Enlaces químicos, formulación y nomenclatura

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) + Cl_2(g) à NaCl

1.       Determinar la entalpia de sublimación para Na

Na_(s) à Na_(g)                                     ∆H_SUB = 108.39 KJ/mol

2.       Trabajar con el metal

Na_(g) à Na⁺_(g) + 1 e^-                        ∆H_Ei = 495.39 KJ/mol

3.       Trabajar con el no metal

Cl_2(g)  à  Cl_(g) + Cl_(g)                          ∆H_ED = 241.84 / 2 KJ/mol

4.       Convertirlo en anión

Cl_(g) + 1 e^- à  Cl^-1 _(g)                         ∆H_AE = -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

∆H_T = ∆H_SUB + ∆H_Ei + ∆H_ED + ∆H_AE + 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                                          πp_x² πp_y² πp_z² π*p_x² π*p_y²

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	Hidroxido Litico

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	NOMBRE
HBO2	Acido Borico
H3BO3	Acido Ortobórico
HNO2	Acido Nitroso
H3PO4	Acido Fosforico

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	STOCK.	TRADICIONAL.
CaCO3	Carbonato de Calcio	Carbonato Cálcico
Al(NO2)3	Nitrito de Aluminio	Nitrito Aluminíco
Al(ClO4)3	Perclorato de Aluminio	Perclorato Aluminico
Ca2(As2O7)	Piroarseniato de Calcio	Piroarseniato Cálcico

INTEGRANTES DEL EQUIPO:

Arredondo Hernández Eva Adriana

Fuentes Esparza Mario Alberto

Paniagua González Alan Emanuel

Sáenz Morales Carlos Giovanni