Formulación y Nomenclatura de Química Inorgánica

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(1)

Química inorgánica

Nomenclatura y formulación

Normas de la IUPAC

Marino Latorre Ariño

~~

EDELVIVES

(2)

fNDICE

l. La materia: conceptos fundamentales. . . .

5

l. Clasificación de la materia. . . . 5

2. Elementos químicos . . . 6

3. Estructura atómica. Conceptos fundamentales . . . 8

4. Sustancias simples. . . . 9

5. Unidad de masa atómica. Masa molecular . . . 9

6. Isótopos. . . . 10

7. El mol: unidad de cantidad de sustancia. . . . 10

8. Tabla alfabética de los elementos químicos . . . 12

9. Estructura electrónica de un átomo. . . . 14

10. Número de oxidación y valencia de un elemento químico . . . 15

11. Estructura electrónica de los átomos. . . . 16

12. Fórmula química. . . . 18

13. Nomenclatura: normas de la IUPAC . . . 18

14. Clasificación general de los compuestos inorgánicos... 19

15. El sistema periódico . . . 19

16. Sistema periódico de los elementos químicos . . . 20

2. Compuestos binarios . . . 23

l. Combinaciones binarias del oxígeno . . . 23

2. Combinaciones binarias del hidrógeno. . . . 26

3. Otras combinaciones binarias. . . . 29

Compuestos binarios. Resumen. . . . 32

Compuestos binarios. Autoevaluación . . . 33

3. Compuestos ternarios . . . 35

l. Ácidos oxoácidos (óxidos ácidos+ agua). . . . 35

2. Hidróxidos o bases (óxidos básicos+ agua). . . . 42

3. Iones: cationes y aniones . . . 43

4. Sales neutras (oxisales) . . . 45

Compuestos ternarios. Resumen . . . 49

Compuestos ternarios. Autoevaluación . . . 50

4. Compuestos cuaternarios . . . 51

l. Sales ácidas . . . 51

2. Sales básicas . . . 52

3. Sales dobles (triples ... ) . . . 54

Compuestos cuaternarios. Resumen . . . 56

Compuestos cuaternarios. Autoevaluación . . . 57

5. Compuestos de coordinación o complejos. . . . 59

l. Nomenclatura de los compuestos de coordinación . . . 59

2. Sales derivadas de los complejos . . . 60

Compuestos de coordinación o complejos. Resumen. . . . 62

Compuestos de coordinación o complejos. Autoevaluación. . . . 63

6. Evaluación . . . 65

7. Ejercicios de repaso . . . 79

8. Solucionarlo de los ejercicios de aplicación. . . . 90

9. Solucionarlo de la autoevaluación. . . . 103

10. Solucionarlo de la evaluación. . . . 104

11. Solucionarlo de los ejercicios de repaso. . . . 113

12. Apéndice . . . 119 4

(3)

1.

La materia: conceptos

fundamentales

Clasificación de la materia

Según la RAE (Real Academia Española), materia es la realidad primaria de la que están hechas las cosas. O dicho de otra forma, es todo aquello que tiene masa y ocupa un lugar en el espacio.

Se representan mediante fórmulas

Según su composición, la materia se puede clasificar en mezclas y sustancias puras.

• Mezcla.

Es un sistema material constituido por varias sustancias puras, en proporciones varia-bles, sin que para su formación haya tenido lugar reacción química alguna. Sus componentes se pueden separar por medios puramente físicos, como filtración, decantación, etc.

El aire, por ejemplo, es una mezcla de oxígeno, nitrógeno, dióxido de carbono y vapor de agua, además de gases nobles y otras partículas.

La proporción de las sustancias que constituyen esta mezcla de gases no es invariable; según el lugar de la atmósfera donde efectuemos la medida, puede existir mayor o menor proporción de algunos de ellos.

• Sustancia pura. Es un sistema material cuya composición química es fija e invariable. A su vez, las sustancias puras se pueden diferenciar entre sustancias simples y sustancias compuestas.

a) Sustancia simple:

es aquella que está formada por un único elemento químico, como

algu-nos gases diatómicos (Oz, H2, N2, Cl2, F2 ... ) o los metales (Fe [s], Cu [s]. .. ).

Elemento químico. Es toda sustancia que no puede ser descompuesta en otras más senci-llas mediante una reacción química. Es la sustancia última, aislable, con características pro-pias. Algunos ejemplos son el cobre, la plata, el oro, el hidrógeno, el oxígeno, etc. En el sistema periódico actual figuran 110 elementos químicos diferentes, algunos de los cua-les han recibido nombre definitivo de la IUPAC en el año 1998 (los elementos de números atómicos 104, 105, 106, 107, 108, 109 y 110).

Mezcla

Combinación de distintas sustancias puras sin que para su formación se haya producido reacción química.

Elemento químico

Sustancia última aislable, con carac-terísticas propias.

(4)

6

LH MRTERIH: CONCEPTOS FUNDHMENTRLES

Compuesto químico

Combinación de elementos mediante reacciones químicas.

Átomo

Parte fundamental de un elemento uímico que puede combinarse.

Molécula

Menor proporción de una sustancia química que conserva sus propieda-des.

Símbolo químico

Forma abreviada de representar un elemento químico.

b) Sustancia compuesta:

es aquella que está formada por más de un elemento químico. La com-binación de varios de estos elementos se denomina compuesto químico.

Compuesto químico. Es toda sustancia constituida por dos o más elementos en unas pro-porciones fijas. Las propiedades del compuesto son diferentes de las de sus elementos inte-grantes (agua, carbonato de calcio, dióxido de nitrógeno, ácido sulfúrico, etc.). Existen millo-nes de compuestos químicos.

Los compuestos químicos pueden descomponerse en otros compuestos más sencillos mediante una reacción química; en último extremo se descomponen en los elementos quí-micos que los constituyen; de ahí la importancia del concepto de elemento químico como unidad básica de la materia.

Asimismo debes saber que:

• Átomo

e

voz griega que significa «indivisible») es la parte más pequeña de un elemento que puede

entrar en combinación química para formar un

compuesto químico.

Es mayor el número de

átomos diferentes que el número de elementos, porque hay elementos que poseen isótopos. De ellos hablaremos más adelante.

• Molécula (diminutivo de la voz latina

moles

que significa "mole,) es la porción más pequeña de una sustancia química pura que puede existir con carácter independiente que conserve sus propiedades características.

Las moléculas de los

elementos

o

sustancias simples,

como oxígeno, cloro, nitrógeno, etc., están constituidas por átomos de la misma especie. Las moléculas de las

sustancias compuestas,

como ácido nítrico, cloruro de hidrógeno, carbonato de calcio, etc., están constituidas por átomos dife-rentes. Según el número de átomos -de uno o de varios elementos- que constituyen la molé-cula, estas pueden ser

diatómicas

(formadas por dos átomos),

triatómicas

(formadas por tres átomos),

tetraatómicas

(formadas por cuatro átomos) y, en general, se dice que son

poliató-micas

(formadas por varios átomos).

Elementos químicos

Cada elemento químico está constituido por un tipo de átomos, por tanto, todos los átomos con las mismas propiedades representa un elemento químico.

2.1.

Símbolo de un elemento químico

Solo 92 de los elementos químicos conocidos son naturales; los demás se han obtenido por tras-mutaciones radioactivas. Para su identificación, a cada elemento se le ha asignado un

símbolo,

que es la forma abreviada, aceptada internacionalmente, de escribir el nombre del elemento. Para algu-nos de ellos, se emplea como símbolo la letra inicial de su nombre escrita con mayúscula:

Carbono Nitrógeno Uranio Flúor

e

N

u

F Oxígeno Boro Vanadio Hidrógeno

o

B V H

En otros casos, se escriben las dos primeras letras de su nombre; la segunda siempre con minúscula:

Cloro Cl Calcio

Bromo Br Bario

Asimismo, para otros elementos, el símbolo deriva de sus nombres en latín: Azufre

(sulphur)

Cobre

(cuprum)

Fósforo

(phosphorus)

S Cu p Oro

(aurum)

Potasio

(kalium)

Plata

(argentum)

Ca Ba

A

u K Ag

(5)

-Etimologfa de algunos sfmbolos de los elementos qufmicos

Respecto a su etimología, la denominación de los elementos es diversa:

- El nombre de unos hace referencia a alguna de sus propiedades; por ejemplo,

cromo

indica que forma compuestos coloreados.

- El de otros, recuerda el nombre del descubridor o el nombre de hombres de ciencia:

Mendelevio

(Md), en honor de Dimitri Mendeleiev.

Einstenio

(Es), en honor de Albert Einstein.

Fermio

(Fm), en honor de Enrico Fermi.

Curio

(Cm), en honor de los esposos Curie.

- Algunos nombres recuerdan el nombre de ciertos astros:

Helio

(He), del griego Helios, el Sol.

Te/uro

(Te), del latín Tellus, la Tierra.

Selenio

(Se), del griego Selene, la Luna.

Cerio

(Ce), del astro Ceres.

- Otros toman el nombre del país o centro investigador donde se descubrieron; por ejemplo,

germanio

(Ge), derivado de Germania, nombre latino de

Alemania;francio

(Fr), de Francia;

berkelio

(Bk), en honor de Berkeley, universidad de California (EE UU).

En la tabla alfabética de los elementos químicos, que se encuentra en las páginas siguientes, apa-recen, entre otros datos de interés, su etimología y el investigador que lo descubrió.

2.2.

Clasificación de los elementos químicos

Los elementos químicos se clasifican en dos grandes grupos: metales y no metales. Las propieda-des generales de ambos tipos de elementos son las siguientes:

'"

.. --.-.:. .. ··.:i,·J··-:

;

'

..

Aspecto y brillo metálico. No tienen brillo metálico. Densidad elevada (gran empaquetamiento

Su densidad es en general inferior a la de los metales. de partículas).

Son dúctiles, maleables y tenaces. No son dúctiles ni maleables.

Buenos conductores términos y eléctricos. No son buenos conductores térmicos ni eléctricos. Se combinan con el oxígeno formando óxidos básicos. Se combianan con el oxígeno formando óxidos ácidos

(anhídridos).

No forman moléculas en sentido estricto. Un elemento Excepto los gases nobles que son monoatómicos, metálico se considera monoatómico: Na, Fe, Co, K. los no metales, en general, presentan agrupaciones

moleculares bi, tri, o poliatómicas: 02, Cl2, P4, S8.

Son sólidos a temperatura ordinaria, excepto Son sólidos o gaseosos a temperatura ordinaria,

el mercurio que es líquido. excepto el bromo que es líquido.

Muestran poca tendencia a combinarse Muestran mucha tendencia a combinarse

con el hidrógeno. con el hidrógeno.

Son poco electronegativos, es decir, tienden a perder Son electronegativos, es decir, tienden a captar electrones y originar iones positivos. electrones y originar iones negativos.

Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro del sistema periódico de los elementos y los no metales a la derecha. A los elementos que se encuentran en la zona intermedia los llama-remos

semimetales;

estos son: boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro y polonio.

~R

MRTERIR: CONCEPTOS

FUNORMENTR~ES

Propiedades de los elementos químicos

7 1

(6)

8

Núcleo atómico

Las partículas constitutivas del núcleo atómico se denominan nucleones: son los protones y los neutrones.

Constitución del átomo

Consta de núcleo (con los protones y los neutrones) y corteza (con los elec-trones).

Número atómico, Z

Representa el número de protones.

Número másico, A

Indica el número de protones más el número de neutrones.

Estructura atómica. Conceptos fundamentales

El átomo está formado por

núcleo

y

corteza

o

periferia.

En el núcleo se encuentra concentrada casi la totalidad de la masa del átomo y está constituido por dos tipos de partículas elementales: - Los

protones,

cuya masa es de unas 2 000 veces mayor que la de los electrones. Posee

unidad

de carga eléctrica positiva.

- Los

neutrones

son partículas de masa prácticamente igual que la de los protones, pero con car-ga eléctrica nula (neutra); de ahí su nombre.

Los protones y los neutrones se denominan

nucleones

por encontrarse en el núcleo. En la corte-za se encuentran los electrones, cuya masa es despreciable en comparación con la de los nucleo-nes y poseen la

unidad de carga eléctrica negativa.

protones + "'1 u

neutrones

o

"'1 u

electrones despreciable

En un átomo neutro, necesariamente, el número de electrones (cargas negativas) debe ser igual al número de protones (cargas positivas).

3.1.

Características inherentes a un átomo

Cada átomo, y por tanto cada elemento químico, posee dos características que lo definen y dife-rencian de los demás:

• El número atómico, Z, es el número de protones que posee un átomo en su núcleo; es igual al número de electrones de su corteza cuando el átomo se encuentra en estado neutro. El cobre, por ejemplo, tiene un número atómico Z = 29; indica que un átomo de cobre posee 29 protones y, en estado neutro, el mismo número de electrones.

• El número másico, A, es el número de nucleones (protones y neutrones) que forman el núcleo del átomo.

El carbono-12, por ejemplo, tiene un número másico, A= 12; indica que el núcleo de dicho átomo tiene 12 nucleones (6 protones y 6 neutrones).

Con bastante frecuencia, junto al símbolo de los elementos se utilizan ciertos índices que recogen información sobre los elementos. Estos índices son:

lado superior izquierdo -+ número másico, A

Axy

lado superior derecho -+ carga iónica, y

Z

X

lado inferior izquierdo -+ número atómico, Z

lado inferior derecho -+ número de átomos, x

Por ejemplo, 1~o;-representa una especie química con una doble carga negativa (y)

y

que consta de dos átomos de oxígeno (x), cada uno de los cuales tiene 16 nucleones (A), de ellos, 8 son protones (Z). De todo ello, deducimos que el número de neutrones que contiene su núcleo es 8 (16 protones y neutrones- 8 protones) y que el número de electrones que hay en su corteza es 10, debido a que en un átomo neutro el número de protones es igual al número de electrones, pero la doble carga negativa indica que cada átomo de oxígeno ha ganado dos electrones (8 elec-trones + 2 elecelec-trones ganados).

(7)

Sustancias simples

Cuando dos o más átomos de un mismo elemento químico se agrupan para formar molécu-las se obtiene una sustancia simple.

En general, los

elementos gaseosos

suelen encontrarse en forma de moléculas diatómicas. Algu-na de estas sustancias simples son las siguientes:

Hz -+ hidrógeno Fz -+ flúor Cl2 -+ cloro Br2 -+ bromo Iz -+ yodo Nz -+ nitrógeno Üz -+ oxígeno

y no se deben confundir con el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno ... , atómicos.

Existen muchos elementos que a temperatura ambiente se presentan en estado sólido y se agru-pan formando redes cristalinas o metálicas constituidas por gran número de átomos. Son los meta-les y otras sustancias, como grafito, diamante, azufre, fósforo, etc. Se representan únicamente mediante el símbolo del elemento.

El símbolo Au representa al elemento oro, aunque sabemos que el oro se presenta, en realidad, en forma de malla metálica constituida por un gran número de átomos. Su fórmula correcta sería Au,.

En estas mallas metálicas, los núcleos, con carga positiva, se sitúan de forma continua, dejando circular entre ellos los electrones de valencia (los de la última capa) de cada uno de los átomos formando una

nube electrónica

que ya no pertenece en concreto a ninguno de los núcleos. Los gases inertes (gases nobles) son monoatómicos; se representan mediante el símbolo del ele-mento: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn.

Unidad de masa atómica. Masa molecular

Para comparar las masas de los distintos elementos, se ha elegido arbitrariamente la

unidad

uni-ficada de masa atómica,

cuyo símbolo internacional es u.

En un principio, como valor de referencia para establecer la unidad de masa atómica (u) fue la masa de un átomo de hidrógeno, es decir, prácticamente la masa de un protón.

Posteriormente, esa unidad de referencia fue sustituida por la del carbono, a partir del cual se defi-ne la unidad unificada de masa atómica como la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12 (C), cuya composición nuclear es de seis protones y seis neutrones.

Una vez definida la unidad de masa atómica podemos decir que masa atómica relativa es la masa de un átomo, medida en unidades de masa atómica (urna o sencillamente u). Equivale apro-ximadamente a la suma de las masas de los protones y neutrones del núcleo atómico y coincide, prácticamente, con el número atómico.

La masa atómica, por ejemplo, del calcio es

40

unidades de masa atómica, es decir,

40

u. Asimismo, masa molecular relativa de una sustancia simple o de un compuesto es igual a la suma de las masas atómicas relativas de los átomos que contienen la sustancia.

Veamos algunos ejemplos:

La masa molecular de Cl2 es: 35,5 u · 2 = 71 u

La masa molecular de H20 es: 1 u· 2 + 16 u· 1 = 18 u

La masa molecular de H3P04 es: 1 u· 3 + 31 u· 1 + 16 u· 4 = 98 u La masa molecular de Ca(OH)2 es:

40

u ·1 + 16 u· 2 + 1 u· 2

= 74

u

l.R MRTERIR: CONCEPTOS FUNORMENTRl.ES

Unidad de masa atómica, u Equivale a la doceava parte de la masa de un átomo de carbono-12.

(8)

JO Isótopo

Atamos de un mismo elemento quími-co, por tanto con igual número de pro-tones, con distinto número másico.

Masa atómica

Masa ponderada de los isótopos de un elemento.

Mol

Unidad de medida fundamental en química.

Mol

Cantidad de sustancia que contiene 6,022 · 1023 partículas.

Isótopos

Son especies químicas de un mismo elemento que se diferencian en el número de neutrones del núcleo y, en consecuencia, en su masa atómica. Por tanto, presentan el mismo número atómico (Z) y distinto número másico (A).

La palabra

isótopo

significa

igual lugar,

es decir, que ocupan el mismo lugar en el sistema perió-dico de los elementos por poseer el mismo número atómico.

Cada elemento puede tener varios isótopos; al conjunto de isótopos de un mismo elemento se le llama

pléyade.

Por ejemplo, la pléyade del hierro:

54Fe ___.. 8,10 %; 56Fe ___.. 91,01 %; 57Fe ___.. 0,88 %; 58Fe ___.. 0,01%

indica que el8,10% de los átomos de hierro tienen una masa atómica de 54 u; que el91,01% tie-nen una masa atómica de 56 u; que la masa atómica del 0,88 % de los átomos de hierro es 57 u; y, el resto, el 0,01 %, de 58 u.

En estos casos, para hallar la masa atómica de un átomo de un elemento químico (que aparece en las tablas) se utiliza la

media ponderada

de la masa de sus diferentes isótopos. Así, la masa ató-mica del hierro se obtiene de la siguiente forma:

8,10 6 91,01 0,88 0,01

masa atómica del Fe

=

54 · - - + 5 · - -+ 57 · - - + 58 · - -

=

55 847 u

100 100 100 100 '

Francis William Aston fue quien detectó la existencia de los isótopos empleando un aparato

deno-minado

espectrógrafo de masas.

El mol: unidad de cantidad de sustancia

Del mismo modo que para medir la cantidad de masa que tiene un cuerpo se utiliza el kilogramo (unidad de masa en el Sistema Internacional), en química, para determinar la cantidad de átomos o de moléculas que contiene una determinada sustancia, en el SI, se utiliza el

mol.

El

mol

es la cantidad de sustancia de un sistema que contiene tantas entidades elementales como

átomos de carbono hay en 0,012 kilogramos de carbono-12. Su símbolo es mol.

Cuando se utiliza el mol, deben especificarse las entidades elementales a las que nos referimos y que pueden ser átomos, moléculas, iones, electrones u otras partículas o grupos perfectamente determinados de tales partículas.

La cantidad de una sustancia, expresada en moles, suministra dos datos fundamentales: - La masa de esa cantidad de sustancia (n.0 de kilogramos de la sustancia).

- El número de entidades elementales (átomos, moléculas u otras partículas) que hay en esa

can-tidad de sustancia.

Experimentalmente, se determinó que el número de entidades elementales que contiene un mol de cualquier sustancia es 6,022 · 1023

• A este número se le conoce como constante de Avogadro (NA).

De todo ello, se deduce que:

- El número de entidades elementales (átomos de carbono) contenidas en 0,012 kilogramos de

carbono-12 es igual al valor de la constante de Avogadro, 6,022 · 1023.

- El mol es la cantidad de sustancia que contiene a un número de entidades elementales igual al

valor de la constante de Avogadro.

De esta manera, en un mol de moléculas de oxígeno (02) tenemos:

-Un número de moléculas igual a 6,022 · 1023 moléculas de oxígeno, 0

2•

- La masa de oxígeno correspondiente a ese número de moléculas es, aproximadamente, igual

a 6,022 · 1023 • 32 u.

(9)

moléculas mol de moléculas (mol)

átomos mol de átomos

iones mol de iones

electrones mol de electrones o faraday

El valor de la constante de Avogadro nos permite conocer, a partir de las masas atómicas relati-vas y las masas moleculares relatirelati-vas, la masa absoluta de un átomo y las masas absolutas de las moléculas.

Si tenemos en cuenta que la elección de la unidad de masa atómica fue convencional y para faci-litar los datos se le dio el valor:

1g

1g

'

1 U = - "' "' 1 66 · 10-2'

g

NA 6,022 . 1023 ,

. volviendo al caso de un mol de moléculas de oxígeno, para calcular su masa:

' 32,U g

6 022 · 1023 mol~~ · · 1 66 · 10-24 - = 32

g

O ~U,Uc ~ O ,U

Observa que la masa molecular (masa de una molécula) en urna y la masa de un mol (masa de un número de moléculas igual a NA) en gramos:

- Se expresan siempre mediante el mismo número.

- Sólo se diferencian en las unidades, pues la masa de una molécula se mide en unidades de masa atómica y la de un mol en gramos.

Según esto, un mol de átomos es una cantidad de sustancia formada por un número de átomos igual a NA, cuya masa en gramos se mide con el número que expresa su masa atómica relativa en u. Por tanto, un átomo de oxígeno tiene una masa de 16 u; un mol de átomos de oxígeno tiene 16 g de masa y en él hay un número de átomos de oxígeno igual al número de Avogadro.

D

Calcula la masa molecular, y el número de átomos de hidrógeno, de azufre y de oxígeno contenidos en una molé-cula de ácido sulfúrico, H2S04.

• Una molécula de H2S04 tiene una masa molecular de:

2 ·1 u+ 1 . 32 u+ 4. 16 u= 98 u. • Una molécula de H2S04 contiene:

Dos átomos de hidrógeno. Un átomo de azufre. Cuatro átomos de oxígeno.

fJ

Halla la masa, el número de moléculas, y el número de átomos de hidrógeno, de azufre y de oxígeno que hay en un mol de moléculas de H2S04•

• Un mol de moléculas de H2S04 tiene una masa de: 2. 1 + 1 . 32 + 4. 16 = 98 g.

• Un mol de moléculas de H2S04 contiene:

Un número de moléculas de H2S04 igual a NA, es decir,: 6,022 ·1 023 moléculas de H2S04.

Un número de átomos de hidrógeno doble de NA, es decir: 2 · 6,022 · 1 O 23 átomos de H. Un número de átomos de azufre igual a NA: 6,022 · 1 O 23 átomos de azufre.

Un número de átomos de oxígeno cuatro veces mayor que NA: 4 · 6,022 · 1 O 23 átomos de oxígeno.

Masa molecular Se mide en g/mol.

Mol de átomos

Cantidad de sustancia que contiene 6,022 ·1 023 átomos.

(10)

Actinio Aluminio Americio* Antimonio Argón Arsénico Astato Azufre Bario Berilio Berquelio* Bismuto Bohrio* Boro Bromo Cadmio Calcio Californio* Carbono Cerio Cesio Cinc Circonio Cloro Cobalto Cobre Criptón Cromo Curio* Disprosio Dubnio* Einstenio* Erbio Escandí o Estaño Estroncio Europio Fermio* Flúor Fósforo Francio Gadolinio Galio Germanio Hafnio Hassio* Helio Hidrógeno Hierro Holmio Indio Iridio lterbio Itrio Lantano Ac Al A

m

Sb Ar As Al S Ba Be Bk Bi Bh B Br Cd Ca Cf

e

Ce Cs Zn Zr Cl Co Cu Kr Cr Cm Dy Db Es Er Se Sn Sr E u Fm F p Fr Gd Ga Ge . Hf Hs He H Fe Ho In Ir Yb y La 89 13 95 51 18 33 85 16 56 4 97 83 107 5 35 48 20 98 6 58 55 30 40 17 27 29 36 24 96 66 105 99 68 21 50 38 63 100 9 15 87 64 31 32 72 108 2 26 67 49 77 70 39 57

* Elementos obtenidos artificialmente.

Tabla alfabética de los elementos químicos

(227) 26,9815 (243) 121,75 39,948 74,9216 (210) 32,064 137,34 9,0122 (247) 208,980 267 10,811 79,909 112,40 40,08 (251) 12,01115 140,12 132,905 65,37 91,22 35,453 58,933 63,54 83,80 51,996 (247) 162,50 (262) (252) 167,26 44,956 118,69 87,62 151,96 (257) 18,9984 30,9738 (223) 157,25 69,72 72,59 178,49 4,0026 1,00797 55,847 164,93 114,82 192,2 173,04 88,905 138,91 3 3 3,4,5,6 -3,3,5 -3,3,5 -1,1,3,5,7 -2,2,4,6 2 2 3,4 3,5 3 -1,1 ,3,5,7 2 2 3 2,4 3,4 1 2 2,3,4 -1,1,3,5,7 2,3 1,2 2,3,4,5,6 3,4 3,4 3 3 3 2,4 2 2,3 3 -1 -3,3,5 3 3 2,4 2,3,4 -1,1 2,3 3 1,3 2,3,4,6 2,3 3 3

Aktinos (griego) ---+ rayo, destello

Alumen (latín) América Stibium (latín)

Argón (griego) ---+ inactivo

Arsenikom (griego) ---+ varonil

Astatos (griego) ---+ inestable

Sulphur (latín) Barys (griego) ---+ pesado

Beryllus (latín) ---+ color verde

Berkeley ---+ universidad de California

Weisse masse (alemán) ---+ masa blanca

En honor de Niels Bohr Buraq (árabe)

Bromos (griego) ---+ hedor, peste

Cadmia (latín) Calx (latín) ---+ caliza

California

Garbo (latín) ---+ carbón

Ceres, astro descubierto dos años antes Caesius (latín) ---+ color azul celeste

Zink (alemán) ---+ origen oscuro

Zarqun (árabe) ---+ dorado

Chloros (griego) ---+ amarillo verdoso

Kobalt (alemán)

Cuprum (latín) ---+ isla de Chipre

Kryptos (griego) ---+ oculto, secreto

Chroma (griego) ---+ coloreado

En honor de los esposos Curie Disprositos (griego) ---+ hacerse duro

Dubna (ciudad rusa) En honor de Albert Einstein Ytterby, población de Suecia Scandia (latín) ---+ Escandinavia

Stannum (latín)

Strontian, ciudad de Escocia Europa

En honor de Enrico Fermi Flúor, de fluere (latín) ---+ fluir

Phosphorus (latín) -.. portador de luz Francia

En honor de Gadolin, finlandés Galia (Francia)

Germanía (Alemania) Hafnia (latín) ---+ Copenhague

De Hesse (región alemana) Helios (griego) ---+ Sol

Hidro + geno (griego) ---+ engendrador de agua

Ferrum (latín)

Holmia (latín) ---+ Estocolmo

Del color añil de su espectro Iris (latín)

Ytterby, población de Suecia Mismo origen que iterbio Lanthano (griego) ---+ estar oculto

1899 1827 1944 1450 1894 1250 1940 a. C. 1808 1797 1949 1753 1808 1826 1817 1808 1950 a. C. 1803 1860 1746 1789 1774 1735 a. C. 1898 1797 1944 1886 1970 1954 1843 1879 a. C. 1780 1901 1954 1771 1669 1939 1880 1875 1885 1923 1984 1894 1766 a. C. 1879 1836 1803 1878 1794 1839

André Debierne (Francia) Friedrich Wiiler (Alemania) Seaborg (EE UU) B. Valentino (Alemania)

John W. S. Rayleigh y W. Ramsay (lnglat.) Alberto Magno (Alemania)

Corson, Mackenzie, Segre (EE UU) Edad Antigua

Humphry Davy (Inglaterra) Louis N. Vauquelin (Francia) Seaborg, Ghiorso y Thompson (EE UU) Claude Geoffroy (Francia)

Humphry Davy (Inglaterra) Antoine J. Balard (Francia) Friedrich Stromeyer (Alemania) Humphry Davy (Inglaterra) Seaborg, Ghiorso y Thompson (EE UU) Edad Antigua

Martín Klaproth (Alemania)

Gustav Kirchhoff y Robert Bunsen (Aiem.) Martín Klaproth (Alemania)

Carl W. Scheele (Suecia) Georg Brand! (Suecia) Prehistoria

William Ramsay y M. W. Travers (lnglat.) Louis N. Vauquelin (Francia)

Seaborg, James y Ghiorso (EE UU) Paul de Boisbaudran (Francia) Universidad de Berkeley (EE UU) Seaborg, Ghiorso y Thompson (EE UU) Carl G. Mosander (Suecia)

Lars Freik Nilson (Suecia) Prehistoria

A. Crawford (Inglaterra) Eugene Demarcay (Francia) Seaborg, Ghiorso y Thompson (EE UU) Carl W. Scheele (Suecia)

Henning Brand (Alemania) Marguerite Perey (Francia) Jean de Marignac (Suiza) Paul de Boisbaudran (Francia) Clemens Winkler (Alemania)

Dirk Coster (EE UU) y G. von Hevesy (Aiem.) P. Armbruster y G. Münzenber

William Ramsay (Inglaterra) Henry Cavendish (Inglaterra) Prehistoria

P. T. Cleve (Suecia)

F. Reich y Hieronymus Richter (Alemania) Smithson Tennant (Inglaterra) Jean de Marignac (Suiza) Johann Gadolin (Finlandia) Carl G. Mosander (Suecia)

(11)

Tabla alfabética de los elementos químicos (continuación)

Laurencio* Litio Lutecio Magnesio Manganeso Meitnerio* Mendelevio* Mercurio Molibdeno Neodimio Neón Neptunio Niobio Níquel Nitrógeno Nobelio* Oro Osmio Oxígeno Paladio Plata Platino Plomo Plutonio* Polonia Potasio Praseodimio Prometio* Protactinio Radio Radón Renio Rodio Rubidio Rutenio Rutherfordio* Samario Seaborgio* Selenio Silicio Sodio Talio Tántalo Tecnecio* Teluro Terbio Titanio Torio Tulio Uranio Vanadio Wolframio Xenón Yodo Lr Li Lu Mg Mn Mt Md Hg

M

o Nd

N

e Np Nb Ni N No A u Os

o

Pd Ag Pt Pb Pu Po K Pr Pm Pa Ra Rn Re Rh Rb Ru Rf S

m

Sg Se Si Na TI Ta Te Te Tb Ti Th Tm

u

V

w

X e 1 103 1 (260) 3 6,939 71 12 25 109 101 80 42 60 10 93 41 28 7 102 79 76 8 46 47 78 82 94 84 19 59 61 91 88 86 75 45 37 44 104 62 106 34 14 11 81 73 43 52 65 22 90 69 92 23 74 54 53 174,97 24,312 54,938 (258) 200,59 95,94 144,24 20,183 (237) 92,906 58,71 14,0067 (259) 196,967 190,2 15,9994 106,4 107,870 195,09 207,19 (244) (209) 39,102 140,91 (145) (231) (226) (222) 186,2 102,905 85,47 101,07 (261) 150,35 (263) 78,96 28,086 22,9898 204,37 180,948 (98) 127,60 158,92 47,90 232,04 168,93 238,03 50,942 183,85 131,30 126,9044

En honor de ErnestO. Lawrence

Lithos (griego) - roca 2,3 Lutetia, nombre antiguo de París

2 Magnesia, comarca de Grecia

2,3,4,6, 7 Manganesa, porque se parece a la magnesia

En honor de Lise Meitner

3 1,2 2,3,4,5,6

2,3,4

En honor de Dimitri Mendeleiev

Hydragyrus (latín) - plata líquida Molybdos (griego) - plomo

Neo (griego) - nuevo; didymos (griego) - gemelo Neos (griego) - nuevo

3,4,5,6 Neptuno (planeta)

2,3,4,5 Niobe, hija de Tántalo (personaje mitológico) 2,3 Nickel (alemán)

-3,1 ,2,3,4,5 Nitran (egipcio) + geno (griego) - engendrador de nitratos 1,3 2,3,4,6,8 -2 2,4 2,4,5,6 2,4 3,4,5,6 4,6 3,4 3 3,4,5 2 2,4,6,7 2,3,4,6 2,3,4,6,8 2,3 -2,2,4,6 4 1,3 2,3,4,5 6,7 -2,2,4,6 3,4 2,3,4 3,4 3 3,4,5,6 2,3,4,5 2,3,4,5,6 -1,1,3,5,7

En honor de Alfred Nobel

Aurum (latín) Osme (griego) - olor

Oxys + geno (griego) - engendrador de ácidos

Palladium (latín) - estatua de Palas Argentum (latín)

Platina, por su parecido a la plata Plumbum (latín)

Plutón (planeta) Polonia Kalium (latín)

Prasios (griego) ---+ verde; didymos (griego) ---+ gemelo Prometeo (personaje mitológico)

Protos (griego) - primero; aktinos (griego) - rayo Radium (latín) - rayo

Radium emanation Rhenus (latín) - río Rin Rhodon (griego) - color rosa Rubidus - rojo intenso Ruthenia (latín) - Rusia

En honor de Lord Ernest Rutherford En honor de Samarsky

En honor de Glenn Theodore Seaborg

Selene (griego) - Luna Sílex (latín) ---+ sílice Natrium (latín)

Thallos (griego) - retoño verde Tántalo (personaje mitológico) Technetos (griego) - artificial Tellus (latín) -Tierra Ytterby, población de Suecia Titanium (latín) - de Titán Thor (dios de la guerra)

Thule, nombre antiguo de Escandinavia Urano (planeta)

Vanadis (diosa escandinava) Wolfram (alemán)

Xenon (griego) ---+ extraño, raro lodes (griego) - color violeta La masa atómica entre paréntesis es la del isótopo más estable del elemento correspondiente.

1961 E. O. Lawrence (EE UU)

1817 Johann Arfvedson (Suecia) 1907 Georges Urbain (Francia) 1808 Humphry Davy (Inglaterra)

Johann Gahn (Suecia) 1982 P. Armbruster y G. Münzenber 1955 Seaborg, Ghiorso y Thompson (EE UU)

a. C. Edad Antigua 1778 Carl W. Scheele (Suecia) 1885 Carl Auer von Welsbach (Austria) 1898 W. Ramsay y M. W. Travers (Inglaterra) 1940 E. W. McMillan y P. H. Abelson (EE UU) 1801 Charles Hatchett (Inglaterra) 1751 Axel Cronstedt (Suecia) 1772 Daniel Rutherford (Inglaterra) 1957 Field y otros (EE UU) a. C. Prehistoria

1803 Smithson Tennant (Inglaterra) 177 4 Joseph Priestley (Inglaterra) 1803 William Wollaston (Inglaterra)

a. C. Prehistoria

1735 Antonio de Ulloa (España) a. C. Edad Antigua

1940 Glenn T. Seaborg (EE UU)

1898 Pierre (Francia) y Marie Curie (Polonia) 1807 Humphy Davy (Inglaterra)

1885 Carl Auer von Welsbach (Austria) 1945 J. A. Marinsky y L. E. Glendenin (EE UU)

1917 O. Hahn (Alemania) y L. Meitner (Austria) 1898 Pierre (Francia) y Marie Curie (Polonia) 1900 Friedrich Ernest Dorn (Alemania) 1925 W. Noddack, Tacke y O. Berg (Alemania) 1803 William Wollaston (Inglaterra) 1860 1844 1964 1879 1817 1823 1807 1861 1802 1937 1782 1843 1791 1828 1879 1789 1830 1783 1898 1811

R. Bunsen y G. Kirchhoff (Alemania)

Carl Klaus (Rusia)

l. W. Kurtschatow (antigua URSS) Paul de Boisbaudran (Francia) Jons Berzelius (Suecia) Jons Berzelius (Suecia) Humphry Davy (Inglaterra) William Crookes (Inglaterra) Anders Ekeberg (Suecia) Pirrier E. Segre (EE UU) Franz Muller (Rumania) Carl G. Mosander (Suecia) William Gregor (Inglaterra) Jons Berzelius (Suecia) P. T. Cleve (Suecia) Martin Klaproth (Alemania) Nils Sefstrom (Suecia) Fausto Elhuyar (España)

W. Ramsay y M. W. Travers (Inglaterra) Bernard Courtois (Francia)

(12)

Número cuántico principal (n) Indica el número de la capa electróni-ca en la que se encuentra un electrón.

1s 2s 2p 3s 3p 3d JÍ JÍ JÍ JÍ 4s 4p 4d 4f JÍ JÍ JÍ JÍ 5s 5p 5d 51 JÍ JÍ 6s 6p 6d JÍ JÍ 7s 7p JÍ JÍ ... Diagrama de Mi:iller. Configuración electrónica abreviada

Aquella que utiliza la configuración del gas noble anterior.

Electronegatividad

Es la tendencia de un elemento a atraer pares electrónicos comparti-dos.

Estructura electrónica de un átomo

Las propiedades químicas de los elementos dependen de la configuración electrónica de su capa más externa. Hagamos una breve indicación sobre la distribución de los electrones en la corteza del átomo.

Los electrones de la corteza se distribuyen en el átomo en

niveles electrónicos

de distinta energía.

El número de niveles viene determinado por el número

cuántico principal ( n)

que puede tomar

valores de 1 hasta

n

y se designan, respectivamente, por las letras K, L, M, N, O, P ...

El número de electrones que caben en un nivel energético viene dado por la expresión 2n2, en la que

n

es el número cuántico principal.

Cada nivel de energía consta de dos o más subniveles energéticos que se designan por las letras s,

p,

dJ, dando lugar a 1 orbital s, 3 orbitales

p,

5 orbitales d y 7 orbitales! Como en cada orbital solo

caben dos electrones con espin antiparalelo

(principio de exclusión de Pauli),

en un orbital s caben dos electrones, en 3 orbitales

p

caben 6 electrones, en los 5 orbitales d caben 10 electrones y en los 7 orbitales

f

caben 14 electrones.

El orden de llenado de los electrones es siempre de menor a mayor energía. La

configuración

elec-trónica

se completa mediante el diagrama de Moller (que puedes ver en el margen). Veamos la configuración electrónica de los elementos del grupo 1 (alcalinos):

Z=3 Li 1s2 2s1

z

= 11 Na 1s2 2s2 2p6 3s1

z

= 19 K 1sz 2sz 2p6 3sz 3p6 4sl

z

= 37 Rb 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1

z

=55 Cs 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1

z

= 87 Fr 1sz 2sz 2p6 3sz 3p6 3d lo 4sz 4p6 4dlo 4P4

5sz 5p6 5dlo 6sl 6p6 7sl

Todos los elementos alcalinos tienen un único electrón (propiedades similares) en la capa de valencia y se encuentra en orbital s.

Veamos ahora la configuración electrónica de los elementos del grupo 17 (halógenos):

Z=9 F 1s2 2s2 2p5

z

= 17 Cl 1s2 2s2 2p6 3s2 3p5

z

= 35 Br 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p5

z

=53 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p5

z

= 85 At 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 4P4 5s2 5p6 5d10 6s2 6p5

Es muy frecuente encontrar las configuraciones electrónicas escritas de forma abreviada, colo-cando entre corchetes el símbolo del gas noble anterior al elemento en estudio y añadiendo los electrones de más que presenta dicho átomo en los orbitales del nivel que corresponda.

Z=9 F [He]2s2 2p5

z

= 17 Cl [Ne]3s2 3p5

z

= 35 Br [Ar]4s2 4p5

z

=53 [Kr] 5s2 5p5

z

= 85 At [Xe]6s2 6p5

La

electronegatividad

de los elementos, o tendencia de estos a captar electrones, está relacionada con su estructura electrónica. Los elementos que tienen en su último nivel un número de electro-nes próximo a 8 (6 o 7 electroelectro-nes), tienen tendencia a captar electroelectro-nes, son

electronegativos

(ele-mentos no metálicos). Aquellos que poseen en su último nivel un número de electrones mucho menor que 8 (1 o 2 electrones), tienen tendencia a ceder esos electrones, son

poco

electronegati-vos

(elementos metálicos).

(13)

Número de oxidación

y

valencia de un elemento químico

La valencia de un elemento en un compuesto:

- Representa la capacidad que posee dicho elemento para combinarse con otro; se toma como referencia el hidrógeno, al que se le asigna la valencia l.

-Viene dada por el número de electrones captados, cedidos o compartidos por un átomo de dicho elemento al formar un enlace.

El número

de oxidación suele coincidir con el número de electrones que le faltan o le sobran al átomo del elemento para adquirir la estructura externa propia de los gases nobles; es decir, ocho electrones en el último nivel (estructura de octeto). Observamos que, en general, a los metales les sobran electrones, mientras que a los no metales les faltan. Según esto, los metales presentan ten-dencia a perder electrones y los no metales a adquirirlos. Por ejemplo:

-El átomo de cloro tiene siete electrones en el último nivel; le falta un electrón para adquirir estruc-tura de gas noble; por tanto, su número de oxidación es -1 (negativo, pues le falta un electrón). - El átomo de calcio posee dos electrones en su último nivel, le sobran esos dos electrones para adquirir la estructura electrónica del gas noble anterior (el argón); tiene número de oxidación+ 2 (positivo, pues le sobran dos electrones).

:uu. Números de oxidación de los elementos químicos más frecuentes

H

1

-1

F

-1

Rb

es

Cl

1-1

Fr

Br

1,3,5, 7

Ag

NH4

Be

Mg

o

1

-2

Ca

Sr

2

S

Ba

Ra

Se

-2

2,4,6

Zn

Te

Cd

Cu

1' 2

N

¡-3

1,2,3,4,5

Hg

Al

3

p

-3

1' 3, 5

A

u

1' 3

As

Fe

-3

3,5

Co

2, 3

Sb

Ni

-1-3

3

1

Sn

B

Pb

2,4

Bi

3,5

Pt 1

e

¡-4

2,4

2,3,4,5,6

Si

4

2,3,4,5,6, 7

LR MRTERIR: CONCEPTOS FUNDRMENTRLES

Valencia

Representa la posibilidad de un ele-mento de combinarse con otro.

Número de oxidación

Capacidad de un elemento químico de captar

o

ceder electrones. No tie-ne por qué coincidir con la valencia del elemento.

(14)

/

16 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 19 20 21 22 23 24 25 26 27 28 29 30 31 32 33 34 35 36 37 38 39 40 41 42 43 44 45 46 47 48 49 50 51 52 53

Estructura electrónica de los átomos

H He Li Be B

e

N

o

F N e Na Mg Al Si p S Cl Ar K Ca Se Ti V Cr Mn Fe Ca Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr y Zr Nb M o Te Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3 2 2 4 2 2 5 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 1 2 2 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 6 2 6 2 6 1 2 6 2 2 6 3 2 6 5 2 6 5 2 6 6 2 6 7 2 6 8 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 1 2 2 2 2 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 6 2 6 2 6 1 2 6 2 2 6 4 2 6 5 2 6 5 2 6 7 2 6 8 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3 2 4 2 5

(15)

54 Xe 55 Cs 56 Ba 57 La 58 Ce 59 Pr 60 Nd 61 Pm 62 Sm 63 64 65 66 67 E u Gd Tb Dy

Ho

~

&

~ ~

ro

~

n

~

n

~

n

Th

M

W

~ ~

m

~

n

~ ~ ~

m

~ 00 ~ ~

n

~ ~ ~ ~ ~ ~ ~ M ~ ~ 87 88 89 90 91 92 93 94 95 96 97 98 99 100 101 102 103 104 105 106 Fr Ra Ac Th Pa

u

Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 2 2 2 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 10 2 6 2 6 10 2 6 2 6 10 2 6 2 6 10 2 6 2 6 10 2 2 6 2 6 10 3 2 6 2 6 10 4 2 6 2 6 10 5 2 6 2 6 10 6 2 6 2 6 10 7 2 6 10 7 2 6 10 9 2 6 10 10 2 6 10 11 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 2 6 10 12 2 6 2 6 10 13 2 6 2 6 10 14 2 6 2 6 10 14 2 6 1 2 6 10 14 2 6 2 2 6 10 14 2 6 3 2 6 10 14 2 6 4 2 6 10 14 2 6 5 2 6 10 14 2 6 6 2 6 10 14 2 6 7 2 6 10 14 2 6 9 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 6 10 14 2 6 10 2 2 6 10 14 2 6 10 3 2 6 10 14 2 6 10 4 2 6 10 14 2 6 10 6 2 6 10 14 2 6 10 7 2 6 10 14 2 6 10 7 2 6 10 14 2 6 10 9 2 6 10 14 2 6 10 10 2 6 10 14 2 6 10 11 2 6 10 14 2 6 10 12 2 6 10 14 2 6 10 13 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 2 6 10 14 1 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 2 3 2 4 2 5 2 6 2 6 2 6 2 2 6 1 2 2 6 2 2 2 6 1 2 2 6 1 2 2 6 1 2 2 6 2 2 6 2 2 6 1 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 2 2 6 1 2 2 6 2 2 2 6 3 2 2 6 4 2

LR MRTERIR: CONCEPTOS FUNORMfNTHLfS

/

.

...---~

(16)

18

Fórmula química

Representación de una molécula.

Fórmula molecular

La que utilizaremos fundamental-mente de aquí en adelante.

La IUPAC

The lnternationa/ Union of Pure and

Applied Chemistry(IUPAC) es el

orga-nismo que establece las normas internacionales de formulación y no-menclatura.

Normas para formular

Se escribe a la izquierda el elemento menos electronegativo, se intercam-bian los números de oxidación y se simplifica.

Normas para nombrar

Se comienza por el elemento químico o grupo de elementos de la fórmula que esté más a la derecha.

Fórmula química

Es la representación escrita de una molécula o compuesto iónico.

La fórmula

HP

representa una molécula de agua y nos indica:

- Que la molécula de agua está formada por hidrógeno y oxígeno (constitución).

- Que en cada molécula hay dos átomos de hidrógeno por cada átomo de oxígeno (proporción).

- Que la masa de una molécula de agua (H20) es la suma de las masas de sus átomos, es decir,

2 · 1 u+ 1 ·

16

u=

18

unidades de masa atómica (masa molecular) o un múltiplo de esta.

- La relación ponderal de sus elementos (combinación).

- El porcentaje en masa de los elementos que la constituyen (porcentaje en masa).

:12.:1.

Representación de una fórmula química

Existen distintas maneras de representar una fórmula química:

- Fórmula empírica: expresa los elementos que constituyen la molécula y en qué proporción se encuentran, por ejemplo: (HgCI)n.

- Fórmula molecular: indica el número total de átomos que forman la molécula, por ejemplo: Hg 2Cl2. - Fórmula desarrollada: señala gráficamente cómo están unidos los átomos que constituyen la

molécula; por ejemplo: Cl- Hg- Hg- Cl.

- Fórmula estructural: permite observar la distribución espacial de los átomos que forman la molécula y ver la geometría de los enlaces; esta fórmula presenta la forma real de la molécu-la, y se construye por medio de modelos moleculares espaciales.

Nomenclatura: normas de la IUPAC

La IUPAC es el organismo internacional encargado de sancionar los nombres de las distintas sus-tancias químicas y de definir las normas generales de nomenclatura química.

Aunque durante muchos años se ha utilizado

el

sistema de nomenclatura que llamamos

tradicio-nal, debemos evolucionar hacia el sistema adoptado internacionalmente y seguir las normas pro-puestas por la Comisión de la IUPAC en París en

1957,

modificadas en

1965

y elevadas a "reglas definitivas" en

1970.

Sin embargo, para determinados compuestos admite la nomenclatura tradi-cional. Asimismo, existe todavía bibliografía que no ha modificado su nomenclatura. Por estos motivos, en los ejercicios presentaremos, en primer lugar, la nomenclatura sistemática propuesta por la IUPAC, a continuación la de Stock y, finalmente, a modo informativo, la tradicional. 13.:1,

Normas prácticas sobre formulación

- Escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o radical menos electronegativo (metal

o grupo que actúe como tal), y a continuación el del elemento o radical más electronegativo;

sin embargo, al nombrarlos se hace en orden inverso.

NaCI -+ cloruro de sodio CaC03 -+ carbonato de calcio

- Piensa en los respectivos números de oxidación con los que actúan los elementos o los grupos de

elementos (radicales).

AJ3+

co~-- Intercambia los números de oxidación, sin signo, colocándolos como subíndice en los átomos

o radicales:

NaCI

-Si se puede, simplifica los subíndices, teniendo en cuenta que deben ser números enteros y que

el

subíndice 1 no se escribe:

(17)

Clasificación general de los compuestos inorgánicos

Óxidos básicos +Metal

Peróxidos

+No metal óxidos ácidos

+Metal Hidruros metálicos

+No metal Haluros de hidrógeno + Semimetal Hidruros volátiles Metal + no metal Sales neutras No metal + no metal Sales volátiles

óxidos ácidos + agua

Óxidos básicos + agua

El sistema periódico

Está formado por filas horizontales, llamadas

períodos,

y por columnas verticales, denominadas

grupos

o

familias.

Los elementos de la parte izquierda

y

del centro son los metales, los de la derecha los no metales y los elementos de la diagonal formada por boro, silicio, germanio, arsénico, antimonio, teluro y polonio, se denominan semimetales; sus propiedades resultan intermedias entre metales y no metales.

El último grupo de la derecha está formado por los

gases nobles.

Son elementos monoatómicos de baja reactividad.

Los elementos de similares propiedades químicas se encuentran en el mismo grupo del sistema periódico. A lo largo de él se observa una periodicidad en dichas propiedades, debidas a las seme-janzas y diferencias de las estructuras electrónicas de los diferentes elementos.

En la página siguiente se reproduce el sistema periódico de los elementos en la forma en que sue-le presentarse en la actualidad.

Los grupos o familias se sitúan en la vertical

y

se numeran como se indican en el encabezado de la tabla, las columnas 1, 2, 3 ... hasta 18 grupos.

Los períodos se sitúan en la línea horizontal; vamos pasando de un elemento a otro en la hori-zontal, aumentando el número atómico en una unidad cada vez.

~R

MRTERIR: CONCEPTOS FUNORMENTRLES

Sistema periódico

Establece la clasificación de los ele-mentos químicos según las propieda-des periódicas.

/

f'

(18)

1

2

3

4

5

61

7

20

Sistema periódico de los elementos químicos

1~797 -1, 1

H

Hidrógeno 1s' 3 6,939 4 9,01229 1 2

Li

Be

Litio Berilio [He]2s' [He]2s' 11 22,9898 12 24,312 1 2

Na

Mg

Sodio Magnesio [Ne]3s' [Ne]3s'

3

4

5

Número atómico

6

Masa atómica N.• de oxidación

Símbolo

Nombre Estructura electrónica

7

8

9

19 39,102 20 40,08 21 44,956 22 3 47,90 23 50,942 24 51,996 25 54,938 26 55,847 27 2,3 58,933 2,3 37 55 1

K

Potasio [Ar]4s' 85,47 38 1

Rb

Rubidio [Kr]5s' 132,905 56 1

Cs

Cesio 2

Ca

Calcio

Se

Escandia 2,3,4

Ti

Titanio [Ar]4s' [Ar]3d' 4s' [Ar]31f 4s'

87,62 39 88,905 40 91,22 41 2

Sr

Estroncio 3

y

Itrio [Kr]5s' [Kr]4d'5s' 137,34 56 a 71 2

Ba

Lantano y Bario Lantánidos 72 2,3,4

Zr

Circonio [Kr]4d'5s' 178,49 73 2,3,4

Hf

Hafnio 2,3,4,5

V

Vanadio [Ar]3d' 4s' 2,3,4,5,6

Cr

Cromo 2,3,4,5,6, 7

Mn

Fe

Manganeso Hierro 92,906 42 95,94 43 (98) 44 101,07 45 2,3,4,5

Nb

Niobio 2,3,4,5,6

M

o

Molibdeno 4,5,6, 7

Te*

Tecnecio 2,3,4,6,8

Ru

Rutenio 180,948 74 183,85 75 186,2 76 190,2 77 2,3,4,5 2,3,4,5,6 2,4,6, 7 2,3,4,6,8

Ta

W

Re

Os

Tántalo Wolframio

Co

Cobalto [Ar]3d' 4s' 102,905 2,3,4,6

Rh

Rodio [Kr]4d'5s' 192,2 2,3,4,6

Ir

Iridio

[Xe]6s' [Xe]6s' [Xe]4r' 5d' 6s' [Xe]4r• 5d' 6s' [Xe]4r' 5d'6s'

Renio [Xe]4r' 5d' 6s' Osmio [Xe]4r' 5d' 6s' [Xe]4r' 5d'6s' 87 (223) 88 (226) 89 a 103 104 (261) 105 (262) 106 (263) 107 (264) 108 (265) 109 (268) 1

Fr

Francio [Rn]7s'

Lantano

y

Lantánidos

Actinio

y

Actínidos

2

Ra

Radio [Rn]7s' Actinio y Actínidos

Rf*

Rutherfordio [Rn]5f' 6lf 7s'

Db*

Dubnio [Rn]sr• 6d' 7s'

Sg*

Seaborgio [Rn]sr• 6d' 7s'

Bh*

Bohrio [Rn]5f' 6d' 7s'

Hs*

Hassio [Rn]5f' 6d' 7s'

Mt*

Meitnerio [Rn]5f' 6lf 5s' 57 138,91 58 140,12 59 3,4 140,91 60 3,4 144,24 61 (145) 62 150,35 63 2,3 151,96 2,3 3

La

Lantano [Xe]5d' 6s' 89 (227) 90 3

A

e

Actinio [Rn]6d'7s'

Ce

Cerio [Xe ]4f 5d' 6s' 232,04 91 3,4

Th

Torio [Rn]5f 6lf 7s' 2,3,4

Pr

Nd

Praseodimio Neodimio 3

Pm*

Prometio

S

m

Samario (231) 92 238,03 93 (237) 94 (244) 3,4,5 3,4,5,6 3,4,5,6 3,4,5,6

Pa

U

Np*

Pu*

Protactinio Uranio Neptunio Plutonio

[Rn]5f 6d' 7s' [Rn]5f 6d' 7s' [Rn]5r6d'7s' [Rn]5r 6d'7s'

E u

Europio [Xe]4f 5d'6s' 95 (243) 3,4,5,6

Am*

Americio [Rn]5f 6d' 7s'

(19)

28

10

11

12

• Los elementos cuyos símbolos

llevan asterisco, han sido obteni-dos artificialmente.

• La masa atómica entre paréntesis pertenece al isótopo más estable

del elemento correspondiente.

58,71 1 29 2, 3

Ni

Níquel 63,54 1 30 1, 2

Cu

Cobre 2

Zn

Cinc 5 13 65,37 1 31

13

10,811 1 6 -3,3

8

Boro [Hel2s' 2p' 26,9815 114 3

Al

Aluminio [Ne]3s'3p' 3

Ga

Galio 69,72 1 32

14

15

12,01115 7 14,0067 18 -4,2,4 -3, 1,2,3,4,5

e

N

Carbono Nitrógeno [He]2s' 2P' [He]2s' 2p' 28,086115 30,9738 1 16 4 -3, 1, 3, 5

Si

P

Silicio [Ne]3s'3p' 2,4

Ge

72,59 133 Germanio Fósforo [Ne]3s' 3pi 74,9216134 -3,3,5

As

Arsénico

16

17

2 15,9994 9 18,9984 110 -2 -1

O

F

Oxígeno Flúor [He]2s' 2p' [He]2s' 2p' 32,064 17 35,453 1 18 -2,2,4,6 -1, 1,3,5, 7

S

Cl

Azufre Cloro [Ne]3s' 3p' [Ne]3s' 3p' 78,96 1 35 79,909 1 36 -2,2,4,6

Se

Selenio -1, 1,3,5, 7

Br

Bromo

18

4,0026

H

Helio 1s' 20,183

N

e

Neón [He]2s'2p' 39,948

Ar

Argón [Ne]3s' 3p' 83,80

Kr

Criptón

[N] 3d' 4s' [Ar]3d'" 4s' [Ar]3d'" 4s' [Ar]3d'" 4s' 4p' [Ar]3d'" 4s' 4p' 1 [Ar]3d'" 4s' 4p' _ 1 [Ar]3d" 4s' 4p' [Ar]3d'" 4s' 4p' [Ar]3d" 4s' 4p'

'46 106,4 1 47 107,870 1 48 112,40 149 114,82[50 118,69 [51 121,75 152 127,60153 126,9044 [54 131,30 2, 4

Pd

Paladio fKr]4d" 5s"

78

195,Q9 1 79 2, 4, 6

Pt

Platino 1

Ag

Plata [Kr]4d"5s' 196,967 1 80 1' 3

A

u

Oro 2

Cd

Cadmio [Kr]4d"5s' 200,59 1 81 1, 2

Hg

Mercurio 1' 3

In

Indio [Kr]4d" 5s'5p' 204,37 1 82 1' 3

TI

Talio 2,4

Sn

Estaño [Kr]4d'" 5s'5P' 207,19 1 83 2,4

Pb

-3,3,5

Sb

Antimon¡o [Kr]4d'"5s' 5p' 208,980 184 3,5

Bi

Bismuto -2,2,4,6

Te

Teluro [Kr]4d" 5s' 5p' -1, 1,3,5, 7

1

Yodo [Kr]4d'" 5s' 5p'

X

e

Xenón [Kr]4d'" 5s'5p' (209) 185 (21 O) 1286 (222) 4, 6 -1 ' 1 ' 3, 5

-Po

At

Rn

Radón

[Xe]4f" 5d' 6s' [Xe]4f" 5d'" 6s' [Xe]4f" 5d'" 6s' 1 [Xe]4f' 5d'" 6s' 6p'

Plomo [Xe]4f' 5d'" 6s' 6p' [Xe]4f' 5d'" 6s' 6p' Polonio [Xe]4f" 5d" 6s' 6p' Astato [Xe]4f' 5d'" 6s' 6p' [Xe]4f' 5d'" 6s'6p' 11

o

(269) 1 111 (272) 1 112 (272) 1 113 114 (285) 1 115 116 (289) 1117 (227) 1118 (293)

U

un

Ununnilio

Uuu

Unununio 64 157,25165 158,92 166 3 3,4

Gd

Tb

Gadolinio [Xe]4f 5d'6s' 96 (247) 3, 4

Cm*

Curio [1111]5f6d'7s' Terbio [Xe]4F5d'6s' 97 (247) 198 3,4

Bk*

Berquelio [Rn]5r 6d' 7s'

Uut

Uuq

Uuh

Uub

Ununbio Ununtrio Ununcuadio

Uup

Ununpentio Ununhexio 162,50 167 164,93 1 68 3,4 3

Dy

Ho

167,26169 168,93170 173,04 171 3 3 2,3

Er

Tm

Yb

Disprosio Holmio Erbio Tulio lterbio

Uus

Ununseptio 174,97 2,3

Lu

Lutecio [Xe]4f" 5d" 6s' ~~5d'6s' ~·5d'6s' ~·5d'6s' ~·5d'6s' ~·5d'6s' 3

Cf*

(251) 199 Californio [Rn]5f" 6d' 7s' (252) 11 00 (257) [1 01 (258) 11 02 (259) [1 03 (260) 3

Es*

Einstenio [Rn]5f' 6d" 7s' 3

Fm*

Fermio [Rn]5f'6d" 7s' 3

Md*

Mendelevio [Rn]5f' 5d' 7s' \

No*

Nobelio [Rn]5f' 6d' 7s'

Lr*

Laurencio [Rn]5f' 6d' 7s'

Uuo

Ununoctio 21 _ __,j

(20)

Anotaciones

(21)

2. Compuestos binarios

Los compuestos binarios son las combinaciones entre dos elementos distintos, que entran a for-mar parte de la molécula en diferentes proporciones.

Combinaciones binarias del oxígeno

El oxígeno se combina con todos los elementos químicos, excepto con los gases nobles. oxígeno + metales --+ óxidos básicos

oxígeno + no metales --+ óxidos ácidos En todos estos compuestos el oxígeno actúa con número de oxidación -2 (02

-), excepto en

peró-xidos, en que el oxígeno actúa con -1: o~-.

• En la nomenclatura sistemática de la IUPAC, el nombre genérico es

óxido,

precedido de los prefijos griegos

mono, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, hepta-,

etc., según el número de átomos de oxígeno que existan e indicando de la misma forma y a continuación, la proporción en que se encuentra el segundo .elemento. Se utiliza preferentemente para los óxidos ácidos:

N205 pentaóxido de dinitrógeno

• En el sistema de nomenclatura Stock, el nombre comienza con la palabra

óxido

seguida del metal con su número de oxidación entre paréntesis. Se utiliza preferentemente para los óxidos básicos:

Fez03 óxido de hierro (III) FeO óxido de hierro (II)

Si el elemento que se combina con el oxígeno posee un solo número de oxidación, no es nece-sario indicarlo:

--p

Li20 óxido de litio

• En la nomenclatura tradicional, ya en desuso, si se trata de un óxido básico, se utiliza la pala-bra

óxido

seguida del metar al que se añade la terminació!l-oso o

-ico

para indicar si se refiere al menor o al mayor número de oxidación del metal, respectivamente.

FeO óxido ferroso Fe203 óxido férrico

Cuando se nombran óxidos ácidos, si un elemento presenta cuatro posibles números de oxida-ción, el menor de ellos se indica con el prefijo

hipo-

(del griego .. hypo", inferior) Ytla,terminaciÓn

-oso;

los dos intermedios con el sufijo

-oso

el menor y con el sufijo

-ico

el mayód y el mayor de los cuatro con el prefijo

per-

(del griego "hyper", superior) y la terminación

-ico.

En el caso de que solo existan tres posibles números de oxidación, se utilizan

hipo- ... -oso,

-oso, :ico,

aplicándose, respectivamente, al menor, al intermedio y al mayor de ellos.

Por último, si el elemento químico tiene dos posibles números de oxidación, el menor de ellos se indica mediante el sufijo

-oso

y el mayor con

-ico.

COMPUESTOS 81NRRIOS

Compues~os binarios

Son combinaciones de dos elementos distintos.

Número de oxidación del oxígeno

Actúa con -2. Solo en peróxidos lo hace con -1.

Nomenclatura sistemática Utiliza prefijos griegos para indicar el número de átomos de oxígeno.

Nomenclatura Stock

Indica entre paréntesis el número de oxidación del átomo distinto al oxígeno.

Nomenclatura clásica Utiliza prefijos y sufijos:

l

~

hipo- per--oso -oso -ico -ico 23

(22)

Nomenclatura de óxidos Se nombran como óxido seguido del nombre del metal o del no metal.

24

Nomenclatura de óxidos

Te recomendamos que, para formular los óxidos básicos y los óxidos ácidos, utilices la nomen-clatura de Stock por su sencillez; debes conocer con exactitud los números de oxidación de los elementos metálicos y recordar que el oxígeno actúa siempre, excepto en peróxidos, con -2.

+1

Mg

+2

o

-2

MgO Al

+3

o

-2

Al203 Si

+4

o

-2

Si02 Pb

+4

o

-2

Pb02 Fe

+3

o

-2

Fe203 -Cu

+1

o

-2

Cu20

Monóxido de disodio Óxido de sodio

Trióxido de dialuminio Óxido de aluminio

Monóxido de cobalto Óxido de cobalto (11)

Monóxido de cobre Óxido de cobre (11)

Monóxido de dicobre Óxido de cobre (1) Monóxido de hierro Óxido de hierro (11) Trióxido de dihierro Óxido de hierro (111)

Cl203 Trióxido de dicloro

Cl205 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro

M

Cl207 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VIl)

so

Monóxido de azufre Óxido de azufre (11)

S02 Dióxido de azufre Óxido de azufre (IV)

S03 Trióxido de azufre óxido de azufre (VI)

C02 Dióxido de carbono Óxido de carbono (IV)

(23)

D

Nombra los compuestos siguientes con las nomenclaturas sistemática y de Stock: a) BeO b) Au203 e) CaO d)

ZnO

e) CrO

O

Crz03 g) HgO h) Hg20 Nomenclatura sistemática

1\1

Formula los compuestos siguientes:

a) óxido crómico b) Trióxido de cromo e) óxido de cromo (111) d) Óxido de plata 1.2.

Peróxidos

Nomenclatura de Stock ---~----~--~ ·---~----~~-~ e) Óxido de hierro (11)

O

Óxido de cobre (11) g) Óxido de cadmio h) óxido estannoso --·---~-·

Cuando el oxígeno actúa con número de oxidación -1, forma los peróxidos, cuyo grupo caracte-rístico es el

Oi-.

Para nombrar estos compuestos con la nomenclatura tradicional, se antepone el prefijo

per-

al nombre del óxido:

Número de oxidación del oxígeno

En los peróxidos, el oxígeno actúa con -1.

Ba02 Dióxido de bario Peróxido de bario

Ni02 Dióxido de níquel Peróxido de níquel (11)

Ca02 Dióxido de calcio Peróxido de calcio

En estos casos ~~p_LI~de~.:~~P_lifi.~~r los ~:_¡b.índices.

IJ

Nombra los compuestos siguientes:

Fórmula Nomenclatura sistemática

a) K202 b) Cs202 e) Ag202 d) H202 e) Mg02 · -OSr02 • -g) Cu202 h) Cu02 Nomenclatura de peróxidos En la tradicional y en la nomenclatura de Stock se antepone el prefijo peral nombre del óxido.

Nomenclatura tradicional

(24)

26

D Nombra los siguientes compuestos según las dos nomenclaturas indicadas:

Fórmula a) N20 b) P20 e) Se03 d) As203 e) S02 ~so g) F20 h) 1207 ij ~03 )) 120 k)

co

0

N205 m) N203 n) 1205 ñ) P203 o) P205

Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock

lil Formula los compuestos que se indican:

a) Pentaóxido de di nitrógeno b) Trióxido de difósforo

e) Heptaóxido de dibromo d) Monóxido de nitrógeno

e) Óxido de azufre (IV) ~ Óxido de fósforo

M

Número de óxidación del hidrógeno

El hidrógeno actúa con + 1 si se combi-na con un elemento más electronega-tivo que él; si es más electroposielectronega-tivo, lo hace con -1.

g) Óxido de nitrógeno

M ___________

_

h) Óxido de cloro (1) ij Pentaóxido de dicloro )) óxido de selenio (VI) k) Óxido de yodo (110

O óxido de bromo (VIl)

Combinaciones binarias del hidrógeno

El hidrógeno se combina con el resto de los elementos.

hidrógeno + metales -+ hidruros metálicos

hidrógeno + no metales -+ haluros de hidrógeno

hidrógeno + semimetales -+ hidruros volátiles

El hidrógeno, al poseer un solo electrón, siempre actúa con valencia 1, que puede ser positiva o negativa según se combine con un elemento más o menos electronegativo que él. Se escribe la fórmula de los hidruros con los símbolos del hidrógeno y del elemento característico. Si este ele-mento es un metal, se escribe su símbolo en primer lugar; si es un no metal, se escribe en primer lugar (y se lee en segundo) el símbolo del elemento que aparece antes en la siguiente lista:

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F

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