TABLA PERIODICA (1)

TABLA PERIÓDICA Y NOMENCLATURA QUÍMICA
INORGÁNICA
AUTORES
CAMILO ANDRÉS MOSQUERA ARIAS
EVA SANDRITH OROZCO SERRANO
IVANA KARINA MORALES PALOMINO
LICETH TATIANA CABALLERO DONADO
LORAINE MISHEL MOLINA SUÁREZ
INSTRUCTOR
ING. RAUL BERMUDEZ
UNIVERSIDAD POPULAR DEL CESAR
FACULTAD DE INGENIERÍAS Y TECNOLOGIAS
DEPARTAMENTO DE INGENIERÍA AMBIENTAL Y SANITARIA
EXPEDIDO A LOS 9 DÍAS
DEL MES DE JUNIO DEL 2023
INTRODUCCIÓN
La tabla periódica y la nomenclatura química inorgánica son dos herramientas
fundamentales en el estudio de la química. La tabla periódica es una representación
sistemática de los elementos químicos, dispuestos en filas y columnas según sus
propiedades físicas y químicas. Fue desarrollado para organizar y clasificar los elementos
de acuerdo con sus características comunes y proporcionar una base para comprender la
estructura y el comportamiento de la materia.
La tabla periódica está compuesta por 118 elementos conocidos hasta la fecha de hoy, cada
uno identificado por un símbolo químico único. Estos elementos se agrupan en filas
horizontales llamadas períodos y columnas verticales conocidas como grupos o familias.
Cada elemento en la tabla periódica tiene un número atómico que indica la cantidad de
protones en su núcleo y determina su identidad química.
La nomenclatura química inorgánica, por otro lado, es un conjunto de reglas y
convenciones utilizadas para nombrar y representar compuestos químicos inorgánicos.
Estos compuestos son sustancias que no contienen carbono y se dividen en varias
categorías, como óxidos, hidróxidos, ácidos, sales y muchos otros.
La nomenclatura química inorgánica se basa en sistemas de nomenclatura establecidos y
aceptados internacionalmente. Estos sistemas requieren una forma estandarizada de
nombrar los compuestos, lo que facilita la comunicación y comprensión entre los
científicos y los estudiantes de química.
Al seguir las reglas de la nomenclatura química inorgánica, es posible nombrar y escribir
fórmulas químicas para una amplia gama de compuestos inorgánicos. Estas reglas tienen en
cuenta los diferentes elementos presentes en el compuesto, su estado de oxidación y otras
características importantes.
En resumen, la tabla periódica y la nomenclatura química inorgánica son dos aspectos
esenciales de la química. La tabla periódica organiza los elementos de acuerdo con sus
propiedades, mientras que la nomenclatura química inorgánica proporciona una forma
estandarizada de nombrar y representar compuestos químicos inorgánicos. Ambas
herramientas son fundamentales para comprender y comunicar los principios y conceptos
de la química.
OBJETIVO GENERAL
 Comprender la estructura y organización de la tabla periódica, dominar los principios
y reglas de la nomenclatura química inorgánica.
OBJETIVOS ESPECÍFICOS
• Analizar y comprender las tendencias periódicas en las organizaciones y estructuras de la
tabla periódica y las propiedades de los elementos.
• Estudiar y aplicar las reglas y convenciones de la nomenclatura química inorgánica para
nombrar y representar de manera precisa y consistente los compuestos inorgánicos.
• Conocer y comprender los diferentes sistemas de nomenclatura en química inorgánica
como la nomenclatura tradicional, la nomenclatura de inventario y la nomenclatura IUPAC
(Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).
¿QUÉ ES LA TABLA PERIÓDICA?
La tabla periódica es un cuadro que presenta todos los elementos químicos que
existen y que son conocidos por el hombre y tiene como objetivo organizar, distribuir,
clasificar y estructurar cada elemento químico según sus propiedades. Esto le permite ver
las similitudes entre diferentes elementos y ver qué sucede con las diferentes asociaciones
entre ellos. También es una herramienta importante en química, biología y otras ciencias
naturales, y se ha actualizado a lo largo de los años a medida que aprendemos más sobre las
propiedades de la materia y las relaciones entre los elementos. Esta fue diseñada por el
químico ruso Dmitri Mendeléiev en 1869 y es considerado por muchos como el
descubrimiento más importante de la química. Y es que esta compleja ordenación de los
elementos permitió predecir el descubrimiento de nuevos elementos y permitió realizar
HISTORIA DE LA TABLA PERIÓDICA.
Los seres humanos siempre hemos estado tentados a encontrar una explicación a la
complejidad de la materia que nos rodea. Al principio se pensaba que los elementos de toda
materia se resumían al agua, tierra, fuego y aire. Sin embargo, al cabo del tiempo y gracias
a la mejora de las técnicas de experimentación física y química, nos dimos cuenta de que la
materia es en realidad más compleja de lo que parece. Los químicos del siglo XIX
encontraron entonces la necesidad de ordenar los nuevos elementos descubiertos. La
primera manera, la más natural, fue la de clasificarlos por masas atómicas, pero esta
clasificación no reflejaba las diferencias y similitudes entre los elementos. Muchas más
clasificaciones fueron adoptadas antes de llegar a la tabla periódica que es utilizada en
nuestros días.
Cronología de las diferentes clasificaciones de los elementos químicos
Döbereiner
Este químico alcanzó a elaborar un informe que mostraba una relación entre la masa
atómica de ciertos elementos y sus propiedades en 1817. Él destaca la existencia de
similitudes entre elementos agrupados en tríos que él denomina “tríadas”. La tríada del
cloro, del bromo y del yodo es un ejemplo. Pone en evidencia que la masa de uno de los
tres elementos de la triada es intermedia entre la de los otros dos. En 1850 pudimos contar
con unas 20 tríadas para llegar a una primera clasificación coherente.
Chancourtois y Newlands
En 1862 Chancourtois, geólogo francés, pone en evidencia una cierta periodicidad entre los
elementos de la tabla. En 1864 Chancourtois y Newlands, químico inglés, anuncian la Ley
de las octavas: las propiedades se repiten cada ocho elementos. Pero esta ley no puede
aplicarse a los elementos más allá del Calcio. Esta clasificación es por lo tanto insuficiente,
pero la tabla periódica comienza a ser diseñada.
Meyer
En 1869, Meyer, químico alemán, pone en evidencia una cierta periodicidad en el volumen
atómico. Los elementos similares tienen un volumen atómico similar en relación con los
otros elementos. Los metales alcalinos tienen por ejemplo un volumen atómico importante.
Mendeleïev
En 1869, Mendeleïev, químico ruso, presenta una primera versión de su tabla periódica.
Esta tabla fue la primera presentación coherente de las semejanzas de los elementos. Él se
dio cuenta de que clasificando los elementos según sus masas atómicas se veía aparecer una
periodicidad en lo que concierne a ciertas propiedades de los elementos. La primera tabla
contenía 63 elementos.
Esta tabla fue diseñada de manera que hiciera aparecer la periodicidad de los elementos. De
esta manera los elementos son clasificados verticalmente. Las agrupaciones horizontales se
suceden representando los elementos de la misma “familia”.
Para poder aplicar la ley que él creía cierta, tuvo que dejar ciertos huecos vacíos. Él estaba
convencido de que un día esos lugares vacíos que correspondían a las masas atómicas 45,
68, 70 y 180, no lo estarían más, y los descubrimientos futuros confirmaron esta
convinción. Él consiguió además prever las propiedades químicas de tres de los elementos
que faltaban a partir de las propiedades de los cuatro elementos vecinos. Entre 1875 y 1886,
estos tres elementos: galio, escandio y germanio, fueron descubiertos y ellos poseían las
propiedades predecidas.
Sin embargo, aunque la clasificación de Mendeleïev marca un claro progreso, contiene
ciertas anomalías debidas a errores de determinación de masa atómica de la época.
Tabla periódica moderna.
La tabla de Mendeleïev condujo a la tabla periódica actualmente utilizada.Un grupo de la
tabla periódica es una columna vertical de la tabla. Hay 18 grupos en la tabla estándar. El
hecho de que la mayoría de estos grupos correspondan directamente a una serie química no
es fruto del azar. La tabla ha sido inventada para organizar las series químicas conocidas
dentro de un esquema coherente. La distribución de los elementos en la tabla periódica
proviene del hecho de que los elementos de un mismo grupo poseen la misma
configuración electrónica en su capa más externa. Como el comportamiento químico está
principalmente dictado por las interacciones de estos electrones de la última capa, de aquí
el hecho de que los elementos de un mismo grupo tengan similares propiedades físicas y
químicas.
IMPORTANCIA DE LA TABLA PERIÓDICA EN LA COMPRENSIÓN DE LOS
FENÓMENOS QUÍMICOS
La tabla periódica es una herramienta fundamental en la comprensión de los
fenómenos químicos. Proporciona una organización sistemática de los elementos químicos,
que son los bloques fundamentales de la materia. A continuación, se enumeran algunas de
las formas en que la tabla periódica es importante para comprender los fenómenos
químicos:

Organización de elementos: La tabla periódica organiza los elementos químicos de
acuerdo a sus propiedades y características comunes. Esta organización permite
identificar patrones y tendencias en las propiedades de los elementos, lo que facilita
la comprensión de su comportamiento químico. Al estudiar la tabla periódica,
podemos observar cómo se relacionan los elementos entre sí y predecir su
comportamiento en diferentes situaciones. Propiedades periódicas: Las propiedades
periódicas de los elementos, aquellas que varían de forma predecible a lo largo de la
tabla periódica, son fundamentales para entender los fenómenos químicos. Algunas
de las propiedades periódicas más importantes incluyen el radio atómico, la energía
de ionización, la electronegatividad y la reactividad química. Estas propiedades
varían de manera sistemática a medida que se avanza en la tabla periódica, lo que
permite hacer predicciones sobre el comportamiento de los elementos y su
capacidad para formar compuestos.

Relaciones entre elementos: La tabla periódica muestra las relaciones y similitudes
entre los elementos químicos. Los elementos que se encuentran en la misma
columna, o grupo, comparten características químicas similares y suelen formar
compuestos con propiedades comparables. Por ejemplo, los elementos del grupo 18,
conocidos como gases nobles, son inertes y poco reactivos debido a su
configuración electrónica estable. Comprender estas relaciones facilita la predicción
de las propiedades y comportamientos de los elementos y su participación en
reacciones químicas.

Predicción de la reactividad química: La tabla periódica también permite predecir la
reactividad química de los elementos. Por lo general, los elementos en la misma
columna presentan reacciones similares porque tienen configuraciones electrónicas
externas similares. Por ejemplo, los metales alcalinos del grupo 1 son muy reactivos
debido a su tendencia a perder un electrón y formar iones positivos. En contraste,
los halógenos del grupo 17 son altamente reactivos debido a su alta
electronegatividad y tendencia a ganar un electrón para alcanzar una configuración
electrónica estable. Estas tendencias de reactividad son fundamentales para
comprender las reacciones químicas y la formación de compuestos.

Predicción de propiedades de compuestos: La tabla periódica también es útil para
predecir propiedades de los compuestos químicos formados por los elementos.
Al conocer las propiedades de los elementos individuales y sus tendencias en la tabla
periódica, es posible predecir cómo se combinarán los elementos y qué propiedades tendrán
el compuesto resultante.
APORTES DE HENRY MONSELEY EN 1913 QUE CORRIGIERO ALGUNAS
INCONSISTENCIA EN LA TABLA PROPUESTA POR EL RUSO MENDELEYEV
En 1913, Henry Moseley realizó importantes contribuciones a la tabla periódica que
ayudaron a corregir ciertas inconsistencias presentes en la propuesta de Dmitri Mendeléyev.
A continuación, se detallan los aportes más destacados de Moseley:
Número atómico: Moseley descubrió que el número atómico de un elemento, que
corresponde al número de protones en el núcleo de un átomo, era el parámetro fundamental
para ordenar los elementos en la tabla periódica. Esta observación fue crucial para
reorganizar algunos elementos cuyas posiciones en la tabla original de Mendeléyev no
coincidían con sus propiedades químicas.
Ordenamiento por número atómico: Basándose en el número atómico, Moseley sospecha
que los elementos se organizaran en orden creciente de este número, en lugar de basarse
únicamente en la masa atómica, como se hacía en la propuesta de Mendeléyev. Esta
corrección fue importante para colocar a los elementos en su posición correcta y establecer
una secuencia lógica basada en su estructura atómica.
Justificación de las lagunas en la tabla: Moseley surge que había algunas lagunas en la tabla
periódica original de Mendeléyev donde faltaban elementos desconocidos en ese momento.
Utilizando la Ley de Moseley, que establece una relación directa entre el número atómico y
la frecuencia de rayos X emitidos por los elementos, pudo predecir la existencia de
elementos aún no descubiertos y determinar sus posiciones aproximadas en la tabla.
Correlación entre propiedades químicas y número atómico: Moseley encontró una
correlación directa entre las propiedades químicas de los elementos y su número atómico.
Al organizar los elementos según su número atómico, podría explicar de manera más
precisa las similitudes y tendencias en las propiedades químicas a medida que se avanza en
la tabla periódica. Esto tiene una base sólida para comprender mejor las relaciones entre los
elementos y predecir sus comportamientos químicos.
Estos aportes de Henry Moseley fueron fundamentales para establecer la versión moderna
de la tabla periódica, basada en el número atómico y en la comprensión de las propiedades
y comportamientos de los elementos. Su trabajo permitió corregir las inconsistencias en la
propuesta original de Mendeléyev y sentó las bases para futuros desarrollos en la química y
la comprensión de los fenómenos químicos.
ELEMENTOS SINTÉTICOS EN LA TABLA PERIODICA
Los elementos sintéticos son aquellos que no se encuentran de forma natural en la
Tierra y se producen mediante reacciones nucleares en laboratorios o reactores nucleares,
sean creado 24 elementos sintéticos. A continuación, se enumeran todos los elementos
sintéticos de la tabla periódica.
Nombre
Símbolo químico
Número atómico
Americio
Curio
Berkelio
Californio
Einstenio
Fermio
Mendelevio
Nobelio
Lawrencio
Rutherfordio
Am
Cm
Bk
Cf
Es
Fm
Md
No
Lr
Rf
95
96
97
98
99
100
101
102
103
104
Dubnio
Db
105
Primera síntesis
definitiva
1944
1944
1949
1950
1952
1952
1955
1966
1961
1966 (URSS), 1969
(USA)
1968 (URSS), 1970
(USA)
Seaborgio
Bohrio
Hassio
Meitnerio
Darmstadtio
Roentgenio
Copernicio
Sg
Bh
Hs
Mt
Ds
Rg
Cn
106
107
108
109
110
111
112
1974
1981
1984
1982
1994
1994
1996
Nihonio
Flerovio
Moscovio
Livermorio
Teneso
Oganesón
Nh
Fl
Mc
Lv
Ts
Og
113
114
115
116
117
118
2003
1999
2003
2000
2010
2002
Es importante tener en cuenta que todos son inestables, algunos de estos elementos tienen
vidas medias muy cortas y solo se han producido en pequeñas cantidades en laboratorios.
Además, dado que la investigación y el descubrimiento de nuevos elementos aún continúa,
es posible que haya elementos sintéticos adicionales en el futuro.
OTROS ELEMENTOS GENERALMENTE PRODUCIDOS A TRAVÉS DE
SÍNTESIS
Nombre del elemento
Símbolo químico
Numero atómico
Tecnecio
Promecio
Polonio
Ástato
Francio
Neptunio
Plutonio
Tc
Pm
Po
At
Fr
Np
Pu
43
61
84
85
87
93
94
Primera síntesis
definitiva
1936
1945
1898
1940
1939
1940
1940
PROCEDIMIENTO POR EL CUAL SE OBTIENE DOS DE ESTOS ELEMENTOS
Dubnio (Db) : no se ha logrado obtener el elemento Dubnio (Db) de forma aislada
en cantidades suficientes para su estudio detallado. La información que se tiene sobre el
Dubnio se basa en experimentos de síntesis y detección de átomos individuales en
laboratorios especializados.
El Dubnio se ha sintetizado principalmente mediante reacciones nucleares utilizando
aceleradores de partículas. Aunque el proceso específico para obtener Dubnio puede variar
según el experimento, se han realizado principalmente los siguientes pasos:
 Selección de un objetivo: Se elige un objetivo de un elemento más pesado,
generalmente un isótopo de californio (Cf) o berkelio (Bk), que actúa como blanco
para la reacción.
 Aceleración de iones: Los iones de un elemento más ligero, generalmente del grupo
del vanadio (V) o del tantalio (Ta), se aceleran utilizando un acelerador de partículas
para obtener alta energía cinética.
 Colisión de iones: Los iones acelerados se hacen colisionar con el objetivo
seleccionado, lo que puede conducir a la fusión de los núcleos y la formación de un
núcleo compuesto de Dubnio.
 Detección y análisis: Después de la colisión, se utilizan detectores y equipos
especializados para identificar y analizar los productos de la reacción. Esto puede
incluir la medición de la vida media y las propiedades de desintegración del Dubnio.
Es importante tener en cuenta que la síntesis de elementos pesados como el Dubnio es un
proceso altamente complejo y requiere condiciones experimentales extremadamente
controladas. Debido a la corta vida media y la baja producción de Dubnio, su estudio se
basa en la detección de átomos individuales y su caracterización a nivel nuclear.
El Copernicio (Cn) : es un elemento químico sintético y altamente radiactivo con número
atómico 112. Su producción y síntesis son extremadamente complejas y requieren
instalaciones nucleares especializadas. Como tal, no es posible proporcionar un proceso
detallado para obtener el Copernicio.El se produce mediante reacciones nucleares en
aceleradores de partículas, y su síntesis se ha logrado en laboratorios científicos de alta
energía. Sin embargo, debido a su corta vida media, se desintegra rápidamente en otros
elementos más estables.
Es importante destacar que el Copernicio es un elemento altamente radioactivo y su manejo
y estudio están restringidos a científicos y expertos altamente capacitados en instalaciones
nucleares especializadas. La obtención de Copernicio requiere la aprobación y supervisión
de las autoridades nucleares y está sujeta a estrictas normas de seguridad y protección
radiológica.
TÉCNICA UTILIZADA PARA IDENTIFICAR CADA ELEMENTO Y CUAL ES EL
FUNDAMENTO GENERAL EN QUE SE APOYA ESTA TÉCNICA
La técnica utilizada para identificar los elementos es la espectrometría es una
técnica analítica que se utiliza en el ensayo cualitativo y cuantitativo de una sustancia
química. En otras palabras, puede usarse en la evaluación espectroscópica de una sustancia
de muestra, es decir, para investigar el espectro de composición de esa muestra en
particular. En pocas palabras, le dice a un químico o físico sobre los componentes reales
presentes en una muestra de prueba y también sobre la concentración de cada uno de los
componentes. La espectrometría de masas es el procedimiento espectrométrico más
importante prácticamente utilizado en un laboratorio.
Dependiendo de la técnica de ionización empleada, un espectrómetro puede clasificarse en
varios tipos, algunos de los cuales incluyen el espectrómetro de emisión de chispas, el
espectrómetro de rayos X de dispersión de energía (EDX), el espectrómetro de plasma de
acoplamiento inductivo (ICP) y el espectrómetro de ruptura inducida por láser (LIBS) .
¿Cómo funcionan los espectrómetros?
Además del espectrómetro de masas, se utilizan los siguientes tipos principales de
espectrómetro para diversas aplicaciones:
Espectrómetro de emisión óptica de chispas:
Este tipo de espectrómetro utiliza una chispa o arco eléctrico para excitar los átomos
contenidos en una muestra de sustancia. La muestra es generalmente de naturaleza
metálica, ya que los metales son extremadamente buenos conductores de electricidad. Una
vez que el haz eléctrico se aplica a un alto voltaje, los átomos de metal se excitan primero.
Esto es seguido por la desexcitación de los átomos, durante la cual emiten fotones de
longitudes de onda definidas.
Las longitudes de onda así emitidas, se segregan mediante un análisis óptico a través de una
rejilla de difracción. Como cada longitud de onda corresponde a un elemento específico,
esto ayuda a identificar varias formas elementales presentes en la misma muestra.
Después de eso, un programa de computadora muestra el análisis cualitativo y cuantitativo
de la muestra de prueba.
Usos:
Este método analítico se utiliza para garantizar la calidad del producto de las industrias
metalúrgicas como el aluminio y el cobre, así como el acero.
Espectrómetro de fluorescencia de rayos X de energía dispersiva:
Los espectrómetros de rayos X funcionan con un tubo de rayos X que dispara
fotones a la muestra. Éstos inciden con los átomos en la muestra desprendiendo electrones
de las capas más cercanas al núcleo. Cuando un electrón se desprende, otro electrón de la
capa más próxima pasa al hueco que dejó el electrón desprendido por los rayos X. Cuando
se efectúa este movimiento de electrón entre capas se emite una energía llamada
fluorescencia. Esta fluorescencia es detectada por el espectrómetro. Y dependiendo del
nivel de energía de esta fluorescencia en kiloelectronvolt (keV) es lo que determina qué
elemento es al que pertenece el átomo incidido. Existen los de mesa y los portátiles en
forma de pistola.
Usos:
EDX es importante para innumerables aplicaciones, puesto que puede analizar
prácticamente cualquier tipo de muestras sin dañarlas y en cuestión de 3 minutos se
obtienen los resultados. Estas aplicaciones incluyen en campo eléctrico, automotriz y
maquinaria, cerámico, cementos, petróleo, químico, farmacéutico, minería entre otros.
Espectrómetro de plasma acoplado inductivamente (ICP-OES):
Este dispositivo utiliza plasma como fuente de excitación atómica / ionización. El
plasma puede generarse calentando gases nobles como el argón o el helio a temperaturas
intensamente altas, derivadas de una chispa obtenida a través de bobinas calentadas. Esto
convierte el gas naciente, en una mezcla de átomos, iones y electrones. Esta mezcla
calentada, junto con un fuerte campo magnético, se utiliza para ionizar una muestra. Un
espectrómetro ICP tiene la ventaja adicional de ser utilizado también en el análisis de no
metales. También tiene una alta especificidad para la determinación isotópica de elementos.
Usos:
También puede ser utilizados en muchos campos al igual que los rayos X, pero es más
utilizado cuando los elementos a encontrar son de un límite inferior muy bajo como por
ejemplo encontrar 0.00004% de Mg en una muestra. Puesto que a diferencia de las otras
técnicas descritas que leen partes por millón, estas técnicas leen partes por billón o por
trillón.
Espectrómetro de ruptura inducido por láser LIBS:
LIBS es un método de análisis espectrométrico moderno portátil en forma de una
pistola para utilizarse en campo que utiliza una fuente LÁSER para convertir el material de
muestra en una mezcla de plasma que contiene átomos, iones y electrones de alta energía.
Cuando se termina el rayo láser, estas partículas pierden gradualmente su energía. A medida
que lo hacen, emiten fotones, de modo que la longitud de onda de la luz emitida es
específica para cada elemento. De esta manera, se puede obtener un análisis por
computadora, que representa datos sobre los diversos elementos presentes en la muestra.
Usos:
LIBS también encuentra aplicaciones importantes en el campo de la metalurgia,
especialmente utilizados para aceros. Es práctica cuando las muestras son difíciles de
transportar y con este instrumento pequeño estilo pistola se puede fácilmente manipular.
¿Cómo funciona un espectrómetro de masas?
Este es otro tipo de espectrómetro que a diferencia de los anteriores que leen
cualitativamente y cuantitativamente elementos, éstos también se utilizan para determinar
el contenido isotópico de diferentes elementos en un mismo compuesto. Un espectrómetro
de masas está diseñado para separar átomos de diferentes elementos o diferentes formas
isotópicas del mismo elemento.
Principio de funcionamiento:
Permite el aislamiento de varios elementos encontrados dentro de la misma muestra, en
función de su relación masa / carga (o m / e).
Pasos básicos involucrados en la espectrometría de masas:
Los siguientes procesos principales ocurren durante la operación de un espectrómetro de
masas
A. Vaporización: El primer y más importante paso es vaporizar la mezcla de muestra que se
analizará. Se logra aplicando una presión atmosférica extremadamente baja a la muestra.
B. Ionización: En el siguiente paso, las partículas de muestra se convierten en iones. Esto se
puede lograr a través de varios métodos, es decir, haz de electrones de alta energía, rayos X,
etc.
C. Aceleración de iones: Los iones se convierten en un haz unidireccional y luego se
aceleran eléctricamente hacia un campo magnético.
D. Separación de iones: El campo magnético separa los iones individuales en función de
sus relaciones de masa a carga. Cuanto menor es el valor m / e, mayor es la cantidad de
desviación. Dado que los valores de m / e difieren para los iones derivados de varios
elementos, se debe aplicar una intensidad separada de campo magnético para empujar cada
haz iónico hacia el detector de iones.
E. Colección de iones y generación de corriente eléctrica: Los iones separados caen en el
detector de iones. Cuando golpean las paredes metálicas del detector, los electrones de las
capas exteriores de los átomos metálicos se excitan y llenan los puntos de electrones
vacantes en las capas externas de los iones de muestra y, por lo tanto, neutralizan estos
iones. Por lo tanto, los electrones que fluyen en el detector de iones metálicos generan una
corriente eléctrica (que obviamente no es más que un flujo de electrones cargados
negativamente). La intensidad de la corriente varía según el número de iones que se acercan
al detector.
F. Formación pico: La corriente eléctrica generada por diferentes iones se puede medir con
respecto a sus relaciones m / e. Por lo tanto, los datos se pueden utilizar para generar una
presentación gráfica del análisis composicional de la muestra.
FUNDAMENTOS DE LA TECNICA
la espectrometría de masas está basada en la obtención de iones a partir de moléculas
orgánicas en fase gaseosa; una vez obtenidos estos iones, se separan de acuerdo con su
masa y su carga, y finalmente se detectan por medio de un dispositivo adecuado. un
espectro de masas será, en consecuencia, una información bidimensional que representa un
parámetro relacionado con la abundancia de los diferentes tipos de iones en función de la
relación masa/carga de cada uno de ellos. como ya se ha mencionado, los procesos que
tienen lugar en un espectrómetro de masas, son de naturaleza química; en consecuencia, la
presencia y abundancia en el espectro de determinados tipos de iones, identificables a partir
de su masa, será función de la estructura química de cada compuesto; la información
ofrecida por un espectro de masas es, de alguna forma, comparable a la obtenida mediante
una gran cantidad de reacciones de las utilizadas para la determinación de estructuras por
vía química, por lo que la espectrometría de masas puede ofrecer una enorme cantidad de
información sobre un compuesto determinado.
ESTRUCTURA Y ORGANIZACIÓN DE LA TABLA PERIÓDICA
Los 118 elementos que forman la Tabla Periódica actual se distribuyen en grupos,
tipos, bloques y periodos, están divididos en tres grandes categorías: Metales, Metaloides y
No Metales.
Grupos: son las columnas verticales de la tabla periódica y consta de 18 grupos, estos se
designan por números progresivos y son; GRUPO A y GRUPO B, numerados con números
romanos.
 Grupo 1 (IA) o metales alcalinos. Compuesto por los elementos litio (Li), sodio
(Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Ce) y francio (Fr), todos comunes en las
cenizas vegetales y de carácter básico cuando forman parte de óxidos. Poseen baja
densidad, color propio y suelen ser blandos. En este grupo suele además incluirse el
hidrógeno (H), aunque también es común que esté presente una posición autónoma
entre los elementos químicos. Los metales alcalinos son extremadamente reactivos
y es necesario almacenarlos en aceite para evitar que reaccionen con la humedad del
aire. Además, nunca se encuentran como elementos libres, es decir, siempre están
formando parte de algún compuesto químico.
 Grupo 2 (IIA) o metales alcalinotérreos. Compuesto por los elementos berilio (Be),
magnesio (Mg), calcio (Ca), estroncio (Sr), bario (Ba) y radio (Ra). El nombre
“alcalinotérreo” proviene del nombre que sus óxidos recibían antiguamente (tierras).
Son metales blandos (aunque más duros que los del grupo 1), de baja densidad,
buenos conductores y con electronegatividad menor o igual a 1,57 según la escala
de Pauling (escala establecida para organizar los valores de electronegatividad de
los átomos, donde el flúor (F) es el más electronegativo y el francio (Fr) es el menos
electronegativo). Son elementos menos reactivos que los del grupo 1 pero, aun así,
siguen siendo muy reactivos. El último de la lista (el Ra) es radiactivo y con una
vida media (tiempo que tarda en desintegrarse un átomo radiactivo) muy corta, así
que a menudo no se lo incluye en las listas.
 Grupo 3 (antes IIIB) ­o familia del escandio. Compuesto por los elementos escandio
(Sc), itrio (Y), lantano (La) y actinio (Ac), o por lutecio (Lu) y laurencio (Lr) (existe
debate entre los especialistas sobre cuáles de estos elementos debe incluirse en este
grupo). Son elementos sólidos y brillantes, muy reactivos y con gran tendencia a la
oxidación, buenos para conducir la electricidad.
 Grupo 4 (IVB) o familia del titanio. Compuesto por los elementos titanio (Ti),
circonio (Zr), hafnio (Hf) y rutherfordio (Rf), que son metales muy reactivos y que,
6al exponerse al aire, adquieren un color rojo y pueden inflamarse espontáneamente
(o sea, son pirofóricos). El último (Rf) de la familia es un elemento sintético y
radiactivo.
 Grupo 5 (VB) o familia del vanadio. Compuesto por los elementos vanadio (V),
niobio (Nb), tantalio (Ta) y dubnio (Db), metales que poseen en sus capas atómicas
más externas 5 electrones. El vanadio es bastante reactivo ya que tiene valencia
variable pero los demás lo son en muy poca medida, y el último (el Db) es un
elemento sintético que no existe en la naturaleza.
 Grupo 6 (VIB) o familia del cromo. Compuesto por los elementos cromo (Cr),
molibdeno (Mo), wolframio (W) y seaborgio (Sg), todos metales de transición, y el
Cr, el Mo y el W son refractarios. No presentan características electrónicas
uniformes, a pesar de su comportamiento químico semejante.
 Grupo 7 (VIIB) o familia del manganeso. Compuesto por los elementos manganeso
(Mn), tecnecio (Tc), renio (Re) y bohrio (Bh), de los cuales el primero (el Mn) es
muy común y los demás sumamente raros, especialmente el tecnecio (que no posee
isótopos estables) y el renio (que existe apenas en trazas en la naturaleza).
 Grupo 8 (VIIIB) o familia del hierro. Compuesto por los elementos hierro (Fe),
rutenio (Ru), osmio (Os) y hassio (Hs), metales de transición que poseen ocho
electrones en sus capas exteriores. El último de la lista (el Hs) es un elemento
sintético que existe solo en el laboratorio.
 Grupo 9 (VIIIB) o familia del cobalto. Compuesto por los elementos cobalto (Co),
rodio (Rh), iridio (Ir) y meitnerio (Mr), son metales de transición sólidos a
temperatura ambiente, de los cuales el último (el Mr) es sintético y existe sólo en
laboratorios.
 Grupo 10 (VIIIB) o familia del níquel. Compuesto por los elementos níquel (Ni),
paladio (Pd), platino (Pt) y darmstadtio (Ds), son metales de transición sólidos a
temperatura ambiente, que abundan en la naturaleza en su forma elemental, excepto
el níquel, que posee una enorme reactividad, por lo que existe formando compuestos
químicos, y además abunda en los meteoritos. Poseen propiedades catalíticas que
los hacen muy importantes en la industria química y en la ingeniería aeroespacial.
 Grupo 11 (IB) o familia del cobre. Compuesto por los elementos cobre (Cu), plata
(Ag), oro (Au) y roentgenio (Rg), denominados “metales de acuñar” por su uso
como insumo para monedas y joyería. El oro y la plata son metales preciosos, el
cobre en cambio es muy útil industrialmente. La única excepción la constituye el
roentgenio, que es sintético y no existe en la naturaleza. Son buenos conductores
eléctricos, y la plata posee niveles altísimos de conducción calórica y reflectancia de
la luz. Son metales muy blandos y dúctiles, ampliamente utilizados por la
humanidad.
 Grupo 12 (IIB) o familia del zinc. Compuesto por los elementos zinc (Zn), cadmio
(Cd) y mercurio (Hg), aunque distintas experimentaciones con el elemento sintético
copernicio (Cn) podrían incluirlo en el grupo. Los tres primeros (Zn, Cd, Hg) están
abundantemente presentes en la naturaleza, y los dos primeros (Zn, Cd) son metales
sólidos, y el mercurio es el único metal líquido a temperatura ambiente. El zinc es
un elemento importante para el metabolismo de los seres vivos, mientras que los
demás son altamente tóxicos.
 Grupo 13 (IIIA) o familia del boro. Compuesto por los elementos boro (B),
aluminio (Al), galio (Ga), indio (In), talio (Tl) y nihonio (Nh), también son
llamados “térreos”, dado que son muy abundantes en la corteza terrestre, a
excepción del último de la lista, sintético e inexistente en la naturaleza. La
popularidad industrial del aluminio ha hecho que al grupo se lo conozca también
como el “grupo del aluminio”. Estos elementos presentan tres electrones en su capa
externa, son metales de punto de fusión muy bajos, excepto el boro que tiene un
punto de fusión muy alto y es un metaloide.
 Grupo 14 (IVA) o carbonoideos. Compuesto por los elementos carbono (C), silicio
(Si), germanio (Ge), estaño (Sn), plomo (Pb) y flerovio (Fl), son en su mayoría
elementos muy conocidos y abundantes, sobre todo el carbono, central para la
química de los seres vivos. Este elemento es no metálico, pero a medida que se
desciende en el grupo los elementos se tornan cada vez más metálicos, hasta llegar
al plomo. Son además elementos muy empleados en la industria y muy abundantes
en la corteza terrestre (el silicio constituye 28% de la misma) excepto el flerovio,
sintético y radiactivo de vida media muy corta.
 Grupo 15 (VA) o nitrogenoideos. Compuesto por los elementos nitrógeno (N),
fósforo (P), arsénico (As), antimonio (Sb), bismuto (Bi) y el elemento sintético
Moscovio (Mc), se conocen también como pnicógenos, son muy abundantes y muy
reactivos estando a altas temperaturas. Tienen cinco electrones en su capa exterior, y
como en el grupo anterior, adquieren propiedades metálicas conforme avanzamos en
el grupo.
 Grupo 16 (VIA) o calcógenos o anfígenos. Compuesto por los elementos oxígeno
(O), azufre (S), selenio (Se), telurio (Te), polonio (Po) y livermorio (Lv), son a
excepción del último (Lv, sintético) elementos muy comunes y empleados
industrialmente, los primeros dos (O, S) involucrados además en los procesos
típicos de la bioquímica. Poseen seis electrones en su capa atómica exterior y
algunos de ellos tienden a formar compuestos ácidos o básicos, de allí su nombre de
anfígenos (del griego amphi­, “a ambos lados”, y genos, “producir”). Entre el grupo
destaca el oxígeno, de tamaño muy pequeño y enorme reactividad.
 Grupo 17 (VIIA) o halógenos. Compuesto por los elementos flúor (F), cloro (Cl),
bromo (Br), yodo (I), astato (At) y teneso (Ts), suelen hallarse en estado natural
como moléculas diatómicas que tienden a formar iones mononegativos llamados
haluros. El último de la lista (el Ts), sin embargo, es sintético y no existe en la
naturaleza. Se trata de elementos abundantes en la bioquímica, con enorme poder de
oxidación (sobre todo el flúor). Su nombre proviene de los vocablos griegos halós
(“sal”) y genos (“producir”), o sea, “productores de sales”.
 Grupo 18 (VIIIA) o gases nobles. Compuesto por los elementos helio (He), neón
(Ne), argón (Ar), kriptón (Kr), xenón (Xe), radón (Rn) y oganesón (Og), su nombre
proviene del hecho de que en la naturaleza suelen estar en forma gaseosa y poseen
una muy baja reactividad, lo cual hace de ellos excelentes aislantes para distintas
industrias. Poseen puntos de fusión y de ebullición muy próximos, de modo que
pueden ser líquidos solo en un pequeño rango de temperaturas, y a excepción del
radón (muy radiactivo) y el oganesón (sintético), están en abundancia en el aire
terrestre y en el universo (especialmente el helio, producido en el corazón de las
estrellas por fusión del hidrógeno).
Tipos: entre estos existen.





Metales: como el aluminio y el calcio.
No metales: como el oxígeno y el hidrógeno.
Semiconductores: como el arsénico y la sílice.
Gases nobles: como el helio y el neón.
Lantánidos y actínidos: como el plutonio y el uranio.
Bloques: un bloque de la tabla periódica es un conjunto de elementos unificados por los
orbitales atómicos en los que se encuentran sus electrones de valencia o vacantes. El término
parece haber sido utilizado por primera vez por Charles Janet. Cada bloque lleva el nombre
de su orbital característico: bloque s, bloque p, bloque d y bloque f.
Los nombres de los bloques (s, p, d y f) se derivan de la notación espectroscópica para el
valor del número cuántico azimutal de un electrón: agudo (0), principal (1), difuso (2) o
fundamental (3). Las notaciones sucesivas proceden en orden alfabético, como g, h, etc.,
aunque todavía no se han encontrado los elementos que pertenecerían a tales bloques.
La división de bloques se basa en sus propiedades únicas: s, además de H y He,
caracterizan metales fuertemente electropositivos; p representa varios metales y no metales
muy característicos, muchos de los cuales son esenciales para la vida; d Metales con
múltiples estados de oxidación f Los metales son tan similares que separarlos es
problemático. Se pueden hacer declaraciones útiles sobre los elementos en función del
bloque al que pertenecen y su posición dentro de él, como el estado de oxidación más alto,
la densidad, el punto de fusión. La electronegatividad se distribuye muy sistemáticamente
entre los bloques.
 Bloque s.
Los elementos del bloque s son aquellos cuyos átomos en estado fundamental sólo tienen
ocupados parcial o totalmente el orbital s de la capa de valencia. Estos elementos
conforman los grupos 1 (metales alcalinos) y 2 (metales alcalino­térreos) de la Tabla
Periódica y presentan las configuraciones electrónicas ns1 y ns2, respectivamente Son
elementos muy reactivos para aparecer en estado puro en la naturaleza. Como las primeras
energías de ionización de estos metales son bajas son altamente reactivos al ponerlos en
contacto con agua. El agua se reduce y produce hidrógeno, y el metal se oxida. Se
encuentran como cationes en un único estado de oxidación +1 para el grupo 1 y +2 para el
grupo 2.
 Bloque p
El bloque p, donde la p representa el número cuántico "principal" y azimutal 1, está en el
lado derecho de la tabla periódica estándar y abarca elementos en los grupos 13 a 18. Su
configuración electrónica general es n s n p. El helio, aunque es el primer elemento del
grupo 18, no está incluido en el bloque p. Cada fila de la tabla tiene un lugar para seis
elementos p excepto la primera fila (que no tiene ninguno).
Este bloque es el único que tiene los tres tipos de elementos: metales, no metales y
metaloides. Los elementos del bloque p pueden describirse grupo por grupo como: grupo
13, los icoságenos; 14, los cristalógenos; 15, los pnictógenos; 16, los calcógenos; 17, los
halógenos; y 18, el grupo del helio, compuesto por los gases nobles (excluido el helio) y el
oganesón. Alternativamente, el bloque p puede describirse como que contiene metales
posteriores a la transición; metaloides; no metales reactivos, incluidos los halógenos; y
gases nobles (excepto helio).
Los elementos del bloque p están unificados por el hecho de que sus electrones de valencia
(más externos) están en el orbital p. El orbital p consta de seis formas lobuladas que
provienen de un punto central en ángulos espaciados uniformemente.
El orbital p puede contener un máximo de seis electrones, por lo que hay seis columnas en
el bloque p. Los elementos de la columna 13, la primera columna del bloque p, tienen un
electrón orbital p. Los elementos de la columna 14, la segunda columna del bloque p, tienen
dos electrones orbitales p. La tendencia continúa así hasta la columna 18, que tiene seis
electrones en el orbital p.
El bloque es un baluarte de la regla del octeto en su primera fila, pero los elementos de las
filas posteriores a menudo muestran hipervalencia. Los elementos del bloque p muestran
estados de oxidación variables que generalmente difieren en múltiplos de dos. La
reactividad de los elementos en un grupo generalmente disminuye hacia abajo. (El helio
rompe esta tendencia en el grupo 18 al ser más reactivo que el neón, pero dado que el helio
es en realidad un elemento del bloque s, la porción del bloque p de la tendencia permanece
intacta).
El oxígeno y los halógenos tienden a formar más compuestos iónicos con los metales; los
no metales reactivos restantes tienden a formar más compuestos covalentes, aunque la
ionicidad es posible cuando la diferencia de electronegatividad es lo suficientemente alta
(por ejemplo, Li 3 N). Los metaloides tienden a formar compuestos covalentes o aleaciones
con metales.
 Bloque d
número cuántico azimutal 2, está en el medio de la tabla periódica y abarca
elementos de los grupos 3 a 12; comienza en el cuarto período. Los períodos del
cuarto en adelante tienen un espacio para diez elementos del bloque d. La mayoría o
todos estos elementos también se conocen como metales de transición porque
ocupan una zona de transición en propiedades, entre los metales fuertemente
electropositivos de los grupos 1 y 2, y los metales débilmente electropositivos de los
grupos 13 a 16. Grupo 3 o grupo 12, mientras que todavía se cuentan como metales
del bloque d, a veces no se cuentan como metales de transición porque no muestran
las propiedades químicas características de los metales de transición, por ejemplo,
múltiples estados de oxidación y compuestos coloreados.
Los elementos del bloque d son todos metales y la mayoría tiene uno o más
electrones orbitales d químicamente activos. Debido a que existe una diferencia
relativamente pequeña en la energía de los diferentes electrones del orbital d, la
cantidad de electrones que participan en el enlace químico puede variar. Los
elementos del bloque d tienen tendencia a exhibir dos o más estados de oxidación,
que difieren en múltiplos de uno. Los estados de oxidación más comunes son +2 y
+3. El cromo, el hierro, el molibdeno, el rutenio, el tungsteno y el osmio pueden
tener números de oxidación formales tan bajos como −4; el iridio tiene la singular
distinción de ser capaz de alcanzar un estado de oxidación de +9.
Los orbitales d (cuatro con forma de trébol de cuatro hojas y el quinto como una
pesa con un anillo alrededor) pueden contener hasta cinco pares de electrone.
 Bloque f
número cuántico azimutal 3, aparece como una nota al pie en una tabla estándar de
18 columnas, pero está ubicado en el centro­izquierda de una tabla de ancho
completo de 32 columnas. Los períodos del sexto en adelante tienen lugar para
catorce elementos del bloque f. Si bien estos elementos generalmente no se
consideran parte de ningún grupo, algunos autores los consideran parte del grupo 3.
A veces se les llama metales de transición interna porque proporcionan una
transición entre el bloque s y el bloque d en la 6.ª y 7.ª fila. (punto), de la misma
manera que los metales de transición del bloque d proporcionan un puente de
transición entre el bloque s y el bloque p en las filas 4 y 5.
Los elementos del bloque f vienen en dos series, en los períodos 6 y 7. Todos son
metales. Los electrones del orbital f son menos activos en la química de los
elementos del bloque f del período 6, aunque hacen alguna contribución: son
bastante similares entre sí. Son más activos en los elementos del bloque 7f del
período temprano, donde las energías de las capas 5f, 7s y 6d son bastante similares;
en consecuencia, estos elementos tienden a mostrar tanta variabilidad química como
sus análogos de metales de transición. Los últimos elementos del bloque f se
comportan más como sus contrapartes del período 6.
Los elementos del bloque f están unificados al tener principalmente uno o más
electrones en un orbital f interno. De los orbitales f, seis tienen seis lóbulos cada
uno, y el séptimo parece una mancuerna con una rosquilla con dos anillos. Pueden
contener hasta siete pares de electrones, por lo que el bloque ocupa catorce
columnas en la tabla periódica. No se les asignan números de grupo, ya que las
tendencias periódicas verticales no se pueden discernir en un "grupo" de dos
elementos.
Las dos filas de 14 miembros de los elementos del bloque f a veces se confunden
con los lantánidos y los actínidos, que son nombres para conjuntos de elementos
basados en propiedades químicas más que en configuraciones electrónicas. Los
lantánidos son los 15 elementos que van desde el lantano (La) hasta el lutecio (Lu);
los actínidos son los 15 elementos que van desde el actinio (Ac) hasta el laurencio
(Lr).
 Bloque g
Se predice que un bloque g, con el número cuántico azimutal 4, comenzará en la
vecindad del elemento 121. Aunque no se espera que los orbitales g comiencen a
llenarse en el estado fundamental hasta alrededor del elemento 124­126 (consulte la
tabla periódica extendida), es probable que ya tengan una energía lo suficientemente
baja como para comenzar a participar químicamente en el elemento 121, similar a la
situación de los orbitales 4f y 5f.
Si la tendencia de las filas anteriores continuara, entonces el bloque g tendría
dieciocho elementos. Sin embargo, los cálculos predicen una gran confusión de la
periodicidad en el octavo período, hasta el punto de que los bloques individuales se
vuelven difíciles de delinear. Es probable que el octavo período no siga la tendencia
de las filas anteriores.
TIPO DE AFINIDAD QUIMICA Y FISICA
La tabla periódica está dividida en varios grupos o familias, que comparten
características y propiedades químicas similares. A continuación, mencionaré
algunos de los grupos más comunes y las afinidades físicas y químicas asociadas a
ellos:
Grupo 1: Metales alcalinos
Afinidad física: Son metales blandos y altamente reactivos.
Afinidad química: Tienen una valencia de +1 y forman compuestos iónicos al
perder un electrón.
Grupo 2: Metales alcalinotérreos
Afinidad física: Son metales relativamente blandos, pero menos reactivos que los
metales alcalinos.
Afinidad química: Tienen una valencia de +2 y también forman compuestos iónicos
al perder dos electrones.
Grupo 17: Halógenos
Afinidad física: Son no metales y pueden existir en los tres estados de la materia:
sólido, líquido y gas.
Afinidad química: Tienen una valencia de ­1 y son altamente reactivos, formando
compuestos iónicos al ganar un electrón.
Grupo 18: Gases nobles
Afinidad física: Son gases en condiciones estándar, tienen baja reactividad y alta
estabilidad.
Afinidad química: Tienen una configuración electrónica completa en su capa de
valencia, lo que les confiere poca tendencia a perder o ganar electrones.
DIFERENCIAS EN LA ACTIVIDAD QUÍMICA DE ELEMENTOS
PERTENECIENTES A GRUPOS DISTINTOS. ¿A CUÁL O CUÁLES
ASPECTOS DE LA ESTRUCTURA ATÓMICA DE CADA ELEMENTO SE
DEBEN ESAS DIFERENCIAS?
Las columnas de la tabla reciben el nombre de grupos. Existen dieciocho
grupos, numerados desde el número 1 al 18. Los elementos situados en dos filas
fuera de la tabla pertenecen al grupo 3.
Los elementos de un mismo grupo de la tabla periódica tienen similitudes en sus
propiedades físicas y químicas, debido a que tienen el mismo número de electrones
en su capa de valencia. Sin embargo, existen diferencias entre ellos debido a las
diferencias entre la carga nuclear efectiva y el nivel de energía de los electrones
internos.
•Tamaño atómico: A medida que se baja en un grupo, el tamaño atómico aumenta
debido a que hay más niveles de electrones.
•Radio iónico: A medida que se baja en un grupo, el radio iónico aumenta porque
hay más capas de electrones.
•Energía de ionización: A medida que se baja en un grupo, la energía de ionización
disminuye debido a que los electrones están más alejados del núcleo y son más
fáciles de remover.
•Electronegatividad: A medida que se baja en un grupo, la electronegatividad
disminuye debido a que el núcleo atrae menos a los electrones de la capa de
valencia.
•Reactividad: A medida que se mueve hacia abajo en un grupo, la reactividad
aumenta debido a que la energía de ionización disminuye.
•Punto de fusión y ebullición: A medida que se mueve hacia abajo en un grupo, el
punto de fusión y ebullición disminuyen debido a que los electrones se encuentran
más alejados del núcleo y, por lo tanto, son más débiles las fuerzas de atracción
entre ellos.
•Estado de oxidación: Aunque los elementos en un grupo tienen números de
oxidación comunes, los elementos más pesados tienen una tendencia a tener
números de oxidación más altos que los elementos más ligeros del grupo.
PERÍODOS QUE CONFORMAN LA TABLA PERIÓDICA
Así como hay grupos representados como columnas, la tabla periódica tiene
periodos representados como filas horizontales. El período está directamente
relacionado con el nivel de energía de cada elemento, es decir, el número de
orbitales de electrones alrededor del núcleo. Por ejemplo, el hierro (Fe) está en el
cuarto período, o fila cuatro de la tabla, porque tiene cuatro capas de electrones,
mientras que el bario (Ba), que tiene seis capas, está en el sexto período, o fila seis,
de la tabla. tabla periódica.
•Período 1: comprende los dos primeros elementos, hidrógeno y helio.
•Período 2: comprende los elementos del litio al neón. Los elementos de este
período tienen el orbital más externo en el nivel de energía 2, lo que les confiere
propiedades químicas similares.
•Período 3: comprende los elementos del sodio al argón. Los elementos de este
período tienen el orbital más externo en el nivel de energía 3, lo que les confiere
propiedades químicas similares.
•Período 4: comprende los elementos del potasio al criptón. Los elementos de este
período tienen el orbital más externo en el nivel de energía 4, lo que les confiere
propiedades químicas similares.
•Período 5: comprende los elementos del rubidio al xenón. Los elementos de este
período tienen el orbital más externo en el nivel de energía 5, lo que les confiere
propiedades químicas similares.
•Período 6: comprende los elementos del cesio al radón. Los elementos de este
período tienen el orbital más externo en el nivel de energía 6, lo que les confiere
propiedades químicas similares.
•Período 7: también conocido como el "período de los elementos de transición
interna", comprende los elementos del francio al oganesson. Los elementos de este
período tienen el orbital más externo en el nivel de energía 7, y algunos tienen la
característica de que su orbital electrónico más interno no está completamente lleno.
CRITERIO QUE PRIMA PARA LA UBICACIÓN DE LOS ELEMENTOS EN
DETERMINADO PERÍODO.
El criterio que se utiliza para ubicar los elementos en un determinado
período es el número de niveles de energía de sus electrones. Cada período de la
tabla periódica corresponde a un número de niveles ocupados por los electrones en
los átomos de los elementos que lo conforman, también el número cuántico
principal, n, que indica la cantidad de capas electrónicas que posee el átomo. De
esta manera, los elementos que tienen su última capa electrónica en la capa n=1 se
ubican en el primer período, los que tienen su última capa electrónica en la capa
n=2 se ubican en el segundo período y así sucesivamente
Además, existe una relación entre el periodo en el que se ubica un elemento y sus
propiedades químicas, como la electronegatividad, el tamaño atómico y la energía
de ionización. En general, los elementos de un mismo periodo presentan
propiedades físicas y químicas similares debido a la similitud en su estructura
electrónica. Los elementos de un mismo período comparten propiedades químicas
similares debido a la presencia de electrones en orbitales similares.
METALES:
Los elementos metálicos son aquellos elementos que tienden a ceder
electrones y conducen la electricidad. También tienen un brillo característico,
plasticidad y flexibilidad. Están en el lado izquierdo de la tabla periódica, siendo los
elementos en el extremo izquierdo los más metálicos.
Los metales se pueden dividir en:
Los metales alcalinos incluyen los elementos litio, sodio, potasio, rubidio, cesio y
francio. Los metales alcalinotérreos son los elementos berilio, magnesio, calcio,
estroncio, bario y radio. Los metales de transición son metales que se encuentran en
la parte central de la tabla periódica e incluyen cobre, oro, plata, platino y otros.
propiedades de los metales
Conducen la electricidad: permiten que los electrones se muevan a través del
material. Sus electrones de valencia pueden moverse libremente: los electrones en la
capa más externa de un metal pueden moverse libremente. Pierden electrones
fácilmente: cuando los metales reaccionan, a menudo pierden electrones. Son
reactivos: la reactividad química de los metales aumenta con la disminución de la
población, pero disminuye con el tiempo. Están conectados por enlaces metálicos:
los metales forman enlaces metálicos entre sí, y mares de electrones "caminan"
entre los núcleos. Son sólidos a temperatura ambiente: la mayoría de los metales son
sólidos, excepto el mercurio, la plata, el galio y el cesio, que son líquidos a
temperatura ambiente.
Ejemplos:
 Berilio
Es el cuarto elemento de la tabla periódica, perteneciente a los metales alcalino­
térreos. Es un sólido que se funde a 1287 ºC y se encuentra en la composición de las
esmeraldas y las aguamarinas.
 Cobre
Es uno de los metales más importantes de la humanidad y ha sido utilizado por los
seres humanos durante más de 5.000 años. Su característico brillo rojo metálico es
maleable y maleable, lo que le permite ser utilizado en joyería, utensilios de cocina
y construcción de electrodomésticos.
METALOIDES:
Los metaloides o semimetales son una clase de elementos químicos que
exhiben un comportamiento entre elementos metálicos y no metálicos en términos
de ionización y propiedades de enlace. Son elementos que se comportan como
metales en unos casos y como no metales en otros. Sin embargo, no es fácil
distinguir los metaloides de los metales verdaderos y, a menudo, es necesario probar
sus propiedades de conductividad, ya que con demasiada frecuencia varían mucho
en forma, apariencia y color.
Los elementos conocidos como metaloides incluyen:
Boro (B). Silicio (Si). Alemania (Ge). Arsénico (Ar). antimonio (Sb). Telurio (Te).
Polonio (Po). Estos elementos se distribuyen a lo largo de la tabla periódica en
diagonal descendente desde el boro hasta el astato (excepto el último), entre las
columnas 13, 14, 15, 16 y 17, partiendo así a la mitad toda la tabla. Los elementos
colocados a la derecha son elementos no metálicos, mientras que los elementos
colocados a la izquierda son elementos metálicos. Los metaloides son más o menos
raros en la corteza terrestre. Algunos de ellos son muy ricos, como el silicio, que a
menudo forma compuestos llamados silicatos, o el arsénico o el boro, que se
encuentra como parte del mineral bórax, porque no se presenta en la naturaleza en
forma libre y pura. Por otro lado, otros elementos son muy raros, como el polonio,
que se encuentra en algunos minerales de uranio. Por ejemplo, el antimonio se
encuentra en la Tierra en cantidades muy pequeñas.
Los metaloides varían ampliamente en apariencia (es decir, forma y color). Algunos
son brillantes, otros son opacos y muchos tienen más de un estado alotrópico, es
decir, más de una manifestación dependiendo de su estructura molecular. Por
ejemplo, el arsénico puede ser gris, amarillo o negro según su alótropo. De manera
similar, el silicio puede aparecer como un cristal duro y brillante o como un polvo
marrón amorfo. En cualquier caso, la mayoría de los metaloides son
semiconductores eléctricos, es decir, conducen la electricidad, pero no tan bien
como los metales, que son conductores. Sin embargo, son mejores conductores que
los no metales (generalmente aislantes), por lo que tienen muchas aplicaciones
industriales. Al igual que la electricidad, los metaloides conducen el calor mucho
mejor que los no metales, pero no tan bien como los metales.
Este estado intermedio permite que los metaloides reaccionen de manera diferente
dependiendo de si están en presencia de metales (en cuyo caso reaccionarán como
no metales) o en presencia de no metales (en cuyo caso reaccionarán como metales).
En general, son elementos altamente reactivos que rara vez se encuentran en forma
pura en la naturaleza y tienen tres o más electrones en sus capas de valencia.
Por la misma razón, a menudo son venenosas. Incluso hay algunos, como el
arsénico, que son esenciales para construir moléculas vivas y se encuentran en los
organismos vivos. De hecho, el envenenamiento por boro o arsénico suele ser fatal
por sí mismo, y el polonio, por ejemplo, no solo es tóxico sino también altamente
radiactivo.
NO METALES:
Los elementos no metálicos son aquellos elementos que no tienen las
mismas propiedades que los metales. Los no metales incluyen halógenos, gases
nobles, hidrógeno, carbono, nitrógeno, fósforo, oxígeno, azufre y selenio. Están en
el lado derecho de la tabla periódica, separados de los metales por los metaloides.
propiedades de los no metales
No conducen la electricidad: Los elementos no metálicos son malos conductores de
la electricidad. Sus electrones de valencia están restringidos: el movimiento de
electrones en los no metales está más restringido. Ganan electrones fácilmente:
cuando los átomos de elementos no metálicos reaccionan, tienden a aceptar
electrones de otros elementos. Son reactivos: la reactividad química de los no
metales disminuye en el grupo, pero aumenta con el tiempo. Forman enlaces
covalentes con otros no metales: los no metales tienden a compartir electrones con
otros no metales en la capa de valencia y, por lo tanto, forman enlaces covalentes.
Ejemplos:
 Cloro
Es un gas de color amarillo verdoso con número atómico 17 y pertenece al grupo de
los halógenos. Se combina con otros elementos naturales como la sal de mesa NaCl.
Los compuestos de cloro se usan ampliamente en todo el mundo como
desinfectantes, blanqueadores, tratamiento de agua y más.
 Helio
Es el segundo elemento de la tabla periódica y el primero del grupo de los gases
nobles. Su nombre se deriva de la palabra griega helios, que significa "sol", y fue
descubierto por primera vez en 1868. Junto con el hidrógeno, es el elemento más
común en el universo.
EL ORIGEN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS EN NUESTRO PLANETA.
Hace unos 4600 millones de años, el Sistema Solar comenzó a formarse
cuando se derrumbó parte de una enorme nube molecular de polvo, gas y partículas
pesadas; nuestra estrella se formó por la interacción dinámica de la gravedad y las
partículas; y luego los cuerpos celestes que lo orbitaban: asteroides, cometas, lunas
y planetas, incluido el nuestro. La Tierra es un planeta rocoso de tamaño mediano
que concentra la mayoría de sus elementos en estado sólido o fundido, donde estos
elementos se mezclan en una pequeña concentración. Sin embargo, podemos
clasificar todos los elementos químicos en función de su origen y distribución. Este
tipo de clasificación química se denomina clasificación de Goldschmidt.
Los elementos del suelo se pueden dividir en 4 categorías amplias:
 Siderófilos: Los metales alcalinotérreos que se encuentran en la tabla periódica son
metales de transición que se hunden en el núcleo de la tierra porque se disuelven
fácilmente en hierro. Se encuentran en la corteza terrestre debido a erupciones
volcánicas y desplazamiento de placas.
 Litófilos: estos son comunes en toda la tabla periódica; permanecen en la superficie
o cerca de ella ya menudo se fusionan con las rocas porque se combinan fácilmente
con el oxígeno para formar compuestos que no se hunden hasta el núcleo. La
mayoría forma iones muy estables con una configuración electrónica de gas noble.
 Calcógenos: Pertenecen al grupo de 16 elementos de la tabla periódica. Su
comportamiento es intermedio entre litófilos y siderófilos. Tienen una afinidad
especial por el azufre y forman sulfuros con él. Se componen de oxígeno, azufre,
selenio, telurio y el elemento radiactivo polonio.
TABLA PERIÓDICA EN LA VIDA COTIDIANA
Esta tabla es muy importante ya que no solo ayuda a los químicos, físicos, biólogos,
sino también a cada uno de nosotros, la tabla periódica está presente en las actividades aun
que muchas veces no esta presente de manera explícita, si no que esta presente por medio
de los procesos que de esta se obtiene como, por ejemplo: en la medicina ya que hay
muchos medicamentos y tratamientos médicos que se basan en elementos químicos y
compuestos que se encuentran en la tabla periódica. Ejempló, el hierro se utiliza en
suplementos para tratar la deficiencia de hierro, el calcio es esencial para la salud ósea, y el
sodio y el potasio son importantes para el equilibrio electrolítico en nuestro cuerpo.
La tabla de elementos es el punto de partida para cualquier estudio científico en química y
otras ciencias, y es una herramienta valiosa porque contiene información detallada sobre
todas las sustancias que componen la materia y sus efectos sobre la salud y el bienestar.
La historia muestra que los humanos siempre están buscando formas de explotar todo el
potencial de la química, a veces sin siquiera saberlo, limitándonos a menudo a los metales.
Pero gracias a la ciencia hemos podido ir más allá de lo que creíamos posible hasta ser
capaces de estudiar y evaluar cada uno de los elementos y sus propiedades que componen
los grupos o familias de la tabla periódica en la actualidad.
La evaluación científica y el desarrollo de la química moderna han heredado una base de
innumerables experimentadores que han estudiado incansablemente más que simples
propiedades como el peso, el color o la fuerza, impulsando así la innovación y el desarrollo.
El más famoso de ellos es el nombre de Antoine­Laurent de Lavoisier, considerado el padre
de la química moderna. El mundo de la ciencia es fascinante porque revela el origen del
universo, explica el desarrollo y aplicación de todos los descubrimientos científicos y los
traslada a la salud y protección de todas las formas de vida en nuestro planeta.
La química existe en todos los niveles de la civilización actual y la materia misma, como lo
demuestran las cosas con las que vivimos todos los días:







Agua: H2O.
Sal: cloruro de sodio.
Azúcar: C12H22O11.
Madera: C6H10O5.
Gasolina: C12H26.
Petróleo: CnH2n.
Aire formado a partir de oxígeno (O), nitrógeno (N), dióxido de carbono (CO2) y
otros gases.
TENDENCIAS DE LA TABLA PERIÓDICA
Hace referencia a las principales propiedades físicas y químicas que poseen los
elementos y permite ordenarlos en la tabla periódica. Estas tendencias se refieren a cambios
en la estructura atómica de cada elemento según el período o grupo al que pertenece. Las
tendencias cíclicas incluyen:

RADIO ATÓMICO: identifica la distancia media entre dos núcleos de un mismo
elemento enlazados entre sí. Por medio del radio atómico es posible determinar el
tamaño del átomo.
Dependiendo de la definición, el término puede aplicarse a átomos en materia condensada,
enlace covalente en moléculas, o en ionizado y estado excitado; y su valor puede obtenerse
mediante mediciones experimentales o calcularse a partir de modelos teóricos. El valor del
radio puede depender del estado y contexto del átomo.
Los electrones no tienen órbitas definidas ni tampoco rangos claramente definidos. Más
bien, sus posiciones deben describirse como distribución de probabilidad que disminuyen
gradualmente a medida que uno se aleja del núcleo, sin un límite agudo; estos se
denominan orbitales atómicos o nubes de electrones. Además, en la materia condensada y
las moléculas, las nubes de electrones de los átomos generalmente se superponen hasta
cierto punto, y algunos de los electrones pueden vagar por una gran región que abarca dos o
más átomos.
HISTORIA
En 1920, poco después de que ya era posible determinar los tamaños de los átomos
utilizando la difracción de rayos X, se sugirió que todos los átomos de un mismo elemento
tienen el mismo radio. Sin embargo, en 1923, cuando hubo más datos disponibles, se
determinó que la aproximación de un átomo como una esfera no se mantiene
necesariamente cuando se compara el mismo átomo en cristales con diferentes estructuras.
DEFINICIONES DEL RADIO ATOMICO
Las definiciones ampliamente usadas de radio atómico incluyen:
•Radio de Van der Waals: en principio, la mitad de la distancia mínima entre los núcleos de
dos átomos del elemento que no están vinculados a la misma molécula.
•Radio iónico: el radio nominal de los iones de un elemento en un estado de ionización
específica, deducida a partir de la separación de los núcleos atómicos en sales cristalinas
que incluyen el ion. En principio, la separación entre dos iones de carga opuesta adyacentes
debe ser igual a la suma de sus radios iónicos.
•Radio covalente: el radio nominal de los átomos de un elemento cuando tienen enlace
covalente con otros átomos, como se deduce de la separación entre los núcleos atómicos en
las moléculas. En principio, la distancia entre dos átomos que están unidos el uno al otro en
una molécula (la longitud de ese enlace covalente) debe ser igual a la suma de sus radios
covalentes.
•Radio metálico: el radio nominal de átomos de un elemento cuando se unen a otros átomos
por enlace metálico.

Radio de Bohr: el radio de la órbita del electrón de menor energía predicho por el
modelo de Bohr del átomo (1913). Es aplicable únicamente a los átomos e iones con
un solo electrón, como el hidrógeno, helio simplemente ionizado, y positrónico.
Aunque el modelo en sí ya está obsoleto, el radio de Bohr para el átomo de
hidrógeno se considera una constante física importante.
PROPIEDADES
•En un mismo grupo, el radio atómico aumenta de arriba abajo con la cantidad de niveles
de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor.
•En el mismo período, el radio atómico disminuye de izquierda a derecha, ya que, al ir
hacia la derecha, el número atómico (Z) aumenta en una unidad al pasar de un elemento a
otro, es decir, hay un aumento de carga nuclear por lo que los electrones son atraídos.
•El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos
"vecinos" en una molécula es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio
metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales
metálicos. Usualmente, por radio atómico se ha de entender radio covalente.
RADIO IONICO: es el radio que presenta un ion monoatómico en una estructura
cristalina iónica. Aunque los estuvieran bien delimitados. En el caso de los iones, se
considera que la distancia entre los núcleos atómicos de aniones y cationes en un arreglo
cristalino corresponde a la suma de los radios iónicos del anión y el catión.
En el caso de los cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza
eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de
los mismos entre ellos y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor
que el atómico.
En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga
eléctrica
negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de
fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico.
LA AFINIDAD ELECTRÓNICA: de un elemento químico es la energía absorbida o
liberada por un átomo en estado gaseoso cuando capta un electrón, convirtiéndose en un
anión. Suele denotarse como AE. Para un elemento genérico X sería:
X (g) + e­ → X­(g) + AE
Existirán afinidades electrónicas negativas (energía desprendida) o positivas (energía
absorbida)
La afinidad electrónica (o electroafinidad) es una propiedad periódica que sigue la
variación propia de la energía de ionización, ya que si un átomo tiene baja energía de
ionización es que cede fácilmente el electrón y por tanto no tiende a ganarlo, siendo así su
afinidad electrónica baja (en valor absoluto). Por el contrario, si la EI es alta, el átomo no
tendrá tendencia a perder electrones y sí a ganarlos teniendo por tanto una AE alta (valor
absoluto). Por tanto:
En un periodo: como el radio atómico disminuye al avanzar en un periodo, los electrones se
ven atraídos con más fuerza. En consecuencia, la afinidad electrónica aumenta al
desplazarnos a lo largo de un periodo.
•En un grupo: al descender en el grupo, el radio atómico aumenta y por el mismo
razonamiento, la afinidad electrónica disminuye al descender en un grupo.
POTENCIAL DE IONIZACION: El potencial de ionización (PI) es la energía mínima
requerida para separar un electrón de un átomo o molécula específica a una distancia tal
que no exista interacción electrostática entre el ion y el electrón. Inicialmente se definía
como el potencial mínimo necesario para que un electrón saliese de un átomo que queda
ionizado. El potencial de ionización se medía en voltios. En la actualidad, sin embargo, se
mide en electronvoltios (aunque no es una unidad del SI) aunque es aceptada en julios por
mol. El sinónimo de energía de ionización (EI) se utiliza con frecuencia. La energía para
separar el electrón unido más débilmente al átomo es el primer potencial de ionización; sin
embargo, hay alguna ambigüedad en la terminología. Así, en química, el segundo potencial
de ionización del litio es la energía del proceso.
MÉTODOS PARA DETERMINAR LA ENERGÍA DE IONIZACIÓN
La forma más directa es mediante la aplicación de la espectroscopia atómica. A base del
espectro de radiación de luz, que desprende básicamente colores en el rango de la luz
visible, se pueden determinar los niveles de energía necesarios para desprender cada
electrón de su órbita.
Tendencias periódicas de la energía de ionización
Lo más destacado de las propiedades periódicas de los elementos se observa en el
incremento de las energías de ionización cuando recorremos la tabla periódica de izquierda
a derecha, lo que se traduce en un incremento asociado de la electronegatividad,
contracción del tamaño atómico y aumento del número de electrones de la capa de valencia.
La causa de esto es que la carga nuclear efectiva se incrementa a lo largo de un periodo,
generando, cada vez, más altas energías de ionización. Existen discontinuidades en esta
variación gradual tanto en las tendencias horizontales como en las verticales, que se pueden
razonar en función de las especificidades de las configuraciones electrónicas.
Vamos a destacar algunos aspectos relacionados con la primera energía de ionización que
se infieren por el bloque y puesto del elemento en la tabla periódica:
•Los elementos alcalinos, grupo 1, son los que tienen menor energía de ionización en
relación con los restantes de sus periodos. Ello es por sus configuraciones electrónicas más
externas ns1, que facilitan la eliminación de ese electrón poco atraído por el núcleo, ya que
las capas electrónicas inferiores a n ejercen su efecto pantalla entre el núcleo y el electrón
considerado.
•En los elementos alcalinotérreos, grupo 2, convergen dos aspectos, carga nuclear efectiva
mayor y configuración externa ns2de gran fortaleza cuántica, por lo que tienen mayores
energías de ionización que sus antecesores.
•Evidentemente, los elementos del grupo 18 de la tabla periódica, los gases nobles, son los
que exhiben las mayores energías por sus configuraciones electrónicas de alta simetría
cuántica.
•Los elementos del grupo 17, los halógenos, siguen en comportamiento a los del grupo 18,
porque tienen alta tendencia a captar electrones por su alta carga nuclear efectiva, en vez de
cederlos, alcanzando así la estabilidad de los gases nobles.
energía de ionización de los elementos químico
En general, las energías de ionización descienden a lo largo de las columnas de la tabla
periódica y crecen de izquierda a derecha a lo largo de un período de la tabla. La energía de
ionización muestra una fuerte anti­correlación con el radio atómico.
LA ELECTRONEGATIVIDAD: La electronegatividad de un átomo en una molécula
representa la tendencia de éste a atraer los electrones, que forman parte de un enlace con
otro elemento, hacia sí mismo.
El concepto de electronegatividad solamente puede aplicarse a moléculas, es decir, a
combinaciones de átomos.
Su gran utilidad es que nos permite saber qué tipo de enlace existe entre dos átomos.
La electronegatividad está relacionada con la afinidad electrónica y con la energía de
ionización.
COMO SE MIDE LA ELECTRONEGATIVIDAD
Fue Linus Pauling el investigador que propuso esta magnitud por primera vez en el año
1932, haciendo una tabla de electronegatividades que va desde el número 0.7 hasta el 4.0,
cabe destacar que esta magnitud es adimensional.
El número 0.7 corresponde al elemento Francio el más electropositivo de todos, y el 4.0 al
Flúor, el más electronegativo de todos.
En general, cuanto más pequeña sea la electronegatividad (EN) más metálico será el
elemento y cuanto mayor EN, más no metálico será.
En la tabla periódica, la electronegatividad sigue siempre la misma tendencia, aumenta al
aumentar el grupo (hacia la derecha) y disminuye al aumentar el período (hacia abajo).
¿CÓMO SE REPRESENTA LA ELECTRONEGATIVIDAD?
A continuación, se ilustra esta idea con unos mapas de potencial electrostático, en los que la
zona roja representa una zona rica en densidad electrónica y la azul pobre. En la molécula
de hidrógeno, los dos átomos presentan la misma electronegatividad y por lo tanto la
diferencia de EN es cero. Los electrones se sitúan en el enlace de manera homogénea.
En la molécula de fluoruro de litio, la diferencia de electronegatividad es muy alta y los
electrones tienden a irse al lado del átomo de flúor, el que presenta la electronegatividad
más alta, quedando una zona pobre de electrones cerca del átomo de litio.
En el HF hay una diferencia de electronegatividades de 1.9, lo cual es un valor intermedio,
el enlace será covalente polar y el mapa de potencial electrostático queda de la siguiente
manera:
La carga nuclear efectiva: es la carga positiva neta experimentada por un electrón en un
átomo polielectrónico. El término "efectiva" se usa porque el efecto pantalla de los
electrones más cercanos al núcleo evita que los electrones en orbitales superiores
experimenten la carga nuclear completa. Es posible determinar la fuerza de la carga nuclear
observando el número de oxidación del átomo.
En un átomo con un electrón, el electrón experimenta toda la carga del núcleo positivo. En
este caso, la carga nuclear efectiva puede ser calculada usando la ley de Coulomb.
Sin embargo, en un átomo con muchos electrones, los electrones externos son,
simultáneamente, atraídos al núcleo debido a su carga positiva, y repelidos por los
electrones cargados negativamente. La carga nuclear efectiva en un electrón de este tipo de
átomo está dada por la siguiente ecuación:
Z es el número atómico, y define tanto el número de protones en el núcleo como el total de
electrones de un átomo.
S es la constante de pantalla, depende del número de electrones entre el núcleo y el electrón
considerado, y también en qué tipo de orbital se encuentran los electrones que restan carga
nuclear. No contribuyen los electrones exteriores al nivel energético considerado, pero sí el
resto de los vecinos del mismo nivel.
Puede determinarse mediante la aplicación sistemática de varios conjuntos de reglas, el
método más simple es conocido como las reglas de Slater (en honor a John C. Slater).
Nota: Zeff también suele ser presentado como "Z* ". La idea de la carga nuclear efectiva es
muy útil para entender cómo se modifican a lo largo de la T.P. los alcances de los orbitales
atómicos, las variaciones de las energías de ionización , afinidades electrónicas y la
electronegatividad, en general, para entender las propiedades periódicas.
"Una forma de mostrar el apantallamiento de los electrones es analizar el valor de la
energía requerida para quitar un electrón de un átomo polielectrónico. Las mediciones
muestran que se requiere 2373 KJ de energía para remover el primer electrón de 1 mol de
átomo de He y 5248 KJ de energía para remover el electrón restante de un mol de iones de
He+. La razón por la cual se requiere menos energía en el primer paso es que la repulsión
electrón­electrón, o el apantallamiento, provoca una reducción en la atracción del núcleo
sobre cada electrón. En el He+ hay presente un solo electrón así que no hay
apantallamiento y el electrón siente el efecto total de la carga nuclear +2. Por consiguiente,
se requiere de mucha más energía para quitar el segundo electrón."
Números de Oxidación: son números enteros que representan el número de electrones que
un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un
átomo que tenga tendencia a captarlos.
Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga
tendencia a cederlos.
El número de oxidación se escribe de la siguiente manera: +1, +2, +3, +4, –1, –2, –3, –4,
etc.
Los Números de Oxidación (también llamados Valencias o Estados de Oxidación) son
números enteros que representan el número de electrones que un átomo pone en juego
cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un
átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o
los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
El número de oxidación se escribe de la siguiente manera: +1, +2, +3, +4, –1, –2, –3, –4,
etc.
Reglas para asignar los Números de Oxidación de los Elementos:
1.El Número de Oxidación de todos los Elementos en Estado Libre, no combinados con
otros, es cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2).
2. El Número de Oxidación del Hidrógeno (H) es de +1, excepto en los hidruros metálicos
(compuestos formados por H y algún metal), en los que es de ­1 (p. ej., NaH, CaH2).
3. El Número de Oxidación del Oxígeno (O) es de ­2, excepto en los peróxidos, en los que
es de ­1, y en el OF2, donde es de +2.
4. El Número de Oxidación de los Metales, es su valencia con signo positivo. Por ejemplo,
el Número de Oxidación del Mg2+ es +2.
5. El Número de Oxidación de los Iones monoatómicos coincide con la carga del ión. Por
ejemplo, el Número de Oxidación del Cl­ es ­1
6. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un compuesto es
cero.
7. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un ion
poliatómico es igual a la carga del ion.
Además, en los Compuestos Covalentes, el Número de Oxidación Negativo se asigna al
Átomo más electronegativo y todos los demás son Positivos.
VALENCIA DE UN ELEMENTO QUÍMICO
es un concepto químico que se refiere a la capacidad de un átomo de un elemento químico
para combinarse con átomos de otros elementos químicos para formar compuestos
químicos. En otras palabras, la valencia de un átomo se refiere a la cantidad de enlaces
químicos que puede formar con otros átomos. Por ejemplo, el hidrógeno tiene una valencia
de 1, lo que significa que puede formar un enlace químico con un átomo de oxígeno para
formar agua (H2O).
TIPOS DE VALENCIA
Hay diferentes tipos de valencia, pero uno de los más comunes es la valencia principal o
valencia normal. La valencia principal es el número de enlaces químicos que puede formar
un átomo de un elemento químico de forma normal o usual. Por ejemplo, el carbono tiene
una valencia principal de 4, lo que significa que puede formar cuatro enlaces químicos con
otros átomos.
Otro tipo de valencia es la valencia secundaria o valencia alternativa. La valencia
secundaria se refiere a la capacidad de un átomo de un elemento químico para formar un
número diferente de enlaces químicos en ciertas circunstancias. Por ejemplo, el carbono
también puede tener una valencia secundaria de 2, lo que significa que puede formar dos
enlaces químicos en lugar de cuatro en ciertas condiciones.
Además, podemos nombrar la Valencia real, que se refiere a la valencia efectiva o real de
un átomo en un compuesto químico, que puede ser diferente de su valencia nominal en
algunos casos.
Así también existe la Valencia de oxidación, que se refiere a la capacidad de un átomo para
ceder o ganar electrones en una reacción química, lo que se relaciona con su capacidad para
oxidarse o reducirse.
Valencia principal
La valencia principal es un concepto de la química que se refiere a la capacidad de un
átomo de combinarse con otros átomos para formar un compuesto químico. La valencia
principal se relaciona con el número de enlaces que un átomo puede formar con otros
átomos. Por ejemplo, el átomo de carbono tiene una valencia principal de cuatro, lo que
significa que puede formar cuatro enlaces con otros átomos. Esto le permite combinarse
con una amplia variedad de elementos químicos para formar compuestos complejos como
las moléculas orgánicas.
Valencia secundaria
La valencia secundaria es un concepto relacionado con la valencia principal, pero se refiere
a la capacidad de un átomo para formar enlaces dobles o triples en lugar de enlaces
sencillos. Los átomos pueden tener una valencia secundaria diferente a su valencia
principal, lo que les permite formar compuestos químicos con una estructura diferente a la
que se obtiene con enlaces sencillos. Por ejemplo, el átomo de oxígeno tiene una valencia
principal de dos, pero también puede formar enlaces dobles, lo que le da una valencia
secundaria de cuatro. Esto permite al oxígeno combinarse con otros átomos de manera
diferente a como lo haría si solo pudiera formar enlaces sencillos.
Valencia Real
La valencia real de un elemento químico se refiere a la cantidad real de electrones que el
elemento puede aceptar o ceder en una reacción química. La valencia real puede ser
diferente de la valencia formal, que se determina en base a reglas de enlace químico y no
necesariamente refleja la cantidad real de electrones que se intercambian en una reacción.
Por ejemplo, el oxígeno tiene una valencia formal de 2, pero su valencia real puede variar
entre ­2 y ­1, dependiendo del compuesto químico en el que se encuentre.
Valencia de Oxidación
La valencia de oxidación se refiere a la cantidad de electrones que un elemento puede
aceptar o ceder en una reacción química de oxidación­reducción. En una reacción de
oxidación­reducción, un elemento se oxida (pierde electrones) y otro elemento se reduce
(gana electrones). La valencia de oxidación se determina en base a la cantidad de electrones
que un elemento puede aceptar o ceder en una reacción, y se expresa como un número
entero positivo o negativo. Por ejemplo, en la reacción química entre el hierro y el cloro, el
hierro se oxida y pierde electrones, por lo que su valencia de oxidación es positiva,
mientras que el cloro se reduce y gana electrones, por lo que su valencia de oxidación es
negativa.
¿Qué diferencia existe entre el número de oxidación y la valencia?
El número de oxidación de un elemento se refiere a la cantidad de electrones que un átomo
de ese elemento ha ganado o perdido en un compuesto químico. La valencia, por otro lado,
se refiere a la capacidad de un átomo de un elemento para combinarse con otros átomos y
formar enlaces químicos.
¿Qué es la órbita de valencia?
La órbita de valencia es la última capa o nivel de energía en un átomo. Es la capa más
externa del átomo y es la que contiene los electrones más alejados del núcleo. Los
electrones que se encuentran en la órbita de valencia tienen una gran influencia en la
química del átomo, ya que son los que participan en los enlaces químicos con otros átomos.
EFECTO DE APANTALLAMIENTO: En general, un efecto pantalla (o de
apantallamiento) es aquel capaz de atenuar una fuerza o interacción. En física atómica, el
efecto pantalla sobre los electrones más externos de un átomo se describe como la
atenuación de la fuerza atractiva neta sobre el electrón, debido a la presencia de otros
electrones en capas inferiores y del mismo nivel energético. El efecto pantalla es una
barrera de electrones de un mismo nivel, los cuales ejercen fuerzas de repulsión sobre
electrones de mayor nivel, disminuyendo así la probabilidad de encontrar estos electrones
en niveles inferiores. Cada nivel produce efecto de pantalla; a mayor número de electrones
mayor es el efecto de pantalla.
Dentro de la física cuántica este efecto es la interferencia que existe entre la última orbita
de un átomo y su núcleo.
Entonces el efecto pantalla va a ser menor en los orbitales s, que están menos cubiertos y
más cerca del núcleo, y aumenta progresivamente hacia los orbitales p, d, y f:
S es el apantallamiento que el orbital otorga a los demás orbitales, no el que recibe.
Para los orbitales d y f tenemos muy baja probabilidad de encontrar sus electrones cerca del
núcleo, ya que la carga nuclear queda bien apantallada por los electrones s y p más internos.
Este fenómeno se hace más patente en los elementos más pesados de la tabla periódica,
sexto periodo, debido a la introducción de correcciones relativistas de contracción en los
orbitales s y p, incrementando sus efectos pantallas sobre los orbitales d y f que se
expanden fuertemente (efectos relativistas sobre orbitales de enlace). Por el efecto
relativista de contracción del orbital 6s tenemos un efecto pantalla adicional potente debido
a la penetración de este orbital ­efecto penetración orbital­ en los subniveles 5d y 4f. Por
consiguiente, en los elementos pesados también aparecen efectos pantallas generados por
electrones de niveles energéticos superiores que penetran hacia el núcleo. Por ello, la
penetración de los electrones del orbital exterior ns es mayor para los elementos d del sexto
periodo en comparación con los d del cuarto periodo.
Para cada electrón, las reglas de Slater proporcionan un valor para la constante de
apantallamiento, conocida como s, S, o σ, que relaciona la carga nuclear efectiva y la real,
según.
DATOS FUNDAMENTALES DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS
Todas las tablas periódicas contienen datos estrictamente fundamentales de cada
elemento que se encuentran en esta, los cuales permiten obtener información ordenada y
clasificada a partir de sus características (masa atómica, símbolo, nombre, número atómico,
electronegatividad, estado de oxidación, configuración electrónica y energía de ionización).
 Masa atómica: se refiere a la masa de un átomo la cual está formada por protones y
neutrones.
 Símbolo: son aquellas abreviaturas que sirven para identificar el elemento químico.
 Nombre: nombre que recibe el elemento químico, puede derivar del latín, inglés,
francés, alemán o ruso.
 Número atómico: este indica la cantidad total de protones que contiene un átomo.
 Electronegatividad: es aquella capacidad que tiene un átomo para ganar electrones,
o atraerlos hacia él.
 Estados de oxidación: este indica el grado de oxidación de un átomo el cual forma
parte de un elementó químico compuesto.
MOLECULAS E IONES
¿Qué es una molécula?
Una molécula es un conjunto de átomos (de un mismo elemento químico o de
muchos diferentes) que están organizados e interrelacionados mediante enlaces
químicos. También se considera a una molécula como la parte más pequeña de una
sustancia que aún conserva las propiedades físicas y químicas de la sustancia. Las
moléculas suelen ser químicamente estables y eléctricamente neutras.
El estado de agregación de una sustancia depende en su mayor parte de la estructura
y los tipos de átomos que conforman sus moléculas, pues estos determinan las
fuerzas de las interacciones entre estas partículas. En este sentido, los sólidos son
compuestos que tienen muy poca separación entre sus moléculas, los líquidos tienen
una mediana o intermedia separación entre sus moléculas y los gases tienen mucha
separación entre sus moléculas.
El estudio de las moléculas y su nomenclatura no solo comprende la cantidad de
átomos que las componen y las propiedades que presentan, sino también su
comprensión a partir de un modelo tridimensional de sus enlaces y estructuras, es
decir, de la organización en el espacio de sus átomos constituyentes. Esto significa
que existen moléculas que tienen la misma composición atómica pero diferentes
estructuras espaciales (y por eso estas moléculas se nombran de forma distinta).
Algunos ejemplos de moléculas comunes son:











Oxígeno: O2
Ácido clorhídrico: HCl
Monóxido de carbono: CO
Ácido sulfúrico: H2SO4
Etanol: C2H5OH
Ácido fosfórico: H3PO4
Glucosa: C6H12O6
Cloroformo: CHCl3
Sacarosa: C12H22O11
Ácido paraaminobenzoico: C7H7NO2
Acetona: C3H6O





Celulosa: (C6H10O5)n
Trinitrotolueno: C7H5N3O6
Nitrato de plata: AgNO3
Urea: CO(NH2)2
Amoníaco: NH3
Tipos de moléculas
 Moléculas­Macromoléculas.
Los polímeros están compuestos por macromoléculas.
Las moléculas se pueden clasificar de acuerdo a la complejidad de su constitución:
 Moléculas discretas. Presentan un número definido de átomos, ya sean de
iguales elementos o de distintos elementos químicos. Pueden clasificarse, a
su vez, según la cantidad de átomos distintos que componen su estructura:
moléculas monoatómicas (un mismo tipo de átomo), moléculas diatómicas
(dos tipos de átomos), moléculas triatómicas (tres tipos de átomos),
moléculas tetraatómicas (cuatro tipos de átomos), etc.
 Macromoléculas o polímeros. Se llama así a las cadenas moleculares de gran
tamaño. Están compuestas por piezas más simples, que se unen entre sí para
lograr secuencias extensas y que adquieran propiedades nuevas y
específicas. Los plásticos, por ejemplo, son un material compuesto a partir
de macromoléculas orgánicas.
La polaridad es una propiedad que tienen las moléculas y está estrechamente
relacionada con las separación de cargas eléctricas que tiene o que se genera dentro
de cada molécula. Esta propiedad influye en la solubilidad, pues sustancias polares
disuelven sustancias polares y sustancias apolares disuelven solo sustancias
apolares, aunque siempre existen situaciones intermedias. Los puntos de fusión y
ebullición, e incluso los estados de agregación, también están afectados por la
polaridad. Por tanto, las moléculas se pueden clasificar también según su polaridad
en:
 Moléculas polares. Son aquellas formadas por átomos con
electronegatividad diferente, es decir, que el átomo con mayor
electronegatividad atrae hacia sí mismo y con mayor fuerza a los electrones
del enlace, por lo que queda una densidad de carga negativa alrededor de él.
Por el contrario, quedará una densidad de carga positiva sobre el átomo
menos electronegativo. Este proceso llevará finalmente a la formación de un
dipolo, que es un sistema de dos cargas de signo opuesto e igual magnitud.
 Moléculas apolares. Son aquellas cuyos átomos poseen idéntica
electronegatividad, es decir, no presentan desigualdad respecto a la atracción
de los electrones y conservan una carga neutra en situación ordinaria.
La simetría de una molécula (la posición que ocupa cada uno de sus átomos en su
estructura) también puede influir en la determinación de si una molécula es polar o
apolar. Existen moléculas compuestas por átomos de electronegatividad distinta,
pero que de igual manera son apolares, pues cuando se suman las densidades de
carga de varias partes de la molécula, se anulan estas cargas, y la molécula queda
finalmente con carga neutra, es decir, sin carga eléctrica.Molécula ­ polaridad
Diferencias entre átomo y molécula
Átomo­Molécula
Los átomos son partículas mucho más pequeñas y sencillas que las moléculas.
Las moléculas están formadas por átomos unidos entre sí por enlaces químicos, por
tanto, los átomos son partículas más pequeñas que las moléculas. De hecho, la
mayoría de las moléculas puede someterse a procedimientos de ruptura o lisis de sus
enlaces químicos, transformándose a moléculas más simples, o a elementos
químicos puros, es decir, átomos.
Molécula de agua
La molécula de agua se compone por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Una molécula de agua contiene únicamente dos elementos: un átomo de oxígeno y
dos de hidrógeno (H2O) enlazados covalentemente. Esto se descubrió en 1782
gracias al químico Henry Cavendish, pues desde épocas antiguas el agua se pensaba
como un elemento.
El agua tiene una estructura no lineal. Sus dos átomos de hidrógeno se encuentran
enlazados al átomo de oxígeno y forman un ángulo de 104.5º entre sí. Esta
distribución de sus átomos, sumado al alto valor de electronegatividad del átomo de
oxígeno, genera la formación de un dipolo eléctrico que determina la polaridad del
agua. Por lo tanto, el agua es una molécula polar.
El agua es considerada como el solvente universal, ya que casi todas las sustancias
pueden disolverse en ella. Las sustancias solubles en agua son polares y llamadas
hidrófilas. Las sustancias no polares (apolares), como el aceite o la gasolina, son
llamadas hidrófobas y no se disuelven en agua.
La molécula del agua, sumamente abundante en nuestro planeta, forma también
parte de numerosas sustancias orgánicas y de los cuerpos de los animales y las
plantas.
¿Qué es un ion?
Un ion es una molécula o átomo que presenta carga eléctrica positiva o negativa. Es
decir, un ion es un átomo cuya carga eléctrica no es neutra.
La palabra ion proviene del griego ἰών [ion], que significa 'que va'. Esta palabra se
usó por primera vez en la lengua inglesa en 1834 gracias al científico Michael
Faraday, quien en 1830 había propuesto la existencia de los iones. Luego, en 1884,
el científico Arrhenius desarrolló la teoría que llevó a su verificación.
Los iones se forman por ionización. El término se refiere al fenómeno de ganancia o
pérdida de electrones del átomo cuando es sometido a determinados procesos. La
pérdida o ganancia de electrones permite al átomo adquirir carga eléctrica,
transformándose en un ion. Si la carga eléctrica es positiva, se denomina catión; si
es negativa, se denomina anión. Se concluye que los átomos no ionizados son
neutros eléctricamente.
Para representar los iones se usa la siguiente forma:
Se escribe el símbolo del átomo (por ejemplo, Al por el aluminio);
Se agrega el símbolo más (+) o menos (­) para indicar si la carga es negativa o
positiva;
Si el número de electrones ganado o perdido es superior a 1, se indica la cantidad.
Por ejemplo,
Un catión simple de hidrógeno se representa así: H+
Un catión simple de aluminio se representa así: Al3+
Los iones pueden ser monoatómicos (formados por un solo átomo) o poliatómicos
(formados por dos o más átomos).
NÚMERO DE OXIDACIÓN DE UN ELEMENTO
¿cómo surgió el número de oxidación de un elemento?
El concepto de número de oxidación surgió a medida que los científicos comenzaron a
comprender y estudiar la naturaleza de las reacciones químicas y la transferencia de
electrones.
A principios del siglo XIX, el químico sueco Jöns Jakob Berzelius desarrolló un sistema de
nomenclatura química que incluía la idea de Valencia. La valencia es un término (obsoleto)
que indica el número de enlaces que presenta un elemento en un compuesto químico. Es el
número de electrones que le faltan o tiene que ceder un elemento químico para completar
su último nivel de energía. Normalmente, los elementos químicos presentan una o más
valencias. Actualmente, se ha reemplazado este término por el concepto de números de
oxidación y que realmente representa lo mismo.
A medida que los científicos estudiaban las reacciones químicas, se dieron cuenta de que
algunos elementos tenían una tendencia constante a ganar o perder electrones en las
reacciones. Esto llevó al desarrollo del concepto de número de oxidación. El número de
oxidación se basa en la idea de que los electrones pueden ser transferidos entre los átomos
durante una reacción química.
Reglas establecidas en la nomenclatura química para determinar el número de
oxidación.
1. El número de oxidación de un elemento en su forma elemental (átomo neutro) es
siempre cero.
2. El número de oxidación de un ion monoatómico es igual a la carga del ion.
3. En compuestos iónicos, el número de oxidación del elemento se determina por la
carga del ion al que pertenece.
4. En compuestos covalentes, el número de oxidación se determina asumiendo que los
electrones de enlace se comparten de manera equitativa entre los átomos.
Es importante destacar que el número de oxidación no siempre refleja la carga real de un
átomo en un compuesto, ya que puede haber transferencia parcial de electrones o
características especiales en ciertos casos. Sin embargo, el número de oxidación es una
herramienta útil para comprender y predecir las reacciones químicas y el comportamiento
de los compuestos.
¿Qué es el número de oxidación de un elemento?
número de oxidación, también conocido como estado de oxidación, es un número que
indica la carga eléctrica relativa de un átomo en un compuesto químico. Se utiliza para
determinar cómo los electrones se comparten o se transfieren entre los átomos en una
molécula o en un ion.
¿Cómo determinar el número de oxidación de un elemento?
La nomenclatura de compuestos inorgánicos se basa en reglas específicas para asignar
números de oxidación a los elementos. Aquí tienes algunas pautas generales para
determinar el número de oxidación de un elemento en un compuesto inorgánico:
1. Los elementos sin carga, como los átomos libres en estado elemental, tienen un
número de oxidación de cero. Por ejemplo, el hidrógeno molecular (H₂) tiene un
número de oxidación de cero, ya que cada átomo de hidrógeno comparte igualmente
los electrones.
2. En un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación de todos los
elementos es cero. Por ejemplo, en el agua (H₂O), el número de oxidación del
hidrógeno es +1, mientras que el número de oxidación del oxígeno es -2. La suma
de +1 y (-2) es igual a cero.
3. Los elementos en los grupos 1 y 2 (metales alcalinos y alcalinotérreos,
respectivamente) generalmente tienen números de oxidación positivos. En el grupo
1, los elementos tienen un número de oxidación de +1, y en el grupo 2, los
elementos tienen un número de oxidación de +2. Por ejemplo, en el cloruro de sodio
(NaCl), el número de oxidación del sodio es +1, mientras que el número de
oxidación del cloro es -1.
4. El oxígeno generalmente tiene un número de oxidación de -2 en la mayoría de los
compuestos. Sin embargo, hay algunas excepciones, como los peróxidos, donde el
oxígeno tiene un número de oxidación de -1. Por ejemplo, en el peróxido de
hidrógeno (H₂O₂), el número de oxidación del oxígeno es -1.
5. El hidrógeno generalmente tiene un número de oxidación de +1 cuando se combina
con no metales, y -1 cuando se combina con metales. Por ejemplo, en el ácido
clorhídrico (HCl), el número de oxidación del hidrógeno es +1, mientras que en el
hidruro de sodio (NaH), el número de oxidación del hidrógeno es -1.
Estas son solo algunas pautas generales, y hay muchas excepciones y variaciones
dependiendo del compuesto específico. Es importante consultar la tabla periódica y las
reglas específicas de nomenclatura para determinar el número de oxidación de un elemento
en un compuesto inorgánico en particular.
TABLA DE LOS ÚMEROS DE OXIDACIÓN ELEMENTOS QUE
GERERAMENTE FORMAN COMPUESTOS
DIFERENCIA ENTRE NÚMERO DE OXIDACIÓN Y VALENCIA
La química es la ciencia que estudia la estructura y composición de la
materia, así como las transformaciones que ésta experimenta. Uno de los conceptos
más importantes en química son la valencia y el estado de oxidación de los
elementos químicos.
Primeramente podemos definir conceptos como que la valencia se refiere al número
de electrones que un átomo utiliza para enlazarse con otros átomos. En otras
palabras, es la capacidad de un átomo para formar enlaces químicos. La valencia se
representa mediante un número que indica la cantidad de electrones que un átomo
puede aportar o recibir para establecer un enlace químico.Por ejemplo, el carbono
tiene una valencia de cuatro, lo que significa que puede formar hasta cuatro enlaces
químicos con otros átomos. El oxígeno tiene una valencia de dos, lo que significa
que puede formar hasta dos enlaces químicos. La valencia es un concepto
importante para entender la estructura y las propiedades de las moléculas.
Por otro lado esta el estado de oxidación, también conocido como número de
oxidación, se refiere a la carga eléctrica que tiene un átomo en un compuesto. Un
átomo puede perder o ganar electrones para formar un enlace químico y, por lo
tanto, tener un estado de oxidación positivo o negativo.Por ejemplo, el sodio (Na)
tiene un estado de oxidación de +1 cuando se encuentra en el compuesto NaCl, ya
que pierde un electrón para formar un enlace con el cloro (Cl), que tiene un estado
de oxidación de ­1. El estado de oxidación es un concepto importante para entender
la reactividad de los compuestos y las reacciones químicas.
Ahora bien La principal diferencia entre valencia y estado de oxidación es que la
valencia se refiere a la capacidad de un átomo para formar enlaces químicos,
mientras que el estado de oxidación se refiere a la carga eléctrica que tiene el átomo
en un compuesto.
•La valencia se representa mediante un número que indica la cantidad de electrones
que un átomo puede aportar o recibir para establecer un enlace químico.El estado de
oxidación se representa mediante un número que indica la carga eléctrica que tiene
el átomo en un compuesto.
•La valencia es un concepto importante para entender la estructura y las propiedades
de las moléculas.El estado de oxidación es un concepto importante para entender la
reactividad de los compuestos y las reacciones químicas.
En resumen ambos son conceptos importantes en química que permiten entender la
estructura, las propiedades y la reactividad de los compuestos químicos. Mientras
que la valencia se refiere a la capacidad de un átomo para formar enlaces químicos,
el estado de oxidación se refiere a la carga eléctrica que tiene el átomo en un
compuesto.
TABLA DE NUMERO DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS.
¿Qué es la tabla de oxidación?
La tabla de oxidación de los elementos, también conocida como tabla de estados de
oxidación, es una herramienta utilizada en química para determinar los posibles estados de
oxidación de los elementos en compuestos químicos. Proporciona información sobre la
tendencia de los elementos a ganar, perder o compartir electrones durante una reacción
química. la tabla de oxidación de los elementos es el resultado de siglos de investigación y
estudio de las propiedades químicas de los elementos. Ha evolucionado a lo largo del
tiempo a medida que se han descubierto nuevos elementos y se ha desarrollado una
comprensión más profunda de la química. Hoy en día, es una herramienta fundamental en
la química y desempeña un papel importante en la predicción y el análisis de las reacciones
químicas.
Trayectoria de la tabla de oxidación
La trayectoria de la tabla de oxidación ha evolucionado a lo largo del tiempo a medida que
se han realizado descubrimientos y avances en la comprensión de la química y la estructura
atómica. A continuación, se presenta una breve descripción de su trayectoria:
1. Inicios de la teoría de la valencia: A mediados del siglo XIX, los científicos
comenzaron a desarrollar la teoría de la valencia para explicar cómo los elementos
se combinan en compuestos químicos. La valencia se refería a la capacidad de un
elemento para formar enlaces y determinaba su estado de oxidación. Sin embargo,
en esta etapa inicial, no existía una tabla de oxidación como tal.
2. Desarrollo de la tabla periódica: A finales del siglo XIX, Dmitri Mendeléyev
formuló la tabla periódica de los elementos, que organizaba los elementos en
función de sus propiedades químicas y su número atómico. Esta tabla proporcionó
un marco para entender mejor las relaciones entre los elementos y sus
comportamientos químicos.
3. Observaciones de tendencias en los estados de oxidación: A medida que los
científicos estudiaban los compuestos químicos y las reacciones, comenzaron a
notar patrones y tendencias en los estados de oxidación de los elementos. Estas
observaciones llevaron al desarrollo de una tabla de referencia para los estados de
oxidación más comunes.
4. Refinamiento y expansión de la tabla de oxidación: A lo largo del siglo XX, la tabla
de oxidación fue refinada y ampliada a medida que se descubrían nuevos elementos
y se profundizaba en el conocimiento de la química. Los científicos determinaron
los estados de oxidación para una amplia gama de elementos y compuestos, lo que
permitió una aplicación más precisa de la tabla en diferentes contextos químicos.
5. Incorporación de excepciones y variantes: A medida que se descubrían más
compuestos y se investigaban reacciones químicas más complejas, los científicos
también descubrieron excepciones y variantes a las reglas generales de los estados
de oxidación. Estas excepciones se incorporaron a la tabla de oxidación, lo que
permitió una interpretación más precisa y detallada de los estados de oxidación en
una variedad de situaciones.
La tabla de oxidación se basa en principios y reglas generales, aunque existen algunas
excepciones y variaciones dependiendo del elemento y las circunstancias particulares. Sin
embargo, proporciona una guía útil para predecir y comprender los estados de oxidación en
una amplia variedad de compuestos químicos.
Aspectos importantes relacionados con la tabla de oxidación.
1. Definición de estado de oxidación: El estado de oxidación de un elemento es una
medida de la carga eléctrica relativa que lleva ese elemento cuando forma un
compuesto. Indica si el elemento ha ganado o perdido electrones y en qué cantidad.
2. Importancia del estado de oxidación: El estado de oxidación es fundamental para
comprender cómo los elementos se combinan y reaccionan entre sí para formar
compuestos. Permite predecir la valencia de un elemento y su capacidad para
formar enlaces químicos.
3. Reglas generales para determinar el estado de oxidación: Existen reglas generales
que se utilizan para determinar el estado de oxidación de un elemento en un
compuesto. Por ejemplo, en la mayoría de los compuestos, el hidrógeno tiene un
estado de oxidación de +1, mientras que el oxígeno tiene un estado de oxidación de
­2. Sin embargo, hay excepciones a estas reglas, por lo que es importante tener en
cuenta el contexto y las características específicas de cada compuesto.
4. uso de la tabla de oxidación: La tabla de oxidación enumera los posibles estados de
oxidación para cada elemento. Está organizada de manera sistemática y proporciona
una referencia rápida para determinar los estados de oxidación de los elementos.
Algunas tablas también incluyen información adicional, como los estados de
oxidación menos comunes y las excepciones a las reglas generales.
5. Relación con la tabla periódica: La tabla de oxidación está estrechamente
relacionada con la tabla periódica de los elementos. Los elementos se agrupan en
función de sus características químicas similares y su posición en la tabla periódica
puede dar una idea de sus posibles estados de oxidación.
6. Aplicaciones prácticas: La tabla de oxidación es útil en diversos campos de la
química, como la predicción de reacciones químicas, el equilibrio redox, la
formulación de compuestos químicos y la interpretación de ecuaciones químicas.
Es importante tener en cuenta que la tabla de oxidación es una herramienta útil, pero no
siempre puede predecir con precisión los estados de oxidación en todos los casos. Algunos
compuestos pueden presentar estados de oxidación inusuales o variantes dependiendo del
entorno químico. En tales situaciones, se requiere un análisis más detallado.
ESTADOS DE OXIDACIÓN
Elemento Símbolo
Estado de
oxidación
Elemento
Símbolo
Estado de
oxidación
Aluminio
Al
3
Antimonio
Sb
3y5
Arsénico
As
3y5
Ástato
At
1, 3, 5 y 7
Azufre
S
2, 4 y 6
Bario
Ba
2
Berilio
Be
2
Bismuto
Bi
3y5
Boro
B
3
Bromo
Br
-1,1, 3, 5 y 7
Cadmio
Cd
2
Calcio
Ca
2
Carbono
C
2y4
Cesio
Cs
1
Zinc
Zn
2
Circonio
Zr
4
Cloro
Cl
1, 3, 5 y 7
Cobalto
Co
2y3
Cobre
Cu
2y1
Cromo
Cr
2, 3, 4, 5 y 6
Escandio
Sc
3
Estaño
Sn
2y4
Estroncio
Sr
2
Flúor
F
1
Fósforo
P
3,4 y 5
Galio
Ga
3
Germanio
Ge
2,4 y -4
Hafnio
Hf
4
Hidrógeno
H
1 y -1
Hierro
Fe
2y3
Iridio
Ir
2, 3, 4 y 6
Itrio
Y
3
Lantano
La
3
Litio
Li
1
Magnesio
Mg
2
Manganeso
Mn
2, 3, 4, 6, 7
Mercurio
Hg
1y2
Molibdeno
Mo
2, 3, 4, 5 y 6
Niobio
Nb
3
Níquel
Ni
2y3
Nitrógeno
N
2, 3, 4 y 5
Oro
Au
1y3
Osmio
Os
2, 3, 4 y 6
Oxígeno
O
-2
Plata
Ag
1
Platino
Pt
2y4
Plomo
Pb
2y4
Potasio
K
1
Renio
Re
1, 2, 4, 6 y 7
Rodio
Rh
2, 3 y 4
Rubidio
Rb
1
Rutenio
Ru
2, 3, 4, 6 y 8
Selenio
Se
2, 4 y 6
Silicio
Si
4
Sodio
Na
1
Talio
Tl
1y3
Tántalo
Ta
5
Tecnecio
Tc
7
Telurio
Te
2, 4 y 6
Titanio
Ti
3y4
Vanadio
V
2, 3, 4 y 5
Yodo
I
+/-1,3, 5 y 7
NOMENCLATURA QUIMICA INORGANICA
Existen tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos
que son:
 nomenclatura sistemática
 nomenclatura de stock
 nomenclatura tradicional
Nomenclatura sistemática, con prefijos / atomicidad
También llamada nomenclatura por atomicidad, estequiométrica o IUPAC, implica
nombrar sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de
cada elemento en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un
mismo elemento en una molécula. Por ejemplo, la fórmula molecular del agua es
H2O, lo que significa que cada molécula del compuesto contiene un átomo de
oxígeno y dos átomos de hidrógeno; más prácticamente, la atomicidad en una
fórmula química también se aplica a cada elemento Una proporción definida de una
sustancia. En este artículo sobre nomenclatura química, es más conveniente pensar
en la atomicidad como el número de átomos de un elemento por molécula. La forma
exacta de nombrar estos compuestos es: prefijo nombre común prefijo nombre
específico. Un prefijo es una palabra precedida por el nombre de un compuesto que
indica el número de átomos en una molécula del elemento. Hay varios prefijos del
griego, los siguientes son los números atómicos a los que se aplican los prefijos.
(Usualmente solo se usa el prefijo hepta. Otros usos son cada vez más raros).
Prefijos griegos
Mono
Di
Tri
Tetra
Penta
Hexa
Hepta
Octa
Nona
Deca
Número de átomos
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
El prefijo mono­ generalmente se evita a menos que exista la posibilidad de confusión. Por
ejemplo, CrBr3: tribromuro de cromo; CO: monóxido de carbono
En los casos en los que estamos hablando de grupos de átomos en lugar de átomos, como
compuestos como sales dobles y sales ternarias, sales de óxidos, se pueden usar los prefijos
bis­, tris­, tetraquis, pentaquis, hexaquis, etcétera. etc. Por ejemplo, fluorapatita
Ca5F(PO4)3: fluoruro de calcio tris(fosfato), porque cuando se usa el término trifosfato se
refiere al anión trifosfato [P3O10]5­, que en este caso sería sí:
Ca 5 F (P 3 O 10) 3
Nomenclatura stock con números romanos
Este sistema de nomenclatura se basa en la nomenclatura de los metales en sus estados de
oxidación y no tiene forma escrita.
La valencia (o mejor dicho, el estado de oxidación) indica el número de electrones que
tiene un átomo para participar en un enlace químico; es positivo si tiende a ceder electrones
y negativo si tiende a ganar electrones. En general, de acuerdo con este sistema de nombres,
los compuestos se nombran de la siguiente manera: el nombre común "de" el nombre del
estado de oxidación del elemento dado.
A menos que se simplifique la fórmula, se puede ver en la parte inferior de los otros
elementos (compuestos binarios y ternarios). El número de valencia se coloca como una
firma para los átomos (elementos) en la fórmula molecular.
cambio de valencia
Ejemplos: Fe2S3, Fe2 3S3­2, sulfuro de hierro (III)
Ejemplos: SO3, S 6O3­2, óxidos de azufre (VI)
Nomenclatura tradicional
En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico
con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:
 Cuando el elemento solo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del
elemento precedido de la sílaba “de” o bien se termina el nombre del elemento con
el sufijo –ico.
K2O, óxido de potasio u óxido potásico
 Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos ­oso e ­ico
1. ­oso cuando el elemento usa la valencia menor: FeO, Fe+2O­2, hierro con la
valencia 2, (estado de oxidación +2), óxido ferroso
2. ­ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2O3, Fe2+3O3­2, hierro
con valencia 3, (estado de oxidación +3), óxido férrico3
 Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
1. hipo­ … ­oso (para la menor valencia): P2O, P2+1O­2, fósforo con la valencia 1,
(estado de oxidación +1), óxido hipofosforoso
2. ­oso (para la valencia intermedia): P2O3, P2+3O3­2, fósforo con valencia 3, (estado
de oxidación +3), óxido fosforoso
3. ­ico (para la mayor valencia): P2O5, P2+5O5­2, fósforo con valencia 5, (estado de
oxidación +5), óxido fosfórico

1.
2.
3.
4.
Cuando tiene cuatro valencias diferentes se usan los prefijos y sufijos
hipo­ … ­oso (para la valencia más pequeña)
­oso (para la valencia pequeña)
­ico (para la valencia grande)
per­ … ­ico (para la valencia más grande)

1.
2.
3.
4.
5.
Cuando tiene cinco valencias diferentes se usan los prefijos y sufijos:
hipo­ … ­oso (para la valencia más pequeña)
­oso (para la valencia media­menor)
­ico (para la media)
per­ … ­ico (para la valencia media­mayor)
hiper­ … ­ico (para la valencia mayor)
Otras reglas y conceptos generales
Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están compuestos por dos
nombres: el genérico y el específico. El nombre genérico o general es el que indica
a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química, por ejemplo
si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un hidruro,
un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc. Y el nombre específico es el que
diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo general
en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico seguido
del específico. Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos
pertenecen al grupo de los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez
los nombres específicos ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos
diferentes FeO y Fe2 O3, respectivamente.
En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el
elemento con estado de oxidación positivo (elemento más electropositivo) y a la
derecha el que tenga el estado de oxidación negativo (elemento más
electronegativo). Y por el contrario, en nomenclatura se coloca primero el nombre
genérico, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y
el nombre específico en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la
izquierda (el más electropositivo).
Por ejemplo en el óxido de sodio, Na2O, Na+12O­2, el nombre genérico óxido hace
referencia al segundo elemento de la fórmula que es el “oxígeno”, el más
electronegativo, y el nombre específico “sodio” hace referencia al primer elemento
de la fórmula que es el sodio y el menos electronegativo o más electropositivo.
¿Cómo se trabajan los estados de oxidación para poder nombrar correctamente un
compuesto inorgánico? Se puede trabajar con más de un estado de oxidación, hasta
el estado de oxidación +7 en los elementos representativos (Nota: recordar que aquí
estamos mostrando el estado de oxidación como superíndice de cada elemento en la
fórmula del compuesto). Con las mismas fórmulas moleculares se puede determinar
con qué estado de oxidación actúan los átomos de la sustancia aunque en su fórmula
no se observen. Esto se logra con el hecho que en la fórmula de una sustancia la
suma de los estados de oxidación de todos los átomos de la sustancia debe ser igual
a cero, lo que significa que la molécula será neutra, sin carga.
En el caso de los iones, es decir cuando en la fórmula se indique una carga positiva
o negativa para el conjunto, la suma de los estados de oxidación de todos los átomos
de la sustancia debe ser igual a la carga del ion.
Véase como ejemplo la imagen del "ácido nítrico" al final de la sección oxácidos,
del lado derecho de la imagen se encuentran el ion nitrato y el ion hidrógeno con
cargas ­1 y +1, respectivamente.
Otras reglas son:
Por ejemplo, usando la valencia: FeO, este compuesto es un óxido, el oxígeno en el
óxido está en el estado de oxidación ­2, por lo que para que la molécula sea neutra,
se deben agregar suficientes estados de oxidación al hierro para igualar los estados
de oxidación cero. . . El hierro puede usar el estado de oxidación 2 y 3, por lo que el
hierro usará el estado de oxidación 2 en esta molécula. Dado que solo hay un átomo
de hierro con una valencia de 2, el átomo de hierro en esta molécula tiene un estado
de oxidación de 2, al igual que solo hay un átomo de oxígeno con un estado de
oxidación de ­2, por lo que la suma de todas las sumas. el estado de oxidación del
oxígeno es ­2. Ahora bien, la suma de todos los estados de oxidación de un átomo es
igual a cero, porque la molécula es neutra, no tiene carga (2) (­2) = 0. En el estado
de oxidación de este compuesto, la fórmula molecular es Fe2O­2.
En otro ejemplo, en el compuesto Fe2O3, también debemos buscar el cero en la
suma de los estados de oxidación de todos los átomos, entonces la molécula es
neutra, ya que hay 3 átomos de oxígeno y opera en el estado de oxidación ­2,
entonces en la molécula la suma de los estados de oxidación del oxígeno "es el
número atómico del elemento multiplicado por el estado de oxidación en el que
funciona", que suman ­6. De esta forma, se deben sumar los estados de oxidación de
los átomos de hierro para que la suma sea cero, ya que la molécula es neutra. Como
hay 2 átomos de hierro, funcionará con un estado de oxidación de 3, haciendo un
total de 6, más ­6 para el oxígeno será igual a cero, lo que significa que la molécula
tiene carga cero. El número de átomos y estados de oxidación en la molécula son:
Número de átomos de hierro = (2)
Estado de oxidación de cada átomo de hierro = (3)
Número de átomos de oxígeno = (3)
Estado de oxidación de cada átomo de oxígeno = (­2)
La operación completa se ve así: [2(3)] [3(­2)] = 0. La fórmula con estado de
oxidación es Fe23O3­2. Como se mencionó anteriormente, el estado de oxidación
indica los electrones involucrados en el enlace, y en el último compuesto, Fe23O3­
2, cada uno de los dos átomos de hierro cedió 3 electrones al átomo de oxígeno,
mientras que cada uno de los tres átomos de oxígeno ganó 2 electrones ; dos de los
tres átomos de oxígeno ganan 2 electrones de los dos átomos de hierro, el tercer
átomo de oxígeno gana 2 electrones y los dos átomos de hierro dejan 1 electrón
cada uno.
FUNCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
Se ha dado el nombre de función inorgánica al grupo de compuestos
similares que presentan un conjunto de propiedades comunes. Las principales
funciones químicas inorgánicas son: función óxido, función anhídrida, función
hidróxido, función ácido y función sal.
Los peróxidos inorgánicos consisten en combinaciones binarias del oxígeno junto a
metales. Poseen en su estructura el ion peróxido (O22­) también llamado dióxido
(2­).
Éste ión está compuesto por dos átomos de oxígeno con dos cargas negativas.
Algunos ejemplos de peróxidos son; el peróxido de cobre, el de sodio, el de
magnesio, el de bario o el de hidrógeno y por supuesto jamás deben confundirse con
óxidos o hidróxidos.
¿Cómo se formulan los peróxidos inorgánicos?
Los peróxidos se formulan utilizando la valencia del oxígeno ­1, ya que los dos
oxígenos comparten una pareja de electrones, por lo que en este grupo de elementos
no se pueden simplificar las valencias.
La fórmula de los peróxidos es del tipo X2(O2)n (donde X es el elemento metálico,
O es oxígeno y n es la valencia del elemento metálico).
¿Qué tipos de nomenclatura de peróxidos hay?
A continuación, veremos cómo se nombran correctamente:
•En la nomenclatura y formulación sistemática con prefijos multiplicadores, se
nombra el compuesto indicando el número de átomos de cada elemento con los
prefijos multiplicadores correspondientes de igual manera que hacíamos con los
óxidos. Por lo tanto, si el número de átomos es 1 la partícula será mono, 2 Di, 3 tri,
y así sucesivamente.
Por ejemplo, el CuO2 se nombrará como dióxido de cobre, el FeO2 como dióxido
de hierro y el Na2O2 como dióxido de sodio.
•En la nomenclatura de composición con número de oxidación, diremos la partícula
peróxido de­ seguido del nombre del elemento y al final el número de oxidación de
este elemento en números romanos y entre paréntesis.
Por ejemplo, el Na2O2 se nombraría como peróxido de sodio, el FeO2 como
peróxido de hierro(II). Aquí sí es necesario indicar el número de oxidación ya que el
hierro puede tener tanto número de oxidación 2 como 3 y por último, el H2O2, se
nombra como peróxido de hidrógeno (en este caso se acepta el nombre tradicional
de agua oxigenada para el peróxido de hidrógeno).
•En la nomenclatura de composición con número de carga, los peróxidos se
nombran como dióxido (2­) de la siguiente manera:
FeO2: dióxido (2­) de hierro (2+) Recuerda que la carga se pone al final del nombre
y sin dejar espacio.
Na2O2: Dióxido (2­) de sodio (en este caso como el sodio sólo tiene una carga no se
indica).
H2O2: Al no tener un carácter iónico no se debería de nombrar de esta manera.
•En la nomenclatura tradicional se nombra la palabra peróxido seguida del elemento
metálico teniendo en cuenta la valencia de éste último y añadiendo los mismos
sufijos que en las otras familias de compuestos. Aunque está en desuso, dada la gran
cantidad de textos químicos antiguos que la utilizan, es necesario a nivel
informativo conocer la nomenclatura tradicional.
Ejemplos:
1 valencia:
Li2O2: peróxido lítico
2 valencias:
Cu2O2: peróxido cuproso CuO2: peróxido cúprico
3 valencias:
+2 – CrO2: peróxido hipocromoso
+3 – Cr2(O2)3: peróxido cromoso
+6 – Cr2(O2)6 – Cr(O2)3: peróxido crómico
4 valencias:
U+3: U2(O2)3: peróxido hipouranoso U+4: U(O2)2: peróxido uranoso
U+5: U2(O2)5: peróxido uránico
U+6: U(O2)3: peróxido peruránico
FUNCIÓN ÓXIDO Y SU NOMENCLARTURA
Óxidos.
Los óxidos son combinaciones del oxígeno con los metales (óxidos básicos) y con
los no metales (óxidos ácidos) . En estas combinaciones el oxígeno actúa con número de
oxidación, ­ 2.
Óxidos básicos.
Los óxidos básicos o metálicos tienen de fórmula general:
X2On
donde X es el metal y n es la valencia con que actúa. 2 es la valencia del oxígeno. Como en
todas las combinaciones binarias se intercambian las valencias.
Para los metales alcalinos, n = 1 y sus óxidos serán por ejemplo: K2O, Na2O, etc...
Para los metales alcalinotérreos, n = 2 y sus óxidos serán por ejemplo: Ca2O2 = CaO,
Mg2O2 = MgO, etc...
Para los metales térreos, n = 3 y sus óxidos serán por ejemplo: Al2O3, etc...
Muchos metales de transición forman varios óxidos, así del hierro se conocen: FeO y
Fe2O3. Del manganeso con valencias, 2, 3, 4, 6 y 7 se tienen los óxidos: MnO, Mn2O3,
MnO2, MnO3 y Mn2O7.
Nomenclatura.
a) Nomenclatura tradicional.
Cuando el metal forma un solo óxido, se nombran los óxidos con la palabra óxido seguida
del nombre del metal precedida de la preposición de, o bien sin preposición, terminando el
nombre del metal en ­ico.
Ejemplos.
Na2O
CaO
óxido de sodio ó sódico
óxido de calcio ó cálcico
Si el metal forma dos óxidos, el nombre del metal termina en ­oso cuando éste
actúa con la valencia menor y en ­ico cuando actúa con la valencia mayor.
Ejemplos.
CoO
óxido cobaltoso
Co2O3 óxido cobáltico
b) Nomenclatura de Stock.
Los óxidos se nombran con la palabra óxido, seguida del nombre del metal (o no­
metal), y a continuación el número de oxidación del elemento con números romanos entre
paréntesis.
Ejemplos.
FeO
óxido de hierro (II)
Fe2O3
óxido de hierro (III)
c) Nomenclatura sistemática.
Según esta nomenclatura, las proporciones en que se encuentran los elementos en
los óxidos se indican mediante prefijos griegos (mono­, di­, tri­, tetra­, penta­, hexa­, hepta­
, etc..) para 1, 2, 3 , 4 etc.. átomos, pudiendose utilizar los prefijos hemi­ (1/2) y sesqui­
(2/3).
Ejemplos.
MnO
monóxido de manganeso
Mn2O3
trióxido de dimanganeso
MnO2 dióxido de manganeso
MnO3 trióxido de manganeso
Mn2O7
heptaóxido de dimanganeso
Óxidos ácidos.
Los óxidos ácidos tienen de fórmula general:
Y2On
donde Y es el no­metal y n es la valencia con que actúa. 2 es la valencia del oxígeno. Como
en todas las combinaciones binarias se intercambian las valencias.
FUNCIÓN ÁCIDO Y SU NOMENCLATURA
Los ácidos son compuestos que presentan en su estructura molecular uno o más átomos de
hidrógeno, los cuales al disolverse en el agua se liberan en forma de catión H+ llamado: ion
hidrógeno, protón o hidrogenión.
Los ácidos tienen propiedades opuestas a las bases, así:
•
enrojecen al papel tornasol
•
incolora la solución de fenolftaleína
•
neutralizan los hidróxidos o bases
•
tienen sabor agrio
•
corroen metales
Según su composición, los ácidos inorgánicos se clasifican en dos grupos: hidrácidos
(poseen hidrógenos y un no metal) y oxácidos (poseen hidrógeno, no metal y oxígeno).
Ácidos hidraxidos
Son compuestos binarios que forma el hidrógeno por combinación química con elementos
no metálicos de los grupos VIA (S, Se, Te) y del grupo VIIA (F, Cl, Br, I); por lo tanto no
poseen oxígeno en su molécula. La nomenclatura tradicional establece que se coloque el
nombre genérico ácido seguido del nombre del no metal terminando en el sufijo hídrico
(más usado en solución acuosa)
Ácidos oxácidos
Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción química de un oxido ácido
(anhidrido) y el agua. Se diferencian de los hidrácidos en que estos no poseen oxígeno y los
oxácidos si poseen oxígeno.
­­­ Los ácidos son sustancias que, en solución acuosa, liberan iones hidrógeno (H+). Su
función principal es la de reaccionar con bases para formar sales y agua. La nomenclatura
de los ácidos depende del anión que lo acompaña, y se utiliza el sufijo “ico” para los
aniones terminados en “ato” y “oso” para los aniones terminados en “ito”. Por ejemplo, el
ácido sulfúrico (H2SO4) se forma a partir del anión sulfato (SO4 2­) y el ácido sulfuroso
(H2SO3) se forma a partir del anión sulfato (SO3 2­). En resumen, la nomenclatura de los
ácidos se basa en la terminación del anión al que están asociados.
FUNCIÓN PERÓXIDO Y SU NOMENCLATURA
En estos óxidos aparece el anión peróxido, diatómico, y con carga 2–, por lo que se
considera que cada oxígeno actúa con número de oxidación –I. En consecuencia:
La fórmula general de los peróxidos es A2(O2) n, donde A suele ser un elemento
metálico, y n representa su número de oxidación.
Una consecuencia de lo anterior es que no podemos simplificar la fórmula de los peróxidos
todo lo que queramos, pues en ellos siempre debe existir un número par de átomos de
oxígeno:



Cuando n es uno, la fórmula del peróxido es A2O2, como en Na2O2.
Cuando n es dos, la fórmula del peróxido sería A2(O2)2, que al simplificarse queda
como AO2, como en MgO2.
Cuando n es tres, la fórmula del peróxido sería A2(O2)3, que no puede simplificarse y, a lo
sumo, podría representarse como A2O6, tal y como ocurre en el Fe2(O2)3 (o Fe2O6).
Siguiendo la misma estrategia que en los óxidos (y, en general, en cualquier compuesto
binario), el nombre de los peróxidos se obtiene leyendo la fórmula de derecha a
izquierda:

Se pueden nombrar utilizando prefijos multiplicadores para indicar el número de átomos
de cada elemento en la fórmula (antigua nomenclatura sistemática). En este caso, se puede
poner entre paréntesis el nombre del anión para resaltar su presencia como tal en la
molécula. Por ejemplo, el Hg2O2 se nombraría como dióxido de dimercurio o (dióxido) de
dimercurio.

Si optamos por utilizar el nombre sistemático del anión, dióxido (2–), se deberá utilizar
(por coherencia) el número de carga también para el catión que lo acompaña. Según esto,
el Hg2O2 se nombraría como dióxido (2–) de dimercurio(2+).

También podemos utilizar el nombre tradicional aceptado del anión, peróxido, en cuyo
caso añadiremos el número de oxidación del otro elemento entre paréntesis, en números
romanos y sin espacios. De esta manera, el Hg2O2 se nombraría como peróxido de
mercurio(I).
EJEMPLOS:
El peróxido de hidrógeno se conoce habitualmente como agua oxigenada, que también
puede considerarse un hidruro derivado, en cuyo caso obtendríamos el nombre dioxidano.
¿QUÉ TIPOS DE NOMENCLATURA DE PERÓXIDOS HAY?
A continuación, veremos cómo se nombran correctamente:
En la nomenclatura y formulación sistemática con prefijos multiplicadores, se nombra el
compuesto indicando el número de átomos de cada elemento con los prefijos
multiplicadores correspondientes de igual manera que hacíamos con los óxidos. Por lo
tanto, si el número de átomos es 1 la partícula será mono, 2 Di, 3 tri, y así sucesivamente.
Por ejemplo, el CuO2 se nombrará como dióxido de cobre, el FeO2 como dióxido de hierro
y el Na2O2 como dióxido de sodio.
En la nomenclatura de composición con número de oxidación, diremos la partícula
peróxido de­ seguido del nombre del elemento y al final el número de oxidación de este
elemento en números romanos y entre paréntesis.
Por ejemplo, el Na2O2 se nombraría como peróxido de sodio, el FeO2 como peróxido de
hierro(II). Aquí sí es necesario indicar el número de oxidación ya que el hierro puede tener
tanto número de oxidación 2 como 3 y, por último, el H2O2, se nombra como peróxido de
hidrógeno (en este caso se acepta el nombre tradicional de agua oxigenada para el peróxido
de hidrógeno).
En la nomenclatura de composición con número de carga, los peróxidos se nombran como
dióxido (2­) de la siguiente manera:
FeO2: dióxido (2­) de hierro (2+) Recuerda que la carga se pone al final del nombre y sin
dejar espacio.
Na2O2: Dióxido (2­) de sodio (en este caso como el sodio sólo tiene una carga no se
indica).
FUNCIÓN DE LOS HIDRUROS
Los hidruros son combinaciones de los elementos con el hidrógeno. Vamos a ver qué son
los hidruros cómo identificarlos y cómo se clasifican.
En la tabla que sigue tenemos un resumen de todas las posibilidades de combinación del
hidrógeno, la cual incluye hidruros y otros compuestos.
Nomenclatura de hidruros metálicos
Los hidruros metálicos son combinaciones del hidrógeno con estado de oxidación -1 y se
combina con metales con un estado de oxidación positivo.
Al formular los hidruros de elementos metálicos, se escribe en primer lugar el símbolo del
metal y en segundo lugar el símbolo del hidrógeno con un subíndice que indica el número
de oxidación del metal.
Por ejemplo, si la fórmula es MHn el subíndice n, nos indica la valencia del metal siempre
y cuando no haya habido simplificaciones previas.
Por lo tanto, se dice hidruro de, seguido del nombre del metal.
Algunos ejemplos de hidruros metálicos son; el trihidruro de hierro, el dihidruro de hierro,
el trihidruro de níquel o el hidruro de sodio.
Vamos a ver ahora el primero de los tipos de hidruros metálicos:

Hidruros salinos: El metal sólo posee un posible estado de oxidación y son de
naturaleza iónica. El metal pertenece a los grupos 1 o 2 pertenecientes al bloque s.
Por ejemplo, diremos hidruro de litio para el compuesto con fórmula LiH, hidruro de
sodio, hidruro de potasio, hidruro de calcio…
Nota que aquí la fórmula es MH2 ,lo cual nos indica que el 2 es el estado de oxidación del
calcio pero no será necesario decir dihidruro de calcio ni indicar la carga ya que el calcio
sólo posee un estado de oxidación posible. También, el hidruro de magnesio con fórmula
MgH2

Metales de los bloques d y f: generalmente son los metales de transición. éstos
actúan con más de un estado de oxidación por lo que se debe añadir información
adicional. Los nombraremos con la nomenclatura de composición ya sea indicando
el número de oxidación o la carga.
Se utilizará la antigua nomenclatura sistemática utilizando los prefijos multiplicadores
siempre y cuando haya más de un centro metálico.
Se emplean los números de oxidación, es decir, la antigua nomenclatura de stock indicando
el número de oxidación al final del nombre, entre paréntesis, sin dejar espacio y con
números romanos o el número de carga entre paréntesis al final sin dejar espacios, pero esta
vez no con números romanos, sino con números arábigos.
Algunos ejemplos de hidruros metálicos que no son salinos (Hay tres posibles formas de
nombrarlos) son:
Por ejemplo, el NiH2 podemos decir dihidruro de níquel con prefijos. Dado que el níquel
puede poseer más de un estado de oxidación, es necesario indicar que hay dos hidrógenos.
Hidruro de níquel(II) con el número de oxidación o hidruro de níquel(2+) indicando la
carga de forma análoga. El CuH, hidruro de cobre(I) o hidruro de cobre(1+) El zinc, como
solamente tiene un estado de oxidación, no es necesario indicar ni prefijos ni números de
oxidación ni carga será hidruro de zinc simplemente.
Nomenclatura de hidruros no metálicos
Los hidruros no metálicos (en algunos textos llamados hidruros volátiles) son las
combinaciones del hidrógeno con elementos de los grupos entre 13 y 17. En la actualidad
existen dos tipos de nomenclatura principales para este tipo de compuestos; la
nomenclatura de sustitución y la nomenclatura de composición
La nomenclatura de sustitución se basa en el concepto de hidruro progenitor. Si el
compuesto tiene más de un elemento representativo, se debe indicar la cantidad con prefijos
y la partícula -uro. Además de todos estos, se aceptan los nombres vulgares como agua para
el H2O u oxidano (no se le debe aplicar la nomenclatura de óxidos), amoníaco para el NH3
o azano o hidracina.
FÓRMULA
NOMBRE
FÓRMULA
NOMBRE
BH₃
borano
H₂Po
polano
AlH₃
alumano
HCl
clorano
GaH₃
galano
HI
yodano
InH₃
indigano
NH₃
azano
TlH₃
talano
PH₃
fosfano
CH₄
metano
AsH₃
arsano
SiH₄
silano
SbH₃
estibano
GeH₄
germano
BiH₃
bismutano
SnH₄
estannano
H₂O
oxidano
PbH₄
plumbano
H₂S
sulfano
H₂Se
selano
HF
fluorano
H₂Te
telano
HBr
bromano
HAt
astatano
En la nomenclatura de composición hay dos posibilidades:


Elementos de entre los grupos 13 y 15: Se nombran hidruro de, seguido del no
metal.
Elementos de los grupos 16 y 17: Se coloca el nombre del no metal seguido de la
partícula -uro de hidrógeno y a continuación, tenemos dos posibilidades; poner el
número de oxidación en números romanos y entre paréntesis o el número de carga
en números arábigos y entre paréntesis.
(Estas normas no se aplican al oxígeno. Además, se debe indicar la cantidad de elementos
haciendo uso de los prefijos multiplicadores)
Es muy importante saber lo siguiente: los compuestos del tipo ácido clorhídrico no se
refieren al HCl, sino a disoluciones acuosas de este compuesto. Se trata de mezclas y por
tanto la IUPAC no las nombra. Al HCl lo nombraremos como cloruro de hidrógeno o
fluorano, siguiendo la nomenclatura de hidruros progenitores.
Nomenclatura de combinaciones del hidrógeno con los elementos de los grupos 16 y 17
Estos elementos que forman parte de los grupos 16 y 17 son muy electronegativos y se
deben escribir en segundo lugar en la fórmula. No son hidruros realmente, ya que el
hidrógeno actúa como un estado de oxidación positivo y los no metales, como siempre, son
negativos. Por lo tanto, estos elementos se deben nombrar
como halogenuros o calcogenuros de hidrógeno.
En la nomenclatura sistemática o de composición con número de oxidación o carga, se
utilizan los prefijos multiplicadores como ya se ha visto, nombrando primero al no metal,
seguido de la terminación -uro y después al hidrógeno (el sufijo -uro nos indica que el
estado de oxidación es negativo). En el no metal no será necesario indicar el número de
hidrógenos ya que no existe lugar a dudas. En el fluoruro de hidrógeno, el átomo de
hidrógeno actúa con estado de oxidación +1 y el flúor con -1 por lo tanto la molécula
resulta neutra. En el sulfuro de hidrógeno, el átomo de hidrógeno actúa como estado de
oxidación +1 y como hay 2, la suma de las cargas es +2. Esto se compensa con dos cargas
negativas que proporciona el azufre.
Finalmente, en la nomenclatura de sustitución, se nombra a partir de los hidruros
progenitores que ya se han visto. Estos compuestos no se deben confundir con sus
disoluciones acuosas que son los ácidos hidrácidos. Éstos se nombran como ácido seguido
del nombre del no metal y terminando en -hídrico. Por ejemplo, el HCl (cloruro de
hidrógeno) es un gas denso que cuando se encuentra en disolución, HCl acuoso se le llama
ácido clorhídrico, un compuesto de uso muy habitual en el laboratorio.
Clasificación de los hidruros
Por naturaleza:
En términos generales los hidruros se clasifican en:

Hidruros simples: son combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos, si
son elementos metálicos formarán los hidruros metálicos, con los no metales
hidruros no metálicos, con una excepción: las combinaciones del hidrógeno con los
elementos de los grupos 16 y 17 no se considerarán hidruros.
Pero esto lo veremos más adelante.

Hidruros mixtos en los que dos metales diferentes se unen al ion hidruro. Éstos son
muy famosos por sus propiedades reductoras.
Algunos ejemplos de hidruros mixtos son:
El hidruro de boro y litio o borohidruro de litio, el borohidruro de sodio y el hidruro de litio
y aluminio. Para nombrar estos compuestos no es necesario indicar estado de oxidación ni
carga ya que solo existe una posibilidad.
En las fórmulas, los elementos metálicos se escriben de menor electronegatividad a mayor
y al final, el hidruro. Es importante saber que el ion hidruro suele formar enlaces covalentes
con el metal que presente más electronegatividad, quedando como un anión
heteropoliatómico que formará un enlace iónico con el metal más electropositivo.
Clasificación de los Hidruros Metálicos
Los hidruros metálicos son compuestos no volátiles y no conductores de la electricidad
pudiendo ser de dos tipos:

Salinos o iónicos: estos compuestos se dan cuando el anión hidruro se combina con
metales de los grupos 1 y 2, muy electropositivos.
En estos casos existen auténticos iones hidruro en la composición. Sus fórmulas pueden ser
MH para los elementos del Grupo 1 y MH2 para los del grupo 2 con la excepción del
berilio que forma enlaces con cierto carácter covalente

Con metales d y f: son compuestos por lo general de carácter no estequiométrico, es
decir, sus coeficientes son porciones de números enteros.
Suelen tener propiedades muy conductoras, aunque dada su amplia química todavía son
poco conocidos. Su naturaleza de enlace es intermedia entre covalente e iónica.
Clasificación de los hidruros no metálicos
Los hidruros no metálicos tienen carácter covalente y generalmente forman moléculas, son
de tipo hidruro, aunque realmente no contienen auténticos iones hidruro y por lo general
son muy volátiles.
Algunos ejemplos de hidruros no metálicos son: los de silicio, germanio, estaño o boro.
(Estos elementos se encuentran a mitad de la tabla).
Es importante tener en cuenta que los compuestos de tipo prótico como NH₃, PH₃ o AsH3
no son hidruros realmente ya que poseen elementos centrales muy dadores, aunque se
utilizan en la nomenclatura química de sustitución como hidruros progenitores.
Finalmente, haremos una parada para ver más a fondo un tipo de combinaciones en los que
el hidrógeno se une a elementos muy electronegativos de los grupos 16 y 17. A estos
compuestos no se les considera hidruros ya que son de tipo prótico.
El elemento que acompaña al hidrógeno es mucho más electronegativo y por lo general
también son muy volátiles. Este tipo de compuestos no se nombran como hidruros, sino
como halogenuros de hidrógeno o calcogenuros de hidrógeno.
FUNCIÓN BASE Y SU NOMENCLATURA
En química, base se refiere a una sustancia que al estar en una disolución acuosa libera
iones hidroxilo aumentando sus propiedades alcalinas.
En química, la base o álcalis es una sustancia que al disolverse en un medio acuoso libera
iones hidroxilo (OH­) y presenta propiedades alcalinas.
Inicialmente, las bases se conocían como álcalis, ya que es una sustancia que aumenta el
pH de una solución al liberar hidroxilos, por tanto la alcaliniza. Su nombre deriva del árabe
Al­Qaly, que se traduce como ‘ceniza’.
Las sustancias que tienen un nivel de pH superior a 7 hasta 14 (nivel máximo) son
consideradas como bases y tendrán mayor alcalinidad. Por el contrario, las sustancias con
un pH entre 6 y 0 son consideradas ácidos.
Fue a partir del siglo XIX que se pudo comprender mejor qué es una base y un ácido a
partir de los estudios realizados por los científicos Svante August Arrhenius (1887),
Johannes N. Brønsted y Thomas M. Lowry (1923, teoría ácido­base), y Gilbert N. Lewis
(1923).
CARACTERÍSTICAS DE LAS BASES
Entre las principales características de las bases se pueden mencionar las siguientes:









Según la temperatura, las bases pueden encontrarse en sustancias líquidas, sólidas o
gaseosas.
Se pueden clasificar en bases fuertes o bases débiles según su disociación, es decir,
su capacidad de aportar iones OH­.
Tienen un sabor amargo.
Pueden haber bases que conserven sus propiedades en sustancias puras o diluidas.
Las bases varían según su grado de pH.
En disoluciones acuosas pueden ser conductores de electricidad.
En el tacto resultan jabonosas.
Son corrosivas en diversos metales.
Al combinarse con los ácidos forman sal.


Al olerlos pueden generar irritaciones.
Pueden resultar irritantes en la piel porque disuelven la grasa.
EJEMPLOS DE BASES

Base­jabón
Los jabones son productos de uso diario que forman parte de las bases químicas. Su uso
forma parte del cuidado y aseo personal.
Las bases son ampliamente utilizadas en diversos tipos de industria, generalmente, como
catalizador o reactivos. De allí que se empleen en la industria alimenticia, médica,
manufacturación de jabones y disolventes, manufacturación de baterías eléctricas, química,
entre otras. Algunos ejemplos de bases son:








Soda cáustica (NaOH).
Bicarbonato de sodio (NaHCO3, desodorante).
Amoníaco (NH3).
Hidróxido de magnesio (Mg(OH)2, laxante).
Hidróxido de calcio (CaOH, cal).
Hipoclorito de sodio (NaCIO, cloro de limpieza).
Hidróxido de potasio (KOH, jabón).
Floruro de calcio (CaF2, permite trabajar con ondas infrarrojas o ultravioletas)
TIPOS DE BASES
Existen dos tipos de bases que son:
 Base fuerte: es aquella que se disocia en el agua y aporta mayor número de iones.
Por ejemplo, el hidróxido de sodio.
 Base débil: aporta iones OH­ de manera equilibrada con el número de moléculas
que hay en el medio.
NOMENCLATURAS BÁSICAS
Las nomenclaturas de las bases se forman a partir del nombre del elemento que se junta con
el ion de hidroxilo (OH), se toma el número de valencia y se combinan. Por ejemplo:
CuOH2: hidróxido de cobre, Zn(OH)2: hidróxido de zinc.
¿CÓMO SE ESCRIBE LA FÓRMULA QUÍMICA?
La fórmula química se escribe en el siguiente orden: primero el elemento metálico y
luego, entre paréntesis, el ión hidróxido. Se representan mediante la fórmula general:
Donde “x” es el número de oxidación con el que actúa el metal.
Por ejemplo, el hidróxido que forma el óxido de potasio al reaccionar con el agua es KOH,
y el que forma el óxido ferroso es Fe(OH) 2.
¿QUÉ REACCIÓN OCURRE?
Los óxidos básicos reaccionan con el agua originando hidróxidos. La ecuación general
puede escribirse de la siguiente forma:
ÓXIDO BÁSICO + AGUA --> HIDRÓXIDO
Continuando con los ejemplos anteriores, veamos como se escribe la ecuación química
de formación del KOH y del Fe(OH)2:
Para el segundo ejemplo:
¿CÓMO SE NOMBRAN?
Para nombrarlos, podemos utilizar las tres nomenclaturas vistas anteriormente,
anteponiendo la palabra hidróxido.
Continuando con el ejemplo del KOH:
En el caso del Fe(OH)2:
FUNCIÓN SAL Y SU NOMENCLATURA
Se denomina sales a los compuestos químicos que son el resultado de un enlace iónico
entre partículas químicas con carga positiva (cationes) y otras con carga negativa (aniones).
Son el resultado típico de la reacción química entre un ácido y una base, también conocida
como reacción de neutralización.
Las sales se pueden clasificar según la cantidad y tipo de iones (H+ y OH-) que las
componen: sales basicas, sales acidas, sales neutras, sales mixtas y sales hidratadas
La función sal o cloruro de sodio (NaCl) es una sustancia inorgánica que se utiliza
comúnmente en la cocina como condimento y conservante de alimentos. Se encuentra
presente en la mayoría de los alimentos procesados y se añade a las comidas para realzar el
sabor.La nomenclatura química de la sal es cloruro de sodio, lo que significa que es una
combinación de cloro y sodio. Su fórmula química es NaCl, donde Na es el símbolo del
sodio y Cl es el símbolo del cloro.
La sal es un compuesto iónico, lo que significa que está formado por iones con cargas
opuestas. El sodio es un catión con una carga positiva (+), mientras que el cloro es un anión
con una carga negativa (-).
SALES NEUTRAS
Las sales binarias son combinaciones de 2 elementos distintos del hidrógeno y del oxígeno.
Las uniones de un elemento metálico con un elemento no metálico forman una sal neutra,
mientras que la unión de un elemento no metálico con otro elemento no metálico forman
una sal volátil.
Los tipos de sales neutras que existen son: fluoruros, cloruros, bromuros, yoduros,
astaturos, sulfuros, telururos, seleniuros, nitruros, fosfuros, arseniuros, antimoniuros,
boruros, carburos y siliciuros.
Formulación de las sales neutras
Las formulaciones de las sales neutras siguen el siguiente modelo: MaNb, donde M:
elemento metálico, N: elemento no metálico, a: valencia del elemento no metálico y b:
valencia del elemento metálico.
Hay que tener en cuenta que el elemento no metálico siempre actua con la valencia fija, y
esta valencia será con la que actúa frente al hidrógeno. Por lo tanto los elementos no
metálicos tendrán las siguientes valencias:
F-1, Cl-1, Br-1, I-1, At-1, S-2, Te-2, Se-2, N-3, P-3, As-3, Sb-3, B-3, C-4, Si-4
Nomenclatura de las Sales neutras
Las sales neutras se nombran mediante la nomenclatura tradicional, nomenclatura
sistemática y la nomenclatura de stock.
Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de las sales neutras se realiza
nombrando el elemento no metálico terminado en uro seguido del elemento metálico. Para
ello se debe de tener en cuenta la valencia del elemento metálico siguiendo los siguientes
criterios:




Una valencia: ...uro ...ico
o Li+1 + F-1 » LiF: fluoruro lítico
Dos valencias:
o Menor valencia: ...uro ...oso
 Ni+2 + F-1 » NiF2: fluoruro niqueloso
o Mayor valencia: ...uro ...ico
 Ni+3 + F-1 » NiF3: fluoruro niquélico
Tres valencias:
o Menor valencia: ...uro hipo...oso
 Ti+2 + F-1 » TiF2: fluoruro hipotitanioso
o Valencia intermedia: ...uro ...oso
 Ti+3 + F-1 » TiF3: fluoruro titanioso
o Mayor valencia: ...uro ...ico
 Ti+4 + F-1 » TiF4: fluoruro titánico
Cuatro valencias:
o Primera valencia (baja): ...uro hipo...oso
 U+3 + F-1 » UF3: fluoruro hipouranioso
o Segunda valencia: ...uro ...oso
 U+4 + F-1 » UF4: fluoruro uranioso
o Tercera valencia: ...uro ...ico
 U+5 + F-1 » UF5: fluoruro uránico
o Cuarta valencia (alta): ...uro per...ico
 U+6 + F-1 » UF6: fluoruro peruránico
Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock de las sales binarias se comienza
nombrando la raíz del elemento no metálico terminado en uro seguido por la valencia en
números romanos entre paréntesis y seguido del elemento metálico junto al prefijo
correspondiente a su valencia.
Ejemplos:
Au2S: sulfuro de oro (I)
FeBr3: bromuro de hierro (III)
Cuando el elemento metálico sólo tenga una valencia no hace falta indicar con números
romanos la valencia del elemento.
Ejemplo:
CaF2: fluoruro de calcio, en lugar de fluoruro de calcio (II).
Nomenclatura sistemática: en esta nomenclatura se indica mediante un prefijo el número de
átomos del elemento no metálico segido del elemento no metálico terminado en uro todo
ello seguido del elemento metálico con su prefijo correspondiente.
Los prefijos utilizados que indican el número de átomos en esta nomenclatura son:







1 átomo: Mono
2 átomos: Di
3 átomos: Tri
4 átomos: Tetra
5 átomos: Penta
6 átomos: Hexa
7 átomos: Hepta…..
Ejemplos:
Au2S:monosulfuro de dioro
Au2S3: trisulfuro de dioro
Cuando el elemento metálico sólo presenta un átomo, no se indica el prefijo mono
Ejemplos:
CaF2: difluoruro de calcio, en lugar de difluoruro de monocalcio
FeBr3: tribromuro de hierro, en lugar de tribromuro de monohierro.
La función de las sales mixtas es similar a la de cualquier otra sal: proporcionar iones en
solución para llevar a cabo reacciones químicas, estabilizar pH, formar precipitados, entre
otras aplicaciones. Sin embargo, debido a la combinación de diferentes iones en su
estructura, las sales mixtas pueden tener propiedades y aplicaciones específicas.
En cuanto a la nomenclatura de las sales mixtas, se utiliza un sistema de nomenclatura
basado en los nombres de los iones que componen la sal. A continuación, te daré un
ejemplo de cómo se nombra una sal mixta específica:
Supongamos que tenemos una sal mixta que contiene iones de sodio (Na⁺) y potasio (K⁺)
como cationes, e iones de cloruro (Cl⁻) y bromuro (Br⁻) como aniones. La nomenclatura de
esta sal mixta sería la siguiente:
Primero se nombran los cationes en orden alfabético: sodio y potasio.
Luego se nombran los aniones en orden alfabético: bromuro y cloruro.
Se añade el sufijo "-ato" a los aniones para indicar que están en forma de sal.
Por lo tanto, el nombre de esta sal mixta sería "citrato de sodio y potasio bromuro y
cloruro". Esta nomenclatura indica que la sal contiene los iones de citrato, sodio y potasio,
además de bromuro y cloruro.
Es importante tener en cuenta que este es solo un ejemplo hipotético y que las mixtas de
ventas pueden contener diferentes combinaciones de iones, lo que afectará su nomenclatura
específica. Por lo tanto, es necesario determinar los iones presentes en la sal mixta en
cuestión para nombrarla adecuadamente.
SALES NEUTRAS BINARIAS Y SU NOMENCLATURA.
Historia.
La historia de las sales neutras binarias se remonta a los inicios de la química
inorgánica y a los estudios sobre la formación y nomenclatura de compuestos químicos.
Aquí hay un breve resumen de su historia:
1. Siglo XVIII: Durante este periodo, los químicos comenzaron a investigar y clasificar los
compuestos químicos. Uno de los primeros hitos en el estudio de las sales neutras binarias
fue la clasificación de los ácidos por parte de Antoine Lavoisier en 1787. Lavoisier
describió cómo los ácidos se combinan con los metales para formar sales.
2. Siglo XIX: En esta época, el estudio sistemático de las sales neutras binarias y su
nomenclatura se intensificó. El químico sueco Jöns Jacob Berzelius, conocido como el
padre de la química moderna, propuso un sistema de nomenclatura basado en la
composición química de los compuestos. En su sistema, utilizó el sufijo "-uro" para los no
metales en las sales neutras binarias.
3. Siglo XX: A medida que avanzaba el siglo XX, se desarrollaron técnicas más
sofisticadas para el análisis y la identificación de compuestos. Esto permitió un mayor
entendimiento de las sales neutras binarias y su estructura molecular. Además, se
establecieron convenciones internacionales para la nomenclatura química, como las reglas
de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC).
4. Actualidad: En la actualidad, la nomenclatura de las sales neutras binarias sigue las
pautas establecidas por la IUPAC. Estas reglas proporcionan una nomenclatura sistemática
y consistente para los compuestos inorgánicos, incluyendo las sales neutras binarias.
La historia de las sales neutras binarias se relaciona con el desarrollo de la química
inorgánica y la comprensión de la formación y nomenclatura de compuestos químicos a lo
largo de los siglos.
¿Que son las sales neutras binarias?
Las sales neutras binarias son compuestos químicos inorgánicos que consisten en la
combinación de un metal con un no metal. Estas sales se caracterizan por no tener cargas
eléctricas netas y se forman a través de la transferencia de electrones entre el metal y el no
metal.
Nomenclatura de las sales neutras binarias.
La nomenclatura de las sales neutras binarias sigue una regla específica. El nombre de la sal
se forma utilizando el nombre del metal seguido del nombre del no metal con el sufijo "uro". A continuación, te explico los pasos para nombrar una sal neutra binaria:
1. Identifica el metal y el no metal presente en la sal.
2. Escribe el nombre del metal tal como aparece en la tabla periódica.
3. Escribe el nombre del no metal con el sufijo "-uro".
4. Une ambos nombres para formar el nombre de la sal.
Ejemplo.
Compuesto: NaCl (cloruro de sodio)





El metal es el sodio (Na).
El no metal es el cloro (Cl).
El nombre del metal es "sodio".
El nombre del no metal con el sufijo "-uro" es "cloruro".
El nombre de la sal es "cloruro de sodio".
De esta manera, se puede aplicar estos pasos para nombrar otras sales neutras binarias
según los metales y no metales involucrados en cada caso.
Formula de las sales neutras binarias.
SALES TERNARIAS Y SU NOMECLATURA
Las sales ternarias son compuestos iónicos de tres elementos que derivan de la sustitución
de un hidrógeno por otro catión en los ácidos ternarios. Ordinariamente, los elementos de
estas sales son: un metal, un no metal y oxígeno. Entonces, pueden considerarse como
“sales oxigenadas”.
Las fórmulas químicas de las sales ternarias conservan el anión de su ácido ternario
precursor (oxoácido), cambiando el H+ por un catión metálico o por el ion amonio (NH4+).
En otras palabras, en un oxoácido con fórmula simple HAO, su sal ternaria tendrá por
fórmula MAO.
Un ejemplo aclaratorio es en el caso de la sustitución de los dos protones ácidos del H2SO4
(ácido sulfúrico) por el catión Cu2+. Debido a que cada protón suma una carga de +1, los
dos protones equivalen a la carga de +2 del ion de cobre. Queda entonces CuSO4, cuya
nomenclatura correspondiente es sulfato de cobre (II) o sulfato cúprico.
En la química de las sales ternarias, sus propiedades y nombres dependen de la naturaleza
de los cationes y aniones que conforman el sólido iónico.
NOMENCLATURA
Existen muchos métodos y reglas nemotécnicas para memorizar y aprender la nomenclatura
de las sales ternarias.
Las primeras confusiones pueden originarse debido a que esta varía, bien sea por la
valencia del metal M o por el estado de oxidación del elemento no metálico.
No obstante, el número de átomos de O en el anión es de gran utilidad al momento de
nombrarlas. Este anión, al provenir del ácido ternario precursor, define gran parte de la
nomenclatura.
Por esta razón, es recomendable primero recordar la nomenclatura de ciertos ácidos
ternarios, las cuales sirven de apoyo para nombrar a sus sales.
La nomenclatura de algunos ácidos ternarios con sufijo “ico”, y el correspondiente número
de oxidación del elemento central, son:
+3
H3BO3 – Ácido bórico.
+4
H2CO3 – Ácido carbónico.
H4SiO4 – Ácido silícico.
+5
HNO3 – Ácido nítrico.
H3PO4 – Ácido fosfórico.
H3AsO4 – Ácido arsénico.
HClO3 – Ácido clórico.
HBrO3 – Ácido brómico.
HIO3 – Ácido yódico.
+6
H2SO4 – Ácido sulfúrico.
H2SeO4 – Ácido selénico.
H6TeO6 – Ácido telúrico.
Los estados de oxidación (+3, +4, +5 y +6) son iguales al número del grupo al que
pertenecen los elementos.
Así, el boro pertenece al grupo 3A (13), y tiene tres electrones de valencia que puede ceder
a los átomos de O. Lo mismo ocurre para el carbono y el silicio, ambos del grupo 4A (14),
con cuatro electrones de valencia.
Así hasta el grupo 7A (17) de los halógenos, los cuales incumplen con la regla de los ácidos
ternarios “ico”. Cuando estos tienen estados de oxidación de +7, a sus ácidos “ico” se añade
el prefijo “per”.
Número de átomos de oxígeno
Memorizando los anteriores ácidos ternarios “ico”, la nomenclatura se modifica en función
del número creciente o decreciente de átomos de O.
Si hay una unidad menor de O, el ácido cambia el sufijo “ico” por el sufijo “oso”; y si hay
dos unidades menos, el nombre adicionalmente añade el prefijo “hipo”.
Por ejemplo, para el HIO2 su nomenclatura es ácido yodoso; para el HIO,
ácido hipoyodoso; y para el HIO4, ácido peryódico.
Entonces, para nombrar las sales ternarias, a los aniones de los ácidos “ico” se les cambia el
sufijo por “ato”; y para aquellas con sufijo “oso”, se les cambia por “ito”.
Volviendo con el ejemplo del ácido yódico HIO3, cambiando el H+ por el sodio Na+, se tiene
el nombre de su sal ternaria: yodato de sodio, NaIO3.
Del mismo modo, para el ácido yodoso HIO2, su sal sódica es yodito de sodio (NaIO2); para
el ácido hipoyoso HIO, es hipoyodito de sodio (NaIO o NaOI); y para el ácido
peryódico, peryodato de sodio (NaIO4).
Lo mismo aplica para el resto de los ácidos “ico” enlistados por los estados de oxidación
arriba mencionados, bajo la acotación de que el prefijo “per” se da en aquellas sales con
una unidad de O mayor (NaClO 4, perclorato de sodio).
Propiedades de las sales ternarias
Son compuestos predominantemente iónicos, cristalinos, con interacciones
intermoleculares regidas por las fuerzas electrostáticas, lo cual trae como consecuencia
elevados puntos de fusión y ebullición.
Debido a que poseen oxígeno cargado negativamente, pueden formar puentes de hidrógeno
en solución acuosa, disolviendo sus cristales únicamente si este proceso beneficia
energéticamente a los iones; de lo contrario, la sal ternaria permanece insoluble (Ca 3(PO4)2,
fosfato de calcio).
Estos puentes de hidrógeno son responsables de los hidratos de estas sales, y a estas
moléculas de agua se les conoce como agua de cristalización.
Ejemplos de sales ternarias
Las sales ternarias ocupan lugar en la vida diaria, enriqueciendo los alimentos,
medicamentos o en objetos inanimados como los cerillos y un extintor.
Por ejemplo, la frescura de las frutas y vegetales es conservada en lapsos mayores por
acción del sulfito de sodio y del sulfito ácido de sodio (Na 2SO3 y NaHSO3).
En las carnes rojas, su color encarnado se conserva mediante los aditivos de nitrato y nitrito
de sodio (NaNO3 y NaNO2).
Asimismo, en algunos productos enlatados el desagradable sabor metálico es contrarrestado
por los aditivos de fosfato de sodio (Na3PO4). Otras sales, como FeSO4, CaCO3, Fe3(PO4)2,
también se encuentran en los cereales y panes.
Los carbonatos constituyen el agente químico de los extintores, los cuales a altas
temperaturas producen CO2 ahogando el fuego.
Sales ternarias adicionales




Ba(NO3)2.
(NH4)3PO4.
SrSO4.
KClO3.


CaCrO4 (cromato de calcio).
KMnO4 (permanganato de potasio).
SALES ACIDAS Y SU NOMENCLATURA
Este tipo de sales se forman cuando reacciona una base con un ácido y se neutralizan
parcialmente los hidrógenos sustituibles del ácido. Los ácidos involucrados deben tener 2 o
más hidrógenos sustituibles en sus moléculas, quedando una o más de ellos en la estructura
de la sal.
La fórmula de la sal ácida se escribe, primero, indicando el símbolo químico del metal y
luego el anión del ácido. Como quedaron hidrógenos sin reaccionar, se colocan éstos en
segundo lugar y luego, el resto del anión. Escrito el anión y el catión, se intercambian sus
cargas y se simplifica si es posible.
Para nombrar las sales ácidas se antepone la palabra hidrógeno al nombre de la sal neutra y
entre paréntesis, el número de oxidación del no metal o indicando el número de hidrógenos
no sustituidos en la molécula, usando el prefijo que le corresponda. Por ejemplo, la sal
NaHS se denomina hidrogenosulfuro de sodio, pues el anión HS­ proviene del ácido
sulfhídrico (H2S). El hidrogenocarbonato de litio (LiHCO3), cuyo anión viene del ácido
carbónico (H2CO3).
Otra forma de nombrar las sales ácidas, es haciendo el cambio de terminación, indicado
anteriormente para el anión proveniente del ácido y anteponiendo la palabra "ácido" al
nombre del metal (N. tradicional).
SALES BÁSICAS Y SU NOMENCLATURA.
Trayectoria de las sales básicas
La trayectoria de las sales básicas se remonta a los estudios de los químicos sobre los
compuestos inorgánicos y las reacciones químicas. Aquí tienes un resumen de su
trayectoria:
1. Descubrimiento del hidróxido de sodio: A lo largo de la historia, los químicos
observaron que al disolver ciertos metales en agua se producían soluciones alcalinas. Uno
de los primeros ejemplos fue el descubrimiento del hidróxido de sodio (NaOH) en el siglo
XIII por los alquimistas árabes. Este compuesto se obtiene mediante la reacción del sodio
con agua.
2. Investigación de propiedades básicas: A medida que avanzaba la química, los científicos
comenzaron a estudiar las propiedades básicas de las soluciones de hidróxidos metálicos.
Se descubrió que estas soluciones tenían un sabor amargo, eran resbaladizas al tacto y
podían neutralizar ácidos.
3. Desarrollo de métodos de síntesis: A lo largo del tiempo, se desarrollaron diversos
métodos para la síntesis de sales básicas. Estos métodos incluyen la reacción directa de un
metal con agua o la reacción de un óxido metálico con agua. También es posible obtener
sales básicas mediante la neutralización de ácidos con hidróxidos metálicos.
4. Propiedades y aplicaciones: A medida que se investigaban las sales básicas, se
descubrieron sus propiedades y aplicaciones. Estas sustancias se utilizan en numerosos
campos, como la industria química, la fabricación de productos de limpieza, la producción
de productos farmacéuticos y cosméticos, y en la agricultura.
5. Nomenclatura y clasificación: A lo largo de la historia de la química, se establecieron
reglas y convenciones para la nomenclatura y clasificación de las sales básicas. La
nomenclatura actual sigue las pautas establecidas por la Unión Internacional de Química
Pura y Aplicada (IUPAC).
La trayectoria de las sales básicas abarca desde su descubrimiento inicial hasta su síntesis,
estudio de propiedades y aplicaciones, así como el desarrollo de reglas de nomenclatura y
clasificación.
¿Qué son las sales básicas?
Las sales básicas, también conocidas como hidróxidos metálicos, son compuestos
inorgánicos formados por la combinación de un metal y el grupo hidroxilo (OH-). Estas
sustancias se caracterizan por tener un carácter básico debido a la presencia del ion
hidróxido, que puede aceptar protones (iones H+) en una reacción química.
Nomenclatura de las sales básicas
La nomenclatura de las sales básicas sigue una convención específica que implica utilizar el
nombre del metal seguido de la palabra "hidróxido". A continuación, te presento los pasos
para nombrar una sal básica:
1. Identifica el metal presente en la sal básica.
2. Escribe el nombre del metal tal como aparece en la tabla periódica.
3. Añade la palabra "hidróxido" después del nombre del metal.
Ejemplo.
Compuesto: NaOH (hidróxido de sodio)
 El metal es el sodio (Na).
 El nombre del metal es "sodio".
 Añade la palabra "hidróxido" después del nombre del metal.
 El nombre de la sal básica es "hidróxido de sodio".
De esta manera, se puede aplicar estos pasos para nombrar otras sales básicas según los
metales involucrados en cada caso.
Es importante destacar que, en la nomenclatura de las sales básicas, no se utiliza un prefijo
numérico para indicar la cantidad de iones hidróxido presentes, ya que siempre hay un ion
hidróxido por cada metal en la fórmula.
SALES MIXTAS Y SU NOMENCLATURA
Las sales mixtas son compuestos, resultado de sustituir los hidrógenos de un ácido por
átomos metálicos distintos de hidróxidos.
FORMACION: Son compuestos cuaternarios que resultan de la acción de dos radicales y
ácidos oxácidos diferentes sobre un mismo metal se lo nombra primero por los radicales y
luego el metal.
Ejemplo:
HCL + H2S + FE(OH)3­­­­­­> 3H2O + FECLS ......> CLORURO SULFURO FÉRRICO.
Nomenclatura

Si una sal contiene dos cationes, el que tiene la carga más baja se escribe primero y
se nombra después del anión; de otra manera la nomenclatura es la misma como
para otras sales.

Ejemplo: fosfato de potasio y calcio

Ejemplo: sulfato disódico de calcio
CATIONES MONO Y POLIATÓMICOS Y SU NOMENCLATURA
 Los cationes monoatómicos son iones positivos que se forman cuando un
átomo pierde uno o más electrones.
Estos iones tienen carga positiva porque la cantidad de protones en el núcleo es
mayor que la cantidad de electrones en la nube electrónica. Los cationes
monoatómicos tienen
una gran importancia en la química debido a su capacidad para formar enlaces
con otros iones y/o átomos, lo que resulta en la formación de compuestos
químicos.
La nomenclatura de los cationes monoatómicos se basa en el nombre del
elemento químico del que provienen, pero con el sufijo "-io" al final, seguido de su
carga. Es importante mencionar que la carga se representa en números romanos
que indican la cantidad de electrones perdidos por el átomo original. Por ejemplo,
el cation monoatómico del sodio (Na) es el ion sodio (Na+), que ha perdido un
electrón para adquirir una carga positiva. Por lo tanto, su nomenclatura es "catión
sodio (I)" o simplemente "ion sodio".La nomenclatura de los cationes
monoatómicos es importante porque permite a los químicos nombrar y
comunicarse sobre diferentes iones en los compuestos químicos. Además, ayuda
a predecir la fórmula química de los compuestos iónicos, ya que se basa en la
carga de los iones presentes. Por ejemplo, cuando se combinan el ion sodio y el
ion cloruro (Cl-), forman el compuesto iónico cloruro de sodio (NaCl), donde la
carga positiva y negativa se balancean. En este caso, la nomenclatura del catión y
del anión no cambia, pero la presencia de ambas cargas es esencial para la
formación del compuesto iónico estable y para su correcta nomenclatura
Otro ejemplo es el ion calcio (Ca2+). El calcio, al perder dos electrones, adquiere
una carga positiva de dos. Su nombre sistemático es "catión calcio (II)" o
simplemente "ion calcio". Otros cationes monoatómicos comunes incluyen el ion
hidrógeno (H+), el ion magnesio (Mg2+), el ion hierro (Fe2+ o Fe3+), el ion cobre
(Cu+ o Cu2+) y el ion plata (Ag+). En todos estos casos el elemento químico
original (hidrógeno, magnesio, hierro, cobre o plata) ha perdido uno o más
electrones para adquirir carga positiva.
En resumen, la nomenclatura de los cationes monoatómicos es fundamental para
la química ya que esta permite nombrar a los iones, comunicarse acerca de ellos,
y predecir la fórmula química de los compuestos iónicos. Al nombrar los cationes
monoatómicos se incluye el nombre del elemento original seguido del sufijo "-io", y
se agrega el número romano que indica la carga del ion.
 Los cationes poliatómicos son iones que contienen más de un átomo y
tienen carga positiva. Estos cationes son comunes en química y se pueden
encontrar en muchas sustancias, como sales y compuestos orgánicos.
Algunos de los cationes poliatómicos más comunes incluyen el ion
carbonato, el ion sulfato y el ion fosfato. Todos estos cationes tienen una
carga positiva y pueden combinarse con aniones para formar sales.
La nomenclatura de los cationes poliatómicos es importante para identificar y
nombrar correctamente los diferentes tipos de iones. Al igual que con los cationes
monoatómicos, los nombres de los cationes poliatómicos a menudo están basados
en el nombre del elemento que lo forma. Sin embargo, debido a que estos iones
contienen múltiples átomos, también pueden tener sufijos y prefijos agregados a
sus nombres.
Por ejemplo, el ion carbonato tiene tres átomos, dos átomos de oxígeno y un
átomo de carbono. Debido a que existe más de un átomo de oxígeno, se usa el
sufijo "-ato" para indicar que se trata de una especie poliatómica. Por lo tanto, el
nombre del ion es carbonato. De manera similar, el ion sulfato tiene cuatro
átomos, tres átomos de oxígeno y un átomo de azufre, y por lo tanto se llama
sulfato. Además, el ion fosfato tiene cinco átomos, cuatro de oxígeno y uno de
fósforo, y su nombre es fosfato.
En algunos casos, los iones poliatómicos pueden tener un prefijo o sufijo agregado
a sus nombres para indicar que la especie tiene una carga positiva. Por ejemplo,
el ion amonio contiene un átomo de nitrógeno y cuatro átomos de hidrógeno. El
prefijo "ammonio" se agrega para indicar que el ion tiene una carga positiva y se
llama ion de amonio.
FORMULACIÓN QUIMICA
La formulacion quimica se refiere al proceso de representar y escribir las formulas
quimicas de los compuestos quimicos. Una fórmula química es una expresión simbólica
que indica la composición y proporción de los elementos que forman un compuesto.
En la formulación química, se utilizan símbolos químicos para representar los elementos y
subíndices numéricos para indicar la cantidad de átomos de cada elemento en el compuesto.
Por ejemplo, la fórmula química del agua es H2O, donde "H" representa el hidrógeno y "O"
representa el oxígeno. El subíndice "2" indica que hay dos átomos de hidrógeno en el
compuesto.
La fórmula química también puede incluir paréntesis y coeficientes para indicar la
agrupación de elementos y la proporción en la que se combina. Por ejemplo, la fórmula
química del dióxido de carbono es CO2, donde el subíndice "2" indica que hay dos átomos
de oxígeno en el compuesto.
La fórmula química es esencial para comunicar y representar de manera precisa los
compuestos químicos. Permite entender la composición y estructura de los compuestos, así
como predecir su comportamiento químico. Además, la formulación química también se
utiliza en equilibrar ecuaciones químicas y realizar cálculos estequiométricos para
determinar las cantidades de sustancias involucradas en una reacción química.
CONCLUSIÓN
La tabla periódica es una herramienta fundamental en la química y tiene una gran
importancia en el estudio de los elementos y sus propiedades. Proporciona una
organización sistemática de los elementos en función de su estructura atómica, número
atómico y propiedades químicas. La tabla periódica nos permite visualizar y comprender
las tendencias periódicas, como la variación de las físicas y químicas a medida que
avanzamos en los períodos y propiedades. Además, nos ayuda a predecir el comportamiento
químico de los elementos ya establecer relaciones entre ellos. La nomenclatura química
inorgánica es el conjunto de reglas y convenciones utilizadas para nombrar y formular
compuestos químicos inorgánicos. Estas reglas permiten darle un nombre específico a un
compuesto a partir de su fórmula química, y viceversa. La nomenclatura inorgánica es
crucial para la comunicación efectiva en química, ya que proporciona un lenguaje común
para describir los compuestos y facilitar la comprensión y la interpretación de la
información química. La formulación química se refiere a la representación escrita de los
compuestos químicos utilizando símbolos y subíndices para indicar la proporción de
átomos de cada elemento en el compuesto. La fórmula química proporciona información
sobre la composición y la estructura de un compuesto, lo que permite entender cómo los
elementos se combinan para formar sustancias nuevas.
En resumen, la tabla periódica es esencial para comprender la estructura y las propiedades
de los elementos, la nomenclatura química inorgánica nos permite nombrar y comunicar de
manera precisa los compuestos químicos, y la formulación química nos ayuda a representar
y comprender la composición de los compuestos. Estos tres aspectos son fundamentales en
el estudio y la práctica de la química.
BIBLIOGRAFÍA
https://agrarias.campus.mdp.edu.ar/mod/page/view.php?id=4195
https://es.wikipedia.org/wiki/Sales_ternarias
http://guatequimica.com/bootstrap/pages/nomenclatura/sales-mixtas.html
https://lidiaconlaquimica.wordpress.com/2016/08/05/formulacion-y-nomenclatura-losperoxidos-y-otrosoxidos/#:~:text=La%20f%C3%B3rmula%20general%20de%20los,representa%20su
%20n%C3%BAmero%20de%20oxidaci%C3%B3n.
https://prezi.com/yrudrw0dvvi7/salesterciarias/#:~:text=Se%20nombra%20de%20manera%20similar,n%C3%BAmeros%
20romanos%20y%20entre%20par%C3%A9ntesis.
https://www.significados.com/base/#:~:text=Las%20nomenclaturas%20de%20las%20
bases,)2%3A%20hidr%C3%B3xido%20de%20zinc.
https://www.significados.com/acidos-y-bases/
https://agrarias.campus.mdp.edu.ar/pluginfile.php/14878/mod_resource/content/1/2.
%20Tabla%20N%C2%BA%20de%20oxidaci%C3%B3n.pdf
https://es.wikipedia.org/wiki/Estado_de_oxidaci%C3%B3n
https://www.juntadeandalucia.es/averroes/centrostic/14700420/helvia/aula/archivos/repositorio/0/1/html/Iniciacion_Interactiva_Materia
/materiales/moleculas/activfinal.htm#:~:text=Las%20mol%C3%A9culas%20est%C3
%A1n%20formadas%20normalmente,siempre%20formadas%20por%20%C3%A1t
omos%20iguales.
https://blog.analitek.com/espectrometria-de-masas-ms-fundamento-y-equipos-0-1