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
page 73
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.
page 76
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.
page 77
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)
page 79
‣
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
page 80
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
page 81
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.
page 82
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.
page 85
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
page 86
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
page 88
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
page 89
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:
page 92
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)
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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 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.
page 99
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
page 103
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.
page 115
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
page 124
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.
page 125
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”
page 132
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
page 134
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.
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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”
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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
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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.
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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.
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