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
8.
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
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
14.
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)
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)
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
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)
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.
