El punto de esplendor llegará con el más famoso de todos los alquimistas, el Suizo Paracelso, que vivió en el siglo XVI. Aunque de él se puede decir básicamente que Paracelso sostenía que los elementos de los cuerpos compuestos eran sal, azufre y mercurio, que representaban respectivamente a la tierra, el aire y el agua, al fuego lo consideraba como imponderable o no material.
Artículo del Libro Manual de Alquimia para la Nueva Era de Ada Vian, Publicado por Ediciones Lea
viernes, 13 de agosto de 2010
Alquimia, introducción y entendimiento 3
La Obra mas Antigua de Alquimia
Podemos considerar a esta obra como el tratado sobre alquimia propiamente dicho más antiguo que se conoce. Los alquimistas árabes trabajaron con oro y mercurio, arsénico y azufre, y sales y ácidos, y se familiarizaron con una amplia gana de lo que actualmente llamaramos reactivos químicos. Debemos reconocer que sus experimentos fueron principalmente intentos a ciegas, sin demasiado rigor o resultados científicos. Sin embargo trabajando de esta forma encontraron muchas sustancias nuevas e inventaron muchos procesos útiles al posterior desarrollo de la química y la Alquimia.
Ya en el siglo XV, Santo Tomás de Aquino, el monje benedictino Casilii Valentin y el polígrafo Ramón Llul contribujeron no sólo al desarrollo de la Alquimia como Arte Magna, sino al progreso de la ciencia química en general, gracias a sus descubrimientos de los usos del antimonio, la fabricación de amalgamas y el aislamiento del espíritu del vino, o el "alcohol etílico". De este período previo al gran florecimiento alquímico quedaron varias recopilaciones importantes de fórmulas y técnicas, entre las que se encuentran La Pirotecnia (1540) del metalúrgico Italiano Vannoccio Biringuccio.
Podemos considerar a esta obra como el tratado sobre alquimia propiamente dicho más antiguo que se conoce. Los alquimistas árabes trabajaron con oro y mercurio, arsénico y azufre, y sales y ácidos, y se familiarizaron con una amplia gana de lo que actualmente llamaramos reactivos químicos. Debemos reconocer que sus experimentos fueron principalmente intentos a ciegas, sin demasiado rigor o resultados científicos. Sin embargo trabajando de esta forma encontraron muchas sustancias nuevas e inventaron muchos procesos útiles al posterior desarrollo de la química y la Alquimia.
Ya en el siglo XV, Santo Tomás de Aquino, el monje benedictino Casilii Valentin y el polígrafo Ramón Llul contribujeron no sólo al desarrollo de la Alquimia como Arte Magna, sino al progreso de la ciencia química en general, gracias a sus descubrimientos de los usos del antimonio, la fabricación de amalgamas y el aislamiento del espíritu del vino, o el "alcohol etílico". De este período previo al gran florecimiento alquímico quedaron varias recopilaciones importantes de fórmulas y técnicas, entre las que se encuentran La Pirotecnia (1540) del metalúrgico Italiano Vannoccio Biringuccio.
Alquimia, introducción y entendimiento 2
No obstante los iniciados no detuvieron su marcha hacia el conocimiento. Alrededor de los años 250 a 300 Zósimo de Tebas descubrió que el ácido sulfúrico era un disolvente de metales y logró liberar óxigeno del óxido rojo de mercurio. El concepto fundamental de la Alquimia por aquellas épocas procedía de la doctrina aristotélica de que todas las cosas tienden a alcanzar la perfección.
Puesto que otros metales eran condederados menos perfectos que el oro, era razonable suponer que la naturaleza formaba oro a partir de esos metales en el interior de la Tierra, y con la habilidad y la diligencia suficientes, un artesano podría reproducir este proceso en el taller.
También en Arabia se difundió la filosofía y la práctica de la Alquimia. Alli floreció, durante los califatos de los Abasidas desde 750 a 1258, una escuela de farmacia. El primer trabajo conocido de esta escuela es la obra que se difundió en Europa en su versión latina titulada "De alchemia traditio summae perfectionis in duos libros divisa", atribuido al científico y folósofo áraba Abu Musa al-Sufi, conocido en Occidente como Geber.
Puesto que otros metales eran condederados menos perfectos que el oro, era razonable suponer que la naturaleza formaba oro a partir de esos metales en el interior de la Tierra, y con la habilidad y la diligencia suficientes, un artesano podría reproducir este proceso en el taller.
También en Arabia se difundió la filosofía y la práctica de la Alquimia. Alli floreció, durante los califatos de los Abasidas desde 750 a 1258, una escuela de farmacia. El primer trabajo conocido de esta escuela es la obra que se difundió en Europa en su versión latina titulada "De alchemia traditio summae perfectionis in duos libros divisa", atribuido al científico y folósofo áraba Abu Musa al-Sufi, conocido en Occidente como Geber.
martes, 17 de noviembre de 2009
Reactivo limitante, rendimiento y en exceso
Porcentaje de rendimiento
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Razones de este hecho:
• es posible que no todos los productos reaccionen
• es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
• la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:
Ejemplo:
La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).
En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.
1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6.8 g de H2S.
(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g
2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%
Rendimiento con Reactivos Limitantes
Ejemplo:
La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3.00 g de antimonio y 2.00 g de cloro es de 5.05 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121.8, Cl = 35.45)
En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.
1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487.2
número de moles de Sb4 = 3/487.2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2: 70.9
número de moles de Cl2 = 2/70.9 = 0,0282
2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6
de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0.0282 moles de Cl2.
3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2.00 g de Cl2 (el reactivo limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(4,29/5,05) x 100 = 84,9%
Algunos conceptos
Reactivo limitante
Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción.
Proporción de reacción
Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas.
Rendimiento real
Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.
Rendimiento teórico
Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento.
Rendimiento porcentual
Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.
Porcentaje de pureza
El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra impura.
Modificaciones alotrópicas (alótropos)
Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico.
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS:
Las ecuaciones químicas expresan las relaciones cuantitativas existentes entre las sustancias que intervienen en la reacción, y permiten calcular la cantidad de cualquiera de ellas en moles, masa o volumen a través de la ecuación de estado en las condiciones que correspondan.
En primer lugar definiremos algunos conceptos necesarios para la resolución de problemas y luego veremos un ejemplo de calculo.
* Pureza: generalmente los reactivos sólidos suelen presentar otras sustancias extrañas (impurezas) que no intervienen en la reacción química. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.00 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre (80% de 60.00g) corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.
* Reactivo limitante: se denomina así al reactivo que limita la reacción química por encontrarse estequiométricamente en menor proporción entre dos o más reactivos. A partir de éste deben calcularse todos los productos formados.
* Reactivo en exceso: es el reactivo que se encuentra estequiométricamente en mayor cantidad a la necesaria (determinada por el limitante) y por ende, presenta una masa en exceso. Dicha masa resulta de restar la cantidad de reactivo agregado y la cantidad necesaria.
* Rendimiento de la reacción: generalmente, las reacciones quimicas no presentan una eficiencia del 100 % debido a condiciones inadecuadas de presion y temperatura o a perdidas de productos por arrastre en aquellas reacciones que involucran gases. El rendimiento se expresa como porcentaje con respecto a uno o todos los productos y se calcula haciendo el cociente entre la masa obtenida y la masa que debería obtenerse, multiplicado por 100:
R= ( masa obtenida / masa teórica ) x 100
Veamos un ejemplo de aplicación:
Problema: se hacen reaccionar 50.00g de Cu (90% de pureza) con 400.00ml de una solución 6 M de ácido nítrico a 50ºC y 3 atmósferas, con un rendimiento del 95 % respecto de Cu(NO3)2. Calcular:
a] Reactivo limitante y reactivo en exceso
b] Masa de reactivo en exceso.
c] Masa de nitrato(V) de cobre (II) obtenida.
d] Volumen de dióxido de nitrógeno obtenido.
e] Moles y moléculas de agua obtenidos.
1º]- Debe plantearse la ecuación química e igualarla según lo indicado anteriormente.
Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
2º]- Se coloca debajo de la ecuación, las relaciones estequiométricas de masa y moles obtenidas a partir de los pesos atómicos y moleculares tomando en cuenta los coeficientes de igualación. También se colocan las masas o moles dados por el problema:
Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Relac.esteq. 63.54g 252.00g 187.54g 92.00g 36.00g
1 mol 4 moles 1 mol 2 moles 2 moles
Datos e 50.00g 400 ml 95% masa? Vol.? moles?
Incógnitas (90%) sc. 6M molec.?
Resolución:
a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:
masa de Cu agregada: 100% ----------> 50.00 g
90% -----------> x = 45.00 g de Cu puro
moles deHNO3 agregados: 1000 ml -----------> 6 moles
400.00ml ---------> x = 2.4 moles de HNO3
masa de Cu que reacciona: Si 4 moles HNO3 ---------> 63.54 g Cu
2.4 " " --------> x = 38.12 g Cu (necesarios)
Se necesitan 38.12 g de Cu para reaccionar con los 400.00 ml de ácido, pero agregamos 45.00 g de Cu, por lo tanto el cobre esta en exceso y, en consecuencia, el HNO3 es el reactivo limitante.
b] Masa de reactivo en exceso:
masa de Cu exceso = 45.00 g Cu - 38.12 g Cu = 6.88 g Cu exceso.
c] Masa de Cu(NO3)2 obtenida:
Si 4 moles HNO3 ---------> 187.54 g Cu(NO3)2
2.4 " " ---------> x= 112.52 g Cu(NO3)2(sin considerar rendim.)
Considerando el rendimiento del 95% se obtiene el 95% del valor calculado anteriormente, es decir:
100% ----------> 112.52 g Cu(NO3)2
95% -----------> x = 106.89 g Cu(NO3)2
d] Volumen de NO2 obtenido:
Si 4 moles de HNO3 -----------> 2 moles de NO2
2.4 " " " ----------> x = 1.2 moles de NO2
De la ecuación General de Estado de Gases Ideales: (debemos trabajar con esta ecuación ya que el NO2 es un gas)
P . V = n . R . T => V = n . R . T / P =>
V = (1.2 mol x 0.082 l atm / mol K x 323.15 K ) / 3 atm = 10.60 litros.
e] Moles y moléculas de H2O:
Si 4 moles de HNO3 -------------> 2 moles de H2O
2.4 " " " -------------> x = 1.2 moles de H2O
Si 1 mol H2O -------------> 6.02 x 10 23 moléculas (NA )
1.2 " " ------------> X= 7.22 x 1023 moléculas de H2O
Observación: en la resolución del problema, para calcular los productos se trabaja siempre con el reactivo limitante.
http://www.donboscobaires.com.ar/acad/sec/quimica/04/4q-modulo3calculos-estequiometricos.doc
Reactivo limitante (o límite ). Cuando ocurre una reacción, los reactivos probablemente no se encuentran en la relación estequiométrica exacta ( la cual es siempre constante ) sino que puede haber exceso de uno o más de ellos. En tal caso, habrá un reactivo que se consumirá en su totalidad y será el que va a limitar la reacción. Dicho reactivo, llamado reactivo limitante (o límite ), será el punto de referencia para todos los cálculos relacionados con la ecuación. Así por ejemplo, si se ponen en contacto 11 g de C3H8 con 48 g de O2 , se pueden hacer las siguientes consideraciones:
Según la ecuación (4), debe intervenir de O2 en la reacción, 5 veces el número de moles de C3H8 disponibles. Luego:
Moles de O2 que reaccionan = 5( 0.25) = 1.25
Se nota entonces que hay un exceso de O2. Por tanto, en este ejemplo el C3H8 es el reactivo límite.
Rendimiento porcentual de una reacción. Siguiendo el ejemplo anterior, pueden calcularse las moles producidas de cada producto.
1. Si la reacción es 100% completa. El cálculo debe tener como referencia el reactivo límitante.
Moles de CO2 producidas:
Moles de H2O producidas:
Los cálculos anteriores son teóricos. sin embargo, en la realidad una reacción produce menos cantidad de productos que lo teóricamente esperado. Es necesario entonces hablar de un porcentaje de rendimiento de la reacción, que obviamente será menor al 100%, si en nuestro ejemplo se produjeran realmente 0.60 moles de CO2, entonces el rendimiento porcentual sería:
Método de variación continua.(Método de Job). Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica exacta en la que se combinan los reactivos de una reacción. La base del método consiste en realizar reacciones sucesivas con ambos reactivos, empleando cantidades diferentes de cada uno de ellos, manteniendo constante el volumen total. Puede entonces medirse una propiedad del sistema que esté relacionada con la masa que interviene de reactivo en cada caso, por ejemplo, el peso del precipitado formado. Si la reacción se efectúa en una serie de tubos del mismo diámetro, puede medirse la altura del precipitado formado.
Si la reacción no produce precipitado, puede medirse otra propiedad, por ejemplo, el calor liberado, etc.
Ejemplo: determinar la relación estequiométrica para la reacción:
Si se tienen los siguientes resultados experimentales:
TABLA No.1
Tubo
Nº AgNO3 1 F
(ml) NaCl 1 F
(ml) Peso del
Precipitado
(g)
1 1 7 0.14
2 2 6 0.29
3 3 5 0.43
4 4 4 0.57
5 5 3 0.42
6 6 2 0.28
7 7 1 0.14
Graficando el peso del precipitado obtenido vs. el volumen de AgNO3 y el NaCl, resulta el gráfico No. 1. Al observarse dicho gráfico, puede notarse que las dos rectas se interceptan en un punto. Este punto se denomina punto de equivalencia y tiene la característica de que en él, los reactivos reaccionan en las cantidades estequiométricas exactas. Para este ejemplo en particular, el punto de equivalencia ocurre cuando se tienen 4 ml de AgNO3 y 4 ml de NaCl (tubo No. 4); por tanto:
http://www.politecnicovirtual.edu.co/Pagina%20Coordinacion%20CB/pra-quimica-gral/estequiometria.htm
Esta pagina es interactiva, INTERACTIVA TE AYUDA Y TIENE SIMULADORES, RESUELVELA Y HAZLA TUYA
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html
Se cree equivocadamente que las reacciones progresan hasta que se consumen totalmente los reactivos, o al menos el reactivo limitante.
La cantidad real obtenida del producto, dividida por la cantidad teórica máxima que puede obtenerse (100%) se llama rendimiento.
Rendimiento teórico
La cantidad de producto que debiera formarse si todo el reactivo limitante se consumiera en la reacción, se conoce con el nombre de rendimiento teórico.
A la cantidad de producto realmente formado se le llama simplemente rendimiento o rendimiento de la reacción. Es claro que siempre se cumplirá la siguiente desigualdad
Rendimiento de la reacción ≦ rendimiento teórico
Razones de este hecho:
• es posible que no todos los productos reaccionen
• es posible que haya reacciones laterales que no lleven al producto deseado
• la recuperación del 100% de la muestra es prácticamente imposible
Una cantidad que relaciona el rendimiento de la reacción con el rendimiento teórico se le llama rendimiento porcentual o % de rendimiento y se define así:
Ejemplo:
La reacción de 6.8 g de H2S con exceso de SO2, según la siguiente reacción, produce 8.2 g de S. ¿Cual es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: H = 1.008, S = 32.06, O = 16.00).
En esta reacción, 2 moles de H2S reaccionan para dar 3 moles de S.
1) Se usa la estequiometría para determinar la máxima cantidad de S que puede obtenerse a partir de 6.8 g de H2S.
(6,8/34) x (3/2) x 32 = 9,6 g
2) Se divide la cantidad real de S obtenida por la máxima teórica, y se multiplica por 100.
(8,2/9,6) x 100 = 85,4%
Rendimiento con Reactivos Limitantes
Ejemplo:
La masa de SbCl3 que resulta de la reacción de 3.00 g de antimonio y 2.00 g de cloro es de 5.05 g. ¿Cuál es el rendimiento?
(Pesos Atómicos: Sb = 121.8, Cl = 35.45)
En esta reacción, 1 mol de Sb4 y 6 moles de Cl2 reaccionan para dar 4 moles de SbCl3.
1) Calcular el número de moles que hay de cada reactivo:
Peso Molecular del Sb4: 487.2
número de moles de Sb4 = 3/487.2 = 0,006156
Peso Molecular del Cl2: 70.9
número de moles de Cl2 = 2/70.9 = 0,0282
2) Comparar con la relación de coeficientes en la ecuación ajustada. La relación es de 1 mol de Sb4 a 6 moles de Cl2. Usando la estequiometría:
0,00656/0,0282 = 1/4,3 > 1/6
de modo que el reactivo limitante es el Cl2. Nosotros sólo tenemos 0.0282 moles de Cl2.
3) Usar la estequiometría para determinar la máxima cantidad de SbCl3 que puede obtenerse con 2.00 g de Cl2 (el reactivo limitante).
4) Dividir la cantidad real de SbCl3 obtenida por la máxima teórica y multiplicar por 100.
(4,29/5,05) x 100 = 84,9%
Algunos conceptos
Reactivo limitante
Es aquel reactivo concreto de entre los que participan en una reacción cuya cantidad determina la cantidad máxima de producto que puede formarse en la reacción.
Proporción de reacción
Cantidades relativas de reactivos y productos que intervienen en una reacción. Esta proporción puede expresarse en moles, milimoles o masas.
Rendimiento real
Cantidad de producto puro que se obtiene en realidad de una reacción dada. Compárese con rendimiento teórico.
Rendimiento teórico
Cantidad máxima de un producto específico que se puede obtener a partir de determinadas cantidades de reactivos, suponiendo que el reactivo limitante se consume en su totalidad siempre que ocurra una sola reacción y se recupere totalmente el producto. Compárese con rendimiento.
Rendimiento porcentual
Rendimiento real multiplicado por 100 y dividido por el rendimiento teórico.
Porcentaje de pureza
El porcentaje de un compuesto o elemento específico en una muestra impura.
Modificaciones alotrópicas (alótropos)
Formas diferentes del mismo elemento en el mismo estado físico.
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS:
Las ecuaciones químicas expresan las relaciones cuantitativas existentes entre las sustancias que intervienen en la reacción, y permiten calcular la cantidad de cualquiera de ellas en moles, masa o volumen a través de la ecuación de estado en las condiciones que correspondan.
En primer lugar definiremos algunos conceptos necesarios para la resolución de problemas y luego veremos un ejemplo de calculo.
* Pureza: generalmente los reactivos sólidos suelen presentar otras sustancias extrañas (impurezas) que no intervienen en la reacción química. Se denomina pureza al porcentaje efectivo de reactivo puro en la masa total. Por ejemplo: 60.00 g de cobre con pureza del 80% significa que 48 g de cobre (80% de 60.00g) corresponden a cobre puro, siendo el resto impurezas inertes.
* Reactivo limitante: se denomina así al reactivo que limita la reacción química por encontrarse estequiométricamente en menor proporción entre dos o más reactivos. A partir de éste deben calcularse todos los productos formados.
* Reactivo en exceso: es el reactivo que se encuentra estequiométricamente en mayor cantidad a la necesaria (determinada por el limitante) y por ende, presenta una masa en exceso. Dicha masa resulta de restar la cantidad de reactivo agregado y la cantidad necesaria.
* Rendimiento de la reacción: generalmente, las reacciones quimicas no presentan una eficiencia del 100 % debido a condiciones inadecuadas de presion y temperatura o a perdidas de productos por arrastre en aquellas reacciones que involucran gases. El rendimiento se expresa como porcentaje con respecto a uno o todos los productos y se calcula haciendo el cociente entre la masa obtenida y la masa que debería obtenerse, multiplicado por 100:
R= ( masa obtenida / masa teórica ) x 100
Veamos un ejemplo de aplicación:
Problema: se hacen reaccionar 50.00g de Cu (90% de pureza) con 400.00ml de una solución 6 M de ácido nítrico a 50ºC y 3 atmósferas, con un rendimiento del 95 % respecto de Cu(NO3)2. Calcular:
a] Reactivo limitante y reactivo en exceso
b] Masa de reactivo en exceso.
c] Masa de nitrato(V) de cobre (II) obtenida.
d] Volumen de dióxido de nitrógeno obtenido.
e] Moles y moléculas de agua obtenidos.
1º]- Debe plantearse la ecuación química e igualarla según lo indicado anteriormente.
Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
2º]- Se coloca debajo de la ecuación, las relaciones estequiométricas de masa y moles obtenidas a partir de los pesos atómicos y moleculares tomando en cuenta los coeficientes de igualación. También se colocan las masas o moles dados por el problema:
Cu + 4 HNO3 --------> Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Relac.esteq. 63.54g 252.00g 187.54g 92.00g 36.00g
1 mol 4 moles 1 mol 2 moles 2 moles
Datos e 50.00g 400 ml 95% masa? Vol.? moles?
Incógnitas (90%) sc. 6M molec.?
Resolución:
a] Reactivo limitante y reactivo en exceso:
masa de Cu agregada: 100% ----------> 50.00 g
90% -----------> x = 45.00 g de Cu puro
moles deHNO3 agregados: 1000 ml -----------> 6 moles
400.00ml ---------> x = 2.4 moles de HNO3
masa de Cu que reacciona: Si 4 moles HNO3 ---------> 63.54 g Cu
2.4 " " --------> x = 38.12 g Cu (necesarios)
Se necesitan 38.12 g de Cu para reaccionar con los 400.00 ml de ácido, pero agregamos 45.00 g de Cu, por lo tanto el cobre esta en exceso y, en consecuencia, el HNO3 es el reactivo limitante.
b] Masa de reactivo en exceso:
masa de Cu exceso = 45.00 g Cu - 38.12 g Cu = 6.88 g Cu exceso.
c] Masa de Cu(NO3)2 obtenida:
Si 4 moles HNO3 ---------> 187.54 g Cu(NO3)2
2.4 " " ---------> x= 112.52 g Cu(NO3)2(sin considerar rendim.)
Considerando el rendimiento del 95% se obtiene el 95% del valor calculado anteriormente, es decir:
100% ----------> 112.52 g Cu(NO3)2
95% -----------> x = 106.89 g Cu(NO3)2
d] Volumen de NO2 obtenido:
Si 4 moles de HNO3 -----------> 2 moles de NO2
2.4 " " " ----------> x = 1.2 moles de NO2
De la ecuación General de Estado de Gases Ideales: (debemos trabajar con esta ecuación ya que el NO2 es un gas)
P . V = n . R . T => V = n . R . T / P =>
V = (1.2 mol x 0.082 l atm / mol K x 323.15 K ) / 3 atm = 10.60 litros.
e] Moles y moléculas de H2O:
Si 4 moles de HNO3 -------------> 2 moles de H2O
2.4 " " " -------------> x = 1.2 moles de H2O
Si 1 mol H2O -------------> 6.02 x 10 23 moléculas (NA )
1.2 " " ------------> X= 7.22 x 1023 moléculas de H2O
Observación: en la resolución del problema, para calcular los productos se trabaja siempre con el reactivo limitante.
http://www.donboscobaires.com.ar/acad/sec/quimica/04/4q-modulo3calculos-estequiometricos.doc
Reactivo limitante (o límite ). Cuando ocurre una reacción, los reactivos probablemente no se encuentran en la relación estequiométrica exacta ( la cual es siempre constante ) sino que puede haber exceso de uno o más de ellos. En tal caso, habrá un reactivo que se consumirá en su totalidad y será el que va a limitar la reacción. Dicho reactivo, llamado reactivo limitante (o límite ), será el punto de referencia para todos los cálculos relacionados con la ecuación. Así por ejemplo, si se ponen en contacto 11 g de C3H8 con 48 g de O2 , se pueden hacer las siguientes consideraciones:
Según la ecuación (4), debe intervenir de O2 en la reacción, 5 veces el número de moles de C3H8 disponibles. Luego:
Moles de O2 que reaccionan = 5( 0.25) = 1.25
Se nota entonces que hay un exceso de O2. Por tanto, en este ejemplo el C3H8 es el reactivo límite.
Rendimiento porcentual de una reacción. Siguiendo el ejemplo anterior, pueden calcularse las moles producidas de cada producto.
1. Si la reacción es 100% completa. El cálculo debe tener como referencia el reactivo límitante.
Moles de CO2 producidas:
Moles de H2O producidas:
Los cálculos anteriores son teóricos. sin embargo, en la realidad una reacción produce menos cantidad de productos que lo teóricamente esperado. Es necesario entonces hablar de un porcentaje de rendimiento de la reacción, que obviamente será menor al 100%, si en nuestro ejemplo se produjeran realmente 0.60 moles de CO2, entonces el rendimiento porcentual sería:
Método de variación continua.(Método de Job). Este método se ideó para determinar experimentalmente la relación estequiométrica exacta en la que se combinan los reactivos de una reacción. La base del método consiste en realizar reacciones sucesivas con ambos reactivos, empleando cantidades diferentes de cada uno de ellos, manteniendo constante el volumen total. Puede entonces medirse una propiedad del sistema que esté relacionada con la masa que interviene de reactivo en cada caso, por ejemplo, el peso del precipitado formado. Si la reacción se efectúa en una serie de tubos del mismo diámetro, puede medirse la altura del precipitado formado.
Si la reacción no produce precipitado, puede medirse otra propiedad, por ejemplo, el calor liberado, etc.
Ejemplo: determinar la relación estequiométrica para la reacción:
Si se tienen los siguientes resultados experimentales:
TABLA No.1
Tubo
Nº AgNO3 1 F
(ml) NaCl 1 F
(ml) Peso del
Precipitado
(g)
1 1 7 0.14
2 2 6 0.29
3 3 5 0.43
4 4 4 0.57
5 5 3 0.42
6 6 2 0.28
7 7 1 0.14
Graficando el peso del precipitado obtenido vs. el volumen de AgNO3 y el NaCl, resulta el gráfico No. 1. Al observarse dicho gráfico, puede notarse que las dos rectas se interceptan en un punto. Este punto se denomina punto de equivalencia y tiene la característica de que en él, los reactivos reaccionan en las cantidades estequiométricas exactas. Para este ejemplo en particular, el punto de equivalencia ocurre cuando se tienen 4 ml de AgNO3 y 4 ml de NaCl (tubo No. 4); por tanto:
http://www.politecnicovirtual.edu.co/Pagina%20Coordinacion%20CB/pra-quimica-gral/estequiometria.htm
Esta pagina es interactiva, INTERACTIVA TE AYUDA Y TIENE SIMULADORES, RESUELVELA Y HAZLA TUYA
http://www.eis.uva.es/~qgintro/esteq/tutorial-04.html
lunes, 28 de septiembre de 2009
Geometria molecular
La Geometría molecular o estructura molecular es la disposición tri-dimensional de los átomos que constituyen una molécula. Determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad biológica, etc.La Geometría molecular o estructura molecular es la disposición tri-dimensional de los átomos que constituyen una molécula. Es importante por que determina muchas de las propiedades de las moléculas, como son la reactividad, polaridad, fase, color, magnetismo, actividad farmacologicoa, toxicologica, biológica, etc. Las geometrías moleculares se determinan mejor a temperaturas próximas al cero absoluto porque a temperaturas más altas las moléculas presentarán un movimiento rotacional considerable. En el estado sólido la geometría molecular puede ser medida por Difracción de rayos X.
Las geometrías se pueden calcular por procedimientos mecánico cuánticos ab initio o por métodos semiempíricos de modelamiento molecular. Las moléculas grandes a menudo existen en múltiples conformaciones estables que difieren en su geometría molecular y están separadas por barreras altas en la superficie de energía potencial. La posición de cada átomo se determina por la naturaleza de los enlaces químicos con los que se conecta a sus átomos vecinos.
La geometría molecular puede describirse por las posiciones de estos átomos en el espacio, mencionando la longitud de enlace de dos átomos unidos, ángulo de enlace de tres átomos conectados y ángulo de torsión de tres enlaces consecutivos.
El radio atómico aumenta al descender en un grupo y para los elementos de los grupos s y p el radio atómico disminuye de izquierda a derecha en un periodo. Esta variación puede interpretarse atendiendo a la configuración electrónica de los átomos. Al descender en un grupo, aumenta el número cuántico principal, y al pasar de un periodo a otro los electrones de valencia ocupan orbitales de número cuántico superior al anterior.
Como se puede comprobar en las gráficas de las funciones de onda radial, los máximos se encuentra cada vez mas alejados del núcleo conforme aumenta n, lo que explica el aumento en el tamaño del átomo.
Por el contrario, a lo largo de un periodo los electrones de valencia ocupan orbitales con el mismo valor de n). Los valores de la carga nuclear efectiva a lo largo de un periodo aumentan (véanse por ejemplo los de los electrones 2p desde el B al Ne, Tabla 1), que hace que los electrones externos estén cada vez más atraídos que los del elemento que le precede en la Tabla Periódica. Ello supone que en un periodo los átomos se hacen cada vez más compactos, esto es, cada vez más pequeños.
El periodo 6 (Cs-Po) muestra una interesante e importante modificación de estas tendencias.
Como puede observarse en la figura anterior, el radio metálico de los elementos de la tercera serie de transición es muy similar a los que muestran los metales de la segunda serie de transición y no significativamente mayores como en un principio cabría esperar.
Por ejemplo, el radio del Mo es de 1,40 Å y el del W es sólo de 1,41 Å, a pesar de que este último elemento tiene 32 electrones más que el primero. Este efecto en la reducción del radio atómico para estos elementos se conoce como la contracción lantánida.
El nombre del efecto apunta directamente a la causa del mismo. Los elementos del periodo 6 están precedidos por los elementos de la serie lantánida en los cuales se ocupan los orbitales 4f. Estos orbitales tienen muy poca capacidad de apantallamiento, de manera que las repulsiones entre los electrones que se van añadiendo a lo largo de la serie f no compensan el aumento de la carga nuclear y, en consecuencia, Zef aumenta de izquierda a derecha a lo largo del periodo; el efecto dominante de Zef hace que los electrones estén fuertemente atraídos y los átomos sean más compactos
martes, 11 de agosto de 2009
Teoria y ejercicios de repaso 3er parcial y semestral
Está pagina contiene teoria, pero lo mejor son ejercicos on line así como simuladores de los temas vistos en el curso.
Revisalos y se superior, resuelvelos y gozalos.
El Alquimista
http://nicolasordonez0.tripod.com/id2.html
Revisalos y se superior, resuelvelos y gozalos.
El Alquimista
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martes, 18 de noviembre de 2008
Nomenclatura de inorganicos
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
La nomenclatura es la manera de formular y nombrar los compuestos químicos. Podemos distinguir ramas de ella, como por ejemplo: nomenclatura inorgánica, nomenclatura de compuestos orgánicos, nomenclatura de complejos inorgánicos, etc.
Por ahora, veremos solamente la nomenclatura inorgánica que atañe principalmente a los compuestos inorgánicos más comunes.
Definiremos el número de oxidación de un elemento, como la carga que adquiere un átomo según el número de electrones cedidos (número de oxidación positivo), captados (número de oxidación negativo), o bien compartidos (cuando se trata de elementos) al formar un compuesto.
Esta definición es perfectamente válida para compuestos iónicos o electrovalentes. En el caso de los compuestos covalentes donde los electrones se comparten, se les asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un número de oxidación positivo al menos electronegativo. En los compuestos que presentan enlaces covalentes polares los electrones no están completamente transferidos.
En especies químicas iónicas, el número de oxidación coincide con la carga real del átomo. Por ejemplo, los números de oxidación de las especies Ca+2 (en solución), Ag, I- (en solución) son, respectivamente, +2, 0 y -1.
Reglas para conocer el número de oxidación de un elemento
en especies químicas poliatómicas
El número de oxidación de los elementos en estado libre es cero.
El número de oxidación del Hidrógeno en sus compuestos es +1, excepto en los Hidruros Metálicos, que es -1.
En general, el número de oxidación del Oxígeno en sus compuestos es -2 a excepción de los Peróxidos, en los cuales es -1. En los Superóxidos, se encuentra el ión de dioxigenilo O2+.
El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo I A) es siempre +1; el de los alcalinos-terreos (grupo II A) es siempre +2.
En las sales de hidrácidos, el número de oxidación de los halógenos (grupo VII A) es -1 y el número de oxidación de los anfígenos (grupo VI A) es -2.
Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuanta las reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto neutro es cero, y en un ión es igual a su carga.
Los elementos al reaccionar tienen una tendencia natural a ceder, captar o compartir electrones, dependiendo de su ubicación en la tabla periódica y en algunos casos del otro elemento con el que reaccionan. Así, los elementos que se encuentran a la izquierda del sistema periódico tienen tendencia solamente a ceder electrones, quedando cargados positivamente, por lo tanto la mayoría de los elementos que se encuentran a la derecha del sistema periódico tienen números de oxidación positivos y negativos.
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda usar números árabes del 1 al 18 para referirse a los grupos de la tabla periódica. Usaremos la nomenclatura recomendada por Chemical Abstracts.
Números de Oxidación de los elementos
Químicos
Nombre
Símbolo
Grupo
Período
Estado de Oxidación
Hidrógeno
H
I A
1
1, -1
Helio
He
O
1
-
Litio
Li
I A
2
1
Berilio
Be
II A
2
2
Boro
B
III A
2
3
Carbono
C
IV A
2
2, 4, -4
Nitrógeno
N
V A
2
2, 3, -3, 4, 5
Oxígeno
O
VI A
2
-2
Flúor
F
VII A
2
-1
Neón
Ne
O
2
-
Sodio
Na
I A
3
1
Magnesio
Mg
II A
3
2
Aluminio
Al
III A
3
3
Silicio
Si
IV A
3
4
Fósforo
P
V A
3
3, -3, 4, 5
Azufre
S
VI A
3
2, -2, 4, 6
Cloro
Cl
VII A
3
1, -1, 3, 5, 7
Argón
Ar
O
3
-
Potasio
K
I A
4
1
Calcio
Ca
II A
4
2
Escandio
Sc
III B
4
3
Titanio
Ti
IV B
4
3, 4
Vanadio
V
V B
4
2, 3, 4, 5
Cromo
Cr
VI B
4
2, 3, 6
Manganeso
Mn
VII B
4
2, 3, 4, 6, 7
Hierro
Fe
VIII B
4
2, 3
Cobalto
Co
VIII B
4
2, 3
Níquel
Ni
VIII B
4
2, 3
Cobre
Cu
I B
4
1, 2
Zinc
Zn
II B
4
2
Galio
Ga
III A
4
1, 3
Germanio
Ge
IV A
4
4
Arsénico
As
V A
4
3, -3, 5
Selenio
Se
VI A
4
-2, 4, 6
Bromo
Br
VII A
4
1, -1, 3, 5
Kriptón
Kr
O
4
-
Rubidio
Rb
I A
5
1
Estroncio
Sr
II A
5
2
Itrio
Y
III B
5
3
Circonio
Zr
IV B
5
2, 3, 4
Niobio
Nb
V B
5
3, 5
Molibdeno
Mo
VI B
5
2, 3, 4, 5, 6
Tecnecio
Tc
VII B
5
2, 4, 7
Rutenio
Ru
VIII B
5
2, 3, 4, 6, 8
Rodio
Rh
VIII B
5
1, 2, 3, 4
Paladio
Pd
VIII B
5
2, 4
Plata
Ag
I B
5
1, 2
Cadmio
Cd
II B
5
2
Indio
In
III A
5
3
Estaño
Sn
IV A
5
2, 4
Antimonio
Sb
V A
5
3, -3, 5
Telurio
Te
VI A
5
-2, 4, 6
Yodo
I
VII A
5
1, -1, 5, 7
Xenón
Xe
O
5
2, 4, 6, 8
Cesio
Cs
I A
6
1
Bario
Ba
II A
6
2
Lantano
La
III B
6
3
Cerio
Ce
III B
6
3, 4
Praseodimio
Pr
III B
6
3, 4
Neodimio
Nd
III B
6
3
Prometio
Pm
III B
6
3
Samario
Sm
III B
6
2, 3
Europio
Eu
III B
6
2, 3
Gadolinio
Gd
III B
6
3
Terbio
Tb
III B
6
3, 4
Disprosio
Dy
III B
6
3
Holmio
Ho
III B
6
3
Erbio
Er
III B
6
3
Tulio
Tm
III B
6
2, 3
Iterbio
Yb
III B
6
2, 3
Lutecio
Lu
III B
6
3
Hafnio
Hf
IV B
6
4
Tantalio
Ta
V B
6
5
Wolframio
W
VI B
6
2, 3, 4, 5, 6
Renio
Re
VII B
6
-1, 2, 4, 6, 7
Osmio
Os
VIII B
6
4, 6, 8
Iridio
Ir
VIII B
6
2, 3, 4, 6
Platino
Pt
VIII B
6
2, 4
Oro
Au
I B
6
1, 3
Mercurio
Hg
II B
6
1, 2
Talio
Tl
III A
6
1, 3
Plomo
Pb
IV A
6
2, 4
Bismuto
Bi
V A
6
3, 5
Polonio
Po
VI A
6
2, 4
Astato
At
VII A
6
1, -1, 5
Radón
Rn
O
6
-
Francio
Fr
I A
7
1
Radio
Ra
II A
7
2
Actinio
Ac
III B
7
3
Torio
Th
III B
7
4
Protactinio
Pa
III B
7
4, 5
Uranio
U
III B
7
3, 4, 5, 6
Neptunio
Np
III B
7
3, 4, 5, 6
Plutonio
Pu
III B
7
3, 4, 5, 6
Americio
Am
III B
7
3, 4, 5, 6
Curio
Cm
III B
7
3
Berkelio
Bk
III B
7
3, 4
Californio
Cf
III B
7
3
Einstenio
Es
III B
7
-
Fermio
Fm
III B
7
-
Mendelevio
Md
III B
7
-
Nobelio
No
III B
7
-
Lawrencio
Lr
III B
7
-
Rutherfordio
Rf
IV B
7
-
Dubnio
Db
V B
7
-
Seaborgio
Sg
VI B
7
-
Bohrio
Bh
VII B
7
-
Hassio
Hs
VIII B
7
-
Meitnerio
Mt
VIII B
7
-
Ununniliun
Uun
VIII B
7
-
Unununium
Uuu
I B
7
-
Ununbium
Uub
II B
7
-
Ununtrium
Uut
III A
7
-
Ununquadium
Uuq
IV A
7
-
Ununpentium
Uup
V A
7
-
Ununhexium
Uuh
VI A
7
-
Ununseptium
Uus
VII A
7
-
Ununoctium
Uuo
O
7
-
Una vez conocidos los números de oxidación de los elementos, podemos estudiar cómo se nombran los compuestos. Para simplificar, vamos a agruparlos, según el número de elementos que los forman en:
Compuestos Binarios: Son aquellos compuestos formados por la combinación de dos elementos químicos.
a. Compuestos Oxigenados: Como su nombre lo indica, son compuestos formados por un elemento químico y oxígeno.
Tanto los óxidos metálicos como los no metálicos se nombran, según las instrucciones de la I.U.P.A.C., (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) utilizando la nomenclatura Stock y tradicional.
a.a.) Óxido Metálicos: Son compuestos formados por Oxígeno y por un metal, frecuentemente presentan enlaces de tipo iónico. Contienen el ión óxido O-2. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Óxido de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Óxido y el nombre del metal con la terminación correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula
Stock
Tradicional
Cu2O
Óxido de Cobre (I)
Óxido Cuproso
CuO
Oxido de Cobre (II)
Oxido Cúprico
PbO2
Oxido de plomo (IV)
Oxido Plumboso
CaO
Oxido de Calcio
Oxido Cálcico
a.b.) Óxidos no Metálicos o Anhídridos: Son compuestos formados por un no metal y Oxígeno. La naturaleza de su enlace es fundamentalmente covalente. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Oxido de y el nombre del no metal sin terminación y con el estado de oxidación del no metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los no metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Anhídrido y el nombre del no metal con la terminación correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula
Stock
Tradicional
I2O7
Oxido de Iodo (VII)
Anhídrido Peryódico
Cl2O
Oxido de Cloro (I)
Anhídrido Hipocloroso
Cl2O3
Oxido de Cloro (III)
Anhídrido Cloroso
Cl2O5
Oxido de Cloro (V)
Anhídrido Clórico
a.c.) Peróxidos: Son compuestos que contienen el ión peróxido, O2-2, por lo tanto en estos compuestos el oxígeno se presenta con número de oxidación -1. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan sólo la nomenclatura stock, en la cual se escribe la palabra Peróxido de y el nombre del metal sin terminación.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
K2O2
Peróxido de Potasio
Na2O2
Peróxido de Sodio
BaO2
Peróxido de Bario
CaO2
Peróxido de Calcio
a.d.) Superóxidos: Estos compuestos contienen el ión superóxido O2-. Combinados generalmente con un ión alcalino. . Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan sólo la nomenclatura stock, en la cual se escribe la palabra Superóxido de y el nombre del metal sin terminación.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
KO2
Superóxido de Potasio
NaO2
Superóxido de Sodio
RbO2
Superóxido de Rubidio
CsO2
Superóxido de Cesio
a.e.) Ozónidos: Estos compuestos están constituidos por el ión O3- y por un metal alcalino o NH4+. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan sólo la nomenclatura stock, en la cual se escribe la palabra Ozónido de y el nombre del metal sin terminación.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
KO3
Ozónido de Potasio
CsO3
Ozónido de Cesio
NaO3
Ozónido de Sodio
LiO3
Ozónido de Litio
b Compuestos Hidrogenados o Hídridos: Son aquellos compuestos formados por combinación de cualquier elemento químico con Hidrógeno.
b.a.) Hídridos Salinos o Hidruros: Son compuestos formados por Hidrógeno con número de oxidación -1, y un metal activo. Este puede ser un metal alcalino (grupo I A) alcalino-terreo (grupo II A), excepto Berilio y Magnesio o algunos del grupo III A, incluyendo los lantánidos. Estos compuestos poseen carácter salino y sus enlaces son de tipo iónico. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Hidruro de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Hidruro y el nombre del metal con la terminación correspondiente.
Ejemplo:
Fórmula
Stock
Tradicional
NaH
Hidruro de Sodio
Hidruro Sódico
CaH2
Hidruro de Calcio
Hidruro Cálcico
NiH2
Hidruro de Níquel (II)
Hidruro Niqueloso
HgH2
Hidruro de Mercurio (II)
Hidruro Mercúrico
b.b) Hidridos Ácidos, Hidrácidos o Sales Binarias: Corresponden a compuestos formados por hidrógeno y un no metal que puede ser: F, Cl, Br, I con estado de oxidación -1 y Se, Te, S con estado de oxidación -2. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se agrega el sufijo uro a la raíz del no metal seguida de “de Hidrógeno”. En la nomenclatura tradicional, se nombran como “Ácido, la raíz del no metal y terminada en Hídrico”.
Ejemplos:
Fórmula
Stock
Tradicional
H2S
Sulfuro de Hidrógeno
Ácido Sulfhídrico
HF
Fluoruro de Hidrógeno
Ácido Fluorhídrico
H2Se
Selenuro de Hidrógeno
Ácido Selenhídrico
HCl
Cloruro de Hidrógeno
Ácido Clorhídrico
b.c.) Sales de Hidrácidos o Sales Binarias: Son compuestos formados por la combinación de un no metal (los mismos que para los ácidos binarios y con el mismo estado de oxidación) y un metal. Tienen solamente nomenclatura tradicional y en ésta, a la raíz del no metal se le agrega la terminación uro seguida de “de” y el nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Si el elemento tiene sólo un estado de oxidación, éste no se escribe.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
NaI
Ioduro de Sodio
CsCl
Cloruro de Cesio
BaTe
Telenuro de Bario
FeS
Sulfuro de Hierro (II)
2. Compuestos Ternarios: Son aquellos compuestos formados por la combinación de tres elementos químicos.
Hidróxidos: Son compuestos formados por la combinación de un óxido metálico y agua. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock se antepone la palabra “Hidróxido de” seguida del nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y con números romanos. En la nomenclatura tradicional, se antepone la palabra “Hidróxido” seguida del nombre del metal con su respectiva terminación.
Ejemplos:
Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3
Óxido Alumínico Agua Hidróxido Alumínico
Fórmula
Stock
Tradicional
KOH
Hidróxido de Potasio
Hidróxido Potásico
Fe(OH)2
Hidróxido de Hierro (II)
Hidróxido Ferroso
Fe(OH)3
Hidróxido de Hierro (III)
Hidróxido Férrico
LiOH
Hidróxido de Litio
Hidróxido Lítico
b) Sales de Amonio: Son compuestos que resultan al reemplazar el o los Hidrógenos de los hidrácidos, por el grupo amonio (NH4+). Se nombran igual que las Sales Binarias con la diferencia que ahora tenemos el grupo amonio en vez de un metal.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
NH4Cl
Cloruro de Amonio
(NH4)2S
Sulfuro de Amonio
(NH4)2Se
Selenuro de Amonio
NH4F
Fluoruro de Amonio
c) Oxoácidos o Ácidos Ternarios: Son compuestos formados por la combinación de un Anhídrido u Óxido no Metálico y una, dos o tres moléculas de agua, si se agrega una molécula de agua, se antepone la palabra “meta” al nombre del no metal, si se agregan dos moléculas de agua, se antepone la palabra “piro” al nombre del no metal y si se agregan tres moléculas de agua, se antepone la palabra “orto” al nombre del no metal. Se nombran anteponiendo la palabra “Ácido”, seguida del nombre del no Metal con su respectiva terminación.
Ejemplos:
SO3 + H2O H2SO4
Anhídrido Sulfúrico Agua Ácido Sulfúrico (generalmente no se agrega
La palabra “meta”)
Fórmula
Nombre
HBO2
Ácido Bórico
H3BO3
Ácido Ortobórico
HNO2
Ácido Nítroso
H3PO4
Ácido Fosfórico (excepción)
d) Oxisales o Sales Ternarias: Son compuestos formados por la combinación de un Ácido Ternario y un Hidróxido. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock, se utiliza el nombre del no metal con la terminación “ato”, si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación “ito” si actúa con el menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y con números romanos. En nomenclatura tradicional, se utiliza el nombre del no metal con la terminación “ato”, si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación “ito” si actúa con el menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su terminación correspondiente.
Ejemplos:
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2
Hidróxido Ácido Sulfato Hidrógeno
Alumínico Sulfúrico Alumínico Gaseoso
Fórmula
Stock
Tradicional
CaCO3
Carbonato de Calcio
Carbonato Cálcico
Al(NO2)3
Nitrito de Aluminio
Nitrito Alumínico
Al(ClO4)3
Perclorato de Aluminio
Perclorato Alumínico
Ca2(As2O7)
Piroarseniato de Calcio
Piroarseniato Cálcico
Compuestos Cuaternarios: Son aquellos compuestos formados por la combinación de cuatro elementos químicos.
a) Sales Ácidas: Son aquellos compuestos que poseen hidrógenos ácidos (hidrógenos unidos a un Oxígeno el cual se encuentra unido al no metal). Están formadas por un no metal (o grupo NH4+), hidrógeno, no metal y oxígeno. Se nombran de manera similar a los otros tipos de sales, intercalando la palabra hidrógeno, precedida del prefijo numérico correspondiente cuando sea necesario. (NOTA: antiguamente a estas sales se las nombraba intercalando la palabra “ácido” en lugar de Hidrógeno.)
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
Ca(HSO4)2
Sulfato Hidrógeno de Calcio
KH2PO4
Fosfato Dihidrógeno de Calcio
KHSO3
Sulfito Hidrógeno de Potasio
NaHSO3
Sulfito Ácido de Sodio
b) Oxisales de Amonio: Son compuestos formados por el radical amonio (NH4+), un no metal y oxígeno. Se nombran igual que el resto de las oxisales cambiando la terminación por “de amonio”.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
(NH4)2SO4
Sulfato de Amonio
NH4NO2
Nitrito de Amonio
NH4NO3
Nitrato de Amonio
(NH4)4Sb2O7
Piroantimoniato de Amonio
c) Sales Dobles: Son aquellos compuestos formados por dos cationes, un no metal y oxígeno. Se nombran igual que las otras sales, indicando el nombre de los dos cationes. Si es necesario se indican los estados de oxidación. El catión que se escribe primero en la formula se nombra al último.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
CaTi(SO4)3
Sulfato de Titanio (IV) y Calcio
Na2Ca(SO4)2
Sulfato de Calcio y Disodio
NH4MgAsO4
Arseniato de Magnesio y Amonio
CaSn(SO4)3
Sulfato de Estaño (IV) y Calcio
d) Sales Cuaternarias: Son aquellos compuestos que además del catión y del anión, llevan iones óxidos o iones hidroxilo. Se nombran de manera similar a otros tipos de sales, cuidando de intercalar la palabra óxido, según corresponda, precedida del prefijo numérico cuando sea necesario.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
Co(OH)NO3
Nitrato Hidróxido de Cobalto (II)
Bi(OH)2NO3
Nitrato Dihidróxido de Bismuto
VOSO4
Sulfato Óxido de Vanadio (IV)
Pt(OH)NO3
Nitrato Hidróxido de Platino (II)
4. Complejos Inorgánicos o Compuestos de Coordinación: Son aquellos compuestos formados por una serie de elementos químicos. Para poder nombrarlos hay que tener en cuenta una serie de reglas:
Primero se nombra el Anión y luego el Catión.
El nombre del complejo consta de dos partes que se escriben juntas como una sola palabra. Los ligandos se nombran primero y el átomo del metal en segundo lugar.
El nombre completo del ligando consiste en el prefijo griego que indica el número de ligandos, seguido del nombre específico del ligando. Cuando hay dos o más ligandos, éstos se escriben en orden alfabético (sin considerar los prefijos).
El nombre completo del metal consiste en el nombre del metal, seguido de “ato” si el complejo es un anión, y en seguida el estado de oxidación del metal entre paréntesis y en números romanos.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
[Cr(NH3)4Cl2]ClO4
Perclorato de tetraaminodiclorocromo (III)
[Co(en)(NH3)2Br2]Cl
Cloruro de Diaminodibromo(etilendiamino)cobalto (III)
K[Co(C2O4)2(NH3)2]
Diaminobisoxalacetatocobalto (III) de Potasio
Trans-[Pt(NH3)2H(Br)]
Trans-Diaminobromohidronioplatino (0)
Ligandos más Comunes
Fórmula
Nombre
OH-
Hidróxo
Cl-
Cloro
CN-
Ciano
F-
Fluoro
CNO-
Cianato
O-2
Oxo
S-2
Tio
CO3-2
Carbonato
C2O4-2
Oxalato
NO3-
Nitrato
S2O3-2
Tiosulfato
NO2-
Nitro
SO4-2
Sulfato
H2O
Acuo
CO
Carbonilo
NH3
Amino
NO
Nitrosilo
O2-2
Peroxo
H-
Hidro
HS-
Tiolo
Br-
Bromo
I-
Iodo
SO2
Sulfonil
VO
Vanadil
NO2
Nitril
ClO
Clorosil
H3O+
Hidronio
NH4+
Amonio
PH4+
Fosfonio
AsH4+
Arsenio
SO3H+
Sulfonio
O3-
Ozónido
SCN-
Sulfocianuro
N3-
Azida
ClO4-
Perclorato
IO4-
Peryodato
ClO3-
Clorato
MnO4-
Permanganato
ClO2-
Clorito
BrO3-
Bromato
ClO-
Hipoclorito
NH2-
Amida
C-2
Acetiluro
NH-2
Imida
S2-2
Disulfuro
PHO3-2
Fosfanato
CrO4-2
Cromato
SO3-3
Sulfito
PO4-3
Fosfato
AsO4-3
Arseniato
Cr2O7-2
Cromato
PO3-3
Fosfito
AsO3-3
Arsenito
N-3
Nitruro
AlO3-3
Aluminato
P2O7-4
Pirofosfato
PO3-
Metafosfato
[Fe(CN)6]-3
Hexaciano ferrato (III)
[Fe(CN)6]-4
Hexaciano ferrato (II)
La nomenclatura es el porner nombres a compuestos, respetando la reglas de la IUPAC,aqui te envio unas paginas para apoyar lo que ya vimos en clase.
Esta página te apoyará, además trae tablas de iones y radicales.
http://www.scribd.com/doc/14036303/Nomenclatura-inorganica
La nomenclatura es la manera de formular y nombrar los compuestos químicos. Podemos distinguir ramas de ella, como por ejemplo: nomenclatura inorgánica, nomenclatura de compuestos orgánicos, nomenclatura de complejos inorgánicos, etc.
Por ahora, veremos solamente la nomenclatura inorgánica que atañe principalmente a los compuestos inorgánicos más comunes.
Definiremos el número de oxidación de un elemento, como la carga que adquiere un átomo según el número de electrones cedidos (número de oxidación positivo), captados (número de oxidación negativo), o bien compartidos (cuando se trata de elementos) al formar un compuesto.
Esta definición es perfectamente válida para compuestos iónicos o electrovalentes. En el caso de los compuestos covalentes donde los electrones se comparten, se les asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un número de oxidación positivo al menos electronegativo. En los compuestos que presentan enlaces covalentes polares los electrones no están completamente transferidos.
En especies químicas iónicas, el número de oxidación coincide con la carga real del átomo. Por ejemplo, los números de oxidación de las especies Ca+2 (en solución), Ag, I- (en solución) son, respectivamente, +2, 0 y -1.
Reglas para conocer el número de oxidación de un elemento
en especies químicas poliatómicas
El número de oxidación de los elementos en estado libre es cero.
El número de oxidación del Hidrógeno en sus compuestos es +1, excepto en los Hidruros Metálicos, que es -1.
En general, el número de oxidación del Oxígeno en sus compuestos es -2 a excepción de los Peróxidos, en los cuales es -1. En los Superóxidos, se encuentra el ión de dioxigenilo O2+.
El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo I A) es siempre +1; el de los alcalinos-terreos (grupo II A) es siempre +2.
En las sales de hidrácidos, el número de oxidación de los halógenos (grupo VII A) es -1 y el número de oxidación de los anfígenos (grupo VI A) es -2.
Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuanta las reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto neutro es cero, y en un ión es igual a su carga.
Los elementos al reaccionar tienen una tendencia natural a ceder, captar o compartir electrones, dependiendo de su ubicación en la tabla periódica y en algunos casos del otro elemento con el que reaccionan. Así, los elementos que se encuentran a la izquierda del sistema periódico tienen tendencia solamente a ceder electrones, quedando cargados positivamente, por lo tanto la mayoría de los elementos que se encuentran a la derecha del sistema periódico tienen números de oxidación positivos y negativos.
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) recomienda usar números árabes del 1 al 18 para referirse a los grupos de la tabla periódica. Usaremos la nomenclatura recomendada por Chemical Abstracts.
Números de Oxidación de los elementos
Químicos
Nombre
Símbolo
Grupo
Período
Estado de Oxidación
Hidrógeno
H
I A
1
1, -1
Helio
He
O
1
-
Litio
Li
I A
2
1
Berilio
Be
II A
2
2
Boro
B
III A
2
3
Carbono
C
IV A
2
2, 4, -4
Nitrógeno
N
V A
2
2, 3, -3, 4, 5
Oxígeno
O
VI A
2
-2
Flúor
F
VII A
2
-1
Neón
Ne
O
2
-
Sodio
Na
I A
3
1
Magnesio
Mg
II A
3
2
Aluminio
Al
III A
3
3
Silicio
Si
IV A
3
4
Fósforo
P
V A
3
3, -3, 4, 5
Azufre
S
VI A
3
2, -2, 4, 6
Cloro
Cl
VII A
3
1, -1, 3, 5, 7
Argón
Ar
O
3
-
Potasio
K
I A
4
1
Calcio
Ca
II A
4
2
Escandio
Sc
III B
4
3
Titanio
Ti
IV B
4
3, 4
Vanadio
V
V B
4
2, 3, 4, 5
Cromo
Cr
VI B
4
2, 3, 6
Manganeso
Mn
VII B
4
2, 3, 4, 6, 7
Hierro
Fe
VIII B
4
2, 3
Cobalto
Co
VIII B
4
2, 3
Níquel
Ni
VIII B
4
2, 3
Cobre
Cu
I B
4
1, 2
Zinc
Zn
II B
4
2
Galio
Ga
III A
4
1, 3
Germanio
Ge
IV A
4
4
Arsénico
As
V A
4
3, -3, 5
Selenio
Se
VI A
4
-2, 4, 6
Bromo
Br
VII A
4
1, -1, 3, 5
Kriptón
Kr
O
4
-
Rubidio
Rb
I A
5
1
Estroncio
Sr
II A
5
2
Itrio
Y
III B
5
3
Circonio
Zr
IV B
5
2, 3, 4
Niobio
Nb
V B
5
3, 5
Molibdeno
Mo
VI B
5
2, 3, 4, 5, 6
Tecnecio
Tc
VII B
5
2, 4, 7
Rutenio
Ru
VIII B
5
2, 3, 4, 6, 8
Rodio
Rh
VIII B
5
1, 2, 3, 4
Paladio
Pd
VIII B
5
2, 4
Plata
Ag
I B
5
1, 2
Cadmio
Cd
II B
5
2
Indio
In
III A
5
3
Estaño
Sn
IV A
5
2, 4
Antimonio
Sb
V A
5
3, -3, 5
Telurio
Te
VI A
5
-2, 4, 6
Yodo
I
VII A
5
1, -1, 5, 7
Xenón
Xe
O
5
2, 4, 6, 8
Cesio
Cs
I A
6
1
Bario
Ba
II A
6
2
Lantano
La
III B
6
3
Cerio
Ce
III B
6
3, 4
Praseodimio
Pr
III B
6
3, 4
Neodimio
Nd
III B
6
3
Prometio
Pm
III B
6
3
Samario
Sm
III B
6
2, 3
Europio
Eu
III B
6
2, 3
Gadolinio
Gd
III B
6
3
Terbio
Tb
III B
6
3, 4
Disprosio
Dy
III B
6
3
Holmio
Ho
III B
6
3
Erbio
Er
III B
6
3
Tulio
Tm
III B
6
2, 3
Iterbio
Yb
III B
6
2, 3
Lutecio
Lu
III B
6
3
Hafnio
Hf
IV B
6
4
Tantalio
Ta
V B
6
5
Wolframio
W
VI B
6
2, 3, 4, 5, 6
Renio
Re
VII B
6
-1, 2, 4, 6, 7
Osmio
Os
VIII B
6
4, 6, 8
Iridio
Ir
VIII B
6
2, 3, 4, 6
Platino
Pt
VIII B
6
2, 4
Oro
Au
I B
6
1, 3
Mercurio
Hg
II B
6
1, 2
Talio
Tl
III A
6
1, 3
Plomo
Pb
IV A
6
2, 4
Bismuto
Bi
V A
6
3, 5
Polonio
Po
VI A
6
2, 4
Astato
At
VII A
6
1, -1, 5
Radón
Rn
O
6
-
Francio
Fr
I A
7
1
Radio
Ra
II A
7
2
Actinio
Ac
III B
7
3
Torio
Th
III B
7
4
Protactinio
Pa
III B
7
4, 5
Uranio
U
III B
7
3, 4, 5, 6
Neptunio
Np
III B
7
3, 4, 5, 6
Plutonio
Pu
III B
7
3, 4, 5, 6
Americio
Am
III B
7
3, 4, 5, 6
Curio
Cm
III B
7
3
Berkelio
Bk
III B
7
3, 4
Californio
Cf
III B
7
3
Einstenio
Es
III B
7
-
Fermio
Fm
III B
7
-
Mendelevio
Md
III B
7
-
Nobelio
No
III B
7
-
Lawrencio
Lr
III B
7
-
Rutherfordio
Rf
IV B
7
-
Dubnio
Db
V B
7
-
Seaborgio
Sg
VI B
7
-
Bohrio
Bh
VII B
7
-
Hassio
Hs
VIII B
7
-
Meitnerio
Mt
VIII B
7
-
Ununniliun
Uun
VIII B
7
-
Unununium
Uuu
I B
7
-
Ununbium
Uub
II B
7
-
Ununtrium
Uut
III A
7
-
Ununquadium
Uuq
IV A
7
-
Ununpentium
Uup
V A
7
-
Ununhexium
Uuh
VI A
7
-
Ununseptium
Uus
VII A
7
-
Ununoctium
Uuo
O
7
-
Una vez conocidos los números de oxidación de los elementos, podemos estudiar cómo se nombran los compuestos. Para simplificar, vamos a agruparlos, según el número de elementos que los forman en:
Compuestos Binarios: Son aquellos compuestos formados por la combinación de dos elementos químicos.
a. Compuestos Oxigenados: Como su nombre lo indica, son compuestos formados por un elemento químico y oxígeno.
Tanto los óxidos metálicos como los no metálicos se nombran, según las instrucciones de la I.U.P.A.C., (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) utilizando la nomenclatura Stock y tradicional.
a.a.) Óxido Metálicos: Son compuestos formados por Oxígeno y por un metal, frecuentemente presentan enlaces de tipo iónico. Contienen el ión óxido O-2. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Óxido de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Óxido y el nombre del metal con la terminación correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula
Stock
Tradicional
Cu2O
Óxido de Cobre (I)
Óxido Cuproso
CuO
Oxido de Cobre (II)
Oxido Cúprico
PbO2
Oxido de plomo (IV)
Oxido Plumboso
CaO
Oxido de Calcio
Oxido Cálcico
a.b.) Óxidos no Metálicos o Anhídridos: Son compuestos formados por un no metal y Oxígeno. La naturaleza de su enlace es fundamentalmente covalente. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Oxido de y el nombre del no metal sin terminación y con el estado de oxidación del no metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los no metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Anhídrido y el nombre del no metal con la terminación correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula
Stock
Tradicional
I2O7
Oxido de Iodo (VII)
Anhídrido Peryódico
Cl2O
Oxido de Cloro (I)
Anhídrido Hipocloroso
Cl2O3
Oxido de Cloro (III)
Anhídrido Cloroso
Cl2O5
Oxido de Cloro (V)
Anhídrido Clórico
a.c.) Peróxidos: Son compuestos que contienen el ión peróxido, O2-2, por lo tanto en estos compuestos el oxígeno se presenta con número de oxidación -1. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan sólo la nomenclatura stock, en la cual se escribe la palabra Peróxido de y el nombre del metal sin terminación.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
K2O2
Peróxido de Potasio
Na2O2
Peróxido de Sodio
BaO2
Peróxido de Bario
CaO2
Peróxido de Calcio
a.d.) Superóxidos: Estos compuestos contienen el ión superóxido O2-. Combinados generalmente con un ión alcalino. . Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan sólo la nomenclatura stock, en la cual se escribe la palabra Superóxido de y el nombre del metal sin terminación.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
KO2
Superóxido de Potasio
NaO2
Superóxido de Sodio
RbO2
Superóxido de Rubidio
CsO2
Superóxido de Cesio
a.e.) Ozónidos: Estos compuestos están constituidos por el ión O3- y por un metal alcalino o NH4+. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan sólo la nomenclatura stock, en la cual se escribe la palabra Ozónido de y el nombre del metal sin terminación.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
KO3
Ozónido de Potasio
CsO3
Ozónido de Cesio
NaO3
Ozónido de Sodio
LiO3
Ozónido de Litio
b Compuestos Hidrogenados o Hídridos: Son aquellos compuestos formados por combinación de cualquier elemento químico con Hidrógeno.
b.a.) Hídridos Salinos o Hidruros: Son compuestos formados por Hidrógeno con número de oxidación -1, y un metal activo. Este puede ser un metal alcalino (grupo I A) alcalino-terreo (grupo II A), excepto Berilio y Magnesio o algunos del grupo III A, incluyendo los lantánidos. Estos compuestos poseen carácter salino y sus enlaces son de tipo iónico. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Hidruro de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Hidruro y el nombre del metal con la terminación correspondiente.
Ejemplo:
Fórmula
Stock
Tradicional
NaH
Hidruro de Sodio
Hidruro Sódico
CaH2
Hidruro de Calcio
Hidruro Cálcico
NiH2
Hidruro de Níquel (II)
Hidruro Niqueloso
HgH2
Hidruro de Mercurio (II)
Hidruro Mercúrico
b.b) Hidridos Ácidos, Hidrácidos o Sales Binarias: Corresponden a compuestos formados por hidrógeno y un no metal que puede ser: F, Cl, Br, I con estado de oxidación -1 y Se, Te, S con estado de oxidación -2. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se agrega el sufijo uro a la raíz del no metal seguida de “de Hidrógeno”. En la nomenclatura tradicional, se nombran como “Ácido, la raíz del no metal y terminada en Hídrico”.
Ejemplos:
Fórmula
Stock
Tradicional
H2S
Sulfuro de Hidrógeno
Ácido Sulfhídrico
HF
Fluoruro de Hidrógeno
Ácido Fluorhídrico
H2Se
Selenuro de Hidrógeno
Ácido Selenhídrico
HCl
Cloruro de Hidrógeno
Ácido Clorhídrico
b.c.) Sales de Hidrácidos o Sales Binarias: Son compuestos formados por la combinación de un no metal (los mismos que para los ácidos binarios y con el mismo estado de oxidación) y un metal. Tienen solamente nomenclatura tradicional y en ésta, a la raíz del no metal se le agrega la terminación uro seguida de “de” y el nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Si el elemento tiene sólo un estado de oxidación, éste no se escribe.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
NaI
Ioduro de Sodio
CsCl
Cloruro de Cesio
BaTe
Telenuro de Bario
FeS
Sulfuro de Hierro (II)
2. Compuestos Ternarios: Son aquellos compuestos formados por la combinación de tres elementos químicos.
Hidróxidos: Son compuestos formados por la combinación de un óxido metálico y agua. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock se antepone la palabra “Hidróxido de” seguida del nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y con números romanos. En la nomenclatura tradicional, se antepone la palabra “Hidróxido” seguida del nombre del metal con su respectiva terminación.
Ejemplos:
Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3
Óxido Alumínico Agua Hidróxido Alumínico
Fórmula
Stock
Tradicional
KOH
Hidróxido de Potasio
Hidróxido Potásico
Fe(OH)2
Hidróxido de Hierro (II)
Hidróxido Ferroso
Fe(OH)3
Hidróxido de Hierro (III)
Hidróxido Férrico
LiOH
Hidróxido de Litio
Hidróxido Lítico
b) Sales de Amonio: Son compuestos que resultan al reemplazar el o los Hidrógenos de los hidrácidos, por el grupo amonio (NH4+). Se nombran igual que las Sales Binarias con la diferencia que ahora tenemos el grupo amonio en vez de un metal.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
NH4Cl
Cloruro de Amonio
(NH4)2S
Sulfuro de Amonio
(NH4)2Se
Selenuro de Amonio
NH4F
Fluoruro de Amonio
c) Oxoácidos o Ácidos Ternarios: Son compuestos formados por la combinación de un Anhídrido u Óxido no Metálico y una, dos o tres moléculas de agua, si se agrega una molécula de agua, se antepone la palabra “meta” al nombre del no metal, si se agregan dos moléculas de agua, se antepone la palabra “piro” al nombre del no metal y si se agregan tres moléculas de agua, se antepone la palabra “orto” al nombre del no metal. Se nombran anteponiendo la palabra “Ácido”, seguida del nombre del no Metal con su respectiva terminación.
Ejemplos:
SO3 + H2O H2SO4
Anhídrido Sulfúrico Agua Ácido Sulfúrico (generalmente no se agrega
La palabra “meta”)
Fórmula
Nombre
HBO2
Ácido Bórico
H3BO3
Ácido Ortobórico
HNO2
Ácido Nítroso
H3PO4
Ácido Fosfórico (excepción)
d) Oxisales o Sales Ternarias: Son compuestos formados por la combinación de un Ácido Ternario y un Hidróxido. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock, se utiliza el nombre del no metal con la terminación “ato”, si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación “ito” si actúa con el menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y con números romanos. En nomenclatura tradicional, se utiliza el nombre del no metal con la terminación “ato”, si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación “ito” si actúa con el menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su terminación correspondiente.
Ejemplos:
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2
Hidróxido Ácido Sulfato Hidrógeno
Alumínico Sulfúrico Alumínico Gaseoso
Fórmula
Stock
Tradicional
CaCO3
Carbonato de Calcio
Carbonato Cálcico
Al(NO2)3
Nitrito de Aluminio
Nitrito Alumínico
Al(ClO4)3
Perclorato de Aluminio
Perclorato Alumínico
Ca2(As2O7)
Piroarseniato de Calcio
Piroarseniato Cálcico
Compuestos Cuaternarios: Son aquellos compuestos formados por la combinación de cuatro elementos químicos.
a) Sales Ácidas: Son aquellos compuestos que poseen hidrógenos ácidos (hidrógenos unidos a un Oxígeno el cual se encuentra unido al no metal). Están formadas por un no metal (o grupo NH4+), hidrógeno, no metal y oxígeno. Se nombran de manera similar a los otros tipos de sales, intercalando la palabra hidrógeno, precedida del prefijo numérico correspondiente cuando sea necesario. (NOTA: antiguamente a estas sales se las nombraba intercalando la palabra “ácido” en lugar de Hidrógeno.)
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
Ca(HSO4)2
Sulfato Hidrógeno de Calcio
KH2PO4
Fosfato Dihidrógeno de Calcio
KHSO3
Sulfito Hidrógeno de Potasio
NaHSO3
Sulfito Ácido de Sodio
b) Oxisales de Amonio: Son compuestos formados por el radical amonio (NH4+), un no metal y oxígeno. Se nombran igual que el resto de las oxisales cambiando la terminación por “de amonio”.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
(NH4)2SO4
Sulfato de Amonio
NH4NO2
Nitrito de Amonio
NH4NO3
Nitrato de Amonio
(NH4)4Sb2O7
Piroantimoniato de Amonio
c) Sales Dobles: Son aquellos compuestos formados por dos cationes, un no metal y oxígeno. Se nombran igual que las otras sales, indicando el nombre de los dos cationes. Si es necesario se indican los estados de oxidación. El catión que se escribe primero en la formula se nombra al último.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
CaTi(SO4)3
Sulfato de Titanio (IV) y Calcio
Na2Ca(SO4)2
Sulfato de Calcio y Disodio
NH4MgAsO4
Arseniato de Magnesio y Amonio
CaSn(SO4)3
Sulfato de Estaño (IV) y Calcio
d) Sales Cuaternarias: Son aquellos compuestos que además del catión y del anión, llevan iones óxidos o iones hidroxilo. Se nombran de manera similar a otros tipos de sales, cuidando de intercalar la palabra óxido, según corresponda, precedida del prefijo numérico cuando sea necesario.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
Co(OH)NO3
Nitrato Hidróxido de Cobalto (II)
Bi(OH)2NO3
Nitrato Dihidróxido de Bismuto
VOSO4
Sulfato Óxido de Vanadio (IV)
Pt(OH)NO3
Nitrato Hidróxido de Platino (II)
4. Complejos Inorgánicos o Compuestos de Coordinación: Son aquellos compuestos formados por una serie de elementos químicos. Para poder nombrarlos hay que tener en cuenta una serie de reglas:
Primero se nombra el Anión y luego el Catión.
El nombre del complejo consta de dos partes que se escriben juntas como una sola palabra. Los ligandos se nombran primero y el átomo del metal en segundo lugar.
El nombre completo del ligando consiste en el prefijo griego que indica el número de ligandos, seguido del nombre específico del ligando. Cuando hay dos o más ligandos, éstos se escriben en orden alfabético (sin considerar los prefijos).
El nombre completo del metal consiste en el nombre del metal, seguido de “ato” si el complejo es un anión, y en seguida el estado de oxidación del metal entre paréntesis y en números romanos.
Ejemplos:
Fórmula
Nombre
[Cr(NH3)4Cl2]ClO4
Perclorato de tetraaminodiclorocromo (III)
[Co(en)(NH3)2Br2]Cl
Cloruro de Diaminodibromo(etilendiamino)cobalto (III)
K[Co(C2O4)2(NH3)2]
Diaminobisoxalacetatocobalto (III) de Potasio
Trans-[Pt(NH3)2H(Br)]
Trans-Diaminobromohidronioplatino (0)
Ligandos más Comunes
Fórmula
Nombre
OH-
Hidróxo
Cl-
Cloro
CN-
Ciano
F-
Fluoro
CNO-
Cianato
O-2
Oxo
S-2
Tio
CO3-2
Carbonato
C2O4-2
Oxalato
NO3-
Nitrato
S2O3-2
Tiosulfato
NO2-
Nitro
SO4-2
Sulfato
H2O
Acuo
CO
Carbonilo
NH3
Amino
NO
Nitrosilo
O2-2
Peroxo
H-
Hidro
HS-
Tiolo
Br-
Bromo
I-
Iodo
SO2
Sulfonil
VO
Vanadil
NO2
Nitril
ClO
Clorosil
H3O+
Hidronio
NH4+
Amonio
PH4+
Fosfonio
AsH4+
Arsenio
SO3H+
Sulfonio
O3-
Ozónido
SCN-
Sulfocianuro
N3-
Azida
ClO4-
Perclorato
IO4-
Peryodato
ClO3-
Clorato
MnO4-
Permanganato
ClO2-
Clorito
BrO3-
Bromato
ClO-
Hipoclorito
NH2-
Amida
C-2
Acetiluro
NH-2
Imida
S2-2
Disulfuro
PHO3-2
Fosfanato
CrO4-2
Cromato
SO3-3
Sulfito
PO4-3
Fosfato
AsO4-3
Arseniato
Cr2O7-2
Cromato
PO3-3
Fosfito
AsO3-3
Arsenito
N-3
Nitruro
AlO3-3
Aluminato
P2O7-4
Pirofosfato
PO3-
Metafosfato
[Fe(CN)6]-3
Hexaciano ferrato (III)
[Fe(CN)6]-4
Hexaciano ferrato (II)
La nomenclatura es el porner nombres a compuestos, respetando la reglas de la IUPAC,aqui te envio unas paginas para apoyar lo que ya vimos en clase.
Esta página te apoyará, además trae tablas de iones y radicales.
http://www.scribd.com/doc/14036303/Nomenclatura-inorganica
lunes, 13 de octubre de 2008
Estequiometría
En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métron, (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química. Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica aunque históricamente fueron enunciadas sin hacer referencia a la composición de la materia según distintas leyes y principios
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados
En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactantes se consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre Átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa que implica las dos leyes siguientes.
1-"La conservación del número de átomos de cada elemento químico;"
2-"La conservación de la carga total."
Para respetar estas reglas se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles, es decir la cantidad de materia que se consume o se forma)
Ejemplo
En la reacción de combustión de metano (CH4) este se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O).
La reacción sin ajustar será:
Esta reacción no es correcta porque no cumple la ley de conservación de la Materia; para el elemento hidrógeno (H) por ejemplo, hay 4 átomos en los reactantes y solo 2 en los productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
De esta manera si se pone un 2 delante del H2O
se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H) pero no para el oxígeno (O), que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactantes
y se obtiene la reacción ajustada.
Esta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.
http://www.fcen.uba.ar/ecyt/articulo/art1.htm
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados
Principio:
En una reacción química se observa una modificación de las sustancias presentes: Los reactantes se consumen para dar lugar a los productos.
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre Átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa que implica las dos leyes siguientes.
1-"La conservación del número de átomos de cada elemento químico;"
2-"La conservación de la carga total."
Ajustar o Balancear una reacción
Una ecuación química (que no es más que la representación escrita de una reacción química) ajustada debe reflejar lo que pasa realmente en el curso de la reacción y por tanto debe respetar las leyes de conservación del numero de átomos y de la carga total.Para respetar estas reglas se pone delante de cada especie química un número llamado coeficiente estequiométrico, que indica la proporción de cada especie involucrada (se puede considerar como el número de moléculas/átomos/iones o moles, es decir la cantidad de materia que se consume o se forma)
Ejemplo
En la reacción de combustión de metano (CH4) este se combina con oxígeno molecular(O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua. (H2O).
La reacción sin ajustar será:
Esta reacción no es correcta porque no cumple la ley de conservación de la Materia; para el elemento hidrógeno (H) por ejemplo, hay 4 átomos en los reactantes y solo 2 en los productos. Se ajusta la reacción introduciendo delante de las fórmulas químicas de cada compuesto un coeficiente estequiométrico adecuado.
De esta manera si se pone un 2 delante del H2O
se respeta la conservación para el carbono (C) y el hidrógeno (H) pero no para el oxígeno (O), que puede corregirse poniendo otro 2 delante de O2 en los reactantes
y se obtiene la reacción ajustada.
Esta dice que 1 molécula de metano reacciona con 2 moléculas de oxígeno para dar 1 molécula de dióxido de carbono y 2 moléculas de agua.
http://www.fcen.uba.ar/ecyt/articulo/art1.htm
Blanceo por el método algebraico
Por el método algebraico
El número de pasos para balancear una ecuación por el método algebraico puede variar, dependiendo del grado de complejidad de tal ecuación.
Se escribe la reacción situando los reactivos a la izquierda y los productos a la derecha.
Se escribe sobre cada molécula una letra siguiendo el orden alfabético.
Se enlistan verticalmente los átomos que participan en la reacción.
A la derecha del símbolo de cada elemento se escribe el número de veces que el elemento se encuentra en cada molécula identificada por letra.
Si de un lado de la reacción un elemento se encuentra en más de una molécula, se suman y se escribe cuantas veces está presente en una molécula.(se observa en el oxígeno).
Se cambia la flecha por un signo igual(=).
3A = 1E
2A = 4D
8A + 2B = 3E + 1F
1B = 1E
1C = 1F
Se enlistan las letras que representan las moléculas y a la letra más frecuente se le asigna el valor de uno.
A =1 B=3 C=5 D=1/2 E=3 F=5
Los valores de las letras se obtienen por operaciones algebraicas. 3A = 1E 2A = 4D 1B=1E 8A + 2B = 3E + 1F 1C= 1
E=3 D=1/2 B=3 8(1) + 2(3)=3(3) + 1F C=5
F=5
Sólo que la letra D=1/2 y como no puede haber medias moléculas. Entonces cuando uno de los valores obtenidos es fraccionario todos se multiplican por el denominador de esa fracción, así las porciones no se alteran. Si más de uno es fraccionario y las fracciones son diferentes entonces todas se multiplican por un común denominador. A = 1×2=2
B = 3x=6
C = 5×2=10
D = (1/2) x2=1
E = 3×2=6
F = 5×2=10
Los valores finalmente obtenidos se asigna como coeficientes de las moléculas a cuyas letras correspondan.
miércoles, 8 de octubre de 2008
Concentración
Quieres saver si no tienes buena concentraciòn, observa detenidamente el siguiente video y lo sabras, dura poco no te deseperes Atentamente El Alquimista
lunes, 22 de septiembre de 2008
Balanceo de ecuaciones por el método de INSPECCIÓN (Tanteo)
Balanceo de ecuaciones por el método de Tanteo El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
H2SO4 : hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H22SO2: hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2SO4 : hay 2 Hidrogenos 1 Azufre y 4 Oxigenos
5H22SO2: hay 10 Hidrógenos 5 azufres y 20 Oxígenos
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo necesiten, pero no se cambian los subíndices.
Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N 2 O 5 --> HNO3
Aquí apreciamos que existen 2 Hidrógenos en el primer miembro (H2O). Para ello, con solo agregar un 2 al HNO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N 2 O 5 --> 2 HNO3
Para el Nitrógeno, también queda equilibrado, pues tenemos dos Nitrógenos en el primer miembro (N 2 O 5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 HNO3)
Para el Oxigeno en el agua (H2O) y 5 Oxígenos en el anhídrido nítrico (N 2 O 5) nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 HNO3)
2HCl + Zn à Zn Cl 2 + H2
K Cl O 3 --> KCl + O2
2 K Cl O 3 --> 2KCl + 3O2
Balanceo de ecuaciones químicas
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química, en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los productos de la reacción.
A + B --> C + D
Reactivos y Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/reacciones_quimicas.htm
A + B --> C + D
Reactivos y Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todos el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la conservación de la materia.
http://www.cespro.com/Materias/MatContenidos/Contquimica/QUIMICA_INORGANICA/reacciones_quimicas.htm
Regla del Octeto
Desde 1861 se comenzó a trabajar con diferentes teorías sobre la formación de estos enlaces, y en 1916 Lewis introdujo la representación de los enlaces mediante pares electrónicos, teniendo en cuenta el número de electrones alrededor de cada elemento. De modo que el símbolo del elemento represente al núcleo con sus electrones más internos. Se representan por puntos a los electrones más externos, también llamados electrones de valencia
Además se representan los electrones del enlace por una línea de unión
De acuerdo con esta teoría un átomo que forma un enlace covalente debe compartir, no solo un electrón perteneciente al átomo con que se une, sino también uno de sus propios electrones. Así el enlace covalente es el producido al compartirse dos electrones por dos átomos. El pareamiento de electrones es de forma tal, que los átomos tengan 8 electrones en su capa exterior o regla del octeto y adquiere una estructura semejante a la del gas noble.
Además se representan los electrones del enlace por una línea de unión
Características del enlace covalente
Las características de las sustancias que poseen este tipo de enlace son:
- pueden ser gases, líquidos o sólidos
- tiene bajos punto de fusión y ebullición (excepto los cristales covalentes)
- conducen mal la corriente eléctrica y el calor
- son poco solubles en agua
En el modelo del enlace covalente se asume que los núcleos de los átomos que se enlazan atraen los electrones con gran fuerza, de modo que se forma una nube electrónica alrededor de ellos, compartiendo entre ambos la densidad electrónica.
- pueden ser gases, líquidos o sólidos
- tiene bajos punto de fusión y ebullición (excepto los cristales covalentes)
- conducen mal la corriente eléctrica y el calor
- son poco solubles en agua
En el modelo del enlace covalente se asume que los núcleos de los átomos que se enlazan atraen los electrones con gran fuerza, de modo que se forma una nube electrónica alrededor de ellos, compartiendo entre ambos la densidad electrónica.
Caracteristicas del enlace iónico
Las sustancias que presentan este tipo de enlace tienen las siguiente características:
- son solubles en agua
- conducen muy bien la electricidad y el calor en disolución o fundidas.
- son sólidos con altos puntos de fusión y ebullición.
- en las disoluciones acuosas, en presencia de la corriente eléctrica se observa un movimiento de cargas en el seno de la misma.
Los átomos de los elementos cuyas energías de ionización son bajas tienden a formar cationes, mientras que aquellos con altos valores negativos tienden a formar aniones. Esta regla general nos dice que los elementos más adecuados para formar cationes en los compuestos iónicos son los metales alcalinos y alcalinos térreos ( grupos IA y IIA). Así los más adecuados para formar aniones son los halógenos y el oxígeno. Considérese la formación del compuesto iónico fluoruro de litio a partir del litio y el fluor. La configuración electrónica del
Na 1s2 2s2 2p6 3s1
Cl 1s2 2s2 2p6 3s23p5
Cuando los átomos de sodio y cloro entren en contacto, el electrón de valencia del sodio se transfiere al átomo de cloro
Na + Cl = Na+ Cl-
La molecula queda de la siguiente manera:
Ahora veamos que aprendiste: Entra a el laboratorio, sigue los pasos indicados por el alquimista y observa a donde llega el conociemiento.
Enlace Metálico
Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Hay tres tipos de red cristalina metálica: cúbica centrada en las caras, con coordinación doce; cúbica centrada en el cuerpo, con coordinación ocho, y hexagonal compacta, con coordinación doce. Sin embargo, el número de electrones de valencia de cualquier átomo metálico es pequeño, en todo caso inferior al número de átomos que rodean a un dado, por lo cual no es posible suponer el establecimiento de tantos enlaces covalentes.
En el enlace metálico, los átomos se transforman en iones y electrones, en lugar de pasar a un átomo adyacente, se desplazan alrededor de muchos átomos. Intuitivamente, la red cristalina metálica puede considerarse formada por una serie de átomos alrededor de los cuales los electrones sueltos forman una nube que mantiene unido al conjunto.
Electrovalencia y covalencia
Teniendo presenta las teorías de los enlaces iónicos y covalentes, es posible deducir la valencia de un elemento cualquiera a partir de su configuración electrónica.
La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.
La electrovalencia, valencia en la formación de compuestos iónicos, es el número de electrones que el átomo tiene que ganar o perder para conseguir la configuración de los gases nobles.
La covalencia, número de enlaces covalentes que puede formar un átomo, es el número de electrones desapareados que tiene dicho átomo. Hay que tener presente que un átomo puede desaparecer sus electrones al máximo siempre que para ello no haya de pasar ningún electrón a un nivel energético superior.
Propiedades de los compuestos covalentes
Las fuerzas de Van der Waals pueden llegar a mantener ordenaciones cristalinas, pero los puntos de fusión de las sustancias covalentes son siempre bajos, ya que la agitación térmica domina, ya a temperaturas bajas, sobre las débiles fuerzas de cohesión. La mayor parte de las sustancias covalentes, a temperatura ambiente, son gases o líquidos de punto de ebullición bajo (por ejemplo el agua).
En cuanto a la solubilidad, puede decirse que, en general, las sustancias covalentes son solubles en disolventes no polares y no lo son en disolventes polares. Se conocen algunos sólidos covalentes prácticamente infusibles e insolubles, que son excepción al comportamiento general descrito. Un ejemplo de ellos es el diamante. La gran estabilidad de estas redes cristalinas se debe a que los átomos que las forman están unidos entre sí mediante enlaces covalentes. Para deshacer la red es necesario romper estos enlaces, los cual consume enormes cantidades de energía.
Fuerzas intermoleculares
A diferencia que sucede con los compuestos iónicos, en las sustancias covalentes existen moléculas individualizadas. Entre estas moléculas se dan fuerzas de cohesión o de Van der Waals, que debido a su debilidad, no pueden considerarse ya como fuerzas de enlace. Hay varios tipos de interacciones: Fuerzas de orientación (aparecen entre moléculas con momento dipolar diferente), fuerzas de inducción (ion o dipolo permanente producen en una molécula no polar una separación de cargas por el fenómeno de inducción electrostática) y fuerzas de dispersión (aparecen en tres moléculas no polares).
Enlace covalente
Lewis expuso la teoría de que todos los elementos tienen tendencia a conseguir configuración electrónica de gas noble (8 electrones en la última capa). 
Elementos situados a la derecha de la tabla periódica ( no metales ) consiguen dicha configuración por captura de electrones; elementos situados a la izquierda y en el centro de la tabla ( metales ), la consiguen por pérdida de electrones. De esta forma la combinación de un metal con un no metal se hace por enlace iónico; pero la combinación de no metales entre sí no puede tener lugar mediante este proceso de transferencia de electrones; por lo que Lewis supuso que debían compartirlos.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
Es posible también la formación de enlaces múltiples, o sea, la compartición de más de un par de electrones por una pareja de átomos. En otros casos, el par compartido es aportado por sólo uno de los átomos, formándose entonces un enlace que se llama coordinado o dativo. Se han encontrado compuestos covalentes en donde no se cumple la regla. Por ejemplo, en BCl3, el átomo de boro tiene seis electrones en la última capa, y en SF6, el átomo de azufre consigue hasta doce electrones. Esto hace que actualmente se piense que lo característico del enlace covalente es la formación de pares electrónicos compartidos, independientemente de su número.
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