En la naturaleza existen numerosos compuestos que deben representarse e identificarse de acuerdo a la capacidad de combinación con que actúan los elementos que intervienen en ellos.

Por tanto la nomenclatura química es el sistema de normas, comunes en todo el mundo, para denominar a los elementos y compuestos químicos.

El organismo encargado de dictar tales normas se llama Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).

Clasificación de los compuestos químicos según el número de elementos que los constituyen.

Compuestos binarios:

1. Óxidos básicos: Son combinaciones binarias de un metal con el oxígeno en las que el oxígeno utiliza el grado o estado de oxidación -2. La fórmula general que identifica a estos óxidos es la siguiente, donde M es el metal, 2 es la valencia o estado de oxidación del oxígeno, O es el oxígeno y v es la valencia del metal.
Para su nomenclatura se puede utilizar la nomenclatura IUPAC ,Stock o funcional (la más utilizada) y la nomenclatura tradicional.

Nomenclatura IUPAC: Utiliza la palabra "óxido" seguida de la partícula "de" y el "nombre del metal"; si este posee más de una valencia o grado de oxidación, se indica con cifras romanas.

Ejemplos
Na2O Óxido de sodio
FeO Óxido de ferro(II)
Fe2O3 Óxido de ferro(III)

OBS: En el caso de la fórmula del óxido de hierro (II) se han simplificado las valencias Fe2O2 ------ FeO.

Nomenclatura Tradicional: Consiste en agregar a la palabra óxido el nombre del elemento terminado en "ico" (si actúa con su valencia mayor) u "oso" (si actúa con su valencia menor). Si el elemento posee una sola valencia se le hará terminar en "ico".

Ejemplos:

Na2O óxido sódico
CaO óxido cálcico
Hg2O óxido mercurioso
Fe2O3 óxido férrico

Actividad:

1. Indique el nombre para los siguientes óxidos básicos. Para su resolución se recomienda utilizar la nomenclatura IUPAC. Pinche aquí

2. Escriba la fórmula que le corresponda a cada uno de los óxidos básicos que se indican. Pinche aquí

2. Óxidos ácidos:Son combinaciones binarias de un no metal y el oxígeno, en las que análogamente a los anteriores el oxígeno utiliza el grado de oxidación -2. Su fórmula general es la siguiente, donde NM es el no metal, 2 es la valencia o estado de óxidación del oxígeno, O es el oxígeno y v es el estado de oxidación del no metal.

Para nombrarlos, se utiliza la nomenclatura de proporciones o sietmática (clásicamente se les denominaba anhídridos). Para nombrarlos también se utiliza la nomenclatura de Stock y tradicional, teniendo presente que cuando se les nombra en la nomenclatura tradicional la palabra óxido se cambia por anhídrido.

Ejemplo: Nota:

• Cuando nombremos algunos compuestos en la nomenclatura tradicional, debemos tener en cuenta que algunos elementos cambian su nombre por su raíz correspondiente.

  
• Como en la nomenclatura tradicional se utilizan las terminaciones oso e ico, para identificar la valencia o estado de oxidación con la cual participa el elemento en el compuesto, debemos realizar una diferenciación de estas terminaciones para aquellos elementos que poseen más de 2 valencias o estados de óxidación. Por esta razón, se resumen a continuación estas diferencias.

Casos especiales

• En el caso del cromo y el manganeso, como ambos son elementos anfóteros, es decir pueden actuar como metal y no metal, con su valencia 2 y 3 respectivamente forman óxidos básicos y con sus valencias 4, 6 y 7 respectivamente forman óxidos ácidos. Por lo cual con los primeros se originan hidróxidos y con los segundos oxiácidos.

Actividad

1. Coloque el nombre a los siguientes compuestos. Para ello se recomienda utilizar la nomenclatura sistemática. Pinche aquí

2. Escriba la fórmula correspondiente. Pinche aquí

3. Hidruros: Son combinaciones binarias de cualquier elemento con el hidrógeno, en las que dicho elemento utiliza la valencia 1.

• Para hidruros metálicos, se utiliza la palabra hidruro seguida de la partícula de y el nombre del metal (notación de Stock). También pueden ser nombrados por la nomenclatura tradicional. La fórmula general de los hidruros metálicos es:
• Para hidruros no metálicos, que son combinacións del hidrógeno con elementos del grupo VA, con el C y Si del grupo del carbono (grupo VIA), y con el B del grupo IIIA. Se nombran con la nomenclatura tradicional aunque también es correcto emplear la nomenclatura estequiométrica o sistemática.

Actividad:
1. Escribe el nombre de los siguientes hidruros metálicos. Pincha aquí
2. Escribe la fórmula que corresponda para los hidruros metálicos. Pincha aquí

3. Escribe el nombre de los siguientes hidruros no metálicos. Pincha aquí

4. Escriba las fórmulas que corresponda para los hidruros no metálicos. Pincha aquí

4. Hidrácidos: Cuando se trata de los elementos más no metálicos (del grupo VI y VIIA, los cuales actúan con su valencia o estado de oxidación menor) y dado su carácter ácido (ácidos hidrácidos) se les puede nombrar utilizando el prefijo ácido seguido de la partícula de y el nombre del no metal acabado en hídrico. La fórmula general de estos compuestos es:

Actividad:

1. Escribe el nombre de los siguientes hidrácidos. Pincha aquí

2. Escribe las fórmulas que corresponda. Pincha aquí

5. Sales binarias: Son combinaciones binarias de un metal y un no metal. Para su nomenclatura se utiliza el nombre del no metal terminado en uro seguido del genitivo de y el nombre del metal; si el metal posee más de una valencia se indica detrás del nombre del metal, en cifras romanas (notación Stock). En la fórmula la parte electropositiva o metálica se coloca delante. Estas sales también pueden nombrarse mediante la nomenclatura tradicional. La fórmula general es:

Actividad:

1. Escribe el nombre de las siguientes sales binarias. Pincha aquí

2. Escribe la fórmula que corresponda. Pincha aquí
6. Combinaciones binarias entre no metales: Se nombran utilizando el nombre del elemento más electronegativo de los dos que forman el compuesto con la terminación uro seguida de la partícula de y el nombre del otro elemento no metálico. El elemento menos electronegativo se coloca primero en la fórmula. Es recomendable la nomenclatura de proporciones o sistemática.

En dichas combinaciones se coloca delante el elemento que es primero en la siguiente lista: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F. Esta relación corresponde a un orden creciente del electronegatividades.

Actividad:

1. Escriba el nombre a las siguientes combinaciones entre no metales. Pinche aquí

2. Escriba la fórmula que corresponda. Pincha aquí

Si pudiéramos observar las moléculas por dentro con un potente lente, veríamos que los átomos que las conforman se ubican en el espacio en posiciones bien determinadas. El ordenamiento tridemensional de los átomos en una molécula se llama geometría molecular.

En una molécula con enlaces covalentes hay pares de electrones que participan en los enlaces o electrones enlazantes, y electrones desapareados, que no intervienen en los enlaces o electrones no enlazantes. La interacción eléctrica que se da entre estos pares de electrones, determina la disposición de los átomos en la molécula. Veamos algunos ejemplos.

• La molécula de agua H2O posee dos enlaces simples O - H y yiene dos pares de electrones no enlazantes en el átomo de oxígeno. Su geometría molecular es angular.
• La molécula de amoníaco (NH3) presenta 3 enlaces simples N - H y posee un par de electrones no enlazantes en el nitrógeno. La geometría molecular es piramidal.
• La molécula de metano (CH4) tiene cuatro enlaces simples C - H y ningún part de electrones enlazantes. Su geometría molecular es tetraédrica.

¿Cómo se puede saber la geometría de una molécula?

En la actualidad se emplean diversos métodos experimentales para conocer en forma precisa la estructura de una molécula particular. Pero en ocasiones basta con aplicar algunos métodos sencillos para obtener una geometría molecular aproximada.

Uno de los métodos para predecir la geometría molecular aproximada, está basada en la repuslsión electrónica de la órbita atómica más externa, es decir, los pares de electrones de valencia alrededor de un átomo central se separan a la mayor distancia posible para minimizar las fuerzas de repulsión. Estas repulsiones determinan el arreglo de los orbitales, y estos, a su vez, determinan la geometría molecular, que puede ser lineal, trigonal, tetraédrica, angular y pirámide trigonal.

Geometría lineal: Dos pares de electrones alrededor de un átomo centarl, localizados en lados opuestos y separdos por un ángulo de 180º.

Geometría planar trigonal: Tres pares de electrones en torno a un átomo central, separados por un ángulo de 120º.

Geometría tetraédrica: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, ubicados con una separación máxima equivalente a un ángulo de 109,5º.

Geometría pirámide trigonal: Cuatro pares de electrones en torno a un átomo centra, uno de ellos no compartido, que se encuentran separados por un ángulo de 107º.

Geometría angular: Cuatro pares de electrones alrededor de un átomo central, con dos de ellos no compartidos, que se distancian en un ángulo de 104,5º.

Al leer todas estas descripciones, vemos que la forma de las moléculas es el resultado de las direcciones en que se ubican los electrones enlazantes. Parece increíble pensar que la forma que tiene una molécula es determinante en la manera como actúa, estableciendo sus propiedades.

Luego de haber estudiado la Teoría Atómica con los modelos que explican cómo estaría constituida la materia, podemos señalar que el átomo es la Unidad básica de toda la materia, constituido por tres principales partículas subatómicas llamadas protones, neutrones y electrones.

• La cantidad de protones es igual a la cantidad de electrones, lo cual determina la neutralidad del átomo.
• La concepción moderna del átomo, es que es un sistema energético en equilibrio.
• Está constituido por dos zonas importantes:

I. Zona interna:NÚCLEO

• Aquí se encuentra concentrada casi la totalidad de la masa del átomo.
• Se encuentran las partículas más estables: protones y neutrones, también llamados NUCLEONES.

a) Protones: Son partículas de carga eléctrica positiva (+1).

b) Neutrón: No tiene carga y su masa es igual al protón. Son buenos agentes desintegradotes.

II. Zona externa:

NUBE ELECTRÓNICA

En esta zona se encuentran los electrones, que giran alrededor del núcleo, formando una nube electrónica que lo envuelve.

• Electrones: Tiene carga negativa igual al del protón pero de signo contrario. Cuando se le da valor en UMA (masa) se le atribuye el valor CERO. No significa que lo sea pero su valor es despreciable frente al del protón.
  
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Así como la configuración electrónica puede deducirse de la posición que ocupa un elemento en la tabla periódica, existen otras propiedades que también varían de manera sistemática en un mismo grupo o en un mismo periodo, denominadas propiedades periódicas.

1. Radio atómico: Corresponde a la mitad de la distancia entre los núcleos de dos átomos vecinos de un mismo elemento que no se encuentran enlazados, o también podemos decir, que es la distancia promedio entre el último electrón del nivel más externo y el núcleo. Los radios atómicos se indican a menudo en angstroms A (10-10m), nanómetros (nm, 10-9 m) picometro (pm, 10-12 m) y Por medio de el es posible determinar el tamaño del átomo.

La variación del radio atómico en la tabla periódica es la siguiente:

• En un periodo, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, al aumentar el Z.
• En un grupo, en cambio, el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo (crece cuando Z aumenta).

2. Energía de ionización (EI)

Potencial de ionización (PI): Es la cantidad de energía necesaria para arrancar o remover un electrón de un átomo neutro en estado fundamental. Es decir, el átomo se convierte en un ión positivo (catión). Esta magnitud puede medirse en kilocalorías por mol (Kcal/mol) y el proceso se representa como sigue:

M + E → M1+ + e- M = metal

En los átomos de los que puede extraer más de un electrón, el proceso de ionización se describe en etapas. Por ejemplo, los tres PI del litio son:

Li → Li+ + e- PI = 124 Kcal/mol

Li+ → Li2+ + e- PI = 1745 Kcal/mol

Li2+ → Li3+ + e- PI = 2822 Kcal/mol

Los PI varían en forma inversa a los radios atómicos. Si es menor el Ra mayor será la atracción existente entre el núcleo y el electrón, por lo tanto, se requerirá una mayor cantidad de energía para remover el electrón. Al contrario, cuanto mayor sea el Ra, menor será la fuerza con que se atraen el núcleo y el electrón, y por tanto, menor será la energía necesaria para extraer dicho electrón.

La variación del PI en la tabla periódica es así:

• En un periodo, el PI aumenta de izquierda a derecha.
• En un grupo, el PI aumenta de abajo hacia arriba.

3. Afinidad electrónica o electroafinidad (AE): Es la energía liberada cuando un átomo en estado neutro gana un electrón, para convertirse en un ión negativo (anión). La AE también se expresa en unidades de energía como Kcal/mol y se representa así:

X + e- → X- X = no metal

Cuanta más negativa sea la magnitud de la AE, tanto mayor será la tendencia del elemento a ganar un electrón.
La variación de la AE en la tabla periódica es así:

• En un periodo, la AE aumenta de izquierda a derecha al aumentar el Z.
• En un grupo, la AE disminuye de arriba hacia abajo al aumentar el Z.

4. Electronegatividad (EN): Es la capacidad que tiene un átomo para ganar electrones de otro átomo. Loa átomos que poseen altos valores de EI y AE serán altamente electronegativos y viceversa.

• Linus Pauling determinó escalas de EN que varían del 0,7 al 4,0.
• Para los gases nobles la EN es 0 por ser estables.
  
  La variación de la EN en la tabla periódica es así:
• En un periodo aumenta hacia la derecha.
• En un grupo aumenta hacia arriba.

En 1927 Henry Moseley descubre un modo práctico de hallar los números atómicos, se utiliza un criterio para ordenar a los elementos químicos.

Se enunció: “Las propiedades físicas y químicas de los elementos son funciones periódicas de los números atómicos”.

• Es decir los elementos están ordenados en función creciente de sus números atómicos.
• La tabla periódica actual (forma larga) fue diseñada por Werner y es una modificación de la tabla de Mendeleiev.

Descripción: Los elementos se hallan distribuidos:

• En 7 filas denominadas (periodos).
• En 18 columnas o familias, las cuales se ordenan en grupos; 8 grupos A y 8 grupos B.

PERIODOS: Son las filas horizontales, nos indican el último nivel de energía del elemento. Existen 7 periodos o niveles.

• Periodo 1, 2 y 3, formados por 2, 8 y 8 elementos respectivamente, son denominados Periodos cortos.
• Periodos 4, 5 y 6 son los Periodos largos, el 7º periodo se halla incompleto.
• Los elementos cuyos números atómicos se hallan comprendidos entre el La (Z= 57) y el Lu (Z= 71) se llaman Lantánidos.
• Los elementos con número atómico superior al Ac (Z= 89) se denominan Actínidos.
• Ellos se encuentran separados en 2 filas de la tabla periódica, con el objeto de no extender demasiado la figura.
• Los elementos después del Uranio (Z= 92) se han obtenido en forma artificial del uranio, denominándose a éstos Trans uránicos.

GRUPOS O FAMILIAS: Son agrupaciones verticales, que nos indican que poseen propiedades químicas semejantes, debido a que poseen los mismos electrones de valencia.
En la tabla periódica están ordenados en grupos A y B.


a) GRUPO A:

• Están situados en los extremos de la tabla periódica.
• Nos indican el número de electrones de la última capa y se representan en números romanos.
• Terminan en el subnivel “s” y “p”

a) GRUPO B:

• Están situados en la zona central de la tabla periódica.
• El número de electrones de la última capa, no nos indica el grupo; debido a que la valencia es variable.
• La configuración electrónica termina en el subnivel “d”.
• Los elementos de transición interna, llamados tierras raras: su configuración electrónica termina en “f”.

Tienen 8 subgrupos. El grupo VIII B tiene 3 casilleros.

Clasificación de los elementos químicos

Los elementos químicos se pueden clasificar en: Metales, no metales, metaloides (anfóteros) y gases nobles.

Metales:

• Son buenos conductores del calor y la electricidad.
• Se oxidan (pierden electrones).
• Se les denomina también reductores.
• Son electropositivos.
• Son sólidos a excepción del mercurio (líquido a temperatura ambiente).

No metales:

• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Se reducen (ganan electrones).
• Se les denomina también oxidantes.
• Son electronegativos.
• La mayoría a temperatura ambiente se encuentran en estado sólido. Como gases están N, O, F, Cl, H y en estado líquido el Br.

Metaloides o anfóteros:

Son elementos que tienen propiedades metálicas y no metálicas. Ocupan una región diagonal que se observa en la tabla periódica (transición entre metal y no metal); entre ellos podemos encontrar al B, Si, Ge, As, Sb, Te, Po.

Gases nobles:

• Son elementos químicamente estables por tener su última capa 8 e- a excepción del He que tiene 2 y se representan.
  n s2 p6
• No se combinan con ningún otro elemento. Sólo a temperaturas exigentes el Xe puede reaccionar.
• Sus moléculas son monoatómicas.

De acuerdo a su configuración electrónica, los elementos químicos se clasifican en: gases nobles, elementos representativos y elementos de transición.

1. Gases nobles: Son los que se ubican en el extremo derecho de la tabla periódica, en el grupo 0, u VIII A (también 18). Los átomos de estos gases, con excepción del helio, tienen 8 electrones de valencia. Esto significa que el último nivel de energía tiene sus orbitales completos (8 e-), distribuidos según la configuración n s2 p6. Donde "n" representa el nivel de energía más externo.

2. Elementos representativos: Se ubican en los grupos A de la tabla periódica. Estos elementos tienen sus electrones de valencia en los orbitales "s" o "p" y sus configuraciones externas van desde n s1 hasta n s2 p5, excluyendo al 1s2 (helio que corresponde a un gas noble).

3. Elementos de transición: Se sitúan en los grupos B de la tabla periódica. Sus átomos presentan configuraciones más complejas; los electrones de valencia se encuentran en los orbitales "d" o "f".

Conforme se iba elaborando la estructura de la materia, se comenzó a busca una clasificación natural de los elementos químicos que se conocían, fueron muchos los intentos que se hicieron para obtener la tabla periódica actual.

1. Hipótesis de Proust (1815): Clasifica a los elementos químicos como múltiplos del átomo de hidrógeno (H), el cual se considera como el generador de todos los demás.

He = H + H
Li = H + H + H
Be = H + H + H

2. Triadas de Dobereiner (1829): Clasificó a los elementos en triadas o grupos de 3, que presentaban propiedades químicas semejantes. En cada triada el peso atómico del elemento central es el promedio aritmético de los elementos extremos.
Esta clasificación fue sustituida, por tener malas ubicaciones de elementos como el Cr (debajo del Al), Fe (debajo del S); y el de no haber dejado espacios vacíos, para los elementos que todavía no se descubrían.

4. Ley periódica de Mendeleiev (1869): Clasifica a los elementos en orden creciente de sus pesos atómicos, de tal manera que los elementos de propiedades similares estén alineados en la misma columna vertical. Mendeleiev presentó los resultados de su estudio en forma de tabla. Esta tabla recibe el nombre de Tabla periódica o Sistema periódico.
De modo que se formaron filas y columnas. Las filas son los periodos, es decir el intervalo existente entre dos elementos de propiedades físicas y químicas semejantes. Las propiedades varían a lo largo de un periodo.
Las columnas, reciben el nombre de grupos o familias. Los elementos de un grupo poseen todas las propiedades físicas y químicas muy parecidas.

Ventajas:

• Dejó ciertos espacios indicando que iban a ser ocupados por elementos que más adelante se descubrirían.
• Dio a conocer en forma aproximada las propiedades de estos elementos.
• Les dio nombre a cada uno de ellos de acuerdo a su posición. Por ejemplo, EKASILICIO que significa el primero después del silicio.

Desventajas:

• El hidrógeno no tiene posición fija.
• No se pueden diferenciar claramente a los metales de los no metales.
• Existen ciertos tipos de pares de elementos colocados en orden inverso.

Mendeleiev Actual
Ni – Co
Co – Ni
I - Te
Te - I

• El ordenar a los elementos en forma creciente de sus pesos atómicos (propiedades físicas).

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