tema 2: la estructura atómica de la materia8 protones, y podrá tener diferente número de...

Tema 2: La estructura atómica de la materia

Física y Química 2o ESOProfesor: Francisco José Rey GarcíaDepartamento de Física y Química

IES �Cuenca del Nalón�

Índice

1. ¾Cuántas veces puedo dividir un grano de arena? 3

2. ¾Cómo son los átomos? 32.1. La Teoría atómica de Dalton . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 32.2. Fenómenos eléctricos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 42.3. Estructura de los átomos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

3. Modelos atómicos 5

4. Estructura nuclear del átomo 64.1. Identi�cando los átomos: número atómico y número másico . . . . . . . . . 64.2. Isótopos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

5. Estructura electrónica de los átomos 7

6. Iones 7

7. Las partículas últimas de la materia 8

8. El Sistema Periódico de los Elementos 8

9. Unión entre átomos: El enlace químico 99.1. Los átomos se unen: concepto de valencia química . . . . . . . . . . . . . . 99.2. Tipos de enlace químico . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 99.3. Propiedades de los compuestos en función del tipo de enlace . . . . . . . . 10

9.3.1. Propiedades de las sustancias iónicas . . . . . . . . . . . . . . . . . 109.3.2. Propiedades de las sustancias covalentes . . . . . . . . . . . . . . . 119.3.3. Propiedades de las sustancias metálicas . . . . . . . . . . . . . . . . 11

10.Formulación y nomenclatura de compuestos binarios 1210.1. Óxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1310.2. Hidruros . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 13

10.2.1. Hidruros metálicos: H + metal . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 1310.2.2. Hidruros no metálicos: H + no metal . . . . . . . . . . . . . . . . . 14

10.3. Sales de ácidos hidrácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

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Física y Química. 2o ESO.

Departamento de Física y Química

IES "Cuenca del Nalón"

10.4. Hidróxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 15

Prof. Francisco J. Rey García 2





1. ¾Cuántas veces puedo dividir un grano de arena?

Hace más de 2000 años los griegos se plantearon la siguiente cuestión:

Si yo parto una roca en dos, obtendré dos rocas más pequeñas. Si las sigo rompiendoobtendré más fragmentos que serán, cada vez, más pequeños. Terminaré llegando a obtenerarena, pero la arena está formada por miles de diminutos granos. Si tengo herramientassu�cientemente precisas puedo partir un grano de arena en otros dos más pequeños. En-tonces, ¾Puedo seguir dividiendo así la materia in�nitamente? ¾O existe un límite, unapartícula última que no se pueda dividir en otras más pequeñas?

Algunos �lósofos griegos pensaron que no tenía sentido poner límite a la posibilidad dela materia, mientras que otros sostenían que no era posible que existiesen in�nitas divi-siones. Estos últimos pensaron que la materia estaba formada por unas partículasllamadas átomos. Átomo signi�ca indivisible en griego.

Durante miles de años las teorías atomistas fueron postergadas, aunque hoy en díasabemos que toda la materia que existe está formada por átomos. Hasta hacepocos años, la teoría atómica se sostenía por ser la única capaz de explicar las evidenciasexperimentales. Había indicios medibles de la existencia de los átomos, pero nadia habíapodido ver un átomo. Sin embargo, entre �nales del siglo XX y principios del XIX se fue-ron desarrollando técnicas que nos permitían ver, e incluso obtener fotografías de átomos,como las siguientes:

2. ¾Cómo son los átomos?

2.1. La Teoría atómica de Dalton

Durante el Siglo XVIII se desarrolló la Química como ciencia experimental. Los ex-perimentos llevaron a enunciar varias leyes sobre como se transformaban las sustanciasquímicas. En 1803, John Dalton llegó a la conclusión de que la única forma de explicarlas leyes de la química era suponiendo que toda la materia que existe está formada porunas diminutas partículas indivisibles llamadas átomos.

Cada tipo de sustancia está formada por un tipo de átomo diferente, y la combinaciónde los átomos da lugar a toda la materia existente. Un elemento es un tipo de átomo.






2.2. Fenómenos eléctricos

Prueba a realizar alguno de los siguientes experimentos:

Corta una pequeña tira de papel. Frota fuertemente una regla de plástico contraun trozo de lana, un jersey o contra tu pelo (seco) y acerca la regla al papel. ¾Quésucede?

Corta una tira de plástico de poco espesor. Frótala fuertemente contra un trozo delana, un jersey o contra tu pelo (seco) y haz lo mismo con una regla de plástico.Acerca la regla a la tira. ¾Qué sucede?

Cuando se frotan algunos materiales, aparecen fenómenos eléctricos que pueden serde dos tipos: atracción o repulsión

La causa de los fenómenos eléctricos es la existencia de una propiedad de la materiadenominada carga eléctrica.

Existen dos tipos de carga eléctrica: positiva (+) y negativa (-). Las cargas delmismo signo se repelen, mientras que las de distinto signo se atraen

Cuando un sistema está formado por varias cargas eléctricas, su carga total, tambiénllamada carga neta será la suma de todas las cargas con sus signos.

Ejemplo 1: Supongamos un cuerpo que posee 3 cargas positivas y 2 cargas negativas.La carga neta será: +3 + -2 = +1.

Ejemplo 2: Un cuerpo está formado por 6 cargas negativas y 3 cargas positivas. Lacarga neta será: -6 + +3 = -3.

2.3. Estructura de los átomos

Hasta 1904 se pensó que el átomo era indivisible, que no tenía ningún tipo de es-tructura interna. Sin embargo, a principios del siglo XX se fueron descubriendo distintaspartículas subatómicas, es decir, partículas más pequeñas que los átomos. Los átomosestán constituidos por estas partículas subatómicas:

Electrón (e−), descubierto por J.J. Thomson en 1904: Es una partícula de carganegativa y masa despreciable.

Protón (p+), descubierto por Goldstein en 1886 y E. Rutherford en 1918 (medianteexperimentos diferentes): Es una partícula de carga positiva, de igual valor numé-rico que la del electrón, y masa 1836 veces mayor que la del electrón.

Neutrón (n0), descubierto por J. Chadwick en 1932 (y teorizada por E. Rutherforden 1920):Es una partícula sin carga eléctrica y masa similar a la del protón.

El átomo posee dos partes:

Núcleo: Es la parte del átomo en la que están los protones y los neutrones. Esdiminuto, pero posee casi toda la masa del átomo.

Corteza: Es la parte del átomo en la que están los electrones.






A las partículas que forman el núcleo (protones y neutrones) las llamamos nucleones.El tamaño del átomo es del orden de 10−10, cantidad que recibe el nombre de 1 Ams-

trong (1 Å), es decir 1 Å= 10−10 m.El núcleo es muchísimo más pequeño. El tamaño del núcleo es del orden de 10−15 m,

es decir, 100 mil veces más pequeño. Si el átomo fuese del tamaño de un campo de fútbol,el núcleo sería del tamaño de una canica puesta en el centro del campo. De aquí podemosdeducir lo siguiente:

El núcleo ocupa una mínima parte del tamaño del átomo, pero, puesto que en el núcleoestá casi toda la masa del átomo (pues la masa de los electrones es despreciable), podemosconcluir que casi la totalidad de la masa del átomo está con�nada en una pequeña región,mientras que el resto está prácticamente vacío: la materia está casi hueca.

3. Modelos atómicos

Un modelo es un paradigma cientí�co que se emplea en una época concreta parajusti�car una realidad experimental. Los modelos se basan en una serie de suposicionescoherentes con los datos experimentales. Nuevos experimentos pueden obligar a revisionarlos modelos, por tanto los modelos están siempre incompletos.

Modelo deDalton

Dalton supuso que los átomos eran par-tículas indivisibles, esferas macizas sinestructura interna.

Modelo deThomson

Tras descubr ir el electrón, Thomsonsupuso que los átomos eran esferas decarga positiva con los electrones (quetienen carga negativa) incrustados enella, como pasas en un pudin (o comopepitas de chocolate en una magdale-na).

Modelo deRutherford

Un experimento llevado a cabo por es-tudiantes de Rutherford hizo ver queel modelo atómico de Thomson no eracorrecto. De alguna forma, la masa delátomo estaba concentrada en una pe-queña región. Rutherford supuso que elátomo estaba formado por un peque-ño núcleo, con carga positiva, alrede-dor del cual giraban los electrones. Elnucleo contenía casi toda la masa delátomo.






Modelo deBohr-

Sommerfeld

N. Bohr propuso que loselectrones giran en torno alnúcleo en órbitas estaciona-rias. El electrón puede pa-sar de una órbita a otra ab-sorbiendo o cediendo ener-gía. A. Sommerfeld retocael modelo de Bohr propo-niendo que las órbitas pue-den ser elípticas, y no tienenque estar necesariamente enel mismo plano.

4. Estructura nuclear del átomo

4.1. Identi�cando los átomos: número atómico y número másico

Como habíamos dicho al explicar el modelo atómico de Rutherford en la sección ??el átomo consta de corteza y núcleo. En el núcleo están los protones (de cargapositiva) y los neutrones (sin carga, y con una masa similar a la del protón). En la cortezaestán los electrones (de carga negativa y masa 1836 veces menos que la del protón). A laspartículas que constituyen el núcleo (protones y neutrones) se las denomina genéricamentenucleones.

Hay dos parámetros que de�nen por completo un núcleo atómico:

El número atomico (Z): Es el número de protones que tiene un átomo.

El número másico (A): Es el número total de nucleones (neutrones más protones)que tiene un átomo.

De modo que:A = Z +N

El número atómico es �jo para cada elemento, pero el número másico no, lo quesigni�ca que un mismo elemento tendrá siempre el mismo número de protones, pero podrátener un número de neutrones variable. Un núcleo atómico dado se identi�ca mediante lanotación siguiente:

AZX

Donde X es el símbolo del elemento. Por ejemplo, un átomo de Oxígeno tendrá siempre8 protones, y podrá tener diferente número de neutrones, normalmente 8, 9 o 10. Esto serepresenta como 16

8 O, 178 O y 18

8 O.

4.2. Isótopos

El número atómico identi�ca siempre al elemento. Así, el O tendrá siempre Z=8, ytodo átomo con Z=8 será un átomo de oxígeno. De la misma forma, el C tendrá siempreZ=6, y todo átomo con Z=6 será un átomo de carbono, independientemente del númerode electrones o neutrones que tenga.






Sin embargo, dos átomos de un mismo elemento pueden tener diferente número deneutrones y, por tanto diferente número másico. Por ejemplo, el C siempre tendrá 6 pro-tones (Z=6), pero existen átomos de carbono con 6 neutrones (A=6+6=12), 7 neutrones,(A=6+7=13) o 8 neutrones (A=6+8=14):

126 C 13

6 C 146 C

A los átomos de un mismo elemento (mismo Z) y diferente número másico seles denomina isótopos. O, lo que es lo mismo dos átomos son isótopos si tienenigual número de protones pero distinto número de neutrones.

Normalmente, los isótopos se nombran añadiendo al nombre del elemento el númeromásico. Así, los 3 ejemplos de arriba reciben los nombres de carbono-12, carbono-13 ycarbono-14, respectivamente. Sin embargo, los tres isótopos del hidrógeno tienen nombrepropio, según se recoge el siguiente cuadro:

11H

21H

31H

Protio Deuterio Tritio

5. Estructura electrónica de los átomos

Los electrones se distribuyen en la corteza atómica en capas o niveles de energía. A laúltima capa de electrones se la denomina capa de valencia y, a los electrones que hay enella, electrones de valencia. Los electrones de valencia son los que un átomo pone enjuego (gana, pierde, o comparte) en una reacción química o en la formación de un enlacequímico entre dos átomos.

6. Iones

Un elemento dado tiene un número de protones �jo. Sin embargo, el número de elec-trones puede variar. Al ganar o perder electrones, los átomos dejarán de ser neutros ypasarán a estar eléctricamente cargados. Un ión es un átomo eléctricamente car-gado. Si un átomo pierde electrones, pasará a tener más protones que electrones y, portanto, a estar cargado positivamente. Un ion con carga positiva se denomina catión. Dela misma forma, si un átomo gana electrones, pasará a tener más electrones que protones,con lo que estará cargado negativamente. Un ion con carga negativa se denomina anión.

Nótese que la carga de los iones se debe siempre a la pérdida o ganancia de electrones,nunca de protones.

Ejemplo 1: El Na tiene 11 p+. Si el átomo es neutro tendrá también 11 e−. Sin embargo,el catión Na+ tendrá 10 e− (uno menos que el Na neutro, de modo que hay un exceso deuna carga positiva).

Ejemplo 2: El Fe tiene 26 p+. Si el átomo es neutro tendrá también 26 e−. Sin embargo,el catión Fe3+ tendrá 23 e− (tres menos que el Fe neutro, de modo que hay un exceso de3 cargas negativas).

Ejemplo 3: El Cl tiene 17 p+. Si el átomo es neutro tendrá también 17 e−. Sin embargo,el anión Cl− tendrá 18 e− (uno más que el Cl neutro, de modo que hay un exceso de unacarga negativa).






Ejemplo 4: El S tiene 16 p+. Si el átomo es neutro tendrá también 16 e−. Sin embargo,el anión S2− tendrá 18 e− (dos más que el S neutro, de modo que hay un exceso dos cargasnegativas).

7. Las partículas últimas de la materia

Para Dalton, los átomos eran partículas indivisibles. Posteriormente, se vio que estosestaban formados de otras tres partículas: protones, electrones y neutrones. Hoy en dia,el electrón se sigue considerando una partícula indivisible (no hay evidencias teóricas niexperimentales que apunten a que esté constituido por otras partículas). Sin embargo,tanto los protones como los neutrones están formados por unas partículas denominadasquarks.

8. El Sistema Periódico de los Elementos

Todos los elementos que existen están ordenados en el sistema periódico o tablaperiódica de los elementos. El sistema periódico actual es, con ciertas modi�caciones,el propuesto por Dimitri Mendeleiev, y está estructurado en una serie de columnas, alas que llamamos grupos, y una serie de �las a las que llamamos periodos. Los elementosestán ordenados en periodos por orden creciente de número atómico y, en cada grupo, sesitúan elementos con propiedades químicas similares. Además, la tabla periódica puededividirse en 3 partes, según el esquema de la Fig. 1.

Figura 1: Bloques de la tabla periódica.

Una distinción de extraordinaria importancia es la que se hace entre metales y nometales. Los primeros se sitúan a la izquierda de la tabla periódica, los segundos, a laderecha. Entre ambos, hay un pequeño grupo de elementos con propiedades intermediasa los que llamamos semimetales. Como veremos más adelante, los metales se caracteri-zan por una gran tendencia a perder electrones, y los no metales a aceptarlos. Un casoexcepcional son los gases nobles, que no tienen tendencia ni a captar ni a ceder electrones.






En realidad, no tienen ninguna tendencia a reaccionar químicamente ni a formar enlaces.Por eso, además de gases nobles, en ocasiones se les llama gases inertes.

Figura 2: Metales y no metales.

Los grupos de la tabla periódica se numeran del 1 al 18, de izquierda a derecha. Además,cada uno de los grupos de los elementos representativos tiene un nombre propio:

GRUPO 1 ALCALINOSGRUPO 2 ALCALINOTÉRREOSGRUPO 13 TÉRREOSGRUPO 14 CARBONOIDEOSGRUPO 15 NITROGENOIDEOSGRUPO 16 ANFÍGENOSGRUPO 17 HALÓGENOSGRUPO 18 GASES NOBLES

9. Unión entre átomos: El enlace químico

9.1. Los átomos se unen: concepto de valencia química

En la naturaleza únicamente los gases nobles aparecen como especies monoatómicas.Todos los demás elementos tienen necesidad de formar enlaces químicos, es decir, unio-nes entre átomos. Se denomina valencia química de un elemento al número de átomosde hidrógeno con los que se puede enlazar. Por ejemplo, en el CH4 la valencia del C es 4,en el BH3 la valencia del Boro es 3.

9.2. Tipos de enlace químico

Los metales tienen tendencia a ceder electrones y los no metales tienen tendencia aaceptarlos, esto da lugar a tres tipos de enlaces distintos:

Enlace metálico, que se da entre metales, que son átomos muy poco electronegati-vos. Como los metales tienden a ceder electrones, el enlace metálico se basa en quetodos los átomos metálicos ceden electrones a un fondo común, de manera que losátomos quedan �jos en las posiciones de red, cargados positivamente, mientras quelos electrones se mueven por toda la red.






Enlace iónico: Se da entre metales y no metales, es decir, entre átomos con elec-tronegatividades muy diferentes. Los metales ceden electrones, y los no metales losaceptan, quedando los primeros cargados positivamente y los segundos negativamen-te, de forma que se atraerán electrostáticamente.

Enlace covalente: se da entre elementos no metálicos. Como ambos tienen tendenciaa aceptar electrones, lo que hacen es compartirlos para formar enlaces. Cada enlacecovalente corresponde a un par de electrones compartidos.

Las sustancias iónicas y metálicas están constituidas por una gran extensión de átomosunidos mediante este tipo de enlace, por lo que suelen dar lugar a compuestos sólidos encondiciones normales. El enlace covalente, sin embargo, da lugar a dos tipos de compuestos:

Moléculas, esto es, una agrupación discreta de átomos unidos por enlaces covalentes.Por ejemplo: O2,N2,HCl,H2O ...

Sólidos covalentes no moleculares: Son redes cristalinas (o sólidos amorfos) for-mados por átomos de elementos no metálicos unidos entre sí. Ejemplo de ello sonel diamante o el gra�to, formados, en ambos casos, por largas redes de átomos decarbono.

9.3. Propiedades de los compuestos en función del tipo de enlace

9.3.1. Propiedades de las sustancias iónicas

Como consecuencia de su estructura, los compuestos iónicos poseen las siguientes pro-piedades:

Elevados puntos de fusión y ebullición, pues estos cambios de fase requerirían romperlas interacciones iónicas.

Son duros (resistencia a ser deformados) y frágiles (se rompen). Esto es porque, alaplicar un esfuerzo mecánico sobre la red, estamos induciendo a iones de igual signo aentrar en contacto y separarse de iones de distinto signo. Naturalmente esto requiereun esfuerzo enorme y, cuando lo consigamos, las repulsiones harán que los fragmentosse separen, como se ve en la �gura 3

Figura 3: Propiedades mecánicas de los compuestos iónicos.






En estado sólido son malos conductores de la electricidad, pero no así cuando estánfundidos o en disolución.

La mayoría de ellos son solubles en agua, ya que los dipolos de la molécula de aguainteraccionan con los iones destruyendo la red, pero no son solubles en disolventesapolares como hexano o CCl4.

9.3.2. Propiedades de las sustancias covalentes

Las propiedades de todos los compuestos químicos dependen de su estructura. Todoslos compuestos covalentes tienen algunas propiedades comunes, consecuencia de su enlace,pero al existir dos familias en este tipo de compuestos (moleculares y no moleculares)existirán propiedades diferenciadas en cada caso.

Las principales propiedades de los compuestos covalentes moleculares son lassiguientes:

Se presentan en los tres estados de agregación, aunque fundamentalmente como gasesy líquidos.

Su solubilidad depende del tipo de molécula: Las moléculas con una cierta polaridadserán disueltas por los disolventes polares (como agua o el alcohol etílico), mien-tras que las que no tengan ninguna polaridad serán solubles en disolventes apolares(benceno, hexano, CCl4...)

No conducen el calor ni la electricidad.

Las principales propiedades de los compuestos covalentes no moleculares son lassiguientes:

Son sólidos con altos puntos de fusión.

Son insolubles

Son duros y frágiles

En general son malos conductores del calor y la electricidad, pero hay excepciones.

9.3.3. Propiedades de las sustancias metálicas

Como los metales tienen gran tendencia a ceder electrones, la única forma de que dosátomos metálicos formen un enlace químico, es que ambos cedan sus electrones a un fondocomún. Los metales están formados por una red cristalina de cationes metálicos por la cuallos electrones de valencia se mueven libremente. Este movimiento explica sus propiedadescomo conductores eléctricos y térmicos.

Las propiedades de los metales, como en el caso de las demás substancias, son conse-cuencia de su enlace químico. Destacan las siguientes:

Son sólidos a temperatura ambiente, aunque su punto de fusión suele ser inferior alde los compuestos iónicos. Existe una excepción a esta propiedad: el Hg es el únicometal líquido a temperatura ambiente. El siguiente metal con más bajo punto defusión es el Ga (30oC).

Presentan una alta conductividad eléctrica y térmica, por los motivos comentadosanteriormente.






Son dúctiles y maleables, porque, a diferencia de lo que ocurría con los compues-tos cristalinos, al desplazar un plano de la red, las interacciones entre los átomosmetálicos son iguales que las que había al principio.

Poseen brillo metálico.

Tienen alta densidad.

10. Formulación y nomenclatura de compuestos binarios

Cuando miras la etiqueta de una botella de agua, un yogur, un champú, etc., suelesencontrarte una serie de fórmulas químicas como las siguientes:

Todas estas formas emplean el lenguaje químico. El lenguaje químico puede serdifícil de entender, pero tiene grandes ventajas:

Es universal: Independientemente del país o del idioma, el agua se representará porH2O, el metano por CH4, etc..

Nos da información sobre la composición de las sustancias.

De ahí que la importancia del lenguaje químico sea enorme y que, por ello, la UniónInternacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) haya establecido una serie dereglas para que este lenguaje sea sencillo de utilizar y conocer: Las Normas de formu-lación y nomenclatura. Se denomina formulación al proceso de asignar la fórmula deun compuesto a partir de su nombre, y nomenclatura al proceso de obtener el nombrede un compuesto a partir de su fórmula.

En una fórmula química aparecen los elementos que constituyen al compuesto y, expre-sado en forma de subíndices, la cantidad relativa de cada uno de ellos. En los compuestosbinarios, estas cantidades vienen dadas por la valencia del otro elemento, es decir, si tene-mos un elemento A, de valencia x, y otro elemento B, de valencia y, la fórmula será AxBy

(como puedes ver, A y B se han intercambiado sus valencia). La fórmula AxBy nos indicaque por cada x átomos de A hay y átomos de B. Sin embargo, ¾Cómo podemos saber sihay que poner A o B a la derecha o a la izquierda de la fórmula? Para solucionar esteproblema, la IUPAC establece la siguiente norma: el orden de preferencia de los elementospara situarse a la derecha de la fórmula, viene dada por la siguiente imagen:

Por último, si los subíndices x e y son divisibles por el mismo número, se simpli�can.Por ejemplo, el Si tiene valencia 4 y el O tiene valencia 2 con lo que, en principio, lafórmula del compuesto resultante sería Si2O4, sin embargo, como 4 y 2 son divisibles por2, los subíndices se simpli�can, quedando la fórmula como SiO2.

En la nomenclatura, para identi�car el número de átomos que tenemos en la fórmulase emplean los pre�jos mono-, di-, tri-, tetra-, penta-, hexa-, etc... Sin embargo, el






pre�jo "mono", empleado para decir 1, no ha de emplearse obligatoriamente. En general,la costumbre es usar el pre�jo mono únicamente cuando existe posibilidad de confusión.Por ejemplo, el óxido de berilio (BeO) no suele llamarse nunca monóxido de berilio nimonóxido de monoberilio, pues solo existe ese, en cambio el CO se suele llamar monóxidode carbono, para diferenciarlo del dióxido de carbono (CO2). El uso de todos los demáspre�jos es obligatorio en todo momento.

10.1. Óxidos

Los óxidos son la combinación del oxígeno con valencia - 2 y otro elemento del sistemaperiódico. Como en los óxidos el O siempre actúa con valencia - 2, es fácil deducir lavalencia del otro elemento, a partir del nombre o de la fórmula. Los óxidos se clasi�canen dos grupos: óxidos metálicos (cuando el elemento que se combina con el oxígeno es unmetal) y óxidos no metálicos (cuando el elemento que se combina con el oxígeno es un nometal). Los óxidos metálicos son todos sólidos, mientras que los óxidos no metálicos sonlíquidos o gaseosos (pues son compuestos covalentes moleculares).

Se nombran como (pre�jo numeral)óxido de (pre�jo numeral) elemento.Fe2O3 Trióxido de dihierroCO2 Dióxido de carbonoCO Monóxido de carbonoSO2

Al2O3

Trióxido de diboroTrióxido de difósforo

10.2. Hidruros

Son compuestos formados por H y otro átomo.

10.2.1. Hidruros metálicos: H + metal

El H actúa con valencia negativa (-1). Son todos sólidos, generalmente duros. Suelendescomponer térmicamente, dando lugar al metal y el hidrógeno molecular:

MHn(s)∆−→ M(s) +

n

2H2(g)

CaH2(s)∆−→ Ca(s) + H2(g)

FeH3(s)∆−→ Fe(s) +

3

2H2(g)






Formulación NomenclaturaSistemática Stock

PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV)CuH hidruro de cobre hidruro de cobre (I)NaH Hidruro de sodio Hidruro de sodioCaH2

FeH3

CoH2

Hidruro de estaño (II)Hidruro de hierro (II)Hidruro de estroncio

Trihidruro de aluminioTrihidruro de indio

10.2.2. Hidruros no metálicos: H + no metal

El H actúa con valencia positiva.

a) H + elemento del grupo 16 (anfígenos) y 18 (halógenos) Son gases. Disueltos en aguason ácidos y se llaman hidrácidos. Se indican los nombres tradicionales aceptados por laiupac.

Fórmula nombre nombre de la disolución acuosaHF �uoruro de hidrógeno ácido �uorhídricoHCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídricoHBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídricoHI yoduro de hidrógeno ácido yodhídricoH2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídricoH2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídricoH2Te telururo de hidrógeno ácido telurhídrico

El H2O se llama agua, nombre aceptado por la IUPAC, aunque su nombre sistemático esoxidano (por analogía a los compuestos que veremos a continuación).

b) H + elemento no metálico de los grupos 13, 14 y 15 . Son todos ellos gases, y la na-turaleza del enlace es covalente.

Formulación NomenclaturaSistemático Tradicional aceptada por la IUPAC

CH4 tetrahidruro de carbono metanoSiH4 tetrahiduro de silicio silanoBH3 trihidruro de boro boranoNH3 trihidruro de nitrógeno amoniaco (o azano)PH3 trihiduro de fósforo fosfanoAsH3 trihiduro de arsénico arsanoSbH3 trihiduro de antimonio estibano

Un derivado importante del amoniaco es el catión amonio (NH+4 ), un catión con una

química similar en muchos aspectos a la del catión K+.






10.3. Sales de ácidos hidrácidos

Los ácidos hidrácidos se llaman así porque pueden liberar un H+ de su molécula, loque les con�ere propiedades ácidas. El H de los ácidos hidrácidos puede sustituirse porun metal dando una sal. La nomenclatura de estas sales sigue una regla bien sencilla: separte del nombre del ácido precursor, y se sustituye la terminación -hídrico porla terminación -uro �de� y el nombre del metal (con su valencia identi�cadasegún las reglas de cada tipo de nomenclatura).

El metal siempre actúa con valencia positiva, luego el no metal actúa con su valencianegativa.

Fórmula Ácido precursor NomenclaturaSistemático Stock

CaF2 Ácido �uorhídrico Di�uoruro de calcio Fluoruro de calcioFeS Ácido sulfhídrico Disulfuro de hierro Sulfuro de hierro (II)NaCl Ácido clorhídrico cloruro de sodio cloruro de sodio

(NH4)2S Ácido sulfhídrico sulfuro de amonio sulfuro de amonioZnSKI

Rb2SSulfuro de hierro (III)

Bromuro de cobalto (III)Triseleniuro de dialuminioTriseleniuro de digalio

K2SCuF3

Tetraarseniuro de silicioDisulfuro de plomo

Cloruro de estaño (II)Seleniuro de Galio

10.4. Hidróxidos

Se denominan así a las combinaciones de los metales con el anión hidróxido (OH−).Son todos sólidos, a excepción del hidróxido de amonio (NH4OH), que es líquido, yaque no es verdaderamente un hidróxido, es más bien una disolución acuosa de amoniaco.Los hidróxidos pueden considerarse como productos de la adición de agua a los óxidosmetálicos u óxidos básicos:

CaO + H2O −→ Ca(OH)2

cal viva cal muerta

Técnicamente son compuestos ternarios, pues emplean tres elementos. Sin embargo, elanión hidróxido actúa con entidad propia, de modo que los hidróxidos pueden entendersecomo combinaciones binarias de los diferentes elementos con el anión hidróxido.






Fórmula NomenclaturaSistemático Stock

NaOH hidróxido de sodio hidróxido de sodioFe(OH)2 dihidróxido de hierro hidróxido de hierro(II)Ca(OH)2

Fe(OH)3

Hidróxido de niquel (III)Hidróxido de Plomo (II)

Trihidróxido de aluminioDihidróxido de calcio

Algunos hidróxidos tienen nombre propio, como el NaOH (sosa caustica).


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