Enlace químico
Un enlace químico se define como la fuerza
intermolecular que mantiene unidas a las sustancias y que se da entre átomos o
moléculas. Generalmente se producen con la finalidad de que los átomos que
conforman dichas sustancias completen su capa de valencia con ocho electrones.
Existen tres tipos principales de enlaces que
son:
· Enlace iónico o electrovalente.
· Enlace covalente -Polar
-No polar
-Coordinado, Coordinado o Dativo
· Enlace metálico
Enlace Iónico.
Conocido
también como electrovalente o salino. Es la unión que resulta de las fuerzas de
atracción electrostática entre los iones de distinta carga. Se efectúan siempre
entre metales y no metales por la transferencia de electrones del átomo metálico
al no metálico. Este tipo de enlaces se presenta cuando la diferencia de electronegatividades
es mayor que 1.7.
Las
sustancias con enlaces iónicos presentan algunas características comunes como
son:
-
Solidos de estructura cristalina.
-
Tienen altos puntos de fusión y ebullición.
-
Son solubles en solventes polares.
-
Una vez fundidos o en solución acuosa, son
buenos conductores de electricidad.
-
En estado solido no conducen la electricidad.
-
Todos los enlaces iónicos siguen la Ley de
Coulomb y dependiendo de su carga electrónica y el tamaño de su radio es
posible comparar distintos elementos.
Los
iones se clasifican en dos tipos principales:
+ Aniones: son iones con carga negativa y los
que reciben los electrones dentro del enlace.
Se forman
de los elementos de los grupos VII A, VI A y VA. Y entre los más comunes podemos encontrar: F-1, Br-1,
I-1, Cl-1, SO4-2, PO4-3.
+ Cationes: son iones con carga positiva y los
que ceden sus electrones para formar el enlace. Se forman con los elementos de
los grupos IA, IIA y IIA y uniéndose con los aniones respectivamente. Entre los
más comunes encontramos: Na, K, Ca, Ba, Mg, Al, Pb, Zn, Fe, Cu, etc.
Enlace covalente
Este
tipo de enlaces se efectúa entre elementos de alta electronegatividad, es
decir, entre no metales y siempre por compartición de electrones. Entre sus
características comunes encontramos:
v
Son enlaces débiles, a excepción del diamante
y del grafito.
v
Tienen puntos de fusión y ebullición bajos.
v
Son malos conductores de electricidad y calor.
v
La mayoría se presentan como gases o solidos.
Existen
tres subclases de este tipo de enlaces:
F
Covalente polar.
También llamado heteropolar, se presenta cuando dos átomos no
metálicos de diferentes electronegatividades se unen y comparten sus
electrones, pero la nube electrónica se ve desplazada hacia el átomo de mayor
electronegatividad, originando polos en la molécula, un polo con carga
parcialmente positiva y otro con carga parcialmente negativa. La diferencia de
electronegatividades es menor que 1.7.
Existen casos como el Acido Clorhídrico (HCl) que se considera un
enlace iónico propiamente, pero es covalente porque esta formado por dos átomos
no metálicos. Son ejemplos de sustancias con este tipo de enlaces: Tricloruro
de fosforo (PCl3), Dióxido de azufre (SO2), Amoniaco (NH3)
y Acido nítrico (HNO3).
Algunas propiedades de sustancias con este tipo de enlace son:
·
Presentan gran actividad química.
·
Sus moléculas pueden existir en los tres
estados físicos.
·
Son solubles en solventes polares.
·
En solución acuosa son conductores de
electricidad.
·
Puntos de fusión y ebullición bajos, pero más
altos que los de los no polares.
F
Covalente no polar.
También conocido como covalente puro o covalente homopolar, se
obtienen cuando dos elementos de un mismo elemento se unen para formar una molécula
verdadera, sin carga eléctrica y cuya
diferencia de electronegatividad es cero
Las sustancias con este tipo de enlace tienen características similares
que son:
·
Forman moléculas verdaderas y diatómicas.
·
Actividad química media.
·
Baja solubilidad en agua.
·
No son conductores de calor ni de
electricidad.
·
Estado físico gaseoso, aunque también pueden
existir como solidos o líquidos.
F
Covalente coordinado.
Conocido también como combinado o dativo. En este tipo de enlace,
un átomo no metálico comparte un par de electrones con otro átomo, pero el
segundo los acomoda en un orbital vacío. Se dice entonces que el primer átomo
da un par de electrones que ambos átomos se coordinan para completar su octeto.
Son ejemplos de sustancias con este tipo de enlace el Acido Sulfúrico y el
Acido nítrico.
F
Existe otro tipo de enlaces que se denominan
Puente de Hidrogeno.
Este tipo de enlace se trata de la atracción electrostática entre
el protón combinado y otro átomo de gran electronegatividad y volumen pequeño.
El protón de una molécula atrae hacia el par de electrones solitarios de un átomo
como C, N y O de una molécula próxima, o a veces de la misma molécula. Este
puente de hidrogeno no es un verdadero enlace, sino que origina un
compartimiento especial de las sustancias que lo presentan.
Algunas sustancias que lo presentan son el Agua (H2O), Acido fluorhídrico
(HF), metanol (CH3OH) y el ADN (C, H, O, N, P, S).
Entre sus propiedades encontramos que presentan puntos de fusión y
ebullición muy bajos, son líquidos y tienen alto poder de disociación de los
cristales iónicos. Un ejemplo muy importante es el agua, que es un compuesto
liquido a temperatura ambiente, cuando por su formula debería ser un gas.
Enlace metálico
Se
presenta en los metales y en aleaciones al construir cristales metálicos. En el
enlace metálico, la red cristalina de iones metálicos y en ella los electrones
de valencia se intercambian rápidamente. Este tipo de enlacen proporciona a los
materiales propiedades especiales entre las que se encuentran:
·
Puntos de fusión y de ebullición muy elevados.
·
Presenta brillo metálico.
·
Tenacidad y dureza.
·
Maleabilidad y ductilidad.
·
Alta conductividad térmica y eléctrica.
Para
ejemplos, tenemos cualquier tipo de metal en aleaciones como en los aceros,
aleaciones como Cu-Zn y Cu-Ni.
Para formar el enlace metálico, los átomos
pierden los electrones de su última capa, que forman la nube electrónica, donde
se empaquetan los iones positivos resultantes.
Estructuras
de Lewis y Carga formal
La
tendencia de los átomos de los elementos de la tabla periódica es completar sus
últimos niveles de energía con una cantidad de electrones semejante a la de los
gases nobles, es decir, completar su última capa con 8 electrones.
Gilbert
N. Lewis propuso representar los electrones de valencia por cruces o puntos a
fin de visualizar la transferencia o compartimiento de electrones en un enlace químico
cuando los átomos se unen.
Se
observa que los gases nobles tienen completo su octeto, por tanto, los no
metales ganan electrones para completar su octeto, mientras que los no metales
ceden o “regalan” sus electrones para quedarse con su capa completa.
Un
octeto completo es aquel que tiene un su capa de valencia exactamente 8
electrones. Un octeto incompleto es aquel que tiene menos de 8 electrones en su
capa de valencia y un octeto expandible es aquel que tiene más de 8 electrones
en su capa de valencia.
La
carga formal es una carga parcial de un átomo en una molécula, asignada al
asumir que los electrones en un enlace químico se comparten por igual entre los
átomos, sin consideraciones de electronegatividad relativa; es decir, la carga
que quedaría en un átomo cuando todos los ligandos son removidos homológicamente.
La
carga formal puede calcularse mediante la siguiente operación:
Carga Formal= (Gpo. en el que se encuentra el
elemento)-(No. de e- libres)-½ (No. de e- enlazados)
Por
ejemplo: para la molécula de Trióxido de Azufre (SO3) tenemos la
siguiente estructura
Para la cual podemos obtener su carga formal de la siguiente manera:
S = 6 – 0 – ½ (8) = 2
O1 = 6 – 6 – ½ (2) =
-1
O2 = 6 – 6 – ½ (2) =
-1
O3 = 6 – 4 – ½ (4) = 0
--------------
Suma= 0 Porque la carga de SO3
en este caso es 0.
Otros ejemplos:
Energía reticular y Ciclo de Born-Haber
La
energía retículas es la energía que se necesita para formar cristales. Puede
calcularse por cargas o por radios, a mayor radio o menor carga, la energía que
se requiere es menor y por el contrario, a menor radio o mayor carga, la energía
aumenta.
Es
importante tener en cuenta los siguientes conceptos:
·
Entalpia de sublimación: la energía que se
necesita para pasar un solido al estado gaseoso sin pasar por el líquido.
·
Energía de ionización: la energía necesaria
para arrancar un electrón de un átomo aislado en estado gaseoso.
·
Energía de disociación: la energía que se
requiere para romper enlaces.
·
Afinidad electrónica: es la variación de energía
cuando un elemento en estado gaseoso capta un electrón.
·
Energía total: es la sumatoria de todas las energías.
A
continuación se presenta un ejemplo del cálculo de la energía reticular en la reacción
química: Na(s) + Cl2(g) à NaCl
1.
Determinar la entalpia de sublimación para Na
Na(s) à Na(g)
∆HSUB
= 108.39 KJ/mol
2. Trabajar con el metal
Na(g) à Na+(g) + 1 e- ∆HEi = 495.39
KJ/mol
3.
Trabajar con el no metal
Cl2(g) à Cl(g) + Cl(g) ∆HED =
241.84 / 2 KJ/mol
4.
Convertirlo en anión
Cl(g)
+ 1 e- à Cl-1 (g) ∆HAE =
-348.53 KJ/mol
5.
Unir los dos iones y conocer su Energía
Reticular (U)
Na+1(g)
+ Cl-1(g) à
NaCl(s) U =
-795.04 KJ/mol
6.
Determinar la entalpia total despejando de la
formula de la energía reticular
∆HT = ∆HSUB + ∆HEi + ∆HED
+ ∆HAE + U = -410.87 KJ/mol
En
esta página
encontraras un video en el cual se explica más claramente este procedimiento.
Teoría del orbital molecular
Según
la teoría del orbital molecular (TOM) los orbitales de los átomos que se
enlazan se solapan dando lugar a una seria de orbitales extendidos a toda la molécula.
El proceso de solapamiento, por tanto, no solo afecta a la capa de valencia,
sino a todas las capas de los átomos enlazados.
Al
igual que en la teoría del enlace de valencia, la extensión del solapamiento
esta relacionada con la intensidad del enlace, sabiendo que un enlace de baja energía
es muy estable y viceversa y, además, dependiendo de que se produzca frontal o
lateralmente, se formaran orbitales moleculares de tipo sigma o pi (anti
enlaces).
El
orden de enlace se obtiene restando el número de enlaces menos en número de anti
enlaces y dividiendo entre dos.
Por
ejemplo para los elementos H2 y F2 tendríamos los siguientes enlaces:
·
H2à H + H
H
= 1s1 por lo tanto quedaría
como: σ 1s1
·
F2 à F + F
F= 9 por
lo tanto: σ1s2 σ*1s2 σ2s2 σ*2s2
F2 = 18 πpx2 πpy2 πpz2 π*px2 π*py2
CRISTALES LIQUIDOS.
Son un estado de la materia que tienen propiedades entre las de un líquido convencional y los
de un sólido cristalino. Por
ejemplo, una LC puede fluir como un líquido, pero sus moléculas pueden estar
orientadas en un cristal como el camino. Hay muchos tipos diferentes de fases
LC, que pueden distinguirse por sus diferentes ópticas propiedades.
Cuando se observan bajo un microscopio con un polarizado fuente de luz, diferentes fases de cristal líquido se parecen
tener distintas texturas . Las áreas contrastantes en las texturas corresponden a los
dominios donde las moléculas de LC están orientadas en direcciones diferentes.
Dentro de un dominio, sin embargo, las moléculas están bien ordenadas. Los materiales
de LC no siempre puede estar en una fase de LC (igual que el agua puede
convertirse en hielo o vapor).
Ejemplos de los cristales líquidos se pueden encontrar tanto en el
mundo natural y en aplicaciones tecnológicas. La mayoría de las pantallas electrónicas se basan actualmente en los
cristales líquidos. Liotrópicos fases de cristal líquido son abundantes en los
sistemas vivos. Por ejemplo, muchas proteínas y las membranas celulares son CL.
Otros ejemplos bien conocidos LC son soluciones de jabón y diversos
relacionados con detergentes , así como
el virus del mosaico del tabaco .
Hay tres clases de cristales líquidos: los esmécticos, los
nemáticos y los colestéricos.
·
CRISTALES
LIQUIDOS ESMÉCTICOS.
Los cristales líquidos esmécticos son los
que más se parecen a los cristales sólidos. En los esmécticos, las moléculas se
alinean como soldados que desfilan, y forman capas. Dentro de las capas, las
moléculas pueden estar perpendiculares al plano de la capa o ligeramente
·
CRISTALES
LIQUIDOS NEMÁTICOS.
Los cristales líquidos nemáticos son moléculas
polarizables con forma de bastón de alrededor de 20 angstroms (10-9
metros) de longitud. En ellos, las moléculas están paralelas pero no forman
capas. Pueden girar, pero no tiene rotación. La disposición de las moléculas
sólo es ordenada en una dirección. Las moléculas se pueden mover en las tres
direcciones. Esta clase de cristales son los que más se asemejan a los
líquidos.
MATERIALES CERAMICOS.
Los
materiales cerámicos son inorgánicos y no metálicos materiales hechos a partir de compuestos de
un metal y un metal no. Los materiales cerámicos pueden ser cristalinos o parcialmente cristalinos. Están formados
por la acción del calor y enfriamiento subsiguiente. Clay
era uno de los primeros materiales utilizados para producir cerámica , pero muchos materiales cerámicos diferentes
ahora se utilizan en productos domésticos, industriales y de construcción. Los
materiales cerámicos tienden a ser más fuerte, dura, quebradiza, químicamente
inerte, y no conductores del calor y la electricidad, pero sus propiedades son
muy variables. Por ejemplo, porcelana es ampliamente usado para hacer los
aisladores eléctricos, pero algunos compuestos cerámicos son superconductores .
Cerámicas cristalinas
Materiales cerámicos cristalinos no son susceptibles de una amplia
gama de procesamiento. Los métodos para tratar con ellos tienden a caer en una
de dos categorías - supeditar la cerámica en la forma deseada, por reacción in
situ, o por "formar" polvos en la forma deseada y, a continuación sinterización . para
formar un cuerpo sólido de cerámica formando técnicas incluyen conformación con la mano
(a veces incluyendo un proceso de rotación llamado "lanzar"), deslizarse
fundición
, moldeo de cinta (utilizado para la fabricación de condensadores cerámicos muy
delgadas, etc), moldeo por inyección, prensado en seco, y otras variaciones.
(Véase también Cerámica técnicas de formación. Los detalles de estos procesos
se describen en los dos libros mencionados a continuación.) Algunos métodos utilizan
un híbrido entre los dos enfoques.
Constitución de los materiales
cerámicos.
Están
formados por una combinación de fases cristalinas y/o vítreas. Se pueden
presentar en función de la aplicación como sólido denso, polvo fino, película,
fibra, etc. Los hay constituidos por una fase cristalina o una fase vítrea,
denominándose monofásicos.
Los
constituidos por muchos cristales de la misma fase cristalina se denominan
policristalinos. Los monocristales se refieren a materiales constituidos por un
solo cristal de una única fase
·
CERAMICA ORDINARIA.
Cerámica
ordinaria: se utiliza a temperatura ambiente.
·
CERAMICA REFRACTARIA.
Cerámica
refractaria: se utiliza a temperatura elevada. Sus componentes fundamentales
son: sílice, alúmina (le da el color y el aspecto determinado) y algunos óxidos
metálicos.
·
CERAMICA POROSA.
Cerámicos
porosos: poseen arcilla de grano grueso, áspera, permeable y absorben la
humedad (ladrillos, tejas, etc.).
·
CERAMICA SEMICOMPACTA.
Cerámicos semicompactos: Poseen arcilla de
grano fino, poco permeable y no absorben la humedad.
POLIMEROS.
Un polímero es una gran molécula ( macromolécula ) compuesto de repetir unidades
estructurales .
Estas subunidades están normalmente conectados por covalentes enlaces
químicos . Aunque el
término polímero se toma a
veces para referirse a los
plásticos , que en
realidad abarca una amplia clase de compuestos que comprenden ambos materiales
naturales y sintéticos con una amplia variedad de propiedades.
La materia está formada por moléculas que pueden
ser de tamaño normal o moléculas gigantes llamadas polímeros.
Los polímeros se producen por la unión de cientos
de miles de moléculas pequeñas denominadas monómeros que constituyen enormes
cadenas de las formas más diversas. Algunas parecen fideos, otras tienen
ramificaciones. Algunas más se asemejan a las escaleras de mano y otras son
como redes tridimensionales.
Existen polímeros naturales de gran significación
comercial como el algodón, formado por fibras de celulosas.
La celulosa se encuentra en la madera y en
los tallos de muchas plantas, y se emplean para hacer telas y papel.
Propiedades Físicas de los Polímeros
- Estudios de difracción de rayos X sobre muestras de polietileno
comercial, muestran que este material, constituido por moléculas que
pueden contener desde 1.000 hasta 150.000 grupos CH2 – CH2 presentan regiones con
un cierto ordenamiento cristalino, y otras donde se evidencia un carácter amorfo: a éstas últimas se les
considera defectos del cristal.
- En este caso las fuerzas responsables del ordenamiento
cuasicristalino, son las llamadas fuerzas de van de Waals.
- En otros casos (nylon 66) la responsabilidad del ordenamiento
recae en los enlaces de H.
- La temperatura tiene mucha
importancia en relación al comportamiento de los
polímeros.
- A temperaturas más bajas los polímeros se vuelven más duros y
con ciertas características vítreas debido a la pérdida de movimiento relativo
entre las cadenas que forman el material.
- La temperatura en la cual funden las zonas cristalinas se
llama temperatura de fusión (Tf)
- Otra temperatura importante es la de descomposición y es
conveniente que la misma sea bastante superior a Tf.
Clasificación de
los Polímeros según sus Propiedades Físicas
Desde un punto de vista general se puede hablar de tres tipos de
polímeros:
- Elastómeros
- Termoplásticos
- Termoestables.
SEMICONDUCTORES.
Semiconductor es un elemento que se comporta como un conductor o como aislante dependiendo de diversos factores,
como por ejemplo el El elemento semiconductor más usado es el silicio, el segundo el germanio, aunque idéntico comportamiento
presentan las combinaciones de elementos de los grupos 12 y 13 con los de los
grupos 14 y 15 respectivamente (AsGa, PIn, AsGaAl, TeCd, SeCd y SCd).
Posteriormente se ha comenzado a emplear también el azufre. La característica común a todos ellos es que son
tetravalentes, teniendo el silicio una configuración electrónica s²p².
El elemento semiconductor más usado es el silicio, el segundo el germanio, aunque idéntico comportamiento
presentan las combinaciones de elementos de los grupos 12 y 13 con los de los
grupos 14 y 15 respectivamente (AsGa, PIn, AsGaAl, TeCd, SeCd y SCd).
Posteriormente se ha comenzado a emplear también el azufre. La característica común a todos ellos es que son
tetravalentes, teniendo el silicio una configuración electrónica s²p².
Semiconductores
intrínsecos
Es un semiconductor puro. A temperatura ambiente se comporta como un
aislante porque solo tiene unos pocos electrones libres y huecos debidos a la
energía térmica.
En un semiconductor intrínseco también hay flujos de electrones y
huecos, aunque la corriente total resultante sea cero. Esto se debe a que por
acción de la energía térmica se producen los electrones libres y los huecos por
pares, por lo tanto hay tantos electrones libres como huecos con lo que la
corriente total es cero.
La tensión aplicada en la figura forzará a los electrones libres a
circular hacia la derecha (del terminal negativo de la pila al positivo) y a
los huecos hacia la izquierda.
Semiconductores
extrínsecos
Son los semiconductores que están dopados, esto es que tienen impurezas.
Hay 2 tipos dependiendo de que tipo de impurezas tengan:
Semiconductor tipo
n
Es el que está impurificado con impurezas "Donadoras", que son
impurezas pentavalentes. Como los electrones superan a los huecos en un
semiconductor tipo n, reciben el nombre de "portadores mayoritarios",
mientras que a los huecos se les denomina "portadores minoritarios".
Al aplicar una tensión al semiconductor de la figura, los electrones
libres dentro del semiconductor se mueven hacia la izquierda y los huecos lo
hacen hacia la derecha. Cuando un hueco llega al extremo derecho del cristal,
uno de los electrones del circuito externo entra al semiconductor y se
recombina con el hueco.
Semiconductor tipo
p
Es el que está impurificado con impurezas "Aceptoras", que son
impurezas trivalentes. Como el número de huecos supera el número de electrones
libres, los huecos son los portadores mayoritarios y los electrones libres son
los minoritarios.
Al aplicarse una tensión, los electrones libres se mueven hacia la
izquierda y los huecos lo hacen hacia la derecha. En la figura, los huecos que
llegan al extremo derecho del cristal se recombinan con los electrones libres
del circuito externo.
NOMENCLATURA
DE COMPUESTOS INORGANICOS.
La
nomenclatura es la manera de formular y nombrar los compuestos químicos.
Podemos distinguir ramas de ella, como por ejemplo: nomenclatura inorgánica,
nomenclatura de compuestos orgánicos, nomenclatura de complejos inorgánicos,
etc.
Definiremos
el número de oxidación de un elemento, como la carga que adquiere un átomo
según el número de electrones cedidos (número de oxidación positivo), captados
(número de oxidación negativo), o bien compartidos (cuando se trata de
elementos) al formar un compuesto.
Esta
definición es perfectamente válida para compuestos iónicos o electrovalentes.
En el caso de los compuestos covalentes donde los electrones se comparten, se
les asigna un número de oxidación negativo al elemento más electronegativo y un
número de oxidación positivo al menos electronegativo. En los compuestos que
presentan enlaces covalentes polares los electrones no están completamente
transferidos. En especies químicas iónicas, el número de oxidación coincide con
la carga real del átomo. Por ejemplo, los números de oxidación de las especies
Ca+2 (en solución), Ag, I− (en solución) son, respectivamente, +2, 0 y −1.
Reglas
para conocer el número de oxidación de un elemento
· El
número de oxidación de los elementos en estado libre es cero. El número de
oxidación del Hidrógeno en sus compuestos es +1, excepto en los Hidruros
Metálicos, que es −1.
- En
general, el número de oxidación del Oxígeno en sus compuestos es −2 a excepción
de los Peróxidos, en los cuales es −1. En los Superóxidos, se encuentra el ión
de dioxigenilo O2+.
- El
número de oxidación de los metales alcalinos (grupo I A) es siempre +1; el de
los alcalinos−terreos (grupo II A) es siempre +2.
-En las
sales de hidrácidos, el número de oxidación de los halógenos (grupo VII A) es
−1 y el número de oxidación de los anfígenos (grupo VI A) es −2.
- Los
números de oxidación de los elementos restantes se determinan tomando en cuanta
las reglas anteriores, considerando además que la suma algebraica de los
números de oxidación de un compuesto neutro es cero, y en un ión es igual a su
carga.
Los
elementos al reaccionar tienen una tendencia natural a ceder, captar o
compartir electrones, dependiendo de su ubicación en la tabla periódica y en
algunos casos del otro elemento con el que reaccionan. Así, los elementos que
se encuentran a la izquierda del sistema periódico tienen tendencia solamente a
ceder electrones, quedando cargados positivamente, por lo tanto la mayoría de
los elementos que se encuentran a la derecha del sistema periódico tienen
números de oxidación positivos y negativos.
Óxidos Metálicos.
Son
compuestos formados por Oxígeno y por un metal, frecuentemente presentan
enlaces de tipo iónico. Contienen el ión óxido O−2. Para nombrar estos
compuestos, las valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura
tradicional como la nomenclatura stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la
palabra Óxido de y el nombre del metal sin terminación y con el estado de
oxidación del metal entre paréntesis y con números romanos, a excepción de los
metales que tengan sólo un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional,
se escribe la palabra Óxido y el nombre del metal con la terminación
correspondiente.
EJEMPLOS:
FORMULA.
|
STOCK
|
TRADICIONAL
|
Cu2O
|
Oxido de Cobre (I)
|
Oxido Cuproso
|
CuO
|
Oxido de Cobre (II)
|
Oxido Cúprico
|
PbO2
|
Oxido de Plomo (IV)
|
Oxido Plumboso
|
CaO
|
Oxido de Calcio
|
Oxido Cálcico
|
Oxidos no
Metálicos.
También llamados Anhídridos: Son compuestos
formados por un no metal y Oxígeno. La naturaleza de su enlace es
fundamentalmente covalente. Para nombrar estos compuestos, las valencias se
intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura
stock. En la nomenclatura Stock, se escribe la palabra Oxido de y el nombre del
no metal sin terminación y con el estado de oxidación del no metal entre
paréntesis y con números romanos, a excepción de los no metales que tengan sólo
un estado de oxidación. En la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra
Anhídrido y el nombre del no metal con la terminación correspondiente.
EJEMPLOS:
FORMULA.
|
STOCK.
|
TRADICIONAL.
|
I2O7
|
Oxido de Iodo(VII)
|
Oxido Peryodico
|
Cl2O
|
Oxido de Cloro (I)
|
Oxido Hipoclororso
|
Cl2O3
|
Oxido de Cloro (III)
|
Oxido Cloroso
|
Cl2O5
|
Oxido de Cloro (V)
|
Oxido Clorico
|
HIDRUROS METALICOS.
Hídridos
Salinos o Hidruros: Son compuestos formados por Hidrógeno con número de
oxidación −1, y un metal activo. Este puede ser un metal alcalino (grupo I A)
alcalino−terreo (grupo II A), excepto Berilio y Magnesio o algunos del grupo
III A, incluyendo los lantánidos. Estos compuestos poseen carácter salino y sus
enlaces son de tipo iónico. Para nombrar estos compuestos, las valencias se intercambian,
usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura stock. En la
nomenclatura Stock, se escribe la palabra Hidruro de y el nombre del metal sin
terminación y con el estado de oxidación del metal entre paréntesis y con números
romanos, a excepción de los metales que tengan sólo un estado de oxidación. En
la nomenclatura tradicional, se escribe la palabra Hidruro y el nombre del
metal con la terminación correspondiente.
FORMULA.
|
STOCK.
|
TRADICIONAL.
|
NaH
|
Hidruro de Sodio
|
Hidruro Sódico
|
CaH
|
Hidruro de Calcio
|
Hidruro Cálcico
|
NiH2
|
Hidruro de Niquel (II)
|
Hidruro Niqueloso
|
HgH2
|
Hidruro de Mercurio (II)
|
Hidruro Mercúrico
|
SALES BINARIAS.
Sales de
Hidrácidos o Sales Binarias: Son compuestos formados por la combinación de un
no metal (los mismos que para los ácidos binarios y con el mismo estado de
oxidación) y un metal. Tienen solamente nomenclatura tradicional y en ésta, a
la raíz del no metal se le agrega la terminación uro seguida de y el nombre del
metal con su estado de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Si el
elemento tiene sólo un estado de oxidación, éste no se escribe.
EJEMPLOS:
FORMULA.
|
NOMBRE.
|
NaI
|
Ioduro de Sodio
|
CsCl
|
Cloruro de Cesio
|
BaTe
|
Telenuro de Bario
|
FeS
|
Sulfuro de Hierro (II)
|
ACIDOS HIDRACIDOS.
Hidridos
Ácidos, Hidrácidos o Sales Binarias: Corresponden a compuestos formados por
hidrógeno y un no metal que puede ser: F, Cl, Br, I con estado de oxidación −1
y Se, Te, S con estado de oxidación −2. Para nombrar estos compuestos, las
valencias se intercambian, usan tanto la nomenclatura tradicional como la nomenclatura
stock. En la nomenclatura Stock, se agrega el sufijo uro a la raíz del no metal
seguida de Hidrógeno.
EJEMPLOS:
FORMULA.
|
STOCK.
|
TRADICIONAL.
|
H2S
|
Sulfuro de Hidrogeno
|
Acido Sulfhídrico
|
HF
|
Fluoruro de Hidrogeno
|
Acido Fluorhídrico
|
H2Se
|
Selenuro de Hidrogeno
|
Acido Selenhídrico
|
HCl
|
Cloruro de Hidrogeno
|
Acido Clorhídrico
|
HIDROXIDOS
Hidróxidos:
Son compuestos formados por la combinación de un óxido metálico y agua. Tienen
nomenclatura stock y tradicional. En la nomenclatura stock se antepone la
palabra Hidróxido de seguida del nombre del metal con su estado de oxidación
entre paréntesis y con números romanos. En la nomenclatura tradicional, se
antepone la palabra Hidróxido seguida del nombre del metal con su respectiva
terminación.
Ejemplos:
Al2O3 + 3 H2O 2 =
Al(OH)3
Óxido
Alumínico Agua Hidróxido Alumínico
EJEMPLOS:
FORMULA.
|
STOCK.
|
TRADICIONAL.
|
KOH
|
Hidroxido de Potasio
|
Hidroxido Potasico
|
Fe(OH)2
|
Hidroxido de Hierro (II)
|
Hidroxido Ferroso
|
Fe(OH)3
|
Hidroxido de Hierro (III)
|
Hidroxido Ferrico
|
LiOH
|
Hidroxido de Litio
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Hidroxido Litico
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Oxoácidos
o Ácidos Ternarios: Son compuestos formados por la combinación de un Anhídrido
u Óxido no Metálico y una, dos o tres moléculas de agua, si se agrega una
molécula de agua, se antepone la palabra meta al nombre del no metal, si se
agregan dos moléculas de agua, se antepone la palabra piro al nombre del no
metal y si se agregan tres moléculas de agua, se antepone la palabra orto al
nombre del no metal. Se nombran anteponiendo la palabra Ácido, seguida del
nombre del no Metal con su respectiva terminación.
Ejemplos:
SO3 + H2O =
H2SO4
Anhídrido
Sulfúrico Agua Ácido Sulfúrico
FORMULA
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NOMBRE
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HBO2
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Acido Borico
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H3BO3
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Acido Ortobórico
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HNO2
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Acido Nitroso
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H3PO4
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Acido Fosforico
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SALES TERNARIAS.
Oxisales o
Sales Ternarias: Son compuestos formados por la combinación de un Ácido
Ternario y un Hidróxido. Tienen nomenclatura stock y tradicional. En la
nomenclatura stock, se utiliza el nombre del no metal con la terminación ato,
si actúa con el mayor estado de oxidación y la terminación ito si actúa con el
menor número de oxidación, seguida del nombre del metal con su estado de
oxidación entre paréntesis y con números romanos. En nomenclatura tradicional,
se utiliza el nombre del no metal con la terminación ato, si actúa con el mayor
estado de oxidación y la terminación ito si actúa con el menor número de
oxidación, seguida del nombre del metal con su terminación correspondiente.
Ejemplos:
Al(OH)3 + H2SO4 Al2(SO4)3 + H2
EJEMPLOS:
FORMULA
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STOCK.
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TRADICIONAL.
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CaCO3
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Carbonato de Calcio
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Carbonato Cálcico
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Al(NO2)3
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Nitrito de Aluminio
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Nitrito Aluminíco
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Al(ClO4)3
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Perclorato de Aluminio
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Perclorato Aluminico
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Ca2(As2O7)
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Piroarseniato de Calcio
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Piroarseniato Cálcico
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INTEGRANTES DEL EQUIPO:
Arredondo Hernández Eva Adriana
Fuentes Esparza Mario Alberto
Paniagua González Alan Emanuel
Sáenz Morales Carlos Giovanni