Tema 3.Enlaces químicos y compuestos inorgánicos

TEMA 3

Enlaces químicos. Formulación y nomenclatura Inorgánica.

IBQ. KIMBERLY ESPINOZA CONTRERAS

Índice

3.1.2 Enlaces interatómicos (Iónico y Covalente)

3.1.1 Aplicaciones y limitantes de la regla del Octeto de Lewis

3.1 Enlaces químicos

3.1.3 Enlaces intermoleculares

3.2 Definición, clasificación, formulación y nomenclatura de:

3.2.1 Óxidos

3.2.3 Ácidos

3.2.2 Hidróxidos

3.2.6 Propiedades y usos

3.2.4 Sales

3.2.5 Hidruros

INTRODUCCIÓN

3.1. Enlaces químicos.

Los seres vivos se componen de átomos, pero en la mayoría de los casos, esos átomos no están flotando por ahí individualmente. Por el contrario, generalmente están interactuando con otros átomos (o grupos de átomos).

Como ejemplo, los átomos podrían estar conectados por enlaces fuertes y organizados en moléculas o cristales; o podrían formar enlaces temporales y débiles con otros átomos con los que chocan o rozan. Tanto los enlaces fuertes, que mantienen unidas a las moléculas, como los enlaces más débiles que crean conexiones temporales, son esenciales para la química de nuestros cuerpos y la existencia de la vida misma.

Las sustancias químicas están formadas por átomos enlazados; sólo los gases nobles son elementos muy poco reactivos, es decir, con muy poca tendencia a unirse consigo mismo o con otros elementos. Para formar estas sustancias, los átomos ponen en juego una serie de fuerzas, globalmente atractivas, que posibilitan la unión estable de unos con otros.

Decimos que el enlace químico es el responsable de la unión estable entre dos o más átomos. Pauling define un enlace químico como cualquier tipo de interacción que mantenga unidos entre sí a los átomos de la misma o distinta clase, a los iones, o incluso a las mismas moléculas

¿Por qué formar enlaces químicos?

La respuesta fundamental es que los átomos están tratando de alcanzar el estado más estable (de menor energía) posible. Muchos átomos se vuelven estables cuando su orbital de valencia está lleno de electrones o cuando satisfacen la regla del octeto (al tener ocho electrones de valencia). Si los átomos no tienen este arreglo, "desearán" lograrlo al ganar, perder o compartir electrones mediante los enlaces.

Todo proceso natural tiende a estabilizarse de manera espontánea, o lo que es lo mismo, tiende a conseguir un estado de mínima energía.

En general, podemos afirmar que los átomos se unen formando sustancias compuestas a fin de disminuir la energía interna que poseen, y por tanto, aumentar su estabilidad.

Estructuralmente los enlaces se forman mediante la transferencia total o parcial de electrones entre los átomos.

Los científicos postulan modelos para explicar cómo se produce el enlace químico. Dichos modelos deben explicar tres aspectos fundamentales del mismo:los átomos entre sí.

1. Las proporciones en que los átomos se hallan en cada sustancia y el número total de átomos en ella. 2. La geometría espacial de las moléculas, por ejemplo, el CH4 espacialmente es un tetraedro. 3. La energía de enlace que mantiene ligados los átomos entre sí.

Electronegatividad y tipo de enlace.

El valor relativo de la electronegatividad de los átomos que se enlazan va a determinar su comportamiento y, en consecuencia, el tipo de enlace.

• Si ambos átomos tienen electronegatividades muy diferentes, uno de ellos perderá el electrón (o electrones) del enlace y formará un ion positivo o catión, y el otro los ganará y formará un ion negativo o anión. Entre estos átomos se establecerá un enlace iónico

• Si los dos átomos presentan gran tendencia a atraer los electrones, se enlazarán compartiendo sus electrones de valencia y se formará un enlace covalente.

• Si los dos átomos tienen muy poca tendencia a atraer electrones, ambos se desprenderán de sus electrones de valencia y formarán una estructura en la que los cationes se van a estabilizar con los electrones libres; dará lugar a lo que se denomina enlace metálico.

Teoría de Lewis. Representación.

En el año 1923, el químico norteamericano G. N. Lewis ideó una simbología que facilitaba la representación bidimensional de las fórmulas; permitía saber qué átomos estaban enlazados y cómoera el enlace entre ellos.

La representación de Lewis toma como base el símbolo del elemento químico y distribuye a su alrededor los electrones de la capa de valencia mediante puntos o cruces.

Hasta los cuatro primeros electrones, se colocan uno a cada lado del símbolo (arriba, abajo a derecha y a izquierda), y si el elemento tiene más electrones, se reparten uno a cada lado de los anteriores, formando parejas.

La teoría de Lewis establece que los átomos ganan, pierden o comparten electrones para lograr la configuración electrónica del gas noble más próximo (ns2 np6), con ocho electrones en sucapa de valencia, salvo los elementos de número atómico muy bajo, que tienden a adoptar la del He (1s2). Esto se conoce como regla del octeto.

Los átomos que alcancen la configuración del gas noble ganando o perdiendo electrones formarán iones y se unirán entre sí mediante enlace iónico, mientras que los que comparten electrones se unirán por enlace covalente.

No obstante, la simbología de Lewis no predice cómo se disponen los átomos en el espacio; por tanto, para conocer la geometría de las moléculas se necesita otra teoría más avanzada.

Tarea 1

Realiza una investigación sobre "Aplicaciones y limitantes de la regla del Octeto de Lewis"

Agrega una portada, conclusión y referencias

3.1.2. Enlace interatómicos

Enlace iónico

Recordemos la propiedad de electronegatividad

Los iones y los enlaces iónicos

Algunos átomos se vuelven más estables al ganar o perder un electrón completo (o varios electrones). Cuando lo hacen, los átomos forman iones, o partículas cargadas. El ganar o perder electrones le puede dar a un átomo una capa electrónica externa llena y hacer que sea energéticamente más estable.

La configuración electrónica de los gases nobles y su gran estabilidad justifican el comportamiento químico de otros elementos, ya que dentro del sistema periódico existen elementos que tienen tendencia a perder electrones, mientras que otros tienen tendencia a ganarlos.

Entre los elementos del sistema periódico: Los metales se caracterizan por tener una energía de ionización y una afinidad electrónica baja. Así los alcalinos presentan una configuración en el último nivel del tipo ns1, luego pueden perder el electrón más alejado, dando lugar a un ion con una carga positiva, y conseguir así la configuración del gas noble que le precede en la tabla; excepto el Li, que adquiere la configuración 1s2 correspondiente al helio.

 En cambio, los no metales tienen energías de ionización relativamente altas, e igual ocurre con sus afinidades electrónicas. Así, los halógenos muestran una estructura electrónica en su último nivel del tipo ns2p5, luego pueden captar un electrón, y obtener la configuración del gas noble contiguo, ns2p6.

Llamamos valencia iónica o electrovalencia al número de electrones que un átomo puede perder o ganar para adquirir la configuración del gas noble. Así, la electrovalencia de los alcalinos será 1+, mientras que la de los halógenos será 1 –.

Recordando la formación de Iones

Los iones pueden ser de dos tipos. Los cationes son iones positivos que se forman al perder electrones. Por ejemplo, un átomo de sodio pierde un electrón para convertirse en un catión sodio, Na+. Los iones negativos se forman al ganar electrones y se llaman aniones. Los aniones reciben nombres que terminan en "-uro"; por ejemplo, el anión del cloro Cl− se llama cloruro.

Cuando dos elementos de electronegatividades muy diferentes se acercan, se produce una cesión de electrones desde el elemento menos electronegativo al más electronegativo.

Cuando un átomo pierde un electrón y otro átomo gana un electrón, el proceso se conoce como transferencia de electrones. Los átomos de sodio y de cloro son un buen ejemplo de transferencia de electrones.

El sodio (Na) solo tiene un electrón en su capa electrónica externa, por lo que es más fácil (más electrónicamente estable) que el sodio done ese electrón a que encuentre siete electrónes más para llenar su capa externa. Debido a esto, el sodio tiende a perder su único electrón y formar Na+

Por otra parte, el cloro (Cl), tiene siete electrones en su capa externa. En este caso, es más fácil para el cloro ganar un electrón que perder siete, entonces tiende a tomar un electrón y contertirse en Cl-

Cuando se combinan el sodio y el cloro, el sodio donará su electrón para vaciar su capa más externa, y el cloro aceptará ese electrón para llenar la suya. Ahora ambos iones satisfacen la regla del octeto y tienen capas externas completas. Dado que el número de electrones ya no es igual al número de protones, cada átomo se ha convertido en un ion y tiene una carga +1 (Na+) o –1 (Cl-)

Como consecuencia de la transferencia de un electrón del átomo de Na al de Cl, los dos elementos quedan ionizados. El enlace iónico se crea cuando entre los iones que tienen carga de distinto signo se producen fuerzas atractivas de naturaleza eléctrica.

Estructura de los cristales iónicos

Los iones que forman un compuesto iónico se ordenan internamente siguiendo una estructura geométrica perfectamente definida y forman una red cristalina o cristal iónico. Podemos distinguir en ella una forma básica que se denomina celda unidad, que se repite indefinidamente en todo el cristal.

La forma en que se disponen los iones constituyentes de una red cristalina iónica depende, fundamentalmente de la proporción de aniones y cationes (los iones se agruparán en la red de forma que se mantenga su electroneutralidad) y de sus respectivos tamaños (el valor del radio de los iones marcará las distancias de equilibrio a las que estos se situarán entre sí por simple cuestión del espacio que ocupan en la red.

En una red cristalina iónica, los aniones y cationes se disponen de la forma más favorable energéticamente, que es aquella que procura la máxima separación posible entre los iones del mismo signo de manera que disminuya la fuerza de repulsión. Asimismo, cada catión se encontrará rodeado en sus inmediaciones por aniones y viceversa.

Se llama índice de coordinación al número de iones de un tipo que rodean a otro ion de signo opuesto en su esfera más próxima. Su valor es una característica fundamental del tipo de red que se forma.

Factores que afectan a la fortaleza del enlace iónico

La energía de red es una medida de la estabilidad del cristal iónico, y cuanto mayor sea, más difícil será romper el cristal.

Cualitativamente, la energía reticular, dado el carácter electrostático que posee la interacción entre iones, depende de:

• La carga iónica. Cuanto mayor sea la carga, mayor será la intensidad con la que interaccionan los iones, y la energía reticular.

• La distancia interiónica. Cuanto menor sea la distancia entre los iones, mayor será la interacción, y el valor de la energía reticular.

• La disposición de los iones dentro de la red. Según la distribución de los iones dentro de la estructura cristalina, pueden obtenerse distintos valores de la energía reticular para compuestos de valores semejantes de la distancia interiónica y de la carga, ya que la influencia de un ion sobre el resto no sólo se extiende a sus inmediatos, sino a todos los iones de la red.

En un compuesto iónico no se establece un único enlace entre un ion positivo y un ion negativo, sino que se forma un cristal en el que existen muchos iones positivos y negativos colocados de forma ordenada, por lo que a diferencia de lo que sucede con los compuestos covalentes, los compuestos iónicos no forman moléculas.

Enlace covalente.

El enlace covalente se establece cuando se combinan elementos con electronegatividades altas y parecidas (elementos no metálicos). El enlace se produce porque los átomos comparten electrones de la capa de valencia

Cuando dos átomos que se combinan tienen la misma electronegatividad, los electrones compartidos pertenecen por igual a ambos átomos; en tal caso, se dice que es un enlace covalente apolar. Cuando se combinan átomos con distinta electronegatividad, los electrones compartidos se distribuyen de forma asimétrica y más próximos al elemento con mayor electronegatividad; se forma entonces un enlace covalente polar.

Tipos de sustancias covalentes

• En la mayoría de las sustancias covalentes, los enlaces se establecen entre un pequeño número de átomos que forman la molécula. Son las sustancias covalentes moleculares. En una muestra de estas sustancias hay el número correspondiente de moléculas. Un ejemplo es el agua, H2O; en un vaso de agua hay moléculas de agua.

Tipos de sustancias covalentes

• También hay sustancias formadas por muchos átomos unidos por enlaces covalentes. En ellas no existen moléculas, sino redes cristalinas de muchos átomos que dan lugar a sustancias en estado sólido; se llaman sólidos covalentes, como el diamante, el grafito, etc.

Tipos de sustancias covalentes

Enlace Metálico

Los elementos metálicos, que constituyen la mayoría de los elementos conocidos, presentan unas propiedades físicas características, muy diferentes de las propias de las sustancias iónicas o de las covalentes. Ello es debido al tipo de enlace entre sus átomos: el enlace metálico.

El enlace metálico es la fuerza de unión existente entre los átomos de los metales, a la que deben su estabilidad y propiedades las redes cristalinas metálicas

A temperatura y presión ambiente, los metales se presentan formando cristales que suelen pertenecer a uno de estos tres tipos de estructuras: cúbica centrada en el cuerpo, cúbica centrada en las caras yhexagonal compacta. Además sabemos que son excelentes conductores del calor y de la electricidad en estado sólido.

Modelo de la nube electrónica.

De acuerdo con las propiedades señaladas, cualquier modelo del enlace metálico debe considerar que: Los electrones de los metales deben tener cierta libertad para moverse.  Los enlaces entre los átomos no pueden estar constituidos por pares de electrones localizados, ya que los elementos metálicos se caracterizan por poseer pocos electrones de valencia.

El modelo de la nube electrónica explica las propiedades de los metales ya que:  La gran movilidad de los electrones de valencia deslocalizados justifica que sean buenos conductores del calor y de la electricidad.  El desplazamiento que los planos de la red metálica pueden sufrir cuando los metales se someten a una tensión, justifica su ductilidad y maleabilidad.

Tarea 2.

Realiza un cuadro comparativo sobre los diferentes tipos de enlaces interatómicos y los ejercicios planteados

3.1.3 Enlaces intermoleculares (Puente de hidrogeno, Fuerzas de Van Der Waals, Fuerzas de London)

https://www.youtube.com/watch?v=DS0v0RWUwCI

3.2 Definición, clasificación, formulación y nomenclatura de:

Química Inorgánica

Para simplificar su estudio, la Química se divide en dos grandes ramas: a) Química Orgánica b) Química Inorgánica

En la actualidad se conocen más de un millón de compuestos, cuya estructura y composición es materia de estudio de la química

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La química inorgánica en tus manos...

Tal vez sientas que esta unidad está un poco alejada de tu vida, pero los compuestos inorgánicos nos acompañan más cerca de lo que crees. En la sal que le pones a tu comida, en el bicarbonato de sodio que agregas a tus pasteles, y hasta en el adorno de cuarzo que alguna vez te colgaste en el cuello.

En este caso centraremos nuestra atención en los compuestos que estudia la química inorgánica

Antes de continuar, es importante que recuerdes los conceptos de valencia y enlace iónico y covalente.

REGLAS DEL No. DE OXIDACIÓN. (N.O.)

1. El n.o. de todos los elementos libres es cero, en cualquiera de las formas en que se presenten: Ca metálico, He, N2 , P4 ,etc. 2. El n.o. del H en sus compuestos es +1, excepto en los hidruros metálicos, que es –1. 3. El n.o. del O en sus compuestos es –2, excepto en los peróxidos, que es –1.

REGLAS DEL No. DE OXIDACIÓN. (N.O.)

4. El n.o. de los metales alcalinos es siempre +1. 5. El n.o. de los metales alcalinotérreos es siempre +2. 6. La suma algebraica de los n.o. de los átomos de una molécula es cero, y si se trata de un ión , igual a la carga del ión.

MAPA

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FORMULAS QUÍMICAS

En cualquier fórmula química se escribe en primer lugar los elementos situados a la izquierda de la T.P. (menos electronegativo), y en segundo lugar, los situados a la derecha (más electronegativos). Ej: NaCl y no ClNa. Orden de electronegatividad aplicada a la formulación Metales<B<Si<C<Sb<As<P<N<H<Te<Se<S<I<Br<Cl <O<F

Compuestos Inorgánicos

A la mayoría de los compuestos inorgánicos se les nombra sistemáticamente de acuerdo con las reglas establecidas por comités internacionales, conocidos como: Nomenclatura Clásica y nomenclatura de IUPAC o U.I.Q.P.A. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

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Los nombres sistemáticos o nomenclatura están basados en dos criterios principales: 1).- Por el número de elementos que lo forman 2).- Por la función química que presentan

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De acuerdo al número de elementos que lo forman, se clasifica en:

a) Compuestos binarios: Los que contienen dos elementos diferentes. Ejemplos: H2O, HCl, NaCl. b) Compuestos ternarios: Los que contienen tres elementos diferentes. Ejemplos: H2SO4, NaNO3, Ca3(PO4)2. c) Compuestos cuaternarios: Los que tienen cuatro elementos diferentes. Ejemplos: NaHSO4, NaKCO3.

De acuerdo a la función química que presentan, los compuestos se clasifican en:

a) Óxidos básicos o metálicos b) Óxidos ácidos o anhídridos c) Hidróxidos o bases d) Ácidos: Hidrácidos y oxiácidos e) Sales: Sencillas, Oxisales, Acidas, Básicas y Dobles f) Hidruros

Función Química: Es el conjunto de propiedades y características comunes a un grupo de sustancias que permiten distinguirlas y clasificarlas.

Todos los compuestos que tengan propiedades químicas y estructuras semejantes formarán parte de una función química. Por ejemplo, los hidróxidos se caracterizan por la presencia de OH− en su estructura. Del mismo modo, los ácidos en solución acuosa, liberan H+

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Como todo lo que se hace en la ciencia, estos compuestos están categorizados es decir, ordenados por criterios. En el caso de las funciones inorgánicas los dos grandes criterios son:

1) ¿El elemento químico reacciona con Oxígeno o con Hidrógeno? y 2) ¿El elemento químico que reacciona es un metal o un no metal?

Como podrás imaginarte, tras la primera división podemos tener compuestos oxigenados y compuestos hidrogenados Empecemos por los primeros.

De dónde surgen los nombres de los compuestos químicos?

La nomenclatura clásica se caracteriza por que designa los estados de oxidación del elemento menos electronegativo de un compuesto de la siguiente manera:

b) Para el mayor número de oxidación, al nombre del elemento se le añade la terminación ICO. En el caso de que un elemento presente mas de dos números de oxidación en sus compuestos, se sigue la siguiente regla:

a) Para el menor número de oxidación, al nombre del elemento se le añade la terminación OSO.

Reglas de nomenclatura clásica:

b) Para el mayor número de oxidación, al nombre del elemento, se añade, además de la terminación ico, el prefijo per.

a) Para el menor número de oxidación, al nombre del elemento, además de la terminación OSO, se le añade el prefijo hipo.

Reglas de nomenclatura clásica:

¿Cómo identificamos los compuestos inorgánicos?

Oxído

La palabra “óxido” en la vida diaria nos remite a la herrumbre rojiza que se forma en muchos objetos metálicos (clavos, la lámina de los automóviles y partes del motor, bisagras en las puertas que rechinan, etc.) y que se considera sintomático del deterioro del material. Cuando un metal como el hierro está oxidado o corroído, ello nos indica que éste se “echó a perder”.

La herrumbre, ó corrosión u oxidación generalmente corresponde a la acción combinada de la humedad y el oxígeno [O2]** del aire sobre el hierro metálico

Por lo que podemos evitarla si protegemos al metal de esta “mezcla fatal”, por ejemplo cubriéndolo con una capa de pintura “de aceite”,.... y que mejor si ésta es “anticorrosiva”

No sólo puede oxidarse el hierro; esto también le ocurre a otros metales bien conocidos como el cobre cuyo óxido es verdoso, o el aluminio, el estaño y el zinc que producen óxidos blancos. Igualmente, nosotros mismos podemos oxidar a un elemento tal como el carbono (ese combustible sólido de color negro que a veces usamos en los días de campo para asar carne) o bien podemos oxidar sustancias de origen animal o vegetal o derivados del petróleo (gasolina, aceites lubricantes, etc.) cuando les prendemos fuego, generando así una gran cantidad y variedad de óxidos según veremos adelante.

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LA NATURALEZA DE LAS OXIDACIONES

cualquier oxidación química corresponde a la pérdida de cargas negativas (electrones) por una sustancia química (M) al estar frente al agente oxidante, el cual “se queda con ellas”.

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Tipos de Oxidos

Óxidos básicos o metálicos

• Son compuestos binarios que resultan de la combinación del oxígeno con un metal.
• Se caracterizan por reaccionar con el agua produciendo hidróxidos o bases.

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Nomenclatura clásica:

Los óxidos básicos forman su nombre con la palabra genérica óxido, seguida del nombre del metal, usando las terminaciones oso e ico cuando sea necesario.

Nomenclatura de IUPAC:

Se nombren con la palabra genérica óxido seguida del metal, indicando el número de oxidación mediante el número romano entre paréntesis, de ser necesario. Ejemplos:

Nomenclatura tradicional:

Nomenclatura tradicional:

Nomenclatura de Stock:

Nomenclatura Sistematica:

Como nombrar los óxidos Metálicos

Cómo formar el compuesto apartir del nombre

Óxidos ácidos o anhídridos

• Son compuestos binarios que resultan de la combinación del oxígeno con un no metal.
• Se caracterizan por que al reaccionar con el agua forman oxiácidos.

Nomenclatura clásica:

Se nombran con la palabra genérica anhídrido, seguida del nombre del no metal, dónde las terminaciones oso e ico y de ser necesario los prefijos hipo y per.

Nomenclatura de IUPAC:

Se nombren con la palabra genérica óxido, seguida del nombre del no metal, indicando el número de oxidación mediante un número romano entre paréntesis.

Nomenclatura Óxidos Ácidos

https://www.youtube.com/watch?v=s8Ob386GEzc

Oxidos Acidos (No Metalicos)

Cómo formar el compuesto apartir del nombre

HIDROXIDOS

Hidróxidos o bases son los compuestos ternarios que están formadas por un metal (M) y el grupo hidróxido (OH)-. La valencia con que actúa el grupo hidróxido es -1 La valencia con que actúa el metal es n= +1, +2, +3,... • FÓRMULA GENERAL La fórmula general de los hidróxidos o bases es:

Hidróxidos

Compuestos ternarios formados por un metal o ion positivo, oxígeno e hidrógeno unidos en forma de ion hidroxilo (OH)- Se caracterizan por ser jabonosos al tacto y colorear de azul al tornasol y enrojecen a la fenoftaleína. Sustancias llamadas indicadores.

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Nomenclatura Clasica

Se nombran con la palabra genérica hidróxido, y el nombre del metal o ion que se escribe primero en la fórmula, usando las terminaciones osos e ico de ser necesario (para esto siempre se debe tener en cuenta la valencia con la que actúa)

Nomenclatura de stock:

En esta nomenclatura se comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento metálico, en donde la valencia del mismo se expresará en números romanos y entre paréntesis.

Nomenclatura sistemática:

Se anteponen los prefijos numéricos a la palabra hidróxido.

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Hidróxidos

Ácidos

Para su estudio, los ácidos se dividen en dos tipos: a)Hidrácidos (no contiene oxígeno) b)Oxiácidos (contienen oxígeno) Los ácidos se caracterizan por tener sabor agrio, colorear de rosa al tornasol y decolorar a solución alcohólica de fenoftaleína previamente enrojecida.

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HIDRÁCIDOS

Los hidrácidos o ácidos binarios son compuestos disueltos en agua que se componen de hidrógeno y un elemento no metálico: los haluros de hidrógeno. Su fórmula química general puede expresarse como HX, donde H es el átomo de hidrógeno, y X el elemento no metálico. X puede pertenecer al grupo 17, los halógenos, o a los elementos del grupo 16 sin incluir al oxígeno.

A diferencia de los oxoácidos, los hidrácidos carecen de oxígeno. Dado a que los hidrácidos son compuestos covalentes o moleculares, debe considerase el enlace H-X. Éste es de gran importancia y define las características propias de cada hidrácido.

Nomenclatura clásica:

Forman su nombre con la palabra genérica ácido, seguida del nombre del no metal con la terminación hídrico.

Nomenclatura de IUPAC:

Forman su nombre con el del no metal o ion, al cual se le sustituye la terminación hídrico por uro, seguida de la palabra hidrógeno.

¿Cómo uso la nomenclatura?

Ejercicios Nomenclatura Hidracidos

OXIÁCIDOS

Compuestos ternarios formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. a fórmula general de los oxoácidos es:

Donde el hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 hace referencia a la parte electropositiva del compuesto, mientras que el oxígeno, que actúa con estado de oxidación -2, y el elemento no metálico (generalmente) constituyen la parte electronegativa del mismo.

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Nomenclatura tradicional:

Se nombra con la palabra ácido seguido de la raíz del elemento no metálico e indicando la valencia con la que actúa según el siguiente criterio.

La Nomenclatura de stock:

Comienza con la palabra ácido (lo cual hace referencia a la parte electropositiva, el hidrógeno), seguido del prefijo que indica el número de oxígenos más la palabra “oxo” y por último el prefijo que indica el número de átomos del elemento no metálico (generalmente 1) seguido de la raíz del elemento no metálico terminado en “ico” y en números romanos indicamos su valencia.

La Nomenclatura de stock:

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La Nomenclatura sistemática:

Comienza con el prefijo que indica el número de oxígenos seguido de la palabra “oxo” seguido del prefijo que indica el número de átomos del elemento no metálico, y la raíz del elemento no metálico acabado en “ato”, en números romanos indicamos la valencia del elemento no metálico. Finalmente añadimos por último las palabras «de hidrógeno«.

Nomenclatura sistemática:

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* Cuando sólo tenemos un oxígeno no se indica el prefijo mono.

Además tenemos...

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Nomenclatura Óxidos Ácidos

Sales

Las sales son producto de la reacción de un ácido con un metal o ion positivo; también se les considera al producto de la sustitución total o parcial de los hidrógenos de un ácido por metales o iones positivos. Dependiendo de su composición, las sales se clasifican en : a)Sales sencillas(o haloides) b)Oxisales c)Sales ácidas d)Sales básicas

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Sales sencillas:

Son compuestos formados por un metal o ion positivo y un no metal.

Nomenclatura clásica:

Forman su nombre con la raíz del nombre del no metal, añadiendo la terminación uro, seguido del nombre del metal o ion positivo, utilizando las terminaciones oso e ico de ser necesario.

Nomenclatura de IUPAC:

Forman su nombre con la raíz del nombre del no metal y la terminación uro seguido del nombre del metal o ion positivo: colocando el número de oxidación entre paréntesis cuando sea necesario.

Oxisales:

Nomenclatura de IUPAC: Se nombran como el ion o radical respectivo, seguido del nombre del metal o ion positivo; colocando el número romano entre paréntesis si es necesario.

Compuestos formados por un metal o ion positivo, un no metal y oxígeno

Nomenclatura clásica: Se nombran como el ion o radical respectivo, seguido del nombre del metal o ion positivo, utilizando las terminaciones oso e ico si es necesario.

Sales ácidas:

Nomenclatura de IUPAC: Se nombra de igual manera que las sales sencillas u oxisales, pero intercalando la palabra ácido o diácido según el número de hidrógenos que contenga; colocando el número de oxidación entre paréntesis cuando sea necesario.

Pueden ser sales sencillas u oxisales, que además contiene hidrógeno.

Nomenclatura clásica: Se nombran de igual forma que las sales sencillas u oxisales, intercalando la palabra ácido o diácido según el número de hidrógenos que contengan.

Sales básicas:

Nomenclatura de IUPAC: Se nombran igual que en la nomenclatura clásica, con la única diferencia de que l número de oxidación del metal se coloca entre paréntesis.

Pueden ser sales sencillas u oxisales que además contiene el grupo hidroxilo.

Nomenclatura clásica: Su nombre corresponde al de las sales sencillas u oxisales, según sea el caso, pero intercalando la palabra básico o dibásico según sea el número de radical hidroxilo presentes.

Las sales merecen un tratamiento muy especial. Para comprender sales necesitamos tener algunas herramientas. Por eso comencemos de a poco.

Cuando un hidróxido y/o un ácido se colocan en agua, el agua disocia o separa las moléculas de estas sustancias.

Lo primero es saber un gran secreto de los hidróxidos y de los ácidos.

-Si un hidróxido está en agua ocurre lo siguiente: Esto se denomina “Disociación de los Hidróxidos”

Si un ácido está en agua ocurre lo siguiente: Esto se denomina disociación de los ácidos

Pues bien, las sales son compuestos inorgánicos que se producen cuando reaccionan ácidos e hidróxidos.

Esta reacción se conoce como reacción de neutralización y produce una sal y agua. Hidróxido + Acido -----------------> Sal + Agua

Para nombrar una sal debemos tener en cuenta quién es el ácido y el hidróxido que la formaron. Lo primero que hacemos es nombrar al ácido pero le cambiamos el sufijo siguiendo el siguiente cuadro:

Luego nombramos al hidróxido, o mejor dicho, al metal que forma parte del hidróxido. Ejemplos comunes:

Sales Hidrácidas

Oxisales

HIDRUROS

Los hidruros son compuestos formados por átomos de hidrógenos y otro elemento químico, metales o no metales.

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Hidruros. metálicos:

Los hidruros metálicos son combinaciones del hidrógeno con un metal, en donde el hidrógeno actúa con valencia -1 y los metales actúan con valencia positiva. La fórmula de los hidruros es del tipo: Donde X es el elemento metálico y n es la valencia del elemento metálico.

Nomenclatura tradicional: Se nombra con la palabra hidruro seguido del elemento metálico.

Nomenclatura de stock:

Se realiza indicando el número de valencia del elemento metálico entre paréntesis y en números romanos, precedido por la expresión “hidruro de”+ elemento metálico. No es necesario indicar la valencia de aquellos elementos metálicos que sólo actúan con una.

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Nomenclatura sistemática:

Se indica mediante un prefijo el número de átomos de cada elemento.

Los prefijos utilizados que indican el número de átomos en esta nomenclatura son: 1 átomo: Mono 2 átomos: Di 3 átomos: Tri 4 átomos: Tetra 5 átomos: Penta 6 átomos: Hexa 7 átomos: Hepta ...

H. no metálico:

Se trata de aquellos compuestos en los que el hidrógeno se combina con un elemento más electronegativo que él. En este caso la valencia del hidrógeno es +1. De este modo, dentro de este tipo de hidruros en donde el hidrógeno queda unido a un no metal tenemos por un lado los denominados hidruros volátiles.

Estos están generados por la combinación del hidrógeno con elementos tales como: N, P, As, Sb, C, Si y B. Estos hidruros se suelen denominar mediante nomenclatura tradicional.

H. no metálico:

Por otro lado, tenemos los hidruros constituidos por el hidrógeno unido a algún halógeno o con anfígeno (menos el O), en este caso este tipo de hidruros de denominan hidrácidos (debido a su carácter ácido). En este tipo de compuestos los halógenos actúan con valencia -1 y los anfígenos con valencia -2.

Hidruro

https://www.youtube.com/watch?v=wkqoQjpxAUk

Tarea

Realiza un mapa conceptual sobre las propieades y usos de los compuestos inorganicos

GRACIAS