Fisicoquímica – Página 3

Metales, metaloides y no metales

La materia está formada por elementos cuya unidad fundamental es el átomo. Estos elementos se organizan en la tabla periódica y pueden clasificarse como metales, metaloides y no metales. Cada categoría presenta una química muy particular con propiedades características que permiten diferenciarlas.

	Metales	Metaloides	No metales
Estado físico	Sólidos a temperatura ambiente, excepto el mercurio (Hg) y el francio (Fr), que son líquidos.	Sólidos a temperatura ambiente.	Sólidos, como el carbono (C); líquidos, como el bromo (Br); y gaseosos, como el oxígeno (O).
Apariencia	Tienen brillo metálico. La mayoría son plateados, excepto el cobre (Cu) que es rojizo y el oro (Au) que es amarillo.	La mayoría tiene brillo metálico.	No tienen brillo metálico. Se presentan de diversos colores: el bromo (Br) es rojo y el azufre (S) es amarillo.
Abundancia en la Tierra	Baja. A pesar de que el 79 % de los elementos existentes son metales, en la Tierra éstos son los menos abundantes.	Algunos son abundantes en la corteza terrestre como el silicio (Si), y otros son muy raros de encontrar, como el polonio (Po).	Alta. A pesar de que el 21 % de los elementos existentes son no metales, son los más abundantes en nuestro planeta.
Presentes en el cuerpo humano	Na y K: ayudan a transportar oxígeno. Ca: fortalece los huesos. Mg: ayuda a la coagulación de la sangre. Fe: asimila el oxígeno en la sangre y produce hemoglobina. Cu: combate la anemia. Zn: ayuda a metabolizar carbohidratos y fortalece el sistema inmune.	Presentes en concentraciones mínimas.	O: indispensable para la respiración. C: presente en todas la biomoléculas. H: presente en casi todas las biomoléculas. N: presente en las proteínas y en los ácidos nucleicos. P: presente en los ácidos nucleicos, en el ATP de las moléculas. Forma dientes y huesos. S: forma parte de diversas proteínas.
Propiedades mecánicas	Son muy dúctiles y maleables.	Son intermedios entre los metales y los no metales.	No son dúctiles ni maleables. Gran parte de ellos son duros y quebradizos.
Conductividad	Son buenos conductores de electricidad y calor.	Son semiconductores.	Son malos conductores de electricidad y calor.
Punto de fusión y ebullición	Relativamente altos.	Altos respecto a los no metales.	Relativamente bajos.
Capa de valencia	Átomos con capa de valencia ocupada con pocos electrones, generalmente dos o tres.	Átomos con capa de valencia ocupada con tres electrones.	Átomos con capa de valencia ocupada con cuatro o más electrones, excepto el helio y el hidrógeno.
Electronegatividad	Baja	Intermedia	Alta
Reactividad	Tiende a perder electrones cuando se combina con otros elementos. Se convierten en cationes.	Reactividad química variada. Se pueden comportar como metales o no metales.	Tienden a ganar electrones cuando se combinan con otros elementos. Se convierten en aniones.
Ubicación en la tabla periódica
Ejemplos	Litio (Li), sodio (Na), cromo (Cr), cobre (Cu), plata (Ag), oro (Au), platino (Pt), calcio (Ca), mercurio (Hg), hierro (Fe) y aluminio (Al), entre otros.	Boro (B), silicio (Si), germanio (Ge), arsénico (As), antimonio (Sb), polonio (Po), telurio (Te), astato (At) y selenio (Se).	Hidrógeno (H), oxígeno (O), carbono (C), nitrógeno (N), azufre (S), fósforo (P), flúor (F), cloro (Cl), bromo (Br), yodo (I), neón (Ne) y Argón (Ar), entre otros.

Modelos atómicos: Thomson, Rutherford y Bohr

Durante siglos, la humanidad ha investigado a los átomos: partículas fundamentales de la materia. Estos átomos son tan pequeños que no es posible verlos, por lo que a lo largo de los años los científicos han propuesto modelos y teorías acerca de cómo son. A continuación se comparan tres de los primeros modelos atómicos que anteceden al modelo atómico actual.

	Modelo atómico de Thomson	Modelo atómico de Rutherford	Modelo atómico de Bohr
Científico responsable	Joseph Thomson (1856 – 1940)	Ernest Rutherford (1871 – 1937)	Niels Bohr (1885 – 1962 )
Año de propuesta del modelo	1904	1911	1913
Forma del átomo	Esfera maciza de materia con carga positiva y partículas incrustadas con carga negativa.	Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.	Esfera maciza con carga positiva rodeada de pequeñas partículas con carga negativa.
Descubrimiento experimental	Los electrones: partículas diminutas con carga eléctrica negativa ubicadas dentro del átomo.	El núcleo: zona central del átomo, muy pequeña.	Espectros atómicos: radiación emitida por los átomos excitados de los elementos en estado gaseoso.
Núcleo	No posee.	Sí posee. Está cargado positivamente.	Sí posee. Está cargado positivamente.
Masa del átomo	Concentrada en toda la esfera maciza de materia.	Concentrada en el núcleo.	Concentrada en el núcleo.
Ubicación de electrones	Incrustados en la esfera positiva.	Alrededor del núcleo, en el espacio vacío.	Alrededor del núcleo, en órbitas circulares.
Movimiento de electrones	No posee.	Giran constantemente cerca del núcleo, en el vacío.	Giran constantemente cerca del núcleo en niveles definidos de energía.
Cantidad de cargas	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.	Igual cantidad de cargas positivas y negativas. El átomo es neutro.
Representación del modelo
Otros nombres del modelo	Modelo del pudín de pasas.	Modelo planetario.	Modelo de Bohr.

Números cuánticos

Los números cuánticos permiten describir las características de un electrón situado en un determinado orbital. El modelo atómico actual introduce a estos números para la resolución de la ecuación de onda que determina el comportamiento de un determinado electrón.

El modelo atómico actual postula que todo electrón en movimiento está asociado a una onda, y por lo tanto, su comportamiento se describe mediante la ecuación de ondas. Dado que no es posible conocer la ubicación exacta de un electrón, se consideran las probabilidades para indicar su posición, velocidad, etc.

La energía de los electrones puede tener ciertos valores determinados, por lo que se considera que está cuantizada.

La ecuación de ondas tiene varias soluciones de acuerdo a las regiones del átomo en donde se encuentre el electrón y según la energía implicada. Para las distintas soluciones de dicha ecuación se utilizan los números cuánticos principal, secundario y magnético, que acotan las respuestas. De este modo, se puede delimitar la región del espacio en donde se podría encontrar el electrón, esta región es el denominado orbital. El número de espín completa la descripción de los electrones en el átomo.

los cuatro números cuánticos

Para describir las características de un electrón ubicado en un determinado orbital es necesario conocer los cuatro números cuánticos, el significado físico de estos números y los valores que pueden adoptar.

n: número cuántico principal

Está relacionado con el diámetro de la nube electrónica. Determina el nivel de energía y la capa electrónica a la cual pertenece electrón. Puede tomar los valores positivos: 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7.

Si n=1 el orbital pertenecerá al primer nivel de energía, cuando n=2 pertenecerá al segundo nivel y así sucesivamente.

l: número cuántico secundario, angular o azimutal

Se vincula con la forma de la nube electrónica, es decir, la geometría que tiene el orbital (esférico, lobulado, etc.). Este número indica el subnivel o subcapa a la cual pertenece un determinado electrón. Los electrones que pertenecen a un mismo subnivel poseen la misma energía.

Los posibles valores de “l” dependen del valor de “n”. Para cada valor de “n” el número cuántico secundario puede tomar valores entre 0 y n-1.

Cada uno de los subniveles es representado utilizando una letra que depende del valor de “l”. Si l=0 correspondería a un orbital s, si l=1 el orbital que tiene es un “p”, mientras que para l=2 el orbital que corresponde es un “d”, y finalmente, si l=3 tiene un orbital “f”.

VALORES PARA LOS PRIMEROS NÚMEROS CUÁNTICOS

n	l	m	s	orbitales atómicos
1	0 (1s)	0	+1/2 ,-1/2	1s
2	0 (2s)	0	+1/2 ,-1/2	2s
2	1(2p)	-1, 0 ,+1	+1/2 ,-1/2 para cada valor de m	2p_x, 2p_y, 2p_z
3	0 (3s)	0	+1/2 ,-1/2	3s
	1(3p)	-1, 0,+1	+1/2 ,-1/2 para cada valor de m	3p_x, 3p_y, 3p_z
	2 (3d)	-2,-1, 0, +1, +2	+1/2 ,-1/2 para cada valor de m	3d_xy, 3d_yz, 3d_xz, 3d_x²-y², 3d_z²

n= indica nivel, l=subnivel, m=orientación, s= giro del electrón.

Orbitales d en relación a un campo esférico.

m: número cuántico magnético

Indica las orientaciones que presentan los orbitales de un mismo subnivel con relación a la dirección de un campo magnético externo. Toma valores enteros comprendidos entre -l y +l. Por ejemplo, si l=2 los valores posibles de m son -2, -1, 0, +1, +2. Esto coindice con lo antedicho, l=2 corresponde a un orbital d, los cinco valores que puede tomar “m” son las orientaciones en los cinco orbitales d. En el caso de l=0, m solo puede tener un valor m=0, esto significa que el orbital s puede orientarse en el espacio de una sola forma.

s: número cuántico del spin

Informa sobre el sentido de giro del electrón sobre sí mismo, como un trompo. El mismo solamente puede moverse tomando dos valores iguales y de signo opuesto: -1/2 y +1/2.

EJERCICIO DE APLICACIÓN

Indicar los números cuánticos del último electrón del sodio.

En primer lugar se debe escribir la configuración electrónica del sodio, Na.

C.E. Na= 1s²2s²2p⁶3s¹

Se observa que el último electrón se encuentra en el nivel 3, por lo tanto n=3. Como el orbital en el cual se encuentra es s, el número l=0, en consecuencia el número m=0 y s= -1/2. (Ver tabla para valores de los primeros números cuánticos)

a practicar lo aprendido

¿Cuál es el número total de orbitales m que se asocian al número principal n=4 y número secundario l=1?
Indica los tres números cuánticos de los tres últimos electrones del fósforo.
Justifica si es posible o no que existan los siguientes números cuánticos (n, l, m, s): (2, 2, 0, +1/2)

RESPUESTAS

m= -1, 0, +1 (son tres orbitales)
C.E. P = 1s²2s²2p⁶3s²3p³

n=3 ; l=1; m= -1; s=-1/2

n=3 ; l=1; m= 0; s=-1/2

n=3 ; l=1; m= +1; s=-1/2

3. No es posible, porque n=2 y l=2 pero l debería ser menor a n.

¿Sabías qué...?

El físico alemán Otto Stern que realizó aportes sobre las propiedades magnéticas de los átomos fue galardonado con un premio Nobel de Física en 1943.

Estructuras de Lewis

El químico y físico Gilbert Newton Lewis fue quién ideó una forma de esquematizar los electrones externos en los elementos representativos. Estos electrones se encuentran en el último nivel de energía y son aquellos que intervienen en las reacciones químicas.

La mayoría de los elementos se encuentran en la naturaleza formando compuestos. Durante mucho tiempo los científicos se preguntaban cómo sucedían estas uniones, hasta que el desarrollo de la tabla periódica permitió identificar las configuraciones electrónicas y de esta forma comprender cómo se forman las sustancias. Los electrones exteriores se denominan electrones de valencia y son aquellos que intervienen en los enlaces químicos.

ELECTRONES DE VALENCIA Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN

Los electrones de valencia son conocidos también como número de valencia, que es un número natural (1,2,3,…). Es el número de electrones perdidos o ganados por determinado elemento cuando la unión es iónica, o el número de electrones compartidos cuando la unión es covalente.

Los números de oxidación representan la carga eléctrica formal, por lo tanto puede ser positiva o negativa. Se establece para un átomo cuando éste se encuentra formando un compuesto. No representan la carga eléctrica real de los átomos.

Por lo tanto, valencia y números de oxidación suelen usarse como sinónimos, pero en forma estricta no lo son.

Este estudio se centra en los elementos representativos, dado que los elementos de transición tienen algunas particularidades. Los elementos representativos son los grupos:

Metales alcalinos (1/1A)
Metales alcalinotérreos (2/IIA)
Familia del boro (13/IIIA)
Familia del carbono (14/IVA)
Familia del nitrógeno (15/VA)
Calcógenos (16/VIA)
Halógenos (17/VIIA)
Gases nobles (18/VIIIA)

Antes se los asignaba con números romanos y la letra A, dejando para los elementos de transición la letra B. En la tabla periódica se indica su ubicación.

regla del octeto

Los elementos que poseen su último nivel de energía completo son poco reactivos y se los considera estables, es el caso de los gases nobles. Estos gases poseen ocho electrones en su última capa, con excepción del helio que tiene dos. A principios del siglo XX, el físico y químico Gilbert N. Lewis supuso que los átomos para estabilizarse ceden, captan o comparten electrones con otros átomos y dan lugar a la regla del octeto.

“Los átomos de los elementos se unen entre sí compartiendo o transfiriendo electrones, para adquirir de este modo la configuración externa de los átomos del gas noble más próximo (en la tabla periódica). De esta forma logran estabilizarse”.

Existen algunas excepciones, como el fósforo, el azufre, el selenio y el silicio.

Además de este postulado, Gilbert Lewis propuso una manera de representar los átomos en las uniones químicas. Se escribe el símbolo del elemento y se lo rodea por los electrones de valencia utilizando puntos y cruces.

estructuras o símbolos de lewis

Cada elemento del compuesto se representa por puntos o cruces, distribuidos simétricamente alrededor del símbolo.

Estructuras de Lewis para el sodio, el silicio y el cloro, respectivamente.

¿Cómo identificar cuántos puntos dibujar?

Una de las formas de saber cuántos puntos o cruces colocar, es conocer la configuración electrónica externa. Por ejemplo:

SÍMBOLO DEL ELEMENTO	CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA (C.E)	CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA EXTERNA (C.E.E)
Na
Si
Cl

La configuración electrónica externa corresponde al último nivel de energía, en los ejemplos de la tabla el último nivel de energía es el 3, por lo tanto se deben contar los electrones totales que se encuentran en dicho nivel.

El Na tiene una configuración para sus electrones externos

El Si tiene una C.E.E.

Con el mismo criterio se puede identificar la cantidad de electrones que posee el Cl para combinarse con otro elemento.

En los elementos representativos, la cantidad de electrones que pueden combinarse para formar compuestos corresponde al número del grupo (en números romanos) al cual pertenece el elemento. En los ejemplos anteriores serían:

Na: grupo 1/IA

Si: grupo 14/IVA

Cl: grupo 17/VIIA

Tanto con el grupo como con la configuración electrónica se puede obtener la información para realizar las estructuras de Lewis.

estructuras de lewis para compuestos iónicos

Los enlaces iónicos se producen con metales que forman fácilmente cationes y no metales que forman aniones. Ejemplo:

El Cl tiene 7 electrones en su último nivel de energía y el Na cuenta con 1 electrón para realizar el enlace. Para alcanzar el equilibrio, el Na cede un electrón al cloro, quedando ambos con 8 electrones en su nivel exterior.

Al recibir 1 electrón, el cloro queda cargado negativamente, por lo tanto se convierte en un anión, mientras que el sodio adquiere la configuración de un catión que se corresponde con la configuración del gas noble más cercano (Ne). De este modo, el sodio también tiene ocho electrones en su último nivel de energía.

C.E. Na: 1s²2s²2p⁶3s¹

C.E. Na⁺:

C.E. Na⁺ = C.E. Ne =

El anión cloro adquiere la configuración del argón que es el gas noble más cercano a éste.

C.E. Cl^– = C.E. Ar =

A continuación se expresa lo antedicho formalmente, es decir, mediante ecuaciones químicas:

La unión de sodio y cloro da como resultado cloruro de sodio, un compuesto iónico cuya estructura de Lewis es:

estructuras de lewis para compuestos covalentes

La molécula de agua es un compuesto covalente, el hidrógeno es un no metal al igual que el oxígeno, pero al ser el primer elemento de la tabla periódica tiene una única capa de electrones que se completa al llegar a dos en vez de ocho como el resto de los elementos.

En estos compuestos, los átomos comparten electrones para adquirir la configuración electrónica del gas noble más cercano. Se da en combinaciones de elementos no metálicos.

Las uniones covalentes pueden ser:

Simples: cada átomo comparte un electrón.

Dobles: cada átomo comparte dos electrones.

Triples: cada átomo comparte tres electrones.

Cuando las uniones son covalentes se cuentan los electrones compartidos más los no compartidos en cada átomo, y la suma debe ser cinco para aquellos que cumplen la regla del octeto (recordar que existen excepciones).

En el compuesto Cl-Cl, cada cloro completa su octeto. Su fórmula molecular es Cl₂.

Los pares de átomos compartidos se representan con líneas, lo que da lugar a la fórmula desarrollada del compuesto. Siendo los tres casos anteriores:

Cl-Cl
O=O
N≡N

Los compuestos covalentes pueden ser formados por el mismo elemento o por distintos elementos, como es el caso del dióxido de carbono:

El oxígeno tiene 6 electrones de valencia y el carbono 4. Como son elementos distintos, se representan los electrones de oxígenos con puntos y los electrones del carbono cruces, con el fin de diferenciarlos.

Se puede apreciar que hay dos pares de electrones compartidos entre cada oxígeno y el carbono central. Por lo tanto la fórmula desarrollada es:

O=C=O

a practicar lo aprendido

Escribir las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos iónicos.

a) MgO

b) Na₂O

2. Escribir las estructuras de Lewis para los siguientes compuestos covalentes.

a) F₂O

b) H₂O

respuestas

b) La fórmula indica que hay dos átomos de Na, cada uno de ellos aporta un electrón.

¿Sabías qué...?

Gilbert Newton Lewis, químico que ideó los símbolos de Lewis, estudió en su hogar hasta los 10 años, luego asistió a escuela pública por 4 años e ingresó a la universidad a los 14 años de edad.

Configuración electrónica

Los electrones están distribuidos en niveles de energía, y aquellos que se encuentran en niveles más externos son los que intervienen en las uniones químicas. Las configuraciones electrónicas de los elementos permiten identificar cuántos electrones se encuentran en los niveles de energía más externos y conocer de este modo el tipo de reacciones en las que pueden participar.

La estructura electrónica de los átomos determina las propiedades de los elementos, especialmente el ordenamiento de los electrones en los niveles de energía más externos. Al observar la tabla periódica se puede apreciar que todos los elementos de un mismo grupo poseen la misma configuración electrónica en su nivel más externo, siendo el número de grupo la cantidad de electrones que se encuentran en dicho nivel.

TABLA PERIÓDICA

La tabla periódica contiene gran cantidad de información, en cada casillero se puede extraer información específica del elemento, ya sea su símbolo, su número atómico, su número másico, configuración electrónica, etc. El número atómico (Z) coincide con el número de orden de la tabla periódica, lo cual facilita la ubicación de un elemento en particular. Estos elementos están distribuidos según sean metales (con sus subclasificaciones), no metales, metaloides, lantánidos, actínidos, halógenos y gases nobles. Además de dicha clasificación, la tabla periódica está dividida en grupos y períodos, lo que nos brinda aún mayor información, ya que agrupa a los elementos según características específicas.

GRUPOS: son las dieciocho columnas (verticales) de la tabla periódica, se numeran del 1 al 18, pero en algunas tablas aún se puede apreciar la numeración anterior, en la cual se utilizaban números romanos seguidos de las letras A o B. Los elementos de un mismo grupo tienen propiedades similares, en algunos casos forman familias, como la del grupo 14, que es la familia del carbono, o la del grupo 17 que corresponde a los halógenos. Elementos del mismo grupo poseen la misma cantidad de electrones en su última o últimas capas.

PERÍODOS: son las filas (horizontales) y en total son siete. El número de período coincide con la última capa electrónica del elemento, es decir, un elemento del período 2 cuenta con dos capas electrónicas. Esto implica que elementos del mismo período tengan propiedades químicas similares.

Además de tener gran cantidad de información, incluyendo la configuración electrónica de cada elemento, en la tabla periódica también se pueden observar las propiedades periódicas, como el radio atómico, la energía de ionización, la afinidad electrónica y la electronegatividad.

configuración electrónica (c.E.)

El número Z indica la cantidad de protones que contiene un átomo determinado y, en consecuencia, también la cantidad de electrones de un átomo neutro. Esta información es la base de la configuración electrónica. Ejemplo:

El elemento carbono (C) tiene número Z=6.

Como los elementos de la tabla periódica se consideran neutros, el carbono tiene 6 protones y 6 electrones. Estos seis electrones se deben ubicar en los distintos niveles de energía y en los orbitales correspondientes. Para saber cuántos y dónde colocarlos es preciso conocer la regla de las diagonales.

En la regla de las diagonales se pueden observar esferas donde se agrupan las clases de orbitales (s, p, d y f). El llenado de orbitales se realiza siguiendo el sentido de la flecha. Se puede ver que horizontalmente se llega hasta el número 7, esto corresponde con que hay siete períodos o siete niveles de energía.

RECORDAR

Orbitales s: son orbitales esféricos con capacidad para 2 electrones.

Orbitales p: son tres orbitales bilobulados que pueden albergar dos electrones cada uno, por lo tanto tienen una capacidad total de 6 electrones.

Orbitales d: son cinco orbitales bilobulados, cada uno puede contener dos electrones, por lo tanto tienen capacidad para 10 electrones.

Orbitales f: son siete orbitales con capacidad total para 14 electrones.

Siguiendo con el ejemplo, se realizará la configuración electrónica del C. Los seis electrones del carbono se ubican de la siguiente manera:

La configuración electrónica queda expresada de esta forma dado que en los orbitales “s” se pueden colocar hasta dos electrones, y en el orbital “p” se ubican los dos que faltan para llegar a los 6 electrones que posee el carbono.

OTRO EJEMPLO:

Hallar la configuración electrónica del sodio (Na).

En primer lugar se debe ubicar el elemento en la tabla periódica para ver cuál es su número atómico. En el caso del Na es Z=11, entonces se sabe que el Na cuenta con 11 electrones para ubicar.

Luego se observa la regla de las diagonales y siguiendo el sentido de la flecha se van llenando los orbitales:

Observar que la suma de los superíndices es igual a 11 (número de electrones).

En la mayoría de las tablas periódicas dicha configuración electrónica ya está escrita, pero se escribe simplificada.

En este ejemplo la configuración del sodio está expresada como [Ne] 3s¹. Lo que se hizo fue indicar que la configuración del sodio es igual a la configuración del gas noble más cercano ,Ne, adicionándole 1 electrón al orbital 3s.

¿cómo ubicar un elemento en la tabla periódica sabiendo su C.E.?

En primer lugar se cuentan los superíndices:

1s²2s²2p⁶3s²3p¹ La suma de los superíndices es 13. Por lo tanto el elemento está ubicado en Z=13.

El último electrón se ubicó en 3p¹, ésto significa que se encuentra en el nivel de energía 3 (período 3).

1s²2s²2p⁶3s²3p1

El elemento es el aluminio (Al).

a practicar lo aprendido

Escribir la configuración electrónica de los siguientes elementos:

a) H

b) N

c) P

2. Identificar a qué elemento corresponde la configuración electrónica:

a) Cloro

b) Silicio

b) Berilio

RESPUESTAS

a) 1s¹

b) 1s²2s²2p³

c) 1s²2s²2p⁶3s²3p³

a) 1s²2s²2p⁶3s²3p⁵

b) 1s²2s²2p⁶3s²3p²

c) 1s²2s²

¿Sabías qué...?

El elemento carbono es el compuesto principal de las minas de los lápices, y a su vez en una de sus formas también conforma el diamante.

Cargas eléctricas: positivas y negativas

Las cargas eléctricas son el resultado de la necesidad de dar una explicación a la repulsión y atracción que presentan determinados materiales. Las cargas negativas son los electrones, responsables de los fenómenos eléctricos.

La materia está compuesta por átomos, éstos a su vez poseen partículas subatómicas: protones, neutrones y electrones.

Según la carga de estas partículas se tiene que:

Los protones (p⁺) son positivos.
Los electrones (e^–) son negativos.
Los neutrones (n°) son neutros.

La electricidad y los átomos son el conjunto de conceptos que permiten comprender la interacción entre las partículas que se encuentran en los átomos. Los electrones poseen menos masa que los protones y los neutrones, esto les facilita desplazarse y escapar de sus órbitas.

CARGA ELÉCTRICA

Es una propiedad física que poseen las partículas subatómicas, esta propiedad se manifiesta mediante las fuerzas de atracción y de repulsión que presentan dichas partículas. Cuando la materia está cargada eléctricamente sufre la influencia de los campos magnéticos y también puede generarlos.

Con respecto a las cargas, se tiene que cuando se aproximan dos cargas eléctricas del mismo signo, éstas se repelen o rechazan, mientras que si son de signos contrarios se atraerán.

cargas eléctricas y modelo actual del átomo

En los modelos atómicos que se desarrollaron desde principio del siglo XIX y hasta la actualidad se ha tratado de explicar la disposición de las cargas en los átomos y sus interacciones. Actualmente se sabe que los átomos contienen en su núcleo protones y neutrones, cuyas masas son similares. Los electrones se encuentran distribuidos en una nube electrónica alrededor del núcleo.

El ámbar tiene propiedades de atracción eléctrica luego de ser frotado con tela o piel, su nombre en griego antiguo era *elektrón*, de allí deriva la palabra electricidad.

A principios del siglo XX se estableció que los átomos de un mismo elemento químico poseen el mismo número de protones. La cantidad de protones se representa con la letra Z y se denomina número atómico. Los átomos neutros poseen la misma cantidad de protones que electrones, en dicho caso Z=p⁺=e^–.

La suma de protones y neutrones en un átomo se representa con la letra A, que significa número másico o número de masa.

Referencia para ubicar número atómico y número másico.

Cada tabla periódica tiene un cuadro de referencias, hay que ver en dicho cuadro la ubicación de la información para poder leer los datos de cualquier elemento que se encuentre en la tabla.

Dado el elemento oxígeno, se observa que:

Z=8 (el átomo tiene 8 protones y como es un átomo neutro también tiene 8 electrones)

A=16 (el número másico se suele redondear para calcular un número entero de neutrones)

Cálculo de neutrones:

A=P⁺+n°

16 = 8+n°

16-8 =n°

n°= 8

En este caso, el número de neutrones es 8.

Conocer estos números es indispensable para poder identificar la cantidad de partículas subatómicas que se encuentran en cada elemento.

IONES

En ocasiones, los átomos pierden o ganan electrones, cuando esto ocurre se convierte en un ión y deja de ser neutro.

Los iones pueden ser:

Positivos: cationes (Ej. Na⁺)
Negativos: aniones (Ej. Cl^–)

ISÓTOPOS

Son átomos de un mismo elemento que poseen la misma cantidad de protones en su núcleo, pero difieren en la cantidad de electrones, lo que incide en variaciones de la masa atómica. La mayoría de los elementos en la naturaleza poseen varios isótopos. Ejemplo:

los cuerpos y las cargas eléctricas

La atracción y repulsión se da entre los cuerpos debido a una diferencia en las cantidades de electrones y protones que se encuentran en los mismos. Si hay un exceso de cargas positivas con respecto a las cargas negativas, el cuerpo está cargado positivamente, caso contrario estaría cargado negativamente.

CONDUCTORES Y AISLANTES

Los cables que se utilizan para transporte de energía eléctrica poseen conductores cubiertos por aisladores que por lo general son aislantes termoplásticos.

Los portadores de carga (partículas cargadas eléctricamente que se encuentran libres, con movilidad) determinan el tipo de propiedades eléctricas de un material.

Conductores: materiales en los cuales los portadores de carga se mueven con facilidad, por ejemplo, metales como la plata, el hierro, el agua salada, etc.

El cobre es un excelente conductor, ya que posee muy poca resistencia al flujo eléctrico, lo que disminuye en gran medida las pérdidas de calor.

Aislantes: estos materiales contienen portadores de carga que no se mueven con facilidad. Se denominan también aisladores y algunos de ellos son el vidrio, los plásticos, el agua pura, el azufre, la madera seca, etc.

Semiconductores: materiales que puros son buenos aislantes y en condiciones particulares buenos conductores, como el silicio y el germanio.

Superconductores: a temperatura ambiente son conductores normales, pero a temperaturas muy bajas son excelentes conductores.

a practicar lo aprendido

Indicar si el siguiente par de partículas se atraen o se repelen.

2. Indicar la cantidad de protones, neutrones y electrones de los siguientes elementos:

a) Carbono

b) Flúor

3. Subrayar los cationes:

a) K⁺¹ b) O^-2 c) Mg⁺² d) F^-1

4. Buscar en la sopa de letras cuatro aislantes:

RESPUESTAS

Las partículas se atraen porque poseen distinta carga.
a) Carbono: 6 protones, 6 electrones y 6 neutrones.b) Flúor: 9 protones, 9 electrones y 10 neutrones.
Subrayar o marcar los cationes:a) K⁺¹ b) O^-2 c) Mg⁺² d) F^-1
Pista: puedes encontrar las palabras tanto de izquierda a derecha, como en diagonal y también de arriba hacia abajo o a la inversa. La palabras son: vidrio, madera, azufre y plástico.

¿Sabías qué...?

La masa del electrón es alrededor de 1.800 veces menor que la de protones y neutrones.

Compuestos inorgánicos: sales

Las sales se clasifican en binarias o haloideas, ternarias y cuaternarias. Son compuestos muy abundantes, todas son sólidos cristalinos a temperatura ambiente y sus iones se distribuyen con una forma determinada.

Las sales son compuestos iónicos, es decir, están formadas por cationes (iones con carga positiva) y aniones (iones con carga negativa). Las sales se producen al hacer reaccionar una base con un ácido, siendo la base quien proporciona el catión y el ácido quien otorga el anión.

FORMACIÓN DE SALES BINARIAS

METAL + NO METAL → SAL BINARIA

Las sales binarias o haloideas están formadas por un catión (elemento metálico que ha perdido electrones)y un anión que puede provenir de un hidrácido.

La sal cloruro de sodio está compuesta por dos elementos: cloro (no metal) y sodio (metal). El cloro aporta el anión Cl^– y el sodio el catión Na⁺.

El Na tiene número atómico 11 y el Cl 17, dicho número permite la ubicación de estos elementos en la tabla periódica e indican la cantidad de protones con los que cuenta cada elemento.

formación de sales

Las sales se producen mediante la neutralización de un ácido con un hidróxido, las reacciones de neutralización producen sal y agua.

ÁCIDO + HIDRÓXIDO → SAL + AGUA

Las sales obtenidas pueden ser:

Neutras
Ácidas
Básicas
Mixtas

Sales neutras

Se obtienen cuando todos los hidrógenos del ácido son reemplazados por un metal que proviene del hidróxido.

Sales haloideas (binarias)

HIDRÁCIDO + HIDRÓXIDO → SAL HALOIDEA + AGUA

ácido clorhídrico + hidróxido de sodio → cloruro de sodio + agua

HCl (ac) + NaOH (ac) → Na⁺Cl^– + H₂O

SOLUCIÓN ACUOSA (ac)

Las letras (ac) indican que un compuesto se encuentra en solución acuosa, también puede escribirse (aq). Esto significa que dichas sustancias se pueden expresar como disociadas en sus iones.

Ej: H⁺Cl^– + Na⁺OH^– → Na⁺Cl^– + H₂O

Los H⁺ del ácido reaccionan con los OH^– del hidróxido formando el agua.

RECORDAR: Para nombrar sales binarias se escribe el no metal con la terminación “uro” y finalmente se escribe nombre del metal. (Se nombra desde el elemento que se encuentra a la derecha del compuesto hacia la izquierda). Ej:

KCl: cloruro de potasio

MgI: yoduro de magnesio

Puedes revisar toda la nomenclatura de este tipo de sales en: Nomenclatura de compuestos inorgánicos: hidruros y sales binarias.

La fluorita está compuesta por fluoruro de calcio, CaF₂, una sal binaria.

Sales oxigenadas u oxosales (ternarias)

OXOACIDO + HIDRÓXIDO → OXOSAL + AGUA

ácido nítrico + hidróxido férrico → nitrato férrico + agua

HNO₃ + Fe(OH)₃ →Fe(NO₃)₃+ H₂O

El anión NO₃^– junto al catión Fe⁺³ forman la sal Fe(NO₃)₃. Se escribe primero el catión, luego el anión y se intercambian los números de oxidación.

REGLAS PARA NOMBRAR SALES

El nombre de una sal es un derivado del ácido del cual proviene, por ello es necesario conocer la nomenclatura de ácidos antes de comenzar a nombrar sales.

La reglas para nombrar sales son las siguientes:

Nomenclatura tradicional: Cambiar la terminación del ácido del cual proviene la sal (oxoácido o hidrácido) según el siguiente criterio:

TERMINACIÓN DEL ÁCIDO	TERMINACIÓN DE LA SAL
oso	ito
ico	ato
hídrico	uro

Nomenclatura por numerales de Stock (recomendada por la IUPAC): Se escribe el nombre del ion correspondiente seguido del número de oxidación y finalizando con las palabras con el nombre del metal, junto a su valencia. Ej: Fe(NO₃)₃ se nombra nitrato (V) de hierro (III).

ALGUNOS EJEMPLOS DE NOMENCLATURA

En la siguiente tabla se puede observar que las primeras columnas corresponden a los ácidos que dan origen a las sales:

COMPUESTO	NOMENCLATURA		COMPUESTO	NOMENCLATURA
ÁCIDO	TRADICIONAL	STOCK	SAL	TRADICIONAL	STOCK
H₂CO₃	ácido carbónico	carbonato de hidrógeno	CaCO₃	carbonato de calcio	carbonato de calcio
H₂SO₃	ácido sulfuroso	sulfato (IV) de hidrógeno	FeSO₃	sulfito ferroso	sulfato(IV) de hierro(II)

Para no confundirse con la nomenclatura de los iones, es recomendable utilizar la siguiente tabla que contiene algunos de ellos:

ANIÓN	NOMENCLATURA TRADICIONAL	NOMENCLATURA STOCK
CO_3^2-	ion carbonato	ion hidrógenocarbonato
HCO₃^–	ion bicarbonato	ion bicarbonato
SO₃^2-	ion sulfito	ion sulfato (IV)
SO₄^2-	ion sulfato	ion sulfato (VI)
NO₂^–	ion nitrito	ion nitrato (III)
NO₃^–	ion nitrato	ion nitrato (V)
Cl^–	ion cloruro	ion cloruro
CLO-	ion hipoclorito	ion clorato (I)
CLO₂^–	ion clorito	ion clorato (III)
CLO₃^–	ion clorato	ion clorato (V)
CLO₄^–	ion perclorato	ion clorato (VII)

Cristal de calcita, mineral formado por una oxosal: CaCO₃, carbonato de calcio.

sales ácidas

Son sales cuaternarias, resultan de la reacción de una base con un ácido, en la misma se neutralizan parcialmente los hidrógenos sustituibles del ácido. Por lo tanto, los ácidos deben tener dos o más hidrógenos sustituibles en su composición. Por ejemplo el H₂SO₄.

ÁCIDO + HIDRÓXIDO → SAL ÁCIDA + AGUA

ácido sulfúrico + hidróxido de sodio → sal ácida + agua

H₂SO₄+ NaOH → NaHSO₄ + H₂O

Se analiza la composición de la sal y se identifican sus iones:

Nomenclatura tradicional: Se escribe como si fuese una sal neutra, pero se le agrega la palabra ácido en el medio.

Ej:

Na₂SO_{4 :}sulfato de sodio (sal neutra) → NaHSO₄: sulfato ácido de sodio (sal ácida)

El carbonato ácido de sodio (NaHCO₃) también denominado bicarbonato de sodio se utiliza para la elaboración de levadura artificial, utilizada en algunos panificados.

Nomenclatura de Stock: Se antepone la palabra hidrógeno al nombre de la sal y se indica con prefijos numerales el número de átomos de hidrógeno que queda sin sustituir.

Ej:

NaHSO₄: hidrógeno sulfato de sodio

NaH₂PO₄: dihidrógeno fosfato de sodio (como hay dos hidrógenos sin sustituir se utiliza el prefijo “di”)

sales básicas

Son sales cuaternarias compuestas por no metal, H, O y metal. Se producen cuando en una neutralización existe exceso de hidróxido con respecto al ácido, por dicho motivo poseen más de un grupo hidróxido.

ÁCIDO + HIDRÓXIDO (exceso) → SAL BÁSICA + AGUA

ácido nítrico + hidróxido de magnesio → nitrato básico de magnesio + agua

HNO₃ + Mg(OH)₂ → Mg(OH)NO₃ + H₂O

Nomenclatura tradicional: se nombra igual que a las sales neutras, pero colocando intermedia la palabra “básico”. En caso de que haya más de un grupo OH^– se escriben los prefijos di, tri, tetra, etc.

Ej: Ni₂(OH)₄SO₃sulfito tetrabásico niquélico

Nomenclatura de Stock: se nombra en orden alfabético anión-hidróxido. La palabra hidróxido se escribe con el prefijo numeral correspondiente para indicar la cantidad de hidróxidos presentes en el compuesto.

Ej: Ni₂(OH)₄SO₃ tetrahidróxido sulfito de niquel (III)

Las tiras indicadoras de pH se utilizan para determinar la acidez o basicidad de una sustancia.

sales mixtas

Son sales que contienen dos cationes, se debe escribir el catión de carga más baja primero y luego se nombra el anión. El resto de las reglas de nomenclatura es la misma que para otras sales.

Nomenclatura tradicional:

Para una sal compuesta por dos cationes y un anión se escribe el anión seguido de los metales, escritos en orden alfabético y utilizando los prefijos (di, tri, tetra, etc.) si hay más de uno de ellos.

Ej: AgK(NO₃)₂ nitrato de plata y potasio

Cuando la sal se conforma por un catión y dos aniones, se escriben los aniones con terminación uro en orden alfabético y se finaliza con el nombre del metal con terminación “oso” e “ico” si se requiere.

Ej: BaBrCl bromuro cloruro de bario

Nomenclatura por numerales de Stock:

Si se trata de dos cationes y un anión, se escribe el nombre iniciando con el numeral que indica cantidad de oxígenos (di, tri, tetra, etc.), seguido del prefijo “oxo”. Se continúa con el ion correspondiente junto al número de valencia relacionado con el mismo. Finalmente, se escriben los metales en orden alfabético e indicando con prefijos si hay más de uno de cada especie.

Ej: AgK(NO₃)₂ trioxonitrato(V) de plata y potasio

Para el caso de una sal compuesta por un catión y dos aniones, se nombra

Ej: BaBrCl bromuro cloruro de bario

A PRACTICAR LO APRENDIDO

Clasificar las siguientes sales en neutras, ácidas, básicas y mixtas.

a) KF

b) CaNa₂(SO₄)₂

c) KClO₄

d)FeHPO₄

2. Nombrar las sales del ejercicio anterior (preferentemente por numerales de Stock).

respuestas

a) sal neutra

b) sal mixta

c) sal neutra

d) sal ácida

a) fluoruro de potasio (las sales haloideas poseen una única nomenclatura).

b) tetraoxosulfato (IV) de calcio y disodio

c) clorato (VII) de potasio

d) hidrógeno fosfato de hierro(II)

¿Sabías qué...?

Las estalactitas y las estalagmitas de las cavernas son carbonato de calcio, su proceso de formación se desarrolla en cientos o miles de años.

Compuestos inorgánicos ternarios: hidróxidos y oxoácidos

Los compuestos ternarios, como su nombre lo indica, están formados por tres elementos. Dentro de esta clasificación se encuentran: ácidos oxigenados u oxoácidos, hidróxidos o bases y sales oxigenadas u oxosales.

En la naturaleza existen algunas sustancias elementales, como hidrógeno, oxígeno, calcio, oro y plata entre otras. Al combinarse producen una gran cantidad de compuestos inorgánicos. La formación de compuestos tiene como eje principal dos grupos de elementos: los metales y los no metales. Dichos elementos se combinan con hidrógeno y oxígeno para dar lugar a compuestos binarios, que permitirán formar compuestos ternarios mediante reacciones químicas en las cuales intervienen moléculas de agua.

HIDRÓXIDOS

Están formados por un metal, oxígeno e hidrógeno. Son sustancias que se caracterizan por contener el ión hidróxido OH^–. Se forman mediante la reacción de un óxido básico y agua.

Óxido básico + agua → hidróxido

Ejemplos:

Na₂O + H₂O → 2NaOH

óxido de sodio + agua → hidróxido de sodio

MgO + H₂O → Mg(OH)₂

óxido de magnesio + agua → hidróxido de magnesio

El agua es un compuesto binario que está presente en gran cantidad de reacciones químicas. En las reacciones de formación de hidróxidos y oxoácidos es uno de los reactivos.

Nomenclatura

El nombre de estos compuestos se construye escribiendo la palabra “hidróxido”, seguida del nombre del metal que lo acompaña. Cuando dicho metal posee más de un número de oxidación se lo indica de acuerdo a la nomenclatura que se emplee, puede ser con sufijos (nomenclatura clásica o tradicional), prefijos (nomenclatura estequiométrica o por atomicidad) y números romanos entre paréntesis (nomenclatura por numerales de Stock).

Ejemplos:

ELEMENTO METÁLICO	NÚMERO DE OXIDACIÓN	FÓRMULA DEL HIDRÓXIDO	NOMBRE TRADICIONAL	NOMBRE POR NUMERALES DE STOCK	NOMBRE POR ESTEQUIOMETRÍA
Fe (hierro)	+2	Fe (OH)₂	hidróxido ferroso	hidróxido de hierro(II)	dihidróxido de hierro
Cu (cobre)	+1	CuOH	hidróxido cuproso	hidróxido de cobre (I)	monohidróxido de cobre

Prefijos

Algunos prefijos comúnmente utilizados en nomenclatura de compuestos son:

Azufre: sulfur- (sulfuroso) o sulf- (sulfhídrico)

Hierro: ferr- (ferroso, férrico)

Oro: aur- (aúrico)

Plomo: plumb- (plúmbico)

Cobre: cupr- (cúprico)

BASES Y ÁCIDOS

Bases: Compuestos capaces de liberar al medio grupos hidróxidos OH^–. Además de la definición anterior, son bases todos los compuestos que aceptan protones y liberan al medio iones hidróxido. Todos los hidróxidos son bases.

Ácidos: Son compuestos covalentes, liberan al medio iones oxonio o hidronios (H₃O⁺). Estos iones son protones hidratados.

La disociación de un ácido puede ser parcial o total. Si la totalidad de las moléculas del ácido se ionizan el compuesto es un ácido fuerte, si en cambio la disociación es parcial, es un ácido débil.

ÁCIDOS OXIGENADOS U OXOÁCIDOS

Los ácidos oxigenados están compuestos por hidrógeno, oxígeno y otro elemento no metálico; a diferencia de los hidrácidos (compuestos binarios formados por hidrógeno y un no metal, en solución acuosa) que no poseen oxígeno.

Se forman por reacción de un óxido ácido (no metálico) y agua.

óxido ácido + agua → oxoácido

Ejemplo:

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

óxido sulfúrico + agua → ácido sulfúrico

El líquido que se encuentra dentro de una batería de autos está compuesto por ácido sulfúrico y agua destilada.

Nomenclatura

El primer paso para nombrar un oxoácido es identificar el número de oxidación con el que se encuentra el no metal distinto al H y al O. Al igual que los óxidos, se utiliza el prefijo -oso para los de menor numeración y el prefijo -ico para el de mayor.

Ejemplo:

Se ubican los números de oxidación, de acuerdo a los datos de la tabla periódica y a las reglas para colocar dichos números.

Números de oxidación:

H: +1

O: -2

S: 6 (es necesario que sea 6, para que el resultado de la suma de los números de oxidación sea cero)

1⋅2+ 6⋅1+(-2)⋅4 = 2 + 6 -8 = 0

El azufre posee tres números de oxidación:

Dado que en el compuesto H₂SO₄ el número de oxidación del azufre es 6, se estaría utilizando la mayor valencia, cuyo sufijo es “ico”. Ya se sabe que es un ácido ternario, por lo tanto se escribe la palabra “ácido” seguida del prefijo “sulfur” y para finalizar se coloca el prefijo “ico”.

Formulación: ácido + prefijo + sufijo

H₂SO₄ = ácido + sulfur + ico = ácido sulfúrico

ALGUNOS ÁCIDOS OXIGENADOS
FÓRMULA	N° DE OXIDACIÓN	NOMBRE
H₂SO₃	S: +4	ácido sulfuroso
HClO	Cl: +1	ácido hipocloroso
HClO₃	Cl: +5	ácido clórico

Los números de oxidación de H y O son +1 y -2 respectivamente.

RECORDAR: Los ácidos pueden ser binarios, sin oxígeno (por ejemplo HCl en solución acuosa) o ternarios, con oxígeno (ejemplo H₃PO₂). Para los ácidos binarios la nomenclatura se realiza colocando la palabra “ácido”, el nombre del no metal y la terminación “hídrico”, como es el caso del ácido clorhídrico (HCl).

Nomenclatura tradicional

Para la nomenclatura clásica o tradicional se utilizan los sufijos -oso e -ico, en caso de átomos con más de dos números de oxidación se utiliza los prefijos hipo- y per- para menor y mayor valencia respectivamente.

Nomenclatura de numerales de Stock

Se nombra el anión correspondiente, seguido de la valencia expresada en números romanos y entre paréntesis, finalizando con las palabras “de hidrógeno.”

Ejemplo:

H₂SO₃= sulfato + (IV) + de hidrógeno = sulfato (IV) de hidrógeno

ALGUNOS ANIONES

(SO₄)_-2: sulfato

(SO₃)_-2: sulfito

(CO₃)_-2: carbonato

Para nombrar a aniones se debe considerar la terminación del ácido.

TERMINACIÓN DEL ÁCIDO	TERMINACIÓN DEL ANIÓN
-oso	-ito
-ico	-ato

Es decir, un ácido carbónico contiene un anión carbonato. Esto se puede observar al colocar todos los números de valencia del compuesto:

Se observa que el hidrógeno tiene número de oxidación +1, por lo tanto el anión carbonato CO₃^-2 necesita tener número de oxidación -2 para mantener la neutralidad de cargas.

Nomenclatura por estequiometría

Se utiliza el prefijo numeral para la cantidad de oxígenos (mono, di, tri, tetra, etc.), seguido de el prefijo “oxo”, luego el anión con la terminación “ato” o “ito” según corresponda. A continuación se coloca en números romanos y entre paréntesis la valencia del no metal intermedio y se finaliza colocando las palabras “de hidrógeno”.

Ejemplo:

H₂SO_{3 =} tri + oxo + sulfato + (IV) + de hidrógeno = trioxosulfato (IV) de hidrógeno

Se utilizó (IV) dado el número de oxidación del azufre.

Ejemplos de oxoácidos en distintas nomenclaturas

ELEMENTO NO METÁLICO	NÚMERO DE OXIDACIÓN	FÓRMULA DEL OXOÁCIDO	NOMBRE TRADICIONAL	NOMBRE POR NUMERALES DE STOCK	NOMBRE POR ESTEQUIOMETRÍA
S (azufre)	+6	H₂SO₄	ácido sulfúrico	sulfato (VI) de hidrógeno	tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
C (carbono)	+4	H₂CO₃	ácido carbónico	carbonato (IV) de hidrógeno	trioxocarbonato (IV) de hidrógeno
Cl (cloro)	+7	HClO₄	ácido perclórico	clorato (VI) de hidrógeno	tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno

a practicar lo aprendido

Nombrar los siguientes compuestos:

a) KOH

b) Cu (OH)₂

c) H₃PO₄

2. Formular los siguientes compuestos:

a) hidróxido férrico

b) ácido clórico

d) sulfito (IV) de hidrógeno

RESPUESTAS

a) hidróxido de potasio

b) hidróxido cúprico/ hidróxido de cobre (II)/ dihidróxido de hierro

c) ácido fosfórico / fosfato (V) de hidrógeno/ tetraoxofosfato (V) de hidrógeno

a) Fe (OH)₃

b) HClO₃

c) H₂SO₃

¿Sabías qué...?

El hidróxido de sodio, comúnmente conocido como sosa cáustica, uno de los principales ingredientes en la fabricación de jabones.

Nomenclatura de compuestos inorgánicos: hidruros y sales binarias

Los compuestos inorgánicos binarios son los óxidos, los hidruros y las sales binarias. Para su nomenclatura y formulación se requiere conocer la clasificación de los elementos químicos en la tabla periódica.

Los hidruros y sales binarias al igual que los óxidos, se pueden nombrar de tres formas: por nomenclatura tradicional, por numeral de Stock y por atomicidad.

NOMENCLATURA DE HIDRUROS

Los hidruros pueden ser metálicos y no metálicos, dependiendo si el hidrógeno se unió a un metal o a un no metal, respectivamente.

hidrógeno + metal → hidruro metálico

hidrógeno + no metal → hidruro no metálico

Hidruros metálicos

Se emplean las mismas reglas que para los óxidos, en este caso se emplea la palabra “hidruro” seguida del nombre del metal correspondiente:

Ejemplos:

FÓRMULA DEL HIDRURO METÁLICO	NOMENCLATURA
FÓRMULA DEL HIDRURO METÁLICO	Tradicional o clásica	Numeral de Stock	Por atomicidad
KH	hidruro de potasio	hidruro de potasio	monohidruro de potasio
FeH₂	hidruro ferroso	hidruro de hierro (II)	dihidruro de hierro

En los hidruros metálicos el número de oxidación es -1, de este modo el resultado de la suma de los números de oxidación es cero:

En la fórmulas de los compuestos no se utiliza como subíndice el número 1, por lo tanto, la fórmula del hidruro ferroso es: FeH₂.

Hidruros no metálicos

A esta clase de hidruros se los nombra mediante una sola nomenclatura dado que el H tiene número de oxidación +1 y el otro elemento no metálico utiliza su único número de oxidación negativo. Por lo tanto, la nomenclatura se realiza escribiendo el nombre del elemento no metálico distinto al H con el sufijo -uro e indicando al final que es “de hidrógeno”.

Ejemplos:

FÓRMULA DEL HIDRURO NO METÁLICO	NOMBRE
HF	fluoruro de hidrógeno
HBr	bromuro de hidrógeno

Los elementos halógenos (F, Cl, Br e I) se combinan para formar hidruros no metálicos con número de oxidación -1. Por lo tanto:

No es necesario escribir subíndices 1, por ello la fórmula del bromuro de hidrógeno es HBr.

NOMBRES ESPECIALES DE HIDRUROS NO METÁLICOS

Algunos hidruros no metálicos poseen nombres particulares, como es el caso de:

H₂O: agua

NH₃: amoníaco

CH₄: metano

Hidrácidos

En solución acuosa los hidruros no metálicos adquieren propiedades ácidas, por lo que se los denomina hidrácidos. Para nombrar hidrácidos se escribe la palabra “ácido” seguida del elemento no metálico distinto al hidrógeno, finalizando con “hídrico”. Por ejemplo:

HCl: cloruro de hidrógeno

HCl (aq): ácido clorhídrico

“aq” significa que se encuentra en solución acuosa.

ÁCIDO CLORHÍDRICO

Este hidrácido tiene variados usos y además se encuentra en el estómago, ya que forma parte de los jugos gástricos. Es muy corrosivo, pero las paredes del estómago poseen una capa de mucosa protectora. Sin embargo esta capa puede disminuir debido al consumo frecuente de alcohol y algunos medicamentos, o por enfermedades, lo que puede producir que el ácido genere úlceras estomacales.

nomenclatura de sales binarias

Las sales binarias son compuestos formados por un metal y un no metal (distinto al H y al O), se nombran escribiendo el prefijo-uro luego del no metal.

Ejemplos:

FÓRMULA DE LA SAL BINARIA	NOMENCLATURA
FÓRMULA DE LA SAL BINARIA	Tradicional o clásica	Numeral de Stock	Por atomicidad
NaCl	cloruro de sodio	cloruro de sodio	monocloruro de sodio
CuBr₂	bromuro cúprico	bromuro de cobre (II)	bibromuro de cobre

*Recordar que cuando el metal tiene un sólo número de oxidación, no se coloca dicho número entre paréntesis, como el caso del cloruro de sodio, donde el Na(sodio) posee una sola valencia.

El NaCl o cloruro de sodio es la sal común de mesa, en la Antigüedad no era utilizada para condimentar los alimentos, tenía otros usos como la conservación de las carnes.

A PRACTICAR LO APRENDIDO

RECORDAR: Se empieza a nombrar desde el elemento que está a la derecha del compuesto hacia la izquierda.

Nombrar los siguientes compuestos (en nomenclaturas tradicional, de atomicidad respectivamente) e indicar si pertenecen a hidruros (metálicos o no metálicos) o a sales binarias.

a) FeCl₃

b) CuBr

c) HI

d) MgH₂

2. Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:

a) sulfuro de hidrógeno

b) hidruro de calcio

c) bromuro niqueloso

RESPUESTAS

a) cloruro ferroso, cloruro de hierro (III), tricloruro de hierro. SAL BINARIA

b) bromuro de cobre, bromuro de cobre (I), monobromuro de cobre. SAL BINARIA

c) yoduro de hidrógeno. HIDRURO NO METÁLICO (Los hidruros no metálicos solo utilizan una nomenclatura.)

d) hidruro de magnesio, hidruro de magnesio, dihidruro de magnesio. HIDRURO METÁLICO

a) H₂S

b) CaH

c) NiBr₂

¿Sabías qué...?

El H₂S, ácido sulfúrico, es el que le da el aroma desagradable al huevo podrido.

Si necesitas revisar los distintos tipos de nomenclatura o repasar la nomenclatura de óxidos puedes acceder al artículo: Nomenclatura de compuestos inorgánicos: óxidos.

Nomenclatura de compuestos inorgánicos: óxidos

Existen tres sistemas de nomenclatura para nombrar a los compuestos inorgánicos: el tradicional o clásico, el de nomenclatura Stock y el estequiométrico o sistemático de la IUPAC (Unión internacional de Química Pura y Aplicada). Es indispensable saber nombrar e identificar fórmulas químicas, dado que las mismas son piezas fundamentales en el lenguaje de la Química.

Puedes ampliar la tabla periódica haciendo click sobre ella.

En la tabla periódica se encuentran dos grandes grupos de elementos: los metales y los no metales. Cuando éstos se combinan forman diversos compuestos químicos. Dentro de los no metales, se encuentran dos elementos que forman una gran cantidad de compuestos inorgánicos: el hidrógeno (H) y el oxígeno (O).

Los no metales son el hidrógeno, H, y elementos que se encuentran sobre el lado superior derecho de la tabla periódica.

Además de saber ubicar los elementos en la tabla periódica para distinguir si son metales o no metales es necesario conocer las formas de asignar números de oxidación. Estos números pueden obtenerse mediante la tabla periódica, sin embargo es de gran utilidad conocer algunas reglas que facilitan su utilización.

NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación de un elemento en un compuesto iónico binario es el número de electrones que pierde o gana dicho átomo. En el caso de compuestos covalentes los electrones se “comparten”. Las reglas generales para asignar números de oxidación son:

El número de oxidación de cualquier elemento libre no combinado es cero, incluyendo los multiatómicos. Ej: Na, O₂.
El número de oxidación del oxígeno es -2, excepto algunas excepciones.
El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos y su sustancia elemental.
En compuestos iónicos o covalentes la suma de los números de oxidación de todos los átomos que los componen es cero.

óxidos

Un óxido es un compuesto binario oxigenado, es decir, es un compuesto que contiene oxígeno. Si el mismo se combina con un metal se obtiene un óxido básico, mientras que si se une con un no metal se produce un óxido ácido.

NO METALES DIATÓMICOS

Los no metales que se encuentran en estado diatómico en condiciones normales de presión y temperatura son:

Hidrógeno: H₂
Nitrógeno: N₂
Oxígeno: O₂
Flúor: F₂
Cloro: Cl₂
Bromo: Br₂
Iodo: I₂

Nomenclatura de óxidos

O₂ + metal → óxido básico

O₂ + no metal → óxido ácido

Nomenclatura de Stock

De acuerdo a la nomenclatura moderna, los óxidos básicos se deben nombrar teniendo en cuenta los numerales de Stock de acuerdo a las siguientes dos posibilidades:

Si el metal posee un solo número de oxidación, únicamente se antepone la palabra al nombre del metal.

MgO: óxido de magnesio

Si el metal posee más de un número de oxidación, se coloca junto al nombre del metal el número de oxidación en números romanos y entre paréntesis.

FeO: óxido de hierro (II)

Fe₂O₃: óxido de hierro (III)

Según la tabla periódica, el Fe, hierro, tiene dos números de oxidación: 2 y 3. Por dicho motivo se pueden formar dos óxidos.

¿CÓMO SE CONSTRUYE LA FÓRMULA DE UN COMPUESTO BINARIO?

Se colocan los números de oxidación como superíndices en cada elemento del compuesto (dichos números se encuentran en la tabla periódica):

Se ubican los subíndices en forma cruzada para compuestos binarios:

Se puede comprobar que la suma de los números de oxidación de todos los elementos es igual a cero:

3⋅2+(-2)⋅3=

6-6=0

Nomenclatura tradicional

Se utilizan prefijos y sufijos para conformar los nombres de los compuestos.

Cuando un elemento posee dos números de oxidación se emplean los sufijos -oso e -ico para distinguirlos, y se utiliza -oso para el de menor número de oxidación e -ico para el mayor.

Ejemplo: El hierro, Fe, tiene números de oxidación 2 y 3. Con el número 2 forma el compuesto FeO, mientras que Fe₂O₃se obtiene con el número de oxidación 3.

FeO: óxido ferroso

Fe₂O₃: óxido férrico

Existen elementos con más de dos números de oxidación, por lo general (+1, +3 ,+5, +7), en este caso se adicionan prefijos:

Ejemplo: El cloro tiene 4 números de oxidación para las combinaciones con oxígeno +1, +3, +5 y +7.

Con +1: hipocloroso

Con +3: cloroso

Con+5: clórico

Con +7: perclórico

Observar que los dos números de oxidación menores contienen el sufijo -oso, mientras que los dos mayores el sufijo -ico. Para diferenciarlos entre sí, se coloca el prefijo hipo- para el número menor a todos y per- para el mayor.

Nomenclatura de atomicidad o estequiométrica

Se indican las proporciones de cada elemento que interviene en la molécula mediante prefijos: mono-, di-, tri-, tetra-, etc.

Molécula de dióxido de carbono. Al ser un óxido ácido también puede nombrarse como anhídrido carbónico.

Ejemplo: En el Fe₂O₃el O tiene subíndice 3, por lo tanto el prefijo adecuado es tri- y el Fe tiene subíndice 2, por lo tanto se debe anteponer el prefijo “di” a la palabra hierro. Se nombran los elementos de derecha a izquierda.

Fe₂O₃: trióxido de dihierro

El mineral cuarzo está compuesto por un óxido: SiO₂.

A PRACTICAR LO APRENDIDO

Completar la siguiente tabla:

Elemento	Número de oxidación	Fórmula del óxido	Nombre tradicional	Nombre por estequiometría	Nombre por numerales de Stock
Magnesio (Mg)	+2				óxido de magnesio
	+1			monóxido de dicobre
Cobre (Cu)	+2
	+1		óxido hipobromoso
	+7	Br₂O₇

RESPUESTA

Elemento	Número de oxidación	Fórmula del óxido	Nombre tradicional	Nombre por estequiometría	Nombre por numerales de Stock
Magnesio (Mg)	+2	MgO	óxido de magnesio	monóxido de monomagnesio	óxido de magnesio
Cobre (Cu)	+1	Cu₂O	óxido cuproso	monóxido de dicobre	óxido de cobre (I)
Cobre (Cu)	+2	CuO	óxido cúprico	monóxido de monocobre	óxido de cobre (II)
Bromo (Br)	+1	Br₂O	óxido hipobromoso	monóxido de dibromo	óxido de bromo (I)
Bromo (Br)	+7	Br₂O₇	óxido perbrómico	heptóxido de dibromo	óxido de bromo (VII)

¿Sabías qué...?

El óxido de calcio (CaO) es la sustancia conocida como cal viva o cal. Se utiliza en construcción, en pinturas y también tiene un uso asombroso: para la elaboración de zapallos en almíbar.