libro de quimica

Índice Modelo Atómico Actua Configuración Electrónica Números Cuánticos Tipos de Átomos Isótopos Isóbaros Isótonos Tabla Periódica Enlace Químico Nomenclatura Química Inorgánica TEMA: Modelo Atómico Moderno EL ÁTOMO Es una porción mínima de materia que conserva las propiedades de un elemento químico. Puede existir en forma independiente, y presenta diferente naturaleza para cada elemento químico. Aunque inicialmente el átomo fue considerado como un corpúsculo indivisible, actualmente se ha podido lograr la desintegración artificial en masas de cantidades ponderables de materia partiendo de la desintegración nuclear del átomo y logrando la liberación de gigantescas cantidades de energía. El átomo contiene una serie de partículas entre las cuales tres son considerados partículas: fundamentales, protón, neutrón y electrón. Partícula Fundamental Símbolo Carga Absoluta (coulomb) Carga Relativa Masa Absoluta Descubridor electrón e– –1,6 . 10–19 –1 9,11 . 10–28 Thompson (1896) protón P+ +1,6 . 10–19 +1 1,672 . 10–24 Rutherford (1920) neutrón nº Cero 0 1,675 . 10–24 Chadwick (1932) CONCEPTO ACTUAL DEL ÁTOMO Es la porción de materia más pequeña de un elemento químico que conserva las propiedades de dicho elemento. Considerado como un sistema energético en equilibrio. Está constituido por una Región central denominado núcleo atómico, de pequeña dimensión pero de gran masa, donde están ubicados los protones y neutrones; y una región extranuclear también denominada nube electrónica, que es el espacio prácticamente vacío de gran dimensión que envuelve al núcleo atómico, donde se encuentran los electrones en movimiento en torno al núcleo. En el núcleo atómico existen otras partículas subatómicas (mesones, neutrino, hiperones, etc.), pero los de mayor importancia química son los protones, neutrones y electrones. Los quarts son la porción más pequeña de la materia y son los que conforman algunas partículas subatómicas. En los átomos eléctricamente neutros la cantidad de carga eléctrica positiva (+) es igual a la cantidad de carga eléctrica negativa (–) es decir se cumple: . # protones = # neutrones . (átomo neutro) PROPIEDADES IMPORTANTES Número Atómico (Z) Es una propiedad característica de cada elemento químico cuyo valor indica el número de protones existentes en el núcleo de un átomo. . Z = # protones = # p+ . Ejemplo: Para átomos neutros: Para el Carbono: Z = 6, entonces tiene 6p+ y 6e– Para el sodio: Z = 11, entonces tiene 11p+ y 11e– Para el Hierro: Z = 26, entonces tiene 26p+ y 26e– Número de Masa (A) Propiedad de cada átomo que indica el número de partículas fundamentales del núcleo atómico. . A = # protones + # neutrones . NOTACIÓN DE UN ÁTOMO NEUTRO . . ó . . A > Z Donde: E = símbolo del elemento correspondiente Z = número atómico o carga nuclear A = número de masa o número de nucleones Ejemplo: Completar: Notación Átomo de Z A p+ e– nº Sodio 11 23 11 11 12 Calcio Hierro Arsénico IONES Son átomos con carga eléctrica positiva o negativa, que se obtienen por ganancia o pérdida de electrones durante las transformaciones químicas. Ión Negativo o Anión: Se obtiene por ganancia de electrones. Notación: . . (# e = Z + x) Ión Positivo o Catión: Se obtiene por pérdida de electrones. Notación: . . (# e = Z – x) Son aquellas especies químicas diferentes que tienen la misma configuración electrónica y por consiguiente la misma cantidad de electrones. En otras palabras son átomos o iones con igual número de electrones. Ejemplo: 10Ne : 8O–2 (10e–) (10e–) DMITRI MENDELÉIEV Mendeléiev nació en Tobolsk (Siberia), estudió química en la Universidad de San Petersburgo y en 1859 fue enviado a estudiar a la Universidad de Heidelberg. Allí conoció al químico italiano Stanislao Cannizzaro, cuyos planteamientos sobre la masa atómica (véase Átomo) determinaron su opinión. Mendeléiev regresó a San Petersburgo y fue profesor de química en el Instituto Técnico en 1863 y profesor de química general en la Universidad de San Petersburgo en 1866. Escribió los dos volúmenes de Principios de química (1868-1870), uno de los primeros libros de texto sobre química, que se convirtió en un clásico. Entre las investigaciones de Mendeléiev también hay que mencionar el estudio de la teoría química de la disolución, la expansión térmica de los líquidos y la naturaleza del petróleo. En 1887 emprendió un viaje en globo en solitario para estudiar un eclipse solar. ¿SABÍAS QUÉ... Niels Bohr (1885-1962) Bohr nació en Copenhague el 7 de octubre de 1885; era hijo de un profesor de fisiología y estudió en la universidad de su ciudad natal, donde alcanzó el doctorado en 1911. Ese mismo año fue a la Universidad de Cambridge (Inglaterra) para estudiar física nuclear con J.J. Thomson, pero pronto se trasladó a la Universidad de Manchester para trabajar con Ernest Rutherford. La teoría de la estructura atómica de Bohr, que le valió el Premio Nobel de Física en 1922, se publicó en una memoria entre 1913 y 1915. Su trabajo giró sobre el modelo nuclear del átomo de Rutherford, en el que el átomo se ve como un núcleo compacto rodeado por un enjambre de electrones más ligeros. El modelo de átomo de Bohr utilizó la teoría cuántica y la constante de Planck. El modelo de Bohr establece que un átomo emite radiación electromagnética sólo cuando un electrón del átomo salta de un nivel cuántico a otro. Este modelo contribuyó enormemente al desarrollo de la física atómica teórica. En 1916, Bohr regresó a la Universidad de Copenhague como profesor de física, y en 1920 fue nombrado director del Instituto de Física Teórica de esa universidad, recién constituido. Allí, Bohr elaboró una teoría que relaciona los números cuánticos de los átomos con los grandes sistemas que siguen las leyes clásicas, y realizó otras importantes aportaciones a la física teórica. Su trabajo ayudó a impulsar el concepto de que los electrones se encuentran en capas y que los de la última capa determinan las propiedades químicas de un átomo. TEMA: Configuración Electrónica Se entiende como la distribución de los electrones en la nube atómica de la siguiente manera: Los electrones se encuentran en los “orbitales”, éstos a su vez forman “subniveles o subcapas y un conjunto de subniveles constituyen un nivel de energía”. REGLA DE DISTRIBUCIÓN La distribución de los electrones en los distintos niveles, subniveles y orbitales se lleva a cabo siguiendo una regla conocida como “regla del serrucho”, teniendo en cuenta que los electrones deben ocupar primer los lugares de menor energía. La regla es la siguiente: Los electrones irán ingresando a los subniveles, de acuerdo al aumento de energía que sigue la secuencia de la línea quebrada del gráfico. Recordar: Sub nivel # máximo de electrones # orbitales s 2e– 1 p 6e– 3 d 10e– 5 f 14e– 7 Es necesario considerar en la distribución de electrones: Principio de Exclusión de Pauli Dos electrones de un mismo átomo no pueden poseer los mismos cuatro números cuánticos, al menos deben diferenciarse en el spin. Regla de Hund o de Máxima Multiplicidad Los electrones de un mismo valor de energía van ocupando los orbitales uno tras otro antes de que cada orbital esté completamente lleno. ¿SABÍAS QUÉ... MARIE Y PIERRE CURIE (1867-1934) Y (1859-1906) Marie y Pierre Curie (1867-1934) y (1859-1906), matrimonio de físicos franceses, premiados con el Nobel, que descubrieron conjuntamente los elementos químicos radio y polonio. El estudio del matrimonio Curie de los elementos radiactivos contribuyó a la comprensión de los átomos en los que se basa la física nuclear moderna. Pierre Curie nació en París el 15 de mayo de 1859, y estudió ciencias en la Sorbona. Marie Curie, de soltera Marja Sklodowska, nació en Varsovia (Polonia) el 7 de noviembre de 1867. Marie Curie estaba interesada en los recientes descubrimientos de los nuevos tipos de radiación. Wilhelm Roentgen había descubierto los rayos X en 1895, y en 1896 Antoine Henri Becquerel descubrió que el uranio emitía radiaciones invisibles similares. Curie comenzó a estudiar las radiaciones del uranio y, utilizando las técnicas piezoeléctricas inventadas por su marido, midió cuidadosamente las radiaciones en la pechblenda, un mineral que contiene uranio. Cuando vio que las radiaciones del mineral eran más intensas que las del propio uranio, se dio cuenta de que tenía que haber elementos desconocidos, incluso más radiactivos que el uranio. Marie Curie fue la primera en utilizar el término ‘radiactivo’ para describir los elementos que emiten radiaciones cuando se descomponen sus núcleos. Pierre Curie finalizó su trabajo sobre el magnetismo para unirse a la investigación de su esposa, y en 1898 el matrimonio anunció el descubrimiento de dos nuevos elementos: el polonio (Marie le dio ese nombre en honor de su Polonia natal) y el radio. Durante los cuatro años siguientes los Curie, trabajando en condiciones muy precarias, trataron una tonelada de pechblenda, de la que aislaron una fracción de radio de un gramo. En 1903 compartieron con Becquerel el Premio Nobel de Física por el descubrimiento de los elementos radiactivos. Marie Curie fue la primera mujer en recibir un Nobel. TEMA: Números Cuánticos Llamados también parámetros, cuánticos son aquellos números que caracterizan el movimiento de los electrones en las inmediaciones del núcleo atómico. La teoría moderna sobre el átomo se basa en la teoría cuántica (de ahí el nombre de números cuánticos). Los números cuánticos son cuatro. Número Cuántico Principal (n) Determina el nivel de energía en el que se encuentra un electrón. Hay dos formas de representar los niveles: Representación de los niveles con letras: K, L, M ,N ,O ,P ,Q. Representación de los niveles con números: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7. Número Cuántico Secundario o Azimutal (l) Determina el subnivel dentro del nivel principal de energía. Está asociado a la forma del orbital en el que se ubica el electrón. Tiene los siguientes valores: Forma Subnivel sharp (s) l = 0 Subnivel principal (p) l = 1 Subnivel difuse (d) l = 2 Subnivel fundamental (f) l = 3 compleja Número Cuántico Magnético (m) Determina el orbital que ocupa el electrón, los orbitales se representan por ovoides o cuadrados y los electrones con flechas de acuerdo a esto podemos encontrar 3 tipos de orbitales: orbital apareado orbital desapareado orbital vacío Los orbitales según los subniveles son: s ( 1 p ( 3 d ( 5 f ( 7 Número Cuántico Spin (s) Este parámetro se refiere al sentido de rotación del electrón sobre su propio eje, los electrones que se ubican en un mismo orbital deben necesariamente tener spin opuesto o “antiparalelo”. La representación del electrón como una minúscula esfera de electricidad girando sobre sí misma es completamente convencional, se observan los valores: , . Por convención, estos valores están asociados en direcciones que se representan por flechas. ENERGÍA RELATIVA DE UN ORBITAL Se determina por la suma de los números cuánticos principal y azimutal. . ER = (n + l) . Se denomina orbitales degenerados a aquellos de energías equivalentes que forman un mismo subnivel PRINCIPIO DE AUFBAU (Construcción) Los orbitales se ordenan de menor a mayor energía. En el caso de orbitales de igual (n + l). Se ordenan de menor a mayor nivel. Ejemplos: Ordenar los orbitales 4p, 3d, 5s Resolución Se determina la energía de cada uno: 4p 3d 5s n = 4 l = 1 n = 3 l = 2 n = 5 l = 0 E = 5 E = 5 E = 5 Son orbitales con igual (n + l), se ordenan por el número cuántico principal (n). El orden será: 3d, 4p, 5s Ordenar los orbitales 4d, 4p, 4f Resolución Se determina la energía de cada uno: 4d 4p 4f n = 4 l = 2 n = 4 l = 1 n = 4 l = 3 E = 6 E = 5 E = 7 El orden será: 4p, 4d, 4f SUSTANCIA DIAMAGNÉTICA Es aquella sustancia que no es atraída por un campo magnético, debido a que poseen sus orbitales llenos. Be: 1s2 2s2 SUSTANCIA PARAMAGNÉTICA Es aquella sustancia atraída por un campo magnética, es decir posee orbitales desapareados = 1s2 2s1 ANTOINE LAURENT DE LAVOISIER (1743-1794) Nació el 26 de agosto de 1743 en París y estudió en el Instituto Mazarino. Fue elegido miembro de la Academia de Ciencias en 1768. Ocupó diversos cargos públicos, incluidos los de director estatal de los trabajos para la fabricación de la pólvora en 1776, miembro de una comisión para establecer un sistema uniforme de pesas y medidas en 1790 y comisario del tesoro en 1791. Lavoisier trató de introducir reformas en el sistema monetario y tributario francés y en los métodos de producción agrícola. Como dirigente de los campesinos, fue arrestado y juzgado por el Tribunal Revolucionario y guillotinado el 8 de mayo de 1794 (véase Revolución Francesa). ¿SABÍAS QUÉ... WERNER KARL HEISENBERG (1901 – 1976) Heisenberg nació el 5 de diciembre de 1901 en Würzburgo y estudió en la Universidad de Munich. En 1923 fue ayudante del físico alemán Max Born en la Universidad de Gotinga, y desde 1924 a 1927 obtuvo una beca de la Fundación Rockefeller para trabajar con el físico danés Niels Bohr en la Universidad de Copenhague. En 1927 fue nombrado profesor de física teórica en la Universidad de Leipzig. Después fue profesor en las universidades de Berlín (1941-1945), Gotinga (1946-1958) y Munich (1958-1976). En 1941 ocupó el cargo de director del Instituto Kaiser Wilhelm de Química Física (que en 1946 pasó a llamarse Instituto Max Planck de Física). Estuvo a cargo de la investigación científica del proyecto de la bomba atómica alemana durante la II Guerra Mundial. Bajo su dirección se intentó construir un reactor nuclear en el que la reacción en cadena se llevara a cabo con tanta rapidez que produjera una explosión, pero estos intentos no alcanzaron éxito. Estuvo preso en Inglaterra después de la guerra. TEMA: Tipos de Átomo ISÓTOPOS O HÍLIDOS Son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones, pero diferente número de neutrones y diferente número de masa. Cada elemento tiene un conjunto de Isótopos. Ejemplo: Isótopos del Hidrógeno. Protio Deuterio Tritio 99,98% 0,018% 0,002% Isótopos del Cloro Cloro – 35 Cloro – 37 ISÓBAROS O ISOMÁSICOS Son átomos de elementos diferentes, es decir, tienen diferente número atómico (z), pero igual número de masa (A), por tanto poseen idénticas propiedades físicas. Ejemplos ( son isóbaros ISÓTONOS Son átomos de diferentes elementos que presentan diferente número de masa, diferente número atómico, pero igual cantidad de neutrones. Ejemplos ( son isótonos ¿SABÍAS QUÉ... JOHN DALTON (1766 – 1844) Químico y físico británico, que desarrolló la teoría atómica en la que se basa la ciencia física moderna. Nació el 6 de septiembre de 1766, en Eaglesfield, Cumberland (hoy Cumbria). Fue educado en una escuela cuáquera de su ciudad natal, en donde comenzó a enseñar a la edad de 12 años. En 1781 se trasladó a Kendal, donde dirigió una escuela con su primo y su hermano mayor. Se fue a Manchester en 1793 y allí pasó el resto de su vida como profesor, primero en el New College y más tarde como tutor privado. En 1787 Dalton comenzó una serie de estudios meteorológicos que continuó durante 57 años, acumulando unas 200.000 observaciones y medidas sobre el clima en el área de Manchester. El interés de Dalton por la meteorología le llevó a estudiar un gran número de fenómenos así como los instrumentos necesarios para medirlos. Fue el primero en probar la teoría de que la lluvia se produce por una disminución de la temperatura, y no por un cambio de presión atmosférica. Sin embargo, a la primera obra de Dalton, Observaciones y ensayos meteorológicos (1793), se le prestó muy poca atención. En 1794 presentó en la Sociedad Filosófica y Literaria de Manchester un ensayo sobre el daltonismo, un defecto que él mismo padecía; el ensayo fue la primera descripción de este fenómeno, denominado así por el propio Dalton. TEMA: Tabla Periódica Luego de muchos intentos de clasificar los elementos químicos según sus propiedades, el físico inglés Henry Moseley descubrió la relación entre la frecuencia de los rayos x emitidos por los elementos con sus respectivos números atómicos, lográndose con ello explicar la repetición periódica de sus propiedades físicas y químicas. LEY PERIÓDICA ACTUAL (HENRY MOSELEY) Las propiedades físicas y químicas de los elementos son función periódica de sus respectivas cargas nucleares, razón por la cual ellos se ordenan en la tabla periódica según su número atómico creciente. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SU CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA Los elementos químicos cuya configuración electrónica termina en el mismo subnivel, se ubican en un mismo sector de la tabla periódica. OBSERVACIÓN: El helio (He) es una excepción a esta clasificación, su configuración electrónica es 1s2. Sector Denominación s y p d f Elementos representativos Elementos de transición Elementos de transición interna DESCRIPCIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA Periodos Son las filas horizontales que están enumeradas del 1 al 7. Cada periodo contiene una cantidad determinada de elementos. El número de periodo indica el número de niveles de energía de la configuración electrónica. . # periodo = # Niveles . Grupos Son las columnas verticales que contienen a elementos de propiedades químicas similares. Son 16 grupos, de los cuales 8 tienen la denominación “A” y 8 la denominación “B”. Cada grupo constituye una familia química. Para los elementos representativos (grupos “A”) se cumple: . # periodo = # e– de valencia . Si nunca abandonas lo que es importante para ti, si te importa tanto que estás dispuesto a luchar para obtenerlo, te aseguro que tu vida estará llena de éxito. será una vida dura, porque la excelencia no es fácil pero valdrá la pena. R. Bach PRINCIPALES FAMILIAS QUÍMICAS Grupo Familia química Capa de valencia Elementos IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA IB IIB Alcalinos Alcalinos térreos Terreos o boroides Carbonoies Nitrogenoides Calcógenos o anfígenos Halógenos Gases nobles Metales de acuñación Elementos puente ns1 ns2 ns2 np1 ns2 np2 ns2 np3 ns2 np4 ns2 np5 ns2 np6 (*) ns1 (n–1)d10 ns2 (n–1)d10 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr Br, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra B, Al, Ga, In, Tl C, Si, Ge, Sn, Pb N, P, As, Sb, Bi O, S, Se, Te, Po F, Cl, Br, I, At He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn Cu, Ag, Au Zn, Cd, Hg (*) La configuración electrónica del helio (He) es: 1s2 Ejemplo de aplicación Hallar el grupo y periodo al que pertenece el fósforo (z = 15) y el calcio(z = 20). : [Ne] 3s2 3p3 # niveles = 3 ( Periodo 3 # e– val = 2 + 3 = 5 ( Grupo VA ( Nitrogenoide : [Ar] 4s2 # niveles = 4 ( Periodo 4 # e– val = 2 ( Grupo IIA ( Alcalinotérreo CLASIFICACIÓN GENERAL DE LOS ELEMENTOS SEGÚN SUS PROPIEDADES De acuerdo a sus propiedades químicas los elementos son metales o no metales. De acuerdo a sus propiedades físicas los elementos son metales o no metales o metaloides. Ubicación en la tabla periódica. OBSERVACIÓN: El hidrógeno (H) es un no metal Metales Representan aproximadamente el 80% del total de elementos. Son buenos conductores del calor y la electricidad. Son dúctiles (forman hilos) y maleables (forman láminas). A la temperatura ambiental se encuentran al estado sólido, con excepción del mercurio (Hg) que es líquido. Poseen alta temperatura de fusión. Presenta un brillo característico, denominado brillo metálico. En las interacciones químicas pierden sus electrones de valencia convirtiéndose en iones positivos o cationes. Son reductores (se oxidan) No Metales Representan aproximadamente el 20% del total de elementos. No conducen el calor ni la electricidad, con excepción del Carbono que en su forma alotrópica de grafito es un buen conductor. No son maleables ni dúctiles. A la temperatura ambiental presentan los siguientes estados físicos. Gases: H, N, O, F, Cl, He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. Líquido: Br. Sólidos los demás (C, S, l, ...) En las interacciones químicas ganan electrones convirtiéndose en iones negativos o aniones. Son oxidantes (se reducen). Metaloides ó Semimetales Están ubicados en el límite de los metales y no metales. Son 8 elementos. B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po, At. Poseen propiedades físicas, como la conductividad eléctrica que es intermedia al de los metales y no metales. ELECTRONEGATIVIDAD (E.N.) Es una propiedad periódica de los elementos cuyo valor varía según la ubicación en la T.P.A. Es una fuerza relativa que tienen los átomos para atraer electrones que participan en la formación de un enlace químico. Según la escala de Linus Pauling: Valor máximo: E.N. (F) = 4,0 Valor mínimo: E.N. (Fr) = E.N. (Cs) = 0,7 Variación general en la Tabla Periódica: En un periodo aumenta de izquierda a derecha. En un grupo aumenta hacia arriba. Los no metales tienen mayor “E.N.” que los metales. TEMA: Enlace Químico CONCEPTO Son fuerzas de atracción de carácter electroestático y magnético que mantienen unidos a los átomos o las moléculas de las sustancias químicas. Las especies químicas enlazadas disminuyen sus energías y aumentan su estabilidad. En el proceso de formación de enlaces químicos se produce liberación de energía. Representación gráfica de la Formación de un Enlace: NOTACIÓN DE LEWIS Es la representación simbólica de un átomo con sus electrones de valencia (electrones de última capa energética), los cuales se colocan alrededor del símbolo correspondiente representados mediante puntos o aspas. REGLA DEL OCTETO Se dice que un átomo cumple con la regla del octeto, si luego de formar enlace químico, ganando, perdiendo o compartiendo electrones, adquiere 8 electrones en su última capa energética. Enlace Iónico o Electrovalente Ocurre entre un metal y un no metal. Se produce transferencia de electrones. Metal: pierde e– ( ión positivo o catión No metal: gana e– ( ión negativo o anión La fuerza de atracción entre el catión y el anión es el enlace iónico. Generalmente la diferencia de electronegatividad ((EN) entre los átomos que forman el enlace iónico es elevada: . (EN ( 1,7 . Ejemplo Cloruro de sodio, NaCl. Compuestos Iónicos Son aquellos compuestos en cuya estructura existen metales y no metales en forma de iones los cuales se unen mediante enlace iónico generando redes cristalinas. Los compuestos iónicos no forman moléculas. Ejemplo KCl, CaO, AgCl, NaOH, etc. Propiedades de los Compuestos Iónicos A condiciones ambientales se encuentran en estado sólido Poseen alta temperatura de fusión. Ejemplo NaCl : Tf = 801ºC Son solubles en agua y en otros solventes polares mediante el proceso de salvatación iónica. Al estado sólido no conducen la corriente eléctrica, pero si son buenos conductores cuando están disueltos en agua o cuando están fundidos. Enlace Covalente Ocurre entre átomos no metálicos Se produce compartición de uno o más pares de electrones. La fuerza de atracción entre los núcleos atómicos y los electrones compartidos es el enlace covalente. Generalmente se cumple: . 0 ( (EN < 1,7 . Ejemplo Molécula de hidrógeno. H2; Tipos de Enlace Covalente Según el número de electrones aportados Enlace Covalente Normal Cada átomo aporta un electrón para el enlace. Ejemplo: Bromuro de hidrógeno, HBr. Enlace Covalente o Dativo Ocurre entre un átomo que esta dispuesto a donar un par de electrones (donador) y otro dispuesto a aceptar dicho par (aceptor) Ejemplo: Ión amonio Según el número de electrones compartidos Enlace Covalente Simple Se comparte un par de electrones Ejemplo: Molécula de cloro, Cl2 Enlace Covalente Doble Se comparte dos pares de electrones Ejemplo Molécula de oxígeno O2 Enlace Covalente Triple Se comparte tres pares de electrones Ejemplo Molécula de nitrógeno N2 Según la polaridad del enlace Enlace Covalente Polar Ocurre entre átomos distintos. Ejemplo: Molécula de cloruro de hidrógeno HCl Enlace Covalente Apolar o No Polar Ocurre entre átomos iguales. Ejemplo Molécula de bromo. Br2 COMPUESTOS COVALENTE En su gran mayoría están conformados por átomos no metálicos, los cuales se encuentran unidos mediante enlace covalente. Propiedades de Compuestos Covalentes Son sólidos, líquidos y gaseosos con punto de fusión bajos. Los compuestos polares se disuelven en el agua, y los compuestos apolares se disuelven en solventes apolares. No conducen la corriente eléctrica ni el calor. TEMA: Nomenclatura Química Inorgánica Es fundamental en el desarrollo del curso debido a que es el lenguaje de la química. Todo este material está constituido por 92 elementos (naturales) los cuales al unirse entre ellos forman los compuestos químicos. SIMBOLOGÍA QUÍMICA Es la representación analítica de los átomos de un mismo elemento. Los símbolos modernos se deben a Bergelius. Reglas Siempre la primer letra con mayúscula (español o latín). La letra que acompañase con minúscula Una, dos o tres letras, pueden representar a un símbolo químico La mayoría de elementos se encuentran en español, excepto los siguientes: Español Latín Símbolos Español Latín Símbolos Sodio Potasio Hierro Oro Plata Cobre Plomo Estroncio Natrium Kalium Ferrum Aurum Argentum Cuprum Plumbium Stroncium Na K Fe Au Ag Cu Pb Sr Estaño Escandio Mercurio Curio Tulio Antimonio Azufre Fósforo Stannum Scandium Hydrargirum Curium Tulium Stibium Sulphur Phosphorum Sn Sc Hg Cm Tm Sb S P * Al wolfranio (w) también se le llama tungsteno. FORMULA Es la representación escrita de una molécula de un cuerpo simple o compuesto. Las fórmulas representan la composición molecular de las sustancias. En la fórmula se escriben los elementos participantes (cualitativa) afectado de subíndices que indican la cantidad de átomos con la que participa (cuantitativa). El subíndice uno se sobreentiende. FUNCIÓN QUÍMICA Es un conjunto de átomos que le asignas propiedades comunes a las sustancias que las contienen y las diferencia de las demás. Cada elemento se une con otro de acuerdo a sus valencias, que es la tendencia que tienen a reaccionar y que está en función de la distribución electrónica que posea Funciones Químicas Inorgánicas Los elementos que más predominan en la naturaleza son el hidrógeno y el oxígeno; como consecuencia clasificaremos a los compuestos inorgánicos de acuerdo a estos elementos en: Funciones Oxigenadas El elemento principal es el oxigeno, que actúa con valencia (–2) No metal + Oxígeno ( Óxido Ácido (anhídrido) + Agua ( Ácidos oxácidos ( Sal Oxisal ( Metal + Oxígeno ( Óxido Básico (óxido) + agua ( Hidróxidos Funciones Hidrogenadas El elemento principal es el hidrógeno que actúa con (+1) y (–1). Metal + Hidrógeno (–1) ( hidruros metálicos (hidruros) No metal + Hidrógeno (+1) ( Hidruros no Metálicos + Hidróxidos ( Sales Haloideas (ácidos hidrácidos) 22 clases particulares: primaria-secundaria-preuniversitario-universidad-postgrado Clases particulares: matemática, física, QUÍMICA, cta, estadística, biología, FISICOQUÍMICA, bioquímica, BIOFÍSICA, ASESORÍA de tesis Cel.:952 545914 - 952 849673 / correo: preu_gaus@hotmail.com Química 72 2 14 11 10 8 9 7 27 28 31 39 40 49 48 51 50 19 61 60 63 62