Nomenclatura de compuestos binarios

Los compuestos binarios son sustancias puras que están formadas por dos elementos químicos y en forma general los podemos clasificar en compuestos: Oxigenados, hidrogenados, y sales binarias.
Cuando un elemento químico se combina con otro puede formar uno o más compuestos. En el compuesto los átomos permanecen unidos a través de sus electrones a lo que se le da el nombre de enlace químico. La pregunta que surge de inmediato es, ¿Cómo se pueden nombrar compuestos que poseen los mismos elementos pero en distintas proporciones? En la actualidad se utilizan mayoritariamente dos sistemas de nomenclatura, nomenclatura tradicional y la propuesta por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC); ambas se basan en el conocimiento del denominado número de oxidación. En el primer sistema, a cada estado de oxidación se le asigna un prefijo o sufijo para así diferenciar entre los distintos compuestos, en el segundo caso se utiliza el número de oxidación en números romanos.

Clasificación de los compuestos químicos según el número de elementos que los constituyen

Compuestos binarios:

1. Óxidos básicos: Son combinaciones binarias de un metal con el oxígeno en las que el oxígeno utiliza el grado o estado de oxidación -2. La fórmula general que identifica a estos óxidos es la siguiente, donde M es el metal, 2 es la valencia o estado de oxidación del oxígeno, O es el oxígeno y v es la valencia del metal.

Para su nomenclatura se puede utilizar la nomenclatura IUPAC ,Stock o funcional (la más utilizada) y la nomenclatura tradicional. Nomenclatura IUPAC: Utiliza la palabra "óxido" seguida de la partícula "de" y el "nombre del metal"; si este posee más de una valencia o grado de oxidación, se indica con cifras romanas.

ÓXIDO DE _______( )

Ejemplos:
Na2O Óxido de sodio
FeO Óxido de hierro(II)
Fe2O3 Óxido de hierro(III)

(En el caso de la fórmula del óxido de hierro (II) se han simplificado las valencias Fe2O2 ------ FeO).  

Nomenclatura Tradicional: Consiste en agregar a la palabra óxido el nombre del elemento terminado en "ico" (si actúa con su valencia mayor) u "oso" (si actúa con su valencia menor). Si el elemento posee una sola valencia se le hará terminar en "ico". 

ÓXIDO______OSO/ICO

Ejemplos:

Na2O óxido sódico
CaO óxido cálcico
Hg2O óxido mercurioso
Fe2O3 óxido férrico

2. Óxidos ácidos: Son combinaciones binarias de un no metal y el oxígeno, en las que análogamente a los anteriores el oxígeno utiliza el grado de oxidación -2. Su fórmula general es la siguiente, donde NM es el no metal, 2 es la valencia o estado de óxidación del oxígeno, O es el oxígeno y v es el estado de oxidación del no metal. 

 

Para nombrarlos, se utiliza la nomenclatura de proporciones o sistemática (clásicamente se les denominaba anhídridos).  

 

 

Para nombrarlos también se utiliza la nomenclatura de Stock y tradicional, teniendo presente que cuando se les nombra en la nomenclatura tradicional la palabra óxido se cambia por anhídrido. Ejemplo: 

3. Hidruros: Son combinaciones binarias de cualquier elemento con el hidrógeno, en las que dicho elemento utiliza la valencia 1.

Para hidruros metálicos, se utiliza la palabra hidruro seguida de la partícula de y el nombre del metal (notación de Stock). También pueden ser nombrados por la nomenclatura tradicional. La fórmula general de los hidruros metálicos es:

Para hidruros no metálicos, que son combinacións del hidrógeno con elementos del grupo VA, con el C y Si del grupo del carbono, y con el B del grupo IIIA. Se nombran con la nomenclatura tradicional aunque también es correcto emplear la nomenclatura estequiométrica o sistemática.

 

4. Hidrácidos: Cuando se trata de los elementos más no metálicos (del grupo VI y VIIA, los cuales actúan con su valencia o estado de oxidación menor) y dado su carácter ácido (ácidos hidrácidos) se les puede nombrar utilizando el prefijo ácido seguido de la partícula de y el nombre del no metal acabado en hídrico. La fórmula general de estos compuestos es:

 

 

5. Sales binarias: Son combinaciones binarias de un metal y un no metal. Para su nomenclatura se utiliza el nombre del no metal terminado en uro seguido del genitivo de y el nombre del metal; si el metal posee más de una valencia se indica detrás del nombre del metal, en cifras romanas (notación Stock). En la fórmula la parte electropositiva o metálica se coloca delante. Estas sales también pueden nombrarse mediante la nomenclatura tradicional. La fórmula general es:

 

6. Combinaciones binarias entre no metales: Se nombran utilizando el nombre del elemento más electronegativo de los dos que forman el compuesto con la terminación uro seguida de la partícula de y el nombre del otro elemento no metálico. El elemento menos electronegativo se coloca primero en la fórmula. Es recomendable la nomenclatura de proporciones o sistemática.

 

En dichas combinaciones se coloca delante el elemento que es primero en la siguiente lista: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, S, I, Br, Cl, O, F. Esta relación corresponde a un orden creciente del electronegatividades.

Geometría Molecular

Existen formas experimentales que permiten determinar la geometría de una molécula, y teorías que permiten predecirla.

Hay una teoría muy sencilla que permite predecir la geometría tanto de moléculas como de iones poliatómicos. Es la teoría de repulsión de pares de electrones de valencia (TRePEV). Esta teoría se basa en cuatro postulados:

1º ) El factor más importante que determina la geometría de una molécula son los pares de electrones de valencia (de la CEE) de los átomos involucrados en las uniones.

2º ) Dichos pares de electrones se distribuyen en el espacio de manera tal que la distancia entre ellos sea la máxima posible (lo más lejos posible) para que la repulsión entre ellos sea la mínima posible.
3º ) Los pares de electrones no compartidos o libres (que no forman uniones) “ocupan” más espacio que los pares compartidos. Esto hace que el ángulo de enlace entre los pares compartidos se achique.

4º ) A los efectos de determinar la geometría, las uniones múltiples (dobles o triples) se deben considerar como si fueran simples (como si se compartiera un solo par de electrones).

Teniendo en cuenta los postulados de TRePEV podemos predecir en general, no en todos los casos, y de una forma bastante satisfactoria la geometría de diversas moléculas.

Teoría de Lewis

En el período 1916-1919, dos americanos, Gilbert Newton Lewis e Irving Langmuir, y un alemán Walther Kossel, formularon una importante propuesta sobre el enlace químico: las configuraciones electrónicas de los átomos de los gases nobles tienen algo especial, que es la causa de su inercia química y los átomos de otros elementos se combinan unos con otros para adquirir configuraciones electrónicas como las de los átomos de gases nobles. La teoría que se desarrolló a partir de éste modelo estuvo especialmente ligada a Gilbert N. Lewis y se denomina Teoría de Lewis. Algunas ideas básicas en la teoría de Lewis son:

1) Los electrones, especialmente los que estan en la capa más externa o de valencia, juegan un papel fundamental en el enlace químico.

2) En algunos casos se transfieren electrones de un átomo a otro, formándose iones positivos y negativos que se atraen entre sí mediante fuerzas electrostáticas denominadas enlaces iónicos.

3)En otro casos se comparten entre los átomos uno o más pares de electrones; esta compartición de electrones se denomina enlace covalente.

4) Los electrones se transfieren o se comparten de manera que los átomos adquieren una configuración electrónica especialmente estable. Generalmente se trata de una configuración de gas noble con ocho electrones más externos que constituyen un octeto.

Símbolos y estructuras de Lewis

Lewis desarrolló un conjunto de símbolos especiales para su teoría. Un símbolo de Lewis consiste en un símbolo químico que representa el núcleo y los electrones internos de un átomo, junto con puntos situados alrededor del símbolo representando a los electrones de valencia o electrones más externos. Así el símbolo de Lewis para el Nitrógeno es:  

Actividad: escribe símbolos de Lewis para los siguientes elementos: P, Sb, As, Bi, Al, I, Se, Ar (Lewis lo hacia situando puntos solitarios en los lados del símbolo hasta un máximo de cuatro y después emparejaba los puntos hasta alcanzar un octeto)

Una estructura de Lewis es una combinación de símbolos de Lewis que representa la transferencia o compartición de electrones en un enlace químico.

En estos ejemplos los electrones de un átomo se representan mediante (+) (rojo) y los del otro átomo mediante (.) (azul). Esto sirve para resaltar que en el enlace iónico se transfieren electrones y en el enlace covalente se comparten electrones. Sin embargo, es imposible distinguir los electrones. El trabajo de Lewis se refirió principalmente al enlace covalente, pero sus ideas son aplicables también al enlace iónico.

Uniones Químicas

Enlace iónico

Los átomos de los elementos con bajas energías de ionización tienden a formar cationes. Los que tienen alta afinidad electrónica tienden a formar aniones. Los metales alcalinos y alcalinotérreos tienen más probabilidad de formar cationes en los compuestos iónicos, y son los halógenos y el oxígeno los más aptos para formar aniones. Por lo tanto la composición de una gran variedad de compuestos iónicos resulta de la combinación de un metal del grupo 1A o 2A y un halógeno u oxígeno. La fuerza electrostática que une a los iones en un compuesto iónico se denomina enlace iónico. Por ejemplo, la reacción entre litio y flúor produce fluoruro de litio (polvo blanco que se utiliza para disminuir el punto de fusión de la soldadura y en la fabricación de cerámica). La configuración electrónica del litio es 2-1 y la del flúor 2-7. Cuando estos átomos entran en contacto, el electrón de valencia 1 del litio se transfiere al átomo de flúor.

Enlace covalente

Aunque el concepto de molécula se remonta al siglo XVII, no fue sino a principios del siglo XX que los químicos empezaron a comprender cómo y por qué se forman las moléculas. El primer avance importante en este sentido surgió con la proposición de Gilbert Lewis de que la formación de un enlace químico implica que los átomos compartan electrones. Lewis describió la formación de un enlace químico en el hidrógeno como:

H. + .H -----> H:H

Este tipo de apareamiento de electrones es un ejemplo de enlace covalente, un enlace en el que dos electrones son compartidos por dos átomos. Los compuestos covalentes son aquellos que sólo contienen enlaces covalentes. Para simplificar, el par de electrones compartidos se representa a menudo como una sola línea. Así, el enlace covalente de la molécula de hidrógeno se escribe como H__H. En el enlace covalente, cada electrón del par compartido es atraído por los núcleos de ambos átomos. Esta atracción mantiene unidos a los dos átomos en la molécula de H2 y es la responsable de la formación de enlaces covalentes en otras moléculas.

Las estructuras con las que se representan los compuestos covalentes, como H2 se conocen como estructuras de Lewis. Una estructura de Lewis es la representación de un enlace covalente, donde el par de electrones compartidos se indica con líneas o como pares de puntos entre dos átomos, y los pares libres no compartidos se indican como pares de puntos en los átomos individuales. En una estructura de Lewis sólo se muestran los electrones de valencia.

 

Electronegatividad

La electronegatividad es una medida de fuerza de atracción que ejerce un átomo sobre los electrones de otro, en un enlace covalente. Los diferentes valores de electronegatividad se clasifican según diferentes escalas, entre ellas la escala de Pauling y la escala de Mulliken.

En general, los diferentes valores de electronegatividad de los átomos determinan el tipo de enlace que se formará en la molécula que los combina. Así, según la diferencia entre las electronegatividades de éstos se puede determinar (convencionalmente) si el enlace será, según la escala de Linus Pauling:

Iónico (diferencia superior o igual a 1,7)

Covalente polar (diferencia entre 1,7 y 0,4)

Covalente no polar (diferencia inferior a 0,4)

Cuanto más pequeño es el radio atómico, mayor es la energía de ionización y mayor la electronegatividad y viceversa.

Isótopos y número de masa

Las medidas precisas de las masas atómicas conducen a un descubrimiento de gran importancia. Uno de los supuestos de Dalton era que todos los átomos de un elemento dado son idénticos. Sin embargo, al estudiar la mayoría de los elementos, se detectan átomos con masas algo distintas, aun en muestras químicamente puras. Por ejemplo en una muestra de neón puro, la mayoría de los átomos poseen una masa de 3,32 x 10-23 g, pero algunos de los átomos presentan una masa de 3,65 x 10-23 g y unos pocos átomos presentan una masa de 3,49 x 10-23 g. Los tres tipos de átomos tienen las propiedades químicas del neón y se denominan isótopos del neón, es decir,  isótopos son átomos de un elemento con igual número atómico pero distinta masa atómica.

El nombre “isótopo” deriva del término griego que significa “mismo lugar”, quiere decir que aunque los átomos tienen distintas masas, pertenecen a un solo elemento que ocupa un único lugar en la tabla periódica.

Los neutrones contribuyen a la masa de un átomo, pero no influyen en el número de electrones necesarios para conseguir la neutralidad eléctrica. Por lo tanto, el distinto número de neutrones contenidos en los isótopos de un elemento hace que cambie la masa de dichos isótopos, pero no sus propiedades químicas. El número másico, A, de un átomo es el número total de nucleones (protones más neutrones) contenidos en su núcleo. Todos los isótopos de un elemento dado poseen el mismo número atómico, pero distinto número másico.

El nombre de un isótopo se obtiene escribiendo su número de masa detrás del nombre del elemento, por ejemplo: neón-20, neón-21, y neón-22. Su símbolo se obtiene escribiendo el número de masa como superíndice situado a la izquierda del símbolo químico, por ejemplo: 20Ne, 21Ne y 22Ne. El Hidrógeno tiene tres isótopos. El isótopo más común (1H) carece de neutrones, por lo que su núcleo está formado por un protón solitario. Los otros dos isótopos son menos comunes, pero dada su importancia les han sido otorgados nombres y símbolos especiales. Uno de estos isótopos (2H) se denomina deuterio (D) y el otro (3H) se denomina tritio (T). Un átomo de deuterio, con un núcleo formado por un protón enlazado fuertemente a un neutrón, es aproximadamente dos veces más pesado que un átomo ordinario de hidrógeno y combinado con oxígeno da lugar al “agua pesada”. El agua pesada, que se usa en algunos reactores nucleares, presenta una densidad de 1,11 g/mL a 20ºC, superior en 11% a la densidad del agua ordinaria.

La Tabla Periódica

La clasificación periódica y la configuración electrónica

Según Bohr (1913) el núcleo atómico se halla rodeado por órbitas concéntricas recorridas por electrones.

La distancia núcleo electrón varía y por eso se toma la distancia media, esta distancia, según dedujo Bohr al cuantificar el átomo, constituye un nivel energético o de energía.

Un átomo puede poseer hasta un máximo de siete niveles energéticos que se designan de adentro hacia fuera con los números n 1- 2 – 3 – 4 – 5 – 6 y 7, a los que se llama números cuánticos principales o con las letras: K – L – M – N – O – P y Q.

Con estos conocimientos y observando la tabla periódica se puede deducir:

1) El número de orbitas o niveles de energía de un átomo es igual al número del período en el que se halla en la tabla.

2) En la orbita externa o de valencia, el átomo posee tantos electrones como sea el número de grupo o de familia.

3) Al aumentar en uno el número atómico de un átomo se obtiene el que le sigue en la tabla periódica.

4) Éste electrón se ubica en la orbita más externa o en una nueva según se halle el elemento, en el mismo período que el anterior o en el siguiente período.

5) Al final de cada período se llega a un gas noble que posee una orbita externa de ocho electrones a la que se denomina “orbita completa” u “octeto completo”.

6) El helio es el único gas noble que solo posee en su orbita externa, y única, dos electrones.