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.
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:
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).
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.
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.
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
-Agruparlosenfunción
desuspropiedades. En elcasodeMendeleieven
columnas.
Tuvomérito eldejarespacioslibresparaloselementosqueenesemomentono habiansidoaún descubiertos.Prediciendoinclusoalgunas desuspropiedades .Asípredijolaexistenciadel
elemento
Germanio
,
al
que
inicialmente
se
le denominóEkasilicio por sus
propiedadessemejantesalSilicio.
Eltamañodeunátomonoesinvariablesinoquedependedelentornoinmediatoen elque
seencuentre,de su
interacción
conlos átomosvecinos.Estimarel tamañodelos átomoses
unpococomplicado debidoala naturaleza
difusa dela nube
electrónicaque
rodea al núcleo yquevaríasegúnlosfactoresambientales.Serealizanlasmedidassobremuestras
de elementos purosnocombinados químicamentey
losdatos así obtenidos
son
los tamaños relativosde
losátomos.
Radioatómicode
un elementoes
lamitad de ladistancia
entre los centrosdedos átomosvecinos.
LosradiosatómicosseindicanamenudoenangstromsĂ(10-10m),nanómetros(nm,10-9 m)
•Aumentanhaciaabajoenungrupo(encadanuevoperiodoloselectronesmás externosocupan nivelesqueestán más alejados delnúcleo,losorbitalesde mayor energía son cada vez más grandes, y además, el efecto de apantallamientohacequelacarga efectivaaumente muylentamente
deun períodoaotro).
Losradiosiónicos,engeneral,aumentan
aldescenderporungrupoydisminuyenalo largodeunperiodo.Loscationessonmenoresquelosrespectivosátomosneutrosy los
anionessonmayores.
3.-Potencialdeionización
Energía
necesaria
para
arrancarun
e- deun átomo
aislado en
fase gaseosa
en
su estado fundamental yobtenerunionmonopositivogaseosoensuestadofundamental
másunelectrón sin energía
cinética.
Siempre selesasigna un valor positivo,por tratarse deuna reacción endotérmica(abosorveenergía).
Energíade ionización total
parallegara
un iondeterminado eslasuma delos
sucesivos
potenciales
de ionización.
Las
energías deionizaciónmiden,portanto,la fuerzacon queelátomoretienesus
electrones.Energíaspequeñasindicanunafácileliminacióndeelectrones
y por consiguienteunafácilformaciónde ionespositivos.
Lospotencialesdeionizaciónsucesivosparaunmismoelementocrecenmuy deprisa,debidoaladificultadcrecienteparaarrancarunelectróncuandoexiste
unacargapositiva que le atraeymenoscargasnegativasquele
repelan.
• Dentrodeunafamilia,elaumento
delnúmerodeelectronestiendeareducir elpotencial deionización debido alosefectoscombinados
deltamaño yde efecto pantalla. Al descender en un
grupo, se obtienen átomos más voluminosos
enlosque loselectronesestán
menos retenidos,porloque el potencialdeionizacióndecrecerá.
•Enunperiodotiendeaaumentaralhacerloelnúmeroatómico.Enprincipio, latendencia quecabriaesperares quealaumentarlacarganuclearefectivay
noaumentarapenas elradioatómico, laenergíadeionización seacada
vez mayor.
•Encadasegmentoperiódico,losgasesnoblestienenlasenergíasdeionización
máselevadas.Estosgasessonelementosmuyestablesy sólolosmáspesadosde ellos muestranalgunatendenciaaunirseconelementosparadarcompuestos.
Energía
desprendida
en un proceso
en
elque
un
determinado átomo
neutro gaseoso
en
estado fundamental,captaunelectrónparadarunionmononegativogaseosoenestadofundamental.
•Pauling ladefiniócomolacapacidaddeunátomoenunamoléculaparaatraer
electroneshaciaasí.Susvalores,basados
en
datostermoquímicos,hansido determinadosenunaescalaarbitraria,denominadaescala dePauling, cuyo valormáximoes4 que esel valorasignadoalflúor,el
elementomás
electronegativo.Elelementomenos
electronegativo,
elcesio,tieneuna electronegatividadde 0,7.
•Laelectronegatividaddeunátomoenunamoléculaestárelacionadaconsu
potencial
de ionizaciónysuelectroafinidad.
• Un átomo
con una afinidad electrónica
muynegativa y un
potencial
de ionizaciónelevado,atraerá electronesdeotrosátomosyademásseresistiráa dejarirsuselectronesanteatraccionesexternas;serámuyelectronegativo.
•ElmétodosugeridoporelprofesorR.S.Mulliken
promedialosvaloresdel potencial de
ionizaciónyafinidadelectrónicade unelemento:
derecha a lo largo de losperiodosyde abajoa
arriba dentrode
cada
grupo.
•Lasvariacionesdeelectronegatividadesdeloselementosdetransiciónnosontan
regulares.Engeneral,lasenergíasdeionizacióny
laselectronegatividadesson inferiores paralos elementos dela
zonainferiorizquierda dela
tabla periódica que paralosde la zona
superior
derecha.
•Elconcepto dela electronegatividad
es muy útilparaconocereltipodeenlaceque
originarándosátomosensu unión:
Al
avanzarhacialaderechaenunperiodolaafinidad
electrónicaalaumentar,hacequeel átomo
tenga
tendencia
a captar
electrones (mayor electronegatividad), y por tanto el caráctermetálicodisminuirá