Enlace atómico - Mestre a casa

Capı́tulo 7
Enlace atómico
7.1.
Modelo de capas electrónicas. Valencia
Los electrones de la corteza atómica son atraı́dos por el núcleo por la fuerza
eléctrica, gobernada por la ley de Coulomb que confirma que la intensidad disminuye con el cuadrado de la distancia entre as cargas. Los electrones que ocupan órbitas más alejadas del núcleo tienen el número n más elevado, están más
débilmente atraidos.
Figura 7.1: La interacción entre el núcleo y los electrones más cercanos es más
intensa que con los electrones más alejados.
De forma artificial o forzada los átomos son ionizados por diferentes métodos
experimentales, ası́ que cuando se intenta extraer paulatinamente todos los electrones de un átomo da como resultado que en el caso de los elementos alcalinos
es fácil extraer un electrón pero bastante más difı́cil extraer el segundo, en los
alcalino-térreos ocurre que los dos primeros se extraen con facilidad pero ya no
el tercero, y ası́ sucesivamente ocurre en el resto de grupos. En esta facilidad
o dificultad de arrancar electrones a los átomos se fundamenta el modelo de
capas que distribuye a los electrones de la corteza atómica en capas alrededor
del núcleo, coincidiendo el número de capas de un elemento con el periodo de
la tabla periódica donde se encuentra.
El hidrógeno y el helio tienen ambos una capa electrónica, el primero de ellos
contiene un electrón y el segundo dos.
129
130
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
Figura 7.2: Cuanto más externa sea la capa, indicada por un valor creciente n,
menos fuertemente son atraı́dos los electrones por el núcleo ya que se encuentra
más alejado.
El litio pertenece al segundo periodo, tiene dos electrones en la capa más
interna y un solo electrón en la exterior; de la misma manera el berilio, boro,
carbono, nitrógeno, oxı́geno, flúor y neón, contienen dos electrones en la interna
y dos, tres, cuatro, cinco, seis, siete y ocho en la externa, respectivamente.
Los elementos del tercer periodo disponen de tras capas por eso el sodio tiene
distribuidos sus once electrones ası́ 2 - 8 -1, es decir dos electrones en la capa
más interna, ocho en la intemedia y uno en la externa; el resto de elementos del
periodo van rellenando la capa más externa hasta ocho.
El potasio que se encuentra en el cuarto periodo tiene sus electrones distribuidos ası́ 2 - 8 -8 -1.
La configuración electrónica de un átomo consiste en la distribución de electrones en las capas electrónicas; la tabla (7.1) muestra la configuración de los
átomos de los veinte primeros elementos y se observa que los elementos de un
mismo grupo presentan el mismo número de electrones en su capa más externa. Esa peridodicidad mostrada también en sus propiedades quı́micas relaciona
la capacidad de reacción con el número de electrones en esa útlima capa electrónica. Dicho de otra manera, los electones de la capa más externa son los
responsables del comportamiento quı́mico de los elementos.
El término valencia sirve para designar la capacidad de reacción de un elemento con otros, por este motivo los electrones de la capa más externa se llaman
electrones de valencia y a la capa más externa, capa de valencia. La valencia
coincide con el número de átomos de hidrógeno con los que se combina un elemento; por ejemplo la valencia del oxı́geno en el agua es dos ya que un átomo de
oxı́geno se combina con dos átomos de hidrógeno, o la valencia del nitrógeno en
el amonı́aco es tres porque un átomo de nitrógeno se combina con tres átomos
de hidrógeno.
El modelo de capas permite justificar la afinidad de los elementos de un
mismo grupo ya que todos ellos tienen el mismo número de electrones en su
capa de valencia.
131
7.2. ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURAS DE LEWIS
1
2
3
4
1
H
1
Li
2-1
Na
2-8-1
K
2-8-8-1
2
3-12
Be
2-2
Mg
2-8-2
Ca
2-8-8-2
13
14
15
16
17
B
2-3
Al
2-8-3
C
2-4
Si
2-8-4
N
2-5
P
2-8-5
O
2-6
S
2-8-6
F
2-7
Cl
2-8-7
18
He
2
Ne
2-8
Ar
2-8-8
Cuadro 7.1: Configuraciones electrónicas de los veinte primeros elementos de la
tabla periódica, el periodo indica el número de capas electrónicas, y se aprecia
que la primera capa alberga dos electrones, la segunda ocho y la tercera ocho
además los elementos del mismo grupo tienen el mismo número de electrones
de valencia en su capa de valencia.
7.2.
Enlace quı́mico y estructuras de Lewis
La existencia de combinaciones atómicas tan conocidas como el gas hidrógeno
H2 , el agua H2 O, la sal común o cloruro de sodio N aCl presupone la existencia
de una fuerza que una a los átomos entre sı́. Esta fuerza que se establece entre
el núcleo atómico y los electrones de valencia es la responsable del enlace entre
átomos. El enlace quı́mico es la fuerza eléctrica fruto de la interacción entre los
electrones de valencia y los núcleos de los átomos de una combinación.
Para el estudio del enlace quı́mico, Lewis propuso una estructura para representar los átomos de un elemento: el sı́mbolo rodeado de tantos puntos como
electrones de valencia tenga. De esa manera estableció una relación simple entre
la valencia y el número de electrones de la capa de valencia.
Grupo
Número de electrones de la capa de valencia
Valencia
1
1
2
2
13
3
14
4
15
5
16
6
17
7
18
8
1
2
3
Elemento del segundo periodo
Fórmulas
empı́ricas
de
algunos
compuestos tı́picos
Li·
·Be·
··B·
LiCl
BeCl2
BCl3
4
·
·C·
·
CCl4
3
··
·N ·
·
NCl3
2
··
·O :
·
Cl2 O
1
··
·F :
··
FCl
0
··
: Ne :
··
-
Cuadro 7.2: Estructura de Lewis de los átomos de los elementos de los grupos
principales.
Esta relación junto con el hecho de que los gases nobles Ne y Ar tienen la capa
de valencia con 8 electrones y como son elementos estables que no reaccionan
132
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
prácticamente con ningún otro elemento, son la base de la regla del octeto: En
la formación de un compuesto, un átomo tiende a ganar, perder o compartir
electrones hasta completar con ocho su capa de valencia.
7.2.1.
Compuestos iónicos
Un átomo que pierde o gana electrones se convierte en un ión, si incrementa el número de electrones forma un anión o ión negativo, por contra cuando
disminuye el número de electrones da lugar a un catión o ión positivo.
Los elementos que se convierten en iones para conseguir una configuración
de octeto en su capa de valencia dan lugar a combinaciones o compuestos
iónicos. Los átomos de uno de los elementos pierden electrones convirtiéndose en
cationes, mientras que los átomos del otro elemento los ganan transformándose
en aniones. La fuerza eléctrica que aparece entre cationes y aniones permite
enlazar los átomos entre sı́, dando lugar al enlace iónico.
El sodio Na tiene la siguiente configuración electrónica 2, 8, 1, es decir 1
electrón en su capa de valencia, mientras que el cloro tiene 2, 8, 7 electrones,
en su capa de valencia hay 7 electrones; en la formación de la sal cloruro de
sodio NaCl el átomo de sodio pierde 1 electrón que lo gana el cloro, aparecen
los cationes de N a+ y aniones cloruro Cl− , con ello el sodio adquiere la configuración del neón y el cloro la configuración del argón. Esta reacción representada
mediante estructuras de Lewis serı́a:
··
··
N a · + ·Cl : −→ (N a+ )( : Cl :− )
··
··
CARACTERISTICAS DE LOS COMPUESTOS IONICOS
La carga lı́mite para los iones monoatómicos casi nunca es mayor de +3 y
-3.
Los metales sólo forman iones positivos (cationes)
Los no metales siempre forman iones negativos (aniones)
Poseen puntos de fusión relativamente altos.
Poseen un ordenamiento regular de iones positivos y negativos dispuestos
en forma de red cristalina iónica.
No existen moléculas separadas (discretas) de sustancias iónicas, por eso
se consideran como unidades fórmula y no como fórmulas moleculares.
Generalmente involucran a metales y no metales representativos.
Son solubles en solventes polares como el agua.
Fundidos o en solución conducen la corriente eléctrica.
En la formación de combinaciones iónicas los elementos de los grupos principales forman frecuentemente los siguientes iones:
7.2. ENLACE QUÍMICO Y ESTRUCTURAS DE LEWIS
Li+
N a+
K+
Rb+
Cs+
Be2+
M g 2+
Ca2+
Sr2+
Ba2+
Al
N 3−
P 3−
3+
O2−
S 2−
133
F−
Cl−
Br−
I−
La valencia de un elemento que forma una combinación iónica coincide con
la carga del ión, es decir que la carga del ión justifica la valencia que emanaba
del modelo de capas.
7.2.2.
Compuestos covalentes
Cuando se trata de justificar las combinaciones entre no metales, como por
ejemplo el gas cloro Cl2 , el enlace no puede estar basado en la formación de iones,
por lo que para adquirir la configuración de octeto cabe la posibilidad de que los
electrones sean compartidos, una sugerencia que hizo Lewis en 1916, formando
un enlace covalente. Según esto los átomos de cloro darı́an lugar a una molécula
de cloro con un par de electrones en la zona de enlace, uno perteneciente a
cada átomo, situada entre ambos llamado par enlazante, además de los seis
electrones que rodean a cada cloro que forman tres pares llamados no enlazantes
o solitarios:
· · ··
··
··
: Cl· + ·Cl : → : Cl : Cl :
· · ··
··
··
La molécula de metano está formada por un átomo de carbono y cuatro
de hidrógeno, el carbono dispone de cuatro electrones de valencia y le faltan
otros cuatro para completar el octeto, que lo consigue compartiendo el electrón
de cuatro átomos de hidrógeno, dando como resultado cuatro pares enlazantes,
que se han representado por un guión que representa a los dos electrones de
enlace:
H
H
C
H
H
La molécula de amonı́aco está formada por un átomo de nitrógeno y tres
átomos de hidrógeno, el nitrógeno puede compartir cinco electrones pero solamente le faltan tres para completar el octeto, por este motivo compartirá como
máximo tres de sus electrones, el hidrógeno tiene un electrón de valencia y al
compartirlo completa su capa de valencia (excpeción de la regla del octeto),
resulta que se forman tres pares enlazantes entre el nitrógeno y el hidrógeno y
queda un par solitario o no enlazante en el nitrógeno:
H
..
N
H
H
134
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
La molécula de tetracloruro carbono contiene un átomo de carbono y cuatro de
cloro, el carbono comparte sus cuatro electrones de valencia con un electrón de
cuatro cloros, asñi el carbono se configura con el octeto completo y cada átomo
de cloro también ya que al tener siete electrones de valencia sólamente necesitan
compartir uno de ellos, resulta entonces que aparecen cuatro pares enlazantes y
tres pares no enlazantes por cada cloro:
..
:Cl: ..
Cl:
C
..
:Cl:
..
La valencia de los no metales en las combinaciones covalentes coincide con
el número de electrones que faltan para completar con ocho la capa de valencia;
es decir es igual a 8 menos el número de electrones de la capa de valencia.
Existen excepciones por defecto a la regla del octeto, una obvia es la del
hidrógeno que sólo puede alcanzar dos electrones en su capa de valencia. Otra
excepción la constituye el boro, por ejemplo en sus combinaciones con el fluor
y cloro, BF3 y BCl3 , solo alcanza los seis electrones en su capa de valencia.
Una excepción por exceso a dicha regla la constituye, por ejemplo, el fósforo
en la combinación P Cl5 ya que el fósforo tiene 10 electrones en su capa de
valencia (cinco que tenı́a como átomo aislado y cinco que comparte con los
átomos de cloro).
..
:Cl
..
..
:F
..
..
F:
..
B
:F:
..
Cabe la posibilidad también que se forme más de un par enlazante con el
objeto de completar la capa de valencia con ocho electrones, apareciendo de esta
manera enlaces dobles y triples. Ejemplos de compuestos con enlaces múltiples
son el dióxido de carbono, eteno, etino y el nitrógeno entre los más conocidos:
:O:
7.3.
H
H
C
TT
:O:
H
C
C
TT
H
TT
H
C
C
:N
TT
N:
H
Tabla periódica, electronegatividad y número
de oxidación
La tabla periódica está ordenada en filas o periodos que designan el número
de capas electrónicas y en columnas que identifican los diferentes grupos de
elementos que también tienen un nombre aceptado. Los elementos de los grupos principales: alcalinos (grupo 1, exxcepto el H), alcalino-téerreos (grupo 2),
7.3. TABLA PERIÓDICA, ELECTRONEGATIVIDAD Y NÚMERO DE OXIDACIÓN135
calcógenos (grupo 16), halógenos (grupo 17) y gases nobles (grupo 18). Los elementos de transición, del grupo 3 al 12, de los que se excluyen bajo el nombre
de lantánidos y actı́nidos los elementos del grupo 3 y periodos 6 y 7 respectivamente.
En los enlaces covalentes los electrones de valencia son compartidos por los
átomos que forman la combinación, estos electrones que constituyen el enlace
suelen estar más próximos a uno de los dos átomos, se define electronegatividad
como la capacidad para atraer los electrones del enlace. Los cinco elementos
más electronegatividad son de mayor a menor F, O, N, Cl y Br. No obstante a
efectos de formulación inorgánica el H se coloca antes que el N y el resto se coloca
siguiendo un orden que empezarı́a por los halógenos de menor periodo a mayor
periodo, seguido de los calcógenos de menor a mayor periodo y ası́ sucesivamente
hasta acabar con los menos electronegativos que son los alcalinos, donde resulta
que el más electropositivo es el Fr.
El número de oxidación es un concepto que se ha dado con anterioridad y
está referido al número de electrones que comparte un elemento en una combinación, si es más electronegativo que el otro elemento con el que se combina
el número de oxidación es negativo y si es menos electronegativo que el otro
entonces es un número positivo:
Cuadro 7.3: Estados de oxidación más usuales de los elementos
grupo
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
13
14
elementos
Li Na K Rb Cs Fr
Be Mg Ca Sr Ba Ra
Sc Y La, Ac
Ti Zr
Hf
V
Nb Ta
Cr Mo W
Mn
Tc Re
Fe
Ru Os
Co
Rh Ir
Ni
Pd
Pt
Cu
Ag
Au
Zn Cd
Hg
B
Al Ga
In Tl
C
estados de oxidación
+1
+2
+3
+2 +3 +4
+3 +4
+2 +3 +4 +5
+3 +4 +5
+2 +3 +4 +5 +6
+2 +3 +4 +5 +6 +7
+4 +5 +6 +7
+2 +3
+2 a +8
+2 +3
+3 +4 +6
+2 +3
+2 +4
+2 +4 +6
+1 +2
+1
+1 +3
+2
+1 +2
+3 -3
+3
+1 +3
+2 +4 -4
136
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
15
16
17
7.4.
Si
Ge Sn
Pb
N
P
As Sb
Bi
O
S Se Te
Po
F
Cl Br I At
+4 -4
+2 +4
+2 +4 -2
+1 a +5 -3
+1 +3 +5 -3
+3 +5 -3
+3 +5
-2
+2 +4 +6 -2
+2 +4
-1
+1 +3 +5 +7 -1
Nombre de los átomos
En la tabla siguiente se da el nombre de los átomos en castellano (ordenados alfabéticamente) y en inglés, los isótopos se nombran añadiendo el número
másico al nombre del elemento por ejemplo 6 Li se nombra litito-6, los únicos
isótopos que se acepta un nombre especial son los del hidrógeno: protio para el
hidrógeno-1, deuterio para el hidrógeno-2 y tritio el hidrógeno-3.
Z
89
13
95
51
18
33
85
16
Sı́mbolo
Ac
Al
Am
Sb
Ar
As
At
S
name
Actinium
Aluminium
Americium
Antimony
Argon
Arsenic
Astatine
Sulfur
nombre
Actinio
Aluminio
Americio
Antimonio
Argón
Arsénico
Astato
Azufre
masa atómica (u)
[227]
26.981538
[243]
121.760
39.948
74.92160
[210]
32.065
56
4
97
83
107
5
35
Ba
Be
Bk
Bi
Bh
B
Br
Barium
Beryllium
Berkelium
Bismuth
Bohrium
Boron
Bromine
Bario
Berilio
Berkelio
Bismuto
Bohrio
Boro
Bromo
137.327
9.012182
[247]
208.98038
[264]
10.811
79.904
48
20
98
6
58
55
17
27
29
24
Cd
Ca
Cf
C
Ce
Cs
Cl
Co
Cu
Cr
Cadmium
Calcium
Californium
Carbon
Cerium
Caesium
Chlorine
Cobalt
Copper
Chromium
Cadmio
Calcio
Californio
Carbono
Cerio
Cesio
Cloro
Cobalto
Cobre
Cromo
112.411
40.078
[251]
12.0107
140.116
132.90545
35.453
58.933200
63.546
51.9961
137
7.4. NOMBRE DE LOS ÁTOMOS
96
Cm
Curium
Curio
[247]
110
66
105
Ds
Dy
Db
Darmstadtium
Dysprosium
Dubnium
Darmstadtio
Disprosio
Dubnio
[281]
162.500
[262]
99
68
21
50
38
63
Es
Er
Sc
Sn
Sr
Eu
Einsteinium
Erbium
Scandium
Tin
Strontium
Europium
Einstenio
Erbio
Escandio
Estaño
Estroncio
Europio
[252]
167.259
44.955910
118.710
87.62
151.964
100
9
15
87
Fm
F
P
Fr
Fermium
Fluorine
Phosphorus
Francium
Fermio
Flúor
Fósforo
Francio
[257]
18.9984032
30.973761
[223]
64
31
32
Gd
Ga
Ge
Gadolinium
Gallium
Germanium
Gadolinio
Galio
Germanio
157.25
69.723
72.64
72
108
2
1
26
67
Hf
Hs
He
H
Fe
Ho
Hafnium
Hassium
Helium
Hydrogen
Iron
Holmium
Hafnio
Hassio
Helio
Hidrógeno
Hierro
Holmio
178.49
[277]
4.002602
1.00794
55.845
164.93032
49
77
In
Ir
Indium
Iridium
Indio
Iridio
114.818
192.217
36
Kr
Krypton
Kripton
83.798
57
103
3
71
La
Lr
Li
Lu
Lanthanum
Lawrencium
Lithium
Lutetium
Lantano
Laurencio
Litio
Lutecio
138.9055
[262]
[6.941]
174.967
12
25
109
101
80
42
Mg
Mn
Mt
Md
Hg
Mo
Magnesium
Manganese
Meitnerium
Mendelevium
Mercury
Molybdenum
Magnesio
Manganeso
Meitnerio
Mendelevio
Mercurio
Molibdeno
24.3050
54.938049
[268]
[258]
200.59
95.94
60
10
93
41
Nd
Ne
Np
Nb
Neodymium
Neon
Neptunium
Niobium
Neodimio
Neón
Neptunio
Niobio
144.24
20.1797
[237]
92.90638
138
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
28
7
102
Ni
N
No
Nickel
Nitroge
Nobelium
Nı́quel
Nitrógeno
Nobelio
58.6934
14.0067
[259]
79
76
8
Au
Os
O
Gold
Osmium
Oxygen
Oro
Osmio
Oxı́geno
196.96655
190.23
15.9994
46
47
78
82
94
84
19
59
61
91
Pd
Ag
Pt
Pb
Pu
Po
K
Pr
Pm
Pa
Palladium
Silver
Platinum
Lead
Plutonium
Polonium
Potassium
Praseodymium
Promethium
Protactinium
Paladio
Plata
Platino
Plomo
Plutonio
Polonio
Potasio
Praseodimio
Prometeo
Protactinio
106.42
107.8682
195.078
207.2
[244]
[209]
39.0983
140.90765
[145]
231.03588
88
86
75
45
111
37
44
104
Ra
Rn
Re
Rh
Rg
Rb
Ru
Rf
Radium
Radon
Rhenium
Rhodium
Roentgenium
Rubidium
Ruthenium
Rutherfordium
Radio
Radón
Renio
Rodio
Roentgenio
Rubidio
Rutenio
Rutherfordio
[226]
[222]
186.207
102.90550
[272]
85.4678
101.07
[261]
62
106
34
14
11
Sm
Sg
Se
Si
Na
Samarium
Seaborgium
Selenium
Silicon
Sodium
Samario
Seaborgio
Selenio
Silicio
Sodio
150.36
[266]
78.96
28.0855
22.989770
81
73
43
52
65
22
90
69
Tl
Ta
Tc
Te
Tb
Ti
Th
Tm
Thallium
Tantalum
Technetium
Tellurium
Terbium
Titanium
Thorium
Thulium
Talio
Tántalo
Tecnecio
Teluro
Terbio
Titanio
Torio
Tulio
204.3833
180.9479
[98]
127.60
158.92534
47.867
232.0381
168.93421
112
116
118
114
92
Uub
Uuh
Uuo
Uuq
U
Ununbium
Ununhexium
Ununoctium
Ununquadium
Uranium
[285]
[289]
Uranio
238.02891
23
V
Vanadium
Vanadio
50.9415
139
7.5. TIPOS DE FÓRMULAS
74
W
Tungsten
Wolframio
183.84
54
Xe
Xenon
Xenón
131.293
53
70
39
I
Yb
Y
Iodine
Ytterbium
Yttrium
Yodo
Yterbio
Ytrio
126.90447
173.04
88.90585
30
Zn
Zinc
Zinc
65.409
40
Zr
Zirconium
Zirconio
91.224
Cuadro 7.4: Masas atómicas de los elementos ordenados alfabéticamente por su nombre en castellano, se incluye el nombre en inglés,
sı́mbolo y número atómico.
7.5.
Tipos de fórmulas
Existen tres niveles de información según la fórmula que se especifique, de la
más simple que es la empı́rica a la más completa que es la estructural, pasando
por la molecular. La fórmula empı́rica solamente informa de la relación estequiométrica entre el número de átomos de los elementos. La fórmula molecular
informa del contenido de la molécula a la que representa, siempre será un múltiplo entero ≥ 1 de la empı́rica. La fórmula estructural informa de la organización
y secuencia espacial de los átomos de una molécula.
Sirva de ejemplo el butano, una sustancia molecular, cuyas fórmulas empı́rica, molecular y estructural son:
H
C2 H5 ; C4 H10 ;
7.6.
H
H
H
H
C
C
C
C
H
H
H
H
H
Principales sistemas de nomenclatura inorgánica
Hay tres sistemas de nomenclatura: binaria, de coordinación y sustitutiva.
La más adecuada para nombrar sales y sustancias simples es la binaria: N aCl
cloruro de sodio, CCl4 tetracloruro de carbono. La nomenclatura de sustitución
es aconsejable en quı́mica orgánica donde el nombre deriva de la sustitución
de algún átomo o grupo de una combinación dada por otros átomos o grupos;
por ejemplo el triclorometano (cloroformo) HCCl3 , el diclorometano H2 CCL2
se consideran derivados del metano CH4 al susituir tres y dos hidrógenos por
sendos cloros respectivamente. La nomenclatura de coordinación es muy útil en
los complejos, sustancias que están constituidas por grupos de moléculas y/o
140
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
Cuadro 7.5: Nombre de los aniones monoatómicos y homopoliatómicos con las
anomalı́as más importantes
H−
F−
Br−
I−
Ge4−
As3−
hidruro
fluoruro
bromuro
yoduro
germuro
arseniuro
O2−
O22−
S 2−
S22−
Se2−
T e2−
óxido
dióxido (2-) o peróxido
sulfuro
disulfuro (2-)
seleniuro
telururo
N 3−
P 3−
C 4−
Si4−
B 3−
Sb3−
nitruro
fosfuro
carburo
siliciuro
boruro
antimoniuro
Cuadro 7.6: Nombre de algunos aniones heteropoliatómicos
OH −
N H2−
N CO−
hidróxido
amiduro o azanuro
cianato
HS −
CN −
H2 P O4−
hidrogenosulfuro
cianuro
hidrogenofosfato
iones, llamados ligandos, enlazados a un átomo o ión central; por ejemplo el ión
hexacianoferrato (II) [F e(CN )6 ]4− está formado por el ión central F e2+ y seis
ligandos ciano CN − .
7.7.
Nombre de los iones simples
Los iones son átomos que han perdido o ganado electrones, en el primer caso
dan lugar a iones positivos o cationes y en el otro a iones negativos o aniones.
Estos iones pueden ser monoatómicos o poliatómicos y heteroatómicos u homoatómicos, si hay más de un átomo y si son diferentes o iguales los elementos
respectivamente.
El nombre de los aniones homoatómicos se obtiene añadiendo a la raiz del
nombre del elemento la terminación -uro y cuando fuera necesario se añade la
carga iónica, sobre todo en los poliatómicos, se excpetúa de esta regla el ión
óxido O2− :
bromuro Br−
disulfuro (2-) S22−
dioxido (2-) O22− .
Si son iones heteroatómicos el nombre sistemático acaba en -ato, excepcionalmente en -ito si son iones que contienen oxı́geno u oxoaniones, se exceptúa el
nombre del ión hidróxido OH − :
trioxoclorato (V) o clorato ClO3− dioxoclorato (III) o clorito ClO2−
Los cationes formados por un solo átomo se nombran igual añadiendo el estado de oxidación o la carga del ión, cuando no haya ambigüedad puede obviarse
la carga:
ión hierro (2+) F e2+
141
7.8. NOMENCLATURA BINARIA
Cuadro 7.7: Nombre de los iones
monoatómico
poli y homoatómico
poli y heteroatómicos
catión
ión nombre
anión
nombre -uro
excepción
ión óxido O2−
derivados de hidruros -ano
prefijo numérico nombre -uro (carga
del ión)
-ato
ión hidróxido OH −
acaban en -onio
derivados de oxoácidos
acaban en -ilo
ión hierro (3+) F e3+
ión sodio N a+ .
Los cationes derivados de los hidruros no metálicos se cambia la terminación
del hidruro -ano por -onio, estos iones se obtienen por la adición de un ptotón
H +. :
azano o amonı́aco N H3 amonio N H4+
fosfano P H3 fosfonio P H4+
Los cationes derivados de los ácidos oxoácidos por pérdida completa de
hidróxidos OH − terminan en -ilo o -osilo:
del ácido nı́trico HN O3 se deriva el catión nitrilo N O2+
del ácido nitroso HN O2 el catión nitrosilo N O+ .
7.8.
Nomenclatura binaria
En las combinaciones formadas por dos elementos diferentes se siguen las
siguientes pautas:
se formula escribiendo en segundo lugar el más electronegativo:
N aCl
si son sustancias iónicas (en general metal con no metal) se nombra indicando primero el anión y después el catión indicando el número de oxidación en números romanos entre paréntesis inmediatamente después del
ión (sistema de Stock):
V2 O5 óxido de vanadio (V)
cuando los elementos son no metales se utiliza una nomenclatura estequiométrica empezando por la derecha:
SO3 trióxido de azufre
142
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
Cuadro 7.8: Nombre sistemático de los compuestos binarios del hidrógeno
(acabados en -ano)
BH3
CH4
SiH4
GeH4
SnH3
P bH4
borano
metano
silano
germano
estannano
plumbano
N H3
P H3
AsH3
SbH3
BiH3
azano o amonı́aco
fosfano
arsano
estibano
bismutano
H2 O
H2 S
H2 Se
H2 T e
H2 P o
oxidano o agua
sulfano
selano
telano
polano
no deben utilizarse nomenclaturas no sistemáticas como -oso, -ico o anhı́drido, por ejemplo para el monóxido de carbono y dióxido de carbono:
CO anhı́drido carbonoso u oxido carbonoso
CO2 anhı́drido carbónico u óxido carbónico
los hidruros de los grupos 13 a 16 se nombran acabando en -ano la raiz
del elemento.
7.9.
7.9.1.
Nombre por clases
Ácidos binarios y pseudobinarios
Pincipalmente son los hidruros de los elementos del grupo 17 y 16 los que
forman este tipo de ácidos y se emplea la nomenclatura binaria correspondiente a sustancias iónicas, debido a la gran diferencia de electronegatividad del
hidrógeno con los otros elementos:
HCl cloruro de hidrógeno
HCN cianuro de hidrógeno.
7.9.2.
Oxoácidos
Contienen hidrógeno, oxı́geno y el elemento que da nombre al ácido (solo se
estudirán aquellos en los que los átomos de hidrógeno están unidos a los átomos
de oxı́geno). En muchos de ellos se sigue utilizando el nombre vulgar, siendo
la nomenclatura sistemática aplicada la de Stock donde el oxı́geno se nombra
como oxo:
H2 SO4 ácido sulfúrico (vulgar) o tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno (sistemática)
H2 SO3 ácido sulfuroso o trioxosulfato (IV) de hidrógeno.
En la nomenclatura no sistemática se usan las terminaciones -oso y -ico
para indicar que el elemento que da nombre al ácido actúa con un número
de oxidación menor y mayor respecivamente. Si este elemento presenta más
estados de oxidación se utilizan los prefijos hipo- y per- que designan el número
de oxidación más pequeño y el más grande respectivamente:
ácido hipocloroso o oxoclorato (I) de hidrógeno HClO (estado de oxidación
143
7.9. NOMBRE POR CLASES
Cuadro 7.9: Nombres vulgares aceptados de los ácidos oxoácidos
H3 BO3
H2 CO3
HN O3
H3 P O3
H3 AsO4
H2 SO4
H2 CrO4
HClO4
HClO2
HIO4
HM nO4
a. bórico
a. carbónico
a. nı́trico
a.fosforoso
a. arsénico
a. sulfúrico
a. crómico
a. perclórico
a. cloroso
a. peryódico
a. permangánico
H4 SiO4
HOCN
HN O2
H3 P O4
H3 AsO3
H2 SO3
H2 Cr2 O7
HClO3
HClO
HIO3
H2 M nO4
a.
a.
a.
a.
a.
a.
a.
a.
a.
a.
a.
ortosilı́cico
ciánico
nitroso
fosfórico
arsenioso
sulfuroso
dicrómico
clórico
hipocloroso
yódico
mangánico
del cloro +1)
ácido cloroso o dioxoclorato (III) de hidrógeno HClO2 (estado de oxidación
del cloro +3)
ácido clórico o trioxoclorato (V) de hidrógeno HClO3 (estado de oxidación
del cloro +5)
ácido perclórico o tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno HClO4 (estado de
oxidación del cloro +7)
7.9.3.
Derivados de los oxoácidos
Cuando un oxoácido pierde todos sus hidrógenos en forma de protones H +
el anión resultante se nombra acabado en -ato si se ha usado una nomenclatura
sistematica y si se utiliza la no sistemática se cambia -ico por -ato y -oso por
-ito, los ácido fosfórico al perder los tres protones dará lugar a:
P O43− ión fosfato o ión tetraoxofosfato (V)
Cuando la eliminación es parcial se indica el número de hidrógenos restantes
mediante prefijos numéricos, por ejemplo cuando pierden un protón el ácido
sulfúrico y el fosfórico dan lugar a:
HSO4− ión hidrogenosulfato o ión hidrogenotetraoxosulfato (VI).
H2 P O4− ión dihidrogenofosfato o ión dihidrógenotetrafosfato (V).
7.9.4.
Sales
Son combinaciones que resultan de la combinación de un catión con un anión
derivado de un ácido binario o de un oxoácido. Si el anión deriva de un ácido
que ha perdido todos sus hidrógenos forma una sal simple al combinarse con un
catión metálico y el nombre sigue las pautas de la nomenclatura binaria:
CaF2 fluoruro de calcio
M g(N O3 )2 nitrato de magnesio o trioxonitrato (V) de magnesio
Cuando el ácido no pierde todos sus hidrógenos la sal es ácida, en desuso el
prefijo bi- del ión:
144
CAPÍTULO 7. ENLACE ATÓMICO
N aHCO3 hidrogenocarbonato de sodio