Moléculas. Compuestos moleculares y Formulas químicas.

En química, una molécula es una partícula formada por un conjunto de átomos ligados o unidos por enlaces covalentes o metálicos (en el caso del enlace iónico no se consideran moléculas, sino redes cristalinas) , de forma que permanecen unidos el tiempo suficiente como para completar un número considerable de vibraciones moleculares.

Hay moléculas de un mismo elemento, como O₂, O₃, N₂, P₄..., pero la mayoría de ellas son uniones entre diferentes elementos.

La química orgánica y gran parte de la química inorgánica se ocupan de la síntesis y reactividad de moléculas y compuestos moleculares. La química física y, especialmente, la química cuántica también estudian, cuantitativamente, en su caso, las propiedades y reactividad de las moléculas. La bioquímica se conoce también como biología molecular, ya que estudia a los seres vivos a nivel molecular.

Molécula de ADN (orgánica).

La estructura molecular puede ser descrita de diferentes formas. La fórmula química es útil para moléculas sencillas, como H₂O para el agua o NH₃ para el amoníaco. Contiene los símbolos de cada elemento que contiene la molécula, así como su proporción por medio de los subíndices.

Para moléculas más complejas, como las que se encuentran comúnmente en química orgánica, la fórmula química no es suficiente, y vale la pena usar una fórmula estructural, que indica gráficamente la disposición espacial de los distintos grupos funcionales.

Cuando se quieren mostrar otras propiedades moleculares (como el potencial eléctrico en la superficie de la molécula), o se trata de sistemas muy complejos, como proteínas, ADN o polímeros, se utilizan representaciones especiales, como los modelos tridimensionales (físicos o representados por ordenador). En proteínas, por ejemplo, cabe distinguir entre estructura primaria (orden de los aminoácidos), secundaria (primer plegamiento en hélices, hojas, giros...), terciaria (plegamiento de las estructuras tipo hélice/hoja/giro para dar glóbulos) y cuaternaria (organización espacial entre los diferentes glóbulos).

El Mol.

Puesto de manera simple, el mol representa un número. Tal como el término 'docena' se refiere al número 12, el mol representa el número 6.02 x 10²³.

El mol se usa cuando se habla sobre números de átomos y moléculas. Los átomos y las moléculas son cosas muy pequeñas. Una gota de agua del tamaño del punto al final de esta oración contendría 10 trillones de moléculas de agua. En vez de hablar de trillones y cuatrillones de moléculas (y más), es mucho más simple usar el mol.

Comúnmente nos referimos al número de objetos en un mol, o sea, el número 6.02 x 1023, como el número de Avogrado. Amadeo Avogrado fue un profesor de física italiano que propuso en 1811 que los mismos volúmenes de gases diferentes a la misma temperatura, contienen un número igual de moléculas.

Amadeo Avogadro.

Masa Molar
Una muestra de cualquier elemento con una masa igual al peso atómico de ese elemento (en gramos) contiene precisamente un mol de átomos (6.02 x 10²³ átomos). Por ejemplo, el helio tiene un peso atómico de 4.00. Por consiguiente, 4.00 gramos de helio contienen un mol de átomos de helio.

Otros pesos atómicos están enumerados en la tabla periódica. Para cada elemento enumerado, que mide una cantidad del elemento igual a su peso atómico en gramos, se producirá 6.02 x 10²³ átomos de ese elemento.

El peso atómico de un elemento identifica la masa de un mol de ese elemento Y el número total de protones y de neutrones en un átomo de ese elemento. ¿Cómo puede ser? Examinemos el hidrógeno. Un mol de hidrógeno pesará 1.01 gramos.

Átomo de hidrógeno.

Cada átomo de hidrógeno consiste de un protón rodeado de un electrón. Pero recuerde, el electrón pesa tan poco que no contribuye mucho al peso de un átomo. Ignorando el peso de los electrones de hidrógeno, podemos decir que un mol de protones pesa aproximadamente un gramo. Ya que los protones y los neutrones tienen aproximadamente la misma masa, un mol de cualquiera de estas partículas pesará alrededor de un gramo. Por ejemplo, en un mol de helio, hay dos moles de protones y dos moles de neutrones - cuatro gramos de partículas.

Peso Molecular
Si una persona sube con otra sobre una balanza, ésta registra el peso combinado de ambas personas. Cuando los átomos forman moléculas, los átomos se unen y el peso de la molécula es el peso combinado de todas sus partes.

Por ejemplo, cada molécula de agua (H₂O) tiene dos átomos de hidrógeno y un átomo de oxígeno. Un mol de moléculas de agua contiene dos moles de hidrógeno y un mol de oxígeno.

Relación del Mol y el Peso del Agua y de sus Partes

2 moles H	+	1 mol O	=	1 mol de agua
2 * 1.01 g	+	16.00 g	=	18.02 g

Una botella llenada con exactamente 18.02 g de agua debería contener 6.02 x 10²³ moléculas de agua. El concepto de las fracciones y de los múltiplos descrito con anterioridad, tambíen se aplica a las moléculas. De esta manera, 9.01 g de agua debería contener 1/2 de mol, o 3.01 x 10²³ moléculas. Se puede calcular el peso molecular de cualquier compuesto simplemente sumando el peso de los átomos que conforman el compuesto.

El cálculo del peso molecular es sencillo. Tomamos la fórmula molecular de un compuesto, tomamos los pesos atómicos de los elementos que lo componen y multiplicamos cada peso atómico por el subíndice que corresponde al elemento según la fórmula molecular. Veamos, como ejemplo, el caso de la sal de mesa, cloruro de sodio (NaCl). Los pesos atómicos de los elementos son: Na, 22,9898 y Cl, 35.5. Según la fórmula molecular, tenemos un subíndice igual a 1 en ambos casos. Entonces hagamos una tabulación:

Na

Cl

Suma 58.4898 g/mol

Intentemos con la sacarosa, C₁₂H₂₂O₁₁, y hacemos la siguiente tabulación

C

H

O

Suma 342.0 g/mol.

COMPOSICIÓN CENTESIMAL

Si se conoce la fórmula de un compuesto, su composición química se expresa como el porcentaje en peso de cada uno de los elementos que la componen. Por ejemplo, una molécula de metano CH₄ contiene 1 átomo de C y 4 de H. Por consiguiente, un mol de CH₄ contiene un mol de átomos de C y cuatro moles de átomos de hidrógeno. El tanto por ciento (porcentaje) es la parte dividida por el total y multiplicada por 100 (o simplemente partes por 100), por ello puede representarse la composición centesimal del metano, CH₄ como:

Esta magnitud especifica los porcentajes en masa de cada uno de los elementos presentes en un compuesto.
% elemento = masa del elemento x 100
masa total del compuesto

Ejemplo: H2SO4

Masa molecular = 98 grs

Formulación química es la disciplina que regula las convenciones a emplear en la utilización de fórmulas químicas. Una fórmula química se compone de símbolos y subíndices, correspondiéndose los símbolos con los de los elementos que formen el compuesto químico a formular y los subíndices con las necesidades de átomos de dichos elementos para alcanzar la estabilidad molecular. Así, sabemos que una molécula descrita por la fórmula H₂SO₄ posee dos átomos de Hidrógeno, un átomo de Azufre y 4 átomos de Oxígeno.

Tipos de fórmulas

• Fórmula empírica o fórmula mínima: determina los átomos que componen a la sustancia y la relación mínima entre ellos. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería C₂H₅.
• Fórmula molecular: indica los átomos que componen a la sustancia y la cantidad exacta de cada uno en una molécula (no puede simplificarse). Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería C₄H₁₀O₂.
• Fórmula semidesarrollada: es la que se utiliza con preferencia en química, sólo se desarrollan algunos enlaces, manteniendo algunas partes con la fórmula molecular. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería CH₃-CH₂-CH(OH)-CH₂OH.
• Fórmula desarrollada o Fórmula estructural: es una representación de la molécula que indica qué átomo se une con cuál, y mediante qué enlace. Por ejemplo, para el 1,2-butadiol sería:

H  H  H  H
|  |  |  |
H——C——C——C——C——OH
|  |  |   \
H  H  O-H  H
Fórmula del 1,2-butadiol

Fórmula empírica:

A partir de la composición de un compuesto (que puede obtenerse mediante un analizador elemental), es posible deducir su fórmula más simple, o fórmula empírica, que es una relación simple de números enteros entre los átomos que lo componen.
Ejemplo: calcular la fórmula empírica para un compuesto que contiene 6.64 g de K, 8.84 g de Cr y 9.52 g de O.

En química la fórmula empírica es una expresión que representa la proporción más simple en la que están presentes los átomos que forman un compuesto químico. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula.

La molécula de agua está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, por lo que su fórmula molecular es H₂O, coincidiendo con su fórmula empírica.

Para el etano, sin embargo, no ocurre lo mismo, ya que está formado por dos átomos de carbono y seis de hidrógeno, por lo que su fórmula molecular será C₂H₆ y su fórmula empírica CH₃.

Algunos compuestos, como el cloruro de sodio o sal común, carecen de entidades moleculares y sólo es posible hablar de fórmula empírica: NaCl.

La fórmula empírica es aquella que indica 1. los elementos que componen la molécula y 2. en qué proporción están entre sí. Se llama empírica porque es la que se deduce de los experimentos de combustión. Veamoslo con un ejemplo:

Tenemos un compuesto cuya combustión revela que contiene un 25,7% de C, un 1,43% de H y un 50,0% de Cl en peso ¿Cuál es su fórmula empírica?

Pasos a seguir:

1. Primero. El contenido en O se obtiene por diferencia: 100 - 25,7 - 1,43 - 50,0 = 22,8%
2. Segundo. Calcular el contenido de cada elemento en moles (si no sabes hacer esto dirigete a un curso de química básica). C = 25,7/12 = 2,14; H = 1,43/1; Cl = 50/35,5 = 1,43 y O = 22,8/16 = 1,43.
3. Tercero. Dividir cada uno de los número obtenidos por el menor. Debemos obtener un números enteros o casi enteros. Redondeamos y obtenemos C = 2,14/1,43 = 1,5; H = 1; Cl = 1; O = 1. En este caso hemos obtenido un semientero. Toda la serie se puede convertir en enteros multiplicando por 2. Y tenemos C = 3, H = 2; Cl = 2 y O = 2.
4. Escribimos la fórmula empírica: C₃H₂O₂Cl₂.

La fórmula molecular indica qué elementos forman parte de una molécula y qué cantidad de ellos hay. No confundir el número de átomos de una molécula (fórmula molecular) con la proporción de los mismos (fórmula empírica). Así, si tenemos una molécula que contiene dos átomos de carbono y cuatro de hidrógeno su fórmula molecular sería C₂H₄ mientras que la empírica sería CH₂

La fórmula estructural revela, además de los elementos que componen la molécula y su número, cómo están dispuestos y enlazados entre sí.

La fórmula estructural hace una representación de cómo se encuentran unidos los átomos, es decir, cual está unido a cual, a cuantos y en que orden.

Por ejemplo, el agua sería H-O-H

La fórmula estructural da la misma información que la fórmula empírica a la que se añade toda la información relativa a la topología.

En el caso del agua poco más se puede decir. Sin embargo, las fórmulas estructurales son muy importantes en química orgánica (especialmente) y en química inorgánica. La fórmula estructural es la que permite diferenciar unos isómeros de otros. Por ejemplo, el C2H6O es un compuesto orgánico que corresponde con dos fórmulas estructurales:

-etanol CH3-CH2-OH

-éter CH3-O-CH3




A las tres anteriores podemos añadir la fórmula espacial que indica lo mismo que la fórmula estrucural y además, la disposición de sus átomos en las tres dimensiones del espacio.

Enlace Químico.

Los enlaces químicos: son las fuerzas de atracción que mantienen unidos entre sí a los átomos o iones para formar moléculas o cristales. Los tipos de enlaces presentes en una sustancia, son responsables en gran medida de sus propiedades físicas y químicas. Los enlaces son responsables además, de la atracción que ejerce una sustancia sobre otra.

Tipos de Enlaces:

Existen dos tipos principales de enlaces:

1. Enlace iónico también denominado electrovalente: se establece en átomos con diferencias marcadas en sus electronegatividades y se debe a la interacción electrostática entre los iones que pueden formarse por la transferencia de uno o más electrones de un átomo o grupo atómico a otro.
2. El enlace covalente: se establece cuando en los átomos no existen diferencias marcadas de electronegatividad. En este caso se comparten uno o más electrones entre dos átomos.

Aunque se habla de enlace iónico y enlace covalente como dos extremos, la mayoría de los enlaces tienen al menos cierto carácter iónico y covalente. Los compuestos que tienen enlace predominantemente iónico se conocen como compuestos iónicos y los que tienen enlaces predominantemente covalentes se conocen como compuestos covalentes, y sus propiedades se rigen por el comportamiento de estos enlaces.

En el siguiente cuadro se resumen algunas de las propiedades asociadas a los compuestos iónicos y covalentes: Comparación entre los compuestos iónicos y compuestos covalentes:

Compuestos iónicos

1. Son sólidos con puntos de fusión altos (> 400 ºC ).
2. Muchos son solubles en disolventes polares como el agua.
3. La mayoría son insolubles en disolventes no polares.
4. Los compuestos fundidos conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones).
5. Las soluciones acuosas conducen bien la electricidad porque contienen partículas móviles con carga (iones)

Compuestos covalentes

1. Son gases, líquidos o sólidos, con puntos de fusión bajos, por lo general <>
2. Muchos de ellos son insolubles en disolventes polares.
3. La mayoría es soluble en disolventes no polares.
4. Los compuestos líquidos o fundidos no conducen la electricidad.
5. Las soluciones acuosas suelen ser malas conductoras de la electricidad porque no contienen partículas con carga.

Electronegatividad y polaridad de los enlaces:

Como ya se mencionó la mayoría de los enlaces tienen cierto carácter iónico y covalente. Dependiendo de la electronegatividad de los átomos que conforman la unión se presentará una gama de enlaces que va desde los no polares o covalentes puros hasta los muy polares o iónicos.

La tabla de electronegatividad de Pauling es un auxiliar importante para analizar el tipo de enlace presente en un compuesto. En esta tabla se indica desde el valor de electronegatividad más alto representado por el flúor (F) que es 4 y el más bajo que es 0,7 representado por el Francio (Fr). Así la mayor diferencia de electronegatividad que se puede presentar es de 4 – 0,7 = 3,3 y la mínima es 0 cuando se unen dos átomos de igual electronegatividad.

Es así como basados en la electronegatividad de los átomos que se unen se puede determinar el tipo de enlace:

El enlace covalente puro: se presenta en elementos de igual electronegatividad. En este caso los electrones están igualmente compartidos por los dos átomos. Como ejemplo se encuentran: H₂ , Cl₂ , O₂ , N₂ , F₂ y otras moléculas diatómicas. Estas moléculas son de carácter no polar; no hay

Enlace polar: se presenta entre átomos de diferente electronegatividad, el enlace resultante es polar. Si la diferencia de electronegatividad es alta el enlace es de tipo iónico, como ya se mencionó en los tipos de enlaces. Como ejemplo se puede mencionar el enlace entre el carbono y el oxígeno para formar el monóxido de carbono. El carbono y el oxígeno presentan diferente electronegatividad la cual no es marcada ya que ambos son no metales, esto permite que se forme un enlace covalente polar.

El cloro y el sodio cuando forman cloruro de sodio (NaCl) presentan una diferencia de electronegatividad alta, debido a que uno es un metal (Na) y el otro un no metal (Cl), el enlace que se forma es iónico.

Como regla general se plantea que cuando la diferencia de electronegatividad entre los dos átomos es mayor de 1,7; el enlace presenta un alto carácter iónico. Aplicando esta regla a los ejemplos citados anteriormente: H₂ , CO y NaCl y estableciendo la diferencia de electronegatividad tomando los valores para cada átomo a partir de la tabla de Pauling, se tiene:

La regla del octeto y la formación de enlaces:

En 1916 W. Kassel y G. Lewis una regla para explicar la formación de enlaces entre los diferentes átomos. Esta regla es denominada la regla de octeto: “cuando se forma un enlace químico, los átomos adquieren, ceden o comparten electrones, de tal manera que la capa más externa o de valencia de cada átomo contenga ocho (8) electrones”.

Esta regla se fundamenta en el hecho de que todos los gases nobles, excepto el helio (He), tienen en su estructura electrónica 8 electrones en la última capa o nivel de energía, lo que les confiere estabilidad química (inertes).

La tendencia a obtener estructuras electrónicas semejantes a los gases nobles (8e- en el último nivel) explica en parte el enlace químico en la mayoría de los compuestos.

El átomo de sodio por ejemplo (Z = 11) tiene un potencial de ionización bajo y puede perder fácilmente el electrón de valencia del último nivel. Lo que permite que el átomo de sodio se convierta en el ión sodio:

La estructura del ión sodio resulta con 8 electrones en su último nivel y además es exactamente igual al gas noble Neón, Ne: K₂L₈ (Z = 10).

En el caso del átomo cloro (Z = 17) tiene un potencial de ionización alto y muestra tendencia a ganar electrones, transformando el átomo de cloro en ión cloruro:
La estructura del ion cloruro resulta con 8 electrones en su último nivel y además es exactamente igual al gas noble Argón, Ar: 1S² 2S² 2p⁶ 3S² 3p⁶ (Z = 18).

El cloruro de sodio es un compuesto iónico, en su formación están presente los iones de carga opuesta y la transferencia de un electrón desde el átomo de sodio hasta el átomo de cloro formándose así un enlace iónico.

Estructura de Lewis: Para representar un enlace químico y las reacciones entre los átomos, G. Lewis estableció la utilización de puntos, círculos, el signo x o el signo +, alrededor del elemento, para representar sus electrones de valencia. De esta manera los electrones de la última capa o electrones de valencia representados alrededor del símbolo de los elementos se denominan símbolos electrónicos de Lewis.

El cloruro de sodio se representa mediante la estructura de Lewis de la siguiente manera:

Existe una relación sencilla entre el número de electrones de la capa de valencia y la valencia del elemento. La valencia normal del átomo de un elemento típico es igual al número de grupo (Tabla periódica). En la siguiente tabla se muestra la relación entre grupo, valencia, electrones de la última capa y estructura de Lewis:

El par de electrones compartido suele representarse con un guión (-): H-Cl.
Pero en el caso del SO se comparten dos electrones, este tipo de enlace covalente se denomina enlace doble: S=O. El que resulta de compartir tres pares de electrones se denomina enlace triple.

E

nlace covalente normal: se refiere a aquellos enlaces ya sea simples, dobles o triples donde cada uno de los átomos enlazados aportan un electrón para formar el enlace covalente. Y se representa mediante guiones (-).

Enlace covalente coordinado o dativo: es un enlace covalente donde un solo átomo es el que aporta el par de electrones necesarios para formar el enlace. Suele representarse con una flecha.

Enlace metálico: es el enlace que se forma en los cristales metálicos. En un modelo de un sólido metálico se puede visualizar una formación tridimensional en la cual los iones positivos permanecen fijos en una red cristalina, mientras que los electrones de valencia, débilmente sujetos, se mueven con libertad por todo el cristal. Este movimiento hace que los cristales sean buenos conductores de calor y electricidad.

Puentes de Hidrógeno: son enlaces entre un elemento electronegativo y el hidrógeno, este es un enlace polar ya que el par electrónico del enlace está más próximo al átomo electronegativo. Sólo las moléculas en la cuales los hidrógenos están unidos al flúor, oxígeno y nitrógeno de alta electronegatividad, participan en la formación de puentes de hidrógeno.

Fuerzas de Van Der Waals: Son fuerzas débiles de atracción que se originan durante la perturbación momentánea de la simetría electrónica de las moléculas. Es alteración de la simetría se presenta en moléculas fuertemente polares que experimentan atracción recíproca relativamente fuerte y forman los denominados dipolos. Las moléculas no polares, también manifiestan alguna atracción entre sí, debido a la permanente rotación y movimiento de los electrones, lo que puede ocasionar que la molécula se vuelva momentáneamente asimétrica, apareciendo dipolos.

Fuerzas de London: Son atracciones muy débiles que ejercen su efecto únicamente a distancias muy cortas. Reciben su nombre en honor al físico Alemán F. London quien postuló su existencia en 1930. Las fuerzas de London existen en todo tipo de molécula en fase condensada, pero son muy débiles para moléculas pequeñas. Las fuerzas de London son el único tipo de fuerzas intermoleculares presentes en sustancias simétricas no polares como SO₃ , CO₂ , O₂ , N₂ , Br₂ , H₂ , y especies monoatómicas de gases nobles, por lo tanto, ocasionan la condensación de estas sustancias.

Formulación y Nomenclatura. Química Inorgánica

La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y con ellos un gran número de nombres que los identifican .

En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a esto, a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema aceptado mundialmente para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente.

La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer termino se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento carbono.

La nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. estos compuestos se pueden dividir por conveniencia en cuatro clases o funciones ; oxido, base, ácido y sal.

ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METÁLICOS.

Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no metálicos.

Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no metal por su posición en la tabla periódica , Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no metales en el extremo a la derecha .

Cuando se comparan dos elementos, el más metálico es el que se encuentra más hacia la izquierda o más hacia la parte inferior de la tabla periódica.

Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.

El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que tiene el átomo.

REGLAS:

1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.

2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)

3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.

4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)

5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2).

CATIONES Y ANIONES

CATIONES ( iones positivos )

Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento.

Ejemplos:

Na+ ion sodio

Ca+2, ion calcio

Al+3, ion aluminio

Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional.

El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo:

Cu +1 es cobre (I) y Cu +2 es cobre ( II)

EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;

a Cu +1 se le denomina ion cuproso y a Cu +2 ion cúprico ( II).

ANIONES (iones negativos)

Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue;

Terminación del ácido	Terminación del anión
hídrico	uro
ico	ato
oso	ito

FUNCIONES QUÍMICAS:

Los compuestos no son fruto de combinaciones al azar de los elementos de la Tabla Periódica, sino que son el resultado de la combinación, en una determinadas proporciones, de elementos que guardan entre sí una cierta “afinidad”.

Estas limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es función de la estructura electrónica de los átomos implicados.

VALENCIA.

Es la capacidad que tiene un átomo de un elemento para combinarse con los átomos de otros elementos y formar compuestos.

La Valencia es un número, positivo o negativo, que nos indica el número de electrones que gana, pierde o comparte un átomo con otro átomo o átomos.

NOMENCLATURAS.

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada).

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional.

VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS MÁS IMPORTANTES DEL SISTEMA PERIÓDICO.

METALES.

VALENCIA 1		VALENCIA 2		VALENCIA 3
Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio Plata	Li Na K Rb Cs Fr Ag	Berilio Magnesio Calcio Estroncio Zinc Cadmio Bario Radio	Be Mg Ca Sr Zn Cd Ba Ra	Aluminio	Al
VALENCIAS 1, 2		VALENCIAS 1, 3		VALENCIAS 2, 3
Cobre Mercurio	Cu Hg	Oro Talio	Au Tl	Níquel Cobalto Hierro	Ni Co Fe
VALENCIAS 2, 4		VALENCIAS 2, 3, 6		VALENCIAS 2, 3, 4, 6, 7
Platino Plomo Estaño	Pt Pb Sn	Cromo	Cr	Manganeso	Mn

NO METALES.

VALENCIA -1		VALENCIAS +/- 1, 3, 5, 7		VALENCIA -2
Flúor	F	Cloro Bromo Yodo	Cl Br I	Oxígeno	O
VALENCIAS +/-2, 4, 6		VALENCIAS 2, +/- 3, 4, 5		VALENCIAS +/- 3, 5
Azufre Selenio Teluro	S Se Te	Nitrógeno	N	Fósforo Arsénico Antimonio	P As Sb
VALENCIAS +/-2, 4		VALENCIA 4		VALENCIA 3
Carbono	C	Silicio	Si	Boro	B

VALENCIA +/-1
Hidrógeno	H

NOMENCLATURAS.

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional.

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA.

Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ...

Cl2O3 Trióxido de dicloro

I2O Monóxido de diodo

Nomenclatura sistemática: para nombrar de este modo se usan prefijos numéricos excepto para indicar que el primer elemento de la fórmula sólo aparece una vez (mono) o cuando no puede haber confusión posible debido a que tenga una única valencia. En adelante N.ss

Prefijos griegos	Número
mono-	1
di-	2
tri-	3
tetra-	4
penta-	5
hexa-	6
hepta-	7
octa-	8
nona- (o eneá)	9
deca-	10

Ejemplos: CrBr3 tribromuro de cromo ; CO monóxido de carbono

NOMENCLATURA DE STOCK.

En este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis:

Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)

Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III)

Nomenclatura stock: En este caso, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia atómica, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro átomo (compuestos binarios).

Ejemplo: Fe2S3 Sulfuro de hierro (III) [se ve la valencia III en el subíndice del azufre.

NOMENCLATURA TRADICIONAL.

En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:

•Cuando sólo tiene una valencia se usa el sufijo -ico.

•Cuando tiene dos valencias diferentes se usan (de menor a mayor valencia)

-oso

-ico

•Cuando tiene tres distintas se usan (de menor a mayor)

hipo- -oso

-oso

-ico

•Y cuando tiene cuatro se utilizan (de menor a mayor)

hipo- -oso

-oso

-ico

per- -ico

Ejemplo: Mn2O7 Óxido permangánico

Compuestos inorgánicos: Los compuestos inorgánicos se agrupan en funciones químicas, las cuales se caracterizan por un átomo o grupo de átomos que siempre está presente.

Existen algunos convencionalismos que han sido adoptados para escribir la fórmula de las diferentes funciones químicas:

1. Para escribir la fórmula de los óxidos, ácidos y sales se acostumbra a escribir los símbolos de los elementos de los componentes en orden, según su electronegatividad el más electronegativo siempre va a la derecha, como en los siguientes ejemplos donde el átomo más electronegativo es el O2- y el Cl-:

2. Escribir a la izquierda el ión positivo o catión y a la derecha el ión negativo o anión, como se observa en el siguiente ejemplo:

Los cationes corresponden a elementos metálicos, tienen un número de oxidación positivo (+) y los aniones corresponden a los no metales, con un número de oxidación negativo (-). La carga eléctrica aparece en la parte superior derecha del símbolo y corresponde al número de oxidación de cada elemento. Los números de oxidación permiten escribir las fórmulas químicas, la predicción de las propiedades de los compuestos y son de ayuda en el balanceo de ecuaciones de óxido reducción.

Cationes
Nombre	Símbolo	Nombre	Símbolo
Hidrógeno	H+	Aluminio	Al3+
Litio	Li+	Cobre (I) o cuproso	Cu+
Sodio	Na+	Cobre (II) o cúprico	Cu2+
Potasio	K+	Hierro (II) o ferroso	Fe2+
Calcio	Ca2+	Hierro (III) o férrico	Fe3+
Magnesio	Mg2+	Plomo (II) o plumboso	Pb2+
Zinc	Zn2+	Plomo (IV) o plúmbico	Pb4+
Bario	Ba2+	Mercurio (I) o mercurioso	Hg+
Plata	Ag+	Mercurio (II) o mercúrico	Hg2+
Estroncio	Sr2+

Aniones
Nombre	Símbolo
Fluoruro	F-
Cloruro	Cl-
Bromuro	Br-
Yoduro	I-
Sulfuro	S2-
Oxígeno	O2-

Compuestos inorgánicos binarios: Los compuestos binarios contienen dos elementos distintos y corresponden a las funciones de óxido metálico, óxido no metálico, ácido hidrácido y sal binaria. A continuación se presenta cómo se forma cada una de estas funciones:

Óxido Metálico: se forma al combinarse un metal con el oxígeno.

K+ + O2- = K2O

Óxido No metálico: se forma al combinarse un no metal con el oxígeno.

C4+ + O2- = CO2

Sal Binaria: se forma al combinarse un metal con un no metal:

Na+ + Cl- = NaCl

Ácido Hidrácido: Se forma al combinarse un a molécula de Hidrógeno con un no metal.

H+ + Br- = HBr

ÓXIDOS

Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno.

Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1.

Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O.

Para nombrar los óxidos se utiliza la palabra óxido, seguida del nombre específico del metal, por ejemplo :

Al2O3 Óxido de aluminio

Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno.

Su fórmula general es:

E2OX

Donde E es un elemento y X su valencia (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).

LAS VALENCIAS DEL ELEMENTO Y DEL OXÍGENO SE INTERCAMBIAN Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. Si hay posibilidad de simplificación, ésta se realiza.

Cuando E es un no metal la nomenclatura tradicional los denomina también anhídridos.

Cuando un elemento presenta un número de oxidación variante como por ejemplo el cobre pueden aplicarse diferentes normas como se observa en el siguiente cuadro donde se aplican los 3 sistemas de nomenclatura:

En el sistema Stock se escribe el nombre genérico, en este caso óxido, seguido por la preposición de y el nombre del elemento. Adicionalmente, entre paréntesis se escribe en número romanos el número de oxidación del elemento unido al oxígeno. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, se omite el número romano dentro de un paréntesis.

En la nomenclatura sistemática para los óxidos se utiliza el prefijo numeral mono, di, tetra, penta, hexa, etc., para designar el número de oxígenos, seguido de la palabra óxido y el número de átomos del otro elemento.

La nomenclatura tradicional, utiliza los sufijos ico y oso y los prefijos hipo y per de la siguiente manera: si el elemento presenta dos números de oxidación, se utiliza ico para el mayor número de oxidación del elemento que acompaña el oxígeno y oso para el menor. (Observa el ejemplo de la derecha)

Aquí podemos ver algunos ejemplos de fórmulas con su nombre según:

la Nomenclatura Sistemática

la Nomenclatura Stock

la Nomenclatura Tradicional respectivamente:

Na2O

Monóxido de disodio

Óxido de sodio

Óxido sódico

Fe2O2 = FeO

Monóxido de hierro

Óxido de hierro (II)

Óxido ferroso

Ca2O2 = CaO

Monóxido de calcio

Óxido de calcio

Óxido cálcico

Fe2O3

Trióxido de dihierro

Óxido de hierro (III)

Óxido férrico

Br2O5

Pentaóxido de dibromo

Óxido de bromo (V)

Anhídrido brómico

Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno .

ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos)

Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal.

EJEMPLO:

Li2O = óxido de litio

CaO = óxido de calcio

Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación).

EJEMPLO:

CoO = óxido cobaltoso

Co2O3 = óxido cobaltico

Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español.

EJEMPLO:

Co2O = óxido de cobalto ( II)

Co2O3 = óxido de cobalto ( III)

ÓXIDOS ÁCIDOS ( Combinación del oxigeno con elementos no metálicos)

Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos.

EJEMPLO:

SiO2	=	dióxido de silicio
SeO2	=	dióxido de selenio

Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido)

CO2	+	H2O	→	H2CO3	ácido carbónico
oxido ácido				oxácido

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula.

TeO2 = dióxido de telurio

TeO3 = trióxido de telurio

As2O3 = trióxido de diarsenico

As2O5 = pentaóxido de diarsenico

2Cl2	+	O2	→	Cl2O	= monóxido de dicloro
				oxido ácido

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia:

TeO2 = oxido teluroso

TeO3 = oxido telúrico

Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.

2N2	+	3O2	→	2N2O3	= óxido de nitrógeno (III)
				oxido ácido

2Cl2	+	O2	→	2Cl2O	= óxido hipocloroso
				oxido ácido

2Cl2	+	7O2	→	2Cl2O7	= óxido perclórico
				oxido ácido

BASES O HIDRÓXIDOS

Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno .

Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .

Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua.

EJEMPLO:

Na2O

+

H2O

→

2NaOH

= hidróxido de sodio

Al2O3 + 3H 2O → 2Al(OH) 3 = hidróxido de alumínio

Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.

Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia.

EJEMPLO:

Ni(OH)2 = hidróxido niqueloso

Ni (OH)3 = hidróxido niquelico

Función hidróxido o base: Se forman por la combinación de un ión (OH-) con un catión metálico. Los iones (OH-) son llamados oxidrilos, hidroxilos o hidróxidos.

Los hidróxidos provienen de reacciones entre un óxido metálico con el agua dando origen a una base constituida por un metal y el grupo hidroxilo.

La nomenclatura Stock, utiliza el nombre genérico (hidróxido) y el nombre del metal, colocando adicionalmente entre paréntesis en números romanos el número de oxidación del elemento unido al OH-, cuando se trata de elementos con más de un número de oxidación. Esto se omite cuando el elemento tiene un solo número de oxidación.

El sistema tradicional comienza con el nombre del hidróxido y luego va la terminación oso si se trata del menor número de oxidación e ico si se trata del mayor número de oxidación. Si el elemento tiene un solo número de oxidación, simplemente se utiliza el número del metal.

La nomenclatura sistemática utiliza los prefijos di, tri, tetra, etc., si la fórmula presenta dos, tres o cuatro grupos OH- respectivamente y así sucesivamente en caso de presentar más. Las normas sistemáticas establecidas por la IUPAC vienen recomendándose para su aplicación a fin de sustituir progresivamente al sistema de nomenclatura tradicional.

ÁCIDOS

Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico.

Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).

En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos;

(a) HIDRÁCIDOS:

Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal.

Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII.

EJEMPLOS:

H2S	ácido sulfhídrico
HI	ácido yodhídrico
HBr	ácido bromhídrico
HF	ácido fluorhídrico
HCl	ácido clorhídrico

Función hidrácido: Estos ácidos se forman por la combinación de los halógenos (F, Cl, Br, I) o el azufre (S) con el Hidrógeno.

H2 + Halógenos o azufre = ácido Hidrácido

Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra ácido, luego el nombre específico del no metal y sustituyendo la última vocal del compuesto por el sufijo hídrico.

	H+
F-	HF	Ácido fluorhídrico
Cl-	HCl	Ácido clorhídrico
Br-	HBr	Ácido Bromhídrico
I-	HI	Ácido iodhídrico
S2-	H2S	Ácido sulfhídrico

RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido.

EJEMPLO:

HCl(g) + H2O(l)		→	HCL(ac)
Cloruro de hidrogeno			ácido clorhídrico

b) OXÁCIDOS

Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal.

EJEMPLO:

PO3	+	H2O	→	H3PO3	= ácido fosforoso
PO4	+	H2O	→	H3PO4	= ácido fosfórico

Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:

( HO)mXOn

donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X

Función ácido oxácido: Están formados por un catión H+ unido a un ión poliatómico (radical) negativo. Los ácidos oxácidos se forman a partir de la combinación de los óxidos metálicos con el agua.

La nomenclatura Stock adiciona la palabra ácido, el prefijo respectivo según la cantidad de oxígeno (Di, Tri, Tetra, etc), seguido de la palabra oxo y la raíz del nombre correspondiente del elemento no metálico diferente del hidrógeno y del oxígeno con la terminación ico y su número de oxidación en números romanos.

Para determinar el número de oxidación en los oxácidos se siguen los siguientes pasos:

1. Se escriben números de oxidación conocidos, que no varían: 1+ HClxO42-

en este caso del hidrógeno y del oxígeno. El número del cloro es el desconocido (x) puesto que puede variar.

2. Se multiplican los subíndices por el número de oxidación de los elementos que no varían:

4. Se despeja: X= 8 – 1 = 7

7 es el número de oxidación del cloro, porque la suma de las cargas iónicas es igual a cero, equivale a decir que tiene que haber tantas cargas positivas como negativas.

Por eso el HClO4 parece en la nomenclatura Stock con un número VII para indicar el número de oxidación del cloro.

En la nomenclatura sistemática se da el nombre del ión y luego se complementa con la expresión de hidrógeno.

En la nomenclatura tradicional se el compuesto se nombrará con la palabra ácido y se hace uso de los sufijos oso o ico y de los prefijos hipo o per, si existen más de dos oxácidos de ese elemento.

Valencia del Cloro	Compuesto	Nomenclatura
+1	HClO	Ácido hipocloroso
+3	HClO2	Ácido cloroso
+5	HClO3	Ácido clórico
+7	HClO4	Ácido perclórico

SALES

Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :

BASE + ÁCIDO → SAL + AGUA

Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal.

Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-.

También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas.

SALES NEUTRAS

Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO	NOMBRE DE LA SAL
__________________hídrico	__________________uro
hipo_______________oso	hipo________________ito
__________________ oso	___________________ito
__________________ ico	___________________ato
per________________ico	per________________ ato

Se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo.

FeCl2 = cloruro ferroso

FeCl3 = cloruro férrico

Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así;

Ejemplo:

FeCl2 = cloruro de hierro ( II)

FeCl3 = cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo;

LiI = Yoduro de Litio

Sales neutras: se forman al reemplazar los hidrógenos catiónicos de los ácidos por elementos metálicos.

Nomenclatura de las sales neutras: El nombre que recibe una sal neutra deriva del ácido del cual se origina, cambiando sus terminaciones como se indica en la tabla.

Nombre del Ácido	Nombre de la sal neutra
Ácido Hipocloroso	Hipo -ito
-oso	-ito
-ico	-ato
Per -ico	Per -ato

SALES HALOIDEAS O HALUROS

Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.

EJEMPLO;

Cu(OH) + HCl		→	CuCl	+ H2O
	ácido clorhídrico		cloruro cuproso

2Fe(OH)3 + H2S		→	Fe2S 3	+ 6H2O
	ácido sulfhídrico		sulfuro férrico

Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

PS3 = trisulfuro de fósforo PS5 = pentasulfuro de fósforo

OXISALES

Se forman por la combinación de un oxácido con una base.

En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido.

Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato.

Ejemplo;

KOH + HClO		→	KClO	+ H2O
	ácido hipocloroso		hipoclorito de sodio

Al(OH)3 + HNO3		→	Al(NO3)3	+ H2O
	ácido nítrico		nitrato de aluminio

SALES ÁCIDAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical.

EJEMPLO:

NaOH + H2CO3		→	NaHCO3	+ H2O
	ácido carbónico		carbonato ácido de sodio ( Bicarbonato de sodio)

Sales ácidas: se forman cuando los elementos metálicos no reemplazan la totalidad de los hidrógenos catiónicos.

SALES BÁSICAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.

EJEMPLO:

CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II)

Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal.

EJEMPLO:

Cu(OH)2 + HNO3		→	CuOHNO3	+ H2O
	ácido nitrico		nitrato básico de cobre (II)

SALES DOBLES

Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos.

EJEMPLO:

Al(OH)3 + KOH + H2SO4		→	KAl(SO4)	+ H2O
	ácido sulfurico		sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)

Sales dobles: se forman cuando más de un elemento metálico (catión) sustituye a los hidrógenos del ácido.

Compuestos ternarios: Estos compuestos están formados por 3 elementos químicos: un catión (H2 o un no metal) un ión negativo poliatómico que corresponde a las funciones de hidróxido o base, ácido oxácido y una sal ternaria neutra.

Para dar el nombre al compuesto ternario se menciona primero el grupo poliatómico (radical) negativo y en seguida se menciona el nombre del catión. Para nombrar estos compuestos es necesario conocer el nombre de los iones poliatómicos.

PERÓXIDOS

En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido.

Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos.

Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal.

EJEMPLO:

Na2O2 = peróxido de sodio

Ba2O2 = peróxido de bario

HIDRUROS

La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1).

Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas;

1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes.

2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3-

En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales.

EJEMPLO:

NaH	=	hidruro de sodio
NH3	=	amoniaco
CoH3	=	hidruro de cobalto
PH3	=	fosfina

Una base es, en primera aproximación, cualquier sustancia que en disolución acuosa aporta iones OH- al medio. Un ejemplo claro es el hidróxido potásico, de fórmula KOH:

KOH → OH- + K+ (en disolución acuosa)

Se denomina ácido a cualquier compuesto químico que disuelto en agua, da una solución con un pH menor de 7.

Cualquier compuesto químico que puede ceder protones es un ácido. Un ejemplo es el ácido clorhídrico, de fórmula HCl:

HCl → H+ + Cl- (en disolución acuosa)

El concepto de ácido es el contrapuesto al de base. Para medir la acidez de un medio se utiliza el concepto de pH.

En química, una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva) enlazados a aniones (iones con carga negativa). Son el producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, la base proporciona el catión y el ácido el anión.

La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y una base (hidróxido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.

Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal marina o simplemente sal. Es la sal específica cloruro sódico. Su fórmula química es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico(NaOH) y ácido clorhídrico, HCl.

En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales. Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidos o disueltos en agua, conducen la electricidad.