TEMA 8 HIDRUROS

Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno: Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y otro elemento.

Hidruros metálicos: Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H. Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los prefijos -oso o –ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para los sistemas Stock, sistemático y nomenclatura tradicional se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre genérico

Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico      2K + H₂ → 2KH

Compuesto	Nomenc. sistemática	Nomenc. Stock	Nomenc. tradicional
KH	monohidruro de potasio	hidruro de potasio3	hidruro potásico o hidruro de potasio
NiH3	trihidruro de níquel	hidruro de níquel (III)	hidruro niquélico

Hidrácidos o hidruros no metálicos: Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y halógenos  respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver la sección oxácidos.

Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedida de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H⁺¹ Br^-1 _(g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.

No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico   Cl₂ + H₂ → 2HCl_(g)

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.

Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido   HCl_(g) + H₂O → H⁺¹ + Cl^-1

Compuesto	en estado puro	en disolución
HCl	cloruro de hidrógeno	ácido clorhídrico
HF	fluoruro de hidrógeno	ácido fluorhídrico
HBr	bromuro de hidrógeno	ácido bromhídrico

HI	yoduro de hidrógeno	ácido yodhídrico
H2S	sulfuro de hidrógeno	ácido sulfhídrico
H2Se	seleniuro de hidrógeno	ácido selenhídrico
H2Te	teluluro de hidrógeno	ácido telurhídrico

AGRADECIMIENTOS ESPECIALES A WIKIPEDIA.

1. 

TEMA 7 : FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL

FUNCIÓN QUIMICA Y GRUPO FUNCIONAL

Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y comportamientos comunes.  Las funciones químicas se describen a través de la identificación de grupos funcionales que las identifican.  Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los compuestos pertenecientes a una función química,  sus propiedades principales.

Por ejemplo,  la función ácido se reconoce proque en su estructura está presente el grupo funcional H+  (Hidrogenion) y la función hidróxido se caracteriza por la presencia del grupo funcional OH-  (hidroxilo).  Así,  la fórmula del ácido clohídrico es HCl  y la del hidróxido del sodio NaOH.

En la química inorgánica las funciones más importantes son:  óxido,  ácido,  base y sal.  A continuación profundizaremos en cada una de ellas,  centrándonos especialmente en los aspectos de nomenclatura de cada una de las funciones.

FUNCIÓN ÓXIDO 

Los óxidos son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”.

Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de nomenclaturas; si se utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a la valencia del elemento diferente del oxígeno; si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijos se asignan de acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.

Óxidos básicos (metálicos)

Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal + O. En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. Y en la nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico.

En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas: metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los óxidos y los metales con números de valencia mayores o iguales a 4 se nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos:V₂⁺³O₃^-2 se nombra como óxido, óxido vanádoso; V₂⁺⁵ O₅^-2 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (hipo-...-oso) y 3 (-oso) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.

Metal + Oxígeno → Óxido básico 4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

Compuesto	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura Stock	Nomenclatura tradicional
K2O	óxido de potasio3 o monóxido dipotasio	óxido de potasio3	óxido potásico u óxido de potasio
Fe2O3	trióxido de dihierro	óxido de hierro (III)	óxido férrico
FeO	monóxido de hierro	óxido de hierro (II)	óxido ferroso
SnO2	dióxido de estaño	óxido de estaño (IV)	óxido estánico

Cuando los no metales, nitrógeno y fósforo, trabajan con números de valencia 4 y 2, mientras se enlazan con el oxígeno se forman óxidos (ver la sección de anhídridos, penúltimo párrafo).

Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos)

Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos.

hipo- … -oso	(para números de valencia 1 y 2)
… -oso	(para números de valencia 3 y 4)
… -ico	(para números de valencia 5 y 6)
per- … -ico	(para el número de valencia 7)

No metal + Oxígeno → Anhídrido 2S + 3O₂ → 2SO₃

Compuesto	Nomenc. sistem.	Nomenc. Stock	Nomenc. tradicional
Cl2O	óxido de dicloro o monóxido de dicloro	óxido de cloro (I)	anhídrido hipocloroso
SO3	trióxido de azufre	óxido de azufre (VI)	anhídrido sulfúrico
Cl2O7	heptóxido de dicloro	óxido de cloro (VII)	anhídrido perclórico

Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido acido ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema Stock y difluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es O²F₂^-1.

Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes:

• Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula NO.
• Dióxido de nitrógeno, de fórmula NO₂.
• Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O.
• Trióxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O₃.
• Tetróxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O₄.
• Pentóxido de dinitrógeno, de fórmula N₂O₅.

Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están los óxidos de nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:

• N₂¹O^-2 Anhídrido hiponitroso
• N²O^-2 Óxido hiponitroso
• N₂³O₃^-2 Anhídrido nitroso
• N₂⁴O₄^-2 Óxido nitroso
• N⁴O₂^-2 Óxido nitroso
• N₂⁵O₅^-2 Anhídrido nítrico
• P₂³O₃^-2 Anhídrido fósforoso
• P⁴O₂^-2 Óxido fósforoso
• P₂⁵O₅^-2 Anhídrido fosfórico

Cuando los metales, con más de dos números de valencia y que trabajan con los números de valencia iguales o mayores a 4, se enlazan con el oxígeno, forman anhídridos (ver la sección de óxidos básicos, segundo párrafo).

CIBERGRAFIA:  wikipedia  

TEMA 6 NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA

NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA

Todos los dias, podemos relacionarnos con ls personas que nos rodean, gracias a que utilizamos el mismo idioma o lenguaje, De la misma manera, los quimicos, sin importar que idioma hablen en su lugar de origen, necesitan comunicarse entre si, de manera muy especifica. para ello, han creado un lenguaje propio. este es lenguaje que abordaremos durante el tema que iniciamos. espero de todo corazon queridos estudiantes poder colaborarles en solucionar todas sus dudas he inquietudes.

Pare el desarrollo de este tema iniciamos con la lectura del documento titulado "Fundametamentos de Nomenclatura Quimica" del Dr. W. R. Peterson y posterior redacción del texto argumentativo el cul puede presentarce en la semana comprendida del 18 al 22 de Marzo del 2013.

Animo chicos que el exito pertenece a las personas disciplinadas a leer y a estudiar.

Este es el enlace del documento a leer   http://www.reverte.com/isbn/img/pdfs/9788429175745.pdf

TEMA 5 CONCEPTO DE MOL

CONCEPTO DE MOL

 

1. ¿Cuántas moléculas de butano hay en 6 moles del mismo?.
Butano =

2.¿Cuántos moles son 100 g de cloruro de bario?.

Cloruro de bario= BaCl2

3. ¿Cuántos moles de átomos de aluminio hay en 135 g de dicho
metal?.

4.¿Cuántas moléculas de propano hay en 0,88 g del mismo?.
Propano = C3H8

5.¿Cuántas moléculas hay en 2 cm3 de agua?. La densidad del
agua es 1 g/cm3. Agua = H2O

6.¿Cuántos cm3 de etanol deben medirse en una probeta, para
tener 0,5 moles de etanol?. La densidad del etanol es 0,789
g/cm3.

7.¿Cuántos átomos de hidrógeno hay en 3 moles de H2?.

8. Un frasco de laboratorio contiene 100 g de carbonato de sodio
(Na2CO3). ¿Cuántos átomos de sodio, de carbono y de oxígeno
hay en el frasco?.

9.En 6 cm3 de etanol, ¿Cuántos gramos hay?. ¿Cuántos moles?.
¿Cuántas moléculas?.¿Cuántos átomos de carbono?. ¿Cuántos átomos de oxígeno?. ¿Cuántos átomos de hidrógeno?. La densidad del etanol es 789 kg/m3. Etanol = CH3CH2OH

10.Dos moles de trióxido de azufre (SO3):
a. ¿Cuántas moléculas contienen?.
b. ¿Cuántos átomos de azufre?.
c. ¿Cuántos átomos de oxígeno?.

11 .Dos moles de ácido fosfórico (H3PO4) contienen:
a. moles de átomos de hidrógeno.
b. moles de átomos de oxígeno.
c. moles de átomos de fósforo.

12.En un recipiente cerrado hay 38 g de trióxido de dinitrógeno
(N2O3), gas.
a. ¿Cuántos moles hay?.
b. ¿Cuántas moléculas deN2O3?.
c. ¿Cuántos átomos de nitrógeno?.
d. ¿Cuántos átomos de oxígeno?.

13.En un recipiente cerrado hay 132 g de propano (C3H8).
a .¿Cuántos moles hay?.
b. ¿Cuántas moléculas hay deC3H8?.
c. ¿Cuántos átomos de carbono?.
d. ¿Cuántos átomos de hidrógeno?.

14. Calcule el número de moles en un anillo de plata pura cuya masa es de 5.0 g. (peso atómico Ag = 108)

15. Calcule la masa (en gramos) de 10 átomos de oro puro. (peso atómico Au = 197)

16. Calcule la masa molar del azúcar de mesa (sucrosa – C₁₂H₂₂O₁₁).  (pesos atómicos:  C=12, H=1, O=16)

17. Calcule el número de moléculas de azúcar de mesa (sucrosa – C₁₂H₂₂O₁₁) presentes en 15g de azúcar (la cantidad presente en un dulce pequeño).

18. ¿Cuántos gramos de agua se necesitan para disponer de 10 millones de moléculas del compuesto?

19. Calcule el número de moles que contiene 8.35 x 10²³ átomos de plomo.

ACTIVIDAD:
EN EL VIDEO SE MUESTRA UN ERROR, DEBEN BUSCAR CUAL ES, Y POR QUE RAZÓN SE PRESENTO.

 

TEMA 4 QUIMICA EL ENLACE QUIMICO

•  

  1. ENLACE QUIMICO

• 2. Compuestos Iónicos.- Se producen cuando los elementos presentan cambios                                    químicos, existen formas ilimitadas bajo Las cuales se pueden combinar los elementos Ejemplo: Na + Cl = NaCl  cloruro de Sodio,  (Metal) Cloro (No metal) Cloruro de sodio (Compuesto iónico  La Mayoría de las combinaciones de metales y no metales producen compuestos iónicos   Existen dos tipos de compuestos iónicos, los sencillos y los binarios como son el NaCl, MgI2, CaS y KBr Compuestos Isoelectrónicos.- son aquellos donde 2 o mas especies Tienen la misma configuración electrónica  Electronegatividad.- es la medida de la capacidad de un átomo para atraer electrones de un enlace químico

• 3. ¿Cuáles son elementos mas electronegativos? Flúor (4.0), Oxigeno (3.5), Cloro (3.0)En la T.P Aumenta la electronegatividad de izquierda a derecha En la T.P Dismimuye la electronegatividad de arriba hacia abajo 

• EL ENLACE QUÍMICO   El enlace químico es el proceso por el cual se unen átomos iguales o diferentes para formar moléculas o compuestos.Solamente los gases nobles y los metales en estado de vapor existen como átomos aislados. Por lo general los átomos se enlazan para formar moléculas de cuerpos simples o compuestos. El enlace químico se da en la capas externas de los átomos(electrones de valencia)¿Por qué se enlazan los átomos? Los átomos se enlazan para buscar el estado más estable posible.¿Cómo es el estado más estable de los átomos? Los gases nobles son estables por naturaleza, motivo por el cual no reaccionan ySiempre permanecen aislados.

• 4. LA REGLA DEL OCTETO:   Cuando se forma un enlace químico, los átomos reciben, ceden o comparten electrones de tal forma, que la capa más externa de cada átomo contenga ocho electrones, y así adquiera la estructura electrónica del gas noble más cercano en el sistema periódico” Algunos átomos ceden electrones para cumplir la regla del octeto  El sodio ilustra este caso: 1s2 – 2s2– 2p 6 – 3s1 1s2 – 2s2– 2p 6 + 1e-Átomo de sodio Na° Ion sodio Na+  El átomo de sodio cede un electrón y se transforma en ión sodio. Este último presenta la misma estructura electrónica del neón.   Otros elementos ganan electrones para ubicar en su último nivel ocho electrones.   El cloro es un ejemplo:1s2 – 2s2– 2p 6 – 3s2 - 3p5 + 1e- 1s2 – 2s2– 2p 6 - 3s2 - 3p 6 Átomo de cloro Cl° Ion cloro Cl-El cloro gana un electrón y consigue estabilidad adquiriendo la estructura del argón.
• 5. La capa de valencia Es la capa más externa de cualquier átomo, y se llaman electrones de valencia a los electrones situados en ella.   El comportamiento de un átomo depende fundamentalmente del número de electrones presentes en su capa de valencia. O cuando dos o más elementos químicos tienen el mismo número de electrones en su capa de valencia, sus maneras de reaccionar o enlazarse son muy parecidas.  La unión entre los átomos se realiza mediante los electrones de la última capa exterior. La unión consiste en que uno o más electrones de valencia de algunos de los átomos se introducen en la esfera electrónica del otro.  Los gases nobles, poseen ocho electrones en su última capa, salvo el helio que tiene dos. Esta configuración electrónica les comunica inactividad química y una gran estabilidad. Todos los átomos tienen tendencia a transformar su sistema electrónico y adquirir el que poseen los gases nobles, porque ésta es la estructura más estable.
• 6. Estructuras de Lewis Los electrones de la capa de valencia (última capa) de un átomo se pueden representar por medio de puntos o asteriscos, uno para cada electrón, alrededor del símbolo del elemento, así: Estas representaciones se llaman estructuras de Lewis y sirven como herramienta para ilustrar los enlaces químicos.
• 7. Para saber los electrones de valencia es importante fijarse en los grupos IA, IIA, IIIA hasta el grupo VIIA, ejemplo: El Li tiene un electrón, el Mg tiene2 electrones en su ultima capa por lo tanto le corresponderá dos puntos. TIPOS DE ENLACESE  la unión o enlace de los átomos pueden presentarse los siguientes casos:  Enlace iónico, si hay atracción electrostática. Enlace covalente, si comparten los electrones (E. covalente no polar y E. covalente polar). Enlace covalente coordinado, cuando el par de electrones es aportado solamente por uno de ellos. Enlace metálico, son los electrones de valencia que pertenece en común a todos los átomos.
• 8.ENLACE IÓNICO O ELECTROVALENTE  Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. La transferencia se produce por la gran diferencia de electronegatividad entre los átomos:0,9 3,5 Transferencia de electrones Atracción electrostática Electronegatividades Diferencia de electronegatividad = 3,5 - 0,9 = 2,1 Enlace iónico se produce generalmente cuando la diferencia de electronegatividad es igual o mayor que 1,7 ó que el porcentaje de carácter iónico es mayor que 50 %.
• 9. ENLACE COVALENTE:  Este tipo de enlace se caracteriza por compartir  electrones de valencia de los átomos. Son de dos tipos E. covalente no polar yE. covalente polar Existen enlaces covalentes sencillos y múltiples (Doble y triple) Todos los enlaces tienen por lo menos cierto grado de carácter iónico 
• 10. ENLACE COVALENTE APOLAR O NO POLAR:   El par de electrones no tiende a ninguno de los átomos; es decir es compartido democráticamente. Este tipo de enlace se origina entre los átomos de igual electronegatividad, por lo tanto no hay fuerza de atracción mayor hacia el par de electrones compartidos. El par de electrones se halla a la misma distancia de ambos
• 11.ENLACE COVALENTE POLAR:  El par de electrones tiende o esta mas cerca de uno de los átomos (al de mayor electronegatividad), que trae como consecuencia la formación de polos(), sin que se llegue a formar iones (ganancia o perdida de electrones). La diferencia de electronegatividad es menor de 1,6 y mayor que 0  El par de electrones esta más cerca al uno que al otro.
• 12. ENLACE COVALENTE COORDINADO: El par de electrones del enlace es aportado solamente por uno de los átomos. 
• 13. ENLACE METALICO:   Los átomos de un metal tienen la tendencia a ceder electrones y formar iones positivos, por eso es que en estos elementos no encontramos propiamente átomos sino ionespositivos. Los iones no se repelen porque son neutralizados por una nube de electrones llamados electrones libres, éstos al desplazarse generan el fluido eléctrico o corriente eléctrica.  Átomos que han perdido electrones Electrones en movimiento o fluido eléctrico
• 14. Diferencias entre compuestos: 
•  COMPUESTOS IÓNICOS O ELECTROVALENTES :
• 1.-son Sólidos con puntos de fusión altos (Por lo general + de 400 °C)
• 2.-Muchos son solubles en disolventes polares (H2O)
• 3.-La mayoría son insolubles en disolventes no polares como el hexano
• 4.Los compuestos fundidos y las soluciones acuosas son buenos conductores de la electricidad
• COMPUESTOS COVALENTES
• 1.-son Sólidos, líquidos o gaseosos con puntos de fusión bajos (Por lo general - de 300 °C).
• 2-Muchos son solubles en disolventes no polares como el hexano.
• 3-La mayoría son insolubles en disolventes polares 
• 4.Los compuestos fundidos y las soluciones acuosas son malas conductoras de la electricidad, porque no contienen partículas con carga
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