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principios de nomenclatura...

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Centro Universitario de Ciencias Exactas e Ingenierías QUIMICA GENERAL I: NOMENCLATURA Jesus Alfredo Lopez Soto Sección D-01 14 / Marzo / 2016

HIDRUROS Metal + Hidrogeno Fe3 + H= FeH3 Li + H = LiH Fe2 + H = Fe H

Hidruro Férrico Hidruro de Litio Hidruro Ferroso

Pb2 + H = PbH2

Hidruro Plumboso

Pb4 + H = PbH4

Hidruro Plumbico

Ca2 + h = CaH2

Hidruro de Calcio

Ni2 + H = NiH2

Hidruro Niqueloso

In3 + h = InH3

Hidruro Indico

Sn2 + H = SnH2

Hidruro Estañoso

Ge4 + H GeH4

Hidruro Germánico

Au + H = AuH

Hidruro Auroso

Cu + H = CuH

Hidruro Cuproso

Ga3 + H = GaH3

Hidruro Gálico

Tl3 + H = TlH3

Hidruro Talico

V2 + H = VH2

Hidruro Hipovanadioso

HIDRACIDOS No metal + Hidrogeno F + H = HF

Ácido fluorhídrico

Cl + H = HCl

Ácido Clorhídrico

Br + H = HBr

Acido Bromhídrico

I + H = HI

Acido Yodhídrico

S2 + H = H2S

Acido Sulfhídrico

Se2 + H = H2Se

Acido selenhidrico

Te2 + H = H2Te

Acido Telurhidrico

ACIDOS anhídrido + H2O P3 + O2 + H2O = H2P2O4 =

Acido Fosforoso

N3 + O2 + H2O= H2N2O4 =HNO2

Acido Nitroso

N5 + O2 + H2O= H2N2O6 = HNO3

Acido Nítrico

Cl + O2 + H2O= H2Cl2O2 = HClO Cl3 + O2 + H2O = H2CL2O4 = HClO2 Cl5 + O2 + H2O= H2Cl2O6 = HClO3

Acido Hipocloroso Acido cloroso Acido clórico

C2 + O2 + H2OC= H2C2O3

Acido carbonoso

C4 + O2 + H2O= H2C4O3

Acido Carbónico

Si4 + O2 + H2O= H2Si2O5

Acido Silícico

I5 + O2 + H2O= H2I2O6 = HIO3

Acido Yódico

Br5 + O2 + H2O= H2Br2O6 = HBrO3

Acido Brómico

Br3 + O2 + H2O= H2Br2O4 = HBrO2

Acido Bromoso

S6 + O2 + H2O= H2S2O7

Acido Sulfúrico

S4 + O2 + H2O= H2S2O5

Acido Sulfuroso

S2 + O2 + H2O= H2S2O3

Acido Hiposulfuroso

SAL OXISAL Hidróxido + Acido = Sal Oxisal + H2O H3PO4 +K = K3PO3 HNO2 + K = KNO2

Fosfito Potásico Nitrito Potásico

HNO3 + Ag = AgHNO3

Nitrato Platinico

HClO + Ca = Ca(ClO)2

Hipoclorito Cálcico

HClO2 + Na = NaClO2

clorito Sódico

HClO3 + Na = NaClO3

Clorato Sódico

H2C2O3 + Au3 = Au(C2O3)3 H2C4O3 + Na = NaC4O3 H2Si2O5 + Fe2 = Fe(Si2O2)2 HIO3 + Ba2 = Ba(IO3)2 HBrO3 + Ca2 = Ca(BrO3)2 HBrO2 + K = KBrO2 H2SO4 + Mg = MgSO4

Carbonito Áurico Carbonato Sódico Silicato Ferroso Yodato Barico Bromato de Calcio Brómico Potásico Sulfato

H2SO3 + Ca2 = Ca(SO3)2

Sulfito Cálcico

H2S2O3 + Na = Na(S2O3)

Hiposulfito Sódico

ANHIDRIDOS No metal + Oxigeno P3 + O2 = P2O3

Anhídrido Fosforoso

N3 + O2 = N2O3

Anhídrido Nitroso

N5 + O2 = N2O5 Cl + O2 = Cl2O

anhídrido Nítrico anhídrido Hipocloroso

Cl3 + O2 = CL2O3

anhídrido cloroso

Cl5 + O2 = Cl2O5

anhídrido clórico

C2 + O2 = C2O2 = CO

anhídrido carbonoso

C4 + O2 = C4O2 = CO2

anhídrido Carbónico

Si4 + O2 = Si2O4 = SiO2

Anhídrido Silícico

I5 + O2 = I2O5

anhídrido Yódico

Br5 + O2 = Br2O5

anhídrido Brómico

Br3 + O2 = Br2O3

anhídrido Bromoso

S6 + O2 = S2O6 = SO3

anhídrido Sulfúrico

S4 + O2 = S2O4 = SO2

anhídrido Sulfuroso

S2 + O2 = S2O2 = SO

anhídrido Hiposulfuroso

OXIDOS Metal + Oxigeno K + O2 = K2O N3 + O2 = N2O3 N2 + O2 = N2O2 = NO Cr2 + O2 = Cr2O2 = CrO Cr3 + O2 = Cr2O3 Cr6 + O2 = Cr2O6 = CrO3 Tc7 + O2 = Tc2O7

Oxido potásico Oxido Nítrico Óxido Nitroso Oxido Hipocromoso Oxido Cromoso Oxido Crómico Oxido Tecnecico

Pd2 + O2 = Pd2O2 = PdO

Oxido paladioso

Pd4 + O2 = Pd2O4 = PdO2

Oxido Paladico

Cd2 + O2 = Cd2O2 = CdO

Oxido cádmico

Nb3 + O2 = Nb2O3

Oxido Niobioso

Nb5 + O2 = Nb2O5

Oxido Niobico

Ta5 + O2 = Ta2O5

Oxido Tantalio

Hg + O2 = Hg2O

Oxido Mercurioso

Hg2 + O2 = Hg2O2 = HgO

Oxido Mercurico

HIDROXIDOS Metal + Elemento del grupo Hidróxido V5 + (OH)-1 = V(OH)5

Hidróxido Pervanadico

F2 + (OH)-1 = F(OH)2

Hidróxido Ferroso

F3 + (OH)-1 = F(OH)3

Hidróxido Férrico

Rb + (OH)-1 = Rb(OH)

Hidróxido Rubidico

Ti4 + (OH)-1 = Ti(OH)

Hidróxido Titánico

Ti3 + (OH)-1 = Ti(OH)3 Cu + (OH)-1 = Cu(OH) Cu2 + (OH)-1 = Cu(OH)2 Au + (OH)-1 = Au(OH) Au3 + (OH)-1 = Au(OH)3 Ir6 + (OH)-1 = Ir(OH)6

Hidróxido Titanioso Hidróxido Cuproso Hidróxido Cúprico Hidróxido Auroso Hidróxido Áurico Hidróxido Periridico

In3 + (OH)-1 = Ir(OH)3

Hidróxido Indico

Sn2 + (OH)-1 = Sn(OH)2

Hidróxido Estañoso

Sn4 + (OH)-1 = Sn(OH)4

Hidróxido Estañico

Zr4 + (OH)-1 = Zn(OH)4

Hidróxido Circonico

POTENCIAL DE IONIZACION

Energía necesaria para arrancar un electrón (e-) de un átomo aislado en fase gaseosa en su estado fundamental y obtener un ion monopositivo gaseoso en su estado fundamental más un electrón sin energía cinética. Siempre se les asigna un valor positivo, por tratarse de una reacción endotérmica. ELECTRONEGATIVIDAD La electronegatividad es una medida de la fuerza con la que los núcleos de los átomos atraen con mayor intensidad a los electrones de valencia. La electronegatividad en la tabla periódica aumenta de izquierda a derecha y de abajo hacia arriba. De acuerdo a lo anterior, el elemento más electronegativo es el el flúor que posee un valor de electronegatividad de 4.0 mientras tanto el de menor electronegatividad es el Francio con 0.7 de acuerdo a la escala de valores de Pauling. Los gases nobles o inertes no poseen valores de electronegatividad debido a que generalmente no forman compuestos. Los metales poseen bajos valores de electronegatividad, por lo que tienen una mayor tendencia a perder sus electrones de valencia (ultimo nivel de energía). En cambio, los no metales poseen altos valores de electronegatividad. Por lo tanto, tienen una mayor afinidad electrónica. ELECTROPOSITIVIDAD Los elementos electropositivos son los metales, y los elementos más típicamente metálicos, químicamente hablando, son aquellos que son más electropositivos, es decir, muestran la mayor tendencia a perder electrones. TIPOS DE ENLACES Iónicos: Son los que se dan cuando se combinan un elemento metálico y uno no metálico. El elemento no metálico le falta un electrón para completar su órbita, por lo que se convierte en receptor, con carga negativa y se le llama anión. Los elementos metálicos tienen un electrón en su última orbita, que es con el que se acoplan a otros átomos. Este electrón externo le da al átomo metálico una carga positiva, y le se llama catión. En este caso los átomos se atraen por fuerzas electrostáticas por las que el anión (el elemento no metálico) atrae al catión (elemento metálico). Es decir, que un átomo cede y otro absorbe un electrón. Estos compuestos son sólidos químicamente

estables. Cuando se disuelven en líquido, se rompe el enlace, y permanecen en el líquido con sus cargas eléctricas. Esto permite que la solución sea conductora de la electricidad. A esta solución se le llama electrolito.

Covalentes: Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). Elementos situados a la derecha de la tabla periódica (no metales) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla (metales), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos. Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número. El puente de hidrógeno es un enlace que se establece entre moléculas capaces de generar cargas parciales. El agua, es la sustancia en donde los puentes de hidrógeno son más efectivos, en su molécula, los electrones que intervienen en sus enlaces, están más cerca del oxígeno que de los hidrógenos y por esto se generan dos cargas parciales negativas en el extremo donde está el oxígeno y dos cargas parciales positivas en el extremo donde se encuentran los hidrógenos. La presencia de cargas parciales positivas y negativas hace que las moléculas de agua se comporten como imanes en los que las partes con carga parcial positiva atraen a las partes con cargas parciales negativas. De tal suerte que una sola molécula de agua

puede unirse a otras 4 moléculas de agua a través de 4 puentes de hidrógeno. Esta característica es la que hace al agua un líquido muy especial. Los puentes de Hidrógeno, se forman por átomos de Hidrógeno localizados entre átomos electronegativos. Cuando un átomo de Hidrógeno está unido covalentemente, a un átomo electronegativo.

ESTRUCTURA DE LEWIS Estructura de la molécula en la que los electrones de valencia se representan como puntos situados entre los átomos enlazados, de forma que un par de puntos representa un enlace covalente simple (generalmente se representa por una línea). Un enlace doble se representa por dos pares de puntos, etc. Los puntos que representan electrones de no enlace se colocan adyacentes a los átomos a los que están asociados, pero no entre átomos. Se asignan cargas formales (+, -, 2+, etc.) a los átomos para indicar la diferencia entre la carga nuclear positiva (número atómico) y el número total de electrones (sobre la base formal de que los electrones de un enlace están compartidos igualmente entre los átomos que enlazan).

¿COMO SE DIVIDE LA TABLA PERIODICA? Colocados en orden creciente de número atómico, los elementos pueden agruparse, por el parecido de sus propiedades, en 18 familias o grupos (columnas verticales). Desde el punto de vista electrónico, los elementos de una familia poseen la misma configuración electrónica en la última capa, aunque difieren en el número de capas (periodos). Los grupos o familias son 18 y se corresponden con las columnas de la Tabla Periódica. Metales: Corresponde a los elementos situados a la izquierda y centro de la Tabla Periódica (Grupos 1 (excepto hidrógeno) al 12, y en los siguientes se sigue una línea quebrada que, aproximadamente, pasa por encima de Aluminio (Grupo 13), Germanio (Grupo 14), Antimonio (Grupo 15) y Polonio (Grupo 16) de forma que al descender aumenta en estos grupos el carácter metálico) (*). Un elemento es metal cuando tiene tendencia a desprenderse

de los electrones de su última capa o capa de valencia (formando cationes); tienen pocos electrones en la última capa, bajo potencial de ionización, baja afinidad electrónica, baja electronegatividad, son reductores, forman cationes, los óxidos e hidróxidos son básicos o anfóteros (para un mismo estado de oxidación según se desciende en un grupo aumenta el carácter metálico: aumenta la basicidad de los óxidos); aunque según se desciende en cada grupo, los números de oxidación altos producen óxidos cada vez más ácidos. Son sólidos, salvo excepciones. Se caracterizan por poseer enlace metálico. Por todo ello son buenos conductores del calor, electricidad, son dúctiles, maleables, etc. Se utilizan con fines estructurales, fabricación de recipientes, conducción del calor y la electricidad. Muchos de los iones metálicos cumplen funciones biológicas importantes: hierro, calcio, magnesio, sodio, potasio, cobre, manganeso, cinc, cobalto, molibdeno, cromo, estaño, vanadio, níquel. No metal: Los no metales son los elementos situados por encima de la línea quebrada de los grupos 13 a 17 de la Tabla Periódica y el hidrógeno (*). Tienen muchos electrones en su capa externa; tiene elevado potencial de ionización, elevada afinidad electrónica, son electronegativos, son oxidantes, forman aniones y los óxidos e hidróxidos son ácidos. Tienen en común ser malos conductores de la electricidad y del calor. Al contrario de los metales, son muy frágiles y no pueden estirarse en hilos ni en láminas. Se encuentran en los tres estados de la materia a temperatura ambiente: son gases (como el oxígeno), líquidos (bromo) y sólidos (como el carbono). No tienen brillo metálico y no reflejan la luz. Suelen presentar enlace covalente. Los números de oxidación suelen ser negativos: ±4, -3, -2, -1; para el hidrógeno ±1. Muchos no metales se encuentran en todos los seres vivos: carbono, hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, fósforo y azufre en cantidades importantes. Otros son oligoelementos: flúor, silicio, arsénico, yodo, cloro. Metales de transición: Los 40 elementos de los grupos 3 al 12 de la parte central de la Tabla Periódica se denominan metales de transición debido a su carácter intermedio o de transición entre los metales de la izquierda (más electropositivos, alcalinos y alcalinotérreos) y los elementos de la derecha

(más electronegativos, formadores de ácidos). Llenan orbitales d de la penúltima capa; estos electrones d son los responsables principales de sus propiedades: Como el resto de los metales, son dúctiles y maleables, conductores del calor y de la electricidad. Son más duros, más quebradizos y tienen mayores puntos de fusión y ebullición y mayor calor de vaporización que los metales que no son de este grupo. Sus iones y compuestos suelen ser coloreados. Forman iones complejos. Muchos son buenos catalizadores de muchas reacciones. La propiedad más diferente es que sus electrones de valencia, es decir, los que utilizan para combinarse con otros elementos, se encuentran en más de una capa, la última y la penúltima, que están muy próximas. Esta es la razón por la que muestran varios estados de oxidación y éstos son variables. El carácter no metálico y la capacidad de formación de enlaces covalentes aumenta según lo hace el número de oxidación del metal: para compuestos de los mismos elementos en diferentes proporciones, es más iónico aquel que tiene el metal en su estado de oxidación inferior. Por lo mismo, los óxidos e hidróxidos en los estados de oxidación superiores son más ácidos que los mismos compuestos con estados de oxidación inferiores del mismo elemento, mientras que los compuestos con números de oxidación intermedios son anfóteros. Hay tres elementos que destacan: el hierro, cobalto y níquel, con interesantes propiedades magnéticas (son ferromagnéticos), que corresponden a elementos cabecera de los grupos 8, 9 y 10, que antiguamente constituían el grupo VIII que se subdividía en tres tríadas verticales. Elementos anfóteros: Son los que tienen la propiedad de actuar como ácido y base Los elementos anfóteros, también se lo llama metaloides o semimetales, son los que pueden comportarse como metales en algunos casos y como no metales en otros, como por ejemplo B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, Cr, Bi, etc. Se encuentran en el grupo 4A de la tabla periódica. Gases Nobles: Los gases nobles se encuentra en el grupo 0 o 18 de la Tabla Periódica. Los elementos son: helio, neón, argón, criptón, xenón, radón y

ununoctio. Estos elementos se consideraron inertes hasta 1962, debido a que su estado de oxidación es 0, teniendo 8 electrones en su última capa (2 electrones s y 6 electrones p), lo que les impide formar compuestos fácilmente. Tienen una energía de ionización muy alta, por lo que son muy estables. Debido a esto, fueron descubiertos muy tarde: Cavendish en 1785 aisló el primero, a partir del aire, aunque no fue capaz de identificarlo. En 1868 Jannsen descubre el helio y, a partir de 1894, Ramsey, Travers y Rayleigh aíslan e identifican los gases nobles, excepto radón, que fue descubierto por Dorn en 1898 y aislado por Ramsey y Gray en 1908. El helio es el segundo elemento más abundante del Universo. En la atmósfera hay un 1% de gases nobles (fundamentalmente argón (0,94%). Metaloides: El término metaloide significa "parecido a un metal" y sirve para agrupar elementos que tienen algunas propiedades de metales y no metales. Los metaloides son elementos que se encuentran en la línea que separa metales y no metales (*). Esta línea pasa entre el boro y aluminio y acaba entre el polonio y el ástato. El aluminio se considera otro metal. El resto de los elementos vecinos a esta línea tienen características intermedias metal-no metal. Los más claros son los cinco que se mencionan a continuación y que se emplean en la fabricación de dispositivos de estado sólido en ordenadores y calculadoras (son semiconductores: pueden conducir la corriente en determinadas condiciones). Halógenos: Los halógenos son los cinco elementos no metálicos que se encuentran en el Grupo 17 de la Tabla Periódica: flúor, cloro, bromo, iodo, ástato y ununseptio. El término "halógeno" significa "formador de sales" y a los compuestos que contienen halógenos con metales se les denomina "sales". No se encuentran libres en la naturaleza, pero si, mayoritariamente, en forma de haluros alcalinos y alcalinotérreos. El ástato es muy raro, ya que es producto intermedio de las series de desintegración radiactiva. Aunque su electronegatividad es elevada, el carácter metálico aumenta según lo hace el número atómico, así, el yodo tiene brillo metálico.

Se presentan en moléculas diatómicas cuyos átomos se mantienen unidos por enlace covalente simple y la fortaleza del enlace disminuye al aumentar el número atómico. A temperatura ambiente, los halógenos se encuentran en los tres estados de la materia. Estado de Oxidación: es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Para referirnos a ellos: +1, +2, +3, +4, -1, -2, -3, -4. Terminaciones: HIPO - raíz de elemento - OSO Raíz del elemento - OSO Raíz del elemento - ICO PER - Raíz del elemento - ICO...