viernes, 10 de diciembre de 2010

Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

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Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.
Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion H⁺¹; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH^-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Véase también: pH

Nomenclaturas

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos:

[editar] Nomenclatura por atomicidad, sistemática o estequiométrica (Nomenclatura IUPAC)

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en la molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo H₂O que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en la molécula, aunque en una fórmula química la atomicidad también se refiere a la proporción de cada elemento en el que se llevan a cabo las reacciones para formar el compuesto; en este estudio de nomenclatura es mejor tomar la atomicidad como el número de átomos en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico (Véase en la sección otras reglas nombre genérico y específico).

Prefijos griegos	Atomicidad
mono-	1
di-	2
tri-	3
tetra-	4
penta-	5
hexa-	6
hepta-	7
octa-	8
nona- (o eneá)	9
deca-	10

Por ejemplo, CrBr₃ = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono

En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc.

Ejemplo: Ca₅F (PO₄)₃ = fluoruro tris (fosfato) de calcio, ya que si se usara el término trifosfato se estaría hablando del anión trifosfato [P₃O₁₀]^5-, en cuyo caso sería:

Ca₈F (P₃O₁₀)₃.

[editar] Stock

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación, es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones), anteponiendo a este número, encerrado entre paréntesis, se escribe el nombre genérico y el específico del compuesto de esta forma: nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el N^o. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (en compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo en una fórmula molecular.

Ejemplo: Fe₂⁺³S₃^-2, sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III del hierro en el subíndice o atomicidad del azufre].

[editar] Nomenclatura tradicional, clásica o funcional

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos griegos.

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de”

(Na₂O,oxido de sodio).

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe⁺²O^-2, hierro con la valencia +2, óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe₂⁺³O₃^-2, hierro con valencia +3, óxido férrico^[1]

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos

hipo - … - oso (para la valencia inferior)

… -oso (para la valencia intermedia)

… -ico (para la valencia superior)

Cuando tiene cuatro distintas valencias se usan los prefijos y sufijos

hipo - … - oso (para las valencias 1 y 2)

… -oso (para la valencias 3 y 4)

… -ico (para la valencias 5 y 6)

per - … - ico (para la valencia 7):

Ejemplo: Mn₂⁺⁷O₇^-2, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de dos números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7).

[editar] Otras reglas y conceptos generales

Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos nombres: el genérico y el específico. El nombre genérico o general es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química, por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc. Y el nombre específico es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico seguido del específico. Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe₂ O₃, respectivamente.
En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más electronegativo). Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre genérico, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el nombre específico en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda (el menos electronegativo). Por ejemplo: óxido de sodio - Na⁺¹ ₂O^-2, el nombre genérico óxido hace referencia al segundo elemento de la fórmula que es el “oxígeno”, el más electronegativo, y el nombre específico “sodio” hace referencia al primer elemento de la fórmula que es el sodio y el menos electronegativo o más electropositivo.
¿Cómo se trabajan los números de valencia para poder nombrar correctamente a un compuesto inorgánico? Muchos elementos pueden trabajar con más de un número de valencia, hasta el número 7 de valencia en los elementos representativos (Nota: recordar que el número de valencia se muestra como superindice de cada elemento en la formula del compuesto). Con las mismas fórmulas moleculares se puede determinar con que número trabajan los elementos del compuesto aunque en este no se observen. Esto se logra con el hecho que en la fórmula de un compuesto la suma de los números de valencia entre los elementos debe ser igual a cero, lo que significa que la molécula será neutra y sin carga. Contrario a esto ultimo, únicamente cuando la fórmula del compuesto indique una carga positiva o negativa de la molécula, lo que en cuyo caso la molécula pasaría a llamarse un ion (para graficar esto ultimo ver la imagen del "ácido nítrico" al final de la sección oxácidos, del lado derecho de la imagen se encuentran el ion nitrato y el ion hidrógeno con cargas negativa y positiva, respectivamente).
Como ejemplo para trabajar con valencias: FeO, este compuesto es un óxido y el oxígeno en los óxidos trabaja con una valencia de -2, así que para que la molécula sea neutra el hierro debe sumar el número de valencias suficientes para que la suma de valencias sea cero. Los números de valencia con los que puede trabajar el hierro son +2 y +3, así que, en esta molécula el hierro va a utilizar la valencia +2. Como solo hay un átomo de hierro y la valencia es +2, el elemento hierro en esa molécula tiene carga total de +2 y de igual manera como solo hay un átomo de oxígeno y trabaja con la valencia -2, la carga total de este elemento es de -2. Y ahora la suma de valencias o cargas es igual a cero +2) + (-2) = 0. La fórmula con valencias para este compuesto sería Fe²O^-2.
En otro ejemplo, en el compuesto Fe₂O₃ se busca también un cero en la suma de valencias para que la molécula sea neutra, así que como hay 3 átomos de oxígeno y este trabaja con la valencia -2, la carga total para este elemento en la molécula “son el número de átomos del elemento multiplicado por el número de valencia con el que este trabaja”, que en total seria -6. De esta manera los átomos de hierro deben de sumar valencias para hacer cero al -6 de los oxígenos, en la sumatoria final. Como hay 2 átomos de hierro, este va a trabajar con el número de valencia +3 para hacer un total de +6, que sumados con los -6 de los oxígenos seria igual a cero, que significa una carga neutra para la molécula. Los números de átomos y valencias en la molécula son:

No. de átomos de hierro = (2)

No. de valencia para cada uno de los átomos de hierro = (+3)

No. de átomos de oxígeno = (3)

No. de valencia para cada uno de los átomos de oxígeno = (-2)

La operatoria completa se vería así: [2(+3)] + [3(-2)] = 0. La fórmula con valencias sería Fe₂³O₃^-2. Como ya se había explicado anteriormente el número de valencias indica los electrones que intervienen en un enlace, y en este último compuesto, Fe₂³O₃^-2, cada uno de los 2 átomos de hierro está cediendo 3 electrones a los átomos de oxígeno y a la vez cada uno de los 3 oxígenos está ganando 2 electrones; 2 de los 3 átomos de oxígeno reciben 2 electrones de los 2 átomos de hierro, y el 3^er átomo de oxígeno recibe 2 electrones, 1 electrón sobrante de cada uno de los 2 átomos de hierro.

Estructura de Lewis de la molecula binaria, óxido férrico o dióxido de trihierro u óxido de hierro (III).

En la siguiente tabla se presentan los elementos que generalmente se usan para formar compuestos. Los números de valencia están en valor absoluto.

Elemento	Símbolo	Número de Valencia	Elemento	Símbolo	Número de Valencia
Aluminio	Al	3	Antimonio	Sb	3 y 5
Arsénico	As	3 y 5	Astato	At	1, 3, 5 y 7
Azufre	S	2, 4 y 6	Bario	Ba	2
Berilio	Be	2	Bismuto	Bi	3 y 5
Boro	B	3	Bromo	Br	1 y 5
Cadmio	Cd	2	Calcio	Ca	2
Carbono	C	2 y 4	Cesio	Cs	1
Cinc	Zn	2	Circonio	Zr	4
Cloro	Cl	1, 3, 5 y 7	Cobalto	Co	2 y 3
Cobre	Cu	2 y 1	Cromo	Cr	2, 3, 4, 5 y 6
Escandio	Sc	3	Estaño	Sn	2 y 4
Estroncio	Sr	2	Flúor	F	1
Fósforo	P	1,3 y 5	Galio	Ga	3
Germanio	Ge	2,4 y -4	Hafnio	Hf	4
Hidrógeno	H	1 y -1	Hierro	Fe	2 y 3
Iridio	Ir	2, 3, 4 y 6	Itrio	Y	3
Lantano	La	3	Litio	Li	1
Magnesio	Mg	2	Manganeso	Mn	2, 3, 4, 6, 7
Mercurio	Hg	1 y 2	Molibdeno	Mo	2, 3, 4, 5 y 6
Niobio	Nb	3	Níquel	Ni	2 y 3
Nitrógeno	N	2, 3, 4 y 5	Oro	Au	1 y 3
Osmio	Os	2, 3, 4 y 6	Plata	Ag	1
Platino	Pt	2 y 4	Plomo	Pb	2 y 4
Potasio	K	1	Renio	Re	1, 2, 4, 6 y 7
Rodio	Rh	2, 3 y 4	Rubidio	Rb	1
Rutenio	Ru	2, 3, 4, 6 y 8	Selenio	Se	2, 4 y 6
Silicio	Si	4	Sodio	Na	1
Talio	Tl	1 y 3	Tántalo	Ta	5
Tecnecio	Tc	7	Telurio	Te	2, 4 y 6
Titanio	Ti	3 y 4	Vanadio	V	2, 3, 4 y 5

la tabla periodica

la nomenclatura inorganica

los compuestos inorganicos

Hidrácidos:Fórmula general: Nm H (Nm: no metal)
Ejemplos: ClH, BrH, SH2
Nomenclatura tradicional:
Ácido Nm Hídrico. Ejemplos: ClH (ácido clorhídrico), H2S (ácido sulfhídrico), FH (ácido fluorhídrico).

Nomenclatura IUPAC:
Nm uro de hidrógeno. Ejemplos: BrH (bromuro de hidrógeno), SH2 (sulfuro de hidrógeno).

Nomenclatura estequiométrica:
Ídem IUPAC.
Sales de los hidrácidos
Surgen de reemplazar el hidrógeno por un metal.
Fórmula general: Nm M (Nm, no metal; M, metal)
Ejemplos: ClNa, BrK, Na2S, Cl2Fe, Br3Fe.

Nomenclatura tradicional:
Nm uro del metal. (Si el metal posee mas de un estadode oxidación posible, se utilizará oso para el menor estado de oxidación, e ico para el mayor estado de oxidación)
Ejemplos: ClNa (cloruro de sodio), BrK (bromuro de potasio), Na2S (sulfuro de sodio), Cl3Fe (cloruro ferico), Br2Fe (bromuro ferroso).

Nomenclatura IUPAC:
Nm uro del metal con numeral de stock indicando el estadode oxidación del metal cuando este posee mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: I2Cu (yoduro de cobre (II) ), Cl3Fe (cloruro de hierro (III) ), Br2Fe, (bromuro de hierro (II)).

Nomenclatura Estequimétrica:
Prefijos indicando el número de átomos del metal y del no metal.
Ejemplos: CaS (monosulfuro de monocalcio), Hg2Cl2 (bicloruro de bimercurio), Cl3Fe (tricloruro de monohierro).

2. Hidróxidos.

Formula General:
M (OH)n Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que corresponde al estado de oxidación del metal.
Ejemplos: NaOH, Ca(OH)2, Fe(OH)2, FE(OH)3, Mg(OH)2.
Nomenclatura Tradicional:
Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: NaOH (hidróxido de sodio), Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio), Fe(OH)2 (dióxido ferroso), CuOH (hidróxido cuproso), Fe(OH)3 (hidróxido ferrico), Cu(OH)2 (hidróxido cùprico).
Nomenclatura IUPAC:
Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: Ca(OH)2 (hidróxido de calcio), Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) ), CuOH (hidróxido de cobre (I) ).
Nomenclatura estequiométrica:
Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.
Ejemplos: Cu(OH)2 (dihidròxido de cobre), NaOH (monohidròxido de sodio), Fe(OH)3 Trihidròxido de hierro).

3. Hidruros

Fórmula general:
M Hn donde n corresponde a la cantidad de iones hidruro (H-) que coinciden con el estado de oxidación del metal.
Nomenclatura tradicional:
Hidruro del metal (si el metal posee mas de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos: NaH (hidruro de sodio), CuH (hidruro cuproso), CuH2 (hidruro cùprico), FeH2 (hidruro ferroso), FeH3 (hidruro ferrico).
Nomenclatura IUPAC:
Hidruro del metal utilizando numeral de stock para indicar el estado de oxidación del metal si este posee mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: LiH (hidruro de litio), FeH3 (hidruro de hierro (III) ), CuH (hidruro de cobre (I) ).

Nomenclatura estequiométrica:
Prefijos indicando la cantidad de átomos del metal y de hidrógeno que existen en la molécula.
Ejemplos: AlH3 (trihidruro de aluminio), CaH2 (dihidruro de calcio).

4. Óxidos ácidos

Fórmula general:
Nm O con los respectivos coeficientes estequimétricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
Óxido del no metal (si el no metal posee mas de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos: Cl2O (óxido de cloro), SO2 (óxido sulfuroso), SO3 (óxido sulfúrico). CO (óxido carbonoso), CO2 (óxido carbónico).

Nomenclatura IUPAC:
Óxido del no metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: Cl2O (óxido de cloro), SO2 (óxido de azufre (IV) ), SO3 (óxido de azufre (VI) ), CO (óxido de carbono (II) ), CO2 (óxido de carbono (IV) ).

Nomenclatura estequimétrica:
Óxido del no metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un no-metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos: CO2 (dióxido de carbono), CO (monóxido de carbono), SO2 (dióxido de azufre), SO3 (trióxido de azufre.
Óxidos básicos:
Fórmula general:
M O con los respectivos coeficientes estequimétricos indicando el número de átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: CuO (óxido cúprico), Cu2O (óxido cuproso), FeO (óxido ferroso), Fe2O3 (óxido férrico).
Nomenclatura IUPAC:
Óxido del metal utilizando numeral de stock cuado el metal presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: CaO (óxido de calcio), FeO (óxido de hierro (II) ), Fe2O3 (óxido de hierro (III) ), CuO (óxido de cobre (II) ), Cu2O (óxido de cobre (I) ).
Nomenclatura estequimétrica:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Ejemplos: Fe2O3 (trióxido de dihierro), Cu2O (monóxido de dicobre), CuO (monóxido de monocobre).

5. Oxoácidos

Fórmula general:
H Nm O con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando el número de átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
Ácido no metal (hipo-oso, oso, ico, per-ico). Los prefijos y sufijos indicados corresponden al estado de oxidación del no metal, y se utilizarán cuando el no metal tenga tres o más estados de oxidación posibles. Si el no metal posee sólo dos estados de oxidación posibles, se utilizará oso para el menor e ico para el mayor; si el no metal posee tres estados de oxidación posibles se utilizará hipo-oso para el menor, oso para el siguiente e ico para el mayor.
Ejemplos: HNO3 (ácido nítrico), HNO2 (ácido nitroso), H2SO4 (ácido sulfúrico), H2SO3 (ácido sulfuroso), H2SO2 (ácido hiposulfuroso), HClO (ácido hipocloroso), HClO2 (ácido cloroso), HClO3 (ácido clórico), HClO4 (ácido perclórico).
Nomenclatura IUPAC:
No metal ato de hidrógeno utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este posea más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos: HNO3 (nitrato de hidrógeno (V) ), HNO2 (nitrato de hidrógeno (III) ), H2SO4 (sulfato de hidrógeno (VI) ), H2SO3 (sulfato de hidrógeno (IV) ), HClO4 (clorato de hidrógeno (VII) ).
Nomenclatura estequimétrica:
No se aplica en estos casos.
Sales del los oxoácidos:
Surgen de reemplazar el o los hidrógenos por un metal.
Fórmula general: Me Nm O, con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
No metal (hipo-ito, ito, ato, per-ato) del metal (oso, ico); donde los prefijos y sufijos indican los estados de oxidación del metal y del no metal.
Ejemplos: Fe2(SO4)3 (sulfato férrico), FeSO3 (sulfito Ferroso), Na2SO2 (hiposulfito de sodio), CuClO2 (clorito cuproso), Cu(ClO3)2 (clorato cúprico), ClO4K (perclorato de potasio).
Nomenclatura IUPAC:
No metal ato del metal con numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal y del no metal respectivamente (cuando el metal presenta un solo estado de oxidación posible se coloca sólo el numeral de stock correspondiente al no metal).
Ejemplos: FeSO4 (sulfato (VI) de hierro (II) ), Fe2(SO3)3 (sulfato (IV) de hierro (III) ), BrO4K (bromato de potasio (VII) ), BrO3K (bromato de sodio (V) ). Observar que en los dos últimos casos el numeral de stock corresponde al no metal dado que el estado de oxidación del metal es inequívoco.
Nomenclatura estequimétrica:
No se aplica en estos casos.
Sales ácidas de los oxoácidos:
Son aquellas sales de los oxoácidos en las cuáles no se encuentran reemplazados todos los hidrógenos y existen hidrógenos en la molécula.

Nomenclatura tradicional:
No metal hipo-ito, ito, ato y per-ato ácido del metal (oso, ico) utilizando un prefijo que indique la cantidad de hidrógenos presentes en la molécula, cuando en ésta pueden haber varios. Los prefijos y sufijos hipo-ito, ito, ato y per-ato indican el estado de oxidación del no metal y se utilizan ito y ato cuando el no metal presenta dos estados de oxidación, hipo-ito, ito y ato cuando el no metal presenta tres estados de oxidación posibles y los cuatro cuando el no metal presenta cuatro estados de oxidación posibles. Los sufijos oso e ico se utilizan sólo cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible e indican el estado de oxidación de éste siendo oso el correspondiente al no menor e ico el correspondiente al mayor. Existe un tipo de nomenclatura especial para este tipo de sales y que sólo se aplica a sales que provienen de ácidosque poseen dos hidrógenos (ej: H2SO4, H2CO3, H2SiO3) y se encuentran con un solo hidrógeno sustituido en las cuáles se utiliza la siguiente fórmula: Bi no metal hipo-ito, ito, ato y per-ato del metal (oso, ico) siendo el prefijo bi el que indica la presencia de un hidrógeno en la molécula.
Ejemplos: NaHCO3 (carbonato ácido de sodio o bicarbonato de sodio), Ca(HSO3)2 (sulfito ácido de calcio o bisulfito de calcio), KH2PO4 (fosfato diácido de potasio), K2HPO4 (fosfato monoácido de potasio), LiHSiO3 (silicato ácido de litio o bisilicato de litio).

Nomenclatura IUPAC:

Hidrógeno (o dihidrógeno) no metal ato del metal con numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal y del metal respectivamente (cuando el metal presenta un solo estado de oxidación posible se coloca sólo el numeral de stock correspondiente al no metal).
Ejemplos: KHCO3 (hidrógeno carbonato (IV) de potasio), Fe(HSO4)2 (hidrógeno sulfato (VI) de hierro(II) ), Cu(H2PO4)2 (dihidrógeno fosfato (V) de cobre (I) ).

jueves, 14 de octubre de 2010

MODELOS ATOMICOS

modelos atomicos

Desde la Antigüedad, el ser humano se ha cuestionado de qué estaba hecha la materia.
Unos 400 años antes de Cristo, el filósofo griego Demócrito consideró que la materia estaba constituida por pequeñísimas partículas que no podían ser divididas en otras más pequeñas. Por ello, llamó a estas partículas átomos, que en griego quiere decir "indivisible". Demócrito atribuyó a los átomos las cualidades de ser eternos, inmutables e indivisibles.
Sin embargo las ideas de Demócrito sobre la materia no fueron aceptadas por los filósofos de su época y hubieron de transcurrir cerca de 2200 años para que la idea de los átomos fuera tomada de nuevo en consideración.

Año

Científico

Descubrimientos experimentales

Modelo atómico

1808

John Dalton

Durante el s.XVIII y principios del XIX algunos científicos habían investigado distintos aspectos de las reacciones químicas, obteniendo las llamadas leyes clásicas de la Química.

La imagen del átomo expuesta por Dalton en su teoría atómica, para explicar estas leyes, es la de minúsculas partículas esféricas, indivisibles e inmutables,
iguales entre sí en cada elemento químico.

1897

J.J. Thomson

Demostró que dentro de los átomos hay unas partículas diminutas, con carga eléctrica negativa, a las que se llamó electrones.

De este descubrimiento dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior estaban incrustados los electrones.
(Modelo atómico de Thomson.)

1911

E. Rutherford

Demostró que los átomos no eran macizos, como se creía, sino que están vacíos en su mayor parte y en su centro hay un diminuto núcleo.

Dedujo que el átomo debía estar formado por una corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente.
(Modelo atómico de Rutherford.)

1913

Niels Bohr

Espectros atómicos discontinuos originados por la radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.

Propuso un nuevo modelo atómico, según el cual los electrones giran alrededor del núcleo en unos niveles bien definidos.
(Modelo atómico de Bohr.)

sábado, 9 de octubre de 2010

PRACTICA NOº4

Introducción

en esta práctica hablaremos sobre los cambios de estado los estados de agregación en cual mencionaremos mas adelante: Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.
Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.
Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.

Cuando un cuerpo, por acción del calor o del frío pasa de un estado a otro, decimos que ha cambiado de estado. En el caso del agua: cuando hace calor, el hielo se derrite y si calentamos agua líquida vemos que se evapora. El resto de las sustancias también puede cambiar de estado si se modifican las condiciones en que se encuentran. Además de la temperatura, también la presión influye en el estado en que se encuentran las sustancias.
Si se calienta un sólido, llega un momento en que se transforma en líquido. Este proceso recibe el nombre de fusión. El punto de fusión es la temperatura que debe alcanzar una sustancia sólida para fundirse. Cada sustancia posee un punto de fusión característico. Por ejemplo, el punto de fusión del agua pura es 0 °C a la presión atmosférica normal.
Si calentamos un líquido, se transforma en gas. Este proceso recibe el nombre de vaporización. Cuando la vaporización tiene lugar en toda la masa de líquido, formándose burbujas de vapor en su interior, se denomina ebullición. También la temperatura de ebullición es característica de cada sustancia y se denomina punto de ebullición. El punto de ebullición del agua es 100 °C a la presión atmosférica normal.
Simulación: (pulsa el botón para encender el mechero y observa los cambios)

 En el estado sólido las partículas están ordenadas y se mueven oscilando alrededor de sus posiciones. A medida que calentamos el agua, las partículas ganan energía y se mueven más deprisa, pero conservan sus posiciones.

 Cuando la temperatura alcanza el punto de fusión (0ºC) la velocidad de las partículas es lo suficientemente alta para que algunas de ellas puedan vencer las fuerzas de atracción del estado sólido y abandonan las posiciones fijas que ocupan. La estructura cristalina se va desmoronando poco a poco. Durante todo el proceso de fusión del hielo la temperatura se mantiene constante.

 En el estado líquido las partículas están muy próximas, moviéndose con libertad y de forma desordenada. A medida que calentamos el líquido, las partículas se mueven más rápido y la temperatura aumenta. En la superficie del líquido se da el proceso de vaporización, algunas partículas tienen la suficiente energía para escapar. Si la temperatura aumenta, el número de partículas que se escapan es mayor, es decir, el líquido se evapora más rápidamente.

 Cuando la temperatura del líquido alcanza el punto de ebullición, la velocidad con que se mueven las partículas es tan alta que el proceso de vaporización, además de darse en la superficie, se produce en cualquier punto del interior, formándose las típicas burbujas de vapor de agua, que suben a la superficie. En este punto la energía comunicada por la llama se invierte en lanzar a las partículas al estado gaseoso, y la temperatura del líquido no cambia (100ºC).

 En el estado de vapor, las partículas de agua se mueven libremente, ocupando mucho más espacio que en estado líquido. Si calentamos el vapor de agua, la energía la absorben las partículas y ganan velocidad, por lo tanto la temperatura sube.

Objetivo

Bueno en esta práctica hablare sobre los cambios de estado, en realidad es explicar las diferencias existentes entre las manifestaciones de materia y sus propiedades a partir del análisis de los estados de agregación y sus cambios

En general lo que se puede decir que con esta práctica nosotros reconoceremos mas los cambios de estado, los cambios que en la materia presentes que en la materia se efectúan debido a una variación en la presión o en la temperatura que a su vez origina que los estados de agregación modifiquen su movimiento molecular.

Esto es el objetivo de esta práctica en lo que cuenta.

INVESTIGACION

Fusión: La fusión es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia del estado sólido al estado líquido por la acción del calor. Cuando se calienta un sólido, se transfiere energía a los átomos que vibran con más rapidez a medida que gana energía.
El proceso de fusión es el mismo que el de fundición, pero este término se aplica generalmente a sustancias como los metales, que se licuan a altas temperaturas, y a sólidos cristalinos. Cuando una sustancia se encuentra a su temperatura de fusión, el calor que se suministra es absorbido por la sustancia durante su transformación, y no produce variación de su temperatura. Este calor adicional se conoce como calor de fusión. El término fusión se aplica también al proceso de calentar una mezcla de sólidos para obtener una disolución líquida simple, como en el caso de las aleaciones

Solidificación:

La solidificación es un proceso físico que consiste en el cambio de estado de la materia de líquido a sólido producido por una disminución en la temperatura. Es el proceso inverso a la fusión. Ejemplo de esto es cuando metes al congelador agua como la temperatura es muy baja esto hace que se haga hielo, o en pocas palabras en solido.
En general, los compuestos disminuyen de volumen al solidificarse, aunque no sucede en todos los casos; en el caso del agua aumenta.

Condensación:

Se denomina condensación al cambio de estado de la materia que se encuentra en forma gaseosa a forma líquida. Es el proceso inverso a la vaporización. Si se produce un paso de estado gaseoso a estado sólido de manera directa, el proceso es llamado sublimación inversa.

Evaporación:
En física, la evaporación es un proceso por el cual una sustancia en estado líquido pasa al estado gaseoso, tras haber adquirido energía suficiente para vencer la tensión superficial. A diferencia de la ebullición, este proceso se produce a cualquier temperatura, siendo más rápido cuanto más elevada aquélla. No es necesario que toda la masa alcance el punto de ebullición.
La evaporación es rara pero importante e indispensable en la vida cuando se trata del agua, que se transforma en nube y vuelve en forma de lluvia, nieve, niebla o rocío.

Sublimación:
La sublimación (del latín sublimare) o volatilización es el proceso que consiste en el cambio de estado de la materia sólida al estado gaseoso sin pasar por el estado líquido. Se puede llamar de la misma forma al proceso inverso; es decir, el paso directo del estado gaseoso al estado sólido, pero es más apropiado referirse a esa transición como sublimación inversa o cristalización; ocurre en las ge oditas. Un ejemplo clásico de sustancia capaz de sublimarse es el hielo seco

Glosario

Estado de Agregación:
En física y química se observa que, para cualquier sustancia o elemento material, modificando sus condiciones de temperatura o presión, pueden obtenerse distintos estados o fases, denominados estados de agregación de la materia, en relación con las fuerzas de unión de las partículas (moléculas, átomos o iones) que la constituyen.
Materia: Materia es todo aquello que ocupa un lugar en el espacio. En física y filosofía, materia es el término para referirse a los constituyentes de la realidad material objetiva
cambios de estado:

En física y química se denomina cambio de estado a la evolución de la materia entre varios estados de agregación sin que ocurra un cambio en su composición. Los tres estados más estudiados y comunes en la tierra son el sólido, el líquido y el gaseoso; no obstante, el estado de agregación más común en nuestro universo es el plasma, material del que están compuestas las estrellas (si descartamos la materia oscura).

La fusión es el cambio de estado de sólido a líquido.

Por el contrario la solidificación o congelación es el cambio inverso, de líquido a sólido.

La vaporización es el cambio de estado de líquido a gas.

Por lo contrario la licuación o condensación es el cambio inverso, de gas a líquido.

La sublimación es el cambio de estado de sólido a gas.

El cambio inverso recibe el nombre de sublimación regresiva o deposición (es prudente evitar llamar cristalización a dicha transición, por ser "cristalización" un término usado para referirse a un método de purificación).

La ionización es el cambio de estado de un gas a plasma.

En caso contrario, se le llama deionización.

la quimica y sus momentos