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NOMENCLATURA QUIMICA
- 1. Instituto Tecnológico de Cd. Altamirano Química «Portafolio de Evidencias» Semestre I Lic. Biología. Profa.: Erika Oropeza Bruno. Alum: Maryeli Aguirre Zamora.
- 3. SISTEMATICA TRADICIONAL NOMENCLATURA STOCK
- 4. NOMENCLATURA La moderna Nomenclatura química tiene su origen en el "Méthode de nomenclature chimique" publicado en 1787 por Louis-Bernard Guyton de Morveau (1737-1816), Antoine Lavoisier (1743-1794), Berthollet, Count Claude Louis (1748-1822) y Antoine François (1755-1809). Siguiendo propuestas anteriores formuladas por químicos como Bergmann y Macquer, los autores franceses adoptaron como criterio terminológico fundamental la composición química. Los elementos fueron designados con nombres simples (aunque sin ningún criterio común) y únicos, mientras que los nombres de los compuestos químicos fueron establecidos a partir de los nombres de sus elementos constituyentes más una serie de sufijos. Esta terminología se aplicó inicialmente tanto a sustancias del reino mineral como del vegetal y animal, aunque en estos últimos casos planteaba muchos problemas. La nomenclatura química (del latín nomenclatūra) es un conjunto de reglas o fórmulas que se utilizan para nombrar todos los elementos y los compuestos químicos.
- 5. NOMENCLATURA SISTEMATICA Prefijos Número Mono 1 PREFIJO NUMERAL Di 2 Tri 3 Tetra 4 NO METAL Penta 5 -URO CuO Hexa 6 Monóxido de Hepta 7 DE Monocobre Octa 8 Nona 9 PREFIJO NUMERAL Deca 10 METAL
- 6. NOMENCLATURA STOCK NO METAL -URO DE I2O = Oxido De I2O3= Oxido De yodo yodo (I) (III) METAL I2O5= Oxido De I2O7= Oxido De yodo yodo (V) (VII) KOH = Hidróxido Ca(OH)2= Hidróxido De Potasio (I) De Calcio (II) VALENCIA Al(OH)3= LiF = Fluoruro De (números romanos) Hidróxido De Litio (I) Aluminio (III) Mg(Br)2= Bromuro Cs3N = Nitruro De De Magnesio (II) Cesio (I)
- 7. NOMENCLATURA TRADICIONAL NO METAL -URO Ejemplos Ico Na+1 Sódico Al+3 Alumínico METAL Al mayor ico C+4 Carbonico C+2 Carbonoso -ICO/-OSO Al menor oso P+5 Fosfórico P+3 Fosforoso Al mayor ico S+6 Sulfúrico Se+6 Selenico Al intermedio oso S+4 Sulfuroso Se+4 Selenioso Al menor S+2Hiposulfuroso Se+2Hiposelenioso Hipo__oso Al mayorPer__ico Cl+7 Perclórico I+7 Periódico Al siguiente ico Cl+5 Clorito I+5 Iodico Al siguienteoso Cl+3 Cloroso I+3 Iodoso Al Cl+1 Hipocloroso I+1 Hipoiodoso menorHipo__oso
- 9. Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (el cual,normalmente, presenta un estado de oxidación -2) y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos,los cuales se presentan en los 3 principales estados de agregación de la materia: sólido,líquido y gaseoso, a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes. Por ejemplo, son óxidos óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2). Los óxidos son muy comunes y variados en la corteza terrestre. Los óxidos no metálicos también son llamados anhídridos porque son compuestos que han perdido una molécula de agua dentro de sus moléculas.
- 10. EJEMPLOS COMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONAL Fe2O3 Trioxido de Trioxido de hierro Oxido ferrico Dihierro (III) FeO Monoxido de Oxido de hierro (II) Oxido ferroso monohierro Au2O3 Trioxido de dioro Oxido de oro (II) Oxido orico Hg2O Monoxido de Oxido de mercurio Oxido mercuroso dimercurio (I) Ni2O3 Trioxido de diniquel Oxido de niquel (III) Oxido niquelico
- 11. HIDROXIDOS
- 12. Los hidróxidos son un grupo de compuestos químicos formados por un metal y uno o varios aniones hidroxilos, en lugar de oxígeno como sucede con los óxidos. El hidróxido, combinación que deriva del agua por sustitución de uno de sus átomos de hidrógeno por un metal, está presente en muchas bases. No debe confundirse con hidroxilo, el grupo OH formado por un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno, característico de los alcoholes y fenoles. Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidroxilo; éste va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Se nombran utilizando la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, con indicación de su valencia, si tuviera más de una. Por ejemplo, el Ni(OH)2 es el hidróxido de níquel (II) y el Ca(OH)2 es el hidróxido de calcio (véase Nomenclatura química).
- 13. EJEMPLOS COMPUESTO SISTEMATICO STOCK TRADICIONAL KOH Monohidroxido de Hidroxido de potasio Hidroxido potasico monopotasio (I) NaOH Monohidroxido de Hidroxido de sodio Hidroxido sodico monosodio (I) Ca(OH)2 Dihidroxido de Hidroxido de calcio Hidroxido calcico monocalcio (II) Ba(OH)2 Dihidroxido de Hidroxido de bario Hidroxido barico monobario (II) Zn(OH)2 Dihidroxido de Hidroxido de zinc (II) Hidroxido zincico monozinc
- 15. La sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión. La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización. Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro de sodio. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido clorhídrico, HCl. En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.
- 16. EJEMPLOS COMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONAL NaF2 difluoruro de fluoruro de sodio fluoruro sódico sodio (II) FeCl2 dicloruro de cloruro de cloruro férrico hierro hierro(II) CoS monosulfuro de sulfuro de sulfuro cobaltoso cobalto cobalto(II)
- 17. ACIDOS
- 18. 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 incluyen al ácido acético (en el vinagre), y al 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. También pueden existir como sustancias puras o en solución.
- 19. EJEMPLOS COMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONAL HF Monofluoruro de Fluoruro de Acido fluorhidrico monohidrogeno hidrogeno (I) HCl Monocloruro de Cloruro de hidrogeno Acido clorhidrico monohdrogeno (I) HBr Monobromuro de Bromuro de Acido bromhidrico monohidrogeno hidrogeno (I) HI Monoyoduro de Yoduro de hidrogeno Acido yodhidrico monohidrogeno (I) H2S Monosulfuro de Sulfuro de hidrogeno Acido sulfhidrico dihidrogeno (I)
- 20. HIDRUROS
- 21. Los hidruros son compuestos binarios formados por átomos de Hidrógeno y de otro elemento, y hay tres tipos: Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles. Hidruros Metálicos Provienen de la combinación entre el Hidrógeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras Hidruro de, y el nombre del metal con el que se combina. En las demás nomenclaturas que igual que en los óxidos, lo único que en vez de óxido se pone hidruro.
- 22. EJEMPLOS COMPUESTO SISTEMATICA STOCK TRADICIONAL CaH Dihidruro de Calcio Hidruro de Calcio (I) Hidruro de Calcico AgH Monohidruro de Hidruro de pata (I) Hidruro platoso monoplata BrH Monohidruro de Hidruro de bromo Hidruro bromoso monobromo (I)
- 24. Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida. A la representación simbólica de las reacciones se les llama ecuaciones químicas. Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química
- 25. TIPOS DE REACCIONES QUIMICAS Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustancias para formar un solo compuesto. A+ B C (donde A y B pueden ser elementos o compuestos) Descomposición Química: la formación de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto. A B + C (donde B y C pueden ser elementos o compuestos) Desplazamiento Químico: un elemento reemplaza a otro similar y menos activo en un compuesto. AB + C CB + A ó AB + C AC + B (dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B) Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa. AB + CD AD + CB
- 26. SIMBOLOGIA DE REACCIONES QUIMICAS
- 27. CARACTERISTICAS DE LAS REACCIONES QUIMICAS La o las sustancias nuevas que se forman suelen presentar un aspecto totalmente diferente del que tenían las sustancias de partida. Durante la reacción se desprende o se absorbe energía: -Reacción exotérmica: se desprende energía en el curso de la reacción. -Reacción endotérmica: se absorbe energía durante el curso de la reacción. Se cumple la ley de conservación de la masa: la suma de las masas de los reactivos es igual a la suma de las masas de los productos. Esto es así porque durante la reacción los átomos ni aparecen ni desaparecen, sólo se reordenan en una disposición distinta.
- 28. ECUACIONES QUIMICAS Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química. Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se obtienen (llamadas productos). También indican las cantidades relativas de las sustancias que intervienen en la reacción. Se utilizan para describir lo que sucede en una reacción química en sus estados inicial y final. En ella figuran dos miembros; en el primero, los símbolos o fórmulas de los reactivos y en el segundo los símbolos o fórmulas de los productos. Para separar ambos miembros se utiliza una flecha que generalmente se dirige hacia la derecha, indicando el sentido de la reacción.
- 29. BALANCEO DE ECUACIONES Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en H2SO4 hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos 5H2SO4 hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices. Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación H2O + N2O5 NHO3 Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno. H2O + N2O5 2 NHO3 Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3) Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N2O5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
- 30. EJEMPLOS 3C+FeO3 2Fe+3CO 3=C=3 2=Fe=2 3=O=3 2S02+202 2SO3 2=S=2 6=O=6
- 31. TEORIA ACIDO-BASE Teoría de Ácidos y Bases de Svante August Arrhenius Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería: H+ + OH- H2O Tienen un sabor agrio si se diluyen los suficiente para poderse probar. Hacen que el papel tornasol cambie de azul a rojo. Reaccionan con los metales activos como el magnesio, zinc y hierro produciendo hidrógeno gaseoso, H2 (g).
- 32. Teoría de Ácidos y Bases de Bronsted - Lowry Johannes Niclaus Bronsted (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el títu de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847- 1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Bronsted, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el d pares ácido-base conjugados. Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría. Las definiciones de Bronsted - Lorwy son, Un ácido de Bronsted - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+ Una base Bronsted - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-
- 33. Teoría de Ácidos y Bases de Gilbert Newton Lewis Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química. La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son: Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico. Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.