NOMENCLATURA INORGÁNICA

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CURSO DE QUÍMICA GENERAL
AÑO 2011.
NOMENCLATURA INORGÁNICA
Prof. Leonardo Gaete G.
Introducción
El amor por la ciencia
CIENCIA. Es la observación y ordenamiento de
hechos reproducibles para un conocimiento
ordenado de ellos
Método científico
Es el que se basa en la observación
Observación de los hechos, deducción, predicción
e inducción de nuevos hechos
Hipótesis
Suposición que sirve de guía
en una investigación.
Experimentación
Creación de hechos que sirven para probar la hipótesis
Leyes.
Enunciados matemáticos que generalizan, en ciertas
condiciones, la conducta de la Naturaleza.
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Teorías.
Conjunto de leyes, hipótesis y observaciones
que ayudan a explicar un fenómeno
La química es una ciencia experimental
de la Naturaleza
DEFINICIÓN DE LA QUÍMICA.
“Ciencia de la Naturaleza que estudia la materia,
las diferente formas en que esta se presenta, los
cambios que afectan su naturaleza íntima y la
energía involucrada en dichos cambios”.
MATERIA.
“Todo lo que ocupa un lugar en el espacio”.
Se mide en gramos, libras, moles y equivalentes
gramos.
FORMAS EN QUE SE PRESENTA LA MATERIA.
COMPOSICIÓN :
sustancias puras: elementos,
compuestos
mezclas:
soluciones o mezclas
homogéneas
mezclas heterogéneas
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“cambio que afectan la naturaleza íntima de la materia”
REACCIÓN QUÍMICA.
Se expresa como una ecuación matemática regida por la
ley de Lavoisier o de conservación de la materia.
Tipos de reacciones:
ácido base; oxido-reducción, sustitución,
desplazamiento, eliminación, etcétera.
ENERGÍA.
“Todo aquello capaz de transformarse en trabajo”.
Se mide en ergios, joules, litro-atmóferas y calorías.
La unidad más usada en química es la Kcal. Una
calorá es igual a 4,18 joules. Un joule son 107 erg.
Ejemplo: el calor de combustión del etanol es de
326 Kcal/mol.
ELEMENTOS.
“sustancias puras constituidas por
un solo componente, o sea, por
átomos de una sola clase”.
Se clasifican en metálicos,
metálicos, ánfidos e inértidos.
no
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CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
1.- metálicos: ns1, ns2, ns2np1.
Ejemplos: Li, Na, K, Be, Mg, Ca, Ba, Al.
2
2–5
2.-no metálicos: ns np
Ejemplos: Cl, Br, S, O, N, P.
3.- ánfidos:
3.1.- de transición: ns2np6nd1 – 9 (n +1)s1, ns2np6nd1 – 9
2
2
6
1–9
2
2
1-5
1–9
(n +1)s ns np nd , (n +1)s ns np nd
Ejemplos: Fe, Cu, Cr, Co, Ni.
3.2.- de transición interna: ns2np6nd10 f1-13.
Ejemplos: Th, U, Pu, Ra.
2
6
4.- inértidos ns np .
Ejemplos: He, Ne, Ar, Kr, Xe.
CLASIFICACIÓN PERIODICA DE LOS
ELEMENTOS. LEY PERIODICA.
 Ley Periódica: “Las propiedades de los
elementos varían sistemáticamente con el
número atómico”
 Tabla Periódica: Sistema de clasificación de
los elementos basado en la ley periódica.
VALENCIA QUÍMICA:
“Es el número de átomos de Hidrógeno (o sus
equivalentes) con el cual un átomo de un
elemento electronegativo se puede combinar, o
bien, el número de átomos de Hidrógenos que se
pueden desplazar en una reacción química por
un elemento electropositivo.
En otras palabras es un número que indica la
capacidad de combinación de un elemento. Esta
capacidad puede ser una o varias.
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CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.
ESTRUCTURAS DE LEWIS.
“es la representación de los electrones de un átomo
en sus orbitales, indicando capas: 1 o K, 2 o L, 3 o
M, 4 o N, 5 u O, 6 o P y 7 o Q, y subcapas: 2 en s, 6
en p, 10 en d, 14 en f”.
“Las estructuras Lewis representan la
configuración electrónica de la capa de valencia o
de esta y la capa inmediatamente inferior en los
elementos de transición”.
IONES:
“especie química con carga eléctrica,
puede ser elemental o formada por 2 o
más elementos”.
Cationes, especies químicas con carga
positiva;
Aniones, especies químicas con carga
negativa.
PESO ATÓMICO
Peso relativo y promedio de los átomos de
un elemento.
Es relativo respecto al Carbono, isótopo
12 al cual se le asigno por convención el
valor de 12,0000 unidades de masa atómica,
y, es promedio de los isótopos existentes
en la Naturaleza.
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COMPUESTOS.
“Substancia química pura formada por dos o más
átomos diferentes”.
Iónicos, covalentes. Orgánicos e inorgánicos.
CLASIFICACIÓN:
Binarios:
óxidos, Fe O, Cu2O, Fe2O3, CuO.
compuestos hidrogenados, HCl, H2S.
sales, Na Cl, K2S, CaCl2.
Terciarios:
bases o hidróxidos: NaOH, Ba(OH)2.
Oxácidos, H2SO4, HClO4, H3PO4
Sales, Fe SO4, CaCO3.
NOMENCLATURA:
Acido
Hídrico
Oso
Ico
sal
 uro
 ito
 ato
Valencia muy menor prefijo HIPO;
valencia menor terminación OSO;
valencia mayor terminación ICO;
valencia muy mayor prefijo PER
Ejemplo: Acidos: hipocloroso, HClO; cloroso,
HClO2; clórico, HClO3 y perclórico, HClO4.
OXIDOS
óxidos metálicos, Na2O
óxidos no metálicos o anhídridos; CO, CO2 , NO.
COMPUESTOS HIDROGENADOS.
Hidruros, NaH, LiAlH4, CaH2
Hidrácidos, HCl, HF, H2S. PH3, NH3, CH4.
Compuestos hidrogenados covalentes: alcanos,
alcenos, alcinos; etcétera
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SALES BINARIAS:
NaCl
HIDRÓXIDOS.
NaOH, KOH
OXÁCIDOS.
H2 SO4
SALES TERCIARIAS
Sales terciarias neutras: Fe SO4, CaCO3
Sales terciarias básicas: NaHS,
Sales cuaternarias básicas, Na2HPO4, KH2PO4,
NaHCO3
MACROMOLECULAS.
Proteínas, ácidos nucleicos, polisacaridos, etc..
IONES O RADICALES
Aniones: Cl-, PO4-3, HCO3Cationes: Na+, K+, NH4+
IONES COMPLEJOS.
Un átomo central y ligandos unidos a orbitales d.
Ion Hexacianoferrato II
Fe (CN)6-4
HIDRATOS
BaCl2 (H2O)2 Cloruro de Bario II dihidratado
CrBr3(H2O)6 Bromuro de Cromo III hexahidratado
PESO MOLECULAR
 “masa relativa que representa la sumatoria
de los pesos atómicos de los elementos que
forman parte de un compuesto, en relación a
la referencia que es el isótopo Carbono 12.
 El Peso molecular más pequeño
corresponde al de la molécula de hidrógeno
y es igual a 2.
 La albúmina, proteína de la sangre, tiene un
peso molecular de 60.000