idrioxidos

Los hidróxidos son nombrados utilizando la nomenclatura tradicional, nomenclatura de stock así como la nomenclatura sistemática.

 la nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa:

• Una valencia: Hidróxido ... ico
  • Mg⁺² + (OH)^-1 » Mg(OH)₂: hidróxido magnésico
• Dos valencias:
  • Menor valencia: Hidróxido ... oso
    • Pt⁺² + (OH)^-1 » Pt(OH)₂: hidróxido platinoso
  • Mayor valencia: Hidróxido ... ico
    • Pt⁺⁴ + (OH)^-1 » Pt(OH)₄: hidróxido platínico
• Tres valencias:
  • Menor valencia: Hidróxido hipo ... oso
    • Zr⁺² + (OH)^-1 » Zr(OH)₂: hidróxido hipocirconioso
  • Valencia intermedia: Hidróxido ... oso
    • Zr⁺³ + (OH)^-1 » Zr(OH)₃: hidróxido circonioso
  • Mayor valencia: Hidróxido ... ico
    • Zr⁺⁴ + (OH)^-1 » Zr(OH)₄: hidróxido circónico
• Cuatro valencias:
  • Primera valencia (baja): Hidróxido hipo ... oso
    • V⁺² + (OH)^-1 » V(OH)₂: hidróxido hipovanadoso
  • Segunda valencia: Hidróxido ... oso
    • V⁺³ + (OH)^-1 » V(OH)₃: hidróxido vanadoso
  • Tercera valencia: Hidróxido ... ico
    • V⁺⁴ + (OH)^-1 » V(OH)₄: hidróxido vanádico
  • Cuarta valencia (alta): Hidróxido per ... ico
    • V⁺⁵ + (OH)^-1 » V(OH)₅: hidróxido pervanádico

nomenclatura tradicional

La nomenclatura tradicional toma en cuenta los estados de oxidación de los elementos.

- Cuando el elemento tiene un solo estado de oxidación:

Se nombra: "OXIDO" + nombre del elemento. Ejm: CaO = Oxido de Calcio Sabiendo que Ca tiene como estado de oxidación 2 y O tiene -2

- Cuando el elemento tiene dos estados de oxidación:

* Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejm: Bi2O3 = Oxido Bismutoso Sabiendo que Bi tiene como estado de oxidación 3 y O tiene -2 * Si se toma el estado de oxidación mayor: Se mombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejm: Bi2O5 = Oxido Bismutico Sabiendo que Bi tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2

- Cuando el elemento tiene tres estados de oxidación:

* Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejm: P2O3 = Oxido hipofosforoso Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 3 y O tiene -2 * Si se toma el estado de oxidación intermedio: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejm: PO2 = Oxido fosforoso Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 4 y O tiene -2 * Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejm: P2O5 = Oxido fosforico Sabiendo que P tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2

- Cuando tiene cuatro estados de oxidación:

* Si se toma el estado de oxidación menor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "HIPO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejm: Cl2O = Oxido hipocloroso Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 1 y O tiene -2 * Si se toma el estado de oxidación intermedio menor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "OSO" Ejm: Cl2O3 = Oxido cloroso Sabiendo que Cl tiene como estados de oxidación 3 y O tiene -2 * Si se toma el estado de oxidación intermedio mayor: Se nombra: "OXIDO" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejm: Cl2O5 = Oxido clorico Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 5 y O tiene -2 * Si se toma el estado de oxidación mayor: Se nombra: "OXIDO" + prefijo "PER" + raiz del elemento + sufijo "ICO" Ejm: Cl2O7 = Oxido perclorico Sabiendo que Cl tiene como estado de oxidación 7 y O tiene -2

                      Primer bloque 15 de Mayo
Transformaciones

 para realizar esto necesitamos una cantidad  para  poderla transformar sea a kilómetros metros como nos pidan transformar.
                                                    

Acidos

Ácido

Para otros usos de este término, véanse Sabor ácido y LSD.

Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Brønsted y Thomas Martin Lowry, quienes definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H⁺) a otro compuesto (denominado base). Algunos ejemplos comunes son el ácido acético (en el vinagre), el ácido clorhídrico (en el Salfumant y los jugos gástricos), el ácido acetilsalicílico (en la aspirina), o el ácido sulfúrico (usado en baterías de automóvil). Los sistemas ácido/base se diferencian de las reacciones redox en que, en estas últimas hay un cambio en el estado de oxidación. Los ácidos pueden existir en forma de sólidos, líquidos o gases, dependiendo de la temperatura y también pueden existir como sustancias puras o en solución.

nomenclaturas químicas

 

Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha recomendado una serie de reglas aplicables a la nomenclatura química de los compuestos inorgánicos; las mismas se conocen comúnmente como "El libro Rojo".¹ Idealmente, cualquier compuesto debería tener un nombre del cual se pueda extraer una fórmula química sin ambigüedad.

También existe una nomenclatura IUPAC para la Química orgánica. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre, boro, fósforo y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos, los más comunes son los minerales. Estos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.

Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades químicas características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno y que dona H⁺ ; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH^-1 presente en estas moléculas y que recibe protones. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Divalentes

 

 

Metales de valencia variables

Mono y Divalente Mono y trivalente Di y trivalente Di y tetravalente TrI y Tetravalen.(+1) (+2) (+1) (+3) (+2) (+3) (+2) (+4) (+3) (+4)oso ico oso ico oso ico oso ico oso icoCu Cobre Au Oro Cr Cromo Pb Plomo Ce CerioHg Mercurio Tl Talio Fe Hierro Sn Estaño Pr PraseodimioMn Manganeso Pd Paladio Tb TerbioNi Níquel Pt PalatinoCo Cobalto

Metales de valencia fija

Monovalentes(+1) Divalentes(+2) Trivalentes(+3) Tetravalentes(+4) Hexavalentes(+6)

H Hidrogeno Ba Bario Al Aluminio Ir Iridio W WolframioLi Litio Be Berilio Bi Bismuto Os Osmio Mo MolibdenoNa Sodio Cd Cadmio Dy Disprosio Zr Zirconio U Uraniok Potasio Ca Calcio Sc Escandio Re RenioRb Rubidio Ra Radio In Indio Ru RutenioCs Cesio Mg Magnesio Gd Gadolinio Ge GermanioFr Francio Sr Estroncio Eu Europio Ti TitanioAg Plata Zn Zinc Ga GalioNH4

Radical amonio

Er ErbioHo Holmio

Anfóteros

+6 +4,+6,+7Cromo Mn manganesoTrI y Pentavalen.(+3) (+5)oso icoNb NiobioV VanadioTa Tantalio

No Metales

Monovalentes(-1) Divalentes(-2) Trivalentes(-3) Tetravalentes(-4)

F Flúor O Oxigeno N Nitrógeno C CarbonoCl Cloro S Azufre P Fosforo Si SilicioBr Bromo Se Selenio As Arsénico Ge GermanioI Yodo Te Teluro Sb AntimonioAt Ástato(+1) (+2) (+1) hipo oso(+3) (+4) (+3) oso(+5) (+6) (+5) (+4) ico(+7) (+7) Per ico

Monovalentes

CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS SEGÚN SU ESTADO DE OXIDACIÓN Los elementos químicos se clasifican en: 1. No metales o Metaloides, y 2. Metales. 3. Gases Nobles, Raros o Inertes. 1. CLASIFICACIÓN DE LOS NO METALES O METALOIDES POR SU VALENCIA O ESTADO DE OXIDACIÓN

• Monovalentes y Divalentes:  +1  +2

Mercurio         Hg               Valencias:    +1      +2
Cobre             Cu         Terminologías:  oso  -   ico

• Monovalentes y Trivalentes: +1  +3

Talio               Tl                 Valencias:  +1       +3
Oro                Au          Terminologías:  oso -  ico
Astato            At

• Divalentes y Trivalentes: +2  +3

Níquel             Ni
Cobalto           Co                Valencias: +2     +3
Cromo            Cr           Terminologías: oso -  ico
Hierro             Fe
Manganeso     Mn

Enlaces ionicos

Enlace iónico

Este enlace se produce cuando átomos de elementos metálicos (especialmente los situados más a la izquierda en la tabla periódica -períodos 1, 2 y 3) se encuentran con átomos no metálicos (los elementos situados a la derecha en la tabla periódica -especialmente los períodos 16 y 17). En este caso los átomos del metal ceden electrones a los átomos del no metal, transformándose eniones positivos y negativos, respectivamente. Al formarse iones de carga opuesta éstos se atraen por fuerzas eléctricas intensas, quedando fuertemente unidos y dando lugar a un compuesto iónico. Estas fuerzas eléctricas las llamamos enlaces iónicos. Ejemplo: La sal común se forma cuando los átomos del gas cloro se ponen en contacto con los átomos del metal sodio. En la siguiente simulación interactiva están representados los átomos de sodio y cloro con solo sus capas externas de electrones. Aproxima un átomo a otro con el ratón y observa lo que ocurre:

Enlaces covalentes

Enlace covalente

Los primeros conceptos de la unión covalente surgieron de este tipo de imagen de la molécula de azufre y metano. El enlace covalente está implícito en la estructura de Lewis indicando electrones compartidos entre los átomos.

Un enlace covalente entre dos átomos se produce cuando estos átomos se unen, para alcanzar el octeto estable, compartiendo electrones del último nivel¹(excepto el Hidrógeno que alcanza la estabilidad cuando tiene 2 electrones). La diferencia de electronegatividad entre los átomos no es lo suficientemente grande como para que se produzca una unión de tipo iónica. Para que un enlace covalente se genere es necesario que la diferencia de electronegatividad entre átomos sea menor a 1,7.

De esta forma, los dos átomos comparten uno o más pares electrónicos en un nuevo tipo de orbital, denominado orbital molecular. Los enlaces covalentes se producen entre átomos de un mismo elemento no metal y entre distintos elementos no metales.

Cuando átomos distintos de no metales se unen una forma covalente, uno de ellos resultará más electronegativo que el otro, por lo que tenderá a atraer lanube electrónica del enlace hacia su núcleo, generando un dipolo eléctrico. Esta polarización permite que las moléculas del mismo compuesto se atraigan entre sí por fuerzas electrostáticas de distinta intensidad.

Por el contrario, cuando átomos de un mismo elemento no metálico se unen covalentemente, su diferencia de electronegatividad es cero y no se crean dipolos. Las moléculas entre sí poseen prácticamente una atracción nula.

En síntesis, en un enlace iónico, se produce la transferencia de electrones de un átomo a otro y en el enlace covalente, los electrones de enlace son compartidos por ambos átomos. En el enlace covalente, los dos átomos no metálicos comparten uno o más electrones, es decir, se unen a través de sus electrones en el último orbital, el cual depende del número atómico en cuestión. Entre los dos átomos pueden compartirse uno, dos o tres pares de electrones, lo cual dará lugar a la formación de un enlace simple, doble o triple respectivamente. En la estructura de Lewis, estos enlaces pueden representarse por una pequeña línea entre los átomos.

Transformaciones

Transformaciones quimicas

• Enviado por l777
 
• 29/10/2009
 
• 634 Palabras

Transformaciones químicas de la materia

Los cambios químicos son aquellas modificaciones que afectan la composición de la materia. Durante una transformación química se forman nuevas sustancias,con diferente identidad que las originales.
En las Transformaciones químicas ocurren reacciones químicas. Reacción química, forma de representar matemáticamente el proceso en el que una o mássustancias —los reactantes— se transforman en otras sustancias diferentes —los productos de la reacción. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígenodel aire con el hierro. 
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio cuidadoso secomprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudesconservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.

Número atómico

En física y química, el número atómico de un elemento químico es el número total de protones que tiene cada átomo de ese elemento. Se suele representar con la letra Z. Los átomos de diferentes elementos tienen distintos números de electrones y protones. Un átomo en su estado natural es neutro y tiene un número igual de electrones y protones. Un átomo de sodio (Na) tiene un número atómico 11; posee 11 electrones y 11 protones. Un átomo de magnesio (Mg), tiene número atómico 12, posee 12 electrones y 12 protones; y un átomo de uranio (U), que tiene número atómico 92, posee 92 electrones y 92 protones.

Z- Número atómico

Se coloca como subíndice a la izquierda del símbolo del elemento correspondiente. Por ejemplo, todos los átomos del elemento hidrógeno tienen 1 protón y su Z = 1; esto sería ₁H. Los de helio tienen 2 protones y Z =2; asimismo, ₂He. Los de litio, 3 protones y Z = 3,…

Si el átomo es neutro, el número de electrones coincide con el de protones y da Z.

En 1913 Henry Moseley demostró la regularidad existente entre los valores de las longitudes de onda de los rayos X emitidos por diferentes metales tras ser bombardeados con electrones, y los números atómicos de estos elementos metálicos. Este hecho permitió clasificar los elementos en la tabla periódica en orden creciente de número atómico. En la tabla periódica los elementos se ordenan de acuerdo con sus números atómicos en orden creciente.