Para nombrar los óxidos se utilizan las 3 nomenclaturas, la tradicional la Sistemática y la Stock.
Tradicional Óxidos Básicos
Provienen de la combinación entre el oxígeno y un metal. Si el metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina. Ejemplos: CaO-------------------------------------Óxido de Calcio. Na2O------------------------------------Óxido de Sodio.
Si el metal con el que se combina tiene dos valencias, se pone como en el de una valencia pero el nombre del metal acaba en oso cuando actua con la valencia menor y en ico cuando actua con la valencia mayor y se le quita el prefijo de. Ejemplos: FeO-------------------------------------Óxido ferroso (El hierro tiene en este caso valencia 2 y se simplifica) simplifica).. Fe2O3-----------------------------------Óxido férrico (El hierro tiene en este caso valencia 3).
Óxidos Ácidos
Provienen de la combinación entre el oxígeno y un no metal. Si el no metal con el que se combina tiene una sola valencia se nombran con las palabras óxido de, y el nombre del metal con el que se combina acabado en ico. Ejemplo: B2O3------------------------------------Óxido bórico.
Si el no metal con el que se combina tiene dos o más valencias, se ponen al nombre las siguientes terminaciones:
Símbolo S, Se, Te N, P, As, Sb
Cl, Br, I
Valencia 2 4 6 1 3 5 1 3 5 7
Prefijo
Sufijo
Hipo----------------------------------------------Hipo----------------------------------------------Hipo----------------------------------------------Per-
-oso -oso -ico -oso -oso -ico -oso -oso -ico -ico
Portada | Valencias de los elementos | Óxidos | Hidruros | Sales neutras | Formulación y nomenclatura | Tabla periodic Volatiles | Enlaces 1.-COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS. .
Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos si el otro o tro elemento es un no metal. . A.- Oxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O2) Tradicionalmente,, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se Tradicionalmente agrega al nombre del metal la terminación "oso" o "ico" según sea la valencia menor o mayor. Otra forma designar estos óxidos consiste en indicar la valencia mediante un número romano: estos son los nombres de Stock ( químico alemán de este siglo). . Ejemplos: ..
Fórmula
Nombre tradicional
Nombre de Stock
Na2O
óxido de sodio
óxido de estaño
SnO
óxido estanoso
óxido de estaño (II)
SnO2
óxido estánico
óxido de estaño (IV)
FeO
óxido ferroso
óxido de fierro (II)
Fe2O3
óxido férrico
Cu2O
óxido cuproso
óxido de cobre (I)
CuO
óxido cúprico
óxido de cobre (II)
óxido de fierro (III)
Portada | Valencias de los elementos | Óxidos | Hidruros | Sales neutras | Formulación y nomenclatura | Tabla periodic Volatiles | Enlaces 1.-COMPUESTOS OXIGENADOS U ÓXIDOS. .
Los óxidos están formados por oxígeno y otro elemento. Si el el elemento es un metal, se llaman óxidos metálicos, y óxidos no metálicos si el otro o tro elemento es un no metal. . A.- Oxidos metálicos, u óxidos básicos. (M + O2) Tradicionalmente,, cuando el metal tiene más de una valencia, para denominar a estos óxidos, se Tradicionalmente agrega al nombre del metal la terminación "oso" o "ico" según sea la valencia menor o mayor. Otra forma designar estos óxidos consiste en indicar la valencia mediante un número romano: estos son los nombres de Stock ( químico alemán de este siglo). . Ejemplos: ..
Fórmula
Nombre tradicional
Nombre de Stock
Na2O
óxido de sodio
óxido de estaño
SnO
óxido estanoso
óxido de estaño (II)
SnO2
óxido estánico
óxido de estaño (IV)
FeO
óxido ferroso
óxido de fierro (II)
Fe2O3
óxido férrico
Cu2O
óxido cuproso
óxido de cobre (I)
CuO
óxido cúprico
óxido de cobre (II)
óxido de fierro (III)
. oxido: O= (oxigeno con dos cargas negativas)
Hiddoxido: HO- (llamado grupo Hidroxilo u Oxhidrilo) Acidos: H+ (hidrogeno con una carga positiva llamado "hidrogenion"), en realidad la forma correcta de escribirlo es H3O+ (3 moleculas mo leculas de hidrogeno y una de oxigeno) aunque la primera forma es mas usada. sales: formada por un anion (ej: Cl-, NO3-, S=) y un cation metalico (Na+, Ca++, K+) Hidruro: H- en los hidruros metalicos m etalicos (hidrogeno con una carga negativa, por cierto los hidruros son las unicas sustancias donde el hidrogeno tiene estado de oxidacion negativo) Se llama óxido Metálico a la combinación de un metal con el oxigeno. Si el metal posee un sólo tipo de valencia como el Na, K, Li, Ca, Mg, Ba, Be, Al, etc. se nombran: 1) La palabra Oxido 2) La preposición de 3) El nombre del metal Ejemplos: Na2O Oxido de sodio
Al2O “ “ aluminio
CaO “ “ calcio
Si el metal tiene dos tipos de valencia como él:
Cu (+1, +2) el Fe (+2, +3) ó el Hg (+1, +2). NOMENCLATURA DE LA IUPAC 1) La palabra Oxido 2) La preposición de 3) Nombre del metal y con un número romano representar la Valencia. Ejemplos: FeO Oxido de fierro II Fe2O3 Oxído de fierro III Cu2 O Oxido de cobre I
CuO Oxido de cobre II NOMENCLATURA TRADICIONAL 1) La palabra Oxido 2) La terminación Oso para la menor valencia e ico para la mayor valencia.
FeO Oxido ferroso II CuO Oxido cúprioco
Cu2O Oxido cupros Fe2O3 Oxído férrico
NOMENCLATURA DE LOS HIDHOXIDOS Los Hidróxidos son sustancias que en solución acuosa contienen el ión OH-1 llamado ión Oxhidrilo u Hidroxilo. Un Hidróxido puede obtenerse a partir de: metal activo + agua Hidróxido + Hidrógeno Oxido metálico + agua Hidróxido La valencia del radical OH-1 es -1. Para nombrar los Hidróxidos de los metales que sólo presentan un sólo tipo de valencia (Na, K, Li, Cd, Zn, Mg, Ca, Ba, Be, Al, etc.) se nombran: 1) La palabra Hidróxido
2) La prepocesición “de”
3) El nombre del metal Ejemplo:
NaOH Hidróxido de Sodio
KOH “ “ potasio
Li OH “ “ Litio
Ca (OH)2 " “ Calcio
Al(OH)3 “ “ aluminio
NOMENCLATURA DE LOS ACIDOS Toda sustancia que en solución acuosa produce iones H+1 recibe el nombre de ACIDO. Los Acidos se dividen en: ACIDOS Hidrácidos Oxiácidos HIDROGENO: Son compuestos binarios formados por combinación del Hidrógeno con un metal.
Hidrógeno + No Metal Hidrácido (Hidruro no Metálico) Los no metales que se combinan con el hidrógeno para formar los Hidrácidos, son los elementos de los grupos VIA y VIIA.
S-2
F-1 Grupo VIA Te-2 Grupo VII Cl-1 Se-2 Halógenos. Br-1 I-1 ÍI~ NOMENCLATURA DE LOS HIDRACIDOS: 1.- La palabra ACIDO. 2.- Nombre del no metal contraído. 3.- Terminación hídrico. Estos compuestos no contienen Oxigeno. m PRINCIPALES HIDRACIDOS a) HF Acido Fluorhídrico b) HCI Acido Clorhídrico c) HBr Acido Bromhídrico d) HI Acido Yodhídrico e) H2S Acido Sulfhídrico
f) H2Te Acido Telurhidrico g) H2Se Acido Selenhidrico h) H3P Acido Fosfhidrico
NOMENCLATURA DE LOS OXIACIDOS: Todos los Oxiácidos además de contener Oxígeno en su molécula contienen hidrogeno y un no metal. Se obtienen al combinar un anhídrido con agua. Ejemplos: SO3 + H2O H2SO4
CO2 + H2O H2C Los Oxiácidos se nombran como los anhídridos de donde provienen. 1) La palabra Acido. 2) Nombre del no metal contraído. Si el no metal sólo tiene una Valencia, la terminación se ría ICO. Si el no metal presenta dos valencias, la terminación será OSO para la menor valencia e ICO para la mayor valen--cia.
Para los Oxiácidos de los elementos del grupo VIIA, la terminación será:
con valencia +1 hipo oso +3 oso +5 ico +7 per ico
Ejemplos de Oxíacidos a) HClO Acido Hipocloroso
b) HClO2 “ Cloroso
c) HClO3 “ Clórico
d) HClO4 “ Perclórico e) H2SO3 “ Sulfuroso
f) H2SO3 “ Sulfúrico
g) HbrO “ Hipobromoso
h) HBr03 “ Bromoso
i) H2CO3 “ Carbónico
j) H3PO3 “ Fosforoso
k) H3PO4 “ Fosfórico
1) HNO2 “ Nitroso
m) HNO3 “ Nítrico
n) H3AsO3 “ Arsenioso
n) H3AsO4 “ Arsenico
O) H3BO3 “ Bórico
p) H3SbO3 “ Antimonioso
q) H3SbO4 “ Antimónico
NOMENCLATURA DE SALES Al combinar un ácido y una base (hidróxido) se obtiene agua y una sal (que se compone de un metal y un no metal).
Acido + Hidróxido Sal + Agua Haloideas (sin oxígeno) Las sales se clasifican en: Oxísales (con oxígeno) SALES HALOIDEAS: Los aniones sin oxígeno (F, Cl, Br, I, S , Se , Te) al combinarse, dan origen a las sales Haloideas . Si el metal presenta una sola Valencia: 1) Se escribe el nombre del no metal seguido de la terminación URO.
2) La preposición “de”.
3) El nombre del metal. Si el metal tiene más de una valencia, se especifica la carga con un número romano. .Ejemplo: KCl Cloruro de Potasio CuBr Bromuro de Cobre I Nomenclatura Tradicional:
1) Se escribe el nombre del no metal con la terminación URO.
2) La preposición “de”.
3) El nombre del metal. Si el metal tiene dos valencias, se dá el nombre terminado en OSO para la valencia menor e ICO para la valencia mayor. Ejemplo: FeCl2 Cloruro ferroso
Fe C13 Cloruro férrico
EJEMPLOS DE SALES HALOIDEAS a) NaCl Cloruro de Sodio b) CaBr2 Bromuro de Calcio
c) Al2S3 Sulfuro de Aluminio
d) BeI2 Yoduro de Berilio e) ZnS Sulfuro de Zinc f) KI Yoduro de Potasio
g) MgCl2 Cloruro de Magnesio h) AgBr Bromuro de Plata i) CaS Sulfuro de Calcio j) AlN Nitruro de aluminio
k) ZnBr2 Bromuro de Zinc
1) FeCl2 Cloruro de Fierro II
m) CuI2 Yoduro de Cobre I n) CoCl3 Cloruro de Cobalto III 0) Ni2S3 Sulfuro de Níquel III
25 Las Sales tienen otra clasificación: SA LES
Acidas Básicas Dobles
SALES ACIDAS: Cuando tienen uno 6 dos átomos de hidrógeno en molécula. Nomenclatura de la IUPAC: Intercalando la palabra ácido entre el anión y el catión. Ejemplo: NaHSO4 Sulfato ácido de sodio ó sulfato de sodio e hidrógeno
KHCO3 Carbonato ácido de potasio ó Carbonato de Potacio e hidrógeno Nomenclatura Tradicional: Anteponiendo la palabra bi al nombre de la sal. Ejemplo: NaHS Bisulfuro de Sodio
KHSO4 Bisulfato de Potasio.
PRINCIPALES ANIONES DE SALES ACIDAS
HCO3-1 Bicarbonato o carbonato ácido
HSO4-1 Bisulfato ó sulfato ácido
HSO3-1 Bisulfito ó sulfito ácido
HPO4-2 Fosfato ácido ó fosfato monoácido
H2PO4-l Fosfato Diácido
SALES BASICAS: Cuando tienen uno, dos radicales hidróxidos en su molécula. Nomenclatura: a) Intercalando la palabra básico entre el nombre de la sal y el catión. Si hay más de un OH se dice dibásico, tribásico, etc. Ejemplo: MgOHNO3 Nitrato monobásico de magnesio ¡
b) se antepone el prefijo hidroxi al nombre del anión. si hay más de un OH-1 se dice dihidroxi, Trihidroxi, etc Ejemplo: KOHCO3 Hidroxicarbonato de Potasio.
SALES DOBLES: Son las sales que contienen dos cationes metálicos. Ejemplos: NaKSO4 sulfato de sodio y potasio
NH4NaS sulfuro de sodio y amonio
Estas sales pueden o no tener Oxigeno. HIDRUROS METALICOS La combinación de un metal ó no metal con el hidrógeno, formara un hidruro. Un hidruro metalico se formará al combinara un metal con el hidrogeno
METAL + HIDROGENO HIDRURO METALICO Nomenclatura de Hidruros Metálicos: La palabra hidruro
Preposición “de”
Nombre del metal. Ejernplo: CaH2 Hidruro de calcio
KH Hidruro de potasio NaH Hidruro de sodio En los hidruros metálicos el hidrogeno tiene valencia -1, por lo que para formar el hidruro, habrá tantos hidrogenos como valencias tenga el metal. Principales reacciones de metales y no metales Na + H2 NaH Hidruro de Sodio Ca + HC2 CaH2 Hidruro de Calcio
Al + H2 AlH3 Hidruro de Aluminio
b) NO METAL + HIDROGENO Hidruro no metalico Ejemplos: H2 + Cl HCl2 Acido Clorhídrico
H2 + Br2 HBr Acido Bromhídrico
H2 + I H2S Acido Yodhídrico
H2 + S H2S Acido Sulfhídrico
c) METAL + OXIGENO OXIDO METALICO Ejemplos:
Na + O 2 Na2 O Oxido de Sodio
K + O2 K2 O Oxido de Potasio
Al + O Al 2O 3 Oxido de Aluminio d) NO METAL + OXIGENO OXIDO METALICO (anhídridos) Ejemplos: S + O2 SO2 Dióxido de Azufre
C + O 2 CO2 Dióxido de Carbono
e) METAL ACTIVO + AGUA HIDROXIDO + HIDROGENO
Na + H2O NaOH + H2
Li + H2O LIOH + H2
f) OXIDO METALICO + AGUA HIDROXIDO
CaO + H2O Ca(OH) Hidróxido de Calcio BaO + H2O Ba(OH)2 Hidróxido de Bario g) OXIDO NO METALICO + AGUA OXIACIDO (Anhídrido) Ejemplos: C02 + H2O H2CO3 Acido Carbónico
S03 + H2O H2SO Acido Sulfúrico
h) METAL + NO METAL SAL HALOIDEA Ejemplos:
K + S K2S Sulfuro de potasio Na + Cl2 NaCl cloruro de sodio
i) METAL ACTIVO + ACIDO SAL + HIDROGENO Ejemplos: Na + HNO3 NaNO3 + H2 Li + HCl LiCl + H2 j) HIDROXIDO + ACIDO SAL + AGUA Ejemplos: NaOH + E2SO Na2SO + H2O Ca ( OH)2 + H2CO3 CaCO3 + H2O
Tabla periódica de los elementos De Wikipedia, la enciclopedia libre Saltar a navegación , búsqueda
La tabla periódica de los elementos. La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos, conforme a sus propiedades y características. Suele atribuirse la tabla a Dmitri Mendeléyev, quien ordenó los elementos basándose en la variación manual de las propiedades químicas, si bien Julius Lothar Meyer, trabajando por separado, llevó a cabo un ordenamiento a partir de las propiedades físicas de los átomos. La forma actual es una versión modificada de la de Mendeléyev, fue diseñada por Alfred Werner.
Contenido [ocultar]
1 Historia 1.1 El descubrimiento de los elementos o 1.2 La noción de elemento y las propiedades periódicas o 1.3 Los pesos atómicos o 1.4 Metales, no metales, metaloides y metales de transición o 1.5 Tríadas de Döbereiner o 1.6 Chancourtois o 1.7 Ley de las octavas de Newlands o 1.8 Tabla periódica de Mendeléyev o 1.9 La noción de número atómico y la mecánica cuántica o 2 Clasificación 2.1 Grupos o 2.2 Períodos o 2.3 Bloques o 2.4 Otras formas de representar la tabla periódica o 3 Véase también 4 Referencias 4.1 Bibliografía o 5 Enlaces externos
[editar] Historia La historia de la tabla periódica está íntimamente relacionada con varios aspectos del desarrollo de la química y la física:
El descubrimiento de los elementos de la tabla periódica
El estudio de las propiedades comunes y la clasificación de los elementos
La noción de masa atómica (inicialmente denominada "peso atómico") y, posteriormente, ya en el siglo XX, de número atómico y Las relaciones entre la masa atómica (y, más adelante, el número atómico) y las propiedades periódicas de los elementos.
[editar] El descubrimiento de los elementos Aunque algunos elementos como el oro (Au), plata (Ag), cobre (Cu), plomo (Pb) y el mercurio (Hg) ya eran conocidos desde la antigüedad, el primer descubrimiento científico de un elemento ocurrió en el siglo XVII cuando el alquimista Henning Brand descubrió el fósforo (P). En el siglo XVIII se conocieron numerosos nuevos elementos, los más importantes de los cuales fueron los gases, con el desarrollo de la química neumática: oxígeno (O), hidrógeno (H) y nitrógeno (N). También se consolidó en esos años la nueva concepción de elemento, que condujo a Antoine Lavoisier a escribir su famosa lista de sustancias simples, donde aparecían 33 elementos. A principios del siglo XIX, la aplicación de la pila eléctrica al estudio de fenómenos químicos condujo al descubrimiento de nuevos elementos, como los metales alcalinos y alcalino – térreos, sobre todo gracias a los trabajos de Humphry Davy. En 1830 ya se conocían 55 elementos. Posteriormente, a mediados del siglo XIX, con la invención del espectroscopio, se descubrieron nuevos elementos, muchos de ellos nombrados por el color de sus líneas espectrales características: cesio (Cs, del latín caesĭus, azul), talio (Tl, de tallo, por su color verde), rubidio (Rb, rojo), etc.
[editar] La noción de elemento y las propiedades periódicas Lógicamente, un requisito previo necesario a la construcción de la tabla periódica era el descubrimiento de un número suficiente de elementos individuales, que hiciera posible encontrar alguna pauta en comportamiento químico y sus propiedades. Durante los siguientes 2 siglos, se fue adquiriendo un gran conocimiento sobre estas propiedades, así como descubriendo muchos nuevos elementos. La palabra "elemento" procede de la ciencia griega pero su noción moderna apareció a lo largo del siglo XVII, aunque no existe un consenso claro respecto al proceso que condujo a su consolidación y uso generalizado. Algunos autores citan como precedente la frase de Robert Boyle en su famosa obra "The Sceptical Chymist", donde denomina elementos "ciertos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen inmediatamente y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos". En realidad, esa frase aparece en el contexto de la crítica de Robert Boyle a los cuatro elementos aristotélicos. A lo largo del siglo XVIII, las tablas de afinidad recogieron un nuevo modo de entender la composición química, que aparece claramente expuesto por Lavoisier en su obra "Tratado elemental de Química". Todo ello condujo a diferenciar en primer lugar qué sustancias de las conocidas hasta ese momento eran elementos químicos, cuáles eran sus propiedades y cómo aislarlos.
El descubrimiento de un gran número de nuevos elementos, así como el estudio de sus propiedades, pusieron de manifiesto algunas semejanzas entre ellos, lo que aumentó el interés de los químicos por buscar algún tipo de clasificación.
[editar] Los pesos atómicos A principios del siglo XIX, John Dalton (1766 – 1844) desarrolló una nueva concepción del atomismo, al que llegó gracias a sus estudios meteorológicos y de los gases de la atmósfera. Su principal aportación consistió en la formulación de un "atomismo químico" que permitía integrar la nueva definición de elemento realizada por Antoine Lavoisier (1743 – 1794) y las leyes ponderales de la química (proporciones definidas, proporciones múltiples, proporciones recíprocas). Dalton empleó los conocimientos sobre proporciones en las que reaccionaban las sustancias de su época y realizó algunas suposiciones sobre el modo cómo se combinaban los átomos de las mismas. Estableció como unidad de referencia la masa de un átomo de hidrógeno (aunque se sugirieron otros en esos años) y refirió el resto de los valores a esta unidad, por lo que pudo construir un sistema de masas atómicas relativas. Por ejemplo, en el caso del oxígeno, Dalton partió de la suposición de que el agua era un compuesto binario, formado por un átomo de hidrógeno y otro de oxígeno. No tenía ningún modo de comprobar este punto, por lo que tuvo que aceptar esta posibilidad como una hipótesis a priori. Dalton conocía que 1 parte de hidrógeno se combinaba con 7 partes (8 afirmaríamos en la actualidad) de oxígeno para producir agua. Por lo tanto, si la combinación se producía átomo a átomo, es decir, un átomo de hidrógeno se combinaba con un átomo de oxígeno, la relación entre las masas de estos átomos debía ser 1:7 (o 1:8 se calcularía en la actualidad). El resultado fue la primera tabla de masas atómicas relativas (o pesos atómicos como los llamaba Dalton) que fue posteriormente modificada y desarrollada en los años posteriores. Las incertidumbres antes mencionadas dieron lugar a toda una serie de polémicas y disparidades respecto a las fórmulas y los pesos atómicos que sólo comenzarían a superarse, aunque no totalmente, con el congreso de Karlsruhe en 1860.
[editar] Metales, no metales, metaloides y metales de transición La primera clasificación de elementos conocida fue propuesta por Antoine Lavoisier, quien propuso que los elementos se clasificaran en metales, no metales y metaloides o metales de transición. Aunque muy práctico y todavía funcional en la tabla periódica moderna, fue rechazada debido a que había muchas diferencias en las propiedades físicas como químicas.
[editar] Tríadas de Döbereiner Uno de los primeros intentos para agrupar los elementos de propiedades análogas y relacionarlo con los pesos atómicos se debe al químico alemán Johann Wolfgang Döbereiner (1780 – 1849) quien en 1817 puso de manifiesto el notable parecido que existía entre las propiedades de ciertos grupos de tres elementos, con una variación gradual
del primero al último. Posteriormente (1827) señaló la existencia de otros grupos de tres elementos en los que se daba la misma relación (cloro, bromo y yodo; azufre, selenio y telurio; litio, sodio y potasio). A estos grupos de tres elementos se les denominó tríadas y hacia 1850 ya se habían encontrado unas 20, lo que indicaba una cierta regularidad entre los elementos químicos. Döbereiner intentó relacionar las propiedades químicas de estos elementos (y de sus compuestos) con los pesos atómicos, observando una gran analogía entre ellos, y una variación gradual del primero al último.
Tríadas de Döbereiner
Litio
Sodio
Potasio
LiCl LiOH
Calcio
CaCl2 H2S Azufre CaSO4 SO2
NaCl SrCl2 H2Se Estroncio Selenio NaOH SrSO4 SeO2 KCl KOH
Bario
BaCl2 H2Te Telurio BaSO4 TeO2
En su clasificación de las tríadas (agrupación de tres elementos) Döbereiner explicaba que el peso atómico promedio de los pesos de los elementos extremos, es parecido al peso atómico del elemento de en medio. Por ejemplo, para la tríada Cloro, Bromo, Yodo los pesos atómicos son respectivamente 36, 80 y 127; si sumamos 36 + 127 y dividimos entre dos, obtenemos 81, que es aproximadamente 80 y si le damos un vistazo a nuestra tabla periódica el elemento con el peso atómico aproximado a 80 es el bromo lo cual hace que concuerde un aparente ordenamiento de tríadas.
[editar] Chancourtois En 1864, Chancourtois construyó una hélice de papel, en la que estaban ordenados por pesos atómicos (masa atómica) los elementos conocidos, arrollada sobre un cilindro vertical. Se encontraba que los puntos correspondientes estaban separados unas 16 unidades. Los elementos similares estaban prácticamente sobre la misma generatriz, lo que indicaba una cierta periodicidad, pero su diagrama pareció muy complicado y recibió poca atención.
[editar] Ley de las octavas de Newlands En 1864, el químico inglés John Alexander Reina Newlands comunicó al Royal College of Chemistry (Real Colegio de Química) su observación de que al ordenar los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos (prescindiendo del hidrógeno), el octavo elemento a partir de cualquier otro tenía unas propiedades muy similares al primero. En esta época, los llamados gases nobles no habían sido aún descubiertos.
Ley de las octavas de Newlands
Esta ley mostraba una cierta ordenación de los elementos en familias (grupos), con propiedades muy parecidas entre sí y en Periodos, formados por ocho elementos cuyas propiedades iban variando progresivamente. El nombre de octavas se basa en la intención de Newlands de relacionar estas propiedades con la que existe en la escala de las notas musicales, por lo que dio a su descubrimiento el nombre de ley de las octavas.
1
2
Li 6,9
Be 9,0
Na Mg 23,0 24,3
3
4
5
6
7
B C N O F 10,8 12,0 14,0 16,0 19,0 Al Si P S Cl 27,0 28,1 31,0 32,1 35,5
K Ca 39,0 40,0
Como a partir del calcio dejaba de cumplirse esta regla, esta ordenación no fue apreciada por la comunidad científica que lo menospreció y ridiculizó, hasta que 23 años más tarde fue reconocido por la Royal Society, que concedió a Newlands su más alta condecoración, la medalla Davy.
[editar] Tabla periódica de Mendeléyev Artículo principal: Tabla periódica de Mendeléyev
En 1869, el ruso Dmitri Ivánovich Mendeléyev publicó su primera Tabla Periódica en Alemania. Un año después lo hizo Julius Lothar Meyer, que basó su clasificación periódica en la periodicidad de los volúmenes atómicos en función de la masa atómica de los elementos. Por ésta fecha ya eran conocidos 63 elementos de los 90 que existen en la naturaleza. La clasificación la llevaron a cabo los dos químicos de acuerdo con los criterios siguientes:
Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas. Situaron en el mismo grupo elementos que tenían propiedades comunes como la valencia .
Tabla de Mendeléyev publicada en 1872. En ella deja casillas libres para elementos por descubrir.
La primera clasificación periódica de Mendeléyev no tuvo buena acogida al principio. Después de varias modificaciones publicó en el año 1872 una nueva Tabla Periódica constituida por ocho columnas desdobladas en dos grupos cada una, que al cabo de los años se llamaron familia A y B. En su nueva tabla consigna las fórmulas generales de los hidruros y óxidos de cada grupo y por tanto, implícitamente, las valencias de esos elementos. Esta tabla fue completada a finales del siglo XIX con un grupo más, el grupo cero, constituido por los gas noble descubiertos durante esos años en el aire. El químico ruso no aceptó en principio tal descubrimiento, ya que esos elementos no tenían cabida en su tabla. Pero cuando, debido a su inactividad química (valencia cero), se les asignó el grupo cero, la Tabla Periódica quedó más completa. El gran mérito de Mendeléyev consistió en pronosticar la existencia de elementos. Dejó casillas vacías para situar en ellas los elementos cuyo descubrimiento se realizaría años después. Incluso pronosticó las propiedades de algunos de ellos: el galio (Ga), al que llamó eka – aluminio por estar situado debajo del aluminio; el germanio (Ge), al que llamó eka – sicilio; el escandio (Sc); y el tecnecio (Tc), que, aislado químicamente a partir de restos de un sincrotrón en 1937, se convirtió en el primer elemento producido de forma predominantemente artificial.
[editar] La noción de número atómico y la mecánica cuántica La tabla periódica de Mendeléyev presentaba ciertas irregularidades y problemas. En las décadas posteriores tuvo que integrar los descubrimientos de los gases nobles, las "tierras raras" y los elementos radioactivos. Otro problema adicional eran las irregularidades que existían para compaginar el criterio de ordenación por peso atómico creciente y la agrupación por familias con propiedades químicas comunes. Ejemplos de esta dificultad se encuentran en las parejas telurio – yodo, argón – potasio y cobalto – níquel, en las que se hace necesario alterar el criterio de pesos atómicos crecientes en favor de la agrupación en familias con propiedades químicas semejantes. Durante algún tiempo, esta cuestión no pudo resolverse satisfactoriamente hasta que Henry Moseley (1867 – 1919) realizó un estudio sobre los espectros de rayos X en 1913. Moseley comprobó que al representar la raíz cuadrada de la frecuencia de la radiación en función del número de orden en el sistema periódico se obtenía una recta, lo cual permitía pensar que este orden no era casual sino reflejo de alguna propiedad de la estructura atómica. Hoy sabemos que esa propiedad es el número atómico (Z) o número de cargas positivas del núcleo. La explicación que aceptamos actualmente de la "ley periódica" descubierta por los químicos de mediados del siglo pasado surgió tras los desarrollos teóricos producidos en el primer tercio del siglo XX. En el primer tercio del siglo XX se construyó la mecánica cuántica. Gracias a estas investigaciones y a los desarrollos posteriores, hoy se acepta que la ordenación de los elementos en el sistema periódico está relacionada con la estructura
electrónica de los átomos de los diversos elementos, a partir de la cual se pueden predecir sus diferentes propiedades químicas.
Tabla periódica de los elementos1
Grupo 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 I A II A
III IV VI VII VIII VIII VIII III VII VIII VB I B II B IV A V A VI A B B B B B B B A A A
Periodo 1 2 3 4 5 6 7
1
2
H
He
3 4
5
6
7
8
9
Li Be
B C
N
O
F Ne
11 12
13 14 15 16 17 18 Al Si P S Cl Ar
Na Mg
19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53 54
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te 55 56
Cs Ba 87 88
Fr Ra
*
**
Lantánidos * Actínidos **
Alcalinos
10
I
Xe
72 73 74 75 76 77 78 79 80 81 82 83 84 85 86
Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn 104 105 106 107 108 109 110 111 112 113 114 115 116 117 118
Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Uuq Uup Uuh Uus Uuo 57 58 59 60 61 62 63 64 65 66 67 68 69 70 71
La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103
Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Alcalinotérreos Lantánidos Actínidos Metales de transición
Metales del bloque p
Metaloides
No metales
Para una tabla más detallada, puedes consultar:
Halógenos
Gases nobles y Transactínidos
Anexo:Tabla periódica
[editar] Clasificación [editar] Grupos Artículo principal: Grupo de la tabla periódica
A las columnas verticales de la tabla periódica se les conoce como grupos. Todos los elementos que pertenecen a un grupo tienen la misma valencia atómica, y por ello, tienen características o propiedades similares entre sí. Por ejemplo, los elementos en el grupo IA tienen valencia de 1 (un electrón en su último nivel de energía) y todos tienden a perder ese electrón al enlazarse como iones positivos de +1. Los elementos en el último grupo de la derecha son los gases nobles, los cuales tienen lleno su último nivel de energía (regla del octeto) y, por ello, son todos extremadamente no reactivos. Numerados de izquierda a derecha, según la última recomendación de la IUPAC (y entre paréntesis según la antigua propuesta de la IUPAC), los grupos de la tabla periódica [cita requerida ] son:
Grupo 1 (I A): los metales alcalinos Grupo 2 (II A): los metales alcalinotérreos Grupo 3 (III B): Familia del Escandio Grupo 4 (IV B): Familia del Titanio Grupo 5 (V B): Familia del Vanadio Grupo 6 (VI B): Familia del Cromo Grupo 7 (VII B): Familia del Manganeso Grupo 8 (VIII B): Familia del Hierro Grupo 9 (VIII B): Familia del Cobalto Grupo 10 (VIII B): Familia del Níquel Grupo 11 (I B): Familia del Cobre
Grupo 12 (II B): Familia del Zinc Grupo 13 (III A): los térreos Grupo 14 (IV A): los carbonoideos Grupo 15 (V A): los nitrogenoideos Grupo 16 (VI A): los calcógenos o anfígenos Grupo 17 (VII A): los halógenos Grupo 18 (VIII A): los gases nobles
[editar] Períodos Artículo principal: Períodos de la tabla periódica
Las filas horizontales de la tabla periódica son llamadas períodos. Contrario a como ocurre en el caso de los grupos de la tabla periódica, los elementos que componen una misma fila tienen propiedades diferentes pero masas similares: todos los elementos de un período tienen el mismo número de orbitales. Siguiendo esa norma, cada elemento se coloca según su configuración electrónica. El primer período solo tiene dos miembros: hidrógeno y helio; ambos tienen sólo el orbital 1s. La tabla periódica consta de 7 períodos:
Período 1 Período 2 Período 3 Período 4 Período 5 Período 6 Período 7
La tabla también está dividida en cuatro grupos, s, p, d, f , que están ubicados en el orden sdp, de izquierda a derecha, y f lantánidos y actínidos. Esto depende de la letra en terminación de los elementos de este grupo, según el principio de Aufbau.
[editar] Bloques Artículo principal: Bloque de la tabla periódica
Tabla periódica dividida en bloques . La tabla periódica se puede también dividir en bloques de elementos según el orbital que estén ocupando los electrones más externos. Los bloques se llaman según la letra que hace referencia al orbital más externo: s, p, d y f . Podría haber más elementos que llenarían otros orbitales, pero no se han sintetizado o descubierto; en este caso se continúa con el orden alfabético para nombrarlos.
Bloque s Bloque p Bloque d Bloque f
[editar] Otras formas de representar la tabla periódica
Varias formas (en espiral, en 3D) [1]; 1951. Forma en espiral, [2] ; 1960. Forma en espiral, profesor Theodor Benfey[3]; 1995. Forma en espiral-fractal, Melinda E Green *[4]; 2004, noviembre. Forma en espiral sobre dibujo de galaxia, Philip J. Stewart [5];
[editar] Véase también
Tabla periódica de los elementos ampliada Tabla periódica de los elementos curvada Lista de elementos por símbolo Listado alfabético de elementos químicos La Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev.
Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos (para consultar los números de valencia de los elementos)
[editar] Referencias 1. ↑ Tabla periódica de los elementos Mc Graw Hill actualizada
[editar] Bibliografía
AGAFOSHIN, N.P., Ley periódica y sistema periódico de los elementos de Mendeleiev Madrid Editorial Reverté, 1977, 200 p. BENSAUDE-VICENT, B. D. Mendeleiev: El sistema periódico de los elementos, Mundo científico, (1984), 42, 184-189. MUÑOZ, R. y BERTOMEU SANCHEZ, J.R.La historia de la ciencia en los libros de texto: la(s) hipótesis de Avogadro, Enseñanza de las ciencias (2003), 21 (1), 147-161. Texto completo ROCKE, A.J. 1984 Chemical Atomism in the Nineteenth Century. From Dalton to Cannizzaro. Ohio. Ohio State University Press, 1984. ROMÁN POLO, P: El profeta del orden químico: Mendeléiev. Madrid: Nivola, 2002, 190 p SCERRI, E.R., "Evolución del sistema periódico" Investigación y Ciencia (1998), 266, p. 54 59. SCERRI, E.R., The Periodic Table: Its Story and Its Significance, Oxford, University Pres, 2006, 400 p. STRATHERN, PAUL (2000) , El sueño de Mendeléiev, de la alquimia a la química, Madrid : Siglo XXI de España Editores, 288 p.
[editar] Enlaces externos
Wikimedia Commons alberga contenido multimedia sobre Tabla periódica de los elementos . Wikcionario tiene definiciones para tabla periódica de los elementos . WebElements tabla periódica en la web. Ejemplos de elementos Imágenes de cada elemento. Tabla Periódica Imprimible Contiene una tabla periódica para imprimir en formatos A3 o A4, con masa atómica, temperaturas de fusión y ebullición, valencias, densidad y estructura atómica.
. .
Desarrollo 1.- Definiciones de estado o número de oxidación y valencia.
Valencia química es la capacidad de combinación de un elemento químico con respecto a otros elementos y formar compuestos o en otras palabras es la cantidad de electrones que estan en en el ultimo nivel de un átomo.() El estado de oxidación o numero de oxidación es la suma de cargas positivas y negativas de un átomo y que indica el numero de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. ()
La diferencia es clara ya que la valencia nos la cantidad de electrones de un átomo en el ultimo nivel antes de la reparticón o el recibmiento de la electrones en cambio el estado de oxidación es la cantidad de electrones del atomo despues de la compartición o del recibimiento respectivament. Rferencias bibliograficas: Quimicaweb.net – ideas generales y valencias más usuales – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://www.quimicaweb.net/formulacioninorganica/paginas/ideas_gener ales.htm users.servicios.retecal.es – Formulación de química inorgánica Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.ht m m.s.n.encarta – Valencia (química) – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761576562/Valencia_(quÃmica).html wikipedia.es - Estado de oxidación – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web:
http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_oxidación Encyclopedie-es.com – Estado de oxidación – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://encyclopedie-es.snyke.com/articles/estado_de_oxidacion.html uc.cl – Glosario E – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://www.uc.cl/quimica/agua/glos2.htm#e 2.- Diferencias entre los dos conceptos. Otra diferencia podria ser que en la valencia no hay descarga electrica en cambio en el estado de oxidación hay carga electrica. Daremos un ejemplo de esta diferencia: El OXIGENO al formarse el PEROXIDO DE HIDROGENO presenta valencia DOS mientras que su número de oxidación es -1; su fórmula es H2O2 y puede representarse con una estructura en donde se aprecia que cada Oxígeno solo emplea un electrón para unirse al Hidrógeno quien sería el átomo diferente; aún sin embargo son dos los enlaces que forma.() Referencias bibliograficas: Quimicaweb.net – ideas generales y valencias más usuales – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://www.quimicaweb.net/formulacioninorganica/paginas/ideas_gener ales.htm users.servicios.retecal.es – Formulación de química inorgánica Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.ht m
m.s.n.encarta – Valencia (química) – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://es.encarta.msn.com/encyclopedia_761576562/Valencia_(quÃmica).html wikipedia.es - Estado de oxidación – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_oxidación Encyclopedie-es.com – Estado de oxidación – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://encyclopedie-es.snyke.com/articles/estado_de_oxidacion.html uc.cl – Glosario E – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://www.uc.cl/quimica/agua/glos2.htm#e geocities.com – Clasificación periódica de los elementos: TABLA PERIODICA – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://www.geocities.com/CollegePark/Library/3759/period1.htm 3.- Principales valencias de los elementos metales y no metales. Metales Elemento Litio (Li) Sodio (Na) Potasio (k) Rubidio (Rb) Cesio (Cs) Francio (Fr) Oro (Au) Cobre (Cu) Plata (Ag) Berilio(Be)
Valencia 1 1 1 1 1 1 1 1 1 2
Elemento Zinc (Zn) Cadmio (Cd) Mercurio (Hg) Escandio ( Sc) Aluminio (Al) Galio (Ga) Indio (In) Talio (Tl) Estaño (Sn) Plomo (Pb)
Valencia 2 2 2 3 3 3 3 3 4 4
Elemento Hidrógeno(H) Boro (B) Carbono (C) Silicio (Si) Nitrógeno (N)
Valencia 1 3 4 4 5
Magnesio(Mg) Calcio (Ca) Estroncio (Sr) Bario ( Ba) Radio ( Ra)
2 2 2 2 2
Elemento Azufre (S) Selenio (Se) Telurio (Te) Flúor (F) Cloro (Cl)
Valencia 6 6 6 7 7
Germanio (Ge) Vanadio (V) Bismuto (Bi) Cromo (Cr) Manganeso (Mn) No metales
4 5 5 6 7
Referencias Bibñiograficas: Lenntech.com – Clasificación periódica de los elementos químicos: TABLA PERIODICA – Consultada el 18/07/05 Disponible en la Web: http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm 4.- Principales estados de oxidación de metales y no metales. Metales Metales
Estado de oxidación
Litio - Li
1
Sodio - Na
1
Potasio - K
1
Rubidio - Rb
1
Cesio - Cs
1
Francio - Fr
1
Plata - Ag
1
Berilio - Be
2
Magnesio - Mg
2
Calcio - Ca
2
Estroncio - Sr
2
Bario - Ba
2
Radio - Ra
2
Zinc - Zn
2
Aluminio - Al
3
Galio - Ga
3
Cobre - Cu
+1,+2
Mercurio - Hg
+1,+2
Oro - Au
+1,+3
Hierro - Fe
+2,+3
Cobalto - Co
+2,+3
Níquel - Ni
+2,+3
Platino - Pt
+2,+4
Paladio - Pd
+2,+4
Estaño - Sn
+2,+4
No metales Elemento Boro (B) Carbono (C) Silicio (Si) Nitrógeno (N) Fósforo (P) Arsénico (As) Azufre (S)
E.O -3;+3 -4+2+4 -4+2-4 -3+3+5 -3+3-5 -3+3+5 -2+2+4+6
Elemento Cloro (Cl) Yodo (I) Flúor (F) Bromo (Br)
E.O -1+1+3+5+7 -1+1+3+5+7 -1+1+3+5+7 -1+1+3+5+7
Selenio (Se) Teluro (Te)
-2+2+4+6 -2+2+4+6
Referencias Bibñiograficas: ( )http://html.rincondelvago.com/nomenclatura-de-compuestosinorganicos.html ( )http://www.lenntech.com/espanol/tabla-periodica.htm 5.- Qué es una función química? Se llama función química a cada grupo de compuestos con propiedades y comportamientos químicos característicos. Cada función se caracteriza por poseer un agregado, de uno o varios átomos, al que se denomina grupo funcional. Referencias Bibliograficas: ( )http://usuarios.lycos.es/alonsoquevedo/formulaorganica/conceptos.ht m#Función%20química%20e%20grupo%20funcional 6.- Principales funciones químicas inorgánicas
Óxidos Hidruros Hidróxidos Ácidos Oxácidos Hidrácidos Sales Haloideas Oxisales Sales Dobles
http://html.rincondelvago.com/reacciones-quimicas_4.html http://chimera.javeriana.edu.co/bo301pdf2002/bo30112_p33p.pdf
7.- Cuáles son las principales nomenclaturas que se usan para nombrar Compuestos inorgánicos. Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA. Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ... Cl2O3 Trióxido de dicloro I2O Monóxido de diodo NOMENCLATURA DE STOCK. En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis: Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) NOMENCLATURA TRADICIONAL. En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:
1 valencia 2
3
4
Hipo_ _oso _oso _ico
Valencia menor
valencias
valencias
valencias Per_ _ico Valencia mayor
http://users.servicios.retecal.es/tpuente/cye/formulacion/formulacion.ht m http://chimera.javeriana.edu.co /bo301pdf2002/bo30112_p33p.pdf 8.- Cómo se forman en general: 8.1. Los hidruros : Los hidruros se forman por atomos de hidrogeno y de otro elemento formando asi Hidruros Metálicos, Ácidos Hidrácidos y los Hidruros Volátiles. http://www.educared.net/aprende/anavegar3/premiados/ganadores/b/1 046/hidruros.htm 8.2. Los óxidos Los óxidos son compuestos binarios que se forman entre un elemento químico a excepción de los gases nobles y el Flúor y el oxígeno obteniendo asi óxidos metálicos y óxidos ácidos u no metálicos. 8.2. Los hidróxidos
Los hidróxidos son compuestos que se forman con la reacción de un óxido básico y agua. http://www.abcdatos.com/tutoriales/tutorial/l11303.html 9.- Formulación y nomenclatura de hidruros metálicos Se forman cuando el hidrógeno se combina con un metal. En estos compuestos el hidrogeno actúa con estado de oxidación: -1 y los metales con su habitual estado de oxidación.
Formulación: M+ + H-
→
MH
→
Hidruro Metalico
Nomenclatura: Se antepone la frase "HIDRURO DE" al nombre del METAL. Li + H
LiH Hidruro de Litio
Na +1+ H-1→ NaH Hidruro de sodio
Ba+2+H-1 →BaH2 Hidruro de bario Cu +1+H-1→CuH hidruro de cobre (I) Cu +2+H-1→CuH2 hidruro de cobre (II)
Zn+2 H-1 → ZnH2 Hidruro de Zinc Tambien podemos posponer al elemento quimico la palabra ico asi: Ga+3 + H-1 → GaH3 Hidruro Galico Ba+2 + H-1 → BaH2 Hidruro Barico Mg+2 + H-1 → MgH2 Hidruro Magnecico
Rb+1 + H-1 → RbH Hidruro Rubidico
10. Formulación y nomenclatura de hidruros no metálicos Se forman de la union de un elemneto no metalico e hidrogeno.
Formulación: NM- + H+
NMH Hidruro no metálico o Ácido
En este caso el nombre de los no metales dependen del estado fisico en que se encuentren: Si estam en estado liquido se pone la palabra Acido seguido del no metal posponiendole la terminación hidrico. Ejemplos:
B-3 + H+1
BH3 hidruro borhidrico
Te-2 + H+1 → TeH2 Hidruro telhidrico
BR-1 + H+1 → BrH Hidruro bromhidrico
F-1 + H+1 → FH Hidruro fluorhidrico
C-4 + H+1 → CH4 Hidruro carbonhrico Si estan en estado gaseoso se agrega la terminación "URO" al nombre del NO METAL, seguido por la frase " DE HIDRÓGENO " Ejemplos:
HF
Fluoruro de hidrógeno
HCl
Cloruro de hidrógeno
HBr
Bromuro de hidrógeno
HI
Ioduro de hidrógeno
H2S
Sulfuro de hidrógeno
http://www.fortunecity.com/campus/dawson/196/nomenc.htm
11. Como se forman los óxidos básicos y los óxidos ácidos. Qué otros nombres Tienen?
oxidos Metalicos Son compuestos con elevado punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un metal con él oxigeno. Los Óxidos Metálicos se denominan también Óxidos Básicos por que tiene la propiedad de reaccionar con el agua y formar bases o hidróxidos. Óxidos No Metálicos u Ácidos: Los óxidos no metálicos son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con el oxigeno. Se denominan también anhídridos y muchos de ellos son gaseosos. http://www.indexnet.santillana.es/rcs/_archivos/Recursos/fisicaquimica/ compuestbina.pdf http://www.educared.net/aprende/anavegar3/premiados/ganadores/b/1 046/oxidos.htm http://www.monografias.com/trabajos21/compuestosquimicos/compuestos-quimicos.shtmlty 12. Formulación y nomenclatura de óxidos básicos Para nombrarlos se antepone la palabra ÓXIDO al nombre del del metal. Formulación: M+ + O- → MO Oxido metalico Ejemplos: Ag+1 + O-2 → Ag2O Oxido de plata Ga+3 + O-2 → Ga2O3 Oxido de Galio
Cu+1 + O-2 → Cu2O Oxido de cobre (I) Mg+2 + O-2 → MgO Oxido de Magnesio Ra+2 + O-2 → RaO Oxido de radio Si los metales tienen dos estados de oxidación podremos utilizar cualquier nomenclatura. Hg+1 + O-2 → Hg2O Oxido de Mercurio(I) Hg+2 + O-2 → HgO Oxido de Mercurio(II) Co+2 + O-2 → CoO Oxido de Cobalto (II) Co+3 + O-2 → Co2O3 Oxido de Cobalto (III) Pt+2 + O-2 → PtO Oxido de platino (II) Pt+4 + O-2 → PtO2 Oxido de platino (IV)
13. Formulación y nomenclatura de óxidos ácidos. Pra nombrarlos se sigue los mismos pasos de la anterior y se pueden utilizar cualquier nomenclatura. Formulación: NM+ + O- → NMO Oxido no metálico o Anhídrido. Ejemplos: B+3 + O-2 → B2O3 Oxido Bórico o Anhídrido bórico Si+2 + O-2 → SiO Oxido de silicio (II) Si+4 + O-2 → SiO2 Oxido de silicio (IV) Se +4 + O-2 → SeO2 Oxido de selenio (IV) Br+5 + O-2 → Br2O5 Oxido de bromico F+7 + O-2 → F2O7 oxido de flúor (VII)
14. Qué son los peróxidos. Fórmulas y nombres. -
Son aquellas combinaciones de metales con el oxígeno, en que éste presenta la estructura O22- ( -O-O-2-).El número de oxidación del O en estos compuestos es –1 Para formularlos basta con añadir un O al correspondiente óxido, sin simplificar. Tradicional. Se nombran con el término peróxido, seguido del nombre del metal acabado en oso (valencia menor) o ico (mayor). Stock Con el término peróxido, el nombre del metal y su valencia entre paréntesis, en números romanos. Sistemática Mediante los prefijos indicativos del número de átomos de O y de metal. Ejemplos: Tradicional K2O2 H2O2 BaO2 CuO2 ZnO2
Stock Sistemática Peróxido potásico Peróxido de potasio Dióxido de dipotasio Agua oxigenada Peróxido de hidrógeno Dióxido de dihidrógeno Peróxido de bario Peróxido de bario Dióxido de bario Peróxido cúprico Peróxido de cobre(II) Dióxido de cobre Peróxido de cinc Peróxido de cinc Dióxido de cinc
http://personales.com/espana/madrid/Apuntes/quimica.htm 15. Cómo se forman los hidróxidos? Los hidróxidos se forman al combinarse un óxido básico con el agua. Personales.com. “Hidróxidos”. Disponible
en:http://personales.com/espana/madrid/Apuntes/quimica.htm Copyright ©1999-2005 ABCdatos.com. “Hidróxidos”. Disponible en: http://www.abcdatos.com/tutoriales/tutorial/l11303.html 16. Formulación y nomenclatura de hidróxidos
Se escribe primero el nombre generico que va seguido de los metales y se le ponen las reglas que corresponden a cada nomenclatura. 17. Cuál es la importancia de los elementos. Compuestos en el funcionamiento de los humanos? Elemento
Símbolo
Aportación o presencia en los seres vivos y la Biología
Carbono
C
Es un elemento que proporciona grandes cantidades de energía a los seres que la consumen. (Carbohidratos y Lípidos)
Hidrógeno
H
Forma el agua, y es un recurso indispensable en el organismo para llevar a cabo sus funciones.
Oxígeno
O
El ser humano necesita del oxígeno para eliminar el exceso de carbono en el organismo, y alimentar a las células, proceso conocido por respiración además, forma compuestos nutritivos necesarios para nuestro organismo.
Nitrógeno
N
Nutre el organismo humano.
Potasio
K
Transforma el glucógeno de los músculos.
Calcio
Ca
En el ser humano forma estructuras de soporte y el sistema locomotor.
Hierro
Fe
El hierro es un elemento que nutre a los glóbulos rojos de la sangre, si se carece de hierro, la anemia es producida.
Plomo
Pb
Contribuye a la fortificación de ciertos órganos ó estructuras óseas.
Cloro
Cl
En forma salina forma protección de huesos y nutre las células organicas.
Boro
B
El boro es un elemento tóxico para el organismo, y dependiendo de la contaminación (problemas ecológicos) puede presentarse en el aire, es por eso que la biología debe estudiar y proponer soluciones estudiando este elemento, proponer algún anticuerpo, bastantes soluciones no específicamente del ser vivo, sino del entorno.
.- Definiciones de estado o número de oxidación y valencia.
"Se define formalmente, para un átomo en un compuesto binario, como el número de electrones que gana o pierde dicho átomo para formar un compuesto"(1). " Se define como valencia de un átomo el número que indica la cantidad de electrones que un átomo está compartiendo, cediendo o cogiendo en un enlace covalente o iónico que mantiene con otro u otros átomos. De forma aislada, un átomo o elemento puede describirse con sus posibles valencias, que son los números de valencia que más frecuentemente utiliza al combinarse con otros elementos, y que son el resultado de su configuración electrónica en la capa de valencia. La valencia es un concepto sencillo para racionalizar las proporciones de reactivos que se consumen en una reacción química (la estequimetría), o las proporciones de elementos que se encuentran en un compuesto químico. Un concepto relacionado, pero algo más avanzado, es el estado de oxidación" (2). " La valencia es el número de electrones ganados, perdidos o bien compartidos por un átomo de un elemento. Por eso le damos un signo que será negativo cuando se ganan electrones (iones negativos o aniones) y signo positivo cuando pierden electrones (iones positivos o cationes) ". (3)
funcion quimica de oxido carbonico? Quisiera saber cual es la funcion quimica del oxido carbonico ejemplo NOMBRE FORMULA FUNCION QUIMICA TROIOXIDO DE AZUFRE SO3 OXIDOS ACIDOS OXIDO CARBONICO H2CO3 ???????
hace 1 año Notificar un abuso
by V for Vendetta
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Mejor respuesta - Elegida por la comunidad No, óxido carbónico es el famoso dióxido de carbono: CO2. Ventajas del CO2: es muy importante biológicamente hablando, para las plantas y conocido ciclo del CO2. Miralo acá: http://homepage.mac.com/uriarte/cicloCO2…
Desventajas del CO2: es uno de los principales causantes del efecto invernadero. Para leer más: http://es.wikipedia.org/wiki/Efecto_inve…
Trióxido de azufre ó óxido sulfúrico, SO3, ese está bien. Es MUY utilizado para la fabricación de ácido sulfúrico. En realidad lo que se hace es oxidar al azufre S8 a SO2, y luego oxidarlo a SO3. SO3 en agua produce ácido sulfúrico. SO3 en ácido sulfúrico produce el llamado ácido sulfúrico fumante. El H2SO4 es muy usado por ser un ácido fuerte, deshidratante, y bastante oxidante. http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido_…
Óxido De Wikipedia, la enciclopedia libre Saltar a navegación , búsqueda
Una puerta de hierro oxidada está recubierta por una capa de óxido férrico denominada herrumbre, que no es impermeable a una ulterior oxidación. Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno, presentando el oxígeno un estado de oxidación -2, y otros elementos. Hay óxidos que se encuentran en estado gaseoso, líquidos o sólidos a temperatura ambiente. Hay una gran variedad. 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 el 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. Por ejemplo, al hidratar anhídrido carbónico en determinadas condiciones puede obtenerse carbonato cálcico:
CO2 + H2O → H2CO3 Los óxidos se pueden sintetizar normalmente directamente mediante procesos de oxidación, por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio:
2Mg + O2 → 2 MgO; o bien óxidos ácidos con elementos no metálicos, como el fósforo:
P4 + 5O2 → 2 P2O5
Nombres de los óxidos Los óxido se pueden nombrar según el número de átomos de oxígeno en el óxido (nomenclatura sistemática), o monóxido; los que contienen dos átomos de oxígeno, dióxido; tres, trióxido; cuatro, tetraóxido; y así sucesivamente siguiendo los prefijos numéricos griegos.
También se pueden nombrar usando otras nomenclaturas
Nomenclatura stock-werner: donde se indica el número de oxidación del elemento oxidado, con números romanos. (Se utiliza tanto para los óxidos básicos como para los óxidos ácidos )
N2O3 = Óxido de Nitrógeno (III)
Nomenclatura Tradicional (se utiliza para óxidos básicos , no los óxidos ácidos)
SO2 = Anhídrido sulfuroso Hay otros dos tipos de óxido: peróxido y superóxido. Ambos cuentan como óxidos pero tienen diversos estados de oxidación y reaccionan en diversas maneras con respecto a otros óxidos. También es posible hablar de protóxido, que es una forma de llamar a los óxidos comunes (O trabajando con -2) cuando el elemento oxidado trabaja con su mínimo estado de oxidación. EJEMPLOS:
N2O = Protóxido de Nitrógeno
[editar] Tipos de óxidos Según la estequiometría del compuesto:
Óxidos binarios, formados por oxígeno y otro elemento.
Óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxígeno como son las espinelas .
Atendiendo al comportamiento químico hay tres tipos de óxidos: óxidos óxidos anfóteros, aunque no muy comunes en la naturaleza.
básicos, ácidos y
Los óxidos básicos se forman con un metal + oxígeno , los óxidos de elementos menos electronegativos tienden a ser básicos. Se les llaman también anhídridos básicos; ya que al agregar agua, pueden formar hidróxidos básicos. Por ejemplo:
Na2O+H2O→2Na(OH)
Los óxidos ácidos son los formados con un no metal + oxígeno, los óxidos de elementos más electronegativos tienden a ser ácidos. Se les llaman también anhídridos ácidos(nomenclatura en desuso); ya que al agregar agua, forman oxácidos . Por ejemplo:
CO2+H2O→H2CO3
Los óxidos anfotéricos se forman cuando participa en el compuesto un elemento anfótero. Los anfóteros son óxidos que pueden actuar como ácido o base según con lo que se les haga reaccionar. Su electronegatividad tiende a ser neutra y estable, tiene punto de fusión bajo y tienen diversos usos. Un ejemplo es óxido de aluminio.
Algunos óxidos no demuestran comportamiento como ácido o base. Los óxidos de los elementos químicos en su estado de oxidación más alto son predecibles y la fórmula química se puede derivar del número de los electrones de valencia para ese elemento. Incluso la fórmula química del ozono es predecible como elemento del grupo 16. Una excepción es el cobre para el que el óxido del estado de oxidación más alto es el óxido cúprico y no el óxido cuproso. Otra excepción es el fluoruro que no existe, como esperado, como F 2O7 sino como OF2 con --la menos prioridad dada elemento 1 electronegativo-- . El pentóxido de fósforo, la tercera excepción, no es representado correctamente por la fórmula química P2O5 sino por P4O10 ya que la molécula es un dímero.
[editar] Véase también
Otros iones de oxígeno: Ozónido , O3− o Superóxido , O2− o Peróxido , O22− o Dioxigenil , O2+ o
Rufo
