La

hibridación sp2 se realiza por la combinación de un orbital s con dos orbitales p. El resultado son tres orbitales híbridos sp

2

y queda disponible un suborbital p. Un

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ejemplo de este tipo de hibridación es el eteno. El doble enlace está representado por un enlace sigma y un enlace pi.

La hibridación sp resulta de la combinación de un orbital s y un orbital tipo p, dando como resultado dos orbitales híbridos sp y quedan libres dos suborbitales p. Un ejemplo de este tipo de hibridación es el etino. El triple enlace está representado por un enlace sigma y dos enlaces pi.

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BLOQUE IV

LECCIÓN 33


LECCIÓN 33

ALCANOS LOREM IPSUM DOLOR SIT AMET Los alcanos son hidrocarburos alifáticos, acíclicos, saturados, ramificados o lineales. Dicho en otras palabras, son compuestos formados de carbono e hidrógeno (hidrocarburo) sin anillo bencénico

La nomenclatura de los alcanos y de todos los compuestos

(alifáticos), de cadena abierta (acíclicos) con enlaces

orgánicos se basa en las

sencillos entre carbono y carbono (saturados) con

recomendaciones de la IUPAC. Los

arborescencias o sustituyentes (ramificados) o sin

primeros cuatro alcanos tienen

arborescencias (lineales).

nombres comunes y a partir del alcano con cinco átomos de carbono su

Su fórmula general es Cn 2 Hn + 2. Donde “n” se refiere al número de átomos de carbono presentes en un compuesto.

nombre se forma con base en un prefijo griego referente al número de átomos de carbono, seguido del sufijo “ano” del alcano. En el cuadro uno se encuentran las cadenas lineales de los primeros diez alcanos.

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page 116


Solo los átomos de carbono de los extremos poseen tres enlaces con hidrógeno y uno unido con otro átomo de carbono para un total de cuatro enlaces. Los carbonos interiores mantienen enlaces con dos carbonos de la cadena y con dos átomos de hidrógeno.

Ejemplo del butano:

¿Qué diferencia existe entre el número de átomos de carbono y el número de átomos de hidrógeno en el butano? CH3 – CH2 – CH2

– CH3

Fórmula general de los alcanos es: CnH2n+2 donde “n” es el número de átomos de carbono El butano tiene cuatro átomos de carbono (n=4), por lo tanto, el número de átomos de carbono es cuatro: C4 El número de átomos de hidrógeno sería dos veces “n” más 2 (H2n+2) por lo tanto H2(4) + 2 = H10 La diferencia es que el número de hidrógenos es el doble del número de carbonos más 2.

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En el hexano C6, cuántos hidrógenos hay

y en el dodecano C12

Si tenemos un alcano con H20 ¿cuántos carbonos tiene?

¿Cuál es el nombre de ese alcano?

Escribe las fórmulas semidesarrollada y desarrollada del heptano.

Los cuatro primeros alcanos son gases a temperatura y presión ordinaria, desde cinco hasta quince átomos de carbono son líquidos y del dieciséis átomos de carbono en adelante son sólidos.

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ALCANOS ARBORESCENTES O RAMIFICADOS.

Reglas para nombrar los alcanos arborescentes.

Para la nomenclatura de alcanos arborescentes o ramificados necesitamos conocer primero algunos grupos orgánicos conocidos como radicales alquilo. Estos radicales se forman cuando un alcano pierde un hidrógeno y se enlaza a la cadena del alcano principal. La terminación en la nomenclatura es “il” o “ilo”. El enlace en color rojo de cada uno de los radicales del cuadro siguiente, es el enlace que se coloca en la cadena principal del alcano.

Lo que no es parte integral de la cadena principal son las arborescencias o ramificaciones, es decir, los radicales alquilo.

arborescencia

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Si hay dos arborescencias a la misma distancia escoge la que tenga el mayor número de carbonos. Si hay dos arborescencias en un extremo y una arborescencia en el otro, pero ambas están a la misma distancia, elige el extremo que contenga dos arborescencias.

Un enlace con un CH3 se llama metil. Si en una estructura se encuentra repetido el mismo radical o sustituyente se utilizan los prefijos “di”, “tri”, “tetra”, etc. unidos al nombre del radical, ejemplo, dimetil, triisopropil, etc.

4.#$ Se$ nombran$ los$ radicales$ por$ orden$ alfabé5co$ o$ por$ su$ complejidad.$ Esto$ se$ realiza$con$una$sola$palabra$ $separando$los$nombres$de$los$números$con$guiones$y$ los$números$entre$sí$por$comas.$ 1 2 3$ CH3 – CH – CH3$ I$ CH3$ 2-metilpropano$ $ $

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Se numera de derecha a izquierda porque hay

Ejemplos: 1)

Se numera la cadena más larga por donde están más

cerca las ramificaciones o arborescencias. 2)

Se nombran los radicales por orden alfabético.

3)

Se nombra la cadena principal.

arborescencias a la misma distancia y se escoge el extremo que contenga más. No siempre la cadena principal es recta.

3-etil-2-metilhexano Para escribir la fórmula de un alcano arborescente a partir de su nombre: a.Se escribe primero la cadena de carbonos correspondientes a la fórmula principal, de izquierda a derecha. b. S e i n s e r t a n l o s r a d i c a l e s e n l o s c a r b o n o s correspondientes. 6-etil-5-isopropil-2, 3, 5-trimetiloctano

c. Por último se completan con hidrógenos los lugares libres de los carbonos.

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Ejemplo: 4-etil-2,3-dimetilhexano

a)

c)

Hexano

b)

d)

4-etil

4-etil-2,3-dimetilhexano

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En diferentes fuentes de información podrás encontrar otra forma de escribir las estructuras de las moléculas de alcano. A esta forma se le conoce como zig-zag, en donde cada vértice es un átomo de carbono.

Etano

Propano

Butano

Pentano

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Zig - Zag

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Para los radicales es igual, cada vértice es un átomo de carbono, excepto el enlace unido a la cadena principal.

Meti

Etil

Propil

Isopropil

Etano. CH3 – CH3. Su principal aplicación es su cracking (ruptura) a 500°C para la

fabricación de etileno

utilizado en las

polimerizaciones

(polietileno).

a) Usos. Metano. CH4. Se encuentra entre los gases de la putrefacción de los restos

vegetales en aguas

pantanosas (este proceso

natural se puede

Propano. CH3 – CH2 – CH3. Se obtiene

utilizar para producir

biogás).

cantidades

produce en mina de carbón y conocida como gas grisú, el explosivo. Constituye

Se

su mezcla con el aire es cual es tóxico y hasta el 97% del

como subproducto en la

petróleo. Su

poder

en grandes refinación del

calorífico es

elevado y se emplea con fines

gas natural.

domésticos

Contribuye al

(calefacción y

cocinas

de gas).

calentamiento global.

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Butano. CH3 – CH2 – CH2 – CH3, es también producto de industria petrolera, se emplea para alimentar mecheros y quemadores y

como

combustible doméstico.

Del octano al decano. Forman parte de la gasolina.

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BLOQUE VI

LECCIÓN 35


LECCIÓN 35

HIDROCARBUROS

ALQUENOS NORMALES O LINEALES Al igual que los alcanos, existen algunos alquenos que tienen un nombre común aceptado internacionalmente y avalado por la IUPAC como el etileno, propileno, estireno, isopropeno, etc. Para la nomenclatura de los los alquenos

ALQUENOS

lineales o sin ramificaciones, se siguen las siguientes reglas:

Los alquenos son hidrocarburos alifáticos, acíclicos, no saturados, lineales o arborescentes. Son compuestos

Cadenas lineales de alquenos.

formados de carbono e hidrógeno (hidrocarburos) sin anillo bencénico (alifáticos) de cadena abierta (acíclicos) con uno o varios dobles enlaces en su cadena de carbonos (no saturados) que pueden tener arborescencias o sustituyentes (ramificados) o sin ellas (lineales).

Nombre ETENO

CH2 = CH2

PROPENO

CH2 = CH – CH3 CH3 – CH = CH2

1-BUTENO

1 2 3 4 CH2 = CH – CH2 – CH3 CH3 – CH2 – CH = CH2

Su fórmula general es CnH2n y su terminación en la nomenclatura es “eno” o “ileno”. A los alquenos también se les conoce como olefinas por su

2-BUTENO

“aspecto aceitoso”.

ETENO o ETILENO

Estructura

1 2 3 4 CH3 – CH = CH – CH3 4 3 2 1 El doble enlace siempre queda entre el número 2 y 3 por ambos extremos y se escoge el menor, en este caso el 2. No existe el 3-buteno

CH2 = CH2 1-PENTENO

CH2 = CH – CH2 – CH2 – CH3 CH3 – CH2 – CH2 – CH = CH2

2-PENTENO

1 2 3 4 5 CH3 .- CH = CH – CH2 – CH3 CH3 – CH2 – CH = CH – CH3 5 4 3 2 1 No existe el 3-penteno

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CH2 = CH – CH2 – CH3

H H H I I I H–C=C–C– I H

H I C–H I H

Fórmula semidesarrollada

Fórmula desarrollada

El primer carbono sólo tiene dos hidrógenos y un doble enlace con el siguiente carbono

¿Qué diferencia existe entre el número de átomos de carbono y el número de átomos de hidrógeno en el 1buteno? CH2 = CH – CH2 – CH3 La fórmula general de alquenos es CnH2n donde “n” es el número de átomos de carbono. El buteno tiene 4 átomos de carbono (n=4), por lo tanto, C4. El número de átomos de hidrógeno es dos veces “n” , por lo tanto, H8. El número de átomos de hidrógeno es el doble del número de átomos de carbono.

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BLOQUE VI

LECCIÓN 36


LECCIÓN 36

HIDROCARBUROS

Cuando un alqueno presenta una arborescencia y una doble ligadura a la misma distancia de los extremos, tiene preferencia la doble ligadura. 2.- Identifica los radicales unidos a la cadena principal y escribe su nombre en orden alfabético, precedido del número que indica el átomo de carbono al cual están unidos en la cadena.

Para nombrar a los alquenos arborescentes se aplican las mismas reglas de los alcanos, con las siguientes observaciones adicionales: 1.- Selecciona la cadena de carbonos más larga que contenga el doble enlace y numérala empezando por el extremo más cercano al doble enlace. No necesariamente debe ser lineal.

1 I 3 4 5 6 7 8 CH2 - C C – CH – CH2 – CH2 – CH – CH3 1 2 I I I CH2 CH2 CH3 I CH3 3 - etil - 2,4,7 - trimetil 3.- Se da el nombre de la cadena principal de acuerdo con el número total de átomos de carbono que la forman y con

1 I 3 4 5 6 7 8 CH2 - C = C – CH – CH2 – CH2 – CH – CH3 1 2 I I I CH2 CH2 CH3 I CH3

la terminación eno. El doble enlace se señala con el número menorde los carbonos que lo sostienen. 1 I CH2 - C 1 2

3 4 5 6 7 8 C – CH – CH2 – CH2 – CH – CH3 I I I CH2 CH2 CH3 I CH3 3 - etil - 2,4,7 - trimetil - 2 octeno

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“El doble enlace en este ejemplo se encuentra entre el carbono dos y el tres, se escoge el número menor por eso es 2octeno”

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BLOQUE II

LECCIÓN 37


LECCIÓN 37

CH3 CH3 I I CH3 - CH2 CH CH – CH CH – C – CH – CH3 I 7,7,8 - trimetil - 3,5 nonadieno CH3

HIDROCARBUROS ALQUENOS Cuando existen dos o tres dobles ligaduras en la cadena

I

CH2

CH2 I CH – C – CH CH – CH3 I CH2 CH3 7,7,8 - trimetil - 3,5 nonadieno

principal, se cambia la terminación eno por dieno o trieno respectivamente. También se indica con número la posición de esas dobles ligaduras. Ejemplos:

Fórmula zig-zag: 1

2

3

4

CH2 = CH – CH2 = CH2 1,3 - Butadieno

1

2

3

4

5

CH2 = C = CH – CH2 = CH2 1,2,4 - Pentatrieno

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1.!

Usos.

El 1,3-butadieno

Eteno o etileno. CH2 = CH2. Se utiliza para madurar

(CH2 = CH – CH = CH2) se

frutos verdes mezclado en pequeñas proporciones con el

encuentra en el café.

aire de las bodegas de almacenamiento. Su capacidad de polimerización es muy alta y se obtienen productos como los polietilenos (plásticos para bolsas, vasos, bolsas para suero, pañales, tubería para riego, etc.).

Un hexadecadieno (C16H30) se presenta en el aceite de oliva. Los licopenos y carotenos (pigmentos) son polienos isoméricos (C40H56)

UN KG DE TOMATE PUEDE MADURAR EN 24 HORAS SI SE EXPONE A UNA CANTIDAD TAN PEQUEÑA DE 0.1 MG DE ETILENO

Propeno o propileno. CH2 = CH – CH3. Se utiliza en la elaboración de diferentes plásticos como el polipropileno (empaques para alimentos, equipo de laboratorio,

que dan los atractivos colores rojos, anaranjado y amarillo a sandías, jitomates, zanahorias y otras frutas y verduras.

Espacio Web http://iesbinef.educa.aragon.es/fiqui/fisquim1/ formula/tablaorg.htm

componentes automotrices, tejidos, películas transparentes, cajas de CD, etc.).

page 135


BLOQUE VI

LECCIÓN 38


LECCIÓN 38

HIDROCARBUROS CICLOALQUENOS

Para los cicloalquenos sustituidos (con arborescencias) se

Los cicloalquenos son hidrocarburos (alquenos cíclicos) en

La dirección de la numeración se elige de manera de dar

forma de anillo, no saturados, con o sin ramificaciones. Su

los menores números a los sustituyentes del anillo, ya que

fórmula general es CnH2n -2. En sus cadenas cerradas se

el doble enlace siempre está en la posición 1 no es

encuentra al menos un doble enlace al que se le asignan y

necesario escribirlo en el nombre.

asignan los números 1 y 2 a los carbonos del doble enlace.

a los carbonos que lo sostienen se le asignan los números 1 y 2.

CH (CH3)2 1 - metil - 5 - isopropil - 1, 3- ciclohexadieno

Los cicloalquenos son compuestos formados de carbono e hidrógeno, con al menos un doble enlace y estructura cíclica formando figuras geométricas, que pueden tener ramificaciones o arborescencias.

Para los cicloalquenos sin arborescencias, (ramificaciones

CH3 CH3

3 - metilciclopenteno

o sustituyentes) se utilizan las siguientes figuras geométricas. Se nombran del mismo modo que los hidrocarburos de cadena abierta de igual número de carbonos anteponiendo el prefijo ciclo.

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Cuando hay dos dobles enlaces se indica la posici贸n de cada uno de ellos.

page 138


BLOQUE VI

LECCIÓN 39


LECCIÓN 39

HIDROCARBUROS

ALQUINOS NORMALES O LINEALES. Se aplican las mismas reglas de nomenclatura de los alquenos para nombrar a los alquinos lineales. Se numera la cadena principal que contenga el triple enlace y se empieza a numerar por el extremo más cercano

ALQUINOS

a la instauración (triple ligadura).

Los alquinos son hidrocarburos alifáticos, acíclicos, no saturados, lineales o con ramificaciones. Los alquinos son compuestos formados de carbono e hidrógeno (hidrocarburos), sin anillo bencénico (alifáticos), de cadena abierta (acíclicos), con uno o varios triples enlaces en su estructura (no saturados)

y pueden o no

tener arborescencias (lineales o ramificados).

Su fórmula general es CnH2n – 2 y su terminación en la nomenclatura es INO.

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¿Qué diferencia existe entre el número de átomos de carbono y el número de átomos de hidrógeno en el 1butino? CH Ξ C – CH2 – CH3 • La fórmula general de alquenos es CnH2n -2 donde “n” es el número de átomos de carbono. • El butino tiene 4 átomos de carbono (n=4), por lo tanto, C4. • El número de átomos de hidrógeno es dos veces “n”, -2 por lo tanto, H(4)(2) -2 = H6. • El número de átomos de hidrógeno es el doble menos 2 de átomos de carbono.

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BLOQUE II

LECCIÓN 40


LECCIÓN 40

Cuando un alquino presenta una arborescencia y una triple

ALQUINOS ARBORESCENTES O RAMIFICADOS

ligadura a la misma distancia de los extremos, tiene preferencia la triple ligadura. 2.- Identifica los radicales unidos a la cadena principal y escribe su nombre en orden alfabético, precedido del número que indica el átomo de carbono al cual están

Para nombrar a los alquinos arborescentes se aplican las

unidos en la cadena.

mismas reglas que para los alquenos pero con terminación “ino”.

1.- Selecciona la cadena de carbonos más larga que contenga el triple enlace y numérala empezando por el

5-etil-4-isopropil-7-metil

extremo más cercano al triple enlace. No necesariamente tiene que ser lineal.

3.- Se da el nombre de la cadena principal de acuerdo con el número total de átomos de carbono que la forman y con la terminación ino. El triple enlace se señala con el número menor de los carbonos que lo sostienen.

5-etil-4-isopropil-7-metil-2 octino

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2 - metil - 3 - hexino

CH3 – CH – CH2 – CH2 – C I CH3

CH3 – CH – C I CH3

CH

C – CH2 – CH3

5 - metil - 1 - hexino

1 CH

2 3 4 5 C – CH2 – CH2 – C

6 7 8 C – CH2 – CH3 1,5 - octadiino

7 6 5 CH3 – CH – C I CH3

4 3 2 C – CH2 – C

1 CH

6 - metil - 1,4 - heptadiino

Ejemplo: 3-6-dietil-5-isopropil-4-7-dimetil-1,8-decadiino Los compuestos de varias triples ligaduras, se nombran anteponiendo los prefijos di, tri, tetra, etc. a la terminación “ino” y se indica con número la posición de esas triples ligaduras. Ejemplos:

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a) C

c) C – C – C–C – C – C– C

C–C

C

1,8 - decadiino

CH3 I CH2 I

CH3 I CH2 I

I CH3

I CH

C – C – C–C – C – C– C

C–C

I CH3

I I CH3 CH3

3,6 - dietil - 5 - isopropil -4,7 dimetil

b) C

CH3 I CH2 I

d)

CH3 I CH2 I

C – C – C–C – C – C– C I CH3

C–C

C

CH3 I CH2 I

CH3 I CH2 I

I CH3

I CH I I CH3 CH3

C – CH – CH – CH – CH – CH – C

C – CH3

I CH3

3,6 - dietil 3,6 - dietil - 5 - isopropil -4,7 - dimetil - 1,8 - decadiino

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Para escribir la f贸rmula de un alquino arborescente o ramificado a partir de su nombre:

a.

Escribe primero la cadena de carbonos correspondiente a la f贸rmula principal.

b.

Coloca el triple enlace en el lugar que se indica.

c.

Inserta los radicales en los carbonos correspondientes.

d.

Por 煤ltimo completa con hidr贸genos los lugares libres de los carbonos.

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page 147


BLOQUE IV

LECCIÓN 41


LECCIÓN 41

FORMULA Y NOMENCLATURA a. COMPUESTOS AROMÁTICOS MONOSUSTITUIDOS.

El nombre comercial del metilbenceno es tolueno.

Cuando se tiene un sustituyente, arborescencia o radical por lo general se presenta en la parte superior del hexágono, pero puede estar en cualquier vértice del mismo. Para nombrar a este tipo de compuestos según las reglas de la IUPAC se menciona al sustituyente que se adiciona y se agrega al final la palabra benceno. Algunos compuestos tienen dos nombres, uno sistemático y otro comercial.

El nombre comercial del metilbenceno es tolueno.

page 149


b. COMPUESTOS AROMÁTICOS DISUSTITUIDOS. Existen compuestos aromáticos con dos sustituyentes. En estos casos, la nomenclatura debe identificar los números de los átomos del carbono del benceno en donde se localizan los radicales. La numeración se inicia en uno de los sustituyentes y se continúa hacia donde se encuentra el radical más próximo, es decir, hacia donde esté más cerca el siguiente radical. Pude ser a favor o en contra de las manecillas del reloj. Las posiciones donde se pueden localizar los radicales son las siguientes; 1-2, 1-3 y 1-4.

A la posición 1-2 se le conoce como “orto”

A la posición 1-3 como “meta”

Y a la 1-4 “para”

page 150


Si alguno de los sustituyentes otorga a la molĂŠcula un nombre especial o comercial como tolueno, fenol, anilina, etc. (ver derivados monosustituidos) el compuesto se considera un derivado de aquĂŠl como el nitrotolueno, yodoanilina, bromofenol, etc., presentados en los ejemplos anteriores.

page 151


Si tienes dudas puedes contactar a tu facilitador. Ademรกs puedes revisar el siguiente enlace:

Espacio Web http://genesis.uag.mx/edmedia/material/ quimicaii/Aromaticos.cfm

page 152


BLOQUE IV

LECCIÓN 42


LECCIÓN 42

FORMULA Y NOMENCLATUR c. COMPUESTOS AROMÁTICOS DISUSTITUIDOS. Cuando hay tres o más sustituyentes y estos son diferentes se busca la combinación numérica menor y se escriben en orden alfabético antecediendo el número que señala su posición. El último nombrado ocupa la posición uno que por lo general se nombra con el nombre comercial (tolueno, fenol, anilina, etc).

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CH3

TNT

O2N

NO2

1 5

3

TNT - Trinitrotolueno = Dinamita

Existen hidrocarburos con anillos bencénicos fusionados llamados hidrocarburos aromáticos policíclicos, los cuales contienen dos o más anillos que comparten átomos de carbono, de los cuales los más representativos son el naftaleno, el antraceno y el fenantreno.

page 155


naftaleno

antracen

Usos: Tolueno o metilbenceno: líquido incoloro de olor agradable muy utilizado en la fabricación de explosivos como TNT. Además se usa en la fabricación de colorantes. Clorobenceno o cloruro de fenilo: líquido incoloro de olor agradable empleado en la fabricación de fenol y del DDT. Paradiclorobenceno: es un sólido muy volátil empleado en veterinaria para elaborar ungüento antiséptico y antiparasitario, para combatir plagas agrícolas, contra la polilla, para conservar pieles y elaborar pastillas desodorantes de los sanitarios. Xilenos o dimetilbencenos: se emplean como disolventes y en la fabricación de colorantes y lacas. Naftaleno: se le conoce vulgarmente como naftalina y se emplea en la fabricación de pastillas germicidas y parasiticidas. Antraceno: con él se impregnan postes y durmientes de ferrocarril para protegerlos del ataque de insectos y agentes atmosféricos. Trinitrotolueno: en forma abreviada se llama trilita y es uno de los explosivos más potentes. Fenol o hidroxibenceno: se emplea para preparar medicamentos, perfumes, plásticos, fibras textiles artificiales, para refinar petróleo, en la fabricación de colorantes, detergentes, insecticidas, herbicidas, etc. Aminobenceno o anilina: a partir de ella se fabrican múltiples colorantes en la industria de tejidos.

page 156


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