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SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. ELEMENTOS. CONCEPTO DE VALENCIA. FORMULACIONES BÁSICAS.
SISTEMA PERIÓDICO DE LOS ELEMENTOS. El concepto actual de elemento según Boyle y Lavoisier condujo a establecer qué sustancias de las entonces conocidas lo eran y a reconocer la existencia de nuevos elementos a partir del estudio de sus propiedades. Enseguida se pusieron de manifiesto ciertas semejanzas entre ellos tal como existen entre Cl, Br e I, los cuales se manifiestan de manera parecida químicamente. Este hecho indujo a los químicos a buscar una descripción sistemática en función de sus analogías y diferencias. ANTECEDENTES HISTÓRICOS. Dobereiner observó que había tríos de elementos que ordenados por orden creciente de pesos atómi atómicos cos cumplí cumplían an que la semi semisum sumaa de los los pesos pesos atómico atómicoss del primer primer y terce tercerr eleme element nto, o, era aproximadamente el peso del segundo elemento. La teoría de las triadas de Dobereiner (Li, Na, K / Cl, Br, I / Ca, Sr, Ba) era insuficiente para establecer una clasificación lógica de los elementos. Newlands ordenó los elementos conocidos por orden creciente de peso atómico y observó que cada 8 elementos coincidían las mismas o similares propiedades (octavas de Newlands), pero llega un momento en que la ordenación deja de cumplirse. Meyer Meyer y Mend Mendele eleyev yev,, basán basándo dose se en las las propi propieda edade dess físic físicas as y quí químic micas as de los eleme elemento ntoss presentaron una ordenación de los conocidos, dejando espacios para los aún no conocidos, con lo cual establecieron establecieron el llamado sistema corto, corto, basado en el orden creciente de masas atómicas, y en que los elementos con las mismas propiedades coincidían en la misma fila (en el actual sistema periódico, columna). Esta ordenación tenía algunas deficiencias:
− El H no tiene un sitio lógico en ningún grupo por tener propiedades propiedades diferentes a cualquier otro elemento. − La progresión de masas atómicas atómicas queda interrumpida en 4 parejas de elementos: Ar-K, Co-Ni, Te-I y Th-Pa. − Los lantánidos y actínidos no tienen cabida en el sistema de ordenación. − La periodicidad en las configuraciones electrónicas presenta excepciones. − No se incluyen los gases nobles. Werner y Paneth, sobre la clasificación de Meyer y Mendeleyev establecieron un sistema largo, incluyendo los metales de transición así como los gases nobles. Moseley demostró con sus estudios de rayos X que el orden lógico de los elementos en la tabla periódica es por orden creciente del número atómico, y así se obtiene el actual sistema periódico. La clasificación de los elementos en grupos con ciertas propiedades comunes ha facilitado en gran medida el conocimiento y el estudio de la Química. La importancia de la tabla periódica es darse cuenta de que, gracias a ella y a las configuraciones configuraciones electrónicas, la Química adquirió una teoría capaz de justificar y prever racionalmente las propiedades de los elementos y compuestos químicos. La periodicidad en las propiedades que se observa a lo largo de la tabla periódica es debida a las
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similitudes y diferencias entre las estructuras electrónicas de los distintos elementos. La distribución de los electrones en torno al núcleo es la que determina las propiedades de los elementos. Los electrones del átomo se distribuyen en capas, niveles electrónicos u orbitales definidos por sus 4 números cuánticos: cuántico principal, gobierna la energía y tamaño del orbital. − n (1, 2, ... infinito), número cuántico azimutal o secundario, gobierna la forma de los orbitales. − l (0, 1, ... n-1), número cuántico azimutal
Si l = 0, 1 orbital s. Si l = 1, 3 orbitales p. Si l = 2, 5 orbitales d. Si l = 3, 7 orbitales f.
− m (+l, ..,0, .., -l), número cuántico magnético, relacionado con la orientación del orbital en el
espacio, gobierna la distribución del número de orbitales en cada nivel.
− s ó ms (+½, - ½ ), número cuántico de spin, que indica el giro propio de los electrones.
Un orbital viene especificado por los tres primeros números cuánticos pudiendo haber hasta 2 electrones en cada uno de ellos. Los electrones ocupan los orbitales siguiendo los siguientes criterios: mínima: el electrón al ocupar un orbital, lo hará en aquel de los vacíos − Principio de energía mínima: que posea menor energía.
Pauli : en un átomo no pueden existir dos electrones cuantificados − Principio de exclusión de Pauli: con los mismos números cuánticos (n, l, m, m s), lo que lleva a que haya dos electrones con spin opuesto en cada orbital. El número de orbitales en cada nivel viene dado por n 2, y el de electrones en cada nivel por 2n2; así: n = 1, 1 orbital, 2 electrones. n = 2, 4 orbitales, 8 electrones. n = 3, 9 orbitales, 18 electrones. n = 4, 16 orbitales, 32 electrones. n = 5, 25 orbitales, 50 electrones. Aufbau: los electrones llenan los orbitales siguiendo un orden de Energía − Principio de Aufbau:
creciente, el orbital de más baja energía (el que primero se ocupa) es siempre aquel de los vacantes correspondiente al menor valor de n + l. Si existen varios con ese mismo valor, se ocupará primero aquel que posea menor valor de n. 1s 2s 2p 3s 3p 4s 3d 4p 5s 4d 5p 6s 4f 5d 6p 7s 5f 6d 7 = 109 elementos El orden de energía viene esquematizado en el diagrama de Moeller:
1s
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2s
2p
3s
3p
3d
4s
4p
4d
4f
52
5p
5d
5f
6s
6p
6d
6f
7s − Principio de máxima multiplicidad de Hund: cuando para valores dados de n + l existen
varios orbitales definidos por diferentes valores de m, estos orbitales se semiocupan primero y el emparejamiento de electrones no comienza hasta que todos los orbitales están semiocupados.
Cada elemento tiene un electrón más que el anterior en la tabla de modo que se van llenando orbitales por orden de su energía. La estructura de la última capa o nivel electrónico se repite periódicamente a lo largo de la tabla. Según esto podemos agrupar los elementos químicos en columnas o familias con la misma estructura electrónica de su última capa, y por tanto parecido comportamiento químico, ya que los electrones de las ultimas capas son los electrones de valencia, los que participan en los enlaces químicos. DEFINICIÓN. Es un sistema de organización de los elementos químicos según número atómico z creciente, (z = número de protones o carga del núcleo, que coincide con el número de electrones). Los elementos quedan distribuidos en periodos o filas y en familias o columnas en función de la configuración electrónica de los átomos. Los elementos se van situando cada uno en una casilla de tal forma que un elemento tiene un protón y un electrón más que el elemento de la casilla anterior. La versión más fácil de utilizar, y la que está más estrechamente relacionada con las estructuras electrónicas de los átomos es la llamada “forma larga”. En ella , los elementos conocidos se encuentran distribuidos en siete periodos horizontales y dieciocho columnas. Un periodo o fila está formado por todos los elementos en los que su nivel energético superior es el mismo; o sea, en sus notaciones electrónicas, el número cuántico principal mayor n será el mismo. No todos tienen el mismo número de elementos, porque no en todos los niveles puede haber el mismo número de orbitales. Los periodos son 7 : 1, 2, y 3 se denominan periodos cortos, ya que poseen 2, 8 y 8 elementos respectivamente. Los periodos 4 y 5 reciben el nombre de periodos medios y tienen 18 elementos cada uno. Finalmente, los periodos 6 y 7 se llaman periodos largos y tienen 32 elementos, si bien el último se halla incompleto (con 19 elementos). Para evitar una excesiva longitud, los 14 elementos que siguen al La (z=57) y los 14 elementos que siguen al Ac (z=89) se colocan en la parte inferior de la tabla en dos filas separadas, y reciben el nombre de Lantánidos y Actínidos, con propiedades químicas casi idénticas. Las columnas llamadas grupos químicos, reúnen los elementos de propiedades físico-químicas análogas que poseen configuraciones iguales de sus electrones de valencia, y se diferencian en los números cuánticos principales. Hay 16 grupos, formando 2 subgrupos de 8 grupos cada uno (A y B). Son especiales los últimos grupos de cada subgrupo; así el VIII B está formado por tres triadas de elementos, y el VIII A, también llamado 0 es el de los gases nobles.
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Existe cierta semejanza entre elementos que no están en la misma columna pero tienen el mismo número de electrones de valencia. Por ejemplo, los miembros del grupo del Sc, (z = 21) (III B), de configuración electrónica ns 2 (n-1)d1 en algunos aspectos son similares a los elementos que están por debajo del B (III A), de configuración electrónica ns 2 np1; también los elementos de las tres columnas designadas como grupo VIII se parecen uno a otro en muchos aspectos. TIPOS DE ELEMENTOS Y CLASIFICACIÓN PERIÓDICA. Los elementos se agrupan en: − Elementos tipo gas noble (grupo 0 u VIII A). Tienen las capas electrónicas completas por lo
que reaccionan muy poco.
Estructura de la última capa: ns 2 np6
(n = 2-6, excepto He: 1s 2)
− Elementos representativos. Ocupan 7 columnas, familias o grupos y tienen en común que su
capa más externa está incompleta:
IA: alcalinos Estructura de la última capa: ns 1 (n=2 a 7, excepto el H: 1s 1)
IIA : alcalinotérreos Estructura de la última capa: ns 2 (n = 2-7)
IIIA: térreos Estructura de la última capa: ns 2 np1 (n = 2-6)
IVA: carbonoideos Estructura de la última capa: ns 2 np2 (n = 2-6)
VA : nitrogenoideos Estructura de la última capa: ns 2 np3 (n = 2-6)
VIA: anfígenos o calcógenos Estructura de la última capa: ns 2 np4
(n = 2-6)
VIIA: halógenos. Estructura de la última capa: ns 2 np5 (n = 2-6)
− Elementos de transición. Estructura
de la última capa: ns2 (n-1)dx (n=4 a 7, x=1 a 10). Caracterizados no sólo porque la capa más externa está incompleta, sino porque también lo está la anterior. Son las columnas IIIB, IVB, VB, VIB, VIIB, VIIIB (tres columnas llamadas triadas de transición), IB y IIB. Existen casos de ns 1 (n-1) dy+1: Cr: Ar 4s1 3d5 Cu:Ar 4s1 3d10
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Nb:Kr 5s1 4d4 Mo: Kr 5s1 4d5 Ru: Kr 5s1 4d7 Rh: Kr 5s1 4d8 Ag: Kr 5s1 4d10 Pt: Xe6s1 4f 14 5d9 Au: Xe6s1 4f 14 5d10 También se da una excepción del tipo ns 0 (n-1)dz+2 en Pd: Kr 4 d10 − Elementos de transición interna. Estructura de la última capa: ns 2 (n-2)f y (n-1)d1, (y=1 a 14,
n = 6, 7). Sus tres últimos niveles están incompletos. Existen casos en que (n-1)d 1 pasa a ser 4f
Primera serie de tierras raras: lantánidos. Estructura de la última capa: 6s 2 4f y 5d1 Son los elementos 58 al 71. En las tablas de 18 columnas todos los Lantánidos se incluyen en la casilla del La (57), ya que son una serie de elementos que por sus propiedades habrían de ocupar el mismo puesto que el Lantano.
Segunda serie de tierras raras: actínidos. Estructura de la última capa: 7s 2 5f y 6d1 Elementos 90 al 103. Son radiactivos y por tanto inestables. En las tablas de 18 columnas se incluyen todos en la casilla de Actinio (89) por la misma razón que en los lantánidos.
PROPIEDADES PERIÓDICAS Son propiedades periódicas aquellas propiedades de los elementos que están relacionadas con los electrones de valencia o electrones del nivel más externo del átomo. Dichas propiedades son:
− Propiedades eléctricas y estructurales. − Energía o potencial de ionización. − Afinidad electrónica o electroafinidad. − Electronegatividad. − Estado de oxidación. − Tamaño o volumen atómico. − Radio iónico. Propiedades eléctricas y estructurales. El carácter metálico de los elementos aumenta de derecha a izquierda y de arriba a abajo en la tabla, de modo que ésta queda dividida en metales y no metales. La mayoría de los elementos conocidos son metales, sólo 22 de entre los más de 100 que existen se pueden considerar no metales. Los elementos metálicos corresponden a la parte izquierda de la tabla, y están separados de los no
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metales por una banda diagonal en zig-zag de semimetales, que va del B al At. Los elementos metálicos se caracterizan por ser buenos conductores de la electricidad, disminuyendo sus conductividades lentamente a medida que aumenta la temperatura. Los elementos no metálicos, situados a la derecha de la tabla, son aisladores eléctricos; su conductividad eléctrica es extremadamente pequeña o no detectable. Los semimetales o semiconductores poseen conductividades eléctricas pequeñas pero medibles, que tienden a aumentar a medida que aumenta la temperatura. Son B, Si, Ge, As, Te y At.
B
C
N
O
F
Al
Si
P
S
Cl
Ga
Ge
As
Se
Br
In
Sn
Sb
Te
I
Tl
Pb
Bi
Po
At
semimetales
Las propiedades eléctricas de los elementos de los grupos IVA (C), VA (N) y VIA (O) dependerán de su forma alotrópica, por lo que es difícil clasificarlos como metales, semimetales o no metales. Sí se puede generalizar en que se encuentra comportamiento metálico entre los elementos de transición, los miembros de los grupos IA y IIA y los elementos más pesados de los grupos IIIA, IVA y VA. Los elementos claramente no metálicos son los miembros más livianos de los grupos IVA, VA, VIA y VIIA. Energía o potencial de ionización. Es la energía mínima que se requiere para separar un electrón de un átomo gaseoso en su estado fundamental para formar un ion positivo gaseoso en su estado fundamental. En una fila aumenta conforme aumenta z (exceptuando B, O, Al, S), y en una columna disminuye conforme aumenta z. Existen excepciones como en el caso del O que debería tener mayor potencial de ionización que el N pero no ocurre así; esto se debe a que este último posee los orbitales p semiocupados lo que le confiere mayor estabilidad. Afinidad electrónica o electroafinidad. Cantidad de energía que se requiere para separar a un electrón de un ion gaseoso negativo o lo que es lo mismo, para que un átomo neutro, gaseoso y en estado fundamental capte un electrón con lo que se convierte en un ión negativo. Si es positiva significa que se requiere energía para separar al ion del electrón, y si es negativa, que el ion negativo aislado es inestable. Cuanto mayor valor positivo de electroafinidad tiene un elemento, mayor estabilidad tendrán en estado iónico y mayor carácter no metálico y oxidante (tienden a reducirse, esto es, a tener carga negativa). En una fila aumenta de izquierda a derecha, y en una columna disminuye de arriba a abajo, en forma paralela al potencial de ionización. La afinidad electrónica de los no metales es generalmente más alta que la de los metales, y en particular la de los halógenos es notablemente elevada.
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La variación de la afinidad electrónica y de la energía de ionización según z explica el hecho de que los no metales tengan mayor tendencia a adquirir electrones y menos tendencia a liberarlos que la que tienen los semimetales o metales. Electronegatividad. Se define como la tendencia que tiene un átomo para atraer los electrones cuando forma parte de un enlace. La escala de electronegatividades fue confeccionada por Pauling (a partir de una anterior de Millikan), dándole el valor de la media aritmética entre el potencial de ionización y la electroafinidad, con valores que oscilan entre 0 y 4. En una fila aumenta de izquierda a derecha y en una columna de la parte inferior a la superior. A mayor valor de electronegatividad de un elemento mayor carácter oxidante y no metálico tendrá, y al formar parte de un enlace covalente, mayor será la atracción hacia su núcleo de los pares de electrones compartidos. El orden creciente de electronegatividades entre los no metales es:
F
O
Cl
N
Br
I
S
C
Se
H
P
Te
As
B
Si
4
3.5
3
3
2.8
2.5
2.5
2.5
2.4
2.1
2.1
2.1
2
2
1.8
Estados de oxidación. La mayoría de ellos corresponden a la pérdida o a la ganancia por el átomo de suficientes electrones como para adquirir una configuración electrónica del tipo ns 2 np6 ó nd10. Los estados de oxidación positivos son exclusivos de los metales y semimetales y los negativos aparecen en el grupo VA y son muy comunes entre los no metales. En los elementos de transición el estado de oxidación máximo es igual al número del grupo. Tamaño o volumen atómico. En una columna aumenta conforme aumenta z ya que aumenta el número de electrones y en una fila disminuye conforme aumenta z, ya que el número cuántico principal de los electrones de valencia es constante, pero a medida que aumenta la carga nuclear, los electrones de valencia tienden a ser más atraídos hacia el núcleo, y los átomos tienden a hacerse más pequeños. Radio iónico. En cualquier secuencia isoelectrónica, es decir, en cualquier serie de iones que tienen el mismo número de electrones, el radio iónico disminuye a medida que aumenta z, porque a medida que aumenta la carga nuclear, la nube electrónica tiende a contraerse. En una familia dada, el tamaño iónico aumenta a medida que aumenta z.
H
He
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Li
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Be
B
C
N
O
F
Ne
Na Mg
Al
Si
P
S
Cl
Ar
K
Ca
Sc
Ti
V
Cr
Mn
Fe
Co
Ni
Cu
Zn
Ga
Ge
As
Se
Br
Kr
Rb
Sr
Y
Zr
Nb Mo
Tc
Ru
Rh
Pd
Ag
Cd
In
Sn
Sb
Te
I
Xe
Cs
Ba
La
Hf
Ta
Re
Os
Ir
Pt
Au
Hg
Tl
Pb
Bi
Po
At
Rn
Fr
Ra
Ac
Ku
Ha Unh Uns Uno Une
Ce
Pr
Nd
Pm
Sm
Eu
Gd
Tb
Dy
Ho
Er
Tm
Yb
Lu
Th
Pa
U
Np
Pu
Am Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Fr
W
CONCEPTO DE VALENCIA. Se denomina valencia a la capacidad de los átomos de entrar en reacción, su capacidad de combinación química para formar moléculas. Las uniones fundamentales o enlaces químicos entre los átomos se deben a la acción de los electrones de valencia, que son los electrones sin emparejar que poseen y por tanto tienden a perderlos o ganarlos (caso de los compuestos iónicos) para formar iones estables, llamada valencia iónica, o a compartirlos (enlaces covalentes) cuando están un átomo frente a otro para adquirir la configuración electrónica estable correspondiente al gas noble. La valencia de un elemento puede ser variable, siempre es un número entero. Existen elementos con varias posibles valencias, debido a que la estructura electrónica de sus ultimas capas puede variar, promocionándose los electrones a orbitales de niveles de energía similar (caso de los elementos de transición). Si el compuesto es iónico, la valencia de un átomo viene dada por el número de lectrones cedidos o admitidos para formar el ion correspondiente, y es por tanto, igual a la carga del ion. Si el compuesto es covalente, la valencia de cada átomo se identifica con el número de enlaces covalentes, cada uno constituido por un par electrónico, que el átomo comparte con otro u otros átomos. En los compuestos o fases intermetálicas, la valencia de los átomos no suele coincidir con la correspondiente a compuestos iónicos o covalentes, pues el número de enlaces depende no sólo de los electrones presentes sino también de las circunstancias estructurales. Las fuerzas de valencia son saturadas, es decir, un átomo acciona su poder de combinación una vez que se ha unido a un número dado de otros átomos. Un átomo divalente puede unirse con otro divalente, o con dos monovalentes, etc. A efectos prácticos se define como valencia de un elemento al número de átomos de H o de Cl que pueden unirse o sustituirse por un átomo del correspondiente elemento, y por eso es siempre un número entero. Por ejemplo los elementos alcalinos tienen valencia 1, los alcalinotérreos 2. Si un elemento puede tener varias valencias, se halla la que actúa en ese momento. Como reglas prácticas para conocer la valencia de un elemento sirve decir que:
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− cuando un elemento se combina con el O, la máxima valencia es el número que marca su grupo, además de con las valencias pares o impares menores respectivas. − cuando un elemento se combina con H o un metal, la valencia es el número que hay que añadir al de su grupo para llegar a 8.
FORMULACIONES BÁSICAS. Del mismo modo que los átomos de los elementos se representan por sus símbolos, las asociaciones de átomos (moléculas) se representan por fórmulas que se forman acompañando los símbolos atómicos de los átomos constituyentes con un subíndice numérico que indica la proporción en que están presentes (si ambos subíndices son divisibles por el mismo número se simplifican, y la unidad no se escribe). Las fórmulas empíricas representan la relación entre los átomos constituyentes o lo que es lo mismo, el número relativo de moles de átomos en un mol de sustancia, sin que ello suponga que exista una molécula que corresponda a dicha fórmula. NaCl indica que en un cristal de cloruro sódico los iones Na + y los Cl- se encuentran en proporción 1:1. C6H10O5 es la fórmula empírica de la amilosa, una variedad de almidón. Sólo indica las proporciones en que se encuentran los 3 elementos constitutivos, pero la molécula puede contener más de 200 veces la fórmula empírica. La fórmula empírica se forma por yuxtaposición de los símbolos atómicos que suministran la fórmula más simple de las posibles, la cual debe expresar la composición estequiométrica del compuesto en cuestión (el número de átomos o iones de un elemento en una fórmula se indica con números arábigos colocados debajo y a la derecha del símbolo del elemento). No obstante, en compuestos formados por moléculas discretas debe usarse la fórmula molecular del compuesto; por ejemplo S2Cl2 en lugar de SCl, P 4O10 en lugar de P 2O5. En cuanto al orden de colocación de los símbolos el "componente electropositivo (catión) debe colocarse siempre en primer lugar. En el caso de compuestos binarios de 2 no metales se coloca en primer lugar (y se nombre el último) el símbolo del componente (elemento) que aparece primero en la siguiente lista: Rn, Xe, Kr, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F.
He
H
Ne
B
C
N
O
F
Ar
Al
Si
P
S
Cl
Kr
Ga
Ge
As
Se
Br
Xe
In
Sn
Sb
Te
I
Rn
Tl
Pb
Bi
Po
At
Este orden no se basa en la variación del valor de la electronegatividad de los elementos sino que
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está establecido por la práctica. Observese que salvo en el caso de H y O sigue el orden inverso de los grupos de elementos no-metales del sistema Periódico. En general, puede decirse que en la fórmula de un compuesto los símbolos de los elementos se escriben en el orden inverso del que se nombran. Cuando una fórmula coincide con la existencia de una molécula con el número indicado de átomos, se dice que se trata de una fórmula molecular, que indica el número total de átomos de cada elemento presentes en la molécula. H2O es una fórmula molecular porque realmente existen moléculas formadas por 1 átomo de oxígeno y 2 de hidrógeno. H2O2, HCl, CH3CH2OH son también fórmulas moleculares. Se aplica el calificativo de fórmulas desarrolladas a aquellas fórmulas en las que se indica cuáles son las uniones entre los átomos e incluso cómo están distribuidos geométricamente. Por ejemplo H2, H2O, NH3, H2SO4 son fórmulas no desarrolladas, sólo indican la proporción entre los átomos. O H–H
H–O
H – N –H H H
H–O–S–O–H O
Son fórmulas desarrolladas que indican cómo están unidos los átomos. En muchos casos, la fórmula se escribe de una manera semidesarrollada, de manera que se puede comprender la estructura de la molécula sin que ésta esté explicitada detalladamente.
Es la fórmula desarrollada del etanol. CH3CH2OH es la fórmula semidesarrollada del etanol. Esta cuestión llega a ser esencial en química orgánica donde la abundancia de compuestos con composición idéntica pero diferente organización de los átomos hace prácticamente inútiles las fórmulas que no estén, cuando menos, semidesarrolladas. CH3 – CH = CH – O – CH3 CH3 – CH = CH – CH2OH CH3 – CH2 - CO – CH3 CH2 = CH – CH2 - O – CH3 CH2 = CH – CH2 – CH2OH CH3– CH2 – CH2 – CHO Son todos ellos compuestos que tienen la misma fórmula no desarrollada: C 4H8O
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Las fórmulas semidesarrolladas pueden también esconder más de un compuesto, por ejemplo bajo la fórmula CH 3 – CH = CH – CH2OH se esconden 2 compuestos diferentes:
Los compuestos que tienen la misma composición pero difieren en la ordenación de sus átomos se denominan isómeros. La cuestión de la isomería tiene una importancia capital en muchos campos de la Química. QUÍMICA INORGÁNICA. Existen diferentes nomenclaturas:
− Estequiométrica o sistemática, con prefijos griegos que indican el número de átomos del elemento utilizados delante del nombre del elemento a que se refiere. En general el prefijo mono- se omite excepto cuando pueda dar lugar a confusión. NO (mon)óxido de nitrógeno. N2O óxido de dinitrógeno. NO2 dióxido de nitrógeno. U3O8 octaóxido de triuranio Otros prefijos son: hemi (1/2), sesqui (3/2) En general, este sistema se utiliza para nombrar compuestos de no-metales.
− Stock, se indica el número de oxidación del elemento menos electronegativo con números romanos entre paréntesis y a continuación del nombre del elemento. FeCl2 cloruro de hierro (II). V2O3 óxido de vanadio (III). NiS sulfuro de niquel (II) Este sistema se utiliza frecuentemente para nombrar compuestos binarios de metales en sus estados de oxidación más frecuentes.
− Tradicional: con sufijos y prefijos que indican la valencia del elemento.
elementos con dos valencias: sufijo -oso para la menor e -ico para la mayor. elementos con 3 valencias: hipo- -oso para la menor y las anteriores para 2ª y 3ª. elementos con 4 valencias: per- -ico para la 4ª.
Ejemplos de las diferentes formulaciones son: FeO
Monóxido de hierro
Óxido de hierro (II)
Óxido ferroso
Cu2O
(Mon)óxido de dicobre
Óxido de cobre (I)
Óxido cuproso
N2O
Óxido de dinitrógeno
Óxido de nitrógeno (I)
Óxido nitroso
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(hemióxido de nitrógeno) N2O3
Trióxido de nitrógeno (sesquióxido de nitrógeno)
(anhídrido hiponitroso) Óxido de nitrógeno (III)
Anhídrido nitroso
Tipos de compuestos: Combinaciones binarias del H (EH x). Se denominan hidruros y están formados por un elemento y el hidrógeno (que posee valencia 1).
− Hidrógeno con no-metales. Se forman con la unión de un elemento no metálico (estado de oxidación negativo y siempre la menor) con H (con valencia positiva). Se coloca más a la izquierda de la fórmula el elemento que va antes en la siguiente lista: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F. Se nombra la raíz del elemento escrito a la derecha de la fórmula con el sufijo –uro y a continuación el otro elemento. HCl
Cloruro de hidrógeno.
NH3
Trihidruro de nitrógeno.
Los elementos no metálicos de los grupos VIA y VIIA F, Cl, Br, I, S, Se, Te) forman con el H en solución acuosa los ácidos hidrácidos, que se nombran ácido -hídrico. HCl
Ácido clorhídrico.
Existen combinaciones del H con otros no-metales que reciben nombres especiales como amoníaco (NH3, trihidruro de nitrógeno), metano (CH 4), PH3 (fosfina), AsH3 (arsina), SbH3 (estibina), SiH 4 (silano).
− Hidruros metálicos. Se une un elemento metálico (con índice de oxidación positivo) con el H. Se nombran mediante la palabra genérica hidruro seguido de la raíz del elemento terminado en –oso o en –ico, o debiendo especificar la valencia del metal si posee más de una. Combinaciones binarias del O (que posee valencia 2):
− Óxidos de metales y de no-metales (llamados anteriormente anhídridos). Se nombran como óxidos, debiendo especificar la valencia del otro elemento si posee más de una. Cu2O CO2
monóxido de dicobre (sistemática) dióxido de carbono
Óxido de cobre (I) (Stock) Óxido de carbono (IV)
óxido cúprico (tradicional) anhídrido carbónico
Primero se coloca el símbolo del elemento y a continuación el del O; el elemento tendrá como subíndice la valencia del O (2) y el O la valencia del elemento.
− Peróxidos. Son compuestos binarios del ion O 22-. Se nombran mediante la palabra peróxido seguida de la raíz del nombre del elemento con el sufijo –ico, o del nombre del elemento especificando si es necesario
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la valencia. CaO2
Peróxido de calcio
Peróxido cálcico
Na2O2
Peróxido de sodio
Peróxido sódico
− Superóxidos o hiperóxidos. Son compuestos binarios del ion O 2-. Se nombran mediante la palabra hiperóxido y el nombre del elemento correspondiente. NaO2
Hiperóxido de sodio.
− Ozónidos. Son compuestos binarios del ion O 3-. Se nombran con la palabra ozónido seguida del nombre del elemento. KO3
Ozónido de potasio.
En peróxidos, superóxidos y ozónidos no se simplifican los subíndices.
Otras combinaciones binarias.
− No metales con metales (sales binarias). Resultan de la combinación de un metal con el resto aniónico de un ácido hidrácido. Se formulan poniendo primero el metal (como elemento más electropositivo) y a continuación el no-metal. Se nombran poniendo la terminación –uro al elemento más electronegativo, y la notación de Stock para el elemento electropositivo. CaF2 Mg3N2
Difluoruro de calcio (sistemática) Trinitruro de dimagnesio.
Fluoruro de calcio (Stock) Nitruro de magnesio
Fluoruro cálcico (tradicional) Nitruro magnésico
− No metales con no metales. Se formulan poniendo a la izquierda el elemento que va antes en la lista de ordenación, y se nombran añadiendo la terminación –uro al elemento escrito a la derecha.
BrF PF5
Fluoruro de bromo (sistemática) Pentafluoruro de fósforo
SiC
Carburo de silicio
BN
Nitruro de boro
Fluoruro de bromo (I) (Stock) Fluoruro de fósforo (V)
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Ácidos Oxoácidos. Son compuestos ternarios, formados normalmente por la combinación de un óxido de no-metal (anhídrido) con agua. A veces se pueden formar a partir de un óxido de un metal de transición que se encuentra en un estado de oxidación elevado. Contienen O, H y el no metal del óxido del que proceden. Se nombran mediante la palabra genérica ácido y una palabra específica, igual a la del anhídrido del que derivan. Según se combinen con 1 ó más moléculas de agua se diferencian con un prefijo:
Grupo impar
Grupo par
Meta-
+ 1 H 2O
+ 1 H2O
Piro-
+ 2 H 2O
2 anhídridos + 1 H 2O
Orto-
+ 3 H 2O
+ 2 H2O
P2O5 + 3 H2O → H6P2O8 → H3PO4 Ácido ortofosfórico (grupo impar)
HClO
Ácido oxoclórico (I) (sistemática)
Oxoclorato (I) de hidrógeno (Stock)
Ácido hipocloroso (tradicional)
H2SO4
Ácido tetraoxosulfúrico (VI) Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
Ácido sulfúrico
H2S2O7
Ácido heptaoxodisulfúrico (VI)
Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno
Ácido disulfúrico
H4SiO4
Ácido tetraoxosilícico
Tetraoxosilicato (IV) de hidrógeno
Ácido ortosilícico
Hidróxidos. Resultan de la combinación del grupo hidroxilo (OH -) con un elemento o grupo electropositivo. Para su formulación se coloca en primer lugar el componente electropositivo, y a continuación el grupo hidroxilo, cuyo subíndice es el estado de oxidación de aquel. Se nombran con la palabra genérica hidróxido y el nombre del elemento metálico en genitivo, o con la notación de Stock. Fe(OH)2
Dihidróxido de hierro
Hidróxido de hierro (II) Hidróxido ferroso
Sales. Provienen de sustituir por cationes los H de un oxoácido total o parcialmente, obteniéndose sales neutras o ácidas respectivamente.
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Para nombrar las sales de oxoácidos se sustituye la terminación –ico del ácido del que provienen por –ato, y la terminación –oso por –ito, seguido del nombre del metal con la nomenclatura de Stock. NaClO
Monooxoclorato (I) de sodio (sistemática)
Hipoclorito de sodio (tradicional)
Fe2(SO4)3
Tris-tetraoxosulfato (VI) de dihierro
Sulfato férrico
En el caso de sales ácidas si se sustituyen la mitad de los H se indica con el prefijo bi-. NaHCO3
Bicarbonato de sodio.
Si no es este caso, se indican los H sustituidos con prefijos numéricos griegos. NaHSO4
Hidrógenotetraoxosulfato (VI) de sodio
Al(H2PO4)3 Tris[dihidrógenotetraoxofosfato (V) de aluminio ]
Hidrógenosulfato de sodio Dihidrógenofosfato(V) de aluminio
Poliácidos. Se obtienen cuando varias moléculas de anhídrido se combinan con una de H 2O. El prefijo numérico indica los átomos de no metal que forman el poliácido. 2 B2O3 + H2O → H2B4O3
Ácido tetrabórico.
Tioderivados. Los tioácidos (derivados de este tipo de mayor interés) resultan de la sustitución de uno o más átomos de O de un ácido por S. Se nombran con el prefijo tio- si se sustituye 1 átomo de O, ditio- si se sustituyen 2, tritio- si 3, etc. H2CO2S
Ácido tiocarbónico.
SiO2 + 2 H2O ----- H4SiO4 ----- K 3HSiO2S2 Ditioortosilicato tripotásico Óxidos dobles. Se formulan y se nombran por orden alfabético. Dado que los símbolos de algunos metales no coinciden con las letras iniciales de dichos elementos, puede ocurrir que el orden de escritura en la fórmula no coincida con el orden de citación. Así, por ejemplo, se escribe antes el potasio (K) que el magnesio (Mg) pero al nombrar dicho compuesto se hace al revés. K 2MgO2
Dióxido (doble) de magnesio-dipotasio
Dióxido de magnesio y potasio.
MgTiO3
Trióxido (doble) de magnesio-titanio (IV)
Trióxido de magnesio y titanio (IV)
Hidróxidos dobles. Es costumbre aplicarles el sistema de nomenclatura empleado para nombrar los complejos.
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AlCa2(OH)7 Heptahidróxido (doble) de aluminio-dicálcico Heptahidróxido de aluminio y calcio Na2Pb(OH)6 Hexahidróxido (doble) de plomo (IV)-disodio Hexahidróxido de plomo (IV) y sodio Sales dobles, triples. Cuando en una sal hay varios cationes o varios aniones, se escriben y citan en orden alfabético. AgK(NO3)2
Nitrato (doble) de plata-potasio
KLiNaPO4
Fosfato (triple) de litio-potasio-sodio
BaBrCl
Bromuro-cloruro de bario
Al2(NO3)4(SO4) Oxisales.
Tetrakis (nitrato)-sulfato de aluminio
Pueden considerarse como la agrupación de un óxido (u óxidos) con una sal (o sales). Se pueden nombrar como si fueran sales dobles, pero lo usual es abreviar sus nombres. Pb(CO3)O
Carbonato-óxido de plomo (IV)
Oxicarbonato de plomo (IV)
Bi2(Cr 2O7)O2
Cromato-óxido de bismuto (III)
Dioxidicromato de bismuto (III)
Hidroxisales. Contienen el ion hidróxido junto a otros aniones. Son, al mismo tiempo, sales e hidróxidos. Pueden nombrarse como si fueran sales dobles o co0mo hidroxi-sales. MgCl(OH)
Cloruro-hidróxido de magnesio
Hidroxicloruro de magnesio
Peroxoácidos. Son ácidos en los que que hay un grupo peroxo (-O-O-) en lugar de un oxígeno (-O-). H2SO5
Ácido peroxosulfúrico (tradicional) Ácido trioxoperoxosulfúrico (VI) (Sistemática) Trioxoperoxosulfato (VI) de hidrógeno (Stock)
Compuestos de coordinación o complejos. Engloban todas aquellas sustancias que están constituidas por grupos de moléculas y/o iones (llamados ligandos) enlazados a un átomo o ion central. Para escribir la fórmula se coloca en primer lugar el símbolo del átomo o ion central y a su derecha se van colocando primero los ligandos iónicos y luego los neutros, siguiendo dentro de cada clase un orden alfabético basado en los símbolos de los átomos directamente enlazados al ion central. Al nombrar dichos compuestos, primero se mencionan los ligandos en orden alfabético (sin tener en cuenta los prefijos utilizados para indicar la presencia de varias moléculas de un mismo ligando.
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Finalmente, cuando ya se han nombrado todos los ligandos se cita el átomo central (si se trata de un complejo aniónico, añadiendo a la raíz de átomo central la terminación –ato e indicando el estado de oxidación de dicho átomo entre paréntesis o si se trata de un complejo neutro o catiónico, sin añadir ningún sufijo).
QUÍMICA ORGÁNICA. Alcanos. A excepción de los 4 primeros que reciben los nombres de metano, etano, propano y butano, los restantes se nombran mediante un prefijo griego que indica el número de carbonos y la terminación – ano. Se llama radicales o grupos a los agregados de átomos que proceden de la pérdida de un H por un hidrocarburo. Los radicales derivados de los alcanos (radicales alquilo) se nombran sustituyendo la terminación –ano por –ilo. Para nombrar los alcanos ramificados, primero se numera la cadena más larga, de tal forma que se asignen los números más bajos a los C con radicales, independientemente de la naturaleza de los sustituyentes. Los radicales con nombre sencillo se citan en un orden que no tiene en cuenta los prefijos que indican el número de veces que aparece un determinado radical, y los radicales con nombre complejo se ordenan según la primera letra del radical. En el caso en que el número más bajo se pueda dar a dos radicales distintos, se dará éste al primero que se cite en el nombre, y si hay 2 ó más radicales complejos iguales, se usarán los prefijos bis, tris, tetrakis…. En el caso en que haya varias cadenas de igual longitud, se toma como principal: 1. La cadena que tenga el mayor número de cadenas laterales. 2. La cadena cuyas cadenas laterales tengan los números más bajos posible. 3. La cadena que tenga el máximo número de átomos de C en las cadenas laterales más pequeñas. 4. La cadena que tenga cadenas laterales lo menos ramificadas posible. Los alcanos cíclicos o cicloalcanos se nombran añadiendo el prefijo ciclo- al nombre del alcano equivalente de cadena abierta. Los radicales derivados de los cicloalcanos simples se nombran como en las cadenas alicíclicas: sustituyendo la terminación –ano por –ilo. Alquenos. Son hidrocarburos que contienen un doble enlace. Se nombran cambiando la terminación –ano del alcano de igual número de átomos de C por –eno. Si hay ramificaciones se toma como cadena principal la más larga de las que contienen el doble enlace, y numerando el doble enlace con el número más bajo posible. Cuando el doble enlace está integrado en un anillo, se añade el prefijo ciclo- al nombre del alqueno. Cuando un hidrocarburo contiene más de un doble enlace se emplea para nombrarlo la terminación -adieno, atrieno, etc. Alquinos.
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Son hidrocarburos con triples enlaces. Su nombre acabará en –ino, y si hay múltiples enlaces se empleará la terminación –diino, -triino, etc. En el caso de hidrocarburos con dobles y triples enlaces, al nombrarlos hay que enunciar tanto el número de dobles enlaces como el de triples: dieno-ino (2 enlaces dobles y 1 triple), trieno-diino (3 enlaces dobles y 2 triples), etc, Para numerar la cadena principal se procura que recaigan los números más bajos en las insaturaciones, prescindiendo de considerar si son dobles o triples (dando preferencia a los dobles enlaces sobre los triples, esto es, dando los números más bajos a los dobles enlaces). Si los radicales contienen dobles y triples enlaces (radicales alquenilo y alquililo), adoptan las terminaciones –enilo o –inilo. Cuando en un hidrocarburo no saturado hay también dobles y /o triples enlaces en las ramificaciones se elige como cadena principal aquella que tiene mayor número de enlaces “no sencillos”, y en el caso de que haya 2 ó más cadenas principales se elige la que tiene mayor número de átomos de C, A igualdad de átomos de C, se elige la que tenga el máximo número de dobles enlaces. Hidrocarburos aromáticos. El nombre genérico de los hidrocarburos aromáticos mono y policíclicos es areno y sus radicales derivados de ellos se llaman arilo. Los sustituyentes que pueda haber sobre un anillo bencénico se mencionan como radicales anteponiéndolos a la palabra benceno. Cuando hay 2 sustituyentes, su posición relativa se puede indicar mediante los números 1,2-, 1,3- ó 1,4- o mediante los prefijos orto (o-), meta (m-) y para (p-). Si hay 3 ó más sustituyentes, se procura que reciban los números más bajos posible, y en el caso de que existan varias opciones la decisión se basará como norma general, en el orden de preferencia de los distintos radicales. Derivados halogenados. Se incluyen todos aquellos hidrocarburos que contienen en su molécula átomos de halógeno. Con mayor frecuencia se nombran citando el nombre del halógeno precediendo al de la molécula carbonada, si bien también es aceptable citar el compuesto como un “haluro de alquilo”. CH3-CH2-CH2-Cl
1-cloropropano
Cloruro de propilo
Alcoholes. Para nombrar los alcoholes se tienen 2 alternativas; se considera que se ha sustituido un H de un hidrocarburo por un –OH y se nombra añadiendo la terminación –ol al hidrocarburo de referencia: CH3-CH2-CH2-OH
Propanol
O bien se cita primero la función (alcohol) y luego el radical como si fuera un adjetivo: alcohol propílico. Dada la complicación de algunos compuestos, el primer sistema de nomenclatura resulta más idóneo. La función alcohol tiene preferencia frente a insaturaciones y radicales: al numerar la cadena se asigna al C unido al -OH el número más bajo posible; por otro lado, el sufijo –ol, por corresponder al grupo principal, es el último en citarse. HC≡ C-CH=CH-CH2-CH2OH
3-hexen-5-in-1-ol
Cuando el grupo –OH interviene como sustituyente, se nombrará con el prefijo –hidroxi.
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CH3-CO-CH2-CH2-CH-CH2OH preferencia) CH3
6-hidroxi-5-metil-2-hexanona (la función cetona tiene
Para nombrar los fenoles se utiliza generalmente, como en los alcoholes, la terminación –ol, que en la mayoría de los casos se añade al nombre (o al nombre contraído) del hidrocarburo aromático. Ar.
Los radicales RO- y ArO- se nombran añadiendo la terminación –oxi al nombre del radical R o CH3-CH2-CH2-CH2-CH2-O
pentiloxi-
Éteres. Hay 2 sistemas para nombrar los éteres, o bien se considera al compuesto como derivado del radical más complejo, o bien los dos radicales se citan según orden alfabético con la palabra éter: CH3-O-CH2-CH3
Metoxietano
Etilmetiléter
C6H5-O-CH3
Metoxibenceno
Fenilmetiléter
Aldehídos y cetonas. Aldehídos y cetonas se caracterizan por tener un grupo carbonilo (C=O) en su estructura, si bien la diferencia reside en que en los aldehídos ese grupo carbonilo se encuentra en el extremo de la cadena carbonada. La nomenclatura corriente de aldehídos consiste en emplear la terminación –al: CH3-CHO
Etanal (acetaldehído)
Y si existen 2 grupos carbonilo se empleará la terminación –dial. El grupo –CO tiene preferencia sobre radicales, dobles y triples enlaces y grupos –OH, por lo que ante éstos, se comienza a numerar la cadena por el extremo en que se encuentra el carbonilo. Sólo cuando en los 2 extremos de la cadena hay grupos aldehído se tienen en cuenta los otros grupos para decidir por dónde se empieza a numerar. Cuando en un compuesto hay otras funciones que tienen prioridad sobre la función aldehído se utiliza el prefijo formil- para designar al grupo CHO. HOOC-CH2-CH-CH2-COOH CHO
3-formilpentanodioico
Para nombrar las cetonas puede utilizarse la nomenclatura sustitutiva (se supone que la cetona deriva del hidrocarburo por sustitución de un –CH 2 por un –CO) o la nomenclatura radicofuncional (donde se nombran los radicales a ambos lados del grupo –CO por orden alfabético). CH3-CO-CH2-CH3
Butanona
Etilmetilcetona
Cuando la función cetona no tiene prioridad se emplea el prefijo oxo- para indicar el grupo COCH3-CO-CH2-CH2-COOH
Ácido 4-oxopentanoico.
Ácidos carboxílicos, Los ácidos carboxílicos, que tienen el grupo –COOH (grupo carboxilo) se nombran con ayuda de la terminación –oico o –ico que se une al nombre del hidrocarburo de referencia.
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CH3-CH2-COOH
Ácido propanoico.
También puede utilizarse otro sistema que consiste en suponer desglosada la molécula en un grupo –COOH y un resto carbonado CH3-CH2-COOH
Ácido etanocarboxílico.
La palabra carboxi- es la utilizada para nombrar al grupo –COOH cuando en la molécula hay otro grupo funcional que tiene prioridad sobre él. Éteres. Se forman al reemplazar el H del ácido por una cadena carbonada. Se nombran reemplazando la terminación –ico del ácido por la terminación –ato y a continuación el radical. CH3-COO-CH2-CH3
Etanoato de etilo.
Anhídridos. Los anhídridos provienen de los ácidos por pérdida de una molécula de H2O entre 2 grupos carboxilo. En general, se nombran igual que los ácidos de procedencia.
→
2 CH3-COOH
(CH3-CO)2O
CH3-CH2-CO-O-CO-CH3
Anhídrido acético Anhídrido acético-propiónico
Haluros de ácido. En éstos, un halógeno está reemplazando al –OH del ácido carboxílico. CH3-CO-Cl
Cloruro de acetilo.
Aminas. Las aminas derivan del NH 3. Pueden ser aminas primarias, secundarias y terciarias. CH3-CH2-NH2
Etilamina.
CH3-CH2-CH2-NH-CH3 CH3-CH2-CH2-N-CH2-CH3
N-metilpropilamina (el radical más complejo se toma como base). N- etil-N-metilpropilamina.
CH3 Cuando la amina está como sustituyente, se utiliza el prefijo amino-. Amidas. Proceden de sustituir el -OH de un ácido por un grupo –NH 2. Lo que caracteriza a una amida es la unión de un N con el C de un grupo carbonilo. CH3-CO-NH2
Acetamida o etanamida.
CH3-CO-NH-CH3
N-metilamida.
CH3-CO-NH-CO-CH3
Diacetamida
