Capítulo 1

Elementos y compuestos químicos

1. Introducción

A lo largo de la historia de la química se ha trabajado continuamente en el ejercicio de descubrir nuevos elementos químicos. La mayor parte de los elementos presentes en la naturaleza son estables (no lo son, por ejemplo, los elementos radiactivos). Aunque se encuentren en numerosos compuestos, durante muchos años han pasado desapercibidos a los científicos. Es gracias a los avances tecnológicos del siglo XIX cuando se consigue separar dichos elementos de los compuestos de los que forman parte, para así estudiarlos y poder identificarlos.

2. Ordenación periódica de los elementos químicos

A medida que se fueron conociendo más elementos químicos, se planteó por parte de los científicos la necesidad de clasificarlos en función de las propiedades que presentaban, tanto físicas -densidad, punto de fusión, punto de ebullición etc.-, como químicas -capacidad de reacción con otros elementos, etc.

En 1869, los científicos Dimitri Mendeleiev (Rusia) y Lothar Meyer (Alemania) realizaron sendas clasificaciones de los elementos muy parecidas entre sí en función de las propiedades que presentaban, aunque fue Mendeleiev quien promovió dichas ideas de una forma más enérgica. Ambos indicaron que dichas propiedades varían periódicamente si los elementos se ordenan de forma creciente según sus pesos atómicos. Mendeleiev dejó huecos en su tabla y predijo que correspondían a elementos aún no descubiertos, aunque calculó qué propiedades debían tener a partir de los elementos adyacentes, constatándose, posteriormente a sus descubrimientos, que presentaban propiedades muy parecidas a las predichas por el científico alemán.

En 1913, con el desarrollo del concepto de número atómico (número de protones presentes en el núcleo, así como números de electrones presentes en la corteza) por parte del físico inglés Henry Moseley, se llega a la tabla periódica actual.

Nota

En dicha tabla, los elementos se ordenan en función creciente de sus números atómicos.

La tabla periódica está formada por 18 columnas verticales, denominadas grupos o familias, donde se recogen elementos que presentan propiedades físicas y químicas parecidas, y 7 filas horizontales, denominadas períodos.

La mayoría de los grupos presentan nombres propios. Así, los elementos del primer grupo se llaman alcalinos y los del segundo alcalinotérreos; los elementos del grupo 13 [columna del boro (B)] reciben el nombre de térreos; los del grupo 14 [columna del carbono (C)] carbonoideos; los del 15 [columna del nitrógeno (N)] nitrogenoideos; los del 16 [columna del oxígeno (O)] anfígenos; los del 17 [columna del flúor (F)] halógenos y los del grupo 18 [columna del helio (He)] gases nobles. El resto de elementos son los correspondientes a los llamados metales de transición.

Las dos filas de elementos que aparecen aisladas de la tabla reciben el nombre de lantánidos y actínidos, donde si se observa el orden de número atómico, la primera de ellas corresponde al período 6 y continuaría después del lantano, mientras que la segunda corresponde al período 7 y seguiría al actinio. Son 28 elementos en total los que se consideran del grupo 3, al presentar propiedades parecidas al lantano y actinio.

3. Teoría atómica de la materia

Es conveniente definir qué se entiende por átomo y por molécula. Un átomo es la unidad fundamental de un elemento químico, el cual es indivisible si es sometido a cualquier proceso químico, manteniendo su indentidad y propiedades sin variar. Por su parte, una molécula es una entidad estable y con carga neutra, resultado de la unión entre dos o más átomos.

Sabía que...

A lo largo de la historia los científicos han intentado explicar cuál es la estructura interna de los átomos, es decir, de qué partículas están formados y cómo se distribuyen en su interior.

La teoría atómica nace de manos de un profesor inglés llamado John Dalton entre 1803 y 1808, quien, tras una serie de observaciones y análisis de los átomos de distintos elementos, planteó los siguientes postulados:

1. Cada elemento se compone de partículas extremadamente pequeñas llamadas átomos.
2. Todos los átomos de un elemento dado son idénticos, por lo que los átomos de elementos diferentes son diferentes y tienen propiedades distintas (incluida la masa).
3. Los átomos de un elemento no se transforman en átomos diferentes durante las reacciones químicas, es decir, los átomos no se crean ni se destruyen en las reacciones químicas.
4. Cuando se combinan átomos de más de un elemento se forman compuestos. Un compuesto dado siempre tiene el mismo número relativo de la misma clase de átomos.

4. Estructura atómica

Actualmente, se considera que el átomo está formado fundamentalmente de tres partículas subatómicas, es decir, partículas más pequeñas que el átomo, que afectan al comportamiento químico de los elementos. Estas son protones y neutrones que se hallan en el núcleo del átomo y electrones que se encuentran orbitando alrededor del núcleo, gracias a la fuerza de atracción producida por la diferencia de carga entre estos y los protones:

1. Protones (p⁺): son partículas subatómicas que residen en el núcleo del átomo con carga positiva 1+ y una de masa de 1,6725 · 10^–27 kg equivalente a 1,0073 uma (unidad de masa atómica).
2. Electrones (e^-): son partículas subatómicas que orbitan alrededor del núcleo con carga negativa 1– y una masa de 9,1 · 10^–31 kg equivalente a 5,486 · 10^–4 uma.
3. Neutrones (n): son partículas subatómicas que residen en el núcleo del átomo junto con los protones y con carga neutra, tal y como su nombre indica, una masa de 1,6748 · 10^–27 kg equivalente a 1,0087 uma.

Las masas de los átomos son muy pequeñas, y por tanto dichas cantidades se suelen expresar en una unidad denominada unidad de masa atómica (uma), donde su equivalencia con el gramo es: 1 uma = 1,66054 · 10^–27 kg.

Recuerde

Un elemento químico viene caracterizado por el número de partículas que hay de cada tipo. De esta forma, se definen el número atómico y másico.

Número atómico

Se representa por la letra Z e indica el número de protones que hay en el núcleo.

Número másico

Se representa por la letra A e indica el número total de partículas que hay en el núcleo. Es decir, protones más neutrones (N), por tanto:

A = Z + N

Indica la masa aproximada que tiene el átomo en uma.

Número de electrones

En un átomo con carga neutra el número de electrones coincide con el número atómico. Si se trata de un ión, es decir, de un átomo o molécula que no tiene carga neutra, se distingue entre anión (ión con carga negativa), donde el número de electrones es mayor que el de protones (ha ganado tantos electrones como indique la carga negativa) y catión (ión con carga positiva), donde el número de electrones es menor que el de protones (ha perdido tantos electrones como me indique la carga positiva).

Un elemento cualquiera (X) se representa en función de su número atómico, másico y carga de la siguiente forma: .

Aplicación práctica

Un átomo de fósforo con carga neutra se representa indicando su número atómico y másico de la siguiente forma:

Indique el número de partículas subatómicas que tiene de cada tipo.

SOLUCIÓN

El número atómico Z = 15, por tanto el átomo está formado por 15 protones, presentes en el núcleo, y por 15 electrones, dado que su carga es neutra. El número de neutrones (N) se obtiene sabiendo que su número másico es 31, y este indica el número de protones más neutrones presentes en el núcleo. De esta forma:

A = Z + N → N = A – N = 31 – 15 = 16 neutrones.

Isótopos

Dos átomos del mismo elemento, es decir, con números atómicos iguales, que tienen distinto número másico -ya que el número de neutrones presentes en el núcleo es distinto- se denominan isótopos, por ejemplo:

5. Modelos atómicos

En el intento de explicar la estructura interna de los átomos, algunos científicos, a lo largo de la historia de la química, han planteado sus propios modelos basados en la experiementación y el estudio de los elementos.

Modelo atómico de Rutherford

Tras una serie de experimentaciones con partículas radiactivas (descubiertas y estudiadas anteriomente por Becquerel y el matrimonio Curie) Rutherford distingue dos zonas dentro del átomo: el núcleo y la corteza. El núcleo está formado por partículas denominadas protones y neutrones, las cuales no tienen por qué coincidir en número y que proporcionan al átomo su masa característica.

Recuerde

En la corteza es donde se encuentran los electrones orbitando alrededor del núcleo debido a la fuerza de atracción por diferencia de carga con los protones.

Este modelo atómico presenta una serie de problemas a los cuales no consigue dar respuesta; por ejemplo, según Rutherford, los electrones orbitan alrededor del núcleo, describiendo trayectorias circulares o elípticas, con lo que los electrones estarían sometidos a una fuerza centrípeta o normal, y de esta forma deberían emitir energía en forma de ondas electromagnéticas, lo cual no sucede.

Por otra parte, no tiene en cuenta la posible interacción entre los electrones en la corteza, lo que daría lugar a una repulsión electrónica.

Modelo atómico de Bohr

Los átomos están construidos según el modelo atómico de Rutherford, pero Bohr introduce el concepto de que los electrones solo pueden tener ciertos valores de energía, y, por tanto, no podrán estar a cualquier distancia del núcleo, sino que solo son posibles las órbitas correspondientes a las energías permitidas. Estas órbitas se denominan capas y vienen identificadas por un número, conocido como número cuántico principal “n” (n = 1, 2, 3, 4, etc.). En la naturaleza, los átomos solo tienen electrones hasta la capa 7.

Modelo atómico de Bhor - Sommerfeld

Sommerfeld introduce los siguientes conceptos nuevos con respecto al modelo de Bhor:

1. Las órbitas descritas por los electrones, denominadas subacapas, dentro de cada nivel energético definido por el número cuántico principal, pueden ser circulares o elípticas, lo que supone pequeñísimas diferencias en los estados energéticos de los electrones. El número cuántico secundario “l”, indica el subnivel energético para cada nivel cuántico, n. Los valores que puede tomar el número cuántico secundario van desde 0 hasta (n−1) y por tradición se identifica a cada subcapa con una letra:

   

2. El número cuántico magnético “m” indica la orientación en el espacio de las distintas órbitas y su inclinación respecto de un plano de referencia y puede tomar valores desde −l hasta +l, pasando por 0. Por tanto:
   1. En una subcapa s solo puede haber un orbital.

      (m = 0)

   2. En una subcapa p se tienen tres orbitales.

      (m = -1, m = 0, m = + 1)

   3. En una subcapa d se tienen cinco orbitales.

      (m = -2, -1, 0, 1, 2)

   4. En una subcapa f se tienen siete orbitales.

      (m = -3, -2, -1, 0, 1, 2, 3)

3. Se introduce también el concepto de número cuántico de spin “s”, que define el movimiento de rotación del electrón, pudiendo realizarse este en dos sentidos (en el de las agujas del reloj o en el contrario). El número cuántico de spin puede tomar dos valores:

   

Aplicación práctica

Dados los siguientes grupos de números cuánticos (n, l, m): (3, 2, 0); (2, 3, 0); (3, 3, 2); (3, 0, 0); (2, -1, 1); (4, 2, 0); indique cuáles no son permitidos y por qué.

SOLUCIÓN

1. El (2, 3, 0), ya que si el número cuántico principal es n = 2, el número cuántico l = 3 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
2. El (3, 3, 2), ya que si el número cuántico principal es n = 3, el número cuántico l = 3 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).
3. El (2, -1, 1) ya que si el número cuántico principal es n = 2, el número cuántico l = -1 no está permitido, ya que solo puede tomar valores entre 0 y (n – 1).

6. Configuración electrónica de los elementos

Consiste en indicar la distribución de los electrones que tiene un átomo de un elemento. Para ello, se sigue un orden de llenado de los electrones, para alcanzar el estado de máxima estabilidad posible, esto es, un estado en el que los electrones tienen la menor energía posible, por tanto, intentarán ocupar primero los orbitales con menor energía. El orden de llenado de los electrones se establece con una serie de reglas y principios, que son:

1. Regla de Hund: los electrones se distribuyen en el átomo de menor a mayor energía ocupando primero los orbitales más cercanos al núcleo y dentro de una misma subcapa; los electrones comienzan a colocarse uno en cada orbital, de forma que cuando ya no quedan más orbitales libres, rellenan los que tenían un electrón.
2. Principio de exclusión de Pauli: en un átomo, no se puede tener dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales.
3. Regla de Möeller: resume el orden de energía de los orbitales e indica cuáles serán ocupados antes.

Se van indicando por orden los distintos orbitales ocupados por electrones y el número de electrones que tienen, siguiendo la regla de Möeller. Se termina de llenar cuando se llega al número total de electrones que corresponde a ese elemento (indicado por el número atómico). Se recuerda que:

1. Un orbital s admite como máximo 2 e^–.
2. Un orbital p admite como máximo 6 e^–.
3. Un orbital d admite como máximo 10 e^–.
4. Un orbital f admite como máximo 14 e^–.

Ejemplo

Determinar la configuración electrónica de los siguientes elementos, cuyos número atómicos se facilitan entre paréntesis: H (Z = 1); C (Z = 6); Rb (Z = 37)

H : 1s¹

C : 1s² 2s² 2p²

Rb : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s²

Se dice que dos o más átomos o iones son isoelectrónicos si tienen el mismo número de electrones, como por ejemplo el Cl^- (su número atómico es 17, pero su carga 1- indica que ha ganado un electrón, por tanto, tiene 18 electones) y el K⁺ (su número atómico es 19, pero su carga 1+ indica que ha perdido un electrón, por tanto tiene 18 electrones). Las especies isoelectrónicas tienen la misma configuración electrónica.

Nota

Al ión se le suman electrones si es un anión (carga negativa) o se restan si es un catión (carga positiva). Na + (Z = 11, pero pierde un electrón): 1s² 2s² 2p⁶. Cl – (Z = 17, pero gana un electrón): 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶.

Aplicación práctica

Escriba las configuraciones electrónicas del átomo e iones siguientes: Al (Z = 13); Na⁺ (Z = 11); O^2– (Z = 8) e indique cuál de ellos son isoelectrónicos.

SOLUCIÓN

El Na⁺ tiene número atómico 11, pero su carga 1+ indica que ha perdido un electrón, por tanto tiene 10 electrones y el O^2– tiene un número atómico de 8, pero ha ganado 2 electrones tal y como indica su carga 2–, por tanto el Na⁺ y el O^2– son isoelectrónicos con 10 electrones cada uno. Las configuraciones electrónicas de cada elemento siguiendo el diagrama de Möeller son:

1. Al : 1s²2s2²p⁶3s²3p¹
2. Na⁺ : 1s²2s²2p⁶
3. O^2– : 1s²2s²2p⁶

7. Propiedades periódicas

Como se ha mencionado en apartados anteriores, los elementos químicos se clasifican y ordenan en la tabla periódica según sus propiedades, la cuales son las que se describen a continuación.

7.1. Radio atómico

El tamaño o radio de un átomo viene determinado por el tamaño de la corteza electrónica. Fundamentalmente, depende de dos factores:

1. El número de capas que posee el átomo, que viene determinado por número cuántico principal (n); de forma que cuanto mayor sea este número, mayor es el radio del átomo. Al bajar en un mismo grupo (columna), los electrones externos pasan más tiempo lejos del núcleo, lo que hace que aumente el tamaño del átomo, por tanto, el radio atómico aumenta al desplazarse de arriba hacia abajo en un mismo grupo.
2. La carga nuclear efectiva, que es la responsable de atraer a los electrones, incluidos lo más externos, hacia el núcleo. Cuanto mayor sea dicha carga, mayor es la atracción y, por tanto, menor es el radio del átomo, por tanto, dentro de un mismo período (fila) el radio atómico disminuye al desplazarse de izquierda a derecha.

Ejemplo

Ordenaremos los siguientes átomos de menor a mayor radio atómico: P (Z = 15); S (Z = 16); As (Z = 33); Se (Z = 34).

El fósforo (P) y el azufre (S) se encuentran en el mismo período, situándose el S a la derecha del P, por tanto cabe esperar que el radio atómico del primero sea menor que el del P (se recuerda que el radio atómico aumenta de derecha a izquierda). Con el mismo razonamiento se espera que el radio atómico del selenio (Se) sea menor que el del arsénico (As). A su vez, el P y el As se encuentran en el mismo grupo, así como el S y el Se, por tanto, se espera que los radios atómicos del P y S sean menores que los de As y Se, respectivamente (se recuerda que el radio atómico aumenta conforme se baja en un mismo grupo).

Por consiguiente, el S tiene el radio atómico más pequeño y el As el más grande. Pero, entre el P y el Se, ¿cuál de ellos tiene menor radio atómico? Para responder a esta pregunta se ha de partir de que, normalmente, el aumento del radio al bajar por un mismo grupo tiene mayor importancia que el efecto de desplazarse de derecha a izquierda, con lo cual el P tiene menor radio atómico que el Se.

De manera que la distribución queda de la siguiente forma: S < P < Se < As.

Cuando se está estudiando el tamaño de los iones se han de tener en cuenta las dos siguientes particularidades:

1. En los cationes (iones con carga positiva) se reducen las repulsiones entre los electrones, por tanto, los cationes son más pequeños que los átomos con carga neutra del mismo elemento.
2. En los aniones (iones con carga negativa) aumentan las repulsiones entre electrones, haciendo que estos se extiendan más en el espacio, por tanto, los aniones son más grandes que los átomos con carga neutra del mismo elemento.
3. En iones con la misma carga, el tamaño aumenta al bajar por el mismo grupo.

Si hay una serie isoelectrónica de iones, es decir, iones que poseen el mismo número de electrones, el radio atómico disminuye a medida que la carga nuclear (número atómico) aumenta, ya que los electrones son atraídos con más fuerza hacia el núcleo.

Ejemplo

Ordenar de menor a mayor tamaño los siguientes iones: S^2– (Z = 16), Cl ^– (Z = 17), K⁺ (Z = 19), Ca²⁺ (Z = 20).

Es una serie isoelectrónica, donde todos los iones tienen 18 electrones, se tiene: Ca²⁺<K⁺<Cl ^– <S^2-.

7.2. Potencial de ionización

Es la energía mínima que hay que suministrar a un átomo de un elemento para quitar un electrón de la última capa, venciendo así la atracción con el núcleo. Cuanto menor sea el número cuántico principal, es decir, cuanto mayor sea la atracción con el núcleo, más energía hay que suministrar, por tanto, el potencial de ionización aumenta al subir en un mismo grupo. Al desplazarse de izquierda a derecha dentro de un mismo período, la carga nuclear es mayor (mayor número atómico) y el potencial aumenta, ya que los electrones están más atraídos por el núcleo.

Así como la energía necesaria para quitar el primer electrón se denomina primer potencial de ionización (I₁), existe el segundo potencial de ionización (I₂), que es la energía a suministrar para quitar el segundo electrón, y así sucesivamente con el tercer potencial de ionización (I₃), etc. Cuanto mayor es la energía de ionización, más difícil es quitar el electrón (I₁ < I₂ < I₃ etc); esto se debe a que se necesita mayor energía para quitarle un electrón a un ión cada vez más positivo.

7.3. Afinidad electrónica (electro-afinidad)

Es un concepto contrario al potencial de ionización, entendiéndose que es la energía desprendida cuando un átomo del elemento en estado gaseoso capta un electrón en su última capa.

Esta propiedad mide la atracción del átomo por el electrón añadido, es decir, la facilidad con la que un átomo gana un electrón, mientras que el potencial de ionización medía la facilidad con la que un átomo pierde un electrón.

La afinidad electrónica aumenta a medida que se desplaza de izquierda a derecha en un mismo período, hasta llegar a los gases nobles, que como excepción, tienen la última capa llena. Conforme se desplaza en un mismo grupo no se aprecia demasiado cambio, aunque se considera que aumenta al ascender, al igual que el potencial de ionización.

7.4. Electronegatividad

Es una propiedad que mide la tendencia que tienen los átomos a atraer hacia su núcleo electrones compartidos con otros átomos durante el proceso de formación de moléculas o redes iónicas, en el cual se comparten electrones de sus capas más externas.

La electronegatividad de los elementos se mide en comparación con la del flúor, que es el más electronegativo, y, por tanto, se toma como referencia. Como se ha mencionado, los gases nobles, tienen la última capa llena, por lo que no tienden a formar enlaces, por tanto, tienen electronegatividad cero.

Nota

En general, esta propiedad varía al igual que el potencial de ionización y la afinidad electrónica, esto es, aumenta al desplazarse en un mismo período de izquierda a derecha y al ascender en un mismo grupo.

8. Nomenclatura y formulación química inorgánica

Formular consiste en expresar la fórmula química del compuesto, indicando el número de átomos de cada elemento que forma la molécula. A excepción de los gases nobles, que son muy estables en la naturaleza, todos los átomos tienden a ganar o perder electrones para completar con electrones la última capa o nivel energético y adquirir así la configuración del gas noble correspondiente. De este modo, entre un átomo que cede electrones y otro que los acepta, estos se unen entre sí formando lo que se denomina enlace químico.

Para nombrar los compuestos químicos se pueden usar tres nomenclaturas distintas aceptadas por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry):

1. Nomenclatura sistemática: consiste en nombrar la fórmula química de derecha a izquierda teniendo en cuenta los subíndices.
2. Nomenclatura de stock: también se nombra de derecha a izquierda, pero se incluye entre paréntesis y en números romanos la valencia con la que actúan los elementos (en el caso de que puedan actuar con más de una posible valencia).
3. Nomenclatura tradicional: también se lee de derecha a izquierda indicando el número de oxidación o valencia de los elementos con una serie de prefijos y sufijos, como se verá en cada caso.

8.1. Número de oxidación (NO)

El NO o valencia de un átomo en un compuesto químico es su capacidad de combinación o valencia acompañada del signo (+) o (-), signo que depende de si el átomo en cuestión es el más electropositivo (menos electronegativo) o electronegativo, respectivamente, de los que forman enlace.

También se puede definir el NO de un átomo como la carga que adquirirá dicho átomo si los electrones de sus enlaces se los quedara el átomo más electronegativo. La fórmula de todo compuesto químico ha de cumplir esta regla: “la suma de los NO de todos los átomos de un compuesto químico es igual a la carga total de dicho compuesto químico” (igual a 0 si el compuesto químico es neutro e igual a la carga del ión si el compuesto es iónico).

La siguiente tabla muestra los NO más frecuentes de los elementos más comunes:

(*) El catión mercurioso (catión dimercurio (I)) es diatómico Hg22+

Es importante tener siempre presente las siguientes consideraciones:

1. El NO del flúor es siempre -1.
2. El NO del oxígeno siempre es -2, salvo en los peróxidos que es -1.
3. El NO del hidrógeno siempre es +1, salvo en los hidruros metálicos que es -1.
4. El NO negativo de los no metales corresponde a la combinación no metal e hidrógeno, o bien, no metal y metal.

8.2. Sustancias simples

Son aquellas que están constituidas por un solo elemento. Algunas sustancias simples se presentan en forma monoatómica, como por ejemplo, los gases nobles: He, Ne, etc. Otras, se presentan en agrupaciones de distinto número de átomos o formas alotrópicas -distintas estructuras químicas-, como el oxígeno diatómico (O₂), el ozono triatómico (O₃), etc.

Sustancias que se presentan en forma diatómica son por ejemplo los siguientes gases conocidos: gas oxígeno (O₂), gas nitrógeno (N₂) y gas hidrógeno (H₂). Los metales forman redes cristalinas de un elevado número de átomos, y se representan simplemente mediante su símbolo.

La nomenclatura de las sustancas simples se indica con el nombre del elemento correspondiente.

8.3. Combinaciones binarias del hidrógeno (hidruros)

Son compuestos que resultan de la combinación entre el hidrógeno y un elemento metálico o no metálico.

En el primer caso (combinación del hidrógeno con un metal) se obtienen los denominados hidruros metálicos y en el segundo (combinación de un hidrógeno con un no metal), los hidruros no metálicos, formando con algunos halógenos (F, Cl, Br, I) y anfígenos (S, Se, Te) los denominados ácidos hidrácidos.

Hidruros metálicos (metal + hidrógeno: M^m+ + H^1-)

La fórmula química de los hidruros metálicos es de la forma MH_m (m: valencia del metal), donde M es el símbolo químico del metal correspondiente.

A continuación, se escribe la forma de nombrar un hidruro metálico en las tres formas de nomenclatura:

1. Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, penta, etc.) indicando el número de átomos de hidrógeno + hidruro de + nombre del metal.
2. Stock: hidruro de + nombre del metal + (valencia del metal en números romanos). Si puede actuar con más de una valencia se indica entre paréntesis, aunque si solo puede actuar con una no se indica. Lo cual es aplicable al resto de nomenclaturas.
3. Tradicional: hidruro + raíz del nombre del metal + sufijo –ico u –oso. Si el metal puede actuar con una sola valencia, se indica con el sufijo –ico; si puede actuar con dos posibles valencias se usa –ico para la mayor y –oso para la menor.

Ejemplo

AlH₃ (Trihidruro de aluminio; hidruro de aluminio; hidruro alumínico)

FeH₂ (Dihidruro de hierro; hidruro de hierro (II); hidruro ferroso)

FeH₃ (Trihidruro de hierro; hidruro de hierro (III); hidruro férrico)

Hidruros no metálicos (no metal + hidrógeno: N^n- + H¹⁺)

Dentro de los no metales hay que distinguir entre los halógenos (grupo 17), anfígenos (grupo 16) y el resto (grupos 13, 14 y 15).

Anfígenos/halógenos + hidrógeno (ácidos hidrácidos)

La fórmula química de los hidruros no metálicos es de la forma HnN (n: valencia del no metal), donde N es el símbolo químico del no metal correspondiente.

A continuación, se escribe la forma de nombrar un ácido hidrácido en las tres formas de nomenclatura:

1. Sistemática: raíz del nombre del no metal + sufijo –uro + de hidrógeno.
2. Stock: raíz del nombre del no metal + sufijo –uro + de hidrógeno.
3. Tradicional: ácido + raíz del nombre del no metal + terminación –hídrico.

Los halógenos (F, Cl, Br, I) actúan con valencia -1 y los anfígenos (S, Se, Te) actúan con valencia -2 en la formación de ácido hidrácidos (combinación binaria halógeno/anfígeno + hidrógeno en disolución acuosa).

Ejemplo

HCl (Cloruro de hidrógeno; ácido clorhídrico).

H₂Se (Selenuro de hidrógeno; acido selenhídrico).

Resto de no metales + hidrógeno

La fórmula química de los hidruros no metálicos es de la forma NH_n (n: valencia del no metal), donde N es el símbolo químico del no metal correspondiente que no es el F, Cl, Br, I, S, Se o Te.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en las tres formas de nomenclatura:

1. Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, penta, etc.) indicando el número de átomos de hidrógeno + hidruro de + nombre del no metal.
2. Stock: hidruro de + nombre del no metal.
3. Tradicional: cada compuesto tiene un nombre propio.

Ejemplo

NH₃ (Trihidruro de nitrógeno; hidruro de nitrógeno; amoníaco).

PH₃ (Trihidruro de fósforo; hidruro de fósforo; fosfina).

AsH₃ (Trihidruro de arsénico; hidruro de arsénico; arsina).

SbH₃ (Trihidruro de antimonio; hidruro de antimonio; estibina).

BiH₃ (Trihidruro de bismuto; hidruro de bismuto; bismutina).

CH₄ (Tetrahidruro de carbono; hidruro de carbono; metano).

SiH₄ (Tetrahidruro de silicio; hidruro de silicio; silano).

GeH₄ (Tetrahidruro de germanio; hidruro de germanio; germano).

8.4. Combinaciones binarias del oxígeno (óxidos/anhídridos)

Son compuestos que resultan de la combinación entre el oxígeno, el cual siempre actúa con valencia -2 y un elemento metálico o no metálico. En el primer caso (combinación del oxígeno con un metal) se obtienen los denominados óxidos metálicos y en el segundo (combinación de un oxígeno con un no metal), los anhídridos.

La fórmula química de estos compuestos es de la forma X₂O_x (x: valencia del elemento que se une al oxígeno), donde X es el símbolo químico del elemento correspondiente que se une al oxígeno.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en las tres formas de nomenclatura:

1. Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, etc.) indicando el número de átomos de oxígeno + óxido + prefijo (di, tri, tetra, penta, etc.) nombre del elemento.
2. Stock: óxido de + nombre del elemento + (valencia del elemento en números romanos, si puede actuar con más de una). Puede ser que la fórmula este simplificada, se multiplicarán entonces todos los subíndices por 2, y así se obtiene la valencia de elemento.
3. Tradicional: se distingue entre óxidos metálicos y óxidos no metálicos (anhídridos).

La forma de nomenclatura tradicional para en el caso de los óxidos metálicos y de los anhídridos se escribe a continuación:

1. Oxígeno + metal: óxido + raíz del nombre del metal + la terminación –ico u –oso, en función de si el metal está actuando con la valencia mayor o menor, respectivamente.
2. Oxígeno + no metal: en lugar de óxido se usa la palabra anhídrido + la raíz del nombre del no metal acompañado de un posible prefijo (per-, hipo-) y un sufijo (-ico, -oso), en función de las posibles valencias con las que puede actuar el elemento.

Otros ejemplos son los siguientes:

1. Fe₂O₃ (Trióxido de dihierro; óxido de hierro (III); óxido férrico).
2. FeO = Fe₂O₂ (Óxido de hierro; óxido de hierro (II); óxido ferroso).
3. Cl₂O (Óxido de dicloro; óxido de cloro (I); anhídrido hipocloroso).
4. Cl₂O₃ (Trióxido de dicloro; óxido de cloro (III); anhídrido cloroso).
5. Cl₂O₅ (Pentaóxido de dicloro; óxido de cloro (IV); anhídrido clórico).
6. Cl₂O₇ (Heptaóxido de dicloro; óxido de cloro (VII); anhídrido perclórico).

8.5. Otras combinaciones binarias

Estas combinaciones resultan de la unión entre dos elementos, puediendo ser entre un metal y un no metal o bien entre dos elementos no metálicos. Si la unión se produce entre un elemento metálico y otro no metálico se originan las denominadas sales binarias.

Combinación binaria metal + no metal (sales binarias)

La fórmula química de las sales binarias es de la forma MnNm (n: valencia del no metal; m: valencia del metal), donde M es el símbolo químico del elemento metálico y N el símbolo químico del no metal.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en las tres formas de nomenclatura:

1. Sistemática: prefijo (di, tri, tetra, etc.) indicando el número de átomos del no metal + raíz del elemento no metálico + terminación –uro + prefijo (di, tri, tetra, etc.) indicando el número de átomos del metal + nombre del elemento metálico.
2. Stock: raíz del elemento no metálico + terminación –uro + de + nombre del elemento metálico (valencia del metal, si actúa con más de una).
3. Tradicional: raíz del elemento no metálico + terminación –uro + raíz del elemento metálico + sufijo –ico u –oso en función de si el metal está actuando con la valencia mayor o menor, respectivamente.

Ejemplo

CoCl₂ (Dicloruro de cobalto; cloruro de cobalto (II); cloruro cobaltoso).

Fe₂S₃ (Trisulfuro de dihierro; sulfuro de hierro (III); sulfuro férrico).

Combinaciones binarias no metal–no metal

Son combinaciones entre dos elementos no metálicos. Se excluyen las combinaciones con el oxígeno y el hidrógeno previamente estudiadas.

Para escribir la fórmula química de este tipo de compuestos se especifica a la izquierda de la fórmula el elemento que se encuentre primero en la siguiente secuencia:

B , Si , C , Sb , As , P , N , H , Te , Se , S , At , I ,Br , Cl , O , F

Esta lista no coincide totalmente con la electronegatividad de los elementos, sobre todo por la situación del hidrógeno, pero en caso de duda, la IUPAC establece que se escriba primero el elemento más electronegativo.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en su forma de nomenclatura: prefijo que indica el número de átomos del elemento escrito a la derecha + raíz del elemento + terminación –uro + nombre del elemento situado a la izquierda de la fórmula química.

Ejemplo

CCl₄ (Tetraclururo de carbono).

PF₅ (Pentafluoruro de fósforo).

8.6. Ácido oxoácidos (H_aN_bO_c)

Para obtener la fórmula química de estos compuestos se añade una o varias moléculas de agua al anhídrido correspondiente, en función del tipo de ácido del que se trate:

Ácidos META

Se añade una molécula de agua al anhídrido.

Para formular el ácido sulfúrico, por ejemplo, hay que formular el anhídrido sulfúrico y añadirle una molécula de agua. Como el sufijo usado es –ico, el NO del S es +6 y como el NO del oxígeno es -2, la fórmula del anhídrido sulfúrico es:

S₂O₆ = SO₃

Añadiéndole una molécula de agua se obtiene el ácido sulfúrico:

SO₃ + H₂O = H₂SO₄

Al nombrar un ácido, si no se indica la palabra META u ORTO, se entiende que el ácido en cuestión es META, a excepción de los ácidos del fósforo y boro, que si carecen de indicación se entiende que son ácidos ORTO.

Ácidos ORTO

Se añaden tres moléculas de agua al anhídrido correspondiente, salvo en dos excepciones:

1. En el ácido ortoperyódico, que se añaden 5 moléculas de agua al anhídrido:

   I₂O₇ + 5 H₂O = H₁₀I₂O₁₂ = H₅IO₆

2. En el ácido ortosilícico, que se añaden 2 moléculas de agua al anhídrido:

   Si₂O₄ = SiO₂ + 2 H₂O = H₄SiO₄

Ejemplo

Ácido fosforoso:

P₂O₃ + 3 H₂O = H₆P₂O₆ = H₃PO₃

Ácido fosfórico:

P₂O₅ + 3 H₂O = H₆P₂O₈ = H₃PO₄

Ácidos PIRO o DI

Se obtienen por deshidratación -pérdida de una molécula de agua- del ácido correspondiente, es decir, de dos moléculas del ácido se pierde una molécula de agua.

Ejemplo

Fórmula del ácido pirosulfúrico o ácido disulfúrico. Se parte de la molécula de ácido sulfúrico (H2SO4), se multiplica dicha molécula por 2 y se le resta una molécula de agua:

2 H₂SO₄ – H₂O = H₂S₂O₇

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en su formas de nomenclatura:

1. Sistemática: leyendo de derecha a izquierda se escribe un prefijo indicando el número de átomos de oxígeno que hay en la molécula + terminación –oxo + raíz de nombre del no metal + terminación –ato + (valencia en números romanos del no metal) + de hidrógeno.
2. Tradicional: ácido + prefijo (hipo-, per-) si corresponde + raíz del nombre del no metal + sufijo –ico u –oso, en función del NO con el que actúa en no metal.

Dado un ácido de la forma H_aN_bO_c (siendo N el no metal), para determinar el N.O. de N, se hace uso de la siguiente relación:

Ejemplo

HClO (Monoxoclorato (I) de hidrógeno; ácido hipocloroso).

8.7. Hidróxidos

Son compuestos formados por la unión del anión OH^– y un catión metálico.

La fórmula química de los hidróxidos es de la forma M (OH)_m (m: valencia del metal), donde M en el símbolo químico del metal.

A continuación, se escribe la forma de nombrar estos compuestos en sus formas de nomenclatura:

1. Sistemática: prefijo indicando el número de grupos OH – que hay en la molécula + hidróxido + nombre del metal.
2. Stock: hidróxido de + nombre del metal + (valencia en números romanos del metal, si tiene más de una).
3. Tradicional: hidróxido + raíz del nombre del metal + terminación -ico u –oso.

Ejemplo

Fe(OH)₃ (Trihidróxido de hierro; hidróxido de hierro (III); hidróxido férrico).

Ca(OH) (Monohidróxido de calcio; hidróxido de calcio; hidróxido cálcico).

8.8. Sales

Las sales son compuestos iónicos formados por la unión de un catión y un anión, que no sean OH^-, O^2- o H^-, ya que con estos iones se forman los hidróxidos, óxidos e hidruros, respectivamente.

Iones

Dentro de los iones se distinguen entre los iones con carga positiva denominados cationes y los iones con carga negativa denominados aniones, los cuales se estudian a continuación.

Cationes (iones con carga positiva)

La nomenclatura sería la siguiente:

1. Sistemática: catión + nombre del elemento + (valencia en números romanos, si el elemento tiene más de una).
2. Tradicional: catión + raíz del nombre del elemento + sufijo –ico u –oso, indicando la mayor o menor valencia, respectivamente. Si solo tiene una se usa el sufijo –ico.

Ejemplo

Ca²⁺ (Catión calcio; catión cálcico).

Fe²⁺ (Catión hierro (II); catión ferroso).

Los cationes poliatómicos protonados se nombran con la palabra catión (o ión) + raíz del nombre del elemento del que proceden + terminación –onio. Estos cationes proceden de la unión de un protón con un hidruro no metálico.

Ejemplo

NH₄+ (ión amonio, es una excepción ya que debería de ser nitronio); PH₄+ (ión fosfonio); H₃S+ (ión sulfonio); H₃O+ (ión oxonio), etc.

Aniones (iones con carga negativa)

Ahora se mostrará la forma de nombrar a los aniones, donde se hace distinción entre aniones procedentes de elementos no metálicos y aniones procedentes de ácidos oxoácidos.

1. Aniones procedentes de elementos no metálicos: anión + raíz del nombre del elemento + terminación –uro.
   Ejemplo: Cl – (anión cloruro); Br – (anión bromuro), etc.
2. Aniones procedentes de ácidos oxoácidos (estos aniones proceden del oxoácido correspondiente, el cual ha perdido sus hidrógenos):
   1. Sistemática: anión + prefijo indicando el número de átomos de oxígeno que hay en la molécula + terminación –oxo + raíz del nombre del no metal + terminación –ato + (valencia en números romanos del no metal).
   2. Tradicional: anión + igual que el ácido pero cambiando las terminaciones –ico por –ato y –oso por –ito.

Ejemplo

NO₃^– (Anión trioxonitrato (V); anión nitrato).

SO₃^2– (Anión trioxosulfato (IV); anión sulfito).

Sales ternarias

Son compuestos iónicos formados por la unión de un catión metálico y el anión procedente de un oxoácido, denominado anión oxoácido.

Para obtener la fórmula química de las sales terniarias se ha de seguir dos pasos:

1. En primer lugar, hay que identificar el ácido del cual proviene, teniendo en cuenta que la terminación –ato viene de –ico y la terminación –ito de –oso.
2. En segundo lugar, obtener el anión correspondiente e intercambiar las valencias con el catión metálico, dando lugar a la sal correspondiente.

Ejemplo

Formular el sulfato férrico:

1. Procede del ácido sulfúrico (–ato à – ico): H₂SO₄
2. H₂SO₄ →

2 H⁺ + SO₄^2– ; Fe³⁺ + SO₄^2– → Fe₂ (SO₄)₃

A continuación, se expone la forma de nombrar estos compuestos en sus formas de nomenclatura:

1. Sistemática: prefijo indicando el número de átomos de oxígeno que hay en la molécula + terminación –oxo + raíz del no metal + terminación –ato (valencia en números romanos del no metal) + de + nombre del metal + (valencia en números romanos del metal, si tiene más de una).
2. Tradicional: prefijo per– o hipo–, si corresponde + raíz del nombre del no metal + terminación –ato o –ito + raíz del nombre del metal + terminación –ico u –oso.

A veces, la fórmula está simplificada, entonces hay que probar con todas las posibles valencias del metal. Solo una de ellas hace que el ácido del que proviene sea correcto.

Ejemplo

FeSO₄ →

Fe²⁺ + SO₄^2–

(Tetraoxosulfato (VI) de hierro (II); sulfato ferroso).

Cu (NO₃)₂→

Cu²⁺ + NO₃^–

(Trioxonitrato (V) de cobre (II); nitrato cúprico).

Sales ácidas

Se dan cuando en el anión queda algún hidrógeno. La única excepción con respecto a las sales ternarias es que se nombran anteponiendo la palabra hidrógeno antes del anión.

Ejemplo

NaHCO₃ (Hidrogenotrioxocarbonato (IV) de sodio).

8.9. Peróxidos

Son combinaciones del anión peróxido O₂^2– con distintos cationes. Se siguen las mismas reglas de nomenclatura que en los óxidos, cambiando la palabra óxido por peróxido. Se ha de tener en cuenta que en NO del oxígeno en los peróxidos es de – 1.

Ejemplo

CuO₂ (Peróxido cúprico; peróxido de cobre (II)).

Cu₂O₂ (Peróxido cuproso; peróxido de cobre (I)).

Pb(O₂)₂ (Peróxido plúmbico; peróxido de plomo (IV)).

Cuando el anión peróxido se repite en una fórmula se escribe entre paréntesis.

9. Resumen

En este capítulo se ha estudiado cómo se clasifican y ordenan todos los elementos que están presentes en la naturaleza en lo que se conoce como tabla periódica. Tabla que esta compuesta por 7 filas denominadas períodos y 18 columnas denominadas grupos. Esta ordenación se corresponde con una serie de propiedades periódicas estudiadas en el capítulo, las cuales se recuerdan:

1. Radio atómico.
2. Potencial de ionización.
3. Afinidad electrónica.
4. Electronegatividad.

Se ha tratado la evolución del modelo atómico hasta llegar a la estructura atómica actual, donde las partículas que conforman el núcleo son los protones (carga +1) y neutrones (carga neutra) y en la corteza se encuentran orbitando en distintos niveles energéticos los electrones (carga -1).

En el último punto se ha profundizado en la formulación química inorgánica, en la cual se ha definido y especificado el número de oxidación para cada uno de los elementos más representativos que se combinan entre sí para dar compuestos.

Para cada tipo de compuesto se han estudiado las reglas de formulación y nomenclatura aceptadas por la IUPAC, para que, de este modo, el alumno sepa formular y nombrar correctamente en todas sus posibles formas. Los compuestos se agrupan en distintas familias en función de las combinaciones entre los elementos que los conforman, los cuales se recuerdan a continuación: sustancias simples; combinaciones binarias (hidruros, óxidos, sales binarias, etc.); ácidos oxoácidos; hidróxidos; iones (cationes y aniones); sales ternarias y peróxidos.

Ejercicios de repaso y autoevaluación

1. Escriba la configuración electrónica del ión S^2– e indique un catión y un anión que sean isoelectrónicos con el mismo.

2. Justifique cómo es el tamaño de un átomo con respecto a su anión y con respecto a su catión.

3. En la siguiente tabla se proporcionan las energías o potenciales de ionización (en electrovoltios eV) del litio, sodio y potasio.

1. ¿Por qué la primera energía de ionización es menor para el sodio que para el litio?
2. ¿Por qué la segunda energía de ionización es mucho mayor que la primera en cada elemento?
3. ¿Por qué no se proporciona el valor de la cuarta energía de ionización del litio?

4. Se tiene un átomo neutro con número atómico Z = 7 y número másico A = 14. Indique el número de partículas subatómicas (protones, neutrones y electrones) que tiene de cada tipo y escriba su configuración electrónica.

5. ¿Cuál es el número máximo de electrones para los cuales se tienen los siguientes números cuánticos: n = 2, l = 0 y m = 0?

6. Se proporcionan los protones de los núcleos correspondientes a cinco elementos: A = 9, B =16, C = 17, D = 19, E = 20. Indique cuál es el más electronegativo y cuál posee menor energía de ionización.

7. De los siguientes conjuntos de números cuánticos (n, l, m, s), indique cuál o cuáles no pueden tener lugar:

(2, 1, 2, + ½); (3, 1, -1, + ½); (2, 2, 1, -½); (3, 2, -2, +½)

8. Ordene en orden creciente de sus radios atómicos (de menor a mayor tamaño) las siguientes especies atómicas: Ar, Ca²⁺ y Cl^–, sabiendo que sus números atómicos son los siguientes: Ar = 18, Ca = 20, Cl = 17.

9. Formule los siguientes compuestos: nitrito de plata, hidróxido de magnesio, ácido bórico y permanganato de cobalto (II).

10. Nombre en todas las formas de nomenclatura los siguientes compuestos: Ca₃(PO₄)₂, Br₂O₅, Sr(OH)₂, CF₄, As₂O₃.