Nomenclatura y propiedades de hidruros, óxidos, sales y enlaces químicos

Hidruros, óxidos y sales: tipos y nomenclatura

Hidruros metálicos

Hidruros metálicos (Hidrógeno + metales). El hidruro se forma cuando el hidrógeno se combina con metales. Ejemplos:

• CaH₂ — hidruro de calcio.
• MnH₂ — dihidruro de manganeso (hidruro de manganeso(II)).
• CuH — monohidruro de cobre (hidruro de cobre(I)).

Hidruros volátiles (grupos 13, 14 y 15)

Son compuestos moleculares formados por H unido a elementos del bloque p. Ejemplos:

• BH₃ — trihidruro de boro (borano), también denominado hidruro de boro(III).
• CH₄ — metano (tetrahidruro de carbono), hidruro de carbono(IV).

Hidrácidos (hidruros no metálicos, grupos 16 y 17)

Cuando los hidruros de no metales están en solución acuosa (ac. o aq.) se nombran como ácidos (no se indica número de oxidación para el H porque su número de oxidación es +1). Ejemplos:

• H₂Se — ácido selenhídrico (selenuro de hidrógeno en nomenclatura del anión).
• HI — ácido yodhídrico (yoduro de hidrógeno).

Sales binarias

Combinaciones entre un metal y un no metal: M_zX_n. Para nombrarlas se usa la terminación -uro para el anión y el metal con su número de oxidación entre paréntesis si es necesario.

• FeCl₃ — tricloruro de hierro (nombre tradicional) → cloruro de hierro(III) (nomenclatura sistemática).
• Al₂S₃ — trisulfuro de dialuminio, o más habitualmente sulfuro de aluminio (fórmula correcta Al₂S₃).

Halogenuros y compuestos de oxígeno con halógenos

Ejemplos de compuestos entre halógenos y oxígeno:

• OF₂ — difluoruro de oxígeno (fluoruro de oxígeno).
• Cl₂O₃ — dicloruro de trioxígeno (a veces indicado como cloruro de oxígeno(III)).

Hidróxidos

Compuestos con el grupo OH^–. Ejemplo:

• Fe(OH)₂ — hidróxido de hierro(II).

Oxoácidos

Son ácidos que contienen oxígeno. Ejemplos del cloro:

• HClO — ácido hipocloroso.
• HClO₂ — ácido cloroso.
• Regla general: las variantes con menor valencia del elemento central terminan en -oso y las de mayor valencia en -ico (aparecen también los prefijos hipo- y per-).

Oxo-sal (oxosales) — ejemplos y nomenclatura

Las oxo-sal provienen de oxoácidos al sustituir H por un metal. Ejemplos:

• Fe(ClO₃)₃: procede del ácido clórico (HClO₃) → clorato de hierro(III).
• NaNO₂: procede del ácido nitroso (HNO₂) → nitrito de sodio.

También existen nombres sistemáticos tipo trioxonitrato de sodio (NaNO₃) o trioxocarbonato de dipotasio (K₂CO₃), aunque en el uso habitual se emplean los nombres tradicionales (nitrato, carbonato, sulfato, etc.).

Nomenclatura Stock y sistemática (ejemplos)

Ejemplos de nombres en nomenclatura tradicional (Stock) y sistemática:

• KHS → hidrogenosulfuro de potasio (nombre tradicional).
• Ca(HSe)₂ → bis(hidrogenoselenuro) de calcio (nomenclatura sistemática para indicar dos unidades HSe^–).
• Fe(HSe)₃ → tris(hidrogenoselenuro) de hierro(III).

Estructura atómica y espectros

Isótopos

Isótopos: átomos del mismo elemento químico que se diferencian en su masa; tienen el mismo número de protones y distinto número de neutrones.

Iones

Cuando los átomos pierden o ganan electrones pierden su neutralidad y se convierten en iones. La carga del ion coincide con el número de electrones que el átomo gana (ion negativo o anión) o pierde (ion positivo o catión). Un ion se representa con el símbolo del elemento y su carga.

Espectros atómicos

¿Qué es el espectro? Cuando la luz blanca pasa por un prisma se descompone en radiaciones de distinto color; el conjunto ordenado de estas radiaciones constituye un espectro. De forma análoga, al analizar la radiación emitida o absorbida por átomos individuales obtenemos el espectro atómico, que permite identificar cada elemento.

Espectro de emisión: si un material se calienta o se somete a una descarga eléctrica, sus átomos emiten radiación característica. Espectro de absorción: al iluminar un material con luz compleja, se absorben ciertas radiaciones; el espectro resultante es complementario al de emisión del mismo elemento.

Estados atómicos

Estado fundamental: todos los electrones están en los orbitales de menor energía posible.
Estado excitado: al aportar energía a un átomo, algún electrón puede pasar a un nivel superior.

Principio de exclusión de Pauli

En un orbital solo caben dos electrones y, para ocupar el mismo orbital, los dos electrones deben tener espines opuestos.

Regla de Hund (principio de máxima multiplicidad)

Al llenar orbitales de igual energía (por ejemplo, los tres p, los cinco d o los siete f), los electrones se distribuyen desapareados el máximo posible y con espines paralelos.

Propiedades periódicas

Radio atómico

Radio atómico:

• Grupo: al descender en un mismo grupo aumenta el radio atómico porque los electrones ocupan capas de mayor energía (más alejadas del núcleo). → El radio aumenta al bajar en un grupo.
• Periodo: al avanzar en un periodo (de izquierda a derecha) aumenta la carga nuclear efectiva (más protones) y los electrones se atraen con más fuerza, por lo que el radio disminuye. → El radio aumenta de derecha a izquierda.

Energía de ionización (EI)

Energía de ionización: energía necesaria para arrancar un electrón a un átomo en estado gaseoso.

• Grupo: al descender en un grupo la EI disminuye (los electrones están más alejados y son más fáciles de arrancar).
• Periodo: al avanzar de izquierda a derecha en un periodo la EI aumenta (mayor carga nuclear efectiva). → EI disminuye al bajar en un grupo y aumenta de izquierda a derecha en un periodo.

Afinidad electrónica (AE)

Afinidad electrónica (ΔE): energía que cede o desprende un átomo en estado gaseoso al captar un electrón. Cuanta mayor afinidad electrónica, mayor tendencia a formar un anión.

• Grupo: la AE suele disminuir al descender en un grupo (mayor radio → menor atracción sobre el electrón captado).
• Periodo: en general la AE aumenta al avanzar en un periodo (mayor carga nuclear efectiva → mayor atracción por electrones entrantes).

Electronegatividad (EN)

Electronegatividad: tendencia de un átomo a atraer hacia sí el par de electrones de un enlace. No se define para átomos aislados sino en el contexto de enlaces.

• Disminuye al descender en un grupo.
• Aumenta al avanzar de izquierda a derecha en un periodo.

Carácter metálico

Carácter metálico: tendencia a ceder electrones. Aumenta hacia la izquierda y hacia abajo en la tabla periódica (es inversa a la electronegatividad).

Leyes fundamentales de la química

a) Ley de conservación de la masa (Lavoisier): «La materia no se crea ni se destruye, solo se transforma. En una reacción química, la masa de los reactivos es igual a la masa de los productos.»

b) Ley de las proporciones definidas (Proust): «Siempre que dos o más elementos se combinan para formar un mismo compuesto, lo hacen en una proporción en masa constante.»

c) Ley de las proporciones múltiples (Dalton): «Cuando dos elementos se combinan para formar más de un compuesto, las diferentes masas de uno de los elementos que se combinan con una masa fija del otro guardan entre sí una relación de números enteros sencillos.»

Enlaces químicos

1) Enlace iónico

Se forma entre átomos con una diferencia de electronegatividad grande (habitualmente ≥ 1,8 según criterios clásicos). El átomo más electronegativo gana electrones formando un anión y el más electropositivo los pierde formando un catión. La unión es por atracción electrostática.

Propiedades de los compuestos iónicos

• Sólidos a temperatura ambiente con redes cristalinas estables; la energía de red mide su estabilidad.
• Duros y frágiles: la fragilidad se debe a que el desplazamiento que enfrenta cargas del mismo signo induce repulsión y ruptura del cristal.
• Solubles en agua (en muchos casos): las moléculas polares del agua rodean iones y estabilizan la disolución.
• Conducen la electricidad cuando están fundidos o en disolución (los iones son móviles); en estado sólido no conducen porque los iones están fijos en la red.

2) Enlace covalente

Se da entre no metales con electronegatividades parecidas y altas, cuando los átomos comparten electrones para alcanzar una configuración de gas noble. Ejemplos de moléculas covalentes: Cl₂, O₂, N₂, H₂O, CO₂, HCN.

Polaridad del enlace covalente

Si los átomos enlazados tienen la misma electronegatividad, el enlace es covalente apolar (ej. O₂). Si difieren, el enlace es covalente polar y existe un dipolo.

Propiedades de compuestos covalentes

Pueden existir como moléculas discretas (sólidos, líquidos o gases blandos, bajos puntos de fusión/ebullición) o como redes cristalinas covalentes (muy duras, altos puntos de fusión; ejemplo: diamante). No conducen electricidad en general (excepto grafito) y su solubilidad depende de la polaridad: «lo similar disuelve a lo similar».

3) Enlace metálico

Se forma entre átomos metálicos que ceden sus electrones de valencia para crear una nube de electrones que se mueve libremente entre iones positivos. Este modelo explica la conductividad eléctrica y térmica de los metales.

Propiedades de las sustancias metálicas

• Sólidos a temperatura ambiente (salvo Hg que es líquido).
• Altos puntos de fusión en muchos casos, con variaciones entre metales.
• Buena conductividad eléctrica y térmica por la movilidad de la nube electrónica.
• Propiedades mecánicas variables: dureza, ductilidad y maleabilidad (los metales se deforman sin romper la red porque la nube electrónica mantiene la cohesión al desplazarse los iones).