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nOticias de "física"

Teorías Atómicas

Historia del Átomo.La teoría atómica de Dalton.John Dalton (1766-1844). Químico y físico británico. Creó una importante teoría atómica de la materia. En 1803 formuló la ley que lleva su nombre y que resume las leyes cuantitativas de la química (ley de la conservación de la masa, realizada por Lavoisier; ley de las proporciones definidas, realizada por Louis Proust; ley de las proporciones múltiples, realizada por él mismo). Su teoría se puede resumir en:1.- Los elementos químicos están formados por partículas muy pequeñas e indivisibles llamadas átomos. 2.- Todos los átomos de un elemento químico dado son idénticos en su masa y demás propiedades.3.- Los átomos de diferentes elementos químicos son distintos, en particular sus masas son diferentes.4.- Los átomos son indestructibles y retienen su identidad en los cambios químicos.5.- Los compuestos se forman cuando átomos de diferentes elementos se combinan entre sí, en una relación de números enteros sencilla, formando entidades definidas (hoy llamadas moléculas).Representación de distintos átomos según Dalton:¡ Oxígeno¤ HidrógenoÅ Azufre Para Dalton los átomos eran esferas macizas.ã Cobrel CarbonoRepresentación de un cambio químico, según Dalton:¡ + ¤ ð ¡ ¤ Esto quería decir que un átomo de oxígeno más un átomo de hidrógeno daba un átomo o molécula de agua.La formación de agua a partir de oxígeno e hidrógeno supone la combinación de átomos de estos elementos para formar "moléculas" de agua. Dalton, equivocadamente, supuso que la molécula de agua contenía un átomo de oxígeno y otro de hidrógeno.Dalton, además de esta teoría creó la ley de las proporciones múltiples. Cuando los elementos se combinan en más de una proporción, y aunque los resultados de estas combinaciones son compuestos diferentes, existe una relación entre esas proporciones.Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las cantidades de uno de ellos que se combina con una cantidad fija del otro están relacionadas entre sí por números enteros sencillos.A mediados del siglo XIX, unos años después de que Dalton enunciara se teoría, se desencadenó una serie de acontecimientos que fueron introduciendo modificaciones al modelo atómico inicial.El modelo atómico de Thomsom.Thomson, sir Joseph john (1856-1940). Físico británico. Según el modelo de Thomson el átomo consistía en una esfera uniforme de materia cargada positivamente en la que se hallaban incrustados los electrones de un modo parecido a como lo están las semillas en una sandía. Este sencillo modelo explicaba el hecho de que la materia fuese eléctricamente neutra, pues en los átomos de Thomson la carga positiva era neutralizada por la negativa. Además los electrones podrían ser arrancados de la esfera si la energía en juego era suficientemente importante como sucedía en los tubos de descarga.J. J. Thomson demostró en 1897 que estos rayos se desviaban también en un campo eléctrico y eran atraídos por el polo positivo, lo que probaba que eran cargas eléctricas negativas. Calculó también la relación entre la carga y la masa de estas partículas. Para este cálculo realizó un experimento: hizo pasar un haz de rayos catódicos por un campo eléctrico y uno magnético.Cada uno de estos campos, actuando aisladamente, desviaba el haz de rayos en sentidos opuestos. Si se dejaba fijo el campo eléctrico, el campo magnético podía variarse hasta conseguir que el haz de rayos siguiera la trayectoria horizontal original; en este momento las fuerzas eléctricas y magnética eran iguales y, por ser de sentido contrario se anulaban. El segundo paso consistía en eliminar el campo magnético y medir la desviación sufrida por el haz debido al campo eléctrico. Resulta que los rayos catódicos tienen una relación carga a masa más de 1.000 veces superior a la de cualquier ion. Esta constatación llevó a Thomson a suponer que las partículas que forman los rayos catódicos no eran átomos cargados sino fragmentos de átomos, es decir, partículas subatómicas a las que llamó electrones.Las placas se colocan dentro de un tubo de vidrio cerrado, al que se le extrae el aire, y se introduce un gas a presión reducida. El modelo de Rutherford.Sir Ernest Rutherford (1871-1937), famoso hombre de ciencia inglés que obtuvo el premio Nobel de química en 1919, realizó en 1911 una experiencia que supuso en paso adelante muy importante en el conocimiento del átomo.La experiencia de Rutherford consistió en bombardear con partículas alfa una finísima lámina de oro. Las partículas alfa atravesaban la lámina de oro y eran recogidas sobre una pantalla de sulfuro de cinc. La importancia del experimento estuvo en que mientras la mayoría de partículas atravesaban la lámina sin desviarse o siendo desviadas solamente en pequeños ángulos, unas cuantas partículas eran dispersadas a ángulos grandes hasta 180º.El hecho de que sólo unas pocas radiaciones sufriesen desviaciones hizo suponer que las cargas positivas que las desviaban estaban concentradas dentro de los átomos ocupando un espacio muy pequeño en comparación a todo el tamaño atómico; esta parte del átomo con electricidad positiva fue llamado núcleo. Rutherford poseía información sobre el tamaño, masa y carga del núcleo, pero no tenía información alguna acerca de la distribución o posición de los electrones. En el modelo de Rutherford, los electrones se movían alrededor del núcleo como los planetas alrededor del sol. Los electrones no caían en el núcleo, ya que la fuerza de atracción electrostática era contrarrestada por la tendencia del electrón a continuar moviéndose en línea recta. Este modelo fue satisfactorio hasta que se observó que estaba en contradicción con una información ya conocida en aquel momento: de acuerdo con las leyes del electromagnetismo, un electrón o todo objeto eléctricamente cargado que es acelerado o cuya dirección lineal es modificada, emite o absorbe radiación electromagnética.El electrón del átomo de Rurherford modificaba su dirección lineal continuamente, ya que seguía una trayectoria circular. Por lo tanto, debería emitir radiación electromagnética y esta radiación causaría la disminución de la energía del electrón, que en consecuencia debería describir una trayectoria en espiral hasta caer en el núcleo. El modelo de Rutherford fue sustituido por el de Bohr unos años más tarde. El modelo atómico de Bhor.Niels Bohr (1885-1962 fue un físico danés que aplicó por primera vez la hipótesis cuántica a la estructura atómica, a la vez que buscó una explicación a los espectros discontinuos de la luz emitida por los elementos gaseosos. Todo ello llevó a formular un nuevo modelo de la estructura electrónica de los átomos que superaba las dificultades del átomo de Rutherford. Este modelo implicaba los siguientes postulados:1.- El electrón tenía ciertos estados definidos estacionarios de movimiento (niveles de energía) que le eran permitidos; cada uno de estos estados estacionarios tenía una energía fija y definida.2.- Cuando un electrón estaba en uno de estos estados no irradiaba pero cuando cambiaba de estado absorbía o desprendía energía. 3.- En cualquiera de estos estados, el electrón se movía siguiendo una órbita circular alrededor del núcleo.4.- Los estados de movimiento electrónico permitidos eran aquellos en los cuales el momento angular del electrón (m · v · r ) era un múltiplo entero de h/2 · 3.14. Vemos pues que Bohr aplicaba la hipótesis cuántica por Planck en 1900. La teoría ondulatoria electromagnética de la luz era satisfactoria en cuanto explicaba algunos fenómenos ópticos tales como la difracción o la dispersión, pero no explicaba otros fenómenos tales como la irradicación de un cuerpo sólido caliente. Planck resolvió el problema suponiendo que un sistema mecánico no podía tener cualquier valor de la energía, sino solamente ciertos valores. Así, en un cuerpo sólido caliente que irradia energía, Planck consideró que una onda electromagnética de frecuencia era emitida por un grupo de átomos que circulaba con la misma frecuencia.Aplicando esta hipótesis a la estructura electrónica de los átomos se resolvía la dificultad que presentaba el átomo de Rutherford. El electrón, al girar alrededor del núcleo, no iba perdiendo la energía, sino que se situaba en unos estados estacionarios de movimiento que tenían una energía fija. Un electrón sólo perdía o ganaba energía cuando saltaba de un estado (nivel) a otro.Por otro lado, el modelo de Bohr suponía una explicación de los espectros discontinuos de los gases, en particular del más sencillo de todos, el hidrógeno. Una raya de un espectro correspondía a una radiación de una determinada frecuencia.¿Por qué un elemento emite solamente cierta frecuencia ? Veamos la respuesta:En condiciones normales los electrones de un átomo o ion se sitúan en los niveles de más baja energía. Cuando un átomo recibe suficiente energía, es posible que un electrón salte a un nivel superior a aquel en que se halla. Este proceso se llama excitación. Un electrón excitado se halla en un estado inestable y desciende a un nivel inferior, emitiendo una radiación cuya energía será igual a la diferencia de la que tienen los dos niveles.La energía del electrón en el átomo es negativa porque es menor que la energía del electrón libre.Al aplicar la formula de Bohr a otros átomos se obtuvieron resultados satisfactorios, al coincidir el pronóstico con el resultado experimental de los espectros de estos átomos. El modelo de Thomson presentaba un átomo estático y macizo. Las cargas positivas y negativas estaban en reposo neutralizándose mutuamente. Los electronesestaban incrustados en una masa positiva como las pasas en un pastel de frutas. El átomo de Rutherford era dinámicoy hueco, pero de acuerdo con las leyes de la física clásica inestable. El modelo de Bohr era análogo al de Rutherford, pero conseguía salvar la inestabilidad recurriendo a la noción de cuantificación y junto con ella a la idea de que la física de los átomos debía ser diferente de la física clásica.

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Unión Internacional de Química Pura e Aplicada

   A Unión Internacional de Química Pura e Aplicada (IUPAC) . Ten como membros as sociedades nacionais de química. É a autoridade recoñecida no desenrolo de normas para a denominación dos compostos químicos, mediante o seu Comité Interdivisional de Nomenclatura e Símbolos.    A IUPAC fundouse, a finais da segunda década do séculoo XX. Durante case oito décadas a Unión tivo éxito creando as comunicacions mundiais nas ciencias químicas e unindo a académicos, nun idioma común. A IUPAC recoñeceuse, durante moito tempo, como a máxima autoridade mundial nas decisions sobre nomenclatura química, terminoloxía, métodos estandarizados para a medida, masas atómica, etc.

Divisiones da IUPAC   

A IUPAC ten unha estructura de grupos, de distintos ámbitos, asociados, que une as Organizacions Nacionais que representan os químicos dos diferentes países membros. Hai 45 Organizacions Nacionais adheridas a IUPAC, e outros 20 países están unidos a  IUPAC en calidade de Organizacions Nacionais Asociadas.

  1. Fisicoquímica e Biofísica
  2. Química inorgánica
  3. Química orgánica e Biomolecular
  4. Polímeros
  5. Química analítica
  6. Química e Medio ambente
  7. Química e Saude Humana
  8. Nomenclatura e Representación da estructura química

Historia   

A IUPAC fundase en 1919 por químicos tanto de sectores da industria como das universidades que recoñeceron a necesidade de establecer estandáres globales na simbología e protocolos operacionales da química. A normalización de masas, medidas, nombres e símbolos son esenciales para o éxito continuo da empresa científica e para o desenrolo e crecemento do comercio internacional.   Antes da creación da IUPAC, un grupo da sua predecesora, a Asociación Internacional de Sociedades Químicas (IACS),  reunirase en París en 1911 e establecera un abanico de propuestas para o traballo que a nova Asociación debía dirixir. Estos incluyeron as siguintes directrices:

  • A nomenclatura de química inorgánica e orgánica
  • A estandarización de masas atómicas
  • Estandarización de constantes físicas
  • Revisión de propiedades da materia
  • Establecimiento dunha comisión para a revisión de traballos
  • Estandarización nos formatos das publicacions
  • Prevención das redundancias nos traballos

As normas   

A IUPAC é bien coñecida por publicar os datos definitivos e máis recientes relativos a masas atómicas e abundancias isotópicas. Tamén publica unha amplia variedade de outros datos de inmenso valor para químicos e inxenieros do sector. Por exemplo:

  • As tablas termodinámicas internacionais do estado fluido. A recopilación de datos de solubilidad. Xa publicaronse máis de 70 volúmenes de datos neste campo.
  • As constantes de estabilidade, esta base de datos de constantes de estabilidade relativas a complexos metálicos disponible no disco conten case 25,000 pedazos de datos.
  • Entalpías de vaporización de compostos orgánicos.
  • Propiedades termodinámicas e de transporte de metais alcalinos.
  • Materiales de referencia recomendados para o logro de propiedades físicoquímicas específicas.
  • Evaluación dos datos cinéticos e fotoquímicos para a sua aplicación en química atmosférica.

   A IUPAC está involucrada no establecimiento de protocolos para os procedementos analíticos e clínicos, as normas que fixan a calidade e o diseño dos laboratorios de investigación. Algúns exemplos son:
  • Os protocolos para o análisise de aceites, grasas e derivados.
  • O protocolo para laboratorios analíticos con certificación ISO 9000.
  • A estandarización en determinacions de ensayos inmunológicos.
  • Os métodos estándar para a determinación de trazas de elementos nos fluidos corporales.
  • JCAMP-DX, un formato estándar de intercambio de archivos de ordenador que son específicos para espectros.
  • Termodinámica experimental: la medida de las propiedades de transporte de fluidos; calorimetría de disoluciones.
 

Medioambiente  

 As diversas Comisions e Comités da IUPAC emprenderon unha serie extensa de proxectos medioambentales. Algunos exemplos son:

  • A química analítica medioambental.
  • As partículas medioambientais.
  • Reciclaxe de polímeros.
  • La determinación de trazas de elementos no ambiente.
  • O gas os datos cinéticos para a química atmosférica.
  • O glosario de términos químicos atmosféricos.
  • Os pesticidas na agua da superficie.

Las fuerzas intermOleculares

Las fuerzas atractivas entre moléculas, las llamadas fuerzas intermoleculares, son las responsables del comportamiento no ideal de los gases. Ellas juegan un papel importante también en los distintos estados de agregación de la materia (líquido, sólido o gas).

Generalmente, las fuerzas intermoleculares son mucho más débiles que las intramoleculares. Así, por ejemplo, se requiere menos energía para evaporar un líquido que para romper los enlaces de las moléculas de dicho líquido. Para entender las propiedades de los distintos estados de la materia, necesitamos comprender y conocer los distintos tipos de fuerzas intermoleculares.

Los átomos de un molécula se mantienen unidos por enlaces químicos cuya fuerza va de 150 a 1000 kJ/mol. Otras fuerzas de atracción más débiles, llamadas fuerzas intermoleculares o atracciones intermoleculares, atraen una molécula a otra. Por ejemplo, se requieren 1652 kJ para romper 4 moles de enlaces covalentes C¾H y separar el átomo de C y los cuatro átomos de H de todas las moléculas de 1 mol de metano

:Pero sólo se requieren 8.9 kJ para separar unas de otras 1 mol de moléculas de metano que están muy juntas en el metano líquido, a fin de evaporar el líquido y convertirlo en gaseoso.Las atracciones moleculares son más débiles que los enlaces covalentes porque no son el resultado de compartir pares de electrones entre átomos; es decir, son interacciones no covalentes: fuerzas de atracción que no son enlaces iónicos y que son diferentes de los enlaces covalentes. Las interacciones no covalentes entre moléculas (fuerzas intermoleculares) explican el punto de fusión, el punto de ebullición y otras propiedades de las sustancias que no son iónicas. Las interacciones no covalentes entre diferentes partes de una molécula grande (fuerzas intramoleculares) mantienen las moléculas de importancia biológica con la forma exacta que requieren para desempeñar sus funciones. Por ejemplo, un gran número de interacciones no covalentes entre las cadenas de ADN establecen la estructura de doble hélice de esta molécula de gran tamaño. Sin embargo, las interacciones no covalentes individuales dentro del ADN son bastante débiles como para que sean vencidas en condiciones fisiológicas, lo cual hace posible la separación de las dos cadenas del ADN para copiarlos.En las siguientes secciones exploraremos estos tipos de interacciones no covalentes, conocidas en conjunto como fuerzas de van der Waals (fuerzas de London, atracciones dipolo-dipolo) y puentes de hidrógeno. Estas fuerzas son las que contribuyen al término n2a/V2 en la ecuación de van der Waals para los gases no ideales.

Fuerzas de London o de dispersión.

Las fuerzas de London se presentan en todas las sustancias moleculares. Son el resultado de la atracción entre los extremos positivo y negativo de dipolos inducidos en moléculas adyacentes. Cuando los electrones de una molécula adquieren momentáneamente una distribución no uniforme, provocan que en una molécula vecina se forme momentáneamente un dipolo inducido. En la figura 4 se ilustra como una molécula con una falta de uniformidad momentánea en la distribución de su carga eléctrica puede inducir un dipolo en una molécula vecina por un proceso llamado polarización. Incluso los átomos de los gases nobles, las moléculas de gases diatómicos como el oxígeno, el nitrógeno y el cloro (que deben ser no polares) y las moléculas de hidrocarburos no polares como el CH4, C2H6 tienen tales dipolos instantáneos. La intensidad de las fuerzas de London depende de la facilidad con que se polarizan los electrones de una molécula, y eso depende del número de electrones en la molécula y de la fuerza con que los sujeta la atracción nuclear. En general, cuantos más electrones haya en una molécula más fácilmente podrá polarizarse. Así, las moléculas más grandes con muchos electrones son relativamente polarizables. En contraste, las moléculas más pequeñas son menos polarizables porque tienen menos electrones. Las fuerzas de London varían entre aproximadamente 0.05 y 40 kJ/mol.
Origen de las fuerzas de London. Cuando examinamos los puntos de ebullición de varios grupos de moléculas no polares pronto se hace evidente el efecto del número de electrones (Tabla 2). Este efecto también se correlaciona con la masa molar: cuanto más pesado es un átomo o molécula más electrones tiene: Resulta interesante que la forma molecular también puede desempeñar un papel en la formación de las fuerzas de London. Dos de los isómeros del pentano –el pentano de cadena lineal y el 2,2-dimetilpropano (ambos con la fórmula molecular C5H12)- difieren en su punto de ebullición en 27 ºC. La forma lineal de la molécula de n-pentano, por su linealidad, permite un contacto estrecho con las moléculas adyacentes, mientras que la molécula de 2,2-dimetilpropano, más esférica no permite ese contacto. Efecto del número de electrones sobre el punto de ebullición de sustancias no polares
Gases nobles HalógenosHidrocarburos
 NºElecP.AP.E.ºC NºElecP.MP.E.ºC NºElecP.MP.E.ºC
He24-269F21838-188CH41016-161
Ne1020-246Cl23471-34C2H61830-88
Ar1840-186Br27016059C3H82644-42
Kr3684-152I2106254184C4H1034580

Atracciones dipolo-dipolo


Una atracción dipolo-dipolo es una interacción no covalente entre dos moléculas polares o dos grupos polares de la misma molécula si ésta es grande. En la sección anterior explicamos cómo se forman moléculas que contienen dipolos permanentes cuando se enlazan simétricamente con átomos con electronegatividad diferente. Las moléculas que son dipolos se atraen entre sí cuando la región positiva de una está cerca de la región negativa de la otra (figura 5).
 Atracciones dipolo-dipolo (líneas punteadas) entre moléculas de BrCl.En un líquido las moléculas están muy cercanas entre sí y se atraen por sus fuerzas intermoleculares. Las moléculas deben tener suficiente energía para vencer esas fuerzas de atracción, y hacer que el líquido pueda entrar en ebullición. Si se requiere más energía para vencer las atracciones de las moléculas del líquido A que aquéllas entre las moléculas del líquido B, el punto de ebullición de A es más alto que el de B. Recíprocamente, menores atracciones intermoleculares dan pie a puntos de ebullición más bajos.

Puentes de hidrógeno

Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo entre el átomo de hidrógeno que está formando un enlace polar, tal como N—H, O—H, ó F—H, y un átomo electronegativo como O, N ó F. Esta interacción se representa de la forma siguiente:A—H•••B A—H•••AA y B representan O, N ó F; A—H es una molécula o parte de una molécula y B es parte de otra. La línea de puntos representa el enlace de hidrógeno.La energía media de un enlace de hidrógeno es bastante grande para ser una interacción dipolo-dipolo (mayor de 40 KJ/mol). Esto hace que el enlace de hidrógeno sea una de gran importancia a la hora de la adopción de determinadas estructuras y en las propiedades de muchos compuestos.Las primeras evidencias de la existencia de este tipo de interacción vinieron del estudio de los puntos de ebullición. Normalmente, los puntos de ebullición de compuestos que contienen a elementos del mismo grupo aumentan con el peso molecular. Pero, como se puede observar en la Figura 6, los compuestos de los elementos de los Grupos 15, 16 y 17 no siguen esta norma. Para cada uno de los grupos, los compuestos de menos peso molecular (NH3, H2O, HF) tienen el punto de ebullición más alto, en contra de lo que se podría esperar en principio. Ello es debido a que existe algún tipo de interacción entre las moléculas en estado líquido que se opone al paso al estado de vapor. Esa interacción es el enlace de hidrógeno, y afecta a los primeros miembros de la serie pues son los más electronegativos, y por ello el enlace X-H es el más polarizado, lo que induce la mayor interacción por puente de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno son especialmente fuertes entre las moléculas de agua y son la causa de muchas de las singulares propiedades de esta sustancia. Los compuestos de hidrógeno de elementos vecino al oxígeno y de los miembros de su familia en la tabla periódica, son gases a la temperatura ambiente: CH4, NH3, H2S, H2Te, PH3, HCl. En cambio, el H2O es líquida a la temperatura ambiente, lo que indica un alto grado de atracción intermolecular. En la figura 6 se puede ver que el punto de ebullición del agua es 200 ºC más alto de lo que cabría predecir si no hubiera puentes de hidrógeno. Los puentes de hidrógeno juegan también un papel crucial en la estructura del ADN, la molécula que almacena la herencia genética de todos los seres vivos. 

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A QUÍMICA INORGÁNICA

Chulo                                           INTRODUCCIONSorprendido



A Química Inorgánica é o campo da Química que estuda as reaccións e propiedades dos elementos químicos e os seus compostos. Históricamente a Química Inorgánica comenzou co estudo dos minerais e a búsqueda de formas de extracción dos metais a partir dos yacementos.
Ó estudar a Química Inorgánica utilízanse conceptos como: Valencia, Ionización, Reactividad, Átomo, etc. Se lle presta unha atención especial ás propiedades e reaccións das sustancias en disolucións acuosas.
Unha maior comprensión do comportamento químico dos elementos e dos compostos inorgánicos permite desarrollar unha gran variedad de técnicas de sintetización e posibilita o descubremento de novas sustancias inorgánicas.
La Química Inorgánica moderna se entrecruza con otros campos científicos como la Bioquímica, la Metalurgia, la Mineralogía, la Química Orgánica, la Química Física y la Física del estado sólido.
Algunas ramas de la Química Inorgánica son la Química del estado sólido, que se ocupa, entre otras materias, de la química de los semiconductores; la Química de la cerámica; la Química de alta temperatura y presión; la Geoquímica y la Química de los elementos transuránicos, de los actínidos y de los lantánidos.

                               Inocente                                                                                  NOMENCLATURA

Por nomenclatura enténdese como un conxunto de reglas e normas que nos permiten clasificar e dar nombre ás cousas.

IÓNS POSITIVOS O CATIÓNS:

Cando os catións teñen un só número de oxidación sen importar o seu valor na nomenclatura tradicional se escribirá a palabra ión seguida o nome do elemento coa terminación ICO e na IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) a palabra ión e o nome do elemento.
Para ións metálicos con dous números de oxidación de 4 ou menores, na tradicional se lle agregará o nombre do elemento a terminación OSO cando traballe co seu menor valor e ICO o traballar co seu maior valor, na IUPAC o nome do elemento se lle agregará o número de oxidación escrito en números romanos e entre paréntesis.
Para os ións positivos dos non metais con máis de dous números de oxidación e para os metais cuyo número de oxidación é maior de 4 se lle aplican as seguintes reglas:

• Para número de oxidación 1, 2 se pondrá o prefixo HIPO seguido do nome do elemento coa terminación OSO.
• Para número de oxidación 3, 4 se escribirá o nome do elemento coa terminación OSO.
• Para número de oxidación 5, 6 se pondrá nome do elemento coa terminación ICO.
• Para número de oxidación 7 se escribirá o prefixo PER seguido do nombre del elemento con la terminación ICO.

IÓNS NEGATIVOS OU ANIÓNS:

Cando os anións están formados por un so non metal nomeanse escribindo o nome do non metal coa terminación URO.
Cando se forman cun osíxeno e o non metal ten só dúas cargas positivas levarán a terminación ITO para a carga menor do non metal e ATO para a carga maior.
Por exemplo:
No caso de ter máis de dous números de oxidación o non metal ou con metais que teñan carga maior de 4 nomearase da seguinte maneira:

• Carga 1, 2 prefixo HIPO seguido o nombre do elemento coa terminación ITO
• Con valencia 3, 4 el nombre del elemento con la terminación ITO.
• Con valencia de 5, 6 se escribirá el nombre del elemento con la terminación ATO.
• Para la valencia 7, el prefijo PER seguido del nombre del elemento con la terminación ATO.

IÓNS ÁCIDOS:

Se o ácido ten dous hidróxenos e perde un resultara un ión cun hidróxeno e carga de -1 debido o hidróxeno que se perdeu, o cal se nombrará agregando o nome do ión negativo a palabra ácido.
O ter os ácidos tres hidróxenos poden formarse dous ións ácidos, o primero pola pérdida dun hidrógeno o ión será diácido porque conservará dous hidróxenos. Se nombrará agregándolle o nome do ión negativo a palabra diácido.
Cando o ácido perde dous hidróxenos conservando o ión negativo un hidróxeno nomearase agregándolle o ión negativo a palabra monoácido.
FORMULAS

HIDRUROS METALICOS:

Son compostos formados por un metal + hidróxeno nos cales o hidróxeno traballa con carga de -1. Para nomealos utilizase a palabra hidruro que representa a familia seguido do nome do metal, xa sea este dacordo á nomenclatura da IUPAC ou conforme á nomenclatura tradicional.

Forrado    FUNCION ANÍIDRIDO:

Son compostos binarios formados por elementos electronegativos ou metaloides co osíxeno. Para nombralos na nomenclatura tradicional se lles chama ANHIDRIDOS seguido do nome correspondente na tradicional o no metal. Na IUPAC chamanse ÓXIDOS seguidos do nome correspondente na IUPAC o no metal.

ÓXIDOS BÁSICOS:

Son compostos binarios formados por un metal + oxígeno. Para nombralos usase a palabra ÓXIDO seguido do nome do ión metálico no tipo de nomenclatura que se desee utilizar (tradicional o da IUPAC).

PERÓXIDOS:

Son compostos binarios formados por un metal + oxígeno baixo a forma de ión peróxido, esta forma consiste na unión de dous osíxenos que comparten un electrón de valencia polo que a cada osíxeno lle falta un electrón escribiéndose o ión peróxido como (O2)-2.
Para nombrar los peróxidos se utiliza la palabra PEROXIDO, seguido del nombre del ion metálico según el tipo de nomenclatura que se desea utilizar.

HIDRÓXIDOS:Boca sellada

Son compostos ternarios formados por metal + el ión hidróxido que está formado por osíxeno e hidróxeno (OH)-1. Os hidróxidos tamén se lles conoce como bases. Para nombralos utilizase a palabra HIDRÓXIDO seguida do nome do ión metálico dacordo a nomenclatura que se desea utilizar.

ACIDOS:

Son compuestos que se caracterizan por empezar con hidrógeno y tener un no metal y en ocasiones también oxígeno, además de presentar un solo nombre se dividen en dos tipos que son ACIDOS HIDRACIDOS y ACIDOS OXIOACIDOS.

HIDRÁCIDOS:

Son compostos binarios formados por hidróxeno e non metal xeneralmente do grupo VI e VIIA, con excepción do ácido cianhídrico que é terciario. Para nombralos escribese a palabra ÁCIDO seguida do nome do anión, pero cambiando a terminación URO por HIDRICO.

OXIACIDOS:

Son compostos ternarios formados por hidróxeno, non metal (o metal con valencia maior de catro) + osíxeno. Para nombralos escribese a palabra ÁCIDO seguida do nome do anión, pero cambiando as terminacións ITO por OSO e ATO por ICO.

SALES:

Son compostos formados básicamente por metal + no metal que en ocasións conteñen osíxeno e en alguns casos tamén hidróxeno, xeneralmente obteñense da reacción dun ácido cunha base formando ademáis agua, tamén obteñense da reacción dun ácido cun metal e neste caso ademáis da sal obteñese hidróxeno que se desprende.
Para nombralos escribese o nome do anión seguido do catión según o tipo de nomenclatura que corresponda (tradicional o IUPAC).Riendo
Para o seu estudo as sales dividense en tres grupos principais que son:

• Sales binarias, haloideas ou haluros, formadas por metal e non metal (neutras).
• Oxisales, formadas por metal + non metal + osíxeno (sales básicas).
• Sales ácidas, formadas por metal + hidrógeno + non metal + osíxeno.

Teoría Atómica: Ions, Isótopos y Envoltura de Electrons.

• Ions
Cando o número de electrons cambia nun atomo, a carga eléctrica tamén cambia. Se un átomo capta electróns, adquiere un excesivo número de partículas cargadas negativamente e, por tanto, convertese en negativo. Se un átomo perde electróns as cargas positivas do átomo pasan a ser maís que as negativas, e o átomo convérsese en positivo. Os Ions son os átomos que conteñen cargas eléctricas (sexan positivos ou negativos).


• Isótopos
O número de neutróns en cualquera átomo tamén pode variar. Os isótopos son átomos dun mismo elemento que teñen un número diferente de neutróns. Por exemplo o hidrógeno e o deuterio.


• Envoltura de Electróns
A visión do átomo de Ernest Rutherford consistía nun núcleo denso rodeado de electróns xirando libremente. En 1913, o físico Niels Bohr propuso unha modificación na teoría da estructura átomica, chamada línea espectral.
Cando se quenta a materia, esta produce luz. Por exemplo, o prender unha bombilla produce o fluxo dunha corrente eléctrica a través dun filamento de metal que quenta o filamento e produce luz.

Basandose no fenómeno da linea espectral, Bohr afrima que os átomos non podían emitir enerxía de manera continua, senon en cantidades moi precisas (el decribiu a enerxía emitida como cuántica). Bohr suxiriu que os electróns non podían moverse continuamente no átomo (tal como dixo Rutherford), sólo a pasos moi precisos. Bohr supuso que os electróns tiñan niveis de enerxía. Cando se “anima” un átomo (como o quentalo) os electróns poden saltar a niveis máis altos. Cando os electróns caen a niveis de enerxía máis baixos, liberase enerxía en forma de ondas de luz específicas.

Según a teoría de Bohr, os niveis de enerxías dos electróns (tamén chamados envolturas de electróns) se poden imaginar como círculos concéntricos arredor do núcleo. Normalmente os electróns ocupan os niveis de enerxía máis baixos ( a envoltura de electróns máis preto do núcleo). Cando de “anima” un electrón, como cando se lle introduce enerxía (por exemplo calor), o electrón salta a un nivel de enerxía máis alto, e xira nese nivel. Despois dun corto tempo este electrón va a “caerese” o nivel de enerxía máis baixo, producindo a enerxía de luz cuántica. A clave na teoría está no feito de que o electrón só pode “saltar” e “caerse” a niveis concretos de enerxía, emitiendo así unha luz limitada.

O Átomo de Bohr: comportamento cuántico no hidrógeno

Bohr non soamente predixo que os electróns ocuparían niveis específicos de enerxía, senon que tamén predixo que estos niveis estaban limitados ó número de electróns que casa un podía soster. Según Bohr, a capacidade máxima da primeira envoltura de electróns é de dous electróns. Para cada elemento con máis de dous electróns, o electrón extra residira en envolturas de electróns adicionales. Por exemplo, na configuración do litio (que ten tres) dous electróns ocupan a primeira envoltura de eletrónns e o terceiro ocupa a segunda.

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