UNIDAD 3

UNIDAD 3. ENLACE QUÍMICO Y FORMULACIÓN

INDICE DE CONTENIDOS

1- CONCEPTO DE ENLACE QUÍMICO

INTRODUCCIÓN

2- TIPOS DE ENLACES

3- FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA

3.1- Números de oxidación y valencia

3.2- Números de oxidación de los elementos

3.3- Uso de los números de oxidación al formular y nombrar

3.4- Normas prácticas formulación

FORMULACIÓN

ÍNDICE DE FORMULACIÓN

SUSTANCIAS SIMPLES

IÓNES

COMPUESTOS TERNARIOS

COMPUESTOS BINARIOS

Combinaciones binarias del OXÍGENO

Hidróxidos

Combinaciones binarias del HIDRÓGENO

Oxoácidos

Oxisales

Otras combinaciones binarias: SALES

COMPUESTOS CUATERNARIOS

INTRODUCCIÓN

Los elementos manifiestan una tendencia natural a sufrir cambios o a unirse a otros elementos en busca de una situación determinada que llamamos estabilidad.

INTRODUCCIÓN

Salvo los gases nobles, que son estables sin necesidad de enlazarse ni con ellos mismos ni con otro elemento, el resto de los elementos tienden a unirse mediante fuerzas de naturaleza electrostática para formar pequeños agregados llamados moléculas o grandes agregados de átomos ordenados llamados cristales, con el fin de adquirir mayor estabilidad, es decir, de disminuir su contenido energético con respecto a los átomos aislados.

INTRODUCCIÓN

Ejemplo: el flúor (Z=9) 1s2 2s2 2p5

Tiene en su último nivel energético n=2 siete electrones. Para adquirir la configuración electrónica del gas noble más próximo, el neón (Z=10) , sólo necesitaría un electrón que completase su nivel p. Es por ello, que el flúor tiende a unirse a otros átomos que sean capaces de satisfacer esta necesidad, bien compartiendo con ellos un electrón o bien cediéndoselo directamente.

INTRODUCCIÓN

Esta tendencia, también la tienen el resto de los halógenos, ya que a todos les falta un electrón para asemejarse al gas noble que tienen a su derecha en la tabla periódica.

INTRODUCCIÓN

¿Sabias que...?

Todos los metales alcalinos presentan una tendencia tan exagerada a combinarse con otros átomos para perder ese electrón, que son elementos muy reactivos, es decir son explosivos, incluso en contacto con el agua ambiental, así que se almacenan sumergidos en queroseno o protegidos por una atmósfera de nitrógeno que los mantenga a resguardo.

1- concepto de enlace químico

Los átomos se unen unos a otros formando moléculas. Estas uniones entre átomos se denominan enlaces. Los átomos se enlazan unos con otros para forman moléculas más estables y de menor energía que los átomos que la forman por separado.

Regla del octeto Todos los átomos buscan una configuración electrónica estable, como la de los gases nobles (s2p6); para alcanzar esta configuración estable, que consiste en tener 8 electrones en su capa más externa (electrones de valencia) formarán enlaces de distintos tipos (iónico, covalente y metálico). Ten en cuenta, que los electrones más externos del átomo son más propensos al intercambio por estar menos atraídos. Las propiedades de las moléculas formadas no están solo determinadas por los átomos que las componen, también por el tipo de enlace o enlaces que la forman.

Enlace químico y energíaCuando dos o más átomos se acercan, se originan fuerzas atractivas (núcleo de un átomo con electrones de otro) y repulsivas (entre núcleos y entre nubes de electrones) que actúan a corta distancia y que pueden ser muy intensas. Cuando los átomos unidos tienen menos energía que el sistema original formado por los átomos por separado, se producirá el enlace entre ellos. Se producirá entonces un equilibrio entre las fuerzas de atracción y repulsión de los átomos.

INTRODUCCIÓN

Si nos fijamos ahora en el primer grupo de la tabla periódica, los metales alcalinos, todos tienen un único electrón en su nivel energético más extremo, en un subnivel s. Para asemejarse a la configuración del gas noble, lo más fácil es perder ese electrón y así adquirir la configuración del gas noble anterior. Así por ejemplo el sodio (Na, Z=11) tiende a unirse a otros elementos a los que ceder este electrón y así asemejarse al gas Neón (Ne, Z=10).

Definición de enlace químico: unión de átomos para formar un sistema estable.Energía de enlace: se denomina así, a la energía desprendida en el proceso de formación de un enlace. Es igual en valor absoluto a la energía necesaria para separar átomos unidos.

2- tipos de enlaces

En la naturaleza, se forman tres tipos de enlace: iónico, covalente y metálico. Dentro de una misma sustancia puede existir más de un tipo de enlace (también enlaces intermedios entre uno y otro). Las propiedades físicas y químicas de las sustancias dependen, en gran medida, del tipo de enlace que la forman.

2- enlace convalente

1- enlace iónico

3- enlace metálino

3- FORMULACIÓN DE LA QUÍMICA INORGÁNICA

Formular un compuesto consiste en expresar la fórmula química de dicho compuesto. Es decir, indicar:

• El tipo de átomos (qué elementos) están presentes en la molécula o en la red cristalina

• Cuántos hay de cada tipo o en qué proporción se encuentran en la red.

2- NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS Y VALENCIA

Cuando se aprende a formular, hay dos conceptos que hemos te tener claros: La valencia y el número de oxidación.

Valencia

Número de oxidación

3.2- NÚMERO DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Ten en cuenta lo siguiente

NO METALES Tienen tendencia a ganar electrones, ya sea tomándolos de un átomo metálico o compartiéndolos con otro no metal.

• Si se une a un metal (enlace iónico, metal+ no metal), el no metal acepta los electrones que le da el metal, y se queda con carga negativa. Tendrá entonces un número de oxidación negativo.

• Si se unen dos no metales, compartirán los electrones de su última capa (enlace covalente). Pero siempre habrá uno más electronegativo que otro, atrayendo más a los electrones hacia su núcleo.

Se considera entonces, que el elemento más electronegativo (que se coloca la derecha de la fórmula) actúa con número de oxidación negativo, y el elemento más electropositivo (a la izquierda) actúa con número de oxidación positivo.

Estas reglas, se utilizan cuando se combinan dos o más elementos diferentes. En las sustancias simples (uno o más átomos del mismo elemento) se considera que el número de oxidación es cero.

3.3- Uso de los números de oxidación a la hora de formular y nombrar

¿Cómo podemos obtener la fórmula conociendo el número de oxidación con el que actúan los elementos?

Si tenemos en cuenta que el número de oxidación es el número de electrones que un elemento puede ceder o ganar a la hora de combinarse con otro, es decir nos indica el número de enlaces que un átomo del elemento es capaz de realizar con otros átomos, veamos varios ejemplos:

EJEMPLO 1 En el caso de la sal común (cloruro de sodio, combinación del cloro y sodio).

• El sodio tiene 1+, es decir tiende a dar un electrón (un enlace).

• El cloro, 1-, tiende a ganar un electrón (un enlace). Así un átomo de sodio da un electrón a un átomo de cloro.

La fórmula será NaCl.

EJEMPLO 2 Aluminio (3+) y oxígeno (2-). Cada átomo de aluminio puede formar tres enlaces, pero un átomo de oxígeno solo puede formar 2. Serán necesarios por tanto, 2 átomos de aluminio (6 enlaces en total) y tres átomos de oxígeno (también 6 enlaces) para que el resultado sea una molécula neutra. La fórmula será Al2O3.

Una forma simplificada de obtener la fórmula es el intercambio de números. Colocamos como subíndice de un elemento el número de oxidación (sin el signo) del otro elemento. Si ambos números se pueden dividir entre 2, 3…la fórmula se simplifica.

3.3- Uso de los números de oxidación a la hora de formular y nombrar

¿Cómo obtenemos los números de oxidación a partir de la fórmula?

Sería el procedimiento inverso al anterior, en este caso, hay que hacer el intercambio de números al revés. El subíndice que indica el número de átomos de un elemento se corresponde con el número de oxidación del otro elemento. OJO! Porque la fórmula puede estar simplificada, nos tendríamos que asegurar que los números de oxidación obtenidos son correctos.

3.4- Normas prácticas elementales sobre formulación IUPAC 2005

1- Para leer una fórmula se deletrea y nunca se silabea. Ejemplo: Se3 Fe2: No se lee se-tres-fe-dos. La forma correcta es: ese-e-tres-efe-e-dos.

3.4- Normas prácticas elementales sobre formulación IUPAC 2005

2- En general, se escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento o grupo que tiene estado de oxidación positivo (más a la izquierda en el sistema periódico) y a continuación el que actúe con estado de oxidación negativo (más a la derecha en la tabla periódica). Al nombrarlos se hace en orden inverso. Ejemplos: NaCl: cloruro de sodio. CaCO3: carbonato de calcio.

3.4- Normas prácticas elementales sobre formulación IUPAC 2005

3- Los subíndices indican la cantidad de átomos/iones o la proporción de estos que participan en un compuesto. Ejemplos: H2O, en el compuesto hay dos átomos de hidrógeno por cada uno de oxígeno; Na2O: en el compuesto hay dos iones Na+ por cada uno de O2– .

3.4- Normas prácticas elementales sobre formulación IUPAC 2005

4-Para nombrar un compuesto conviene deducir los respectivos estados de oxidación con que actúan los elementos teniendo en cuenta que la carga neta del conjunto, que en el caso de los compuestos es cero, para los cationes es positiva y para los aniones negativa.

3.4- Normas prácticas elementales sobre formulación IUPAC 2005

5- La carga de un ión se indica en forma de superíndice con su signo (+ ó –). Nota: por convenio el signo siempre se escribe después del número y no al revés. Ejemplos: CO3 2– ; Zn2+ ; PO4 3– ; Cl– .

3.4- Normas prácticas elementales sobre formulación IUPAC 2005

6-A nivel práctico, para formular un compuesto binario se intercambian las valencias de los elementos (estados de oxidación prescindiendo de signos) y se colocan en forma de subíndices, debiéndose simplificar (excepto en peróxidos) al entero más bajo. El subíndice 1 siempre se omite.

3.5- Formulación de sustancias inorgánicas simples

Estan formadas por átomos de un mismo elemento.

Su fórmula será el símbolo del elemento (Fe, Na, Cu, C, etc), excepto las siguientes moléculas gaseosas (H2, N2 , O2 , O3 ) y las de los halógenos (F2, Cl2 , Br2 , I2) que se presentan en forma diatómica o triatómica.

Según la IUPAC se nombran con los prefijos di- o tri-, aunque su nombre común omite los prefijos, sin embargo, para estas sustancias, cuando sus átomos aparecen aislados, sí que llevan el prefijo mono-.

3.5- Formulación de sustancias inorgánicas simples

3.6- Formulación de COMPUESTOS BINARIOS

Se trata de compuestos que contienen dos elementos químicos, uno electropositivo y otro electronegativo y son neutros, por lo que la carga total positiva debe ser igual a la carga total negativa.

Otras combinaciones binarias

Combinaciones binarias del O

Combinaciones binarias del H

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO

El oxígeno se combina con TODOS LOS ELEMENTOS QUÍMICOS excepto con los GASES NOBLES. El oxígeno actúa con estado de oxidación –2: (O2–: óxido) y al ser casi siempre el más electronegativo se coloca en segundo lugar en la fórmula, excepto cuando se combina con los halógenos que se escribe delante. En los compuestos llamados “peróxidos”, el oxígeno actúa con estado de oxidación -1: (O2)2-

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO

FORMULACIÓN

Por norma general, estos compuestos se formulan escribiendo el símbolo del elemento y después el del oxígeno e intercambiando los estados de oxidación: E2On, fórmula en la que E es cualquier elemento excepto los halógenos. Si la valencia n es par, ambos subíndices se simplifican.

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO

METALES/NO METALES

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO

HALÓGENOS

PERÓXIDOS

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: METALES/NO METALES

Para estos compuestos se utilizan las nomenclaturas acordes con las recomendaciones IUPAC de 2005: Nomenclatura de composición con prefijos Nomenclatura de composición con el estado de oxidación en números romanos

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: METALES/NO METALES

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: METALES/NO METALES

SO3

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: oxígeno con halógenos

En estos compuestos la única nomenclatura que se aplica es la nomenclatura de composición con prefijos multiplicadores: Se nombran haciendo terminar en -uro el nombre del halógeno, precedida de prefijo numeral di, y se indica el número de oxígenos mediante prefijo. Ejemplo: dibromuro de pentaoxígeno: O5 Br2; difluoruro de oxígeno: OF2 .

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: oxígeno con halógenos

Haluros de oxígeno Por convenio de la Nomenclatura IUPAC 2005, los halógenos son considerados más electronegativos que el oxígeno, en estos casos, se coloca primero el oxígeno y luego el halógeno a la derecha. Si embargo, el oxígeno actúa con su número de oxidación negativo (2-) y el otro elemento con uno de sus números de oxidación positivos. Solo en el caso del flúor, este actúa con su número de oxidación 1- y el oxígeno con 2+

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: peróxidos

El oxígeno puede actuar con estado de oxidación -I formando los peróxidos, siendo el grupo característico el O2 2-. Al igual que en el primer caso, para estos compuestos se utilizan las nomenclaturas acordes con las recomendaciones IUPAC de 2005:

Nomenclatura de composición con prefijos. Igual que los óxidos Nomenclatura de composición con el estado de oxidación en números romanos. Anteponemos el prefijo per- al nombre del óxido y se indica el estado de oxidación del otro elemento si es necesario

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: peróxidos

Ejemplo: Li2O2→ dióxido de dilitio; peróxido de litio Hg2O2 → dióxido de dimercurio; peróxido de mercurio (I) IMPORTANTE: No se puede simplificar el subíndice correspondiente al grupo O2 2-.

COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO: peróxidos

Estos compuestos pueden confundirse a simple vista con los óxidos “normales”. Si tenemos dudas, lo mejor es calcular lo números de oxidación.

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO

-1

METALES

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO

-1

GRUPOS 13, 14 Y 15

NO METALES

+1

GRUPOS 16 Y 17

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: METALES + H

En estos compuestos el hidrógeno actúa con estado de oxidación -I Y se nombran: Nomenclatura de composición con prefijos Nomenclatura de composición con el estado de oxidación en números romanos

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: metal + h

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: no metal (g 13, 14 y 15) + H

Son compuestos formados por combinación del hidrógeno con los elementos N, P, As, Sb, C, Si y B. En estos casos, el hidrógeno actúa con su número de oxidación negativo (-1).

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: H + no metal (g 13, 14 y 15)

En estos compuestos el hidrógeno actúa con estado de oxidación -I Y se nombran: Nomenclatura de composición con prefijos Nomenclatura sistemática de sustitución

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: no metal + H (g 16 y 17)

El hidrógeno actúa en estos compuestos con estado de oxidación +1, y los no metales con su respectivo estado de oxidación negativo, siendo por tanto los elementos más electronegativos.

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: no metal + H (g 16 y 17)

Estos compuestos se nombran: Nomenclatura de composición con prefijos

COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO: no metal + H (g 16 y 17)

Disoluciones acuosas de estos compuestos Cuando estos compuestos (que son gaseosos) están disueltos en agua, generan disoluciones ácidas, por lo que en este caso reciben el nombre de ÁCIDOS HIDRÁCIDOS. Así, de manera tradicional se nombran utilizando la palabra genérica ácido y se añade el sufijo -hídrico a la raíz del no metal.

COMBINACIONES BINARIAs: sales

METAL + NO METAL

SALES NEUTRAS O IÓNICAS

SALES

NO METAL + NO METAL

SALES VOLÁTILES

SALES NEUTRAS O IÓNICAS

Son combinaciones de un metal (estado de oxidación positivo) con un no metal (estado de oxidación negativo). Se formulan escribiendo el símbolo del metal y después el del no metal e intercambiando los estados de oxidación (valencias):

SALES NEUTRAS O IÓNICAS

Se utilizan dos formas de nombrar: Nomenclatura de composición con prefijos Nomenclatura expresando el número de oxidación

SALES NEUTRAS O IÓNICAS

Estos dos compuestos también se consideran sales. En ellos se combinan el ion amonio (azanio), NH4+ con el ion cloruro Cl– y el ion cianuro CN- con el ion potasio K+.

SALES VOLÁTILES (NO METAL + NO METAL)

La IUPAC establece que, en las combinaciones binarias entre no metales, al igual que en los demás compuestos binarios, se escribirá primero en la fórmula el elemento menos electronegativo (que llevará el estado de oxidación positivo) seguido del más electronegativo (estado de oxidación negativo). Así, se escribirá en primer lugar en la fórmula el elemento que aparezca más tarde en la siguiente secuencia que comienza en el flúor (elemento más electronegativo de la tabla periódica):

SALES VOLÁTILES (NO METAL + NO METAL)

SALES VOLÁTILES (NO METAL + NO METAL)

Estos compuestos se nombran añadiendo la terminación -uro al elemento cuyo símbolo este colocado a la derecha en la fórmula, de acuerdo con las nomenclaturas sistemáticas I y II vistas para sales neutras de metal y no metal.

3.7- Formulación de IONES

El ión es una especie química con carga positiva o negativa.

CATIONES

ANIONES

FORMULACIÓN DE CATIONES

Son iones cargados positivamente. Para nombrarlos, recomendado por la IUPAC, basta poner el nombre del elemento seguido por paréntesis con el número de carga (1) del ion (sin espacio). (1) No confundir con el número de oxidación, que se indica en números romanos.

CATIONES

FORMULACIÓN DE CATIONES

CATIONES

Existen otros cationes muy comunes, formados por moléculas con carga positiva. Veremos sus nombres: NH4 +: catión amonio H3O+; catión oxonio (u oxidanio) H+: protón.

FORMULACIÓN DE ANIONES

Son iones cargados negativamente. Podemos distinguir dos grupos: 1- monoatómicos2- poliatómicos

CATIONES

FORMULACIÓN DE ANIONES monoatómicos

Se utilizan las nomenclaturas: Nomenclatura tradicional: se utilizan la palabra ion seguida del elemento terminado en -uro. Nomenclatura sistemática: sólo se escribe el elemento terminado en uro y la carga del ion entre paréntesis.

CATIONES

FORMULACIÓN DE ANIONES monoatómicos

CATIONES

FORMULACIÓN DE ANIONES POLIATÓMICOS

En ellos se combinan elementos que actúan con su estado de oxidación positivo, con el oxígeno (OXOANIONES). La carga total deberá resultar negativa. Se utilizan las nomenclaturas tradicional y sistemática.

FORMULACIÓN DE ANIONES POLIATÓMICOS

1- nomenclatura tradicional

FORMULACIÓN DE ANIONES POLIATÓMICOS

Por ejemplo en el caso del azufre, que tiene tres estados de oxidación (2+, 4+ y 6+)

• Estado de oxidación 2+: SO22- (hiposulfito)
• Estado de oxidación 4+: SO32-: (sulfito)
• Estado de oxidación 6+: SO42- (sulfato)

FORMULACIÓN DE ANIONES POLIATÓMICOS

2- nomenclatura sistemática de composición Se utilizan prefijos indicando el número de oxígenos seguido de la palabra oxido a continuación el nombre del no metal siempre terminado en -ato y, por último, la carga del ion entre paréntesis. No hay separación entre el nombre del no metal y la carga. Se puede o no anteponer la palabra anión o ion.

FORMULACIÓN DE ANIONES POLIATÓMICOS

3.8- FORMULACIÓN DE COMPUESTOS TERNARIOS

Se trata de compuestos que contienen tres elementos químicos,.

OXISALES

HIDRÓXIDOS

OXOÁCIDOS

HIDRÓXIDOS

Se caracterizan por tener el grupo OH–, llamado hidróxido (estado de oxidación –1), unido a un metal. Se formulan escribiendo el símbolo del metal seguido del grupo hidróxido que se escribe entre paréntesis si la valencia del metal es mayor que 1.

HIDRÓXIDOS

Se pueden nombrar utilizando nomenclaturas de prefijos multiplicadores o indicando el número de oxidación con números romanos, como a continuación:

HIDRÓXIDOS

Se pueden nombrar también con la nomenclatura de composición con el número de carga.

OXOÁCIDOS

Son compuestos que contienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento que suele ser un no metal.*

OXOANIÓN

* Tambien puede ser un metal de transición con alto número de oxidación. Ejemplo: Cu(6+). Mn(7+)

oxoácidos

Para formularlos se escribe el símbolo del elemento M con el estado de oxidación adecuado Mn+ se pone el mínimo número de oxígenos O2- para superar las cargas positivas de Mn+ y se añaden los H+ necesarios para la neutralización de las cargas.

oxoácidos

Se pueden nombrar utilizando la nomeclatura tradicional. Para utilizarla hay que conocer todos los números de oxidación que puede tener el elemento X, ya que el prefijo y sufijo se asignan en función de estos. ÁCIDO + prefijo + no metal + sufijo

oxoácidos

oxoácidos

Fíjate en la correspondencia entre la nomenclatura del ácido y del oxoanión

oxoácidos

Fíjate en la correspondencia entre la nomenclatura del ácido y del oxoanión

oxoácidos

oxoácidos

Por ejemplo en el caso del S, que puede actuar con 3 números de oxidación (2+, 4+ y 6+, tendríamos los siguientes oxoácidos. Número de oxidación 2+ Pongo el H el S y el O, e indico tantos oxígenos como sea necesario para que la carga sea negativa, y a continuación tantos hidrógenos como necesite para neutralizar esa carga negativa. H2SO2 Y su nombre sería ácido hiposulfuroso

oxoácidos

Número de oxidación 4+ Pongo el H el S y el O, e indico tantos oígenos como sea necesario para que la carga sea negativa, y a continuación tantos hidrógenos como necesite para neutralizar esa carga negativa. H2SO3 Y su nombre sería ácido sulfuroso

oxoácidos

Número de oxidación 6+ Pongo el H el S y el O, e indico tantos oígenos como sea necesario para que la carga sea negativa, y a continuación tantos hidrógenos como necesite para neutralizar esa carga negativa. H2SO4 Y su nombre sería ácido sulfúrico

oxoácidos

Otros ejemplo, en el caso del C, que puede actuar con 2 números de oxidación (2+, 4+), tendríamos los siguientes oxoácidos. Número de oxidación 2+ Pongo el H el C y el O, e indico tantos oxígenos como sea necesario para que la carga sea negativa, y a continuación tantos hidrógenos como necesite para neutralizar esa carga negativa. H2CO2 Y su nombre sería ácido carbonoso

oxoácidos

Número de oxidación 4+ Pongo el H el C y el O, e indico tantos oxígenos como sea necesario para que la carga sea negativa, y a continuación tantos hidrógenos como necesite para neutralizar esa carga negativa. H2CO3 Y su nombre sería ácido carbónico

oxoácidos

Se pueden nombrar también utilizando la nomeclatura sistemática numeral HIDROGENO (numeral ÓXIDO numeral no metal-ATO)

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Estos elementos, forman oxoácidos especiales, ya que tienen un O2-más de los necesarios para superar las cargas positivas, lo que supone la adición de dos H+ extra. Los oxoácidos con el número mínimo de O2- para superar las cargas positivas son más inestables y se distinguen con el prefijo meta-, las moléculas con un O2- más de los necesarios llevan el prefijo orto-,

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Para comprender todo esto mejor, vamos a analizar por ejemplo el caso del fósforo, que puede actúar con dos números de oxidación positivos (+3 y el +5)

Según el esquema visto antes, como tiene dos posibles números de oxidación, uno (el más pequeño) correspondería con la terminación -oso y el mayor a la terminación -ico.

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Vamos a formular el ácido fosforoso Tenemos el fósforo con número de oxidación +3, el número mínimo de oxígenos para que el resultado tenga carga negativa será 2 y en este caso para que el total sea neutro necesitariamos un hidrógeno, quedando de la siguiente forma:

3+

2-*2=4-

1+

HPO2

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Pero hemos dicho que los oxoácidos formados por estos elementos con el número mínimo de O2- para superar las cargas positivas son más inestables y se distinguen con el prefijo meta, por lo que este que acabamos de formular sería el: ácido metafosforoso. La "versión" más estable, llevaría un oxígeno más y los hidrógenos necesarios para neutralizar la carga negativa. Quedando de la siguiente forma:

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Acido ortofosforoso.

3+

2-*3=6-

1+*3= 3+

H3PO3

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Vamos a formular el ácido fosforico Tenemos el fósforo con número de oxidación +5, el número mínimo de oxígenos para que el resultado tenga carga negativa será 3 y en este caso para que el total sea neutro necesitariamos un hidrógeno, quedando de la siguiente forma:

5+

2-*3=6-

1+

HPO3

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Pero hemos dicho que los oxoácidos formados por estos elementos con el número mínimo de O2- para superar las cargas positivas son más inestables y se distinguen con el prefijo meta, por lo que este que acabamos de formular sería el: ácido metafosforico. La "versión" más estable, llevaría un oxígeno más y los hidrógenos necesarios para neutralizar la carga negativa. Quedando de la siguiente forma:

OXOÁCIDOS POLIHIDRATADOS (B, Si, P y As)

Vamos a formular el ácido ortofosforico

5+

2-*4=8-

1+*3= 3+

H3PO4

OXISALES

Son compuestos ternarios constituidos por un no metal, oxígeno y metal.

Se puede usar la nomenclatura tradicional

prefijo no metal sufijo DE metal (nº oxidación) o lo que es lo mismo nombre del anión según la nomenclatura tradicional más el nombre del catión y el número de oxidación si hay más de una opción.

OXISALES

Recuerda que los prefijos se asignaban de la siguiente forma:

-ito

-ito

-ato

-ato

OXISALES

Vamos a formular a modo de ejemplo, los oxisales formados por Na, Cl y O. El Cl, puede actuar con cuatro números de oxidación positivos (+1, +3, +5 y +7). Por lo que tendríamos

• Hipoclorito (cuando actúe con +1) ClO-
• Clorito (cuando actúe con +3) ClO2-
• Clorato (cuando actúe con +5) ClO3-
• Perclorato (cuando actúe con +7) ClO4-

Sabiendo esto, podemos formular los diferentes oxisales

OXISALES

• Hipoclorito de sodio NaClO
• Clorito de sodio NaClO2
• Clorato de sodio NaClO3
• Perclorato de sodio NaClO4

OXISALES

OXISALES

Se puede usar la nomenclatura sistemática de composición

el anión con la terminación -ato e (indicando el número de oxígenos con prefijos multiplicadores) y, tras la palabra “de”, se nombra el catión sin indicar el número de oxidación.

OXISALES

OXISALES

• Hipoclorito de sodio/óxidoclorato de sodio: NaClO
• Clorito de sodio/dióxidoclorato de sodio NaClO2
• Clorato de sodio/trióxidoclorato de sodio NaClO3
• Perclorato de sodio /tetraóxidoclorato de sodio NaClO4

OXISALES ÁCIDAS

Se trata de un compuesto cuaternario (cuatro elementos) que proviene de la sustitución parcial de los iones hidrógeno de un ácido oxoácido por cationes.

oxoácido

OXISALES ÁCIDAS

Al igual que los oxaácidos se pueden nombrar también utilizando la nomenclatura tradicional y la nomenclatura sistemática En la nomenclatura tradicional:

Número de hidrógenos (prefijo numeral) + nombre del anión + catión con número de oxidación (cuando sea necesario)

OXISALES ÁCIDAS

Ejemplo:

oxoácido

oxoanión

Hidrogenosulfato de sodio

oxisal ácida

OXISALES ÁCIDAS

Según la nomencaltura sistemática de la misma forma que el oxoácido, pero añadiendo el nombre del metal al final es decir: numeral HIDROGENO (numeral ÓXIDO numeral no metal-ATO) de (nombre del metal)

oxoácido

Ejemplo: Ca (4+) y O (-2) se unirían de la siguiente forma C2O4 que es igual que decir CO2

Así, un número de oxidación positivo indica que el átomo cede electrones o los comparte con un elemento más electronegativo (con más tendencia a captarlos), y negativo cuando el átomo gana electrones o los comparte con un átomo menos electronegativo. Ten en cuenta, que un mismo elemento puede actuar con uno o varios números de oxidación diferentes.

Número de oxidación negativo Número de oxidación = número de grupo – 18. Excepción: El boro está en el grupo 13, pero su número de oxidación negativo es 3

Se nombran con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del otro elemento. Se utilizan prefijos numerales para indicar el número de hidrógenos presentes en el compuesto. Ejemplos: NH3: Trihidruro de nitrógeno; PH3: Trihidruro de fósforo; AsH3: Trihidruro de arsénico; SbH3: Trihidruro de antimonio; BH3: Trihidruro de boro; SiH4: Tetrahidruro de silicio.

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Fe (actuando con 3+) e hidrógeno (1-). Un átomo de hierro puede ceder 3 electrones, por lo que formará enlace con 3 átomos de hidrógeno (cada átomo de hidrógeno acepta un electrón). Fórmula: FeH3

Número de oxidación positivo: Número de oxidación coincide con el número de grupo

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Fe (actuando con 3+) e hidrógeno (1-). Un átomo de hierro puede ceder 3 electrones, por lo que formará enlace con 3 átomos de hidrógeno (cada átomo de hidrógeno acepta un electrón). Fórmula: FeH3

Utiliza la palabra genérica óxido precedida un prefijo (mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc., indicando el número de oxígenos y del mismo modo, a continuación, la proporción del segundo elemento. Ejemplo: pentaóxido de dinitrógeno: N2 O5 ; dióxido de titanio: TiO2 .

El volumen de un sólido irregular se determina por inmersión en líquidos.

Procedimiento:

• Vertemos agua en una probeta.
• Escribimos la medida inicial del volumen del agua.
• Introducimos el sólidos

• Escribimos la medida final del volumen del agua con el sólido.
• El volumen del sólido será la diferencia entre el volumen final y el volumen inicial.

Se nombra con la palabra genérica hidruro seguida del nombre del metal correspondiente indicando con prefijos multiplicadores (mono, di, tri, tetra) el número de hidrógenos. CaH2: dihidruro de calcio

se nombra antes el no metal con el sufijo -uro y se indica el estado de oxidación del metal mediante números romanos. CuBr2 Bromuro de cobre(II) Cu2S Sufuro de cobre(I) Cuando los elementos sólo tengan un número de oxidación no es necesario indicarlo.

Los METALES (o elementos metálicos), tienen tendencia a desprenderse de electrones en su última capa, cediéndolos a otro átomo. Al quedarse con menos electrones, su carga será positiva. Se considera, por tanto, que el número de oxidación de los metales es positivo.

: esta forma de nombrar está basada en los llamados “hidruros padres o progenitores”. Estos nombres están recogidos en la siguiente tabla

Los NO METALES tienen tendencia a ganar electrones, ya sea tomándolos de un átomo metálico o compartiéndolos con otro no metal. o Si se une a un metal (enlace iónico, metal+ no metal), el no metal acepta los electrones que le da el metal, y se queda con carga negativa. Tendrá entonces un número de oxidación negativo.o Si se unen dos no metales, compartirán los electrones de su última capa (enlace covalente). Pero siempre habrá uno más electronegativo que otro, atrayendo más a los electrones hacia su núcleo.Se considera entonces, que el elemento más electronegativo (que se coloca la derecha de la fórmula) actúa con número de oxidación negativo, y el elemento más electropositivo (a la izquierda) actúa con número de oxidación positivo.

Número de oxidación positivo: los números de oxidación están relacionados con la última cifra del número del grupo. Partimos de esa cifra (3, 4, 5, 6 ó 7), y ese será el mayor de sus nº de oxidación positivos. Podemos obtener los demás restando 2, hasta llegar a 2+ en los grupos pares y 1+ en los grupos impares.

Se entiende por número de oxidación de un elemento al número de electrones que puede aceptar, ceder o compartir un átomo en sus uniones. A diferencia de la valencia, tiene signo.

Se utiliza la palabra genérica óxido seguida del nombre del otro elemento indicando la valencia (número de oxidación) con números romanos entre paréntesis. Si el elemento sólo tiene una valencia, no se indica. Es decir si solo actúa con un número de oxidación. Ejemplos: óxido de hierro (III): Fe2O3;

número de electrones que un átomo pone en juego en una determinada combinación, y se expresa como un número natural (sin signo).

Hay muchos instrumentos para medir el volúmen de líquidos:

• Capacidad: Es la máxima cantidad que puede medir.
• Sensibilidad: Es la mínima cantidad que puede apreciar.

Número de oxidación positivo: Para los elementos de transición no podemos establecer ninguna regla

Se nombra primero el no metal con el sufijo -uro y se utilizan prefijos multiplicadores para indicar la proporción de cada elemento. CuBr2: Dibromuro de cobre Cu2S: Sufuro de dicobre

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Cuando hablamos de la valencia, nos referimos al número de electrones que un átomo pone en juego en una determinada combinación, y se expresa como un número natural (sin signo).

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Fe (actuando con 3+) e hidrógeno (1-). Un átomo de hierro puede ceder 3 electrones, por lo que formará enlace con 3 átomos de hidrógeno (cada átomo de hidrógeno acepta un electrón). Fórmula: FeH3

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Fe (actuando con 3+) e hidrógeno (1-). Un átomo de hierro puede ceder 3 electrones, por lo que formará enlace con 3 átomos de hidrógeno (cada átomo de hidrógeno acepta un electrón). Fórmula: FeH3

Se indica el estado de oxidación del metal con números romanos, en el caso de que actúe con más de un número de oxidación. Ejemplo: SnH2 : Hidruro de estaño(II)

se nombran añadiendo el sufijo -uro al no metal, seguido de la palabra hidrógeno. Ejemplo: HCL (Cloruro de hidrógeno) (Recuerda que la terminación -uro hace mención al estado de oxidación negativo del elemento). Utilizamos esta nomenclatura cuando el compuesto está en estado puro. IMPORTANTE: no se debe indicar el número de hidrógenos con prefijos numerales.

Puedes llevar una chuelta con estas fórmulas

Fe (actuando con 3+) e hidrógeno (1-). Un átomo de hierro puede ceder 3 electrones, por lo que formará enlace con 3 átomos de hidrógeno (cada átomo de hidrógeno acepta un electrón). Fórmula: FeH3