NOMENCLATURA QUÍMICA

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En un sentido amplio, nomenclatura química son las reglas y regulaciones que rigen la designación (la identificación o el nombre) de las sustancias químicas.

Como punto inicial para su estudio es necesario distinguir primero entre compuestos orgánicos e inorgánicos.

Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazado 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.

Nomenclatura en química inorgánica

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 característica 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

Debemos recordar aquí que las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Ver: Compuestos inorgánicos

Actualmente se aceptan tres sistemas o subsistemas de nomenclatura, estos son:

el sistema de nomenclatura estequiométrica o sistemático,

el sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional y

el sistema de nomenclatura Stock.

Estos tres sistemas nombran a casi todos los compuestos inorgánicos, siendo la nomenclatura tradicional la más extensa.

Algunas reglas para la nomenclatura inorgánica

Se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (menor capacidad de atraer electrones) y a continuación el del elemento o radical más electronegativo (mayor capacidad de atraer electrones). Pero se nombran en orden inverso a este orden.

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

Se intercambian las valencias de los elementos o los radicales, colocándolas en forma de subíndices. Estos subíndices se simplifican, si se puede, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que el 1 no se escribe.

En los ejemplos anteriores: CrBr₃

El cromo está actuando con valencia 3 (Cr⁺³) y el bromo lo hace con valencia –1 (Br^–1) (el cromo puede tener valencia 2,3,4,5,6 y el bromo puede tener valencia +1, –1, 3, 5, 7)

La fórmula sería Cr⁺³ Br^–1, intercambiamos las valencias pero poniendo su número como subíndice y queda CrBr₃ (sería Cr₁, pero el uno no se escribe).

La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) recomienda el uso de la nomenclatura sistemática, la más extendida, y la de Stock o funcional, utilizada sobre todo para nombrar óxidos, hidruros y hidróxidos.

En la nomenclatura sistemática de los óxidos la palabra genérica óxido va precedida de los prefijos griegos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- o hepta-, según el número de oxígenos que existan; a continuación se indica, de la misma forma, la proporción del segundo elemento.

Por ejemplo, N₂O₅, pentaóxido de dinitrógeno (5 átomos de oxígeno y 2 átomos de nitrógeno).

En algunas ocasiones se puede prescindir del prefijo mono- (CaO, óxido de calcio).

En la nomenclatura de Stock no se utilizan prefijos. Los óxidos se nombran con la palabra óxido seguida del nombre del otro elemento y su valencia entre paréntesis; siguiendo con el ejemplo: N₂O₅, sería óxido de nitrógeno (V). Si el elemento que se combina con el oxígeno tiene valencia única, no es necesario indicarla; así, Li₂O es óxido de litio (de la misma fórmula deducimos que la valencia del litio es 1 y la del oxígeno 2).

En los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con valencia –1 y se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del metal. El número de átomos de hidrógeno se indica mediante prefijos numerales; por ejemplo, AuH₃, trihidruro de oro.

En la nomenclatura funcional se nombran con la palabra hidruro seguida del nombre del metal y su valencia correspondiente, salvo que la valencia sea única [AuH₃, hidruro de oro (III)].

En los hidruros no metálicos el hidrógeno actúa con valencia +1 y los no metales con sus respectivas valencias negativas; se nombran añadiendo el sufijo -uro al no metal. Por ejemplo, HCl, cloruro de hidrógeno.

Los hidróxidos se nombran con la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, indicando con prefijos numerales sus proporciones; por ejemplo, Mg(OH)₂, dihidróxido de magnesio.

En la nomenclatura de Stock no se utilizan los prefijos: al nombre del metal se le añade su valencia, aunque ésta se omite cuando es única; por ejemplo, Mg(OH)₂, hidróxido de magnesio.

En la nomenclatura sistemática, los ácidos oxoácidos se nombran como compuestos binarios en los que el constituyente negativo (anión) es poliatómico; se utiliza el sufijo -ato para el anión y se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entre paréntesis, seguida de la palabra hidrógeno; por ejemplo, HClO, oxoclorato (I) de hidrógeno. Para estos ácidos, la IUPAC admite la nomenclatura tradicional (HClO, ácido hipocloroso).

Nomenclatura en química orgánica

El sistema para nombrar actualmente los compuestos orgánicos, conocido como sistema IUPAC, se basa en una serie de reglas muy sencillas que permiten nombrar cualquier compuesto orgánico a partir de su fórmula desarrollada, o viceversa. Esta es lanomenclatura sistemática. Además existe la nomenclatura vulgar, que era el nombre por el que se conocían inicialmente muchas moléculas orgánicas (como por ejemplo ácido acético, formaldehído, estireno, colesterol, etcétera), y que hoy día está aceptada.

El nombre sistemático está formado por un prefijo, que indica el número de átomos de carbono que contiene la molécula, y un sufijo, que indica la clase de compuesto orgánico de que se trata.

Algunos de los prefijos más utilizados son:

Átomos de C	Prefijo
1	Met-
2	Et-
3	Prop-
4	But-
5	Pent-
6	Hex-
7	Hept-
8	Oct-
9	Non-
10	Dec-

Ahora veremos como se nombran las distintas familias de compuestos orgánicos.

En aquellos casos en los que se conozca el nombre vulgar, se incluirá al lado del nombre sistemático.

Hidrocarburos

Son aquellos compuestos orgánicos que contienen únicamente carbono (C) e hidrógeno (H) en su molécula.

Existen dos grupos principales de hidrocarburos, los alifáticos y los aromáticos, cada uno de los cuales se subdividen a su vez en varias clases de compuestos:

• Alifáticos: Dentro de este grupo están los alcanos, alquenos, alquinos y cicloalcanos

• Aromáticos: Existen dos clases de compuestos, los monocíclicos o mononucleares, que contienen sólo un núcleo bencénico y los policíclicos o polinucleares que contienen dos o más núcleos bencénicos.

Alcanos. Responden a la fórmula general C_nH_2n+2. Son hidrocarburos acíclicos (no tienen ciclos en su cadena) saturados (tienen el máximo número de hidrógenos posible).

- Alcanos de cadena lineal. Se nombran utilizando uno de los prefijos de la tabla anterior seguido del sufijo -ano.

Ejemplos:

CH4	metano
C2H6	etano
C3H8	propano
C4H10	butano
C5H12	pentano
C6H14	hexano

Ver: PSU; Química,

Pregunta 07_2005

Pregunta 10_2006

Alcanos de cadena ramificada. Para nombrar estos compuestos hay que seguir los siguientes pasos:

Buscar la cadena hidrocarbonada más larga y ésta constituye el hidrocarburo principal, que nombra al compuesto y que llevará la terminación -ano si es un alcano. Si hay más de una cadena con la misma longitud se elige como principal aquella que tiene mayor número de cadenas laterales.

Se numeran los átomos de carbono empezando por el extremo más próximo a un carbono con sustituyentes (radicales) y éstos se nombran anteponiéndoles un número localizador que indica su posición en la cadena, seguido de un guión.

Si existen dos sustituyentes en el mismo átomo de carbono, se repite el número separado por una coma. Cuando hay dos o más sustituyentes diferentes en el compuesto se nombran por orden alfabético. Por ejemplo 4,5-dietil-2,2,7-trimetildecano.

Para ver más sobre alcanos, ir a Nomenclatura y numeración de cadenas.

Alquenos y alquinos

Para nombrar los alquenos o los alquinos se toma como cadena principal la más larga que contenga el doble o triple enlace y se termina en -eno o -ino; su posición se indica con el número localizador más bajo posible y tiene preferencia sobre las cadenas laterales al numerar los carbonos.

Otros compuestos

Los alcoholes se nombran añadiendo la terminación -ol al hidrocarburo e indicando con el localizador más bajo posible la posición que ocupa el grupo -OH.

En los aldehídos se sustituye la terminación -o de los hidrocarburos por -al y la cadena se comienza a numerar por el extremo que lleva el grupo carbonilo (C=O).

Las cetonas se nombran cambiando la terminación -o del hidrocarburo por -ona, y la posición del grupo carbonilo se indica con un localizador.

En los ácidos carboxílicos se antepone la palabra ácido a la del hidrocarburo del que proceden, en el que la terminación -o se sustituye por -oico.

Las aminas se nombran añadiendo al nombre del radical el sufijo -amina. Si un mismo radical está repetido dos o tres veces se le anteponen los prefijos di- o tri-. Si la amina lleva radicales diferentes se nombran por orden alfabético.

Las amidas cambian la terminación -oico del ácido por el sufijo -amida.

Los nitrilos se pueden considerar derivados del cianuro de hidrógeno, H-CN, al sustituir el átomo de hidrógeno por radicales alquilo. Se nombran añadiendo el sufijo -nitrilo al nombre de la cadena principal.

MODELOS ATÓMICOS

Modelos atómicos: sus creadores y experimentos 

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Cargas eléctricas: Es una propiedad intrínseca de algunas partículas subatómicas que se manifiesta mediante atracciones y repulsiones que determinan las interacciones electromagnéticas entre ellas.

Robert Millikan:

Fue un físico estadounidense que gano le Premio Nóbel de Física en 1923 primordialmente por su trabajo para determinar el valor de la carga del electrón y el efecto fotoeléctrico. También investigo los rayos cósmicos.

Estudio en las universidades de Colombia, Berlín y Gotinga. En 1896 fue nombrado profesor de física en la universidad de Chicago. Abandono la universidad en 1921 para asumir el cargo de presidente del Instituto de California, en Pasadera.
Experimento de la Gota de Aceite

Se denomina experimento de la gota de aceite al experimento clásico realizado en 1909 por el físico estadounidense Robert Millikan y que le permitió medir la carga del electrón.

El experimento consiste en introducir en un gas, gotitas de aceite de un radio del orden de un micrómetro. Estas gotitas caen muy lentamente, con movimiento uniforme, con su peso compensado por la viscosidad del medio. Este tipo de movimiento viene regido por la ley de Stokes. Ahora bien, las gotas se cargan electrostáticamente al salir del atomizador por lo que su movimiento de caída se altera fuertemente si se hace actuar un campo eléctrico vertical. Ajustando convenientemente el campo, puede lograrse que la gota permanezca en suspensión.

Conociendo el valor m de la masa de la gota, la intensidad E del campo eléctrico y el valor g de la gravedad, puede calcularse la carga q de la gota en equilibrio:

mg = qE

Ec. Nº 1.

Millikan comprobó que las variaciones de esta carga eran siempre múltiplos de una carga elemental, indudablemente la del electrón. Por consiguiente pudo medir la carga eléctrica que posee un electrón. Este valor es: e = 1,602 × 10-19 culombios.

Para medir la velocidad caída de la gota al aire libre se ocupa la Ley de Stokes con lo cual se calcula la masa de la gota observando la velocidad de ascenso de la gota en el campo eléctrico nos permite calcular la fuerza sobre ella, y de aquí, la carga que posee la gota de aceite. Sin embargo, el experimento entregará la carga total de una gota, a través de esto podremos obtener una tabla y cierto grado de conocimiento experimental que la carga de un solo electrón puede ser determinada. Se seleccionarán gotas las cuales asciendan o desciendan lentamente, con lo cual tendremos la certeza que la gota posee una pequeña cantidad de electrones. Con todo esto, conoceremos la naturaleza atómica y eléctrica de la gota.
Joseph John Thomson

Fue un profesor universitario y físico británico, galardonado con el Premio Nóbel de Física en 1906 y descubrió del electrón.

Estudio en el Owens Collage y en el Trinity Collage, de la universidad de Cambridge. En esta institución enseño matemática y física, fue profesor de física experimental en el laboratorio de Cavendish, y rector del Trinity Collage (1918-1940).

En 1908 fue nombrado sir por el rey Jorge V del reino Unido.

Joseph John Thomson falleció en la ciudad de Cambridge, siendo enterrado en la Abadía de Westmister de Londres, muy cercano a la tumba de Isaac Newton.

Experimento Nº 1

Propagación de los rayos catódicos

El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).



Figura Nº 1

Con este experimento Thomson averiguó cómo se desplazaban los rayos.



Pudo observar que los mismos se desplazaban en línea recta y producían un destello al llegar a una pantalla formada por una sustancia fluorescente.

Figura Nº 2

Experimento Nº 2

¿De dónde parten los rayos?

El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).



Figura Nº 3

Con este experimento Thomson averiguó de dónde salían los rayos.

Interponiendo un objeto metálico opaco, como se muestra en la figura, en el camino de los rayos observó que se formaba una sombra en la pared opuesta al cátodo. Esto indicaba quelos rayos partían del cátodo. Por eso se los llamaRAYOS CATÓDICOS.



Figura Nº 4

Experimento Nº 3

¿Tienen masa los rayos?

El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).



Figura Nº 5

Con este experimento Thomson averiguó si los rayos tenían masa.

En el camino de los rayos interpuso una pequeña rueda. Observó que la rueda giraba como consecuencia del paso de los rayos. Por lo tanto los rayos poseían masa.



Figura Nº 6

Experimento Nº 4

¿Qué carga tienen los rayos?

El ánodo y el cátodo se hallan conectados a una fuente de alto voltaje (más de 10000 volts). En el tubo de vidrio se encuentra un gas a baja presión (aprox. 0,001 mm de Hg).



Figura Nº 7

Con este experimento Thomson averiguó qué carga tenían los rayos.

Utilizando un campo eléctrico o un campo magnético, comprobó que los rayos se desviaban alejándose del polo negativo del campo y se acercaban al polo positivo. Este comportamiento indicaba que los rayos eran partículas negativas.



Figura Nº 8
Modelo atómico de Thomson

Cuando Thomson propuso su modelo atómico se sabía que los átomos eran neutros

Teniendo en cuenta lo que se sabía del átomo, y luego de los experimentos mencionados, Thomson propuso el siguiente modelo:



El átomo se encuentra formado por una esfera de carga positiva en la cual se encuentran incrustadas las cargas negativas (electrones) de forma similar a como se encuentran las pasas de uva en un pastel. Además, como el átomo es neutro la cantidad de cargas positivas es igual a la cantidad de cargas negativas.

Figura Nº 9
Ernest Rutherford

Fue un físico y químico británico. Se le considera el padre de la física nuclear. Descubrió la radiación alfa y beta, y que la radiactividad iba acompañada por una desintegración de los elementos, lo que le valió ganar el Premio Nóbel de Química en 1908. También se le debe el descubrimiento de la existencia de un núcleo atómico, en el que se formaron Niels Bohr y Oppenheimer.

Su influencia en este terreno de la física que descubrió fue pues especialmente relevante.

Experimento Rutherford

El experimento de Rutherford, también llamado "experimento de la lámina de oro", fue realizado por Hans Geiger y Ernest Marsden en 1909, bajo la dirección de Ernest Rutherford en los Laboratorios de Física de la Universidad de Manchester. Los resultados obtenidos y el posterior análisis tuvieron como consecuencia la rectificación del modelo atómico de Thomson (modelo atómico del panqué con pasas) y la propuesta de un modelo nuclear para el átomo.

El experimento consistió en "bombardear" con un haz de partículas alfa una fina lámina de metal y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectoria de dichos rayos.

Las partículas alfa se obtenían de la desintegración de una sustancia radiactiva, el polonio. Para obtener un fino haz se colocó el polonio en una caja de plomo, el plomo detiene todas las partículas, menos las que salen por un pequeño orificio practicado en la caja. Perpendicular a la trayectoria del haz se interponía la lámina de metal. Y, para la detección de trayectoria de las partículas, se empleó una pantalla con sulfuro de zinc que produce pequeños destellos cada vez que una partícula alfa choca con él.

Según el modelo de Thomson, las partículas alfa atravesarían la lámina metálica sin desviarse demasiado de su trayectoria:

· La carga positiva y los electrones del átomo se encontraban dispersos de forma homogénea en todo el volumen del átomo. Como las partículas alfa poseen una gran masa (8.000 veces mayor que la del electrón) y gran velocidad (unos 20.000km/s), la fuerzas eléctricas serían muy débiles e insuficientes para conseguir desviar las partículas alfa.

· Además, para atravesar la lámina del metal, estas partículas se encontrarían con muchos átomos, que irían compensando las desviaciones hacia diferentes direcciones.

Pero se observó que un pequeño porcentaje de partículas se desviaban hacia la fuente de polonio, aproximadamente una de cada 8.000 partículas al utilizar una finísima lámina de oro con unos 200 átomos de espesor. En palabras de Rutherford ese resultado era "tan sorprendente como si le disparases balas de cañón a una hoja de papel y rebotasen hacia ti".

Rutherford concluyó que el hecho de que la mayoría de las partículas atravesaran la hoja metálica, indica que gran parte del átomo está vacío, que la desviación de las partículas alfa indica que el deflector y las partículas poseen carga positiva, pues la desviación siempre es dispersa. Y el rebote de las partículas alfa indica un encuentro directo con una zona fuertemente positiva del átomo y a la vez muy densa.

El modelo atómico de Rutherford mantenía el planteamiento de Thomson, de que los átomos poseen electrones, pero su explicación sostenía que todo átomo estaba formado por un núcleo y una corteza. El núcleo debía tener carga positiva, un radio muy pequeño y en él se concentraba casi toda la masa del átomo. La corteza estaría formada por una nube de electrones que orbitan alrededor del núcleo.

Según Rutherford, las órbitas de los electrones no estaban muy bien definidas y formaban una estructura compleja alrededor del núcleo, dándole un tamaño y forma indefinida. También calculó que el radio del átomo, según los resultados del experimento, era diez mil veces mayor que el núcleo mismo, lo que implicaba un gran espacio vacío en el átomo.



Figura Nº 10

Arriba Resultados esperados: Las partículas alfa pasando a través del modelo del pudín sin verse alteradas.

Abajo: Resultados observados: Una pequeña parte de las partículas eran desviadas, demostrando la existencia de un minúsculo volumen de carga positiva.



Figura Nº 11

Modelo atómico de Rutherford

Este modelo fue históricamente importante, en la comprensión de la materia. La idea básica que introdujo Joseph Thomson para formular el modelo era que los átomos poseen electrones, pero sostenía que estos encontrarían girando alrededor de un núcleo central. En ese núcleo se concentraría toda la carga positiva del átomo y casi toda la masa, y su tamaño debía ser muy pequeño en comparación al de todo átomo.

Según Rutherford, las orbitas de los electrones no están muy bien definidas u forman una obstante, los resultados de su experimento, permitieron calcular que el radio del átomo era diez veces mayor que el núcleo mismo, lo que hace que haya un gran espacio vació en el interior de los átomos.

El modelo atómico de Rutherford fue sustituido muy pronto por el de Bohr, que utilizo algunas de las hipótesis iniciales de la mecánica cuántica para describir la estructura de las orbitas de los electrones.

La importancia del modelo de Rutherford residió en proponer la existencia de un núcleo en el átomo. Termino que, paradójicamente no aparece en sus escritos. Lo que Rutherford considero esencial, para explicar los resultados experimentales, fue “una concentración de carga” en el centro del átomo.
Niels Bohr

Fue un físico danés que realizo importantes contribuciones para la comprensión de la estructura del átomo y la mecánica cuántica.

Nació en Copenhague, hijo de Christian Bohr y Ellen Adler. Tras doctorarse en la universidad de Copenhague en 1911, completo sus estudios en Manchester, Inglaterra a las órdenes de Ernest Rutherford.

En 1943 Bohr escapo a Suecia para evitar su arresto, viajando posteriormente a Londres. Una vez a salvo, apoyo los intentos anglos-americanos para desarrollar armas atómicas, en la creencia errónea de que la bomba alemana era inminente, trabajo en los Álamos, Nuevo México (EE.UU.) en el Proyecto Manhatthan.

Después de la guerra, abogando por los usos pacíficos de la energía nuclear, retorno a Copenhague, ciudad en la que residió hasta su fallecimiento en 1962.

Modelo Atómico de Bohr

Este modelo es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford, Niels Bohr trata de incorporar los fenómenos de absorción y emisión de los gases, así como la nueva teoría de la cuantización de la energía desarrollada por Max Planck y el fenómeno del efecto fotoeléctrico observado por Albert Einstein.

“El átomo es un pequeño sistema solar con un núcleo en el centro y electrones moviéndose alrededor del núcleo en orbitas bien definidas.” Las orbitas están cuantizadas (los e- pueden estar solo en ciertas orbitas)

· Cada orbita tiene una energía asociada. La más externa es la de mayor energía.

· Los electrones no radian energía (luz) mientras permanezcan en orbitas estables.

· Los electrones pueden saltar de una a otra orbita. Si lo hace desde una de menor energía a una de mayor energía absorbe un cuanto de energía (una cantidad) igual a la diferencia de energía asociada a cada orbita. Si pasa de una de mayor a una de menor, pierde energía en forma de radiación (luz).

El mayor éxito de Bohr fue dar la explicación al espectro de emisión del hidrogeno. Pero solo la luz de este elemento. Proporciona una base para el carácter cuántico de la luz, el fotón es emitido cuando un electrón cae de una orbita a otra, siendo un pulso de energía radiada. Bohr no puede explicar la existencia de orbitas estables y para la condición de cuantización. Bohr encontró que el momento angular del electrón es h/2π por un método que no puede justificar.



Figura Nº 12

El modelo de Bohr es muy simple y recuerda al modelo planetario de Copérnico, los planetas describiendo órbitas circulares alrededor del Sol. El electrón de un átomo o ión hidrogenoide describe también órbitas circulares, pero los radios de estas órbitas no pueden tener cualquier valor.

Consideremos un átomo o ión con un solo electrón. El núcleo de carga Ze es suficientemente pesado para considerarlo inmóvil.



Figura Nº 13

Si el electrón describe una órbita circular de radio r, por la uniforme.



Ec. Nº 2

En el modelo de Bohr, solamente están permitidas aquellas órbitas cuyo momento angular está cuantizado.



Ec. Nº 3

n es un número entero que se denomina número cuántico, y h es la constante de Planck 6.6256·10-34 Js.

Los radios de las órbitas permitidas son:



Ec. Nº 4

Donde a0 se denomina radio de Bohr. a0 es el radio de la órbita del electrón del átomo de Hidrógeno Z = 1 en su estado fundamental n = 1.

La energía total es:



Ec. Nº 5

En una órbita circular, la energía total E es la mitad de la energía potencial:



Ec. Nº 6

La energía del electrón aumenta con el número cuántico n.

La primera energía de excitación es la que lleva a un átomo de su estado fundamental a su primer (o más bajo) estado excitado. La energía del estado fundamental se obtiene con n = 1, E1 = -13.6 eV y la del primer estado excitado con n = 2, E2 = -3.4 eV. Las energías se suelen expresar en electrón-voltios (1eV=1.6 10-19 J).

La frecuencia f de la radiación emitida cuando el electrón pasa del estado excitado E2 al fundamental E1 es



Ec. Nº 7
CONCLUSIÓN

Lo que Millikan hizo fue poner una carga eléctrica en una gota de aceite, y medir qué tanta fuerza eléctrica era necesario para detener la gotita en su caída.

La carga eléctrica que posee una partícula, puede ser calculada por la medición de la fuerza experimentada por ella en un campo eléctrico (E) de magnitud conocida.

Thomson en sus experimentos estableció en las propiedades de los rayos que estos mismos se desplazaban en líneas rectas, partían del cátodo, poseían masa y eran partículas negativas.

Thomson estableció que los átomos pueden dividirse en las llamadas partículas fundamentales: Electrones, Protones y Neutrones.

El experimento de Rutherford, rectificó el modelo atómico de Thomson.

El experimento de Rutherford consistió en "bombardear" con un haz de partículas alfa una fina lámina de metal y observar cómo las láminas de diferentes metales afectaban a la trayectoria de dichos rayos.

El modelo de Bohr es estrictamente un modelo del átomo de hidrógeno tomando como punto de partida el modelo de Rutherford.

Bohr proporcionó una base para el carácter cuántico de la luz.

ENLACES QUÍMICOS

ENLACES

LINK:http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T6.cfm

1. Generalidades de los enlaces quimicos


Los enlaces quimicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los atomos.


Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace.


2. Regla del octeto.
EL ultimo grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable.



Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.


3. Enlace ionico
Caracteristicas:

Esta formado por metal + no metal
No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.

Los compuestos formados pos enlaces io;nicos tienen las siguientes caracteristicas:

Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Tienen altos puntos de fusion y ebullicion.
Son solubles en solventes polares como el agua


Disposicion de los iones en un cristal de cloruro de sodio Modelo de esperas y varillas de un cristal de cloruro de sodio. El diametro de un ion cloruro es alrededor del doble del de un ion de sodio El cloruro de sodio es un solido cristalino de forma cubica que tiene un punto de fisiòn de 808 grados C





FORMACION DE ENLACES IONICOS


Ejm: NaF

Na: metal del grupo IA

ENLACE IONICO
F: no metal del grupo VIIA




Para explicar la formacioacute;n del enlace escribimos la configuracion electronica de cada atomo:
11Na: 1s, 2s, 2p, 3s Electrones de valencia = 1
9F: 1s, 2s, 2p Electrones de valencia = 5 +2 = 7



Si el sodio pierde el electrpn de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendria 8 electrones de valencia, formandose un cation (ion positivo)
Na 1+



El fluor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electron que cede el sodio se forma un anion (ion negativo)
F 1-





La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:


[Na] 1+






..
[:F:]
.. 1-




En forma grafica podriamos representarlos asi:
(Insertar figura 1, p. 229, Hein)figura1


Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA

METAL + NO METAL
IONICO



No es necesario hacer la configuracion sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el numero de grupo en romano, para los representativos, indica el numero de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos.


:Mg





..
:Br:
.


El atomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto.

[Mg] 2+





..
[:Br:]
.. 1-



..
[:Br:]
.. 1-




Los atomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual tambien queda con 8 electrones en un nivel mas bajo.

Ejercicio: Dibuje la estructura de Lewis para los siguientes compuestos indicando el tipo de enlace. Escribe sobre la linea el nombre del compuesto.


a) K2S _________________________


b) Cs2O ________________________


c) CaI2 _________________________


d) Al2O3 ________________________



4.- Enlace covalente


Caracteristicas:
Esta basado en la comparticion de electrones. Los atomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
Esta formado por elementos no metalicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:

Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
Son malos conductores del calor y la electricidad.
Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos.
Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

FORMACION DE ENLACES COVALENTES
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos atomos de cloro. Como es un no metal, sus atomos se unen por enlaces covalentes.


..
:Cl:
.
El cloro es un elemento del grupo VII A.


El atomos de cloro solo necesita un electron para completar su octeto. Al unirse con otro atomo de cloro ambos comparten su electron desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una linea entre los dos atomos.

..
: Cl
..
-
..
: Cl
..


La linea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos atomos.

O2 La molecula de oxigeno tambien es diatomica. Pot ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxigeno es:


..
: O .
.


Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.


Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos atomos.


..
: O
..
-
..
: O



Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada atomo alrededor. Observamos que el oxigeno de la izquierda esta completo, mientras que el derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la izquierda, se coloca entre los dos atomos formandose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones.


..
: O
=
..
O:


La molecula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados.

N2 El nitrogeno, otra molecula diatomica, estaubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrogeno aporta 5 electrones x 2 atomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.


..
: N
-
..
N:


Ambos atomos estan rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro atomo formandose un triple enlace.

: N
=
N :



La molecula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.

En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o mas, siempre debe seleccionarse unatomo como central para hacer el esqueleto basico del compuesto. Para esto se siguen la siguientes reglas:






El atomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un atomo de ese elemento en la molecula).


El oxigeno y el hidrogeno no pueden ser atomos centrales.


El carbono tiene preferencia como atomo central sobre el resto de los elementos.


En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molecula, el hidrogeno nunca se enlaza al atomo central, sino que se enlaza al oxigeno, por ser este el segundo elemento mas electronegativo.


El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuracion del gas noble helio con 2 electrones en su ultimo nivel.

Los atomos deben acomodarse de tal forma que la molecula resulte lo mas simetrica posible




Ejms:
CO2 (dioxido de carbono)

TRES NO METALES
COVALENTE



Total de electrones de valencia:

C 1 x 4 electrones= 4 electrones
O 2 x 6 electrones= 12 electrones +
16 electrones


El carbono es el atomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.





En esta estructura, ambos oxigenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formandose dos dobles enlaces.





La estructura esta formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados.
[NO3] 1-
(ion nitrito)




Electrones de valencia totales:

N 1 x 5 e- = 5
O 3 x 6 e- = 18 +
23 e- + 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones


El nitrogeno es el atomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxigenos.



Al nitrogeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble enlace.





El doble enlace podria colocarse en tres posiciones distintas, pero la mas correcta es la central por ser mas simetrica.








Tipos de enlaces covalentes


Los enlaces covalentes se clasifican en:
COVALENTES POLARES
COVALENTES NO POLARES
COVALENTES COORDINADO


Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un atomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer quimico que desarrolle una escala numerica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrogeno.

A continuacion se muestra los valores de electronegatividad de los elementos. Observe que no se reporta valor par los gases nobles por ser los elementos menos reactivos de la tabla periodica.




La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace.


Cuando se enlazan dos atomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraidos por igual por ambos atomos.


El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegativad, en terminos, generales es el siguiente:


Diferencia de electronegatividad
Tipos de enlace

Menor o igual a 0.4
Covalente no polar

De 0.5 a 1.7
Covalente polar

Mayor de 1.7
Iónico


Casi todos los compuestos contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo ionico puro.


Enlace ionico Enlace covalente polar Enlace covalente no polar
Se transfieren Los electrones se electrones comparten de manera desigual. Los electrones secomparten por igual.

CARÁCTER IÓNICO CRECIENTE






Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molecula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta (d).

Ejemplo: La molecula de HCl.


Atomos
H
Cl

Electronegatividad
2.2
3.0

Diferencia de electronegatividad

3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar.





d+ d-
H – Cl


El atomo mas electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso. el hidrogeno la carga parcial positiva.




Ejercicio resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o ionico.

Enlace Electronegatividades Diferencia de electronegatividad Tipo de enlace
N -O 3.0 3.5 3.5 - 3.0 = 0.5 Polar
Na -Cl 0.9 3.0 3.0 - 0.9 = 2.1 Ionico
H - P 2.1 2.1 2.1 - 2.1 = 0 No polar
As -O 2.0 3.5 3.5 - 2.0 = 1.5 Polar

Observe que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa.




Enlace covalente coordinado.-
Se forma cuando el par electronico compartido es puesto por el mismo atomo. Ejemplo:





Para el ion amonio
[NH4] +

tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.


Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente tipico, ya que las caracteristicas del enlace no se modifican.


Ejercicios propuestos de enlaces.-


I. En los siguientes compuestos, identifique el tipo de enlace. Si el enlace es ionico senale el anion y el cation, si es covalente, conteste los siguientes incisos:
1) HNO3 2) MgBr2 3) H3PO4 4) HCN 5) Al2O3



a) Numero total de electrones de valencia
b) Numero de enlaces covalentes y tipo.
c) Numero de electrones compartidos
d) Numero de pares de electrones no enlazados


II. Complete la siguiente tabla.



Enlace
Electronegatividades
Cargas parciales
(solo en covalentes polares)

Tipo de enlace

-----
-----
Diferencia.
d+
d-

C - O






Ca - F






N - H

Br - Br