Química

Carbono. Propiedades, estados, configuraciones electrónicas, estructura y geometría molecular. Enlaces. Átomo. Reacciones. Energía. Isomería

  • Enviado por: Miguel Muñoz Curkovic
  • Idioma: castellano
  • País: España España
  • 84 páginas
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INTRODUCCION

En esta extenso trabajo hablaré sobre la química, la ciencia que sin darnos cuenta, está en casi todas nuestras interrelaciones diarias con el medio ambiente que nos rodea.

Por lo tanto, no sólo es importante definir la Quimica Organica, componentes, medio, compuestos o incluso quimicos que dedicaron su vida a este estudio; Es ademas nescesario, a modo de introduccion, conocer los terminos empleados por los quimicos actuales y sus recientes descubrimientos, por lo tanto, en este trabajo hablare acerca de todo lo relacionado con quimica actual y las investigaciones principales.

Verdaderamente este trabajo contiene toda la informacion nescesaria acerca de la quimica y especialmente la organica.

Ademas incluyo imagenes para ilustrar reacciones, enlaces, ejemplos, compuestos y demases; con el fin de hacer mas claro el trabajo.

Distribuyo este trabajo en un disket para asi no gastar tantas hojas (bosques) de mi pais.

Para encontrar la respuesta a cualquier pregunta del cuestionario, solo remitirse al indice que presento a continuacion.

Terminando con el preambulo, empezare con mi trabajo:

INDICE.

Quimica Organica (pregunta 1-2-29)

Importancia (pregunta 2)

Medicamentos

Polimeros (pregunta 25)

Carbono

Propiedades (pregunta 4)

Estados (pregunta 27-28)

Aplicaciones cientificas

Configuracion electronica (pregunta 4)

Enlaces (pregunta 3-24)

Carbono frente al silicio (pregunta 25-26)

Hibridacion de orbitales

Quimica de los compuestos de Carbono

Estructura

Geometria Molecular

Estados imagenes

Hidrocarburos (pregunta 8)

Estructura comun (pregunta 10)

Tipos de Enlaces (pregunta 10-11)

Grupos funcionales (pregunta 10-11)

Estructuras avanzadas (pregunta 14-15)

Grupo Hidroxilo (pregunta 19-20)

Grupo Carbonilo

APLICACION 1 (pregunta 30)

Marcha analitica del carbonato

Aniones, disoluciones, reactivos

Grupos I II III IV V

APLICACION 2 (pregunta 30)

Determinacion empírica de la formula de un alcohol

Conceptos fundamentales Quimica
Elementos
Mezclas y disoluciones
Mezclas de todo tipo
La teoría cinética de la materia
Moléculas Rockeras
Elementos y átomos
Masa atómica
Tabla periódica
Las huellas digitales de los gases
Transformaciones químicas (pregunta 21)

Cambios químicos (pregunta 21)
Cambios químicos que producen calor
Acidos y bases
Iones que van y vienen
Las reacciones de neutralización

Materia

Propiedades

Sustancias

Tipos

Analisis

Sintesis

Mezclas

Tipos

Propiedades

Combinaciones

Propiedades

Conceptos Fundamentales

Simbolo

Valencia

Formula

Formualr

Compuestos quimicos (pregunta 5-21-22)

Compuestos binarios

Nomenclatura

Ejemplos

Atomo TEMA EXTRA 4

Constantes

Nucleo

Compuesto (pregunta 6)

Elemento quimico

Compuesto aromatico (pregunta 12)

Formulas y enlaces quimicos

Alcanos

Alquenos

Alquinos

Acetilenos

Grupos funcionales

Saturacion

Fuentes de compuestos organicos (pregunta 6)

Nomenclatura alifatica simple

Catalizador TEMA EXTRA 1

Uso biologico

Uso industrial

Simbolos y formulas quimicas

Estereoisomerias (pregunta 18)

Valencia quimica

Reacciones quimicas

Tipos

Energetica quimica TEMA EXTRA 2

Energia en reacciones quimicas

Energia y procesos quimicos

Conceptos fundamentales

Espontaneidad TEMA EXTRA 3

Principio de minima energia

Principio de maximo desorden

Balance entre energia y desorden

APLICACION 3 (pregunta 30)

Evolucion de las reacciones quimicas

Ley Hess

Calor de reaccion y energia de enlace

Isomerias (pregunta 18)

WOHLER (pregunta 9)

KEKULE (pregunta 16)

Hibridos sp equivalentes (pregunta 17)

Química orgánica

Rama de la química en la que se estudian los compuestos del carbono y sus reacciones. Existe una amplia gama de sustancias (medicamentos, vitaminas, plásticos, fibras sintéticas y naturales, hidratos de carbono, proteínas y grasas) formadas por moléculas orgánicas. Los químicos orgánicos determinan la estructura de las moléculas orgánicas, estudian sus reacciones y desarrollan procedimientos para sintetizar compuestos orgánicos. Esta rama de la química ha afectado profundamente a la vida en el siglo XX: ha perfeccionado los materiales naturales y ha sintetizado sustancias naturales y artificiales que, a su vez, han mejorado la salud, han aumentado el bienestar y han favorecido la utilidad de casi todos los productos utilizados en la actualidad.

La aparición de la química orgánica se asocia a menudo al descubrimiento en 1828 por parte del químico alemán Friedrich Wöhler, de que la sustancia inorgánica cianato de amonio podía convertirse en urea, una sustancia orgánica que se encuentra en la orina de muchos animales. Antes de este descubrimiento, los químicos creían que para sintetizar sustancias orgánicas, era necesaria la intervención de lo que llamaban 'la fuerza vital' es decir, los organismos vivos. El experimento de Wöhler rompió la barrera entre sustancias orgánicas e inorgánicas. Los químicos modernos consideran compuestos orgánicos a aquellos que contienen carbono y otros elementos (que pueden ser uno o más), siendo los más comunes: hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y los halógenos. En la actualidad, a la química orgánica se la llama también química del carbono.

Química

LA IMPORTANCIA DE LA QUÍMICA ORGANICA

A pesar de su aparición tardía en la historia de la química, la química de los compuestos del carbono es en la actualidad la rama de las ciencias químicas que crece con mayor rapidez. La variedad de productos derivados del carbono puede resultar prácticamente ilimitada debido a las propiedades singulares de dicho átomo y, por tanto, constituye una fuente potencial de nuevos materiales con propiedades especiales, de medicamentos y productos sanitarios, de colorantes, de combustibles, etc. Algunos de estos ejemplos son considerados a continuación.

La materia viviente es, en parte, materia constituida por derivados del carbono. Las transformaciones que sufren los seres vivos, y que observamos a simple vista, se corresponden, desde un punto de vista submicroscópico o molecular, con cambios o reacciones químicas de las sustancias biológicas. Azúcares, grasas, proteínas, hormonas, ácidos nucleicos, son algunos ejemplos de sustancias, todas ellas compuestos del carbono, de cuya síntesis y degradación en el interior de los organismos vivos se ocupa la bioquímica.

Medicamentos

El mundo de los medicamentos ha constituido en el pasado y constituye en la actualidad una parte importante de la investigación y el desarrollo de productos derivados del carbono. Su importancia en orden a mejorar la esperanza de vida de los seres humanos y sus condiciones sanitarias hace de este área del conocimiento científico una herramienta imprescindible para la medicina. Pero, ¿por qué los medicamentos son, por lo general, compuestos orgánicos? ¿Cuál es el origen de este hecho?

Los fármacos actúan en el organismo a nivel molecular y es precisamente el acoplamiento entre la molécula del fármaco y el receptor biológico, es decir, el sitio de la célula o del microorganismo sobre el cual aquél actúa, el último responsable de su acción curativa. Pero para que ese acoplamiento sea posible ambos agentes, fármaco y receptor, tienen que presentar una cierta complementariedad tal y como sucede con una cerradura y su correspondiente llave. Los receptores biológicos suelen ser moléculas de gran tamaño y por este motivo son las cadenas carbonadas de los compuestos orgánicos las que pueden poseer una estructura geométrica que mejor se adapte a la porción clave del receptor; tal hecho, junto con la presencia de grupos funcionales con acciones químicas definidas, son responsables de la abundancia de sustancias orgánicas entre los productos farmacéuticos.

Polímeros orgánicos

Los polímeros orgánicos son compuestos formados por la unión de dos o más unidades moleculares carbonadas idénticas que reciben el nombre de monómeros. La unión de dos monómeros da lugar a un dímero, la de tres a un trímero, etc.

Los polímeros pueden llegar a contener cientos o incluso miles de monómeros, constituyendo moléculas gigantes o macromoléculas.

Existen en la naturaleza diferentes sustancias que desde un punto de vista molecular son polímeros, tales como el caucho o las proteínas; pero en el terreno de las aplicaciones los más importantes son los polímeros artificiales. Su síntesis en los laboratorios de química orgánica ha dado lugar a la producción de diferentes generaciones de nuevos materiales que conocemos bajo el nombre genérico de plásticos. La sustitución de átomos de hidrógeno de su cadena hidrocarbonada por otros átomos o grupos atómicos ha diversificado las propiedades de los plásticos; la investigación en el terreno de los polímeros artificiales ha dado como resultado su amplia implantación en nuestra sociedad, sustituyendo a materiales tradicionales en una amplia gama que va desde las fibras textiles a los sólidos resistentes.

EL ÁTOMO DE CARBONO

Configuración electrónica Carbono, de símbolo C, es un elemento crucial para la existencia de los organismos vivos, y que tiene muchas aplicaciones industriales importantes. Su número atómico es 6; y pertenece al grupo 14 (o IVA) del sistema periódico.

Propiedades

La masa atómica del carbono es 12,01115. Las tres formas de carbono elemental existentes en la naturaleza (diamante, grafito y carbono amorfo) son sólidos con puntos de fusión extremadamente altos, e insolubles en todos los disolventes a temperaturas ordinarias. Las propiedades físicas de las tres formas difieren considerablemente a causa de las diferencias en su estructura cristalina. En el diamante, el material más duro que se conoce, cada átomo está unido a otros cuatro en una estructura tridimensional, mientras que el grafito consiste en láminas débilmente unidas de átomos dispuestos en hexágonos.

El carbono amorfo se caracteriza por un grado de cristalización muy bajo. Puede obtenerse en estado puro calentando azúcar purificada a 900 °C en ausencia de aire.

El carbono tiene la capacidad única de enlazarse con otros átomos de carbono para formar compuestos en cadena y cíclicos muy complejos. Esta propiedad conduce a un número casi infinito de compuestos de carbono, siendo los más comunes los que contienen carbono e hidrógeno. Sus primeros compuestos fueron identificados a principios del siglo XIX en la materia viva, y debido a eso, el estudio de los compuestos de carbono se denominó química 'orgánica' (consultar Química orgánica).

A temperaturas normales, el carbono se caracteriza por su baja reactividad. A altas temperaturas, reacciona directamente con la mayoría de los metales formando carburos, y con el oxígeno formando monóxido de carbono (CO) y dióxido de carbono (CO2). El carbono en forma de coque se utiliza para eliminar el oxígeno de las menas que contienen óxidos de metales, obteniendo así el metal puro. El carbono forma también compuestos con la mayoría de los elementos no metálicos, aunque algunos de esos compuestos, como el tetracloruro de carbono (CCl4), han de ser obtenidos indirectamente.

Estado natural

El carbono es un elemento ampliamente distribuido en la naturaleza, aunque sólo constituye un 0,025% de la corteza terrestre, donde existe principalmente en forma de carbonatos. El dióxido de carbono es un componente importante de la atmósfera y la principal fuente de carbono que se incorpora a la materia viva. Por medio de la fotosíntesis, los vegetales convierten el dióxido de carbono en compuestos orgánicos de carbono, que posteriormente son consumidos por otros organismos (consultar Ciclo del carbono).

El carbono amorfo se encuentra con distintos grados de pureza en el carbón de leña, el carbón, el coque, el negro de carbono y el negro de humo. El negro de humo, al que a veces se denomina de forma incorrecta negro de carbono, se obtiene quemando hidrocarburos líquidos como el queroseno, con una cantidad de aire insuficiente, produciendo una llama humeante. El humo u hollín se recoge en una cámara separada. Durante mucho tiempo se utilizó el negro de humo como pigmento negro en tintas y pinturas, pero ha sido sustituido por el negro de carbono, que está compuesto por partículas más finas. El negro de carbono, llamado también negro de gas, se obtiene por la combustión incompleta del gas natural y se utiliza sobre todo como agente de relleno y de refuerzo en el caucho o hule.

En 1985, los científicos volatilizaron el grafito para producir una forma estable de molécula de carbono consistente en 60 átomos de carbono dispuestos en una forma esférica desigual parecida a un balón de fútbol. La molécula recibió el nombre de buckminsterfulereno ('pelota de Bucky' para acortar) en honor a R. Buckminster Fuller, el inventor de la cúpula geodésica. La molécula podría ser común en el polvo interestelar.

Aplicaciones científicas

El isótopo del carbono más común es el carbono 12; en 1961 se eligió este isótopo para sustituir al isótopo oxígeno 16 como medida patrón para las masas atómicas, y se le asignó la masa atómica 12.

Los isótopos carbono 13 y carbono 14 se usan como trazadores (consultar Trazador isotópico) en la investigación bioquímica. El carbono 14 se utiliza también en la técnica llamada método del carbono 14 (consultar Datación), que permite estimar la edad de los fósiles y otras materias orgánicas. Este isótopo es producido continuamente en la atmósfera por los rayos cósmicos, y se incorpora a toda la materia viva. Como el carbono 14 se desintegra con un periodo de semidesintegración de 5.760 años, la proporción entre el carbono 14 y el carbono 12 en un espécimen dado, proporciona una medida de su edad aproximada.

Configuración electrónica

El átomo de carbono constituye el elemento esencial de toda la química orgánica, y dado que las propiedades químicas de elementos y compuestos son consecuencia de las características electrónicas de sus átomos y de sus moléculas, es necesario considerar la configuración electrónica del átomo de carbono para poder comprender su singular comportamiento químico.

Se trata del elemento de número atómico Z = 6. Por tal motivo su configuración electrónica en el estado fundamental o no excitado es 1s2 2s2 2p2. La existencia de cuatro electrones en la última capa sugiere la posibilidad bien de ganar otros cuatro convirtiéndose en el ion C4- cuya configuración electrónica coincide con la del gas noble Ne, bien de perderlos pasando a ion C4+ de configuración electrónica idéntica a la del He. En realidad una pérdida o ganancia de un número tan elevado de electrones indica una dosis de energía elevada, y el átomo de carbono opta por compartir sus cuatro electrones externos con otros átomos mediante enlaces covalentes. Esa cuádruple posibilidad de enlace que presenta el átomo de carbono se denomina tetravalencia.

Enlaces

Los cuatro enlaces del carbono se orientan simétricamente en el espacio de modo que considerando su núcleo situado en el centro de un tetraedro, los enlaces están dirigidos a lo largo de las líneas que unen dicho punto con cada uno de sus vértices. La formación de enlaces covalentes puede explicarse, recurriendo al modelo atómico de la mecánica cuántica, como debida a la superposición de orbitales o nubes electrónicas correspondientes a dos átomos iguales o diferentes. Así, en la molécula de metano CH4 (combustible gaseoso que constituye el principal componente del gas natural), los dos electrones internos del átomo de C, en su movimiento en torno al núcleo, dan lugar a una nube esférica que no participa en los fenómenos de enlace; es una nube pasiva. Sin embargo, los cuatro electrones externos de dicho átomo se mueven en el espacio formando una nube activa de cuatro lóbulos principales dirigidos hacia los vértices de un tetraedro y que pueden participar en la formación del enlace químico. Cuando las nubes electrónicas de los cuatro átomos de hidrógeno se acercan suficientemente al átomo de carbono, se superponen o solapan con los lóbulos componentes de su nube activa, dando lugar a esa situación favorable energéticamente que denominamos enlace.

Todos los enlaces C ð H en el metano tienen la misma longitud 1,06 Å (1 Å == 10-10 m) y forman entre, sí ángulos iguales de 109º. Tal situación define la geometría tetraédrica característica de los enlaces del carbono. La propiedad que presentan los átomos de carbono de unirse de forma muy estable no sólo con otros átomos, sino también entre sí a través de enlaces C ð C, abre una enorme cantidad de posibilidades en la formación de moléculas de las más diversas geometrías, en forma de cadenas lineales, cadenas cíclicas o incluso redes cúbicas. Éste es el secreto tanto de la diversidad de compuestos orgánicos como de su elevado número.

El carbono frente al silicio

Cabe preguntarse si la situación del carbono es singular o si por el contrario algún otro elemento participa de sus mismas propiedades. Observando el sistema periódico se advierte que el silicio está situado en el mismo grupo justo debajo del carbono y con idéntica configuración electrónica externa. ¿Por qué razón la vida se ha desarrollado sobre los compuestos del carbono y no sobre los del silicio? ¿Por qué los derivados del silicio son tan poco numerosos frente a los del carbono? La existencia en el silicio de ocho electrones internos adicionales respecto del carbono hace que los electrones externos o de valencia responsables del enlace químico estén más alejados del núcleo y, por tanto, atraídos por él más débilmente. Ello se traduce en que la fuerza de los enlaces del silicio es comparativamente menor; particularmente lo es el enlace Si-Si (cuya energía de enlace es aproximadamente la mitad de la del enlace C ð C), lo que le convierte en más reactivo, es decir, menos estable químicamente.

No obstante, el silicio cristaliza formando una red tridimensional semejante a la del diamante, y sus derivados constituyen el 87 % de la composición de la corteza terrestre. Su combinación con el oxígeno origina la sílice o cuarzo (SiO2). El carácter francamente polar de esta unión da lugar a estructuras reticulares o redes cristalinas que por sus propiedades se parecen enormemente a las de los sólidos iónicos.

HIBRIDACIÓN DE ORBITALES

La geometría de las moléculas en general y la de los compuestos del carbono en particular, puede explicarse recurriendo a la idea de hibridación de orbitales. El análisis de tres átomos típicos, el berilio (Be), el boro (B) y el carbono (C) permite ilustrar este fenómeno mecanocuántico. El berilio tiene como configuración electrónica 1s22s2; a pesar de que todos sus orbitales están completos se combina dando lugar a moléculas lineales con dos enlaces.

La explicación de este hecho experimental es la siguiente: cuando el átomo de Be se excita, un electrón 2s es promovido al orbital 2px y la configuración electrónica Química

desapareados 2s y 2px pueden dar lugar a sendos enlaces, que por sus características deberían ser de diferente intensidad. La observación experimental demuestra, sin embargo, que ambos enlaces son equivalentes y la teoría cuántica del enlace químico explica este hecho recurriendo a la idea de hibridación. Cuando el berilio se excita, se produce una combinación entre los orbitales 2s y 2px que da lugar a sendos orbitales híbridos sp equivalentes.

Química

Química

un electrón 2s a un orbital 2p. Los orbitales correspondientes a los tres electrones desapareados se hibridan dando lugar a tres orbitales equivalentes sp2 que determinan la geometría trigonal plana de sus enlaces.

El átomo de carbono, con configuración electrónica 1s22s22p2 en el estado

Química
electrones desapareados, cuyos orbitales respectivos se hibridan para dar lugar a otros tantos orbitales equivalentes sp3 cuyos lóbulos se orientan tetraédricamente. Los lóbulos principales de los orbitales que resultan de la hibridación se denominan, con frecuencia, nubes activas porque son ellas las que participan en la formación del enlace.

LA QUÍMICA DE COMPUESTOS DE CARBONO

El átomo de carbono, debido a su configuración electrónica, presenta una importante capacidad de combinación. Los átomos de carbono pueden unirse entre sí formando estructuras complejas y enlazarse a átomos o grupos de átomos que confieren a las moléculas resultantes propiedades específicas. La enorme diversidad en los compuestos del carbono hace de su estudio químico una importante área del conocimiento puro y aplicado de la ciencia actual.

Durante mucho tiempo la materia constitutiva de los seres vivos estuvo rodeada de no pocas incógnitas. Frente a la materia mineral presentaba, entre otras, una característica singular, su capacidad de combustión. Parecía como si los únicos productos capaces de arder hubieran de proceder de la materia viviente. En los albores de la química como ciencia se advirtió, además, que si bien la materia procedente de organismos vivos podía degradarse en materia mineral por combustión u otros procesos químicos, no era posible de ninguna manera llevar a cabo en el laboratorio el proceso inverso.

Argumentos de este estilo llevaron a Berzelius, a comienzos del siglo XIX, a sugerir la existencia de dos tipos de materia en la naturaleza, la materia orgánica o materia propia de los seres vivos, y la materia inorgánica. Para justificar las diferencias entre ambas se admitió que la materia orgánica poseía una composición especial y que su formación era debida a la intervención de una influencia singular o «fuerza vital» exclusiva de los seres vivos y cuya manipulación no era posible en el laboratorio. La crisis de este planteamiento, denominado vitalismo, llevó consigo el rápido desarrollo de la química de la materia orgánica en los laboratorios, al margen de esa supuesta «fuerza vital».

En la actualidad, superada ya la vieja clasificación de Berzelius, se denomina química orgánica a la química de los derivados del carbono e incluye el estudio de los compuestos en los que dicho elemento constituye una parte esencial, aunque muchos de ellos no tengan relación alguna con la materia viviente.

HIDROCARBUROS
ASPECTOS ESTRUCTURALES
La geometría de sus moléculas.

Los hidrocarburos son los derivados del carbono más sencillos. Resultan de la unión únicamente de átomos de carbono con átomos de hidrógeno y de átomos de carbono entre sí formando cadenas que pueden ser abiertas o cerradas y cuyos «eslabones» pueden estar unidos por enlaces simples o por enlaces múltiples. Aquellos hidrocarburos que presentan únicamente enlaces simples reciben el nombre de hidrocarburos saturados (alcanos).

El representante más sencillo de los hidrocarburos saturados es el metano CH4; no obstante, el etano C2H6 da una mejor idea de las características de este tipo de hidrocarburos. La molécula de etano está compuesta por dos átomos de carbono y seis átomos de hidrógeno que se unen entre sí mediante enlaces covalentes sencillos. Desde un punto de vista puramente geométrico se puede representar la molécula de etano mediante dos tetraedros contiguos y opuestos por uno de sus vértices, en donde los dos átomos de carbono ocupan los centros de los respectivos tetraedros, y los de hidrógeno los vértices libres. Todos los enlaces C ð H tienen la misma longitud igual a 1,06 Å, mientras que el enlace C ð C, de características electrónicas diferentes, presenta un valor superior e igual a 1,54 Å. El resto de los compuestos de esta serie de hidrocarburos de cadena abierta puede obtenerse intercalando en el etano sucesivamente grupos ð CH2 ð.

Las cadenas de los hidrocarburos saturados pueden también cerrarse formando estructuras cíclicas. El ciclohexano es un ejemplo. Los enlaces C ð C forman una estructura hexagonal, no plana. Pueden presentarse dos posibles disposiciones geométricas de sus átomos en el espacio respetando la geometría tetraédrica de los enlaces del carbono: una en forma de silla y otra en forma de barco. En cada uno de los vértices, los enlaces correspondientes se dirigen hacia los vértices de un tetraedro imaginario, es decir, formando ángulos de 109º aproximadamente. Si la estructura molecular fuera plana Química
120º, lo que no es compatible con la geometría tetraédrica de los enlaces del carbono en los hidrocarburos saturados. Dicha geometría explica entonces la conformación de la molécula.

Los hidrocarburos no saturados se caracterizan, desde el punto de vista de su estructura molecular, por la presencia de enlaces dobles (alquenos) o triples (alquinos). La molécula de eteno o etileno está formada por dos átomos de carbono unidos por un enlace doble; mediante sus otros dos enlaces restantes cada átomo de carbono se une a otros tantos átomos de hidrógeno. La existencia de un doble enlace modifica considerablemente la geometría de la molécula de Química
Química
estructura plana. Además la longitud de enlace C ð C se acorta pasando de los 1,54 Å en el etano a 1,34 Å en el eteno, indicando con ello que la unión es más fuerte. A diferencia de lo que sucede con un enlace sencillo, un enlace múltiple impide la rotación de la molécula en torno a él y le confiere, por tanto, una cierta rigidez.

Carbono

Diamante Amorfo Grafto

Hidrocarbonos

Molecules Orgánicas Simples

metano etano propano butano Pentano hexano heptano Octano


Algunas Estructuras Comunes
Butadeno

Benceno

Ciclohexano

Codigo de Color para Moleculas:

Verde = Carbono

Blanco = Hidrogeno

Enlaces

A la vista de la forma en la que los enlaces se representan en las fórmulas químicas puede pensarse que los diferentes enlaces de una unión múltiple entre dos átomos de carbono son equivalentes. Sin embargo, tanto la observación experimental como los resultados de la teoría del enlace químico indican que ello no es así; los dos enlaces de una unión doble no tienen la misma fuerza, uno se asemeja al de la unión simple carbono-carbono y recibe el nombre de enlace σ; el otro es más frágil y se denomina enlace ð. Esta situación puede explicarse de forma cualitativa recurriendo a la imagen de las nubes activas; a diferencia de lo que sucede en el etano, en el eteno pueden distinguirse para cada átomo de carbono dos tipos de nubes activas, una con tres lóbulos principales se encuentra en el plano de la molécula, la otra con dos se halla en un plano perpendicular. El solapamiento frontal de las primeras da lugar a enlaces σ con los átomos de H y entre los átomos de C; el solapamiento lateral de las segundas produce el enlace ð más débil.

Una situación de enlace peculiar es la que presenta el benceno, un hidrocarburo cíclico y no saturado de singular importancia en la química orgánica. Aunque como el ciclohexano el benceno posee un «esqueleto» de átomos de carbono formado por seis unidades, presenta una diferencia importante, la presencia de dobles enlaces, tantos como le permite la tetravalencia del carbono. De acuerdo con ella, cualquiera de las siguientes estructuras, por ejemplo, se ajustaría correctamente a su fórmula molecular C6H6:

Química

Química

Empleando un esquema de planos perpendiculares para distinguir entre los enlaces σ y los enlaces ð ambas estructuras se podrían representar como en la figura adjunta. Las nubes electrónicas activas, cuyo solapamiento frontal genera los enlaces σ, están todas en un mismo plano, lo que da lugar a una estructura plana formando un hexágono regular. Las nubes electrónicas cuyo solapamiento lateral produce los enlaces ð se encuentran en un plano perpendicular al de la molécula.

Aun cuando las estructuras de partida parecen distinguir entre los enlaces dobles y los sencillos en la molécula de benceno, observaciones experimentales han puesto de manifiesto que la longitud de los diferentes enlaces C ð C es idéntica e igual a 1,39 Å, es decir, intermedia entre la de un enlace sencillo (1,54 Å) y uno doble (1,34 Å). Estudios teóricos refuerzan la idea de que en el benceno se produce un soIapamiento lateral generalizado de las nubes situadas en planos perpendiculares al de la molécula, lo que se traduce en sendos anillos superior e inferior. Eso significa que los electrones que participan en los enlaces ð están deslocalizados, es decir, no pueden ser asignados a ningún par de átomos en concreto. Esta deslocalización da lugar a una importante disminución en la energía potencial de la molécula, lo que explica la considerable estabilidad química de este compuesto orgánico y de sus análogos.

GRUPOS FUNCIONALES.

ASPECTOS ESTRUCTURALES.

Los hidrocarburos presentan propiedades físicas y químicas que se derivan de su estructura. Así, los hidrocarburos saturados, debido a la ausencia de dobles enlaces, se caracterizan por su escasa reactividad. En condiciones ambientales los cuatro primeros miembros de la serie son gases incoloros, pero a medida que aumenta el número de grupos CH2 adicionales los hidrocarburos aumentan su punto de fusión, lo que les hace ser líquidos y sólidos en esas mismas condiciones. La gasolina, por ejemplo, contiene, entre otros componentes, una mezcla de hidrocarburos líquidos, y la parafina (en latín parum = poca, affinis = afinidad, es decir, poca capacidad de reacción química) es, en esencia, una mezcla de hidrocarburos sólidos a temperatura ambiente.

Sin embargo, junto con los enlaces C ð C y C ð H de los hidrocarburos saturados, que se caracterizan por su estabilidad, otros diferentes grupos atómicos pueden estar presentes en las cadenas hidrocarbonadas, dando lugar a distintos tipos de moléculas orgánicas. Estos grupos atómicos que incrementan y modifican, de acuerdo con su composición, la capacidad de reacción de los hidrocarburos se denominan grupos funcionales. En ellos figuran elementos tales como el oxígeno, el nitrógeno o el azufre, que hacen de los grupos funcionales auténticos centros reactivos de la molécula. Los principales grupos funcionales son los siguientes.

Grupo hidroxilo (- OH)

Es característico de los alcoholes, compuestos constituidos por la unión de dicho grupo a un hidrocarburo. El carácter polar del enlace O ð H les confiere sus propiedades químicas características, algunas de las cuales son parecidas a las de la molécula de agua. Al igual que ésta, pueden ceder o aceptar iones H+ y actuar, por tanto, como ácido o como base. El alcohol puede neutralizar a un ácido de forma parecida a como lo hace una base inorgánico.

Química

Su presencia en una cadena hidrocarbonada (R) puede dar lugar a dos tipos diferentes de sustancias orgánicas: los aldehídos y las cetonas. En los aldehídos el grupo CO, estando unido por un lado a un carbono terminal de una cadena hidrocarbonada y por otro a un átomo de hidrógeno, ocupa una posición extrema en la cadena. En las cetonas, por el contrario, el grupo carbonilo se une a dos cadenas bidrocarbonadas, ocupando por tanto una situación intermedia. El enlace C = O del grupo carbonilo está fuertemente polarizado, pues el oxígeno atrae la carga compartida hacia sí más que el carbono. Dicha polarización es responsable de la actividad química de este grupo, que se hace más destacada en los aldehídos debido a la posición extrema, y por tanto más accesible, que ocupa dicho grupo en la cadena hidrocarbonada. Tanto los aldehídos como las cetonas se pueden obtener mediante la oxidación suave de alcoholes. Inversamente, la hidrogenación del grupo carbonilo reproduce el grupo alcohólico.

Química

Es el grupo funcional característico de los ácidos orgánicos. En ellos el enlace O ð H está polarizado, pero ahora más intensamente que en el grupo hidroxilo, Química

desplazamiento del par de electrones del enlace O ð H hacia el átomo de oxígeno. Por tal motivo, el átomo de hidrógeno se desprende del grupo carboxilo, en forma de ion H+, con una mayor facilidad, comportándose como un ácido. Un ácido orgánico puede obtenerse por oxidación de los alcoholes según la reacción:

Química

etanol

CH3CH2OH

Química

ácido etanoico o acético

CH3COOH

Los ácidos orgánicos reaccionan con los alcoholes de una forma semejante a como lo hacen los ácidos inorgánicos con las bases en las reacciones de neutralización. En este caso la reacción se denomina esterificación, y el producto análogo a la sal inorgánico recibe el nombre genérico de éster:

CH3COOH + CH3CH2OH → H2O + CH3 - COOC2H5

ácido acético etanol acetato de etilo

Los ácidos orgánicos son, en general, ácidos débiles.

Química

Puede considerarse como un grupo derivado del amoníaco (NH3) y es el grupo funcional característico de una familia de compuestos orgánicos llamados aminas. Al igual que el amoníaco, el grupo amino tiene un carácter básico, de modo que aceptan con facilidad iones H+:

Química

metil amina

CH3NH2

Química

ion metilamonio

Química

APLICACION 1:

MARCHA ANALÍTICA DEL CARBONATO.

- Partir del problema sin acidificar.

- Tomar 5 mL del problema.

- Poner en vaso de precipitados pequeño.

- Tratar con carbonato 0.5 M poco a poco.

- Si con 1 mL hay efervescencia:

- Añadir carbonato agitando y poco a poco hasta que cese.

- Medir pH.

- Si neutro o casi añadir disolución de carbonato agitando hasta reacción alcalina.

- Añadir 3 mL de carbonato (en exceso).

- Marcar con rotulador el nivel del líquido.

- Calentar.

- Contar 10 minutos desde que empiece a hervir.

- Diluir con 1 mL de agua.

- Centrifugar.

- Lavar con agua caliente 2 veces.

- Recoger primeras porciones de lavado si no hay mucha disolución. Si hay mucha desecharla.

- Si se ha diluido mucho hervir la disolución para concentrar.

- Secar precipitado hasta que se cuartee.

- Durante el calentamiento poner papel de filtro en la boca del tubo sin tocar el precipitado.

- Extraer agua de las paredes del tubo con papel de filtro.

- En el precipitado quedan especies del II al VI.

- En la disolución quedan las especies del !.

Identificaciones directas del problema:

Mercurio (I).

- Tomar 2 gotas del problema.

- Añadir 2 gotas de HCl 2 M.

- Si precipitado blanco mercurioso, plomo, oxicloruros de Sb o Bi.

- Centrifugar.

- Despreciar el líquido.

- Añadir al precipitado una gota de amoniaco 2 M.

- Color negro intenso indica mercurioso.

Estaño.

- Hacer ensayo en blanco para el Zn.

- Poner 5 gotas de la disolución clorhídrica, 3 gotas de HCl concentrado y trozo de Zn ensayado.

- Tomar un tubo largo limpio por fuera y lleno de agua hasta la mitad.

- Impregnar exterior del tubo con la disolución.

- Calentar en la llama azul del mechero hasta ver la luminiscencia.

Arsénico (III).

- Ensayar directamente si sólo se ha visto As (V) en el grupo I.

- Tomar 5 gotas del problema.

- Añadir 5 gotas de sosa 2 M añadiendo gotas en exceso.

- Si se desprenden vapores de amoniaco hervir hasta eliminación total.

- No tener en cuenta el posible precipitado obtenido al añadir sosa.

-Tomar ½ mL de la disolución.

- Añadir 2 mL de sosa 2 M.

- Poner una barrita de aluminio.

- Tapar el tubo con papel de filtro humedecido con nitrato de plata.

- Calentar suavemente.

- Mancha color negro.

- Hacer ensayo en blanco para el Al.

GRUPO I.

Ensayos del cromo (VI).

- Tomar 6 gotas de la disolución.

- Añadir HCl 2 M hasta acidez.

- Añadir 3 gotas en exceso.

- Añadir agua oxigenada al 3% gota a gota.

- Color azul verdoso que desaparece al agitar.

- Calentar hasta ebullición.

- Si es preciso añadir agua oxigenada hasta que el líquido quede verde.

- Añadir 4 o más gotas de edetato sódico al 5%.

- Dejar en el baño de agua.

- Color violeta que se intensifica con el tiempo.

Ensayos del arsénico (V).

- Tomar 5 gotas de la disolución.

- Añadir nítrico 2 M hasta neutralidad o ligera acidez.

- Hervir para desalojar CO2.

- Centrifugar si hay precipitado.

- Añadir 3 gotas de amoniaco concentrado.

- Añadir 5 gotas de mixtura magnesiana.

- Agitar fuerte y frotar con la varilla.

- Precipitado blanco, aunque puede ser debido a fosfatos, aluminatos...

- Centrifugar y guardar el líquido para reconocimiento de arsenito.

- Preparar 1 mL de agua fría con 2 gotas de amoniaco 2 M.

- Lavar el precipitado con esta disolución.

- Suspender el precipitado en 4 gotas de agua y dividir en dos partes para los ensayos a y b:

a.-

- Tomar la mitad de la suspensión.

- Añadir 1 gota de KI 0.5 M.

- Añadir unos cristales de cloruro estannoso.

- Añadir 5 gotas de HCl concentrado.

- Hervir o dejar algún tiempo en el baño de agua.

- Precipitado generalmente pequeño de color negro pardusco.

b.-

- Centrifugar la suspensión acuosa.

- Despreciar el líquido.

- Añadir al precipitado blanco gotas de nitrato de plata 0.1 M.

- El color blanco pasa a pardo rojizo.

Ensayos del arsénico (III).

a.-

- Tomar el líquido procedente de la separación del arseniato.

- Añadir 4 gotas de agua oxigenada.

- Añadir 4 gotas de mixtura magnesiana.

- Hervir.

- Frotar con varilla.

- Precipitado blanco de arsenito oxidado a arseniato. Comprobarlo como antes.

b.-

-Tomar ½ mL de la disolución.

- Añadir 2 mL de sosa 2 M.

- Poner una barrita de aluminio.

- Tapar el tubo con papel de filtro humedecido con nitrato de plata.

- Calentar suavemente.

- Mancha color negro.

- Hacer ensayo en blanco para el Al.

ANIONES.

Buscarlos en el grupo I

Ensayos para el fosfato.

- Tomar ½ mL del problema homogeneizado.

- Si el problema es alcalino:

- Añadir nítrico concentrado hasta acidez.

- Añadir exceso equivalente al volumen del problema neutro.

- Hervir hasta reducir volumen a la mitad.

- Si el problema es ácido:

- Añadir 5 gotas de nítrico concentrado.

- Hervir hasta reducir volumen a la mitad.

- Si aparece algún precipitado centrifugar.

- Al liquido claro añadir nitrato amonio sólido.

- Añadir volumen igual de reactivo nítrico-molíbdico o tartárico-molíbdico si existe arseniato.

- Calentar en baño de agua.

- Precipitado amarillo.

- Si líquido muy coloreado, centrifugar y descargarlo.

- Si la reacción es dudosa:

Suspender el residuo en una gota de agua.

Depositarla sobre papel de filtro.

Depositar una gota de tetrabase.

Exponer a vapores de amoniaco.

Mancha azul intenso que puede desaparecer si hay exceso de amoniaco.

Ensayos del sulfato.

Problema reacción ácida:

- Tomar ½ mL del problema.

- Añadir 5 gotas de BaCl2 (o acetato o nitrato de Ba).

- Dejar en baño de agua unos minutos.

- Precipitado pulvurento blanco que tarda en depositarse e insoluble en HCl diluido a ebullición.

Problema reacción alcalina o neutra:

- Tomar ½ mL de la disolución clara.

- Acidular con HCl 2 M.

- Hervir.

- Si aparece precipitado eliminar por centrifugación.

- Añadir 5 gotas de BaCl2 (o acetato o nitrato de Ba).

- Dejar en baño de agua unos minutos.

- Precipitado pulvurento blanco que tarda en depositarse e insoluble en HCl diluido a ebullición.

Ensayos para el yoduro.

- Si el problema es alcalino acidular con HCl 2 M.

- Tomar 5 gotas del problema.

- Añadir 2 cristales de nitrito sódico.

- Añadir ½ mL de cloroformo.

- Agitar fuertemente.

- Color violeta en la fase orgánica (la inferior)

Ensayos para el nitrato.

- Tomar gotas del problema.

- Añadir 3 ó 4 gotas de difenilamina

- Color azul intenso

GRUPO II

- Lavar precipitado con agua caliente, remover, centrifugar y tirar el agua. Dos veces.

- Poner en baño de agua hasta que se cuartee.

- Poner 20 gotas de nítrico concentrado o más según cantidad precipitado..

- Coger precipitado y pasar a tubo largo.

- Calentar en vitrina a la llama hasta casi sequedad.

- Añadir 1 mL agua y nitrato amónico.

- Poner gotas de nítrico diluido (2M).

- Calentar en baño de agua.

- Si precipitado pardo añadir agua oxigenada 3%.

- Centrifugar

- Lavar con agua caliente (1 mL) con gotas nitrato amónico 1 M.

Precipitado:

+ Disolver con 2 mL de clorhídrico 1:1 (mismo volumen de agua que de HCl) y 4 ó 5 gotas agua oxigenada al 3%.

+ Calentar suavemente (llama directa) hasta disolución total.

+ Si hay residuo insoluble como un pegote (AgCl), determinar en este grupo.

- Identificar en la disolución Sn (IV) y Sb.

- Si hay uno de los dos puede haber Sn o Sb en el precipitado.

- Si no hubiera ninguno de los dos:

+ Lavar precipitado con agua.

+ Añadir amoniaco 2 M y disolver.

+ Identificar cloruro o yoduro con Ag (formación precipitado de AgX).

+ Si al añadir el amoniaco no se disuelve no es AgCl sino Sn o Sb.

Ensayos antimonio:

a.-

- A 5 gotas de la disolución clorhídrica añadir gotas de sosa 2 M hasta neutralidad.

- Ajustar pH con bioxalato de potasio.

- Añadir EDTA-Na al 5%..

- Tratar con medio gramo de tiosulfato de sodio.

- Aparece precipitado amarillo-rojo rojo-naranja

b.-

- Añadir 2 gotas de HCl 2 M.

- Hacer ensayo en blanco de la rodamina B para ver su color rosa.

- Debe hacerse en seguida para que SbCl6- no se hidrolice.

- A 4 gotas de la disolución clorhídrica añadir 1 gota de sulfito sódico disuelto.

- Medio sulfúrico.

- Hervir hasta que el volumen se reduzca a la mitad.

- Enfriar.

- Añadir 1 gota de Ce (IV) 0.1 M amarillo.

- Añadir gotas de clorhidrato de hidroxilamina hasta desaparición del color amarillo.

- Añadir en seguida una gota de rodamina B (disolución 0.05 M del producto en HCl 2 M que contiene un 15% de KCl complejo violeta.

Ensayos del estaño:

a.-

- Hacer ensayo en blanco para el Zn.

- Poner 5 gotas de la disolución clorhídrica, 3 gotas de HCl concentrado y trozo de Zn ensayado.

- Tomar un tubo largo limpio por fuera y lleno de agua hasta la mitad.

- Impregnar exterior del tubo con la disolución.

- Calentar en la llama azul del mechero hasta ver la luminiscencia.

b.-

- Reducir 5 gotas de la disolución con Fe

- Calentar y dejar evaporar el hidrógeno..

- Añadir 2 gotas de cloruro de mercurio (II) 0.25 M.

- Precipitado color negro. No deben haber cloruros. Si es blanco presencia de Ag2Cl2 y si es gris ambos.

GRUPO III

- Añadir 2 gotas de HCl 2 M. Si no precipita no hay grupo III.

- Agitar.

- Si precipita calentar en el baño de agua y enfriar para coagular.

- Centrifugar.

- Una vez frío 1 gota de HCl para que precipite completamente.

- Si hay turbidez 2 gotas más de HCl y repetir calentamiento y precipitar, añadir 1 gota de HCl hasta desaparición de la turbidez.

- Lavar 2 veces con ½ mL de agua fría con 1 gota de HCl diluido.

Ensayos para el plomo.

- Añadir 1 mL de agua hirviendo.

- Cuando hierva recoger el líquido por encima con el cuentagotas.

- Pasar el líquido claro a otro tubo.

- Guardar precipitado para reconocer Hg (I).

- Añadir 2 gotas de cromato potásico 0.5 N.

- Aparece precipitado amarillo.

Ensayos para el mercurio (I). Este ensayo sólo orienta sobre comp de Hg. (pág 52)

- Al residuo procedente de eliminar el plomo se añade 1 mL de amoniaco 2 M.

- Poner en contacto precipitado con reactivo.

- Centrifugar.

- Guardar el líquido para el reconocimiento de la plata.

- Aparece precipitado negro intenso.

Ensayos para la plata.

- Eliminar el plomo otra vez con agua caliente y centrifugando

- Dividir el líquido claro en dos partes:

1.- Añadir 2 gotas de KI 0.5 N.

- Precipitado blanco amarillento indica plata

2.- Adicionar HCl 2 M hasta acidez precipita en AgCl.

GRUPO IV

- Añadir 10 gotas de disolución saturada de sulfato amónico.

- Calentar a ebullición a fuego directo.

- Dejar en el baño de agua por lo menos 5 minutos.

- Centrifugar en caliente y descargar el líquido.

Ensayos para el calcio.

- Lavar con ½ mL de agua con 2 gotas de sulfato amónico.

- Tratar el precipitado, lavado, con 1 mL de agua fría durante 2 minutos agitando.

- Centrifugar.

- Descargar el líquido.

- Coger líquido.

- Añadir gotas de amoniaco hasta alcalinizar.

- Añadir 5 gotas de disolución saturada de oxalato amónico y calentar.

- Aparece precipitado blanco de oxalato de calcio.

- Disolución sulfato de calcio lenta, si ha precipitado mucho lavar reiteradamente con agua fría.

Ensayos para el plomo.

- Eliminar toda la acidez mediante lavados con agua.

- Tratar con 1 mL de edetato sódico al 5%

- Calentar suavemente un poco y centrifugar.

- Extraer el líquido y dividir en dos partes:

1.- Añadir amoniaco hasta alcalinidad

- Añadir 2 gotas de sulfuro sódico al 30%.

- Calentar

- Aparece precipitado negro muy fino.

2.- Añadir gotas de sulfúrico diluido.

- Calentar.

- Precipitado pulvurento de sulfato de plomo.

Comprobar que el precipitado está exento de plomo repitiendo los pasos subrayados.

Ensayos para el bario.

- Adicionar en seguida 4 gotas de amoniaco concentrado.

- Poner ½ mL de edetato sódico al 5%.

- Calentar en baño de agua hasta disolución del precipitado.

- Si precipitado abundante repetir los dos primeros pasos.

- Dividir disolución en dos partes:

1.- Añadir HCl diluido hasta acidez sin excederse.

- No calentar.

- Aparece precipitado blanco.

2.- Añadir 4 gotas de cromato potásico 0.25 M.

- Añadir varias gotas de cloruro cálcico 3 M.

- Aparece precipitado amarillo.

GRUPO V

- Añadir ½ gramo de nitrato amónico al líquido procedente del grupo IV.

- Añadir poco a poco y agitando amoniaco concentrado hasta que coja su olor después de agitar..

- Añadir exceso de 3 gotas.

- Calentar en el baño de agua no más de 2 minutos.

- Centrifugar.

- Descargar líquido y etiquetarlo como grupo VI.

- Disolver precipitado en la menor cantidad posible de HCl 2 M.

- Añadir un poco de nitrato amónico sólido.

- Repetir la precipitación con amoniaco.

- Añadir poco a poco y agitando amoniaco concentrado hasta que coja su olor.

- Añadir exceso de 3 gotas.

- Calentar en el baño de agua no más de 2 minutos.

- Centrifugar líquido aun caliente.

- Añadir al líquido grupo VI.

- Lavar precipitado con [agua caliente con 1 gota de amoniaco diluido].

- Si hay precipitado pardo apartarlo y usarlo en G VI para identificar Co y Mn.

- Adicionar 3 mL de HCl 2 M.

- Calentar para ayudar a la disolución. Identificar cationes de este grupo en esta disolución.

Tomar porciones independientes de la disolución para cada ensayo.

Ensayos para el Fe (III). (amarillo)

a.-

- Coger dos gotas de la disolución clorhídrica en placa.

- Añadir otra de ferrocianuro potásico 0.25 M.

- Aparece precipitado azul de Prusia.

b.-

- Coger dos gotas de la disolución clorhídrica en placa.

- Añadir 3 de KSCN 0.5 M.

- Color rojo oscuro.

Ensayos para el Bi (III). (incoloro)

a.-

- Usar la placa de gotas.

- Añadir al reactivo iodocincónico (disolución KI y cinconina) 2 gotas de la disolución clorhídrica.

- Precipitado color naranja butano. Si pasa a pardo hay I3- porque Fe interfiere

b.-

- Preparar disolución de cloruro estannoso.

- Depositar 2 gotas de cloruro estannoso 0.25 M en la placa de gotas.

- Añadir sosa 2 M hasta redisolución del precipitado formado.

- Añadir 1 gota de la disolución clorhídrica.

- Agitar.

- Precipitado negro.

Ensayos para el Cr (III). (azul verdoso)

a.-

- Coger 4 gotas de la disolución clorhídrica en placa.

- Añadir 6 de [Na2-EDTA con un poco de NaF sólido].

- Calentar en baño de agua.

- Color violeta que se intensifica con el tiempo.

b.-

- Coger 4 gotas de la disolución clorhídrica .

- Añadir sosa 2 M hasta que se alcalinice.

- Añadir 4 gotas de agua oxigenada al ·3%.

- Hervir.

- Centrifugar.

- Color amarillo.

Comprobación:

- Añadir gotas disolución amarilla sobre mezcla de [sulfúrico, 1 gota de agua oxigenada al 3% y 10 gotas de alcohol amílico].

- Agitar.

- Color azul de la capa etérea.

Ensayos para el Al (III). (incoloro)

Separación del Al y Be:

- Coger 10 gotas de la disolución clorhídrica .

- Añadir sosa 2 M hasta que se alcalinice.

- Añadir 4 gotas en exceso.

- Hervir suavemente.

- Centrifugar.

- Trasvasar líquido claro para ensayo de Al.

a.-

- A 5 gotas de la disolución de sosa añadir 2 gotas de aluminón.

- Añadir acético 2 M hasta reacción débilmente ácida.

- Añadir amoniaco 2 M hasta neutralidad o ligera alcalinidad.

- Calentar en baño de agua.

- Precipitado coposo, rojo - rosado en disolución incolora.

GRUPO VI.

Tomar porciones independientes para cada ensayo.

Ensayos del manganeso. Separarlo de todo el líquido del grupo VI.

- Tomar 2 gotas de la disolución de este grupo.

- Añadir 1 gota de agua oxigenada a 3%.

- Calentar suavemente.

- Precipitado pardo. Si no aparece es porque o no hay Mn o la disolución ha estado mucho tiempo al aire y han precipitado los manganitos.

Si la prueba es positiva hay que separar el Mn del resto de la disolución del grupo.

- Añadir amoniaco y gotas de agua oxigenada al 3% a todo el G VI mientras se calienta al baño de agua.

- Continuar hasta precipitación completa sin añadir exceso de agua oxigenada.

Si hay Co el líquido cambia del color amarillo rojizo del complejo amoniacal del Co (II) al rojo violáceo del Co(III).

- Centrifugar.

- Trasvasar líquido a un tubo etiquetado “Resto grupo VI”.

- Lavar bien el precipitado con agua caliente.

a.-

- Tomar un poco del precipitado con varilla.

- Extenderlo sobre papel de filtro.

- Añadir 1 gota de HAc.

- Añadir una gota de disolución de tetrabase.

- Color azul oscuro.

b.-

- Resto precipitado añadir ½ mL de disolución saturada de bioxalato potásico.

- Agitar y dejar estar sin calentar.

- Lentamente precipitado se disuelve. Disolución violeta rosado.

Ensayos para el cobre.

- Sobre papel de filtro poner gota de  - benzonoixima.

- Poner 1 gota encima de disolución amoniacal (“Resto grupo VI”).

- Mancha verde claro.

Ensayos para el cobalto.

a.-

- Añadir a 5 gotas de la disolución 10 de edetato sódico al 5%.

- Añadir 2 gotas de agua oxigenada al 3%.

- Calentar en baño de agua unos minutos.

- Color azul que vira al violeta.

b.-

- Añadir 4 gotas de HCl 2 M a la disolución.

- Hervir.

- Añadir, poco a poco y agitando, a otra disolución de volumen doble de NH4SCN en alcohol amílico preparada en el acto.

- Color azul o azul verdoso intenso. Si aparece color pardo es del Cu, calentar en baño.

Ensayos para el níquel.

- Poner una gota de la disolución en placa o papel de filtro.

- Añadir 2 gotas de dimetilglioxina al 1% en etanol. Añadir otra gota si hay color pardo.

- Precipitado rojo rosado.

Ensayos para el Hg (II).

- Poner en la placa de gotas:

- 3 gotas de [cloruro estannoso 0.25 M].

- Añadir gotas de sosa hasta reacción francamente alcalina.

- Agitar

Se forma estannito.

- Añadir 2 gotas de la disolución de este grupo.

- Precipitado negro.

Ensayos para el cinc.

- Poner 4 gotas de la disolución en un tubo.

- Añadir sulfúrico hasta acidez.

- Añadir 1 gota del Montegui A. No poner si hay poco Cu. Si hay mucho eliminar + sulfito + tiocianato, centrifugar y seguir en .

- Añadir 4 gotas del Montegui B.

- Frotar paredes del tubo con agitador.

- Lentamente aparece precipitado de violeta claro a violeta oscuro. Si hay verde es debido al Ni, añadir doble reactivos.

Ensayos para el calcio y magnesio. Separar del resto de la disolución.

- Tomar ½ mL de disolución amoniacal de este grupo (“Resto grupo VI”)

- Añadir 5 gotas de fosfato disódico 1M.

- Agitar fuertemente y rascar paredes del tubo con agitador.

- No calentar.

- Centrifugar.

- Despreciar el líquido.

- Lavar precipitado con ½ mL de [agua con 2 gotas de amoniaco 2 M].

- Añadir ½ mL de HAc 2 M.

- Disolver precipitado calentando si es preciso.

- Posible residuo insoluble se desprecia.

Calcio. (mismo que G IV)

- Tomar 5 gotas de la disolución.

- Alcalinizar con amoniaco.

- Añadir 5 gotas de oxalato amónico 0.5 M.

- Calentar en baño de agua.

- Turbidez o precipitado blanco. Si hay mucho Ca centrifugar y ensayar Mg en ese líquido.

Magnesio.

- Tomar 3 gota de la disolución acética en 2 tubos de ensayo.

Tubo 1:

- Añadir gota de amarillo de titanio.

- Añadir gotas de sosa 2 M hasta franca alcalinidad.

- Color o precipitado rojo vivo. Se ve mejor calentando en baño de agua.

Tubo 2:

- Añadir gota de magnesón.

- Añadir gotas de sosa 2 M hasta franca alcalinidad.

- Agitar

- Precipitado azul claro en disolución azul - violeta.

Preparación de disoluciones.

Cloruro estannoso.

- Disolver un poco de cloruro estannoso en HCl 12 M calentando.

- Enfriar.

- Añadir NaOH 6 M hasta que precipite.

- Añadir NaOH 2 M hasta redisolución.

Reactivo nítrico-molíbdico.

- Tomar 5 gotas de nítrico concentrado.

- Añadir 5 gotas de agua.

- Añadir 10 gotas de molibdato amónico (disolución acuosa al 15% con un poco de amoniaco 2M)

Reactivo tartárico-molíbdico.

- Incorporar al reactivo nítrico-molíbdico ½ gramo de ácido tartárico.

Entre los compuestos aromáticos importantes se encuentran todas las hormonas y vitaminas, excepto la vitamina C; prácticamente todos los condimentos, perfumes y tintes orgánicos, tanto sintéticos como naturales; los alcaloides que no son alicíclicos (ciertas bases alifáticas como la putrescina a veces se clasifican incorrectamente como alcaloides); algunas sustancias de importancia militar, como el TNT y los gases lacrimógenos; varios medicamentos, y una amplia variedad de otras sustancias.

Ciertos derivados de los compuestos aromáticos tienen propiedades y nombres especiales. Por ejemplo, la presencia del grupo hidróxilo en el anillo da lugar a un fenol.

APLICACIÓN 2:

DETERMINACIÓN DE LA FÓRMULA EMPÍRICA DE UN ALCOHOL

Se desea determinar la fórmula empírica de un alcohol, para lo cual se queman 92,0 gramos del alcohol problema y se obtienen como productos de la reacción de combustión 176,0 g de dióxido de carbono y 108,0 g de agua. a) Identificar el alcohol de que se trata. b) Escribir la reacción de combustión ajustada.

Un alcohol está constituido por átomos de H, C y O de modo que el cálculo de la proporción en la que tales átomos intervienen permitirá determinar los subíndices característicos de la fórmula empírica. En lo que sigue se procederá a calcular el número de moles de cada elemento cuya proporción equivale a la del número de átomos correspondientes.

Química

pues M(CO2) = M(C) + 2M(O) = 1,02 + 2 · 16,0 = 44,0 g/mol

Química

pues M(H2O) = 2M(H) + M(O) = 2 · 1,0 + 16,0 = 18,0 g/mol

Como el CO2 y el H2O son los dos únicos productos de la combustión, todo el C y el H de tales productos procederá del alcohol de modo que los 92,0 g de alcohol contendrán 4,0 moles de átomos de carbono y 12,0 moles de átomos de hidrógeno, o lo que es lo mismo, 4,0 · 12,0 = 48,0 gramos de carbono y

12,0 · 1,0 = 12,0 gramos de hidrógeno, siendo los 32,0 gramos restantes de Química

de este elemento.

La proporción en número de moles es por tanto:

4 de C : 12 de H : 2 de O

proporción que, según el concepto de mol, equivale a la del número de átomos correspondientes y que se traduce en una fórmula química del tipo C4H12O2, es decir, C2H6O. Se trata, por tanto, del alcohol etílico o etanol, cuya fórmula semidesarrollada es CH3-CH2OH.

La reacción de combustión ajustada de este alcohol vendrá dada por la ecuación:

C2H6O + 3O2 2CO2 + 3H2O

Los 92,0 g de alcohol se completan hasta los 176,0 + 108,0 = 284,0 g de productos con el oxígeno atmosférico, que aparece como reactivo en el primer miembro de la ecuación química.

Conceptos fundamentales de química

Elementos

Mezclas y disoluciones

  • 1- Mezclas de todo tipo

La teoría cinética de la materia

  • 2- Moléculas Rockeras

Elementos y átomos

  • 3- Masa atómica

  • 4-Tabla periódica

  • 5- Las huellas digitales de los gases

Transformaciones químicas

  • 6- Cambios químicos

  • 7- Cambios químicos que producen calor

Acidos y bases

  • 8- Acidos y Bases

  • 9- Iones que van y vienen

  • 10- Las reacciones de neutralización

Mezclas y disoluciones

1- Mezclas de todo tipo

Permite diferenciar sistemas dispersos a partir de sus propiedades perceptibles. Cuando se pulsa un botón se produce la mezcla de estos sistemas. Mediante lupas puede apreciarse en ciertos casos la presencia de partículas. Además con la ayuda de la luz procedentes de dos focos se puede diferenciar las suspensiones coloidales de las disoluciones verdaderas por el efecto Tyndall. Por otra parte en una pequeña pantalla se plantean preguntas sobre los sistemas que se están observando.

La teoría cinética de la materia

2- Moléculas Rockeras

A través de un modelo de simulación física, combinado con efectos sonoros, se visualiza el movimiento de las moléculas en los gases. Bolitas de acero contenidas en tres cilindros cerrados por émbolos, impulsan estos hasta una cierta altura cuando se conecta un vibrador. En una pantalla , gobernada por un microprocesador, se le plantean al visitante diferentes preguntas sobre la teoría cinética de los gases.

Elementos y átomos

3-Masa atómica

Mediante una balanza, gobernada por un microprocesador, se debe buscar el equilibrio de bolas de diferentes colores que simulan átomos de hidrógeno, helio, boro... con un cierto número de bolas iguales. Cada una de estas bolas representa una unidad de masa atómica. Con ayuda de la información que aparece en una pantalla debe identificarse el elemento cuyo tomo se está "pesando".

4- Tabla periódica

En este juego ,dos participantes, cada uno de los cuales se sienta en un tablero que contiene la tabla periódica, trata de identificar elementos de dicha tabla a partir de preguntas sobre sus características.

5- Huellas digitales de los gases

Los espectros de emisión de los elementos gaseosos constituyen, como las huellas dactilares, una manera inequívoca de identificarlos. En Las huellas digitales de los gases se observan e identifican a partir de sus espectros algunos de estos elementos.

Transformaciones químicas

6- Cambios químicos

Se muestran diferentes reacciones que se ponen de manifiesto por cambios de color.

7- Cambios químicos que producen calor

Se estudian procesos químicos exotérmicos y endotérmicos. Se observan la aparición de energía en forma luminosa cuando se combinan dos sustancias o una reacción que necesita un aporte de calor para poder realizarse.

Acidos y bases

8- Acidos y bases

Un dispensador automático suministra gotas de diferentes sustancias ácidas y básicas que se deben identificar con papel indicador.

9- Iones que van y vienen

Las partículas que forman una disolución pueden tener carga eléctrica o no. En Iones que van y vienen puede comprobarse el carácter conductor de dos soluciones de concentraciones diferentes de ácido sulfúrico y el no conductor de una disolución de azucar. Una corriente que las atraviesa hace brillar una bombilla con luz de distinta intensidad. Lo contrario ocurre con una disolución de azucar que no es conductora.

10- Reacciones de neutralización

Permite seguir el proceso de reacción entre un ácido y una base por medio de un indicador que cambia de color o un pHmetro.

MATERIA.- Es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio: todos los cuerpos

de Universo

PROPIEDADES DE LA MATERIA

A PROPIEDADES GENERALES.- Se aplican a todos los cuerpos

MASA.- Cantidad de materia que tiene un cuerpo

VOLUMEN.- El espacio que ocupa la masa

B PROPIEDADES FÍSICAS

DENSIDAD.- Relación entre la masa y el volumen

PUNTO DE FUSIÓN.- En el caso del agua son los 0º C (hielo)

PUNTO DE EVULLICIÓN.- En el agua son los 100º C

COLOR, DUREZA, MELEABILIDAD, DUCTILIDAD, CONDUCTIVIDAD, IMPEARMILIDAD, etc. ...

C PROPIEDADES QUÍMICAS.- Es el comportamiento que tienen algunos cuerpos

Con otros al combinarse, desprendiendo calor, gases.

D PROPIEDADES ESPECÍFICAS.- Determinan la clase de sustancia que poseen.

  • Sólido

  • Líquido

  • Gaseoso

SUSTANCIA.- Son los distintos tipos de materias de las que están formadas los cuerpos

TIPOS DE SUSTANCIAS.-

A SUSTANCIAS SIMPLES.- Son aquellas que están constituidas por átomos de un solo elemento, y no se puede descomponer en otras más simples. Ej.: Oro, Hierro, Uranio, Oxígeno, ...

B SUSTANCIAS COMPUESTAS.- Aquellas que se pueden descomponer en otras más sencillas, y sus moléculas están formadas por átomos de clase diferente Ej.: Agua,...

C SUSTANCIAS HOMOGÉNEAS.- Son aquellas cuya composición y propiedades son idénticas. Ej.: Oro y cobre, Agua y Azúcar, ...

D SUSTANCIAS HETEROGÉNEAS.- Son aquellas cuya composición y propiedades son distintas en cada parte de la masa.

ANALISIS.- Consiste en descomponer un todo en sus partes. Ej.

Mica

Granito Cuarzo

Feldespato; ortosa

SINTESIS.- Es el fenómeno contrario al análisis y consiste en tomar partes para formar un todo

Formar agua a partir de dos átomos de hidrógeno por cada uno de oxígeno.

MEZCLA.- Es la unión de dos o más sustancias heterogéneas que dan lugar a un cuerpo en el que cada uno de sus componentes conserva sus propiedades. Ej.: Wisky

PROPIEDADES DE LAS MEZCLAS:

  • Son sustancias heterogéneas

  • No producen cambios de energía

  • Los componentes entran en proporciones variables

  • Los componentes se pueden separar por medios físicos y mecánicos.

  • Estos son:

    -Filtración (por medio de papel filtro).

    -Decantación (por medio de las densidades de cada sustancia).

    -Evaporación (por medio de calor)

    -Cromatografía (por medio de papel tornasol)

    -Destilación (por medio de calor y un alambique)

    TIPOS DE MEZCLAS.- Atendiendo a las sustancias que componen una mezcla pueden ser:

  • Mezclas homogéneas: No se distinguen sus componentes, y su aspecto es uniforme. Al disolverse en un líquido, las partículas son invisibles y atraviesan el papel filtro. Ej.: Vino, Agua con Azúcar, Agua Salada.

  • * Las mezclas homogéneas dan lugar a las disoluciones:

    Disoluciones.- Son mezclas homogéneas en las que el disolvente entra en mayor proporción que los cuerpos disueltos (soluto) y ambos su unen íntimamente.

    - Disolvente: Es la sustancia que acoge al soluto, entra en mayor proporción que éste y suele ser líquido o gaseoso.

    - Soluto: Es la sustancia que va a ocupar los espacios intermoleculares del disolvente. Puede ser líquido, sólido o gaseoso

    - Soluble: Sustancia que se disuelve fácilmente.


    TIPOS DE DISOLUCIÓN

    - Diluida: Cuando el disolvente entra en una proporción elevada al soluto.

    - Concentrada: Cuando aumenta la proporción del soluto sin llegar a la del disolvente

    - Saturada: Cuando el disolvente no admite más soluto

  • Mezclas heterogéneas: se distinguen los componentes y pueden ser:

  • - Coloides: Atraviesan el papel filtro con dificultad. Ej.: Mahonesa

    - Suspensiones: No atraviesa el papel filtro. Ej.: Agua Fangosa, Agua de Cal

    COMBINACIONES.- La unión de dos o más sustancias homogéneas, que dan lugar a un cuerpo con propiedades distintas a la de sus componentes. Ej.: el agua El agua es un líquido que está formado por dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno

    PROPIEDADES DE LAS COMBINACIONES

  • Son sustancias homogéneas

  • Entran en proporciones fijas o determinadas

  • Produce cambios de energía

  • Los componentes no se pueden separa por medios físicos ni mecánicos; sino químicas

  • Tema 2: Continuación de los conceptos fundamentales

    SÍMBLO.- Es la representación del átomo o elemento químico. El nombre del elemento químico se ha tomado del latín, y se representa por la primera letra, en mayúscula. Si la primera letra coincide con la de otro elemento químico se pondrá la primera letra en mayúscula y le segunda o la más representativa en minúscula

    Los últimos elementos del sistema periódico toman el nombre del descubridor o del lugar de su nacimiento, así, por ejemplo: Eistenio Es. Californio Cf

    Los últimos elementos descubiertos, a partir del 104, 106, 107,... vuelven a tomar la nomenclatura latina. El elemento 104= un nil-quadio-ung. 105= un nil-pentio-unp

    Ejemplo: Nombre Castellano N. Latino Símbolo Hierro Ferrum Fe

    Sodio Natiun Na

    Oro Arum Au

    Plata Argentum Ag

    Potasio Kalium K

    Todos los elementos químicos están representados en la tabla periódica o sistema periódico, siguiendo un orden, atendiendo a su número atómico y dispuesto en grupos y periodo.(De arriba a bajo y de derecha a izquierda)

    A METALES.- Situados a la izquierda de la tabla, son generalmente sólidos, tienen lo que generalmente se llama brillo metálico y son buenos conductores del calor y la electricidad. Debido a su constitución electrónica CEDEN electrones de su última capa, por lo que se carga positivamente. (Iones positivos)

    B NO METALES.- Situados a la derecha de la tabla, junto a los gases nobles y por el otro lado a los semimetales. Al contrario de los metales suelen ser gases o líquidos.

    No tiene brillo metálico y son malos conductores del calor y electricidad. Debido a su configuración electrónica TOMAN electrones en su última capa, por lo que se cargan negativamente.

    C SEMIMETALES.- Situados entre los no metales y los metales de transición. Pueden actuar

    O METACOIDES como metales y a veces como no metales, según con que elementos

    Químicos.(Forman la escalera de la tabla)

    D GASES NOBLES.- Situados a la derecha del todo de la tabla, forman el grupo 0 también

    llamado octavo. A diferencia del resto de los elementos químicos los gases nobles son estables, es decir: tienen completa su última capa, y no necesitan unirse a otros átomos de la tabla. Se encuentran libres en la

    naturaleza. El resto de los átomos de la tabla son inestables. Son:

    Helio He

    Neón Ne

    Argón Ar

    Kriptón Kr

    Xenón Xe

    Radón Rn

    VALENCIA.- Es la capacidad que tienen los átomos al combinarse al ceder, tomar o

    compartir electrones de su última capa

    Dicho de otra manera: Valencia es como el número de electrones cedidos,

    tomados o compartidos por un átomo al formar una molécula. En el caso de los

    metales como ceden electrones de su última capa, se carga de iones positivos

    o lo que es lo mismo con valencias positivas.

    Los no metales, por el contrario, como toman electrones en su última capa, se

    cargan con iones negativos o con lo que es lo mismo valencia negativa.

    FORMULA.- Es la representación de la molécula o compuesto químico. Las fórmulas pueden representarse de dos maneras:

    A FÓRMULA EMPÍRICA.- Es la representación analítica de la fórmula. En ella van

    representados los símbolos y las valencias de los átomos

    que actúan en dicho compuesto. Ej.: Agua- H O

    2

    B FÓRMULA RACIONAL.- Es la representación gráfica de la molécula o compuesto

    químico. En ella se representan los átomos que intervienen

    en cada compuesto Ej.:

    H

    O 2 Átomos de hidrógeno por cada uno de oxígeno

    H

    FORMUALR.- Para que se formen las moléculas dentro de un compuesto químico han de

    tener CARÁCTER NEUTRO es decir: el número de cargas positivas de los

    metales más el número de cargas negativas de los no metales, a de ser 0

    CARACTER NEUTRO = Nº DE CARGAS+METALES + Nº DE CARGAS--NO METALES = 0

    DE LA MOLECULA

    Ej.:

    H O = 2(+1)+1(-2) = 2-2 = 0

    2

    N H = 1(+3)+3(-1) = 3-3 = 0

    3

    Al O = 2(+3)+3(-2) = 6-6= 0

    2 3

    NO METALES

    HALÓGENOS

    Grupo VII Flúor F Cloro Cl Bromo Br Iodo I Astato At

    Valencia = 1

    ANFÍGENOS

    Grupo VI Oxígeno O Azufre S Selenio Se Telurio Te Polonio Po

    Valencia = 2

    NITROGENIODEOS

    Grupo V Nitrógeno N Fósforo P Arsénico As Antimonio Sb Bismuto Bi Boro B

    Valencia = 3

    CARBONOIDEOS

    Grupo IV Carbono C Silicio Si

    Valencia = 4

    METALES

    ALCALINOS Litio Li Sodio Na Potasio K Rubidio Rb Cesio Cs Plata Ag

    Valencia = 1

    ALCALINOTERREOS Berilio Be Magnesio Mg Calcio Ca Estroncio Sr Bario Ba

    Valencia = 2 Radio Ra Cinc Zn Cadmio Cd

    TÉRREOS Aluminio Al Bismuto BI

    Valencia = 3

    MONO-DIVALENTES Cobre Cu Mercurio Hg

    1 y 2 valencias

    MONO-TRIVALENTES Oro Au Talio Tl

    METALES 1 y 3 valencias

    DE

    TRANSICIÓN

    DI-TRIVALENTES Hierro Fe Cobalto Co Níquel Ni Cromo Cr

    2 y 3 valencias Manganeso Mn

    DI-TETRAVALENTES Platino Pt Estaño Sn Plomo Pb

    2 y 4 valencias

    Tema 3: Compuestos químicos

    COMPUESTOS QUÍMICOS.- Llamamos compuesto químico a la unión de dos o más

    elementos químicos, que dan lugar a una forma. Pueden ser:

    Óxidos Metálicos

    Óxidos

    Oxidos no metálicos o anhídridos

    Hidruros metálicos

    Bianrios Hidruros

    Hidruros no metálicos

    Haluros Ácidos hidrácidos

    Sales haloides

    COMPUESTOS

    QUÍMICOS Hidróxidos o bases

    Ácidos oxácidos u oxoácidos

    Ternarios

    Sales oxisales neutras

    Sales oxisales

    Cuaternarios Sales oxixales ácidas

    COMPUESTOS BINARIOS.- Están formados por la unión de dos o más elementos químicos.

    • Óxidos

    • Hidruros

    • Haluros o ácidos hidracidos

    • Sales haloides

    A ÓXIDOS.- Compuestos binarios, formados por la unión de un metal o un no metal con el oxígeno. Se clasifican en:

    • Óxidos metálicos

    • Óxidos no metálicos o Anhídridos

    1.- ÓXIDOS METÁLICOS.- Compuestos binarios formados por un metal y el oxígeno.

    OXIDOS METALICOS = METAL + OXIGENO

    NOMENCLATURA:

    Para nombrar todos los compuestos químicos vamos a utilizar las recomendaciones que nos dice la I.U.P.A.C. (unión internacional de profesionales de la química) que ha sido compuesta por la U.N.E.S.C.O. La I.U.P.A.C. recomienda tres nomenclaturas:

    a) Stock: Consiste en nombrar los compuesto químicos, partiendo de sus símbolos y de las valencias con las que actúa cada elemento, (indicando) la valencia del elemento más electropositivo, en números romanos, siempre que tenga dos o más capacidades de combinación (valencias)

    En el caso de los óxidos metálicos, se nombra con la palabra ÓXIDO DE, seguido del nombre del metal. Si éste es de transición, se indicará entre paréntesis la valencia con la que actúa.

    b) Sistemática: Consiste en nombrar los átomos que intervienen en cada compuesto, para ello se utilizan los prefijos: MONO, DI y TRI. Seguido del nombre del metal precedido del prefijo DI.

    c) Tradicional: Esta nomenclatura se basa en lo mismo que en la de Stock. Sólo en los metales de transición se utilizan las terminaciones OSO e ICO, según actúen con la menor o mayor valencia.

    En el caso de los óxidos metálicos se nombra con la palabra ÓXIDO DE, seguida del nombre del metal. En el caso de los metales de transición se nombra con la palabra ÓXIDO, seguida del metal acabado en OSO o ICO, según actúen con la menor o mayor valencia.

    Ejemplos:

    Stock: Óxido de sodio

    Na + O = Sistemática: Monóxido de disodio

    2 Tradicional: Óxido de sodio

    2.- ÓXIDOS NO METÁLICOS O ANHÍDRIDOS.- Son compuesto binarios formados por la unión de un no metal con el oxígeno ANHIDRIDO = NO METAL + OXÍGENO

    NOMENCLATURA

    Los no metales al combinarse con el oxígeno (que también es otro no metal) reaccionan con varias capacidades de combinación, según la reacción de cada grupo.

    a) Halógenos.- Los halógenos pertenecen al grupo VIIB (grupo impar), pueden actuar con el oxígeno con 4 capacidades de combinación, es decir, con valencias 1 3 5 7

    -Stock: Se nombra con la palabra OXIDO DE, seguida del no metal y entre paréntesis la valencia con la que actúa.

    -Sistemática: Se nombra con la palabra OXIDO DE, precedida de los prefijos

    MONO, TRI, PENTA, HEPTA, seguida del no metal precedido a su vez del prefijo DI.

    -Tradicional: Se nombra con la palabra ANHÍDRIDO, seguido del nombre del no metal precedido de los prefijos HIPO (para la valencia más pequeña de las cuatro) y PER (para la valencia mayor de las cuatro) a continuación, se ponen los prefijos OSO e ICO según actúa con la menor o mayor valencia.

    ANHÍDRIDOS = HALOGENOS + OXÍGENO

    VALENCIA PRFIJO NO METAL SUFIJO

    1 HIPO OSO

    3 OSO

    5 ICO

    7 PER ICO

    Ejemplo:

    Stock: Óxido de cloro (I)

    1 = Cl + O = Cl O Sistemática: Monóxido de dicloro

    2 2 Tradicional: Anhídrido hipocloroso

    Stock: Óxido de cloro (III)

    3 = Cl + O = Cl O Sistemática: Trióxido de dicloro

    3 2 2 3 Tradicional: Anhídrido Cloroso

    Stock: Óxido de cloro (V)

    5 = Cl + O = Cl O Sistemática: Pentaóxido de dicloro

    5 2 2 5 Tradicional: Anhídrido clórico

    Stock: Óxido de cloro (VII)

    7 = Cl + O = Cl O Sistemática: Heptaóxido de dicloro

    7 2 2 7 Tradicional: Anhídrido perclórico

    b) Anfígenos: Los anfígenos al actuar con el oxígeno, por pertenecer al grupo VIB (grupo par) actúan con valencias 2 4 6

    -Stock: Se nombran igual que los anteriores

    -Sistemática: Se nombra igual que el anterior pero con los prefijos MONO, DI, TRI. El no metal no lleva prefijo.

    -Tradicional Al tener tres capacidades de combinación, pierden la cuarta y se queda así:

    ANHÍDRIDOS = ANFÍGENOS + OXÍGENO

    VALENCIA PRFIJO NO METAL SUFIJO

    2 HIPO OSO

    4 OSO

    6 ICO

    Ejemplo:

    Stock: Óxido de azufre(II)

    2 = S + O = S O = S O Sistemática: Monóxido de Azufre

    2 2 2 2 Tradicional: Anhídrido hiposulfúrico

    Stock: Óxido de Azufre(IV)

    4 = S + O = S O = S O Sistemática: Dióxido de Azufre

    4 2 2 4 2Tradicional: Anhídrido sulfuroso

    Stock: Óxido de Azufre (VII)

    6 = S + O = S O = S O Sistemática: Trióxido de Azufre

    6 2 2 6 3 Tradicional: Anhídrido sulfúrico

    c) Nitrogenoideos: Los Nitrogenoideos con el Oxígeno, actúan con valencias 1 3 5 (con tres capacidades de combinación). Al igual que los anfígenos pierden la cuarta capacidad (la más grande). Se nombran igual que los halógenos sin la última capacidad.

    NITROGENOIDEOS + OXÍGENO = ANHÍDRIDOS

    VALENCIA PRFIJO NO METAL SUFIJO

    1 HIPO OSO