sábado, 2 de junio de 2012

Reacciones Químicas


Tipos de Reacciones Químicas
Las reacciones químicas pueden clasificarse de manera sencilla en cinco grandes grupos.  Existen otras clasificaciones, pero para predicción de los productos de una reacción, esta clasificación es la más útil. 
Reacciones de Síntesis o Composición
En estas reacciones, dos o más elementos o compuestos se combinan, resultando en un solo producto. 
Síntesis Química: la combinación de dos o mas sustancias para formar un solo compuesto.
A+  BàC
(donde A y B pueden ser elementos o compuestos)

 
Ejemplo:
Dos elementos se combinarán para formar el compuesto binario correspondiente.  En este caso, el aluminio y el oxígeno formarán el óxido de aluminio.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
4 Al (s) +  3 O2 (g) à  2 Al2O3 (s)
Nota: Es importante recordar los elementos que son diatómicos, los cuales se escriben con un subíndice de 2 cuando no se encuentran combinados y participan en una reacción.  Estos son el hidrógeno, nitrógeno, oxígeno, flúor, cloro, bromo y el  yodo. 
 
Reacciones de Descomposición o Análisis
Estas reacciones son inversas a la síntesis y son aquellas en la cuales se forman dos o más productos a partir de un solo reactante, usualmente con la ayuda del calor o la electricidad.
 
Descomposición Química: la formación de dos o mas sustancias a partir de un solo compuesto.
Aà B + C
(donde B y C pueden ser elementos o compuestos)

Ejemplo­:
Un compuesto binario se descompone en los elementos que lo conforman.  En este caso, el óxido de mercurio (II) se descompone para formar los elementos mercurio y oxígeno. La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
2 HgO (s) à  2 Hg (l)  + O2 (g)
 
Reacciones de Desplazamiento o Sustitución Sencilla
Estas reacciones son aquellas en las cuales un átomo toma el lugar de otro similar pero menos activo en un compuesto.  En general, los metales remplazan metales (o al hidrógeno de un ácido) y los no metales remplazan no metales.  La actividad de los metales es la siguiente, en orden de mayor actividad a menor actividad: Li, K, Na, Ba, Ca, Mg, Al, Zn, Fe, Cd, Ni, Sn, Pb, (H), Cu, Hg, Ag, Au.  El orden de actividad de los no metales mas comunes es el siguiente: F, O, Cl, Br, I, siendo el flúor el más activo.
Desplazamiento Químico: un elemento remplaza a otro similar y menos activo en un compuesto.
AB + C à  CB + A   ó   AB + C  à  AC + B
(dónde C es un elemento más activo que un metal A o un no metal B)
Ejemplo 1:
El magnesio es un metal más activo que el cobre y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando sulfato de magnesio.  A la vez, el cobre queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
Mg (s) +  CuSO4 (ac) à  MgSO4 (ac)  +  Cu (s)
Ejemplo 2:
El flúor es un no metal más activo que el oxígeno y por tanto, lo reemplazará en el compuesto, formando fluoruro de sodio.  A la vez, el oxígeno queda en su estado libre como otro producto de la reacción.   La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
 2 F2 (g) +  2 Na2O (ac) à 4 NaF (ac)  +  O2 (g)
 
Reacciones de Doble Desplazamiento o Intercambio
Estas reacciones son aquellas en las cuales el ión positivo (catión) de un compuesto se combina con el ión negativo (anión) del otro y viceversa, habiendo así un intercambio de átomos entre los reactantes.  En general, estas reacciones ocurren en solución, es decir, que al menos uno de los reactantes debe estar en solución acuosa.
Doble Desplazamiento Químico: los reactantes intercambian átomos – el catión de uno se combina con el anión del otro y viceversa.
AB + CD à  AD + CB
Ejemplo:
En esta reacción, la plata reemplaza al hidrógeno del ácido, formando cloruro de plata.  Al mismo tiempo, el hidrógeno reemplaza a la plata, formando ácido nítrico con el nitrato.  La ecuación que representa la reacción es la siguiente:
AgNO3 (ac) +  HCl (ac) à  HNO3 (ac)  +  AgCl (s)
Reacciones de Neutralización
Estas reacciones son de doble desplazamiento o intercambio.  Su particularidad es que  ocurren entre un ácido y una base y los productos de la reacción son agua y una sal formada por el catión de la base y el anión del ácido. 
Ejemplo:
La reacción entre el ácido sulfúrico y el hidróxido de sodio resulta en la formación de agua y sulfato de sodio.  La ecuación que representa esta reacción es la siguiente:   
H2SO4 (ac) +  2 NaOH (ac) à  2 H2O (l)  +  Na2SO4 (ac)



Balanceo método redox

Balanceo por el método del número de oxidación
El método de balanceo de ecuaciones por el número de oxidación es el más utilizado para balancear ecuaciones moleculares.
Ejemplo:
Descripción: ocean_arrow_sm.gif Balancear la siguiente reacción química:
Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1.  Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada elemento, su correspondiente valor
2.  Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce.  
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo, al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno, anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:
8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al número de electrones ganados en la reducción.
e- transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4e-


BALANCEO ION-ELECTRON

Es el método de balance de ecuaciones más difícil de aplicar pero en ocasiones es el único posible.
En principio se debe identificar qué  especie se oxida y cuál se reduce para plantear las dos semi – reacciones.  En segundo lugar se indica cuantos electrones se están perdiendo y cuántos se están ganando.  
Dependiendo de cuál sea el medio se balancea la carga con H+ u OH-. Luego se realiza el balance de masa con agua.
Finalmente se balancean los electrones de manera que los que se pierdan sean igual a los que se ganan
Se halla la ecuación final sumando las dos semi – reacciones.
Ejemplo
Dada la reacción del permanganato de potasio con agua oxigenada en medio ácido.
MnO4-  + H2O→  Mn+2 + O2
 El permanganato pasa a Mn+2 y el agua oxigenada a O2
Variación de los números de oxidación
5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2
El manganeso en el permanganato tiene número de oxidación +7 (x + (-2).4 = -1) y en el producto  +2, es decir que ha disminuido en 5 su número de oxidación lo que implica la ganancia de 5 electrones. Esta es la reacción de reducción.
El oxígeno del agua oxigenada ha pasado de -1 (número de oxidación del oxígeno en los peróxidos a 0 correspondiente al oxígeno elemental). Es decir que ha perdido un electrón por átomo de oxígeno. Esta es la reacción de oxidación.
H2O→  2 e-   + O2
Para balancear las cargas se utiliza H+ porque el medio es ácido.
En la reacción de reducción se observa que la carga del lado de los reactivos es -6 y del lado de los productos es +2. Como se debe balancear con carga positiva se colocan los H+  del lado de los reactivos. En este caso 8 para que la carga total sea +2-
8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2
En la reacción de oxidación se tiene 0 del  lado de los reactivos y -2 en los productos por lo que se balancea de ese lado con 2 H+-
H2O→  2 H+  + 2 e-   + O2
Una vez realizado el balance de carga se realiza el de masa con agua.
8 H+ +  5 e-  +  MnO4-  →  Mn+2 + 4 H2O
H2O→  2 H+  + 2 e-   + O2
Para igualar la cantidad de electrones es necesario multiplicar la primera semi-reacción por 2 y la segunda por 5-
2.(8 H+ +  5 e-  +  MnO4-                 →  Mn+2 + 4 H2O)
5(H2O2                                                    →  2 H+  + 2 e-   + O2   
Si se realiza la suma de las dos semi-reacciones:                                               .
16 H+ + 10 e- + 2 MnO4-  + 5 H2O2→ 2 Mn+2 + 8 H2O + 10 H+  + 10 e-   +5 O2
Simplificando se tiene:
6 H+ + 2 MnO4- + 5 H2O2  →  2 Mn+2 + 8 H2O + 5 O2



COMPOSICIÓN PORCENTUAL
Uno de los problemas cotidianos con los que se enfrentan los químicos es determinar la clase y cantidad de elementos químicos que forman parte de una muestra analizada y en qué cantidad lo hacen. Los resultados del análisis químico se reportan como porcentajes de cada elemento presente en la muestra. En este sentido se llama composición porcentual.
El cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula molecular es sencillo. Basta calcular la masa molar y dividir entre ella la masa de cada elemento presente en la fórmula.

Al multiplicar el resultado por cien se obtiene el porcentaje.

La fórmula es:

Composición porcentual = masa atómica X número de átomos en la fórmula X 100
                                              ___________________________________________
                                                                                      Masa molecular

La suma total de cada uno de los porcentajes en cuanto a composición porcentual debe resultar 100, con un rango de variación de +/ 0.2 %




FÓRMULA MÍNIMA.
Si se conoce la composición porcentual de un compuesto puede determinarse la fórmula mínima, también denominada fórmula empírica, para ello se utiliza el procedimiento siguiente:
1. se transforman los porcentajes en masa, a partir del supuesto de que la muestra en cuestión tiene una masa de 100 g.
2. a continuación se calculan los moles de cada uno de los elementos químicos dividendo la masa entre su masa atómica. n = m /M
3) De los resultados obtenidos en el paso número 2 se elige el de menor valor y entre éste se dividen todos y cada uno. Si al terminar los cálculos se obtienen números fraccionarios, éstos se multiplican por una cantidad que los transforme en enteros.
4) Se construye la fórmula utilizando los datos del paso 3 como coeficientes o subindices.


INTEGRANTES DEL EQUIPO:

Arredondo Hernández Eva Adriana
Fuentes Esparza Mario Alberto
Paniagua González Alan Emanuel
Sáenz Morales Carlos Giovanni

Enlaces químicos, formulación y nomenclatura


Enlace químico
Un enlace químico se define como la fuerza intermolecular que mantiene unidas a las sustancias y que se da entre átomos o moléculas. Generalmente se producen con la finalidad de que los átomos que conforman dichas sustancias completen su capa de valencia con ocho electrones.
Existen tres tipos principales de enlaces que son:
· Enlace iónico o electrovalente. 
· Enlace covalente           -Polar
                                     -No polar 
                                     -Coordinado, Coordinado o Dativo 
· Enlace metálico


 Enlace Iónico.
Conocido también como electrovalente o salino. Es la unión que resulta de las fuerzas de atracción electrostática entre los iones de distinta carga. Se efectúan siempre entre metales y no metales por la transferencia de electrones del átomo metálico al no metálico. Este tipo de enlaces se presenta cuando la diferencia de electronegatividades es mayor que 1.7.
Las sustancias con enlaces iónicos presentan algunas características comunes como son:
-          Solidos de estructura cristalina.
-          Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
-          Son solubles en solventes polares.
-          Una vez fundidos o en solución acuosa, son buenos conductores de electricidad.
-          En estado solido no conducen la electricidad.
-          Todos los enlaces iónicos siguen la Ley de Coulomb y dependiendo de su carga electrónica y el tamaño de su radio es posible comparar distintos elementos.
Los iones se clasifican en dos tipos principales:
+  Aniones: son iones con carga negativa y los que reciben los electrones dentro del enlace.
Se forman de los elementos de los grupos VII A, VI A y VA. Y entre los más comunes  podemos encontrar: F-1, Br-1, I-1, Cl-1, SO4-2, PO4-3.
+  Cationes: son iones con carga positiva y los que ceden sus electrones para formar el enlace. Se forman con los elementos de los grupos IA, IIA y IIA y uniéndose con los aniones respectivamente. Entre los más comunes encontramos: Na, K, Ca, Ba, Mg, Al, Pb, Zn, Fe, Cu, etc.



  Enlace covalente
Este tipo de enlaces se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es decir, entre no metales y siempre por compartición de electrones. Entre sus características comunes encontramos:
v  Son enlaces débiles, a excepción del diamante y del grafito.
v  Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
v  Son malos conductores de electricidad y calor.
v  La mayoría se presentan como gases o solidos.

Existen tres subclases de este tipo de enlaces:
F  Covalente polar.
También llamado heteropolar, se presenta cuando dos átomos no metálicos de diferentes electronegatividades se unen y comparten sus electrones, pero la nube electrónica se ve desplazada hacia el átomo de mayor electronegatividad, originando polos en la molécula, un polo con carga parcialmente positiva y otro con carga parcialmente negativa. La diferencia de electronegatividades es menor que 1.7.
Existen casos como el Acido Clorhídrico (HCl) que se considera un enlace iónico propiamente, pero es covalente porque esta formado por dos átomos no metálicos. Son ejemplos de sustancias con este tipo de enlaces: Tricloruro de fosforo (PCl3), Dióxido de azufre (SO2), Amoniaco (NH3) y Acido nítrico (HNO3).
Algunas propiedades de sustancias con este tipo de enlace son:
·         Presentan gran actividad química.
·         Sus moléculas pueden existir en los tres estados físicos.
·         Son solubles en solventes polares.
·         En solución acuosa son conductores de electricidad.
·         Puntos de fusión y ebullición bajos, pero más altos que los de los no polares.


F  Covalente no polar.
También conocido como covalente puro o covalente homopolar, se obtienen cuando dos elementos de un mismo elemento se unen para formar una molécula verdadera, sin carga eléctrica  y cuya diferencia de electronegatividad es cero



Las sustancias con este tipo de enlace tienen características similares que son:
·         Forman moléculas verdaderas y diatómicas.
·         Actividad química media.
·         Baja solubilidad en agua.
·         No son conductores de calor ni de electricidad.
·         Estado físico gaseoso, aunque también pueden existir como solidos o líquidos.

F  Covalente coordinado.
Conocido también como combinado o dativo. En este tipo de enlace, un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, pero el segundo los acomoda en un orbital vacío. Se dice entonces que el primer átomo da un par de electrones que ambos átomos se coordinan para completar su octeto. Son ejemplos de sustancias con este tipo de enlace el Acido Sulfúrico y el Acido nítrico.

F  Existe otro tipo de enlaces que se denominan Puente de Hidrogeno.
Este tipo de enlace se trata de la atracción electrostática entre el protón combinado y otro átomo de gran electronegatividad y volumen pequeño. El protón de una molécula atrae hacia el par de electrones solitarios de un átomo como C, N y O de una molécula próxima, o a veces de la misma molécula. Este puente de hidrogeno no es un verdadero enlace, sino que origina un compartimiento especial de las sustancias que lo presentan.
Algunas sustancias que lo presentan son el Agua (H2O), Acido fluorhídrico (HF), metanol (CH3OH) y el ADN (C, H, O, N, P, S).
Entre sus propiedades encontramos que presentan puntos de fusión y ebullición muy bajos, son líquidos y tienen alto poder de disociación de los cristales iónicos. Un ejemplo muy importante es el agua, que es un compuesto liquido a temperatura ambiente, cuando por su formula debería ser un gas.



  Enlace metálico
Se presenta en los metales y en aleaciones al construir cristales metálicos. En el enlace metálico, la red cristalina de iones metálicos y en ella los electrones de valencia se intercambian rápidamente. Este tipo de enlacen proporciona a los materiales propiedades especiales entre las que se encuentran:
·         Puntos de fusión y de ebullición muy elevados.
·         Presenta brillo metálico.
·         Tenacidad y dureza.
·         Maleabilidad y ductilidad.
·         Alta conductividad térmica y eléctrica.
Para ejemplos, tenemos cualquier tipo de metal en aleaciones como en los aceros, aleaciones como Cu-Zn y Cu-Ni.

Para formar el enlace metálico, los átomos pierden los electrones de su última capa, que forman la nube electrónica, donde se empaquetan los iones positivos resultantes.
 





   Estructuras de Lewis y Carga formal
La tendencia de los átomos de los elementos de la tabla periódica es completar sus últimos niveles de energía con una cantidad de electrones semejante a la de los gases nobles, es decir, completar su última capa con 8 electrones.
Gilbert N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a fin de visualizar la transferencia o compartimiento de electrones en un enlace químico cuando los átomos se unen.
Se observa que los gases nobles tienen completo su octeto, por tanto, los no metales ganan electrones para completar su octeto, mientras que los no metales ceden o “regalan” sus electrones para quedarse con su capa completa.
Un octeto completo es aquel que tiene un su capa de valencia exactamente 8 electrones. Un octeto incompleto es aquel que tiene menos de 8 electrones en su capa de valencia y un octeto expandible es aquel que tiene más de 8 electrones en su capa de valencia.
La carga formal es una carga parcial de un átomo en una molécula, asignada al asumir que los electrones en un enlace químico se comparten por igual entre los átomos, sin consideraciones de electronegatividad relativa; es decir, la carga que quedaría en un átomo cuando todos los ligandos son removidos homológicamente.
La carga formal puede calcularse mediante la siguiente operación:
Carga Formal= (Gpo. en el que se encuentra el elemento)-(No. de e- libres)-½ (No. de e- enlazados)
Por ejemplo: para la molécula de Trióxido de Azufre (SO3) tenemos la siguiente estructura
 Para la cual podemos obtener su carga formal de la siguiente manera:
  
                S = 6 – 0 – ½ (8) = 2
                O1 = 6 – 6 – ½ (2) = -1
                O2 = 6 – 6 – ½ (2) = -1
                O3 = 6 – 4 – ½ (4) = 0
                                     --------------
                                      Suma= 0 Porque la carga de SO3 en este caso es 0.

   Otros ejemplos:





  Energía reticular y Ciclo de Born-Haber
La energía retículas es la energía que se necesita para formar cristales. Puede calcularse por cargas o por radios, a mayor radio o menor carga, la energía que se requiere es menor y por el contrario, a menor radio o mayor carga, la energía aumenta.
Es importante tener en cuenta los siguientes conceptos:
·         Entalpia de sublimación: la energía que se necesita para pasar un solido al estado gaseoso sin pasar por el líquido.
·         Energía de ionización: la energía necesaria para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso.
·         Energía de disociación: la energía que se requiere para romper enlaces.
·         Afinidad electrónica: es la variación de energía cuando un elemento en estado gaseoso capta un electrón.
·         Energía total: es la sumatoria de todas las energías.

A continuación se presenta un ejemplo del cálculo de la energía reticular en la reacción química: Na(s) + Cl2(g) à NaCl
1.       Determinar la entalpia de sublimación para Na
Na(s) à Na(g)                                     ∆HSUB = 108.39 KJ/mol
2.       Trabajar con el metal
Na(g) à Na+(g) + 1 e-                        ∆HEi = 495.39 KJ/mol
3.       Trabajar con el no metal
Cl2(g)  à  Cl(g) + Cl(g)                          ∆HED = 241.84 / 2 KJ/mol
4.       Convertirlo en anión
Cl(g) + 1 e- à  Cl-1 (g)                         ∆HAE = -348.53 KJ/mol
5.       Unir los dos iones y conocer su Energía Reticular (U)
Na+1(g) + Cl-1(g)  à  NaCl(s)              U = -795.04 KJ/mol
6.       Determinar la entalpia total despejando de la formula de la energía reticular
∆HT = ∆HSUB + ∆HEi + ∆HED + ∆HAE + U = -410.87 KJ/mol

En esta página encontraras un video en el cual se explica más claramente este procedimiento.

Teoría del orbital molecular
Según la teoría del orbital molecular (TOM) los orbitales de los átomos que se enlazan se solapan dando lugar a una seria de orbitales extendidos a toda la molécula. El proceso de solapamiento, por tanto, no solo afecta a la capa de valencia, sino a todas las capas de los átomos enlazados.
Al igual que en la teoría del enlace de valencia, la extensión del solapamiento esta relacionada con la intensidad del enlace, sabiendo que un enlace de baja energía es muy estable y viceversa y, además, dependiendo de que se produzca frontal o lateralmente, se formaran orbitales moleculares de tipo sigma o pi (anti enlaces).
El orden de enlace se obtiene restando el número de enlaces menos en número de anti enlaces y dividiendo entre dos.
Por ejemplo para los elementos H2 y F2 tendríamos los siguientes enlaces:
·         H2à H + H
                                H = 1s1  por lo tanto quedaría como: σ 1s1
·         F2 à F + F
                                F= 9                       por lo tanto: σ1s2 σ*1s2 σ2s2 σ*2s2
                                F2 = 18                                          πpx2 πpy2 πpz2 π*px2 π*py2




CRISTALES LIQUIDOS.

Son un estado de la materia que tienen propiedades entre las de un líquido convencional y los de un sólido cristalino. Por ejemplo, una LC puede fluir como un líquido, pero sus moléculas pueden estar orientadas en un cristal como el camino. Hay muchos tipos diferentes de fases LC, que pueden distinguirse por sus diferentes ópticas propiedades. Cuando se observan bajo un microscopio con un polarizado fuente de luz, diferentes fases de cristal líquido se parecen tener distintas texturas . Las áreas contrastantes en las texturas corresponden a los dominios donde las moléculas de LC están orientadas en direcciones diferentes. Dentro de un dominio, sin embargo, las moléculas están bien ordenadas. Los materiales de LC no siempre puede estar en una fase de LC (igual que el agua puede convertirse en hielo o vapor).
Ejemplos de los cristales líquidos se pueden encontrar tanto en el mundo natural y en aplicaciones tecnológicas. La mayoría de las pantallas electrónicas se basan actualmente en los cristales líquidos. Liotrópicos fases de cristal líquido son abundantes en los sistemas vivos. Por ejemplo, muchas proteínas y las membranas celulares son CL. Otros ejemplos bien conocidos LC son soluciones de jabón y diversos relacionados con detergentes , así como el virus del mosaico del tabaco .
Hay tres clases de cristales líquidos: los esmécticos, los nemáticos y los colestéricos.
·         CRISTALES LIQUIDOS ESMÉCTICOS.
Los cristales líquidos esmécticos son los que más se parecen a los cristales sólidos. En los esmécticos, las moléculas se alinean como soldados que desfilan, y forman capas. Dentro de las capas, las moléculas pueden estar perpendiculares al plano de la capa o ligeramente
·         CRISTALES LIQUIDOS NEMÁTICOS.
Los cristales líquidos nemáticos son moléculas polarizables con forma de bastón de alrededor de 20 angstroms (10-9 metros) de longitud. En ellos, las moléculas están paralelas pero no forman capas. Pueden girar, pero no tiene rotación. La disposición de las moléculas sólo es ordenada en una dirección. Las moléculas se pueden mover en las tres direcciones. Esta clase de cristales son los que más se asemejan a los líquidos.

MATERIALES CERAMICOS.
Los materiales cerámicos son inorgánicos y no metálicos materiales hechos a partir de compuestos de un metal y un metal no. Los materiales cerámicos pueden ser cristalinos o parcialmente cristalinos. Están formados por la acción del calor y enfriamiento subsiguiente. Clay era uno de los primeros materiales utilizados para producir cerámica , pero muchos materiales cerámicos diferentes ahora se utilizan en productos domésticos, industriales y de construcción. Los materiales cerámicos tienden a ser más fuerte, dura, quebradiza, químicamente inerte, y no conductores del calor y la electricidad, pero sus propiedades son muy variables. Por ejemplo, porcelana es ampliamente usado para hacer los aisladores eléctricos, pero algunos compuestos cerámicos son superconductores .

Cerámicas cristalinas

Materiales cerámicos cristalinos no son susceptibles de una amplia gama de procesamiento. Los métodos para tratar con ellos tienden a caer en una de dos categorías - supeditar la cerámica en la forma deseada, por reacción in situ, o por "formar" polvos en la forma deseada y, a continuación sinterización . para formar un cuerpo sólido de cerámica formando técnicas incluyen conformación con la mano (a veces incluyendo un proceso de rotación llamado "lanzar"), deslizarse fundición , moldeo de cinta (utilizado para la fabricación de condensadores cerámicos muy delgadas, etc), moldeo por inyección, prensado en seco, y otras variaciones. (Véase también Cerámica técnicas de formación. Los detalles de estos procesos se describen en los dos libros mencionados a continuación.) Algunos métodos utilizan un híbrido entre los dos enfoques.
Constitución de los materiales cerámicos.
Están formados por una combinación de fases cristalinas y/o vítreas. Se pueden presentar en función de la aplicación como sólido denso, polvo fino, película, fibra, etc. Los hay constituidos por una fase cristalina o una fase vítrea, denominándose monofásicos.
Los constituidos por muchos cristales de la misma fase cristalina se denominan policristalinos. Los monocristales se refieren a materiales constituidos por un solo cristal de una única fase

·         CERAMICA ORDINARIA.

Cerámica ordinaria: se utiliza a temperatura ambiente.

·         CERAMICA REFRACTARIA.

Cerámica refractaria: se utiliza a temperatura elevada. Sus componentes fundamentales son: sílice, alúmina (le da el color y el aspecto determinado) y algunos óxidos metálicos.

·         CERAMICA POROSA.
Cerámicos porosos: poseen arcilla de grano grueso, áspera, permeable y absorben la humedad (ladrillos, tejas, etc.).

·         CERAMICA SEMICOMPACTA.
 Cerámicos semicompactos: Poseen arcilla de grano fino, poco permeable y no absorben la humedad.

POLIMEROS.
Un polímero es una gran molécula ( macromolécula ) compuesto de repetir unidades estructurales . Estas subunidades están normalmente conectados por covalentes enlaces químicos . Aunque el término polímero se toma a veces para referirse a los plásticos , que en realidad abarca una amplia clase de compuestos que comprenden ambos materiales naturales y sintéticos con una amplia variedad de propiedades.
La materia está formada por moléculas que pueden ser de tamaño normal o moléculas gigantes llamadas polímeros.
Los polímeros se producen por la unión de cientos de miles de moléculas pequeñas denominadas monómeros que constituyen enormes cadenas de las formas más diversas. Algunas parecen fideos, otras tienen ramificaciones. Algunas más se asemejan a las escaleras de mano y otras son como redes tridimensionales.
Existen polímeros naturales de gran significación comercial como el algodón, formado por fibras de celulosas.
La celulosa se encuentra en la madera y en los tallos de muchas plantas, y se emplean para hacer telas y papel.
Propiedades Físicas de los Polímeros
  • Estudios de difracción de rayos X sobre muestras de polietileno comercial, muestran que este material, constituido por moléculas que pueden contener desde 1.000 hasta 150.000 grupos CH2 – CH2 presentan regiones con un cierto ordenamiento cristalino, y otras donde se evidencia un carácter amorfo: a éstas últimas se les considera defectos del cristal.
  • En este caso las fuerzas responsables del ordenamiento cuasicristalino, son las llamadas fuerzas de van de Waals.
  • En otros casos (nylon 66) la responsabilidad del ordenamiento recae en los enlaces de H.
  • La temperatura tiene mucha importancia en relación al comportamiento de los polímeros.
  • A temperaturas más bajas los polímeros se vuelven más duros y con ciertas características vítreas debido a la pérdida de movimiento relativo entre las cadenas que forman el material.
  • La temperatura en la cual funden las zonas cristalinas se llama temperatura de fusión (Tf)
  • Otra temperatura importante es la de descomposición y es conveniente que la misma sea bastante superior a Tf.
Clasificación de los Polímeros según sus Propiedades Físicas
Desde un punto de vista general se puede hablar de tres tipos de polímeros:
  • Elastómeros
  • Termoplásticos
  • Termoestables.
SEMICONDUCTORES.
Semiconductor es un elemento que se comporta como un conductor o como aislante dependiendo de diversos factores, como por ejemplo el El elemento semiconductor más usado es el silicio, el segundo el germanio, aunque idéntico comportamiento presentan las combinaciones de elementos de los grupos 12 y 13 con los de los grupos 14 y 15 respectivamente (AsGa, PIn, AsGaAl, TeCd, SeCd y SCd). Posteriormente se ha comenzado a emplear también el azufre. La característica común a todos ellos es que son tetravalentes, teniendo el silicio una configuración electrónica s²p².
El elemento semiconductor más usado es el silicio, el segundo el germanio, aunque idéntico comportamiento presentan las combinaciones de elementos de los grupos 12 y 13 con los de los grupos 14 y 15 respectivamente (AsGa, PIn, AsGaAl, TeCd, SeCd y SCd). Posteriormente se ha comenzado a emplear también el azufre. La característica común a todos ellos es que son tetravalentes, teniendo el silicio una configuración electrónica s²p².

Semiconductores intrínsecos

Es un semiconductor puro. A temperatura ambiente se comporta como un aislante porque solo tiene unos pocos electrones libres y huecos debidos a la energía térmica.
En un semiconductor intrínseco también hay flujos de electrones y huecos, aunque la corriente total resultante sea cero. Esto se debe a que por acción de la energía térmica se producen los electrones libres y los huecos por pares, por lo tanto hay tantos electrones libres como huecos con lo que la corriente total es cero.
La tensión aplicada en la figura forzará a los electrones libres a circular hacia la derecha (del terminal negativo de la pila al positivo) y a los huecos hacia la izquierda.

Semiconductores extrínsecos

Son los semiconductores que están dopados, esto es que tienen impurezas. Hay 2 tipos dependiendo de que tipo de impurezas tengan:
Semiconductor tipo n
Es el que está impurificado con impurezas "Donadoras", que son impurezas pentavalentes. Como los electrones superan a los huecos en un semiconductor tipo n, reciben el nombre de "portadores mayoritarios", mientras que a los huecos se les denomina "portadores minoritarios".
Al aplicar una tensión al semiconductor de la figura, los electrones libres dentro del semiconductor se mueven hacia la izquierda y los huecos lo hacen hacia la derecha. Cuando un hueco llega al extremo derecho del cristal, uno de los electrones del circuito externo entra al semiconductor y se recombina con el hueco.
Semiconductor tipo p
Es el que está impurificado con impurezas "Aceptoras", que son impurezas trivalentes. Como el número de huecos supera el número de electrones libres, los huecos son los portadores mayoritarios y los electrones libres son los minoritarios.
Al aplicarse una tensión, los electrones libres se mueven hacia la izquierda y los huecos lo hacen hacia la derecha. En la figura, los huecos que llegan al extremo derecho del cristal se recombinan con los electrones libres del circuito externo.
NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS.
La nomenclatura es la manera de formular y nombrar los compuestos químicos. Podemos distinguir ramas de ella, como por ejemplo: nomenclatura inorgánica, nomenclatura de compuestos orgánicos, nomenclatura de complejos inorgánicos, etc.

Definiremos el número de oxidación de un elemento, como la carga que adquiere un átomo según el número de electrones cedidos (número de oxidación positivo), captados (número de oxidación negativo), o bien compartidos (cuando se trata de elementos) al formar un compuesto.
Esta definición es perfectamente válida para compuestos iónicos o electrovalentes. En el caso de los compuestos covalentes donde los electrones se comparten, se les asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un número de oxidación positivo al menos electronegativo. En los compuestos que presentan enlaces covalentes polares los electrones no están completamente transferidos. En especies químicas iónicas, el número de oxidación coincide con la carga real del átomo. Por ejemplo, los números de oxidación de las especies Ca+2 (en solución), Ag, I− (en solución) son, respectivamente, +2, 0 y −1.

Reglas para conocer el número de oxidación de un elemento

· El número de oxidación de los elementos en estado libre es cero. El número de oxidación del Hidrógeno en sus compuestos es +1, excepto en los Hidruros Metálicos, que es −1.
- En general, el número de oxidación del Oxígeno en sus compuestos es −2 a excepción de los Peróxidos, en los cuales es −1. En los Superóxidos, se encuentra el ión de dioxigenilo O2+.
- El número de oxidación de los metales alcalinos (grupo I A) es siempre +1; el de los alcalinos−terreos (grupo II A) es siempre +2.
-En las sales de hidrácidos, el número de oxidación de los halógenos (grupo VII A) es −1 y el número de oxidación de los anfígenos (grupo VI A) es −2.
- Los números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuanta las reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto neutro es cero, y en un ión es igual a su carga.

Los elementos al reaccionar tienen una tendencia natural a ceder, captar o compartir electrones, dependiendo de su ubicación en la tabla periódica y en algunos casos del otro elemento con el que reaccionan. Así, los elementos que se encuentran a la izquierda del sistema periódico tienen tendencia solamente a ceder electrones, quedando cargados positivamente, por lo tanto la mayoría de los elementos que se encuentran a la derecha del sistema periódico tienen números de oxidación positivos y negativos.

Óxidos Metálicos.
 Son compuestos formados por Oxígeno y por un metal, frecuentemente presentan enlaces de tipo iónico. Contienen el ión óxido O−2. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Óxido de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Óxido y el nombre del metal con la terminación correspondiente.
EJEMPLOS:

FORMULA.
STOCK
TRADICIONAL
Cu2O
Oxido de Cobre (I)
Oxido Cuproso
CuO
Oxido de Cobre (II)
Oxido Cúprico
PbO2
Oxido de Plomo (IV)
Oxido Plumboso
CaO
Oxido de Calcio
Oxido Cálcico

Oxidos no Metálicos.
 También llamados Anhídridos: Son compuestos formados por un no metal y Oxígeno. La naturaleza de su enlace es fundamentalmente covalente. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Oxido de y el nombre del no metal sin terminación y con el estado de oxidación del no metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los no metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Anhídrido y el nombre del no metal con la terminación correspondiente.
EJEMPLOS:

FORMULA.
STOCK.
TRADICIONAL.
I2O7
Oxido de Iodo(VII)
Oxido Peryodico
Cl2O
Oxido de Cloro (I)
Oxido Hipoclororso
Cl2O3
Oxido de Cloro (III)
Oxido Cloroso
Cl2O5
Oxido de Cloro (V)
Oxido Clorico


HIDRUROS METALICOS.

Hídridos Salinos o Hidruros: Son compuestos formados por Hidrógeno con número de oxidación −1, y un metal activo. Este puede ser un metal alcalino (grupo I A) alcalino−terreo (grupo II A), excepto Berilio y Magnesio o algunos del grupo III A, incluyendo los lantánidos. Estos compuestos poseen carácter salino y sus enlaces son de tipo iónico. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Hidruro de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Hidruro y el nombre del metal con la terminación correspondiente.

FORMULA.
STOCK.
TRADICIONAL.
NaH
Hidruro de Sodio
Hidruro Sódico
CaH
Hidruro de Calcio
Hidruro Cálcico
NiH2
Hidruro de Niquel (II)
Hidruro Niqueloso
HgH2
Hidruro de Mercurio (II)
Hidruro Mercúrico

SALES BINARIAS.

Sales de Hidrácidos o Sales Binarias: Son compuestos formados por la combinación de un no metal (los mismos que para los ácidos binarios y con el mismo estado de oxidación) y un metal. Tienen solamente nomenclatura tradicional y en ésta, a la raíz del no metal se le agrega la terminación uro seguida de y el nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Si el elemento tiene sólo un estado de oxidación, éste no se escribe.

EJEMPLOS:
FORMULA.
NOMBRE.
NaI
Ioduro de Sodio
CsCl
Cloruro de Cesio
BaTe
Telenuro de Bario
FeS
Sulfuro de Hierro (II)

ACIDOS HIDRACIDOS.

Hidridos Ácidos, Hidrácidos o Sales Binarias: Corresponden a compuestos formados por hidrógeno y un no metal que puede ser: F, Cl, Br, I con estado de oxidación −1 y Se, Te, S con estado de oxidación −2. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se agrega el sufijo uro a la raíz del no metal seguida de Hidrógeno.

EJEMPLOS:
FORMULA.
STOCK.
TRADICIONAL.
H2S
Sulfuro de Hidrogeno
Acido Sulfhídrico
HF
Fluoruro de Hidrogeno
Acido Fluorhídrico
H2Se
Selenuro de Hidrogeno
Acido Selenhídrico
HCl
Cloruro de Hidrogeno
Acido Clorhídrico


HIDROXIDOS

Hidróxidos: Son compuestos formados por la combinación de un óxido metálico y agua. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock se antepone la palabra Hidróxido de seguida del nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y con números romanos. En la nomenclatura tradicional, se antepone la palabra Hidróxido seguida del nombre del metal con su respectiva terminación.
Ejemplos:
Al2O3       +           3 H2O 2     =       Al(OH)3
Óxido Alumínico    Agua      Hidróxido Alumínico

EJEMPLOS:

FORMULA.
STOCK.
TRADICIONAL.
KOH
Hidroxido de Potasio
Hidroxido Potasico
Fe(OH)2
Hidroxido de Hierro (II)
Hidroxido Ferroso
Fe(OH)3
Hidroxido de Hierro (III)
Hidroxido Ferrico
LiOH
Hidroxido de Litio
Hidroxido Litico

Oxoácidos o Ácidos Ternarios: Son compuestos formados por la combinación de un Anhídrido u Óxido no Metálico y una, dos o tres moléculas de agua, si se agrega una molécula de agua, se antepone la palabra meta al nombre del no metal, si se agregan dos moléculas de agua, se antepone la palabra piro al nombre del no metal y si se agregan tres moléculas de agua, se antepone la palabra orto al nombre del no metal. Se nombran anteponiendo la palabra Ácido, seguida del nombre del no Metal con su respectiva terminación.

Ejemplos:
SO3             +               H2O         =     H2SO4
Anhídrido Sulfúrico     Agua               Ácido Sulfúrico

FORMULA
NOMBRE
HBO2
Acido Borico
H3BO3
Acido Ortobórico
HNO2
Acido Nitroso
H3PO4
Acido Fosforico


SALES TERNARIAS.
Oxisales o Sales Ternarias: Son compuestos formados por la combinación de un Ácido Ternario y un Hidróxido. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock, se utiliza el nombre del no metal con la terminación ato, si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación ito si actúa con el menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su estado de oxidación entre paréntesis y con números romanos. En nomenclatura tradicional, se utiliza el nombre del no metal con la terminación ato, si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación ito si actúa con el menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su terminación correspondiente.

Ejemplos:
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2

EJEMPLOS:
FORMULA
STOCK.
TRADICIONAL.
CaCO3
Carbonato de Calcio
Carbonato Cálcico
Al(NO2)3
Nitrito de Aluminio
Nitrito Aluminíco
Al(ClO4)3
Perclorato de Aluminio
Perclorato Aluminico
Ca2(As2O7)
Piroarseniato de Calcio
Piroarseniato Cálcico


INTEGRANTES DEL EQUIPO:

Arredondo Hernández Eva Adriana
Fuentes Esparza Mario Alberto
Paniagua González Alan Emanuel
Sáenz Morales Carlos Giovanni