Índice. Elementos y compuestos. 1. La tabla periódica de los elementos. Contenidos Un poco de historia

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or

es

, S

. A.

1

La tabla periódica de los elementos

2

Configuración electrónica

3

Agrupaciones de átomos

4

Formulación inorgánica

Índice

Contenidos

6

y compuestos

1.

La tabla periódica de los elementos

1.1.

Un poco de historia

Aunque fueron muchos los intentos previos y posteriores, fue la propuesta del ruso Dimitri Mendeleiev la que tuvo más éxito. En marzo de 1869 publicó el libro

Princi-pios de Química, donde ordenaba los elementos en función de diferentes criterios. Por

ejemplo, tuvo en cuenta la masa atómica y ciertas propiedades químicas que veremos más adelante. No obstante, la estructura actual de la tabla periódica se la debemos, en realidad, al químico y físico inglés Moseley, quien demostró que el número atómico (número de protones) es la propiedad que diferencia a un elemento de otro.

1.2.

Estructura y clasificación de la tabla periódica

La tabla de elementos recibe el adjetivo de periódica porque se ordena en función de ciertas periodicidades o características en los elementos. A la propiedad que deter-mina cómo están distribuidos los electrones en torno al núcleo del átomo, es decir, la configuración electrónica, le dedicaremos un epígrafe especial. De este modo, apren-derás el concepto de valencia, pero antes es conveniente que conozcas la estructura de la tabla periódica.

Estructura

La tabla está estructurada en 7 filas o periodos y en 18 columnas o grupos. Algunos de estos grupos tienen nombres especiales debido a que recogen elementos con un comportamiento químico muy similar.

>

> Grupo 1: Alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs y Fr).

>

> Grupo 2: Alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba y Ra).

>

(2)

2

© algaida edit or es , S . A. >

> Grupo 14: Carbonoideos (C, Si, Ge, Sn y Pb).

>

> Grupo 15: Nitrogenoideos (N, P, As, Sb y Bi).

>

> Grupo 16: Anfígenos (O, S, Se, Te y Po).

>

> Grupo 17: Halógenos (F, Cl, Br, I y At).

>

> Grupo 18: Gases nobles (He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn).

Clasificación

En la tabla periódica también podemos observar otros tipos de elementos como los metales, los no metales, los semimetales y los gases nobles. Es importante aprender bien esta clasificación dentro de la estructura de la tabla, pues será fundamental para entender, más adelante, el concepto de enlace químico y la reacción entre elementos. Metales: son los elementos que se encuentra a la izquierda del “escalón”. Salvo excepciones, la mayoría de los metales comparten las siguientes características.

>

> Son blancos o grisáceos (a excepción del Au y del Cu).

>

> Presentan un característico brillo metálico.

>

> Son buenos conductores del calor y la electricidad.

>

> Tienen altas temperaturas de ebullición y fusión (hay excepciones, como el Hg).

>

> Sólidos a temperatura ambiente (excepto el Hg).

>

> Son dúctiles y maleables.

>

> Pueden formar cationes (iones con carga positiva) por la pérdida de electrones.

Ejemplo: Fe2+ (esta propiedad se justificará más adelante).

No metales: se trata de los elementos a la derecha del “escalón”. Es difícil hablar de características comunes a los no metales, pero se pueden hacer algunas generalizaciones.

>

> Son malos conductores de la electricidad y el calor.

>

> A temperatura ambiente los podemos encontrar en forma gaseosa (N, O, F y Cl),

líquida (Br) o sólida (C y S).

>

> Tienen una densidad baja, en comparación con los metales.

>

> Pueden formar aniones (iones con carga negativa) al ganar electrones. Ejemplo: Cl–.

Semimetales: tienen propiedades intermedias entre metales y no metales. A tempe-ratura ambiente son todos sólidos: B, Si, Ge, As, Se, Te y Po. Pueden formar, con cierta dificultad, iones positivos.

Gases nobles: merecen una mención especial, puesto que en condiciones normales son inertes, es decir, no reaccionan con ningún otro elemento ni forman iones estables. En la tabla, son los constituyentes del grupo 18. Entre los gases nobles podemos des-tacar el helio (He), el neón (Ne), el argón (Ar) o el xenón (Xe).

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© algaida edit or es , S . A. e l a ne xo fi na l d el li br o pu ed es e nc on tr ar u na ta bl a pe rió di ca c on m ás d at os q ue te p ue de n re su lta r d e in te ré s. Tabla periódica M et al es N o m et al es Se m im et al es * El em en to s ob te ni do s ar tif ic ia lm en te . Lantánidos 58 1 40 ,1

C

e

C er io 59 1 40 ,9

P

r

Pr as eo di m io 60 1 44 ,2

N

d

N eo di m io 61 (1 45 )

P

m

* Pr om et io 62 1 50 ,4

Sm

Sam ar io 63 1 52 ,0

E

u

Eu ro pi o 64 1 57 ,2

G

d

G ad ol in io 65 1 58 ,9

Tb

Terb io 66 1 62 ,5

D

y

D isp ro sio 67 1 64 ,9

H

o

H ol m io 68 1 67 ,3

E

r

Er bi o 69 1 68 ,9

Tm

Tulio 70 1 73 ,0

Y

b

Ite rb io 71 1 75 ,0

Lu

Lute ci o Actínidos 90 2 32 ,0

Th

Torio 91 2 31 ,0

P

a

Pr ot ac tin o 92 2 38 ,0

U

Urani o 93 (2 37 )

N

p

* N ep tu ni o 94 (2 44 )

P

u

Pl ut on io 95 (2 43 )

A

m

* A m er ic io 96 (2 47 )

C

m

* C ur io 97 (2 47 )

B

k

* Be rk el io 98 (2 51 )

C

f

* Ca lif or ni o 99 (2 52 )

E

s

* Ei ns te ni o 10 0 (2 57 )

Fm

* Fe rm io 10 1 (2 58 )

M

d

* M en de le vio 10 2 (2 59 )

N

o

* N ob el io 10 3 (2 62 )

Lr

* La w re nc io 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18 1 1 1, 0

H

H id ró ge no 2 4, 0

H

e

H el io 2 3 6, 9

Li

Litio 4 9, 0

B

e

Be ril io 5 10 ,8

B

Boro 6 12 ,0

C

C ar bo no 7 14 ,0

N

N itr óg en o 8 16 ,0

O

O xí ge no 9 19 ,0

F

Flúor 10 20 ,2

N

e

N eó n 3 11 23 ,0

N

a

So di o 12 24 ,3

M

g

M ag ne sio 13 27 ,0

A

l

A lu m in io 14 28 ,1

Si

Silic io 15 31 ,0

P

Fó sf or o 16 32 ,1

S

Azufre 17 35 ,5

C

l

C lo ro 18 40 ,0

A

r

A rg ón 4 19 39 ,1

K

Potasio 20 40 ,1

C

a

C al ci o 21 45 ,0

Sc

Escand io 22 47 ,9

Ti

Titani o 23 50 ,9

V

Va na di o 24 52 ,0

C

r

C ro m o 25 54 ,9

M

n

M an ga ne so 26 55 ,8

Fe

Hie rr o 27 58 ,9

C

o

C ob al to 28 58 ,7

N

i

N íq ue l 29 63 ,5

C

u

C ob re 30 65 ,4

Z

n

C in c 31 69 ,7

G

a

G al io 32 72 ,6

G

e

G er m an io 33 74 ,9

A

s

A rs én ic o 34 79 ,0

Se

Sele ni o 35 79 ,9

B

r

Br om o 36 83 ,8

K

r

C rip tó n 5 37 85 ,5

R

b

Ru bi di o 38 87 ,6

Sr

Es tr on ci o 39 88 ,9

Y

Itrio 40 91 ,2

Z

r

C irc on io 41 92 ,9

N

b

N io bi o 42 96 ,0

M

o

M ol ib de no 43 (9 8)

Tc

* Te cn ec io 44 1 01 ,1

R

u

Ru te ni o 45 1 02 ,9

R

h

Ro di o 46 1 06 ,4

P

d

Pa la di o 47 1 07 ,9

A

g

Pl at a 48 1 12 ,4

C

d

C ad m io 49 1 14 ,8

In

Indi o 50 1 18 ,7

Sn

Esta ño 51 1 21 ,8

Sb

A nt im on io 52 1 27 ,6

Te

Telu rio 53 1 26 ,9

I

Yodo 54 1 31 ,3

X

e

Xe nó n 6 55 1 32 ,9

C

s

C es io 56 1 37 ,3

B

a

Ba rio 57 1 38 ,9

La

Lantan o 72 1 78 ,5

H

f

H af ni o 73 1 80 ,9

Ta

Tantal io 74 1 83 ,8

W

W ol fra m io 75 1 86 ,2

R

e

Re ni o 76 1 90 ,2

O

s

O sm io 77 1 92 ,2

Ir

Iridi o 78 1 95 ,1

P

t

Pl at in o 79 1 97 ,0

A

u

O ro 80 (2 00 ,6 )

H

g

M er cu rio 81 2 04 ,4

Tl

Talio 82 2 07 ,2

P

b

Pl om o 83 2 09 ,0

B

i

Bi sm ut o 84 (2 09 )

P

o

Po lo ni o 85 (2 10 )

A

t

A st at o 86 (2 22 )

R

n

Ra dó n 7 87 (2 23 )

Fr

Franci o 88 (2 26 )

R

a

Ra di o 89 (2 27 )

A

c

A ct in io 10 4 (2 61 )

R

f

Ru th er fo rd io 10 5 (2 62 )

D

b

D ub ni o 10 6 (2 66 )

Sg

Se ab or gi o 10 7 (2 64 )

B

h

* Bo hr io 10 8 (2 70 )

H

s

* H as sio 10 9 (2 68 )

M

t

* M ei tn er io 11 0 (2 71 )

D

s

* Da rm st ad tio 11 1 (2 72 )

R

g

* Ro en tg en io 11 2 (2 85 )

C

p

C op er ni ci o 11 3 (2 84 )

U

ut

* U nu nt rio 11 4 (2 89 )

U

uq

* Un un qu ad io 11 5 (2 88 )

U

up

* Un un pe nt io 11 6 (2 91 )

U

uh

* U nu nh ex io 11 8 (2 94 )

U

uo

* U nu no ct io Fila Masa atómica (u) Nombre Número atómico (Z) Símbolo 24 52 ,0

C

r

C ro m o

(4)

4

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2.

Configuración electrónica

Del concepto de órbita (formulado por Bohr) que ya conoces, ahora pasamos al de orbital o zona del espacio donde existe una alta probabilidad de encontrar el electrón. A continuación vamos a estudiar la configuración electrónica de un átomo y, para ello, antes es necesario entender los conceptos de orbital, nivel energético y orden de ocupación.

Orbitales: existen 4 tipos de orbitales: s, p, d y f, y en cada orbital cabe un número

máximo de electrones: s (2 e-), p (6 e-), d (10 e-) y f (14 e-).

Nivel energético: la energía de los electrones depende del nivel energético que ocupen. Existen siete niveles que denominaremos mediante números. Cada nivel puede tener uno o varios orbitales, así, para referirnos al orbital p del nivel 3 es-cribiremos 3p.

Orden de ocupación: los electrones empiezan ocupando niveles energéticos y or-bitales por orden creciente de energía. Puesto que este orden no coincide exacta-mente con el número ascendente de niveles energéticos, se utiliza el denominado diagrama de Moeller.

Además, se denomina configuración electrónica de un átomo a la distribución de sus electrones según los distintos niveles energéticos y orbitales, en orden ascenden-te de energía.

2.1.

Electrones de valencia

Los electrones de valencia son aquellos electrones de un átomo que ocupan el último nivel de energía de un átomo.

La importancia de estos electrones radica principalmente en que conceden al átomo la capacidad de enlazarse con otros átomos, ya sean del mismo o de otros elementos. Los electrones de valencia de cada tipo de átomo pueden consultarse en la tabla periódica fácilmente. Sólo es necesario observar detenidamente qué posición ocupa el elemento correspondiente. 1s 2s 2p 3s 3p 3d 4s 4p 4d 4f 5s 5p 5d 5f 6s 6p 6d 6f 7s 7p 7d

Diagrama de Moeller. Las flechas indican el orden de llenado de orbitales.

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2.2.

Formación de iones

Los átomos que conforman los gases nobles son especialmente estables. A excep-ción del helio, los demás tienen 8 electrones en su nivel energético más externo, y el resto de los átomos tienden a ser estables cuando tienen orbitales completamente llenos. De este modo, hay átomos que pierden o ganan electrones para conseguir ocho electrones en su último nivel. Este comportamiento –que no se cumple en todos los casos– recibe el nombre de regla del octeto. Por ejemplo, los átomos del grupo 2 tien-den a perder dos electrones para formar iones positivos.

3.

Agrupaciones de átomos

Químicamente, todas las sustancias de la naturaleza pueden presentarse como áto-mos aislados, como moléculas o como cristales. Al primer tipo no le prestareáto-mos más atención, pues ya hemos hablado de ellos: son los gases nobles, es decir, los elementos del grupo 18 de la tabla periódica. Los gases nobles, además, no necesitan combinarse con otros átomos porque son estables.

3.1.

Moléculas

Una molécula es una agrupación de un número muy concreto de átomos (existen moléculas de elementos y moléculas de compuestos).

Los elementos moleculares están compuestos por dos o más átomos de un mismo elemento, mientras que los compuestos moleculares están formados por dos o más átomos de distintos elementos. Es importante resaltar que en todos los casos, los compuestos se forman con un número concreto de átomos, es decir, en canti-dades fijas. H He He Li Be B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe Cs Ba La Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn Fr Ra Ac Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr

La información sobre los electrones de valencia de cada átomo puede extraerse de esta tabla con los orbitales.

s

d

f

(6)

6

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Para escribir la fórmula de una molécula se usan los símbolos de los elementos que contiene y un subíndice que indica el número de átomos de cada especie. Algunos

ejemplos de elementos moleculares son: H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2, I2, P4, S8. De otra

par-te, son ejemplos de compuestos moleculares: CO2 (dióxido de carbono), NH3

(amo-niaco), H2O (agua) y CH4 (metano). En el punto cuatro de esta unidad aprenderás a

nombrar algunas de estas moléculas.

A temperatura ambiente podemos encontrar sustancias moleculares en estado só-lido, líquido o gaseoso.

3.2.

Cristales

Los cristales son sustancias sólidas cuyos átomos, iones o moléculas se encuen-tran ordenados formando una estructura tridimensional regular denominada red cristalina.

3.3.

El enlace químico

Acabamos de ver que los átomos forman agrupaciones gracias a que existen unio-nes entre ellos.

Así, el enlace químico es la unión establecida entre los átomos o las moléculas de una sustancia.

Existen tres tipos fundamentales de enlaces: iónico, covalente y metálico.

>

> El enlace iónico se forma como resultado de la atracción electrostática existente entre

dos iones de distinta carga eléctrica. Los metales tienden a perder electrones, forman-do cationes (iones positivos) y, por otra parte, los no metales tienden a ganar electro-nes, formando aniones (iones negativos).

>

> En el enlace covalente uno o más átomos comparten electrones para llegar a una

estructura más estable, según la regla del octeto. Por ejemplo, al cloro le falta un

electrón para parecerse al argón. Por esta razón, se unen dos átomos de cloro (Cl2),

comparten dos electrones (uno de cada átomo de cloro) y así cada uno tiene ocho electrones en la capa de valencia. El enlace covalente lo presentan las moléculas y algunos cristales, como el diamante (C) o el cuarzo (SiO2).

>

> El enlace metálico se establece entre iones positivos de átomos metálicos que

com-parten electrones entre todos ellos, en la denominada nube electrónica. Este tipo de enlace lo presentan los metales, que tienden a ceder electrones para alcanzar una configuración electrónica más estable.

Na Na Na+ Cl Cl e

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Cl-© algaida edit

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, S

. A.

En el enlace metálico cada átomo cede elec-trones a la denominada nube electrónica, que es compartida por todo el metal.

H

H H

H C

La formación del enlace covalente es muy compleja, y en ella participan las fuerzas elec-trostáticas. A pesar de que los átomos com-parten electrones, suele haber uno que los atrae más hacia sí.

4.

Formulación inorgánica

Con el fin de identificar los compuestos químicos, estos deben ser nombrados y formulados correctamente en función a las normas establecidas por la IUPAC

(Inter-national Union of Pure and Applied Chemistry).

Llamamos nomenclatura al conjunto de reglas usadas para nombrar los compues-tos químicos.

Llamamos fórmula química a la representación simbólica de una molécula o uni-dad estructural de una sustancia química.

4.1.

La valencia

La valencia es la capacidad que tiene un átomo de combinarse con átomos de otros elementos para formar compuestos.

4.2.

Tipos de nomenclatura

Existen tres tipos de nomenclatura: tradicional, sistemática y stock. En este curso sólo estudiaremos las dos últimas. Veamos en qué consisten.

>

> Nomenclatura sistemática: se usan prefijos numéricos griegos: mono (1), di (2), tri

(3), tetra (4), penta (5), hexa (6), hepta (7), octa (8), nona (9), deca (10), endeca (11), dodeca (12), etcétera.

>

> Nomenclatura stock: se usa la valencia entre paréntesis y en número romano para

indicar con qué valencia están actuando los átomos en el compuesto, excepto cuan-do sólo tiene una valencia.

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8

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4.3.

Óxidos

Los óxidos son combinaciones de oxígeno con otro elemento, ya sea metal o no metal, que actúa con valencia positiva.

En el caso de los óxidos, el oxígeno siempre va a actuar con valencia -2. Para formular un óxido, el oxígeno siempre se coloca a la derecha, con la valencia del átomo con el que se combina. El otro átomo tendrá como subíndice la valencia -2 del oxígeno (sin signo). Si

los dos subíndices son múltiplos, deberán simplificarse. La estructura general será X2On.

Por ejemplo, para formular los óxidos de hierro deberemos tener en cuenta que el hierro presenta dos valencias distintas (+2 y +3), es decir, formará dos compuestos diferentes:

>

> Si el hierro actúa con valencia +2, tenemos: Fe2O2 y, como se puede simplificar, nos

queda: FeO.

>

> Si el hierro actúa con valencia +3 tendremos: Fe2O3.

Si lo que queremos es nombrar estos compuestos, debemos diferenciar los dos tipos de nomenclatura:

>

> Sistemática: se precede la palabra óxido por el prefijo correspondiente al número de átomos de oxígeno presentes en el compuesto y se hace lo mismo con el elemen-to con el que se combina.

>

> Stock: se escribe “óxido de” y el nombre del elemento en cuestión, y entre paréntesis, la

valencia con la que actúa el elemento, siempre que este tenga más de una.

Fórmula Sistemática Stock

FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II)

4.4.

Hidruros

Los hidruros son combinaciones binarias de hidrógeno con otro elemento de la tabla periódica.

Se dividen en dos grandes grupos: hidruros metálicos e hidruros no metálicos.

Hidruros metálicos

Cuando se combina con un metal, el hidrógeno actúa con valencia -1. Por tanto, para formularlos se escribe primero el símbolo del metal y luego el del hidrógeno,

intercambiándose entre ambos las valencias: MHn.

La nomenclatura dependerá del sistema utilizado:

>

> Sistemática: se escribe “hidruro de” y el nombre del metal con el que se combina

el hidrógeno. Delante de hidruro se coloca el prefijo correspondiente al número de átomos de hidrógeno, si bien no es necesario poner “mono” si sólo hay un átomo de dicha especie. Ejemplo: Dihidruro de hierro.

>

> Stock: se escribe “hidruro de” y el nombre del metal correspondiente, seguido de un

paréntesis en el que se indica la valencia del metal en números romanos. No será necesario poner la valencia si sólo tiene una. Ejemplo: Hidruro de hierro (II).

(9)

© algaida edit

or

es

, S

. A.

Fórmula Sistemática Stock

FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II)

Hidruros no metálicos

El hidrógeno actúa con valencia +1 si se combina con un no metal que actúa con valencia negativa. En cuanto a formulación y nomenclatura, distinguiremos entre dos casos: los no metales de los grupos 13, 14 y 15, por una parte, y los no metales de los grupos 16 y 17 por otra.

Hidruros no metálicos de los grupos 13, 14 y 15. Aquí se formula el hidruro es-cribiendo primero el símbolo del no metal y a continuación el del hidrógeno con la

valencia del primero: XHn. En este caso usaremos la nomenclatura sistemática y la

tradicional (es muy conocida y extendida).

>

> Sistemática: la forma de nombrarlos es idéntica a la de los hidruros no metálicos. >

> Tradicional: la IUPAC acepta el uso de nombres comunes para estos hidruros

me-tálicos.

Fórmula Sistemática Tradicional

BH3 Trihidruro de boro Borano

Hidruros no metálicos de los grupos 16 y 17. En realidad, en este apartado sólo tra-bajaremos con los siguientes elementos: S, Se, Te, F, Cl, Br, I y At. Para formular estos hidruros se escribe primero el símbolo del hidrógeno, con la valencia del no metal, y

luego el símbolo del no metal: HnX.

Estos compuestos reciben el nombre genérico de haluros de hidrógeno, o ácidos hidrácidos si están disueltos en agua, puesto que en disolución acuosa presentan ca-rácter ácido. En esta ocasión excepcionalmente nos centraremos en la nomenclatura tradicional, ya que no se usa la nomenclatura stock:

>

> Sistemática: se nombran añadiendo el sufijo “uro” al nombre del no metal. Observa

la tabla inferior con los ejemplos.

>

> Tradicional: se nombran mediante la expresión “ácido” y el nombre del no metal terminado en “hídrico”.

Fórmula Sistemática (disolución acuosa)Tradicional

HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico

4.5.

Sales binarias

Las sales binarias son los compuestos originados por la combinación entre un metal y un no metal.

El no metal actúa con la valencia negativa (observa que en la tabla de valencias sólo hay una valencia negativa para cada no metal) y el metal con valencia positiva. Para formularlos, se escribe primero el símbolo del metal (M) y luego el del no metal (X),

intercambiando las valencias: MxXn. Si se puede, deben simplificarse los subíndices.

(10)

10

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> Sistemática: se empieza con el nombre del no metal terminado en “uro” y con el prefijo correspondiente para indicar el número de átomos no metálicos en el com-puesto. A continuación se escribe “de” y el nombre del metal con el prefijo ade-cuado para indicar el número de átomos metálicos. No es necesario usar el prefijo “mono” si no existe lugar a confusión. Ejemplo: Dicloruro de hierro

>

> Stock: se añade la terminación “uro” al nombre del no metal más el nombre del

me-tal. Entre paréntesis se introduce el valor de la valencia del metal en números roma-nos, en el caso de que tenga más de una valencia. Ejemplo: Cloruro de hierro (II).

Fórmula Sistemática Stock

FeCl2 Dicloruro de hierro Cloruro de hierro (II)

4.6.

Hidróxidos

Los hidróxidos están formados por el anión OH y por un metal.

El grupo OH– siempre actúa con valencia -1. Se formula escribiendo primero el

nom-bre del metal y a continuación el grupo OH– entre paréntesis: M(OH)

n. Las valencias

del metal y del grupo OH– se intercambian siempre que se pone el paréntesis, excepto

cuando la valencia del metal sea 1.

>

> Sistemática: se escribe “hidróxido” con el prefijo que indique el número de iones

hidróxido (si es sólo un ión no es necesario indicar “mono”) y, a continuación, el nombre del metal. Ejemplo: Dihidróxido de calcio.

>

> Stock: se escribe “hidróxido de” y el nombre del metal. Entre paréntesis y en

núme-ros romanos se debe indicar la valencia con la que actúa el metal, si es que tiene más de una valencia. Ejemplo: Hidróxido de calcio.

Fórmula Sistemática Stock

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