TABLA PERIODICA DE ELEMENTOS

En Internet, podeis encontrar infinidad de tablas periódicas de elementos, no teneis más que escribir en un buscador, por ejemplo en Google: Tabla periódica de elementos y encontrareis infinidad de entradas, como por ejemplo la siguiente, en donde encontrais muchísimas y de todos los tipos, con más o menos información,...

CONCEPTOS BÁSICOS DE QUÍMICA E FORMULACIÓN INORGÁNICA

CLASIFICACIÓN DAS SUBSTANCIAS

SUBSTANCIAS

PURAS

Simples = Elementos

Compostas = Compostos

MESTURAS

Disolucións

Coloides

Suspensións

Aleacións

ELEMENTOS E COMPOSTOS: ÁTOMOS E MOLÉCULAS

Átomo: É a partícula máis pequena dunha substancia que aínda mantén tódalas características desa substancia. Ex.: átomo de ferro.

Substancia pura simple: Cando as partículas máis pequenas que compoñen esa substancia son átomos todos iguais. Ex.: Calquer elemento químico.

Elemento: Son as substancias puras e simples; tamén se lles chama elementos químicos. Ex.: Calquer elemento químico.

Substancia pura composta: Son aquelas en que as súas partículas máis pequenas están formadas de dous ou máis átomos diferentes. Ex.: A auga.

Molécula: É o nome con que se coñece a substancia pura composta. Tamén se coñece co nome de molécula de substancia. Ex.: A auga.

Molécula de elemento: Moitos elementos teñen moléculas como elementos máis pequenos, pero os dous ou máis átomos que a compoñen son iguais. Ex.: O osíxeno.

OS ÁTOMOS E OS ENLACES ENTRE ELES

PARTÍCULAS SUBATÓMICAS

Son partículas máis pequenas que o átomo, é dicir, varias partículas subatómicas forman un átomo.

Se descompoñemos un átomo danos como mínimo tres tipos de partículas subatómicas (agás o hidróxeno). A estas partículas tamén se lles chama quarks, e son partículas pequenísimas das que se compoñen os átomos.

Estas partículas básicas son:

Electrón: Partícula subatómica con carga eléctrica negativa e masa desprezable.

Protón: Partícula subatómica con carga eléctrica positiva e masa unhas 200 veces maior que a do electrón.

Neutrón: Partícula subatómica sen carga eléctrica e masa igual a do protón.

As partículas subatómicas son iguais en tódolos átomos e como consecuencia disto uns átomos so se diferencian dos outros no número de partículas subatómicas que os compoñen e como se dispoñen estas en cada átomo.

COMO SON OS ÁTOMOS?

A palabra átomo significa indivisible, pero hoxe en día sábese que se pode dividir en partículas máis pequenas (subatómicas) e que consta polo menos de dúas ou tres como mínimo.

O tamaño dos átomos é moi pequeno e a unidade que se usa para medilos é o nonámetro (millonésima de milímetro).

No átomo distinguimos:

Núcleo: É a parte central do átomo e nel están os protóns e os neutróns nun número que é típico de cada elemento químico.

Codia: Ao redor do núcleo sitúanse os electróns xirando a gran velocidade, en unha ou varias órbitas. Ao conxunto destas órbitas de electróns chamámoslle codia.

Estado eléctrico: Xeralmente os átomos teñen estado eléctrico neutro, é dicir, teñen o mesmo número de protóns no seu núcleo que de electróns na súa codia.

Exemplos:

Átomo de hidróxeno..........1 protón..........0 neutróns..........1 electrón.

Átomo de helio....................2 protóns........2 neutróns..........2 electróns.

Átomo de litio......................3 protóns........4 neutróns..........3 electróns.

Átomo de uranio...............92 protóns.....146 neutróns.......92 electróns.

Igual que nestes exemplos, podemos facelo con tódolos elementos químicos da táboa periódica.

NÚMERO ATÓMICO.

É o máis característico de cada átomo. É o número de protóns que o átomo ten no seu núcleo. Este número é constante para cada elemento, se variara, sería un elemento diferente.

Sistema periódico: É a táboa onde se ordean tódolos elementos químicos segundo o seu número atómico.

PESO ATÓMICO.

Indícanos as veces que a masa dun átomo, determinado, é maior ca do átomo que tomamos como unidade.

Inicialmentetomouse como unidade a masa do átomo de hidróxeno, pero na actualidade tomamos como unidade a 1/12 parte da masa do átomo de carbono.

O peso atómico vennos dado pola suma dos neutróns e protóns que o átomo do elemento correspondente ten no seu núcleo.

O peso atómico mídese en u.m.a. (Unidades de Masa Atómica).

Exemplo: O peso atómico do Uranio é 238 u.m.a., xa que ten 92 protóns e 146 neutrons no seu núcleo.

Masa atómica: É o nome que tamén se lle da ao peso atómico.

ISÓTOPOS.

Tódolos átomos dun determinado elemento químico teñen o mesmo número de protóns, pero poden ter distinto número de neutróns, co que o seu peso atómico varía. Estes átomos que se caracterizan por ter distinto número de neutróns é os que lles chamamos isótopos.

Exemplo: O peso atómico do carbono é 12 u.m.a., esto quere dicir que ten 6 protóns e 6 neutróns no núcleo; pero existe o chamado carbono 14 (C14), chamado así porque o seu peso atómico é 14 u.m.a., esto indícanos que ten 6 protóns e 8 neutróns no seu núcleo. O C14 é, polo tanto, un isótopo do carbono.

REACCIÓNS NUCLEARES.

Son todas aquelas nas que se transforma o núcleo dos átomos, é dicir, poden variar o número de protóns, o de neutróns ou ámbolos dous a vez.

Si só varían no número de neutróns, cambia o seu peso atómico e polo tanto convírtense en isótopos do mesmo elemento.

Transmutación química: Si varía o número de protóns, cambia o seu peso atómico e o seu número atómico e polo tanto convértese en outro elemento químico distinto.

REACCIÓNS QUÍMICAS.

Son aquelas nas que se modifica a codia do átomo, é dicir, modifícanse as capas de electróns quedando o núcleo inalterado.

As capas de electróns da codia noméanse con letras K, L, M, N,...

Os electróns non se distribúen nas capas de maneira aleatoria, senón que se distribúen segundo leis coñecidas, e o que máis nos importa é que na súa última capa ningún átomo pode ter máis de 8 electróns e na primeira, como máximo, 2 electróns.

Tódolos elementos que teñen na súa última capa 8 electróns, son susbtancias chamadas gases nobles e practicamente non reaccionan con ningunha outra susbtancia. Son moi estables.

Tódolos átomos tenden a ter unha estrutura electrónica estable; tenden a ser como os gases nobles.

Cando na última capa teñen 1, 2 ou 3 electróns, tenden a perdelos, cedéndollos a outros átomos cos que se combinan para formar susbtancias compostas. Ao cedelos, quedan sen ningún electrón na última capa, co que pasan a parecerse, en canto a estructura electrónica ao gas noble que lle precede na táboa periódica.

Cando na última capa teñen 5, 6 ou 7 electróns, tenden a roubar os que lle faltan ata completar os 8 da última capa, co que pasan a parecerse, en canto a estrutura electrónica ao gas noble que lles segue na táboa periódica.

Cando teñen na última capa 4 electróns, tenden a cedelos ou a gañalos, segundo o caso.

Regla do octeto: É a tendencia que teñen os átomos a quedar sen ningún electrón na última capa ou ben completar os 8 posibles como os gases nobles.

Electróns de valencia: Son os electróns que gañan ou perden os átomos que entran en xogo nas reaccións químicas.

Indícannos o valor de cada átomo para reaccionar quimicamente.

Oxidación: Cando un átomo cede electróns, oxídase.

Reducción: Cando un átomo toma electróns, redúcese.

Reaccións redox:Na maioría das reaccións químicas os electróns que cede un átomo, tómanos outros;estas son as chamadas reaccións redox.

IONIZACIÓN.

Ión: Os átomos ou grupos de átomos que ó separarse das moléculas que compoñen levan carga eléctrica, chámanse IÓNS.

Catións: Son os ións positivos.

Se un átomo cede electróns de valencia, queda cargado positivamente.

Anións: Son os ións negativos.

Se un átomo gaña electróns de valencia, queda cargado negativamente.

METAIS E NON METAIS.

Metais: Son os elemntos químicos que tenden a reaccionar cargándose positivamente.

As súas principais características son:

Son sólidos, agás o mercurio.

Teñen brillo propio (metálico).

Son bos conductores da calor.

Son bos conductores da electricidade.

Posúen caracter eléctrico positivo.

Non metais: Son os elementos químicos que tenden a reaccionar cargándose negativamente.

As súas principais características son:

Aparecen nos tres estados físicos.

Non teñen brillo propio.

Son malos conductores da calor.

Son malos conductores da electricidade.

Posúen caracter eléctrico negativo.

Semimetais: Algunhas veces considérase un grupo intermedio de elementos que teñen algunhas características dos metais e outras dos non metais.

ENLACES QUÍMICOS.

Os átomos dos elementos únense entre si para formar compostos; pódeno facer de varias formas, e é a estas formas de unirse ao que chamamos enlace químico.

Enlace iónico: Consiste en ceder ou tomar electróns. O resultado deste enlace, son compostos cuias moléculas dan ións en disolución.

Exemplo.: Cloruro sódico = NaCl (sal común).

Enlace covalente: Consiste en compartir os electróns por pares, un dun átomo e outro do que se lle une quimicamente. O resultado, deste enlace, son compostos cuias moléculas non dan ións en disolución, senón moléculas como partículas máis pequenas.

Exemplo.: Butano =C4H10

O CARBONO.

É o elemento máis importante dos que forman parte dos seres vivos.

O carbono, por ter 4 electróns de valencia, ten facilidade para formar grandes moléculas.

O carbono non ten tendencia nin a tomar nin a ceder estes 4 electróns de valencia, senon a compartilos, polo tanto a formar 4 enlaces covalentes.

As unións covalentes represéntanse por un guión; este guión indícanos un par de electróns de valencia, un por cada átomo que reacciona.

Química orgánica ou do carbono: É aquela na que a base dos seus compostos é o carbono.

O SILICIO.

O mesmo que o carbono, o silicio tamén ten 4 electróns de valencia; forma o mesmo que o carbono, enlaces covalentes, aínda que non con tanta facilidade como o carbono.

Silicatos: Chámaselles así aos minerais cuia base é o silicio.

A FORMULACIÓN QUÍMICA.

NORMAS XERAIS DA I.U.P.A.C.

Representación dos elementos: Os elementos represéntanse por medio de símbolos, así Cu representa ao cobre, Ag a prata, H ao hidróxeno, S ao xofre,... e as substancias represéntanse por fórmulas que deben ser o fiel reflexo da constitución daquelas substancias as que representan (cumprimento da Lei das Proporcións Definidas); así NaCl é a fórmula do cloruro de sodio, H2SO4 a do tetraoxosulfato (VI) de hidróxeno e O2 a da molécula diatómica do osíxeno.

Nomenclatura química: A nomenclatura química (nome que se lle da as substancias) atravesou épocas de grande confusión, debido a pluralidade de nomes que se lle podían dar a unha mesma substancia química e por iso a I.U.P.A.C. (Comisión Internacional de Química Pura e Aplicada) interesouse por este problema e comprometeuse a asignar un solo nome correcto a cada substancia química.

Na actualidade a Nomenclatura e a Formulación que constitúen a linguaxe da química fundaméntanse nas normas dictadas pola I.U.P.A.C., entendendo que formulación significa asignar unha fórmula a cada substancia e nomenclatura significa asociarlle o nome correspondente.

Fórmula....................Nome

NaCl..................................Cloruro de sodio

H2SO4..............................Tetraoxosulfato (VI) de hidróxeno

NaOH................................Hidróxido de sodio

H2......................................Hidróxeno

Debe procurarse, que nas fórmulas a parte máis positiva ou metálica apareza antes da parte negativa ou non metálica.

Ben....................Mal

NaCl........................ClNa

CaO.........................OCa

H2SO4....................SO4H2

Cl2O5......................O5Cl2

SÍMBOLOS DOS PRINCIPAIS ELEMENTOS QUÍMICOS.

VER A TÁBOA PERIÓDICA DE ELEMENTOS.

Relación dos símbolos dos elementos quimicos considerados de maior interese:

NOME / SÍMBOLO

Actinio / Ac

Aluminio / Al

Antimonio / Sb

Argón / Ar

Arsenico / As

Xofre / S

Bario / Ba

Berilio / Be

Bismuto / Bi

Boro / B

Bromo / Br

Cadmio / Cd

Calcio / Ca

Carbono / C

Cerio / Ce

Cesio / Cs

Chumbo / Pb

Cinc / Zn

Cloro / Cl

Cobalto / Co

Cobre / Cu

Cromo / Cr

Curio / Cm

Einstenio / Es

Erbio / Er

Estaño / Sn

Estroncio / Sr

Europio / Eu

Fermio / Fm

Ferro / Fe

Flúor / F

Fósforo / P

Francio / Fr

Galio / Ga

Helio / He

Hidróxeno / H

Indio / In

Iodo / I

Iridio / Ir

Litio / Li

Magnesio / Mg

Manganesio / Mn

Mercurio / Hg

Níquel / Ni

Nitróxeno / N

Ouro / Au

Osíxeno / O

Paladio / Pd

Platino / Pt

Potasio / K

Prata / Ag

Radio / Ra

Rubidio / Rb

Rutenio / Ru

Samario / Sm

Selenio / Se

Silicio / Si

Sodio / Na

Telurio / Te

Terbio / Tb

Titanio / Ti

Uranio / U

Vanadio / V

Wolframio / W

Xenón / Xe

Xermanio / Ge

AS FÓRMULAS E O SEU SIGNIFICADO.

A fórmula dunha substancia química, representa a dita substancia química é e o reflexo fiel da súa composición. Así, cando decimos que o tetraoxosulfato (VI) de hidróxeno ten por fórmula H2SO4, ponse de manifesto que a molécula do tetraoxosulfato (V) de hidróxeno contén 1 átomo de Xofre, 2 de hidróxeno e 4 de osíxeno.

En ocasións e debido o tipo de enlace químico presente nas substancias, falar correctamente esixiría falar nunhas ocsións de moléculas, noutras de cristais covalentes e noutras de cristais iónicos; así cando formulamos CO2, representamos a molécula de dióxido de carbono, formada por 1 átomo de carbono e 2 de osíxeno; se formulamos NaCl, representamos un par iónico (Na+ Cl-), é dicir, queremos indicar que no cristal de cloruro de sodio existen tantos ións de sodio como ións de cloro; pero falaremos de moléculas ao referirnos ao significado das fórmulas, con independencia do enlace asociado a cada substancia.

Fórmula é unha agrupación de símbolos afectados por uns subíndices que nos indican o número de átomos de cada elemento presentes na molécula.

Exemplos.: CO2, H2O, KCl, H3PO4, P2O5,...

A VALENCIA DOS ELEMENTOS.

Conceptos básicos de valencia: Cada elemento químico manifesta unha capacidade de unión ou combinación cos demais elementos químicos.

Para establecer esta capacidade de combinación, ideouse o concepto de valencia, que dunha forma moi elemental pode definirse como o número de átomos de hidróxeno capaces de unirse cun átomo dun determinado elemento. Así, se un átomo de osíxeno é capaz de unirse con dous átomos de hidróxeno, diremos que a súa valencia é 2 e se un átomo de cloro é capaz de unirse con outro de hidróxeno, diremos que a súa valencia é 1.

Actualmente coñecemos moitos máis acerca dos átomos e da súa estrutura e sábese que son os electróns e a súa distrubución ou estrutura o que determina esta valencia; así, podemos definir a valencia como o número de electróns gañados, perdidos ou compartidos por un átomo dun determinado elemento e por eso a valencia ten un signo (-2, +1, +2, +3,...), xa que o gañarse electróns fórmanse ións negativos e o perderse electróns fórmanse ións positivos.

Os metais, ao formar ións positivos, posúen valencias positivas:

Sodio = Na (+1)

Calcio = Ca (+2)

e os non metais, nas súas unións cos metais, valencias negativas:

Cloro = Cl (-1)

Osíxeno = O (-2)

Táboa de valencias: Para poder formular correctamente as distintas substancias químicas debemos coñecer as valencias dos principais elementos químicos; para eso, resúmense nunha táboa (VER APARTADO: TÁBOA DE VALENCIAS MÁIS USUAIS).

Para o estudio desta táboa, teremos en conta as seguintes consideracións:

A) Nos grupos I, II e III tódolos elementos posúen como valencia común ou única a que nos indica o número de grupo, e o Cobre, o Ouro e o Mercurio posúen ademais as valencias [Cu +2], [Au +3]e [Hg +1]. Nestes grupos os elementos posúen carácter metálico agás o hidróxeno.

B) Nos grupos IV, V, VI e VII os elementos posúen dous tipos de valencia:

Valencia negativa que empregarán nas súas combinacións cos metais ou co hidróxeno.

Valencias positivas que empregarán nas súas combinacións cos elementos máis non metálicos ca eles e en particular co osíxeno.

Nestes grupos a valencia negativa coincide no grupo IV co número do grupo e despois vai diminuíndo nunha unidade a medida que tamén aumenta o número do grupo nunha unidade, así: IV / -4, V / -3, VI / -2 e VII / -1.

As valencias positivas, serán pares ou impares segundo o grupo sexa par ou impar. Nos grupos pares, polo tanto,a súa primeira valencia positiva será +2 e nos grupos impares +1. O grupo IV, ten dúas valencias positivas (+2, +4); os grupos V e VI tres valencias positivas (+1, +3, +5 / +2, +4, +6) e o grupo VII catro valencias positivas (+1, 3, +5, +7).

C) O Hidróxeno pode presentar valencia -1, o Osíxeno so ten valencia -2 e o Flúor so ten valencia -1.

D) Cando a valencia dun elemento se lle asocia un signo en relación a do outro elemento co que se combina, podemos falar de números de oxidación ou graos de oxidación.

E) Hai unha serie de lementos especiais (Grupo VIII), que non cumpren as normas anteriormente ditas, polo que o estudio das súas valencias faise separadamente.

SUBSTANCIAS ELEMENTAIS OU SIMPLES.

As moléculas da maior parte das substancias non metálicas son diatómicas, é dicir, teñen dous átomos iguais do elemento correspondente. As súas fórmulas son:

H2.....Cl2.....O2.....N2.....P2

Son unha excepción ao anteriormente dito as seguintes substancias non metálicas, xa que teñen moléculas monoatómicas

S..........C..........Si

As moléculas das substancias metálicas son todas monoatómicas; polo tanto as súas fórmulas son:

Na.....Ca.....Al.....Pt.....Au

MECANISMO DE FORMULACIÓN.

Carácter neutro das moléculas: Para establecer a fórmula dunha determinada substancia química, partimos da idea do carácter neutro (carga eléctrica nula) das moléculas, por iso, a carga total positiva que aportan os metais debe coincidir coa carga total negativa aportada polos non metais.

CARGA TOTAL (+) + CARGA TOTAL (-) = 0

Exemplos:

Se unimos cloro e sodio, como o Cloro posúe valencia (-1) e o sodio (+1), se tomamos un átomo de cada un, cumprirase a neutralidade eléctrica do conxunto.

Na (+1)

Cl (-1)

1·(+1)+1·(-1)= 0

Fórmula: NaCl

Se unimos osíxeno e hidróxeno, precisamos dous átomos de hidróxeno, valencia (+1) por cada un de osíxeno, valencia (-2).

H (+1)

O (-2)

2·(+1)+1·(-2)= 0

Fórmula: H2O

Do mesmo xeito:

Pb (+4)

O (-2)

1·(+4)+2·(-2)= 0

Fórmula: PbO2

Fe (+3)

O (-2)

2·(+3)+3·(-2)= 0

Fórmula: Fe2O3

S (+6)

O (-2)

1·(+6)+3·(-2)= 0

Fórmula: SO3

Zn (+2)

S (-2)

1·(+2)+1·(-2)= 0

Fórmula: ZnS

P (+5)

O (-2)

2·(+5)+5·(-2)= 0

Fórmula: P2O5

É dicir, tomaremos o mínimo número de átomos de cada elemento que cumpran a condición de neutralidade para o conxunto da molécula.

PRINCIPAIS FAMILIAS DE SUBSTANCIAS QUÍMICAS.

Tódalas substacias que atopamos dentro da ampla panorámica da Química, agrúpanse en dúas grandes categorías: substancias inorgánicas e substancias orgánicas.

Substancias inorgánicas: Nelas englobamos os dintintos elementos químicos e os seus compostos; as principais familias son:

a) ÓXIDOS.

b) HIDRUROS.

c) SALES BINARIAS.

d) HIDRÓXIDOS.

e) OXOÁCIDOS.

f) OXISALES.

Substancias orgánicas: Nelas englóbanse os compostos do carbono; as principais familas son:

a) HIDROCARBUROS.

b) ALCOHOLES.

c) ÉTERES.

d) ALDEHIDOS.

e) CETONAS.

f) ESTERES.

g) ÁCIDOS CARBOXILOS.

h) AMINAS.

i) AMIDAS.

j) NITRILOS.

COMPOSTOS BINARIOS.

Están formados por dous elementos químicos.

FORMULACIÓN E NOMENCLATURA.

Hidruros: Son combinacións binarias dun elemento químico e o hidróxeno; poden ser de dous tipos:

Hidruros de lelementos non metálicos: Son combinacións do hidróxeno cos non metais de valencia -1, -2 e -3.

Exemplos:

Cloruro de hidróxeno = HCl

Sulfuro de hidróxeno = H2S

Bromuro de hidróxeno = HBr

En disolución acuosa os hidruros noméanse: ácido .... -hídrico.

Exemplos:

Ácido clorhídrico = ClH

Ácido sulfhídrico = SH2

Ácido bromhídrico = BrH

Nos hidruros non metálicos, o hidróxeno fai as funcións dun metal con valencia +1. Os non metais actúan coa súa valencia negativa.

Para a súa NOMENCLATURA úsase o NOME DO NON METAL rematado en -URO seguido da preposición DE e da palabra HIDRÓXENO.

Exemplos:

CLOR-URO DE HIDRÓXENO = HCl

SULF-URO DE HIDRÓXENO = H2S

Neste grupo dos hidruros, a I.U.P.A.C. admite que se manteñan os nomes tradicionais que se asocian a algúns deles, sendo os máis representativos:

H2O = Auga

NH3 = Amoníaco

CH4 = Metano

AsH3 = Arsina

PH3 = Fosfina

N2H4 = Hidracina

SbH3 = Estibina

SiH4 = Silano

FH = Ácido fluorhídrico

ClH = Ácido clorhídrico

BrH = Ácido bromhídrico

IH = Ácido iodhídrico

SH2 = Ácido sulfhídrico

H2O2 = Peróxido de hidróxeno

Hidruros de elementos metálicos: Son combinacións binarias dun metal co hidróxeno. Neles o hidróxeno actúa como un non metal con valencia negativa -1 e o metal con calqueira das súas valencias positivas.

Na NOMENCLATURA escríbese a palabra HIDRURO seguida da preposición DE e do NOME DO METAL; se este ten máis dunha valencia (polivalente), esta índícase o final do nome do metal con números romanos entre paréntesis (nomenclatura STOCK).

HIDRURO DE NOME DO METAL (metal monovalente).

HIDRURO DE NOME DO METAL (VALENCIA EN NÚMEROS ROMANOS) (metal polivalente).

Exemplos:

Hidruro de sodio = NaH

Hidruro de calcio = CaH2

Hidruro de cobre (II) = CuH2

Hidruro de Aluminio = AlH3

Hidruro de chumbo (IV) = PbH4

Óxidos: Son combinacións de cualquer elemento co osíxeno, e debido a elo aparecen dúas clases de óxidos.

Óxidos metálicos: Son combinacións binarias dun metal co osíxeno.

Para a NOMENCLATURA destas substancias úsase a palabra ÓXIDO seguida da preposición DE e do NOME DO METAL; no caso de que o metal presente máis dunha valencia, esta indícase o final do nome do metal, entre paréntesis e en cifras romanas (nomenclatura Stock).

ÓXIDO DE NOME DO METAL (metal monovalente).

ÓXIDO DE NOME DO METAL (VALENCIA EN NÚMEROS ROMANOS) (metal polivalente).

Exemplos:

Óxido de calcio = CaO

Óxido de sodio = Na2O

Óxido de aluminio = Al2O3

Óxido de mercurio (II) = HgO

Óxido de cobre (I) = Cu2O

Óxido de ferro (III) = Fe2O3

Óxido de chumbo (IV) = PbO2

Óxidos non metálicos: Son combinacións binarias entre un non metal e o osíxeno.

Para a NOMENCLATURA destes óxidos úsase a nomenclatura das proporcións, na que o nome é o fiel reflexo da fórmula e viceversa:

X2O = Óxido de di... Cl2O = Óxido de dicloro

XO = Óxido de... SO = Óxido de xofre

XO2 = Dióxido de... CO2 = Dióxido de carbono

X2O3 = Trióxido de di... N2O3 = Trióxido de dinitróxeno

X2O5 = Pentaóxido de di... P2O5 = Pentaóxido de difósforo

XO3 = Trióxido de... SO3 = Trióxido de xofre

X2O7 = Heptaóxido de di... I2O7 = Heptaóxido de diiodo

Sales neutras dos hidruros: Son compostos binarios entre un metal e un non metal, nas que o non metal actúa coa súa valencia negativa e o metal coa/s valencia/s positiva/s.

Para a súa NOMENCLATURA úsase o NOME DO NON METAL rematado en -URO seguido da preposición DE e do NOME DO METAL; se este posúe máis dunha valencia, esta indícase ao final do nome do metal, entre paréntesis e en cifras romanas (Stock):

NOME DO NON METAL -URO DE NOME DO METAL (metal monovalente).

NOME DO NON METAL -URO DE NOME DO METAL (VALENCIA EN NÚMEROS ROMANOS) (metal polivalente).

Exemplos:

Fluoruro de potasio = KF

Cloruro de calcio = CaCl2

Sulfuro de magnesio = MgS

Bromuro de ferro (III) = FeBr3

Sulfuro de chumbo (II) = PbS

Sales amónicas: O amoníaco pode dar lugar a un tipo moi importante de sales, as que chamamos amónicas e a súa característica común é a presencia en todas elas do ión amonio: NH4, que a nivel de formulación equivale a calquer metal de valencia +1.

COMPOSTOS TERNARIOS E CUATERNARIOS.

Son compostos formados por tres ou catro elementos químicos.

FORMULACIÓN E NOMENCLATURA.

Hidróxidos: Son compostos ternarios de metal, osíxeno e hidróxeno, concretamente ións metálicos positivos con ións hidroxilo OH-.

A fórmula xeral para estas substancias é:

M(OH)n

sendo M un metal e n a súa valencia; OH o grupo hidroxilo que actúa como non metal.

Para a NOMENCLATURA de ditas substancias úsase a palabra HIDRÓXIDO seguida da preposición DE e o NOME DO METAL; no caso de que este posúa máis dunha valencia, indícase en cifras romanas ao final do nome do metal (Stock).

HIDRÓXIDO DE NOME DO METAL (metal monovalente).

HIDRÓXIDO DE NOME DO METAL (VALENCIA EN CIFRAS ROMANAS) (metal polivalente).

Exemplos:

Hidróxido de sodio = Na(OH) = NaOH

Hidróxido de calcio = Ca(OH)2

Hidróxido de magnesio = Mg(OH)2

Hidróxido de cobre (II) = Cu(OH)2

Hidróxido de prata = Ag(OH) = AgOH

Estas substancias resultan da disolución en auga dos óxidos metálicos:

Exemplos:

Na2O + H2O = 2NaOH

CaO + H2O = Ca(OH)2

Oxoácidos: Son compostos tennarios de non metal, osíxeno e hidróxeno; polo xeral, resultan da disolución en auga dos óxidos non metálicos.

Exemplos:

CO2 + H2O = H2CO3

SO3 + H2O = H2SO4

A I.U.P.A.C. recomenda introducir de maneira progresiva para estas substancias a nomenclatura derivada do principio de coordinación xeralizado.

Nº OSÍXENOS NON METAL-ATO (VALENCIA NON METAL) DE HIDRÓXENO

Exemplos:

Tetraoxosulfato (VI) de hiróxeno = H2SO4

Trioxonitrato (V) de hidróxeno = HNO3

Tetraoxofosfato (V) de hidróxeno = H3PO4

Tetraoxoclorato (VII) de hidróxeno = HClO4

A I.U.P.A.C. admite, aínda, que na NOMENCLATURA destas substancias se sigan usando os nomes clásicos.

É recomendable coñecer algúns destes oxoácidos na súa nomenclatura clásica:

CO3H2 = Ácido carbónico

SiO3H2 = Ácido metasilícico

NOH = Ácido hiponitroso

NO2H = Ácido nitroso

NO3H = Ácido nítrico

PO4H3 = Ácido fosfórico (ortofosfórico)

SO4H2 = Ácido sulfúrico

SO3H2 = Ácido sulfuroso

SO2H2 = Ácido sulfoxílico

CrO4H2 = Ácido crómico

Cr2O7H2 = Ácido dicrómico

MnO4H = Ácido permangánico

A nomenclatura clásica segue en xeral o seguinte esquema:

X = Cl, Br, I:

XOH = hipo-...-oso / Valencia +1

XO2H = ...-oso / Valencia +3

XO3H = ...-ico / Valencia +5

XO4H = per-...-ico / Valencia +7

X = S, Se, Te:

XO3H2 = ...-oso / Valencia +4

XO4H2 = ...-ico / Valencia +6

N = Nitróxeno:

NOH = hipo-...-oso / Valencia +1

NO2H = ...-oso / Valencia +3

NO3H = ...-ico / Valencia +5

X=P, As, Sb:

XO3H3 = ...-oso / Valencia +3

XO4H3 = ...-ico / Valencia +5

X = C, Si:

XO3H2 = ...-ico / Valencia +4

B = Boro:

BO3H3 = ...-ico / Valencia +3

Mn = Manganeso:

MnO4H2 = ...-ico / Valencia +6

MnO4H = per-...-ico / Valencia +7

Cr = Cromo:

CrO4H2 = ...-ico / Valencia +6

Cr2O7H2 = di-...-ico / Valencia +6

Sales neutras de oxoácidos: Son compostos iónicos que resultan de substituir os hidróxenos dun oxoácido por átomos metálicos.

Exemplos:

H2SO4 (Oxoácido)

Na2SO4 (Sal neutra de oxoácido)

Para a súa NOMENCLATURA tendo en conta as consideracións clásicas, debemos ter en conta que cando un OXOÁCIDO remata en -OSO, a SAL remata en en -ITO e cando o OXOÁCIDO remata en -ICO a SAL remata en -ATO (exemplos en negriña).

Resumindo:

Osoácido: hipo-...-oso / Sal neutra: hipo-...-ito

Oxoácido: ...-oso / Sal neutra: ...-ito

Oxoácido: ...-ico / Sal neutra: ...-ato

Oxoácido: per-...-ico / Sal neutra: per-...-ato

Oxoácido: ...-OSO / NO METAL-ITO DE METAL (VALENCIA EN NÚMEROS ROMANOS)

Oxoácido: ...-ICO / NO METAL-ATO DE METAL (VALENCIA EN NÚMEROS ROMANOS)

A valencia so se pon se o metal é polivalente.

Exemplo 1 (I.U.P.A.C.):

Trioxocarbonato (IV) de hidróxeno = H2CO3

Trioxocarbonato (IV) de calcio = Ca2(CO3)2 = CaCO3

Exemplo 1 (Tradicional):

Ácido carbónico = CO3H2

Carbonato de calcio (cálcico) = (CO3)2Ca2 = CO3Ca

Exemplo 2 (I.U.P.A.C.):

Dioxonitrato (III) de hidróxeno = HNO2

Dioxonitrato (III) de potasio = KNO2

Exemplo 2 (Tradicional):

Ácido nitroso = NO2H

Nitrito de potasio (potásico) = NO2K

Exemplo 3 (I.U.P.A.C.):

Trioxonitrato (V) de hidróxeno = HNO3

Trioxonitrato (V) de bario = Ba(NO3)2

Exemplo 3 (Tradicional):

Ácido nítrico = NO3H

Nitrato de bario (bárico) = (NO3)3Ba

Exemplo 4 (I.U.P.A.C.):

Tetraoxosulfato (VI) de hidróxeno = H2SO4

Tetraoxosulfato (VI) de aluminio = Al2(SO4)3

Exemplo 4 (Tradicional):

Ácido sulfúrico = SO4H2

Sulfato de aluminio (alumínico) = (SO4)3Al2

Exemplo 5 (I.U.P.A.C.):

Tetraoxofosfato (V) de hidróxeno = H3PO4

Tetraoxofosfato (V) de zinc = Zn3(PO4)2

Exemplo 5 (Tradicional):

Ácido fosfórico (ortofosfórico) = PO4H3

Fostato de zinc (ortofosfato) = (PO4)2Zn3

Exemplo 6 (I.U.P.A.C.):

Tetraoxocromato (VI) de hidróxeno = H2CrO4

Tetraoxocromato (VI) de sodio = Na2CrO4

Exemplo 6 (Tradicional):

Ácido crómico = CrO4H2

Cromato de sodio (sódico)= CrO4Na2

Exemplo 7 (I.U.P.A.C.):

Tetraoxomanganato (VII) de hidróxeno = HMnO4

Tetraoxomanganato (VII) de potasio = KMnO4

Exemplo 7 (Tradicional):

Ácido permangánico = MnO4H

Permanganato de potasio (potásico) = MnO4K

Exemplo 8 (I.U.P.A.C.):

Oxoclotato (I) de hidróxeno = HClO

Oxoclorato (I) de magnesio = Mg(ClO)2

Exemplo 8 (Tradicional):

Ácido hipocloroso = ClOH

Hipoclorito de magnesio (magnésico) = (ClO)2Mg

Exemplo 9 (I.U.P.A.C.):

Tetraoxobromato (VII) de hidróxeno = HBrO4

Tetraoxobromato (VII) de cobre (II) = Cu(BrO4)2

Exemplo 9 (Tradicional):

Ácido perbrómico = BrO4H

Perbromato cúprico [de cobre (II)] = (BrO4)2Cu

Exemplo 10 (I.U.P.A.C.):

Trioxoiodato (V) de hidróxeno = HIO3

Trioxoiodato (V) de ouro(III) = Au(IO3)3

Exemplo 10 (Tradicional):

Ácido iódico = IO3H

Iodato aurico [de ouro (III)] = (IO3)3Au

Exemplo 11 (I.U.P.A.C.):

Tetraoxosulfato (VI) de hidróxeno = H2SO4

Tetraoxosulfato (VI) de amonio = (NH4)2SO4 = NH4SO2

Exemplo 11 (Tradicional):

Ácido sulfúrico = SO4H2

Sulfato de amonio (amónico) = SO4(NH4)2 = SO2NH4

É dicir, a partir do oxoácido, eliminamos o hidróxeno e poñemos no seu sitio un metal, respectando todo o demais e tendo en conta que o metal ten valencia positiva e vainos afectar a todo o non metálico do composto.

Se nos baseamos nas recomendacións da I.U.P.A.C. sobre o uso crecente do principio de coordinación xeralizado, a NOMENCLATURAtoma esta forma (ver exemplos anteriores en cursiva):

Nº DE OSÍXENOSNONMETAL-ATO(VALENCIA NON METAL) DE METAL (VALANCIA METAL)

Exemplos:

Tetraoxosulfato (V) de calcio = Ca2(SO4)2 =CaSO4

Dioxoclorato (III) de sodio = NaClO2

Trioxonitrato (V) de potasio = KNO3

Sales ácidas de oxoácidos:Formúlanse sustituindo nas fórmulas dos oxoácidos parte dos átomos de hidróxeno por átomos de elementos metálicos.

Son compostos cuaternarios formados por metal, non metal, hidróxeno e osíxeno.

Para a súa NOMENCLATURA, dacordo coas consideracións clásicas, escríbese o NOME DO OXOÁCIDO seguido da palabra ÁCIDO precedida do NÚMERO DE HIDRÓXENOS, a continuación a preposición DE e por último o NOME DO METAL.

Exemplo:

Carbonato ácido de sodio (bicarbonato sódico) = NaHCO3

Fosfato diácido de aluminio (dihidróxenofosfato de aluminio) = Al(H2PO4)3

Sales ácidas de hidruros:Formúlanse sustituindo nas formulas dos hidruros parte dos átomos de hidróxeno por átomos de elementos metálicos.

Son compostos ternarios formados por metal, non metal e hidróxeno.

Para a súa NOMENCLATURA, dacordo coas consideracións clásicas, escríbese primeiro o NOME DO HIDRUROseguido da palabra ÁCIDO, a continuación a preposición DE e o NOME DO METAL.

Exemplos:

Sulfuro ácido de potasio (bisulfuro de potasio) = KHS

Sulfuro ácido de calcio (bisulfuro de calcio) = Ca(HS)2

TABLA DE VALENCIAS MÁS USUALES

TABLA DE VALENCIAS MÁS USUALES
GRUPO	I	II	III	IV	V	VI	VII
VALENCIAS	+1	+2	+3	-4 +2 +4	-3 +1 +3 +5	-2 +2 +4 +6	-1 +1 +3 +5 +7
ELEMENTOS (A)	H(-1) Li Na K Rb Cs NH4	Be Mg Ca Sr Ba Ra	B(-3) Al	C Si	N P As Sb Bi	S Se Te	Cl Br I
ELEMENTOS (B)	Cu +1 , +2 Ag +1 Au +1, +3	Zn +2 Cd +2 Hg +1, +2		Sn +2, +4 Pb +2,+4		O -2	F -1
OTROS ELEMENTOS
NOMBRE		SÍMBOLO			VALENCIAS
Hierro		Fe			+2, +3
Cobalto		Co			+2, +3
Níquel		Ni			+2, +3
Cromo		Cr			+2, +3, +6
Manganeso		Mn			+2, +4, +6, +7
Platino		Pt			+2, +4