1 Qué es un átomo
Es la unidad más pequeña de un elemento que tiene entidad propia, que conserva sus propiedades.
Su nombre viene etimológicamente del griego, y significa “sin partes”
Su existencia fue propuesta por John Dalton, químico inglés, en 1808.
2 Características de los átomos.
Los átomos tienen 2 partes claramente diferenciadas:
o El núcleo central, donde se encuentran las partículas con carga positiva (los protones) y otras partículas de masa similar a la anterior pero neutra, sin carga, denominadas neutrones. Es por tanto un corpúsculo de gran masa y carga positiva.
o La corteza, denominada así porque sería la capa exterior del átomo. Está formada por uno o varios electrones (según el átomo del que se trate) que giran alrededor del núcleo en órbitas circulares.
Las masas de los átomos y las partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones) se suelen medir en una unidad especial, la unidad de masa atómica (denominada u., u.m.a. o Dalton, abreviatura Da), que es la 1/12 parte de la masa de un átomo de Carbono-12 (átomo que contiene 6 protones, 6 neutrones y 6 electrones). 1 u=1,66·10–27 kg.
Las cargas elecrricas se miden en Culombios (C), pero esta unidad es muy grande para Partícula Masa (En kg) Masa (En uma) Carga (en unidades del
S.I., el Culombio, C)
Carga (en unidades de e)
Núcleo Protón 1´6725.10–27 kg 1,0073 +1,6·10 –19 C +1
Neutrón 1´6748.10–27 kg 1,0087 0 C 0
Corteza Electrón 9,1096.10–31 kg 0,00055 –1,6·10 –19 C –1
Considerado como una esfera, el átomo tiene un radio de 10–10 m y el núcleo tiene un radio de 10–
14 m. Para hacernos una idea: si el átomo fuera del tamaño de un campo de futbol, el núcleo sería como una canica colocada en su centro, y los electrones, como cabezas de alfiler que girarían alrededor de la canica por el exterior del campo.
Alrededor del 99,9% de la masa total del átomo se encuentra concentrada en el núcleo (protones y neutrones) y el resto corresponde a la corteza (electrones).
En los átomos el número de protones es igual al de electrones. Así resulta que el átomo no tiene carga eléctrica neta (es neutro), se compensan la carga negativa de los electrones con la carga positiva de los protones.
Los átomos pueden perder o ganar con cierta facilidad electrones, formándose los denominados iones:
o Iones positivos o cationes: Se forman por la pérdida de electrones. Tienen tantas cargas positivas como electrones han perdido. Así, el Fe2+ es un átomo de hierro que ha perdido 2 electrones.
o Iones negativos o aniones: Se forman por la ganancia de electrones. Tienen tantas cargas negativas como electrones han ganado. Así el Cl– es un átomo de cloro que ha ganado un electrón.
3 Números atómicos y másico
Para identificar las partículas que constituyen un átomo se utilizan dos números muy importantes:
o Número atómico (Z): el número de protones que tiene el núcleo. En el átomo neutro coincide con el número de electrones en la corteza. Todos los átomos del mismo elemento químico tienen igual número atómico. Por ejemplo, todos los átomos de oxígeno tienen Z = 8.
o Número másico (A): la suma de los neutrones y los protones. Se llama así porque la masa del átomo en uma es prácticamente igual a dicho número (porque neutrones y protones tienen masa 1 uma y los electrones masa casi despreciable)
4 Representación de los átomos
El átomo se representa por un símbolo o abreviatura del nombre del elemento (X) formado por él, por su número atómico (Z) y su número másico (A): ZAX
Conociendo el símbolo del elemento y sus números atómico y másico, es fácil determinar las partículas del átomo. Por ejemplo, para el carbono (14
6C), que tiene Z = 6 y A = 14, tenemos 6 protones (Z = 6), 6 electrones y 8 neutrones (A – Z).
Si el átomo no es neutro se indica su carga de esta manera: 146C2+. Sería un átomo de carbono al que le faltan 2 electrones. Por tanto, tendría 6 protones, 14–6=8 neutrones y 6–2=4 electrones (se restan los 2 que le faltan, por eso tiene 2 cargas positivas). Si el átomo fuese el 818O2– tendría 8 protones, 10 neutrones y 10 electrones (los 8 del átomo neutro, tantos como protones, y los 2 de más que ha ganado).
5 Isótopos
Todos los átomos del mismo elemento poseen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en el núcleo. Sin embargo, el análisis de muchos elementos ha llevado a la conclusión de que algunos tienen diferente número de neutrones y por ello diferente número másico.
Los átomos de un mismo elemento (tienen que tener el mismo número atómico) que tienen distinto número másico, es decir, distinta masa, se llaman isótopos.
Por ejemplo, existen en la naturaleza tres átomos diferentes del hidrógeno: 11H,21H y 31H. Los tres tienen un único protón (Z=1), el primero no tiene neutrones, el segundo tiene 1 neutrón y el tercero tiene dos neutrones.
A veces se representan los isótopos como el símbolo del elemento seguido del número másico (ej:
Cl–35 y Cl–37, 3 isótopos del Cl). El número atómico de un elemento es fijo y a veces no se indica.
Ahora podemos dar la definición exacta de u.m.a.: Inicialmente se tomó como la masa del átomo de hidrógeno, el más ligero de todo, pero hoy día se ha cambiado y se toma como la doceava parte de la masa del isótopo 12 del carbono. Es decir, un átomo de C-12 pesa exactamente 12 u.m.a. Viene a ser prácticamente igual a la definición antigua, de ahí lo de la doceava parte.
En la tabla periódica se indica el número atómico de cada elemento y su masa atómica media, que es la suma de la masa de cada uno de los isótopos naturales que existen de ese elemento multiplicada por el porcentaje en que se encuentran en la naturaleza y todo ello dividido entre 100. Así, la masa atómica de los isótopos anteriores sería 35 u.m.a. y 37 u.m.a., aproximadamente y sabiendo que su riqueza natural es del 75% y del 25% respectivamente, podemos calcular la masa atómica media del cloro como:
35 × 75+37 ×25
100 =35,5 uma
6 Tabla periódica:
La tabla periódica es una representación ordenada de todos los elementos conocidos, tanto los que existen en la naturaleza como los que se producen
artificialmente el un acelerador de partículas (aumentando Z)
Los elementos se disponen siguiendo el orden de su número atómico creciente (Z), que es el nº más grande en la celda de cada elemento.
CONCEPTOS A CONOCER DE LA TABLA
Símbolos químicos: Cada elemento se representa por un símbolo, que consta de una o dos letras (si hay varios que empiezan por la misma), la primera mayúscula o la segunda, si existe,
minúscula. Tiene que ver con el nombre latino del elemento (Fe=”Ferrum”)
Metales: Hay elementos en la tabla periódica que tienen un conjunto de propiedades comunes:
o Son sólidos a temperatura ambiente (salvo el mercurio, Hg, que es un líquido) o Conducen la electricidad y el calor.
o Tienen un brillo característico (brillo metálico, reflejan la luz)
o Son dúctiles (se pueden hacer hilos con ellos) y maleables (se pueden hacer láminas) Los metales están situados a la izquierda de la tabla periódica y siempre hay una línea gruesa que les separa de los no metales.
No metales: Son los situados a la izquierda de la tabla periódica (a partir de la línea de separación). Serían: F, Cl, Br, I , At, O, S, Se, Te, N, P, C, B. Tienen propiedades opuestas a los metales: suelen ser gases, líquidos y algún sólido, no conducen la electricidad ni el calor, no tienen brillo (muchos son gases), son blandos. A pesar de ser minoría en la tabla periódica, son muy importantes porque forman multitud de compuestos (entre ellos y con los metales).
Semimetales: Son un grupo no del todo definido de elementos entre los metales y los no metales.
Tienen propiedades intermedias entre ambos. Según la tabla que se consulte constará de unos elementos u otros, aunque coinciden en la mayoría.
Período: Son las filas de la tabla periódica. Hay 7, cada una con un nº de elementos distintos.
o El 1º es muy corto, con 2 elementos, el H y el He.
o El 2º y el 3º con 8 elementos.
o El 4º y 5º con 18 elementos.
o El 6º y 7º, hoy día ya completo, con 32 elementos (observa que hay un salto en Z=57, el La, y Z=89, el Ac, que saltan a una tabla auxiliar con 14 elementos por fila (o 15 si están incluidos La y Ac).
Grupos o familias: Son las columnas de la tabla. Todos los elementos situados en la misma columna tienen propiedades químicas semejantes. Por ello, la familia es el concepto más importante de la tabla periódica.
Grupos representativos: Son las familias más importantes de la tabla periódica y se llaman así por el gran cambio de propiedades que hay al pasar de una familia a otra, a diferencia de los metales de transición (familias 3 a 12), que tienen todos propiedades similares, siendo aún más acusada esa similitud de propiedades en los metales de transición interna (los 14 o 15 elementos de las 2 filas de la tabla auxiliar)
Nombres de los grupos representativos:
Debes aprenderte los nombres, símbolos y nombre de la familia de los elementos representativos.
También deberás aprender (aunque en este caso sólo nombre y símbolo) los elementos metales de transición que figuran en la tabla periódica que acompaña a este documento.
o Grupo 1: alcalinos. Son Li, Na, K, Rb, Cs y Fr
o Grupo 2: alcalinos-térreos: Son Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra.
o Grupo 13: térreos: son B, Al, Ga, in y Tl.
o Grupo 14: carbonoideos: son C, Si, Ge, Sn y Pb.
o Grupo 15: nitrogenoideos: son N, P, As, Sb y Bi.
o Grupo 16: anfígenos: son O, S, Se, Te y Po.
o Grupo 17: halógenos: son F, Cl, Br, I y At.
o Grupo 18: gases nobles: son He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
Algunos grupos son de todos metales (grupos 1 y 2) y otros mixtos, los primeros no metales y los últimos metales (ej: El C es no metal, el Si y el Ge semimetales y el Sn y el Pb metales)
Otros grupos de la tabla periódica: Además de los grupos anteriores, los grupos entre el 3 y el 12, ambos incluidos, se conocen con el nombre de metales de transición, y los de la tabla auxiliar inferior, como metales de transición interna o tierras raras. En este último grupo están 2 subgrupos, los Lantánidos (los 15 del período 6º) y los Actínidos (del período 7º)
Electrones de valencia: Son los electrones de la última capa. Los electrones de cada elemento se disponen en capas (modelos atómico de Rutherford-Bohr). La más importante de todas es la última, por ser la capa que va a “ver” un átomo cuando se junte con otro y se produzca un enlace químico. Esa última capa es la llamada capa de valencia, porque está relacionada con la capacidad de unión de un átomo, de formar enlaces, que eso es la valencia y sus electrones se denominan electrones de valencia.
Según ese modelo, que no veremos en detalle, los electrones se organizan en capas, en órbitas que reciben nombres de letras K, L, M, N, O, siendo K la más cercana al núcleo. Su disposición en capas es la siguiente:
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 K
H 1
H e 2 2
K L
Li 2 1
Be 2 2
B 2 3
C 2 4
N 2 5
O 2 6
F 2 7
Ne 2 8 3
K L M
Na 2 8 1
M g 2 8 2
Al 2 8 3
Si 2 8 4
P 2 8 5
S 2 8 6
Cl 2 8 7
Ar 2 8 8 4
K L M N
K 2 8 8 1
Ca 2 8 8 2
S c 2 8 9 2
Ti 2 8 10 2
V 2 8 11 2
Cr 2 8 12 2
M n 2 8 13 2
Fe 2 8 14 2
Co 2 8 15 2
Ni 2 8 16 2
C u 2 8 17 2
Zn 2 8 18 2
G a 2 8 18 3
G e 2 8 18 4
A s 2 8 18 5
Se 2 8 18 6
B r 2 8 18 7
K r 2 8 18 8 5
K L M
R b 2 8
Sr 2 8 18
Y 2 8 1
Z r 2 8
N b 2 8
M o 2 8
Tc 2 8 18
R u 2 8
R h 2 8
P a 2 8
Ag 2 8 18
N O
18 8 1
8 2
8 9 2
18 10 2
18 11 2
18 12 2
13 2
18 14 2
18 15 2
18 16 2
17 2
Podemos sacar una conclusión: todos los elementos de un mismo grupo tienen el mismo número de electrones de valencia, que coincide con el nº de grupo (o el 2º numero en caso de grupos mayores de 10). Así, los alcalinos tiene 1 electrón de valencia y 6 los anfígenos del grupo 16, la misma configuración electrónica externa y, como consecuencia, propiedades químicas
semejantes. Los electrones situados en la última capa de un átomo (la más externa) se conocen como electrones de valencia. Los electrones de valencia serán los responsables de las
propiedades químicas de los elementos y, por lo tanto, los átomos que presentan el mismo número de electrones en su última capa tendrán propiedades semejantes.
Veamos cómo se unen los átomos para formar compuestos:
Enlace iónico
El enlace iónico se origina entre un metal y un no metal;
El metal pierde electrones robados por el no metal y forma un ion positivo (catión).
El no metal capta los electrones robados al metal y forma un ion negativo (anión).
El nº de electrones que se roban al metal o son robados por el no metal se puede calcular usando la regla del octeto: Todos los átomos aspiran a tener 8 electrones en la última capa (como los gases nobles). La atracción entre estos iones de distinta carga es lo que se conoce como enlace iónico.
¿Qué compuesto se formará al unirse el Na con el S, por ejemplo? Analicemos cada elemento:
El Na (Z=11), metal alcalino, tiene1 electrón en su capa más externa (la 3) si lo pierde se
transforma en Na+ adquiriendo la estructura electrónica de gas noble, con 8 electrones en la que ahora es su última capa, la capa 2.
El azufre (Z=16), no metal anfígeno, tiene 6 electrones en su última capa, la capa 3, y si gana 2 electrones se transforma en S2–, con 8 electrones en su última capa.
Ahora el Na+ y el S2– se atraen porque tienen cargas de distinto signo. Nos queda contar cuantos átomos de cada clase hacen falta para formar el compuesto y eso lo podemos ver de 2 formas distintas:
o El azufre necesita robar dos electrones, pero cada sodio sólo necesita que le quiten uno, por lo que cada átomo de azufre necesita 2 átomos de sodio. Eso lo representamos por la fórmula Na2S.
o Podemos verlo también por las cargas de cada ion. El compuesto final debe ser neutro. Si escribimos los iones con sus cargas, Na+S2–, vemos que debemos poner 2 átomos de Na y uno de S para que: 2 átomos de sodio·(+1)+1 átomo de cloro·(-2)=0, neutro. La fórmula será, evidentemente, la misma que la obtenida antes, Na2S, sulfuro de sodio.
Según lo visto antes, podemos calcular las llamadas “valencias iónicas” (o números de oxidación), la carga que tiende a adquirir cada elemento. Si seguimos con las ideas anteriores:
Cationes metálicos
Alcalinos: ion +1. Li+, Na+, K+...
Alcalino-térreos: ion +2. Be2+, Mg2+, Ca2+...
Térreos: ion +3: B3+, Al3+
Aniones no metálicos
Halógenos: ion -1. F–, Cl–...
Anfígeno: ion -2. O2–, S2–...
Nitrogenoideos: ion -3: N3–, P3–...
Carbonoideos: ion -4. C4–, Si4–
Por lo comentado anteriormente, para que la molécula resultante sea neutra el número de cargas positivas y negativas debe estar compensado. Cuando se unan el K+ con el O2– la fórmula será K2O, para que la molécula sea neutra. Si se une el Ca2+ con el F– la fórmula será CaF2. Siempre se escribe primero el catión y luego el anión. Como vemos la regla que funciona siempre es intercambiar las valencias como subíndices y simplificar si se puede.
Los compuestos iónicos son sólidos formados por una red tridimensional de iones (cristales iónicos). En realidad no existen moléculas aisladas, sino redes cristalinas. La fórmula indica sólo la proporción de los iones.
Enlace covalente
El enlace covalente se origina entre dos átomos no metálicos. Cuando se unen , para alcanzar la estabilidad los dos átomos comparten parejas de electrones (uno de cada átomo) consiguiendo completar sus capas de valencia y tener 8 electrones en la última capa, en este caso por compartición.
Recordamos que:
Carbonoideos: 4 e
Nitrogeniodeos: 5 e
Anfígenos (O, S, Se, Te): 6 e
Halógenos (F, Cl, Br, I): 7 e
Hidrógeno (H): 1 e (se quiere “parecer” al gas noble correspondiente, el He, con 2 electrones en su última capa), El Hidrógeno aspira a tener 2 e.
Para representar los enlaces covalentes se suele emplear la notación de Lewis, en la que cada átomo se representa por su símbolo rodeado por los electrones de valencia, los de la última capa, que se van colocando, representados por un ·, de
uno en uno alrededor de su símbolo, uno en cada parte del símbolo (arriba, abajo, izquierda y derecha), en el orden en el que se quiera, pero uno en cada sitio. Si completamos una ronda con 4 electrones y el átomo tiene más, hacemos una segunda ronda colocando uno en cada parte. Para representar el siguiente elemento, el N, con 5 e, se añade un e al C en cualquiera de los sitios anteriores, haciendo que aparezca una pareja de electrones, un par de electrones apareados (forman pareja). Los electrones que no tiene
pareja se llaman desapareados y son 4 en el C y 3 en el N. Mira en la tabla lateral el O con 6, 2 apareados y 2 desapareados, y el F con 7, 3 apareados y uno desapareado.
La clave para conseguir el octeto será que cada electrón desapareado de un átomo se comparte con otro desapareado de otro átomo hasta que se consigue que todos los átomos tengan configuración de gas noble. Por tanto, cada átomo formará tantos enlaces (parejas de electrones compatidas) como
electrones desapareados tenga. Este es un enlace sencillo. Tambiñen se pueden formar enlaces dobles (2 electrones de cada elemento, O2) y triples (como en el N2)
Las parejas de electrones se representan también por una raya, que se traza pegada al símbolo del elemento si los 2 electrones apareados son del elemento, y que se traza entre los átomos si dicha pareja de electrones está formada por un electrón de cada átomo. A veces se dibujan rayan para los enlaces y puntos para los electrones apareados de cada átomo.
Se denomina valencia covalente o covalencia al número de enlaces covalentes que un átomo puede formar y coincide con el número de electrones despareados que tiene. Así, los carbonoideos tienen valencia 4, los nitrogenoideos, 3, los anfígenos, 2 y los halógenos, 1. El hidrogeno también tiene covalencia 1. Para formular estos compuestos también funciona lo de intercambiar las valencias.
7 Formulación de compuestos binarios
Son aquellos formados por átomos de 2 elementos distintos. Para formular estos compuestos, para hallar su fórmula debemos seguir unas reglas muy sencillas:
Conocer los números de oxidación de cada elemento: El número de oxidación es la carga real (si el compuesto es iónico) o teórica (la que tendría si asignamos las parejas de electrones
compartidos al átomo más fuerte, al más electronegativo, si el compuesto es covalente) que tiene el átomo de un elemento dentro de un compuesto.
En las uniones metal-no metal, compuestos iónicos, el nº de oxidación coincide con la carga de los iones. En los compuestos covalentes, no metal-no metal, se asigna un orden de fortaleza a cada elemento (su electronegatividad) y se asignan los pares de electrones compartidos al más
electronegativo. La electronegatividad crece en la tabla periódica de las columnas de la izquierda a las de la derecha y dentro de cada columna, de abajo a arriba. El más electronegativo es el F, con nº de oxidación=–1 y el segundo más fuerte el oxígeno, con nº de oxidación=-2.
Para ser más eficiente formulando conviene aprenderse el nº de oxidación. Salvo los de los metales de transición y alguna pequeña excepción, van por familias y son fácilmente predecibles.
PARA FORMULAR:
Se escriben los elementos, primero el metal y después el no metal. Si ambos son no metales, se escriben según su orden en la tabla periódica, primero el que esté más abajo a
la izquierda y luego el que esté más arriba a la derecha. El orden entre los no metales es:
Resumiendo: Metales, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F
Así, si combinamos Mg con Cl el orden será MgCl, si combinamos N con H será NH y si combinamos O con H será HO
Para formular se colocan sobre cada elemento su número de oxidación, teniendo en cuenta que el 2 elemento (el no metal más electronegativo) usará su número de oxidación negativo y el primer elemento (metal o no metal menos
electronegativo) usará su número de oxidación positivo, y a continuación se pondrán tantos átomos de cada elemento de tal forma que el compuesto sea neutro. Por ejemplo:
+2 -1
Mg Cl2. Si ponemos el 2 como subíndice en el Cl, 2·(-1)+2=0, neutro
+5 -2
Cl2O5. Si intercambiamos los nº de oxidación obtenemos 5·(–2)+2·(5)=–10+10=0, neutro
Recuerda que cuando de un elemento hay un átomo en la fórmula de una molécula no se escribe, el propio símbolo ya representa que hay al menos 1 átomo.
PARA NOMBRAR:
Para nombrar los compuestos anterior se comienza a nombrar por el elemento de la derecha y se le hace terminar en “uro” (fluoruro, sulfuro, nitruro….salvo el oxígeno que no es oxuro sino
“óxido” por tradición), a continuación la preposición “de” y se termina por el elemento situado a la izquierda. No hace falta más si entre ambos elementos sólo se obtiene un compuesto, pero…
Si el segundo elemento que se nombra (el que va primero) tiene varios nº de oxidación (serán positivos, claro) para indicar cuál usa en nuestro compuesto se pueden usar 2 métodos:
H
C N O F
S i
P S Cl
As Se B r Sb Te I
o Nomenclatura Sistemática: utiliza prefijos que nos indican el número de átomos de cada elemento: mono-, di-, tri-, tetra-…
o Sistema de Stock: indica el número de oxidación (no el nº de átomos, ojo) entre paréntesis y números romanos.
FeO: Monóxido de (mono)hierro | óxido de hierro (II) (OJO) Fe2O3: Trióxido de dihierro | óxido de hierro (III)
7.1 Óxidos:
Formulación: Si representamos por X el símbolo de un elemento y por n su valencia, la fórmula de un óxido es: X2On (Estos subíndices se simplifican cuando sea posible y si el subíndice es la unidad se omite) Nomenclatura: se utiliza la palabra óxido seguida de la preposición “de” y del nombre del elemento. Si un elemento forma más de un óxido, para diferenciarlos podemos emplear cualquiera de los dos sistemas anteriores, aunque se prefiere Stock para los metálicos y Sistemática para los no metálicos.
Ejemplo: Li2O: Óxido de Litio (en ambas nomenclaturas, ya que sólo hay uno)FeO: Monóxido de (mono)hierro – Óxido de hierro (II) Fe2O3: Trióxido de dihierro – Óxido de hierro (III)
7.2 Combinaciones con el hidrógeno:
7.2.1 Hidruros metálicos:
Formulación: se escribe a la derecha el símbolo del hidrógeno y a la izquierda el del metal, poniendo como subíndices sus valencias intercambiadas.
Nomenclatura: se usa el vocablo hidruro seguido de la preposición “de” y del nombre del elemento. Se utilizan las nomenclaturas de Stock y sistemática con las mismas consideraciones hechas para los óxidos.
Ejemplos: a) KH, hidruro de potasio; b) SnH4, hidruro de estaño (IV) o tetrahidruro de estaño.
7.2.2 Combinaciones del hidrógeno con elementos no metálicos (grupos 13,14 y 15)
Se trata de combinaciones en las que el hidrógeno es el que se escribe más a la derecha el otro no metal.
Formulación: se escribe a la derecha el símbolo del hidrógeno y a la izquierda el del no metal, poniendo como subíndice del hidrógeno la valencia del otro no metal.
Nomenclatura: se usa el vocablo hidruro seguido de la preposición “de” y del nombre del elemento. Se utilizan las nomenclaturas Stock/Sistemática. Algunos hidruros de elementos no metálicos tienen nombres tradicionales admitidos: ejemplo: NH3 (amoniaco)
Fórmula N. STOCK N. SISTEMÁTICA N. TRAD.
NH3 Hidruro de Nitrógeno Trihidruro de nitrógeno Amoníaco
PH3 Hidruro de fósforo Trihidruro de fósforo Fosfina
AsH3 Hidruro de arsénico Trihidruro de arsénico Arsina
SbH3 Hidruro de antimonio Trihidruro de antimonio Estibina
CH4 Hidruro de carbono Tetrahidruro de carbono Metano
SiH4 Hidruro de silicio Tetrahidruro de silicio Silano
BH3 Hidruro de boro Trihidruro de boro Borano
7.2.3 Combinaciones del hidrógeno con elementos no metálicos (grupos 16 y 17)
Se trata de combinaciones en las que el otro no metal es el que se escribe a la derecha, por lo que no tendrán el nombre de “hidruros”.
Formulación: se escribe a la derecha el símbolo del no metal y a la izquierda el del hidrógeno, poniendo como subíndice del hidrógeno la valencia del metal.
Nomenclatura: se nombran añadiendo la terminación –uro al nombre del no metal (suprimiendo la “o”
final del elemento) seguido de la preposición “de” y del vocablo hidrógeno. Si el elemento es el azufre, adquiere el nombre de sulfuro. Debido a que las disoluciones acuosas de estos compuestos tienen carácter ácido, también pueden nombrarse con la palabra ácido, seguida del nombre del no metal acabado en –hídrico. Ejemplo: HBr, cloruro de hidrógeno o ácido clorhídrico.
7.3 Combinaciones metal – no metal
Formulación: se escribe a la derecha el símbolo del no metal y a la izquierda el del metal, poniendo como subíndices sus nº de oxidación intercambiadas.
Nomenclatura: se nombran añadiendo la terminación –uro al nombre del no metal (suprimiendo la “o”
final) seguido de la preposición “de” y del nombre del metal. Se utilizan las nomenclaturas de Stock (la más empleada) y Sistemática con las mismas consideraciones hechas para los óxidos. Ejemplos: a) NaCl, cloruro de sodio; b) FeCl2, cloruro de hierro (II) o dicloruro de hierro
Algunos no metales a los que se les añade la terminación –uro no siguen la norma general, resultando los siguientes nombres: boro (boruro), carbono (carburo), nitrógeno (nitruro), fósforo (fosfuro) y azufre (sulfuro)
7.4 Combinaciones no metal – no metal
Formulación: se escribe a la derecha el elemento situado en un lugar posterior en la serie: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, y F.
Nomenclatura: se nombran añadiendo la terminación –uro al nombre del elemento escrito a la derecha (suprimiendo la “o” final) seguido de la preposición “de” y del nombre del elemento escrito a la izquierda.
El elemento situado a la derecha actúa con la nº de oxidación que usa con el hidrógeno. Se utilizan las nomenclaturas de Stock y Sistemática (la más empleada) con las mismas consideraciones hechas para los óxidos.
Ejemplo: a) PF5, pentafluoruro de fósforo o fluoruro de fósforo (V); b) BCl3; tricloruro de boro o cloruro de boro; c) SF 6, hexafluoruro de azufre o fluoruro de azufre (VI)
7.5 Ternarios: Hidróxidos.
Son combinaciones entre un metal y el grupo hidróxido OH–, que tiene nº de oxidación –1 (–2+1=–1) Formulación: se escribe primero el metal y luego el grupo OH, se intercambian los números de oxidación y se simplifica, si se puede. El grupo (OH) debe ir entre paréntesis cuando su subíndice en la fórmula sea distinto de 1 (cuando haya algún subíndice, vamos).
Nomenclatura: Se comienza con la palabra “hidróxido” seguida de “de” y luego el nombre del metal. Si un metal tiene varios nº de oxidación, se emplean los sistemas vistos hasta ahora:
Ejemplo: Ca(OH)2 : hidróxido de calcio, Fe(OH)2 : dihidróxido de hierro u hidróxido de hierro (II)
