T-01 Sistema periódico de los elementos. Concepto de valencia. Formulaciones básicas

TEMA 1-E1/21 TEMA 1. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. CONCEPTO DE VALENCIA. FORMULACIONES BÁSICAS. SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. El concepto actual de elemento según Boyle y Lavoisier condujo a establecer qué sustancias de las entonces conocidas lo eran y a reconocer la existencia de nuevos elementos a partir del estudio de sus propiedades. Enseguida se pusieron de manifiesto ciertas semejanzas entre ellos tal como existen entre Cl, Br e I, los cuales se manifiestan de manera parecida químicamente. Este hecho indujo a los químicos a buscar una descripción sistemática en función de sus analogías y diferencias. ANTECEDENTES HISTÓRICOS. Dobereiner observó que había tríos de elementos que ordenados por orden creciente de pesos atómicos cumplían que la semisuma de los pesos atómicos del primer y tercer elemento, era aproximadamente el peso del segundo elemento. La teoría de las triadas de Dobereiner (Li, Na, K / Cl, Br, I / Ca, Sr, Ba) era insuficiente para establecer una clasificación lógica de los elementos. Newlands ordenó los elementos conocidos por orden creciente de peso atómico y observó que cada 8 elementos coincidían las mismas o similares propiedades (octavas de Newlands), pero llega un momento en que la ordenación deja de cumplirse. Meyer y Mendeleyev, basándose en las propiedades físicas y químicas de los elementos presentaron una ordenación de los conocidos, dejando espacios para los aún no conocidos, con lo cual establecieron el llamado sistema corto, basado en el orden creciente de masas atómicas, y en que los elementos con las mismas propiedades coincidían en la misma fila (en el actual sistema periódico, columna). Esta ordenación tenía algunas deficiencias: − El H no tiene un sitio lógico en ningún grupo por tener propiedades diferentes a cualquier otro elemento. − La progresión de masas atómicas queda interrumpida en 4 parejas de elementos: Ar-K, Co-Ni, Te-I y Th-Pa. − Los lantánidos y actínidos no tienen cabida en el sistema de ordenación. − La periodicidad en las configuraciones electrónicas presenta excepciones. − No se incluyen los gases nobles. Werner y Paneth, sobre la clasificación de Meyer y Mendeleyev establecieron un sistema largo, incluyendo los metales de transición así como los gases nobles. Moseley demostró con sus estudios de rayos X que el orden lógico de los elementos en la tabla periódica es por orden creciente del número atómico, y así se obtiene el actual sistema periódico. La clasificación de los elementos en grupos con ciertas propiedades comunes ha facilitado en gran medida el conocimiento y el estudio de la Química. La importancia de la tabla periódica es darse cuenta de que, gracias a ella y a las configuraciones electrónicas, la Química adquirió una teoría capaz de justificar y prever racionalmente las propiedades de los elementos y compuestos químicos. La periodicidad en las propiedades que se observa a lo largo de la tabla periódica es debida a las TEMA 1-E 2/21 similitudes y diferencias entre las estructuras electrónicas de los distintos elementos. La distribución de los electrones en torno al núcleo es la que determina las propiedades de los elementos. Los electrones del átomo se distribuyen en capas, niveles electrónicos u orbitales definidos por sus 4 números cuánticos: − − n (1, 2, ... infinito), número cuántico principal, gobierna la energía y tamaño del orbital. l (0, 1, ... n-1), número cuántico azimutal o secundario, gobierna la forma de los orbitales.  Si l = 0, 1 orbital s.  Si l = 1, 3 orbitales p.  Si l = 2, 5 orbitales d.  Si l = 3, 7 orbitales f. − m (+l, ..,0, .., -l), número cuántico magnético, relacionado con la orientación del orbital en el espacio, gobierna la distribución del número de orbitales en cada nivel. s ó ms (+½, - ½ ), número cuántico de spin, que indica el giro propio de los electrones. − Un orbital viene especificado por los tres primeros números cuánticos pudiendo haber hasta 2 electrones en cada uno de ellos. Los electrones ocupan los orbitales siguiendo los siguientes criterios: − Principio de energía mínima: el electrón al ocupar un orbital, lo hará en aquel de los vacíos que posea menor energía. Principio de exclusión de Pauli: en un átomo no pueden existir dos electrones cuantificados con los mismos números cuánticos (n, l, m, ms), lo que lleva a que haya dos electrones con spin opuesto en cada orbital. El número de orbitales en cada nivel viene dado por n2, y el de electrones en cada nivel por 2n2; así: n = 1, 1 orbital, 2 electrones. n = 2, 4 orbitales, 8 electrones. n = 3, 9 orbitales, 18 electrones. n = 4, 16 orbitales, 32 electrones. n = 5, 25 orbitales, 50 electrones. − − Principio de Aufbau: los electrones llenan los orbitales siguiendo un orden de Energía creciente, el orbital de más baja energía (el que primero se ocupa) es siempre aquel de los vacantes correspondiente al menor valor de n + l. Si existen varios con ese mismo valor, se ocupará primero aquel que posea menor valor de n. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d7 = 109 elementos El orden de energía viene esquematizado en el diagrama de Moeller: 1s y el VIII A. Un periodo o fila está formado por todos los elementos en los que su nivel energético superior es el mismo. también llamado 0 es el de los gases nobles.TEMA 1-E 3/21 2s 3s 4s 52 6s 7s − 2p 3p 4p 5p 6p 3d 4d 5d 6d 4f 5f 6f Principio de máxima multiplicidad de Hund: cuando para valores dados de n + l existen varios orbitales definidos por diferentes valores de m. 2. Según esto podemos agrupar los elementos químicos en columnas o familias con la misma estructura electrónica de su última capa. DEFINICIÓN. y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada “forma larga”. que coincide con el número de electrones). Los elementos quedan distribuidos en periodos o filas y en familias o columnas en función de la configuración electrónica de los átomos. los que participan en los enlaces químicos. reúnen los elementos de propiedades físico-químicas análogas que poseen configuraciones iguales de sus electrones de valencia. y por tanto parecido comportamiento químico. Es un sistema de organización de los elementos químicos según número atómico z creciente. La versión más fácil de utilizar. con propiedades químicas casi idénticas. o sea. (z = número de protones o carga del núcleo. formando 2 subgrupos de 8 grupos cada uno (A y B). No todos tienen el mismo número de elementos. estos orbitales se semiocupan primero y el emparejamiento de electrones no comienza hasta que todos los orbitales están semiocupados. así el VIII B está formado por tres triadas de elementos. Para evitar una excesiva longitud. Los elementos se van situando cada uno en una casilla de tal forma que un elemento tiene un protón y un electrón más que el elemento de la casilla anterior. La estructura de la última capa o nivel electrónico se repite periódicamente a lo largo de la tabla. y reciben el nombre de Lantánidos y Actínidos. los 14 elementos que siguen al La (z=57) y los 14 elementos que siguen al Ac (z=89) se colocan en la parte inferior de la tabla en dos filas separadas. Los periodos 4 y 5 reciben el nombre de periodos medios y tienen 18 elementos cada uno. porque no en todos los niveles puede haber el mismo número de orbitales. Las columnas llamadas grupos químicos. el número cuántico principal mayor n será el mismo. Son especiales los últimos grupos de cada subgrupo. Finalmente. ya que los electrones de las ultimas capas son los electrones de valencia. Cada elemento tiene un electrón más que el anterior en la tabla de modo que se van llenando orbitales por orden de su energía. ya que poseen 2. . los elementos conocidos se encuentran distribuidos en siete periodos horizontales y dieciocho columnas. en sus notaciones electrónicas. y se diferencian en los números cuánticos principales. si bien el último se halla incompleto (con 19 elementos). y 3 se denominan periodos cortos. En ella . los periodos 6 y 7 se llaman periodos largos y tienen 32 elementos. 8 y 8 elementos respectivamente. Los periodos son 7 : 1. Hay 16 grupos. Son las columnas IIIB. excepto He: 1s2) − Elementos representativos. los miembros del grupo del Sc. VIIIB (tres columnas llamadas triadas de transición). Existen casos de ns1 (n-1) dy+1: Cr:  4s1 3d5 Ar Cu: 4s1 3d10 Ar . VIB. Ocupan 7 columnas. VIIB. Caracterizados no sólo porque la capa más externa está incompleta. excepto el H: 1s1)  IIA : alcalinotérreos Estructura de la última capa: ns2 (n = 2-7)  IIIA: térreos Estructura de la última capa: ns2 np1 (n = 2-6)  IVA: carbonoideos Estructura de la última capa: ns2 np2 (n = 2-6)  VA : nitrogenoideos Estructura de la última capa: ns2 np3 (n = 2-6)  VIA: anfígenos o calcógenos Estructura de la última capa: ns2 np4 (n = 2-6)  VIIA: halógenos. VB. IVB. Tienen las capas electrónicas completas por lo que reaccionan muy poco. TIPOS DE ELEMENTOS Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA. de configuración electrónica ns2 (n-1)d1 en algunos aspectos son similares a los elementos que están por debajo del B (III A). Estructura de la última capa: ns2 np5 (n = 2-6) − Elementos de transición. Por ejemplo. Los elementos se agrupan en: − Elementos tipo gas noble (grupo 0 u VIII A).TEMA 1-E 4/21 Existe cierta semejanza entre elementos que no están en la misma columna pero tienen el mismo número de electrones de valencia. x=1 a 10). IB y IIB. de configuración electrónica ns2 np1. familias o grupos y tienen en común que su capa más externa está incompleta:  IA: alcalinos Estructura de la última capa: ns1 (n=2 a 7. (z = 21) (III B). Estructura de la última capa: ns2 (n-1)dx (n=4 a 7. también los elementos de las tres columnas designadas como grupo VIII se parecen uno a otro en muchos aspectos. sino porque también lo está la anterior. Estructura de la última capa: ns2 np6 (n = 2-6. 7). y están separados de los no . En las tablas de 18 columnas todos los Lantánidos se incluyen en la casilla del La (57). − Electronegatividad. En las tablas de 18 columnas se incluyen todos en la casilla de Actinio (89) por la misma razón que en los lantánidos. La mayoría de los elementos conocidos son metales. − Estado de oxidación. Estructura de la última capa: 6s2 4fy 5d1 Son los elementos 58 al 71. − Radio iónico.  Segunda serie de tierras raras: actínidos. n = 6. Los elementos metálicos corresponden a la parte izquierda de la tabla. − Tamaño o volumen atómico. Sus tres últimos niveles están incompletos. Estructura de la última capa: 7s2 5fy 6d1 Elementos 90 al 103. Dichas propiedades son: − Propiedades eléctricas y estructurales. Estructura de la última capa: ns2 (n-2)fy (n-1)d1. ya que son una serie de elementos que por sus propiedades habrían de ocupar el mismo puesto que el Lantano. El carácter metálico de los elementos aumenta de derecha a izquierda y de arriba a abajo en la tabla. Son radiactivos y por tanto inestables.TEMA 1-E 5/21 Nb: 5s1 4d4 Kr Mo:  5s1 4d5 Kr Ru:  5s1 4d7 Kr Rh:  5s1 4d8 Kr Ag:  5s1 4d10 Kr Pt:  Xe6s1 4f14 5d9 Au:  Xe6s1 4f14 5d10 También se da una excepción del tipo ns0 (n-1)dz+2 en Pd:  4 d10 Kr − Elementos de transición interna. PROPIEDADES PERIÓDICAS Son propiedades periódicas aquellas propiedades de los elementos que están relacionadas con los electrones de valencia o electrones del nivel más externo del átomo. Existen casos en que (n-1)d1 pasa a ser 4f  Primera serie de tierras raras: lantánidos. − Afinidad electrónica o electroafinidad. Propiedades eléctricas y estructurales. de modo que ésta queda dividida en metales y no metales. − Energía o potencial de ionización. sólo 22 de entre los más de 100 que existen se pueden considerar no metales. (y=1 a 14. semimetales o no metales. esto se debe a que este último posee los orbitales p semiocupados lo que le confiere mayor estabilidad. por lo que es difícil clasificarlos como metales. que tienden a aumentar a medida que aumenta la temperatura. a tener carga negativa). O. Los elementos no metálicos. Al. Cuanto mayor valor positivo de electroafinidad tiene un elemento. gaseoso y en estado fundamental capte un electrón con lo que se convierte en un ión negativo.TEMA 1-E 6/21 metales por una banda diagonal en zig-zag de semimetales. Los elementos claramente no metálicos son los miembros más livianos de los grupos IVA. Es la energía mínima que se requiere para separar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental para formar un ion positivo gaseoso en su estado fundamental. La afinidad electrónica de los no metales es generalmente más alta que la de los metales. para que un átomo neutro. su conductividad eléctrica es extremadamente pequeña o no detectable. en forma paralela al potencial de ionización. Afinidad electrónica o electroafinidad. Te y At. En una fila aumenta conforme aumenta z (exceptuando B. los miembros de los grupos IA y IIA y los elementos más pesados de los grupos IIIA. IVA y VA. Si. esto es. situados a la derecha de la tabla. Ge. S). son aisladores eléctricos. y en una columna disminuye de arriba a abajo. Energía o potencial de ionización. Sí se puede generalizar en que se encuentra comportamiento metálico entre los elementos de transición. VA. y si es negativa. Si es positiva significa que se requiere energía para separar al ion del electrón. Los elementos metálicos se caracterizan por ser buenos conductores de la electricidad. VIA y VIIA. y en una columna disminuye conforme aumenta z. As. Son B. mayor estabilidad tendrán en estado iónico y mayor carácter no metálico y oxidante (tienden a reducirse. VA (N) y VIA (O) dependerán de su forma alotrópica. . Los semimetales o semiconductores poseen conductividades eléctricas pequeñas pero medibles. y en particular la de los halógenos es notablemente elevada. Existen excepciones como en el caso del O que debería tener mayor potencial de ionización que el N pero no ocurre así. que va del B al At. En una fila aumenta de izquierda a derecha. B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At semimetales Las propiedades eléctricas de los elementos de los grupos IVA (C). que el ion negativo aislado es inestable. Cantidad de energía que se requiere para separar a un electrón de un ion gaseoso negativo o lo que es lo mismo. disminuyendo sus conductividades lentamente a medida que aumenta la temperatura. la nube electrónica tiende a contraerse. A mayor valor de electronegatividad de un elemento mayor carácter oxidante y no metálico tendrá. H He . y al formar parte de un enlace covalente. Radio iónico. Se define como la tendencia que tiene un átomo para atraer los electrones cuando forma parte de un enlace. dándole el valor de la media aritmética entre el potencial de ionización y la electroafinidad. el tamaño iónico aumenta a medida que aumenta z.TEMA 1-E 7/21 La variación de la afinidad electrónica y de la energía de ionización según z explica el hecho de que los no metales tengan mayor tendencia a adquirir electrones y menos tendencia a liberarlos que la que tienen los semimetales o metales.8 Estados de oxidación. Electronegatividad. La escala de electronegatividades fue confeccionada por Pauling (a partir de una anterior de Millikan). el radio iónico disminuye a medida que aumenta z. porque a medida que aumenta la carga nuclear. pero a medida que aumenta la carga nuclear. En los elementos de transición el estado de oxidación máximo es igual al número del grupo.1 As 2 B 2 Si 1.5 Cl 3 N 3 Br 2. El orden creciente de electronegatividades entre los no metales es: F 4 O 3.8 I 2. En una columna aumenta conforme aumenta z ya que aumenta el número de electrones y en una fila disminuye conforme aumenta z. En cualquier secuencia isoelectrónica. en cualquier serie de iones que tienen el mismo número de electrones. ya que el número cuántico principal de los electrones de valencia es constante.5 S 2. los electrones de valencia tienden a ser más atraídos hacia el núcleo. con valores que oscilan entre 0 y 4.5 Se 2. La mayoría de ellos corresponden a la pérdida o a la ganancia por el átomo de suficientes electrones como para adquirir una configuración electrónica del tipo ns2 np6 ó nd10. Los estados de oxidación positivos son exclusivos de los metales y semimetales y los negativos aparecen en el grupo VA y son muy comunes entre los no metales.4 H 2. Tamaño o volumen atómico. mayor será la atracción hacia su núcleo de los pares de electrones compartidos.1 Te 2.1 P 2.5 C 2. es decir. En una fila aumenta de izquierda a derecha y en una columna de la parte inferior a la superior. En una familia dada. y los átomos tienden a hacerse más pequeños. Si un elemento puede tener varias valencias. Las fuerzas de valencia son saturadas. pues el número de enlaces depende no sólo de los electrones presentes sino también de las circunstancias estructurales. la valencia de los átomos no suele coincidir con la correspondiente a compuestos iónicos o covalentes. que el átomo comparte con otro u otros átomos. un átomo acciona su poder de combinación una vez que se ha unido a un número dado de otros átomos. y es por tanto. o con dos monovalentes. Existen elementos con varias posibles valencias. debido a que la estructura electrónica de sus ultimas capas puede variar. Las uniones fundamentales o enlaces químicos entre los átomos se deben a la acción de los electrones de valencia. que son los electrones sin emparejar que poseen y por tanto tienden a perderlos o ganarlos (caso de los compuestos iónicos) para formar iones estables. la valencia de cada átomo se identifica con el número de enlaces covalentes. etc. cada uno constituido por un par electrónico. se halla la que actúa en ese momento. Se denomina valencia a la capacidad de los átomos de entrar en reacción. En los compuestos o fases intermetálicas. siempre es un número entero. llamada valencia iónica. o a compartirlos (enlaces covalentes) cuando están un átomo frente a otro para adquirir la configuración electrónica estable correspondiente al gas noble.TEMA 1-E 8/21 Li Na K Rb Cs Fr Be Mg Ca Sr Ba Ra Sc Y La Ac Ti Zr Hf Ku V Nb Ta Cr Mo W Mn Tc Re Fe Ru Os Co Rh Ir Ni Pd Pt Cu Ag Au Zn Cd Hg B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At Ne Ar Kr Xe Rn Ha Unh Uns Uno Une Ce Th Pr Pa Nd U Pm Np Sm Pu Eu Am Gd Cm Tb Bk Dy Cf Ho Es Er Fm Tm Md Yb No Lu Fr CONCEPTO DE VALENCIA. La valencia de un elemento puede ser variable. igual a la carga del ion. los alcalinotérreos 2. Si el compuesto es iónico. promocionándose los electrones a orbitales de niveles de energía similar (caso de los elementos de transición). Por ejemplo los elementos alcalinos tienen valencia 1. Si el compuesto es covalente. la valencia de un átomo viene dada por el número de lectrones cedidos o admitidos para formar el ion correspondiente. su capacidad de combinación química para formar moléculas. Un átomo divalente puede unirse con otro divalente. A efectos prácticos se define como valencia de un elemento al número de átomos de H o de Cl que pueden unirse o sustituirse por un átomo del correspondiente elemento. es decir. y por eso es siempre un número entero. Como reglas prácticas para conocer la valencia de un elemento sirve decir que: . el número relativo de moles de átomos en un mol de sustancia. Kr. F. As. He Ne Ar Kr Xe Rn B Al Ga In Tl C Si Ge Sn Pb H N P As Sb Bi O S Se Te Po F Cl Br I At Este orden no se basa en la variación del valor de la electronegatividad de los elementos sino que . B. pero la molécula puede contener más de 200 veces la fórmula empírica. En cuanto al orden de colocación de los símbolos el "componente electropositivo (catión) debe colocarse siempre en primer lugar.TEMA 1-E 9/21 − cuando un elemento se combina con el O. La fórmula empírica se forma por yuxtaposición de los símbolos atómicos que suministran la fórmula más simple de las posibles. la valencia es el número que hay que añadir al de su grupo para llegar a 8. una variedad de almidón. Xe. C6H10O5 es la fórmula empírica de la amilosa.se encuentran en proporción 1:1. Se. por ejemplo S2Cl2 en lugar de SCl. S. Sólo indica las proporciones en que se encuentran los 3 elementos constitutivos. P. O. Br. NaCl indica que en un cristal de cloruro sódico los iones Na + y los Cl. FORMULACIONES BÁSICAS. I. Las fórmulas empíricas representan la relación entre los átomos constituyentes o lo que es lo mismo. además de con las valencias pares o impares menores respectivas. No obstante. Cl. P4O10 en lugar de P2O5. en compuestos formados por moléculas discretas debe usarse la fórmula molecular del compuesto. Si. Te. la cual debe expresar la composición estequiométrica del compuesto en cuestión (el número de átomos o iones de un elemento en una fórmula se indica con números arábigos colocados debajo y a la derecha del símbolo del elemento). En el caso de compuestos binarios de 2 no metales se coloca en primer lugar (y se nombre el último) el símbolo del componente (elemento) que aparece primero en la siguiente lista: Rn. H. Del mismo modo que los átomos de los elementos se representan por sus símbolos. At. sin que ello suponga que exista una molécula que corresponda a dicha fórmula. y la unidad no se escribe). C. la máxima valencia es el número que marca su grupo. N. Sb. − cuando un elemento se combina con H o un metal. las asociaciones de átomos (moléculas) se representan por fórmulas que se forman acompañando los símbolos atómicos de los átomos constituyentes con un subíndice numérico que indica la proporción en que están presentes (si ambos subíndices son divisibles por el mismo número se simplifican. H2SO4 son fórmulas no desarrolladas. NH3. la fórmula se escribe de una manera semidesarrollada. CH3CH2OH son también fórmulas moleculares. H2O.TEMA 1-E 10/21 está establecido por la práctica. O H–H H–O H – N –H H H H–O–S–O–H O Son fórmulas desarrolladas que indican cómo están unidos los átomos. H2O es una fórmula molecular porque realmente existen moléculas formadas por 1 átomo de oxígeno y 2 de hidrógeno.CO – CH3 CH2 = CH – CH2 . Se aplica el calificativo de fórmulas desarrolladas a aquellas fórmulas en las que se indica cuáles son las uniones entre los átomos e incluso cómo están distribuidos geométricamente. H2O2. Esta cuestión llega a ser esencial en química orgánica donde la abundancia de compuestos con composición idéntica pero diferente organización de los átomos hace prácticamente inútiles las fórmulas que no estén. HCl. En muchos casos. que indica el número total de átomos de cada elemento presentes en la molécula. sólo indican la proporción entre los átomos. Por ejemplo H2. cuando menos. de manera que se puede comprender la estructura de la molécula sin que ésta esté explicitada detalladamente. puede decirse que en la fórmula de un compuesto los símbolos de los elementos se escriben en el orden inverso del que se nombran. En general. CH3CH2OH es la fórmula semidesarrollada del etanol. se dice que se trata de una fórmula molecular. Observese que salvo en el caso de H y O sigue el orden inverso de los grupos de elementos no-metales del sistema Periódico. Cuando una fórmula coincide con la existencia de una molécula con el número indicado de átomos. CH3 – CH = CH – O – CH3 CH3 – CH = CH – CH2OH CH3 – CH2 . semidesarrolladas. Es la fórmula desarrollada del etanol.O – CH3 CH2 = CH – CH2 – CH2OH CH3– CH2 – CH2 – CHO Son todos ellos compuestos que tienen la misma fórmula no desarrollada: C4H8O . -ico para la 4ª. QUÍMICA INORGÁNICA. U3O8 octaóxido de triuranio Otros prefijos son: hemi (1/2). − Stock. por ejemplo bajo la fórmula CH3 – CH = CH – CH2OH se esconden 2 compuestos diferentes: Los compuestos que tienen la misma composición pero difieren en la ordenación de sus átomos se denominan isómeros. − Tradicional: con sufijos y prefijos que indican la valencia del elemento. N2O óxido de dinitrógeno.  elementos con 4 valencias: per.  elementos con dos valencias: sufijo -oso para la menor e -ico para la mayor. En general el prefijo mono. FeCl2 cloruro de hierro (II). NO (mon)óxido de nitrógeno. Ejemplos de las diferentes formulaciones son: FeO Cu2O N2O Monóxido de hierro (Mon)óxido de dicobre Óxido de dinitrógeno Óxido de hierro (II) Óxido de cobre (I) Óxido de nitrógeno (I) Óxido ferroso Óxido cuproso Óxido nitroso . con prefijos griegos que indican el número de átomos del elemento utilizados delante del nombre del elemento a que se refiere.  elementos con 3 valencias: hipo.TEMA 1-E 11/21 Las fórmulas semidesarrolladas pueden también esconder más de un compuesto. La cuestión de la isomería tiene una importancia capital en muchos campos de la Química. sesqui (3/2) En general. V2O3 óxido de vanadio (III). se indica el número de oxidación del elemento menos electronegativo con números romanos entre paréntesis y a continuación del nombre del elemento. Existen diferentes nomenclaturas: − Estequiométrica o sistemática.-oso para la menor y las anteriores para 2ª y 3ª. NO2 dióxido de nitrógeno. NiS sulfuro de niquel (II) Este sistema se utiliza frecuentemente para nombrar compuestos binarios de metales en sus estados de oxidación más frecuentes.se omite excepto cuando pueda dar lugar a confusión. este sistema se utiliza para nombrar compuestos de no-metales. Se nombran como óxidos. debiendo especificar la valencia del otro elemento si posee más de una. Se nombran mediante la palabra genérica hidruro seguido de la raíz del elemento terminado en –oso o en –ico. que se nombran ácido -hídrico. Se. Te. H. − Hidrógeno con no-metales. As. Se coloca más a la izquierda de la fórmula el elemento que va antes en la siguiente lista: B. P. Br. Si.TEMA 1-E 12/21 (hemióxido de nitrógeno) N2O3 Trióxido de nitrógeno (sesquióxido de nitrógeno) Óxido de nitrógeno (III) (anhídrido hiponitroso) Anhídrido nitroso Tipos de compuestos: Combinaciones binarias del H (EHx). AsH3 (arsina). Existen combinaciones del H con otros no-metales que reciben nombres especiales como amoníaco (NH3. Se nombra la raíz del elemento escrito a la derecha de la fórmula con el sufijo –uro y a continuación el otro elemento. Se forman con la unión de un elemento no metálico (estado de oxidación negativo y siempre la menor) con H (con valencia positiva). HCl NH3 Cloruro de hidrógeno. N. trihidruro de nitrógeno). Cl. Te) forman con el H en solución acuosa los ácidos hidrácidos. Trihidruro de nitrógeno. Cu2O CO2 monóxido de dicobre (sistemática) dióxido de carbono Óxido de cobre (I) (Stock) Óxido de carbono (IV) óxido cúprico (tradicional) anhídrido carbónico Primero se coloca el símbolo del elemento y a continuación el del O. el elemento tendrá como subíndice la valencia del O (2) y el O la valencia del elemento. Combinaciones binarias del O (que posee valencia 2): − Óxidos de metales y de no-metales (llamados anteriormente anhídridos). Se une un elemento metálico (con índice de oxidación positivo) con el H. o del nombre del elemento especificando si es necesario . Son compuestos binarios del ion O22-. − Hidruros metálicos. o debiendo especificar la valencia del metal si posee más de una. Se denominan hidruros y están formados por un elemento y el hidrógeno (que posee valencia 1). S. SiH4 (silano). Br. I. I. Cl. Sb. Se nombran mediante la palabra peróxido seguida de la raíz del nombre del elemento con el sufijo –ico. − Peróxidos. O. SbH3 (estibina). At. HCl Ácido clorhídrico. F. PH3 (fosfina). S. metano (CH4). Se. C. Los elementos no metálicos de los grupos VIA y VIIA F. Hiperóxido de sodio. Fluoruro de calcio (Stock) Nitruro de magnesio Fluoruro cálcico (tradicional) Nitruro magnésico − No metales con no metales. BrF PF5 SiC BN Fluoruro de bromo (sistemática) Pentafluoruro de fósforo Carburo de silicio Nitruro de boro Fluoruro de bromo (I) (Stock) Fluoruro de fósforo (V) . Resultan de la combinación de un metal con el resto aniónico de un ácido hidrácido. NaO2 − Ozónidos.TEMA 1-E 13/21 la valencia. Se nombran poniendo la terminación –uro al elemento más electronegativo. KO3 Ozónido de potasio. Se nombran con la palabra ozónido seguida del nombre del elemento. superóxidos y ozónidos no se simplifican los subíndices. y la notación de Stock para el elemento electropositivo. Se formulan poniendo a la izquierda el elemento que va antes en la lista de ordenación. − No metales con metales (sales binarias). Son compuestos binarios del ion O2-. CaF2 Mg3N2 Difluoruro de calcio (sistemática) Trinitruro de dimagnesio. Se formulan poniendo primero el metal (como elemento más electropositivo) y a continuación el no-metal. CaO2 Na2O2 Peróxido de calcio Peróxido de sodio Peróxido cálcico Peróxido sódico − Superóxidos o hiperóxidos. En peróxidos. Se nombran mediante la palabra hiperóxido y el nombre del elemento correspondiente. Otras combinaciones binarias. y se nombran añadiendo la terminación –uro al elemento escrito a la derecha. Son compuestos binarios del ion O3-. Fe(OH)2 Dihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (II) Hidróxido ferroso Sales. . Provienen de sustituir por cationes los H de un oxoácido total o parcialmente. A veces se pueden formar a partir de un óxido de un metal de transición que se encuentra en un estado de oxidación elevado. Se nombran con la palabra genérica hidróxido y el nombre del elemento metálico en genitivo. formados normalmente por la combinación de un óxido de no-metal (anhídrido) con agua. Según se combinen con 1 ó más moléculas de agua se diferencian con un prefijo: Grupo impar MetaPiroOrto+ 1 H2 O + 2 H2 O + 3 H2 O Grupo par + 1 H2 O 2 anhídridos + 1 H2O + 2 H2 O P2O5 + 3 H2O → H6P2O8 → H3PO4 Ácido ortofosfórico (grupo impar) HClO H2SO4 H2S2O7 H4SiO4 Ácido oxoclórico (I) (sistemática) Oxoclorato (I) de hidrógeno (Stock) Ácido hipocloroso (tradicional) Ácido sulfúrico Ácido disulfúrico Ácido ortosilícico Ácido tetraoxosulfúrico (VI) Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno Ácido heptaoxodisulfúrico (VI) Ácido tetraoxosilícico Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno Tetraoxosilicato (IV) de hidrógeno Hidróxidos. obteniéndose sales neutras o ácidas respectivamente. Para su formulación se coloca en primer lugar el componente electropositivo. Resultan de la combinación del grupo hidroxilo (OH-) con un elemento o grupo electropositivo. cuyo subíndice es el estado de oxidación de aquel. y a continuación el grupo hidroxilo. igual a la del anhídrido del que derivan. Son compuestos ternarios. Se nombran mediante la palabra genérica ácido y una palabra específica.TEMA 1-E 14/21 Ácidos Oxoácidos. H y el no metal del óxido del que proceden. Contienen O. o con la notación de Stock. H2CO2S Ácido tiocarbónico.si 3. . se indican los H sustituidos con prefijos numéricos griegos. tritio. Ácido tetrabórico. y la terminación –oso por –ito. SiO2 + 2 H2O ----.si se sustituye 1 átomo de O.K3HSiO2S2 Ditioortosilicato tripotásico Óxidos dobles. por ejemplo. Trióxido de magnesio y titanio (IV) Hidróxidos dobles.H4SiO4 ----. Si no es este caso. se escribe antes el potasio (K) que el magnesio (Mg) pero al nombrar dicho compuesto se hace al revés. Se obtienen cuando varias moléculas de anhídrido se combinan con una de H2O. Dado que los símbolos de algunos metales no coinciden con las letras iniciales de dichos elementos. Es costumbre aplicarles el sistema de nomenclatura empleado para nombrar los complejos. ditio. puede ocurrir que el orden de escritura en la fórmula no coincida con el orden de citación. etc. Se formulan y se nombran por orden alfabético. Así.si se sustituyen 2. Se nombran con el prefijo tio. K2MgO2 MgTiO3 Dióxido (doble) de magnesio-dipotasio Trióxido (doble) de magnesio-titanio (IV) Dióxido de magnesio y potasio. El prefijo numérico indica los átomos de no metal que forman el poliácido.TEMA 1-E 15/21 Para nombrar las sales de oxoácidos se sustituye la terminación –ico del ácido del que provienen por –ato. Los tioácidos (derivados de este tipo de mayor interés) resultan de la sustitución de uno o más átomos de O de un ácido por S. NaHCO3 Bicarbonato de sodio. NaHSO4 Hidrógenotetraoxosulfato de sodio (VI) Hidrógenosulfato de sodio Dihidrógenofosfato(V) de aluminio Al(H2PO4)3 Tris[dihidrógenotetraoxofosfato (V) de aluminio] Poliácidos. seguido del nombre del metal con la nomenclatura de Stock. NaClO Fe2(SO4)3 Monooxoclorato (I) de sodio (sistemática) Tris-tetraoxosulfato (VI) de dihierro Hipoclorito de sodio (tradicional) Sulfato férrico En el caso de sales ácidas si se sustituyen la mitad de los H se indica con el prefijo bi-. 2 B2O3 + H2O → H2B4O3 Tioderivados. Cuando en una sal hay varios cationes o varios aniones. triples. Son ácidos en los que que hay un grupo peroxo (-O-O-) en lugar de un oxígeno (-O-). Pb(CO3)O Bi2(Cr2O7)O2 Carbonato-óxido de plomo (IV) Cromato-óxido de bismuto (III) Oxicarbonato de plomo (IV) Dioxidicromato de bismuto (III) Nitrato (doble) de plata-potasio Fosfato (triple) de litio-potasio-sodio Bromuro-cloruro de bario Tetrakis (nitrato)-sulfato de aluminio Hidroxisales.TEMA 1-E 16/21 AlCa2(OH)7 Heptahidróxido (doble) de aluminio-dicálcico Heptahidróxido de aluminio y calcio Hexahidróxido de plomo (IV) y sodio Na2Pb(OH)6 Hexahidróxido (doble) de plomo (IV)-disodio Sales dobles. al mismo tiempo. AgK(NO3)2 KLiNaPO4 BaBrCl Al2(NO3)4(SO4) Oxisales. sales e hidróxidos. Pueden nombrarse como si fueran sales dobles o co0mo hidroxi-sales. pero lo usual es abreviar sus nombres. H2SO5 Ácido peroxosulfúrico (tradicional) Ácido trioxoperoxosulfúrico (VI) (Sistemática) Trioxoperoxosulfato (VI) de hidrógeno (Stock) Compuestos de coordinación o complejos. Para escribir la fórmula se coloca en primer lugar el símbolo del átomo o ion central y a su derecha se van colocando primero los ligandos iónicos y luego los neutros. . Contienen el ion hidróxido junto a otros aniones. se escriben y citan en orden alfabético. siguiendo dentro de cada clase un orden alfabético basado en los símbolos de los átomos directamente enlazados al ion central. Al nombrar dichos compuestos. Engloban todas aquellas sustancias que están constituidas por grupos de moléculas y/o iones (llamados ligandos) enlazados a un átomo o ion central. MgCl(OH) Cloruro-hidróxido de magnesio Hidroxicloruro de magnesio Peroxoácidos. primero se mencionan los ligandos en orden alfabético (sin tener en cuenta los prefijos utilizados para indicar la presencia de varias moléculas de un mismo ligando. Pueden considerarse como la agrupación de un óxido (u óxidos) con una sal (o sales). Son. Se pueden nombrar como si fueran sales dobles. Cuando un hidrocarburo contiene más de un doble enlace se emplea para nombrarlo la terminación -adieno. Para nombrar los alcanos ramificados. Se nombran cambiando la terminación –ano del alcano de igual número de átomos de C por –eno. La cadena cuyas cadenas laterales tengan los números más bajos posible. La cadena que tenga el mayor número de cadenas laterales. Los radicales derivados de los cicloalcanos simples se nombran como en las cadenas alicíclicas: sustituyendo la terminación –ano por –ilo. En el caso en que el número más bajo se pueda dar a dos radicales distintos. Alquenos. añadiendo a la raíz de átomo central la terminación –ato e indicando el estado de oxidación de dicho átomo entre paréntesis o si se trata de un complejo neutro o catiónico. y si hay 2 ó más radicales complejos iguales. se toma como principal: 1. etc. independientemente de la naturaleza de los sustituyentes. En el caso en que haya varias cadenas de igual longitud. se usarán los prefijos bis. La cadena que tenga cadenas laterales lo menos ramificadas posible. etano.al nombre del alqueno. 2. de tal forma que se asignen los números más bajos a los C con radicales. 4. tetrakis…. Los radicales con nombre sencillo se citan en un orden que no tiene en cuenta los prefijos que indican el número de veces que aparece un determinado radical. Alcanos. 3. . Alquinos. y los radicales con nombre complejo se ordenan según la primera letra del radical. Los radicales derivados de los alcanos (radicales alquilo) se nombran sustituyendo la terminación –ano por –ilo. tris. se dará éste al primero que se cite en el nombre. y numerando el doble enlace con el número más bajo posible. atrieno. A excepción de los 4 primeros que reciben los nombres de metano. La cadena que tenga el máximo número de átomos de C en las cadenas laterales más pequeñas. cuando ya se han nombrado todos los ligandos se cita el átomo central (si se trata de un complejo aniónico. sin añadir ningún sufijo). propano y butano. se añade el prefijo ciclo.al nombre del alcano equivalente de cadena abierta.TEMA 1-E 17/21 Finalmente. Los alcanos cíclicos o cicloalcanos se nombran añadiendo el prefijo ciclo. Se llama radicales o grupos a los agregados de átomos que proceden de la pérdida de un H por un hidrocarburo. primero se numera la cadena más larga. QUÍMICA ORGÁNICA. Son hidrocarburos que contienen un doble enlace. los restantes se nombran mediante un prefijo griego que indica el número de carbonos y la terminación – ano. Cuando el doble enlace está integrado en un anillo. Si hay ramificaciones se toma como cadena principal la más larga de las que contienen el doble enlace. Para numerar la cadena principal se procura que recaigan los números más bajos en las insaturaciones.4. Se incluyen todos aquellos hidrocarburos que contienen en su molécula átomos de halógeno. se nombrará con el prefijo –hidroxi. CH3-CH2-CH2-Cl Alcoholes. Cuando en un hidrocarburo no saturado hay también dobles y /o triples enlaces en las ramificaciones se elige como cadena principal aquella que tiene mayor número de enlaces “no sencillos”. Derivados halogenados. y en el caso de que haya 2 ó más cadenas principales se elige la que tiene mayor número de átomos de C. Dada la complicación de algunos compuestos. se considera que se ha sustituido un H de un hidrocarburo por un –OH y se nombra añadiendo la terminación –ol al hidrocarburo de referencia: CH3-CH2-CH2-OH Propanol 1-cloropropano Cloruro de propilo O bien se cita primero la función (alcohol) y luego el radical como si fuera un adjetivo: alcohol propílico. etc. al nombrarlos hay que enunciar tanto el número de dobles enlaces como el de triples: dieno-ino (2 enlaces dobles y 1 triple). trieno-diino (3 enlaces dobles y 2 triples). Hidrocarburos aromáticos. Su nombre acabará en –ino. Si los radicales contienen dobles y triples enlaces (radicales alquenilo y alquililo). y en el caso de que existan varias opciones la decisión se basará como norma general. prescindiendo de considerar si son dobles o triples (dando preferencia a los dobles enlaces sobre los triples. por otro lado. adoptan las terminaciones –enilo o –inilo. el primer sistema de nomenclatura resulta más idóneo. por corresponder al grupo principal. dando los números más bajos a los dobles enlaces). en el orden de preferencia de los distintos radicales. esto es.3. y si hay múltiples enlaces se empleará la terminación –diino. etc. el sufijo –ol. HC≡ C-CH=CH-CH2-CH2OH 3-hexen-5-in-1-ol Cuando el grupo –OH interviene como sustituyente. Los sustituyentes que pueda haber sobre un anillo bencénico se mencionan como radicales anteponiéndolos a la palabra benceno. El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos mono y policíclicos es areno y sus radicales derivados de ellos se llaman arilo. Cuando hay 2 sustituyentes. Si hay 3 ó más sustituyentes. La función alcohol tiene preferencia frente a insaturaciones y radicales: al numerar la cadena se asigna al C unido al -OH el número más bajo posible.ó 1. meta (m-) y para (p-). . es el último en citarse. su posición relativa se puede indicar mediante los números 1. 1. Con mayor frecuencia se nombran citando el nombre del halógeno precediendo al de la molécula carbonada. se procura que reciban los números más bajos posible. si bien también es aceptable citar el compuesto como un “haluro de alquilo”. A igualdad de átomos de C. En el caso de hidrocarburos con dobles y triples enlaces.2-. se elige la que tenga el máximo número de dobles enlaces. Para nombrar los alcoholes se tienen 2 alternativas.o mediante los prefijos orto (o-). -triino.TEMA 1-E 18/21 Son hidrocarburos con triples enlaces. y ArO. se comienza a numerar la cadena por el extremo en que se encuentra el carbonilo. . por lo que ante éstos. Cuando en un compuesto hay otras funciones que tienen prioridad sobre la función aldehído se utiliza el prefijo formil. que en la mayoría de los casos se añade al nombre (o al nombre contraído) del hidrocarburo aromático. HOOC-CH2-CH-CH2-COOH CHO Para nombrar las cetonas puede utilizarse la nomenclatura sustitutiva (se supone que la cetona deriva del hidrocarburo por sustitución de un –CH2 por un –CO) o la nomenclatura radicofuncional (donde se nombran los radicales a ambos lados del grupo –CO por orden alfabético). que tienen el grupo –COOH (grupo carboxilo) se nombran con ayuda de la terminación –oico o –ico que se une al nombre del hidrocarburo de referencia. o bien los dos radicales se citan según orden alfabético con la palabra éter: CH3-O-CH2-CH3 C6H5-O-CH3 Aldehídos y cetonas. si bien la diferencia reside en que en los aldehídos ese grupo carbonilo se encuentra en el extremo de la cadena carbonada.se nombran añadiendo la terminación –oxi al nombre del radical R o Ar. Los radicales RO. El grupo –CO tiene preferencia sobre radicales. Ácido 4-oxopentanoico. Aldehídos y cetonas se caracterizan por tener un grupo carbonilo (C=O) en su estructura. CH3-CO-CH2-CH3 Butanona Etilmetilcetona 3-formilpentanodioico Cuando la función cetona no tiene prioridad se emplea el prefijo oxo.para indicar el grupo COCH3-CO-CH2-CH2-COOH Ácidos carboxílicos. la terminación –ol. La nomenclatura corriente de aldehídos consiste en emplear la terminación –al: CH3-CHO Etanal (acetaldehído) Metoxietano Metoxibenceno Etilmetiléter Fenilmetiléter pentiloxi- Y si existen 2 grupos carbonilo se empleará la terminación –dial. o bien se considera al compuesto como derivado del radical más complejo.TEMA 1-E 19/21 CH3-CO-CH2-CH2-CH-CH2OH preferencia) CH3 6-hidroxi-5-metil-2-hexanona (la función cetona tiene Para nombrar los fenoles se utiliza generalmente. Hay 2 sistemas para nombrar los éteres. Los ácidos carboxílicos.para designar al grupo CHO. como en los alcoholes. dobles y triples enlaces y grupos –OH. Sólo cuando en los 2 extremos de la cadena hay grupos aldehído se tienen en cuenta los otros grupos para decidir por dónde se empieza a numerar. CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-O Éteres. Se forman al reemplazar el H del ácido por una cadena carbonada. Amidas. CH3-CH2-CO-O-CO-CH3 Haluros de ácido. Los anhídridos provienen de los ácidos por pérdida de una molécula de H2O entre 2 grupos carboxilo. Éteres. N-metilpropilamina (el radical más complejo se toma como base). Diacetamida . Cloruro de acetilo. CH3-COO-CH2-CH3 Anhídridos. Proceden de sustituir el -OH de un ácido por un grupo –NH2. En general. CH3-CO-NH2 CH3-CO-NH-CH3 CH3-CO-NH-CO-CH3 Acetamida o etanamida. CH3-CH2-CH2-NH-CH3 CH3-CH2-CH2-N-CH2-CH3 CH3 Cuando la amina está como sustituyente. se utiliza el prefijo amino-. Lo que caracteriza a una amida es la unión de un N con el C de un grupo carbonilo.TEMA 1-E 20/21 CH3-CH2-COOH Ácido propanoico. CH3-CH2-NH2 Etilamina. 2 CH3-COOH → (CH3-CO)2O Anhídrido acético Anhídrido acético-propiónico Etanoato de etilo. Se nombran reemplazando la terminación –ico del ácido por la terminación –ato y a continuación el radical. Las aminas derivan del NH3.es la utilizada para nombrar al grupo –COOH cuando en la molécula hay otro grupo funcional que tiene prioridad sobre él. Pueden ser aminas primarias. se nombran igual que los ácidos de procedencia. También puede utilizarse otro sistema que consiste en suponer desglosada la molécula en un grupo –COOH y un resto carbonado CH3-CH2-COOH Ácido etanocarboxílico. N-metilamida. En éstos. CH3-CO-Cl Aminas. un halógeno está reemplazando al –OH del ácido carboxílico. N.etil-N-metilpropilamina. secundarias y terciarias. La palabra carboxi.