Qué es el Universo ( Octavo) Realizar un resumen o un mapa conceptual

Qué es el Universo?

El Universo es todo, sin excepciones. Materia, energía, espacio y tiempo, todo lo que existe forma parte del Universo.

También se le llama Cosmos. Las ciencias que lo estudian son varias, en especial dos: la astronomía y la cosmología.

El Universo es muy grande, pero quizás no infinito. Si lo fuera, habría infinita materia en infinitas estrellas, y no es así. Al contrario: en cuanto a la materia es, sobre todo, espacio vacío. Hay quien incluso afirma que el Universo en el que vivimos no es real, que es un holograma.

El Universo conocido contiene galaxias, cúmulos de galaxias y estructuras de mayor tamaño llamadas supercúmulos, además de materia intergaláctica. Todavía no sabemos con exactitud su magnitud, a pesar de la avanzada tecnología disponible en la actualidad.
La materia no se distribuye de manera uniforme, sino que se concentra en lugares concretos: galaxias, estrellas, planetas... Sin embargo, se supone que el 90% de lo que existe es una masa oscura, que no podemos observar. Por cada millón de átomos de hidrógeno los 10 elementos más abundantes son:

Símbolo	Elemento químico	Átomos
H	Hidrógeno	1.000.000
He	Helio	63.000
O	Oxígeno	690
C	Carbono	420
N	Nitrógeno	87
Si	Silicio	45
Mg	Magnesio	40
Ne	Neón	37
Fe	Hierro	32
S	Azufre	16

Elementos químicos del Universo

El Cosmos tiene al menos cuatro dimensiones conocidas: las tres del espacio (largo, alto, ancho) y una de tiempo. Se mantiene unido y en continuo movimiento gracias a una fuerza dominante, la gravedad.

Nuestro lugar en el Universo

Nuestro mundo, la Tierra, es minúsculo comparado con el firmamento.

Formamos parte del Sistema Solar, perdido en un brazo de la Vía Láctea, una galaxia que tiene 100.000 millones de estrellas, pero sólo es una entre los centenares de miles de millones de galaxias que forman el Universo.

La teoría del Big Bang explica cómo se formó

Dice que hace unos 13.700 millones de años la materia tenía una densidad y una temperatura infinitas. Hubo una explosión violenta y, desde entonces, el universo va perdiendo densidad y temperatura.

El Big Bang es una singularidad, una excepción que no pueden explicar las leyes de la física. Podemos saber qué pasó desde el primer instante, pero el momento y tamaño cero todavía no tienen explicación científica.

Modelos atómicos ( 1 de BGU) Realizar un resumen en el cuaderno de los modelos atómicos

Modelos atómicos

Ana Zita

Doctora en Bioquímica

El átomo es la partícula más pequeña característica de un elemento. La dificultad para observar el átomo estimuló a muchos científicos a proponer modelos atómicos para ayudar a entender y estudiar su estructura y comportamiento.
Como tal, la observación de los átomos es imposible a simple vista, y sólo recientemente es que tenemos la tecnología disponible para visualizar un átomo.
Aunque la idea original de la existencia de los átomos surgió en la Antigua Grecia en el siglo V a. de C. gracias a Demócrito, el primer modelo del átomo vió luz apenas en el siglo XIX.

Modelo atómico de Dalton

Dalton representaba el átomo como una esfera sólida.

Estudiando las leyes de los gases, el meteorólogo inglés John Dalton (1766-1844) propuso la primera teoría atómica. Según él, el átomo era la parte más pequeña de la materia, la que ya no podía seguir dividiéndose.
La forma de representar el átomo era como una esfera sólida, parecida a una bola de billar. De hecho, Dalton y los que apoyaron su teoría, tallaron bolas en madera de diferentes tamaños, simulando átomos de diferentes elementos. Para la época, se desconocía por completo la existencia del electrón y del protón, por lo que el modelo de Dalton persistió por casi un siglo.
Vea también Modelo atómico de Dalton.

Modelo atómico de Thomson

En el modelo atómico de Thomson los electrones están clavados en una masa con carga eléctrica positiva.

En 1897, el físico inglés Joseph John Thomson (1865-1940), trabajando con tubos al vacío, fue capaz de mostrar la deflexión de los rayos catódicos en un campo eléctrico. Para aquella época, se aceptó que los rayos catódicos eran corrientes de partículas cargadas negativamente.
En 1891, el físico irlandés George Johnstone Stoney (1826-1911) sugirió el nombre de electrón para la sustancia que producía la electricidad. En su honor, Thomson llamó electrón a las partículas que descubrió.
Las ideas de Thomson se resumen a continuación:

• Los protones y electrones son partículas con cargas iguales pero de signo opuesto.
• En un átomo neutro la carga es cero, ya que la cantidad de electrones negativos es igual a la cantidad de protones positivos.
• Un átomo tiene la forma de una esfera con un radio de 0,00000001 cm, donde protones y electrones están distribuidos al azar.
• La masa de los electrones no se toma en cuenta debido a su insignificancia, por lo que la masa del átomo es igual a la masa de los protones.

Fue así como Thomson sugirió que el átomo era una esfera sólida de material cargado positivamente con electrones negativos clavados, como uvas pasas en una torta o pudín.
Sin embargo, la idea de un átomo sólido cargado positivamente no se mantuvo. Tampoco este modelo presenta neutrones.

Modelo atómico de Perrin

Perrin sugirió que los átomos estaban constituidos por soles positivos rodeado de pequeños planetas negativos, tal como el sistema solar.

El físico francés Jean Perrin (1870-1942) publicó en 1901 lo que sería el primer modelo basado en el sistema planetario. La radiactividad podía explicarse como la disminución de la atracción eléctrica del sol atómico por los electrones más externos (los Neptunos del sistema, como los llamaba Perrin).
Sin embargo, este modelo no pasó de ser un simple bosquejo, y Perrin no mostró interés en continuar su estudio. De hecho, Perrin ganó el premio Nobel de Física en 1926 por sus trabajos en el movimiento de partículas en fluidos.
Curiosamente, en 1924 Perrin fue jurado de la tesis de Louis de Broglie, donde mostraba las propiedades de onda de los electrones.

Modelo atómico de Nagaoka

El modelo atómico de Nagaoka es conocido como el modelo saturnino.

El físico japonés Hantaro Nagaoka (1865-1950) propuso en 1903 un modelo atómico con electrones orbitando en círculos alrededor de una gran masa central positiva. Sus investigaciones fueron publicadas en inglés en 1904.
Según Nagaoka, el sistema de partículas era similar al sistema de Saturno. Este consistía en:

• Un gran número de partículas de igual masa dispuestos en círculos que se repelen entre si;
• Una masa central cargada positivamente que atrae a las otras partículas cargadas negativamente, con la consecuente formación de anillos.

Esta configuración podía explicar los fenómenos de radiactividad recientemente descubiertos, y los espectros de emisión de luz de los elementos.

Modelo atómico de Rutherford

Para Rutherford, el átomo era como el sistema solar.

Le correspondió a un brillante estudiante de J.J. Thomson, el físico neozelandés Ernest Rutherford (1871-1937), resolver el problema de la estructura del átomo en 1911, en Inglaterra.
Aprovechándose del descubrimiento de la radiactividad en 1896, Rutherford y sus estudiantes, Hans Geiger y Ernest Marsden, usaron partículas radiactivas alfa de gran velocidad y energía, bombardearon elementos químicos y calcularon el ángulo de desviación (dispersión) de las partículas.
Si el átomo era como el modelo propuesto por Thomson, las partículas alfa atravesarían el elemento y la desviación sería mínima. En cambio, observaron que algunas partículas rebotaban. Esto sólo podría explicarse si el átomo tuviera un núcleo muy pequeño y condensado.
De estos resultados, Rutherford extrajo los siguientes postulados:

• Existe una pequeña región densa cargada positivamente, llamada núcleo.
• La masa del átomo es aproximadamente igual a la masa de los protones y electrones.
• Los protones dentro del núcleo están concentrados en el centro del átomo, y los electrones distribuidos al azar alrededor de estos.

Rutherford propuso entonces que el átomo era como el sistema solar donde el núcleo era el Sol y los electrones eran los planetas que orbitaban a su alrededor.

Modelo atómico de Bohr

El modelo de Bohr se parece a las capas de una cebolla.

El modelo planetario del átomo tenía problemas: si los electrones orbitaban libremente alrededor del núcleo, perderían energía y colapsarían en algún momento dentro del núcleo.
Niels Bohr (1885-1962) fue a la Universidad de Manchester en Inglaterra a estudiar con Rutherford. Este joven físico danés inventó en 1913 el modelo atómico que destronaría al modelo propuesto pocos años antes por su profesor.
Bohr se valió de las ideas de Max Planck y Albert Einstein y postuló que los electrones podían tener una cierta cantidad de energía. Arregló los electrones en órbitas circulares con una cantidad específica de energía. También explicó que si un electrón salta de un orbital de alta energía a uno de menor, esto produciría un fotón, con lo cual quedaba resuelto también el fenómeno de los espectros de absorción de los elementos.
Los postulados de Niels Bohr se resumen de la siguiente forma:

• Los electrones en un átomo se mueven de forma estable a una cierta distancia del núcleo con una energía definida. Esto es lo que se llama el estado estacionario.
• Los electrones en cada estado estacionario siguen una ruta u órbita circular. Cada órbita recibe el nombre de "nivel energético" o "capa".
• Cuando el electrón está en el estado estacionario, no produce luz (fotón). Sin embargo, cuando baja de nivel energético, emite un fotón.
• Los niveles estacionarios, o capas, se denominan con las letras K, L, M, N, y así sucesivamente.

Los postulados de Bohr llevaron a representar el átomo como las capas o anillos de una cebolla. Sin embargo, el modelo de Bohr no sirvió para explicar átomos con más de un electrón.
Vea también Modelo atómico de Bohr

Modelo mecánico cuántico del atómo

Representación actual del átomo con nubes electrónicas rodeando el diminuto núcleo.

El modelo mecánico cuántico del átomo es el modelo aceptado en la actualidad. Los tres físicos que contribuyeron al conocimiento del átomo moderno fueron Werner Heisenberg (1901-1976), Louis de Broglie (1892-1987) y Erwin Schrödinger (1887-1961).
En este caso, el electrón se comporta como una onda estacionaria y ya no se habla de órbitas sino de nubes electrónicas. Las nubes electrónicas son espacios alrededor del núcleo donde probablemente se pueda encontrar el electrón.
Aquí cada electrón tiene una dirección específica reflejada en los números cuánticos, que son cuatro:

• Número cuántico principal: el nivel energético n = 1 (K), 2 (L), 3 (M), 4 (N)...
• Número cuántico secundario: la subcapa l = s, p, d, f.
• Número cuántico magnético: el orbital m = x, y, z.
• Número cuántico spin: el tipo de spin del electrón s = +1/2, -1/2.

En este sentido, no hay dos electrones que tengan los mismos números cuánticos. Esto se conoce como el principio de exclusión de Pauli, gracias al físico austríaco Wolfgang Pauli (1900-1958).

¿Qué hay de nuevo en el átomo?

El gran colisionador de hadrones es la tecnología más avanzada para detectar partículas subatómicas.

En 1932, James Chadwick (1891-1974) descubrió el neutrón, una partícula subatómica elusiva y difícil de detectar. El neutrón se encuentra en el núcleo de todos los átomos, excepto en el de hidrógeno. No tiene carga y su masa es un poco mayor que la del protón.
En 1970, Albert Victor Crewe (1927-2009) fotografió los átomos de uranio y torio usando un microscopio electrónico de transmisión de barrido.
Hoy en día se conoce que el átomo no sólo está compuesto de electrones, protones y neutrones. Estos a su vez están formados por partículas elementales conocidos como bosones y fermiones.
El modelo estándar es un modelo matemático que agrupa las partículas elementales y explica las fuerzas que las gobiernan. El gran colisionador de hadrones es la tecnología que usan los físicos en la actualidad para estudiar estas partículas.

NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA ( 2 de BGU) Realizar diez ejercicios de sales con sus nombres

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA

La nomenclatura química es la lista de nombres de las sustancias químicas.

La formulación es la expresión escrita de las especies químicas, mediante símbolos o agrupaciones de símbolos.

Cada especie química tiene, pues, un nombre y una fórmula propios.

Hemos seguido las últimas recomendaciones sobre formulación y nomenclatura de Química Inorgánica de la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) del año 1970, revisadas y publicadas en los años 1990 y 2000. En ellas se intenta homogeneizar los criterios utilizados en la formulación, tanto a la hora de escribir como a la de nombrar las fórmulas de los compuestos químicos.

A lo largo de la historia, la formulación ha ido cambiando en el sentido de simplificarla al máximo y sistematizarla, pero la realidad es que algunos compuestos se siguen nombrando con la nomenclatura tradicional, como por ejemplo el ácido sulfúrico, H₂SO₄. Esta es la razón por la que en este apéndice se hace uso fundamentalmente de la nomenclatura recomendada por la IUPAC, tanto la sistemática como la de Stock (en las que el número de oxidación figura entre paréntesis en números romanos), sin olvidarnos en algunos casos de algunos nombres tradicionales aceptados también por la IUPAC.

 Un compuesto se formula por la unión de los símbolos de los elementos que lo forman, especificando en los subíndices la proporción en que está cada uno de ellos. El orden en que se colocan es de izquierda a derecha del menos electronegativo al más electronegativo. Para formular correctamente hay que conocer el número de oxidación que tiene cada átomo del compuesto.

 

COMBINACIONES BINARIAS

Óxidos

 Combinación de cualquier elemento con el oxígeno. Para formularlos se coloca a la izquierda el símbolo del elemento y a la derecha el oxígeno e intercambiamos sus números de oxidación, simplificando los subíndices si es posible. Así por ejemplo el óxido de litio es Li₂O y el óxido de magnesio Mg₂O₂ = MgO. Otros ejemplos:

Fórmula	Nomenclatura  sistemática	Nomenclatura Stock
K2O	Monóxido de dipotasio	Óxido de potasio
Cu2O	Monóxido de dicobre	Óxido de cobre (I)
Fe2O3	Trióxido de dihierro	Óxido de hierro (III)
CO	Monóxido de carbono	Óxido de carbono (II)
SiO2	Dióxido de silicio	Óxido de silicio (IV)
N2O5	Pentóxido de dinitrógeno	Óxido de nitrógeno (V)

 Se recomienda usar la nomenclatura de Stock en los óxidos metálicos.

En la nomenclatura de Stock, en el caso de que el metal tenga un solo valor del número de oxidación no es necesario especificarlo.

En la nomenclatura sistemática, cuando los dos subíndices son 1, el prefijo “mono” sólo es necesario utilizarlo como prefijo de la palabra óxido; cuando solo uno de los dos tiene el subíndice 1, puede no utilizarse el prefijo “mono”

Ejemplos: CaO = monóxido de calcio;  K₂O = óxido de dipotasio (monóxido de dipotasio)

 Ejemplos de óxidos con nomenclatura tradicional: FeO = óxido ferroso;

Fe₂O₃ = óxido férrico; Cu₂O = óxido cuproso; CuO = óxido cúprico.

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Hidruros

 Los hidruros metálicos están formados por la combinación de un metal con el hidrógeno. Primero escribimos el metal y a continuación el hidrógeno, con su correspondiente subíndice. Así por ejemplo el hidruro de calcio es CaH₂. Otros ejemplos:

Fórmula	Nomenclatura  sistemática	Nomenclatura Stock
KH	Hidruro de potasio	Hidruro de potasio
NiH3	Trihidruro de níquel	Hidruro de níquel (III)
CuH2	Dihidruro de cobre	Hidruro de cobre (II)
PbH4	Tetrahidruro de plomo	Hidruro de plomo (IV)

 Se recomienda usar la nomenclatura de Stock en los hidruros metálicos.

 Los hidruros no metálicos de los grupos14 (del carbono) y 15 (del nitrógeno), se formulan y se nombran igual que los hidruros metálicos, aunque se utilizan también nombres característicos. Por ejemplo:

Tetrahidruro de silicio (Silano): SiH₄; Trihidruro de fósforo (Fosfina): PH₃.

De este tipo de hidruros hay dos muy importantes, con nombre característico: amoníaco (NH₃) y metano (CH₄).

 Si se combina el hidrógeno con un no metal de los grupos 16 (anfígenos) y 17 (halógenos), se termina el nombre del no metal en “uro”, siendo su nomenclatura y formulación a la inversa de los hidruros metálicos. Estos hidruros al disolverlos en agua, tienen propiedades ácidas, por lo que se denominan ácidos hidrácidos, y para nombrarlos se utiliza el prefijo “ácido” y el sufijo “hídrico”.  Así por ejemplo el cloruro de hidrógeno es HCl,  y en  disolución acuosa se nombra ácido clorhídrico. Otros ejemplos:  

Fórmula	En estado gaseoso	En disolución acuosa
HI	Yoduro de hidrógeno	Ácido yodhídrico
HBr	Yoduro de hidrógeno	Ácido bromhídrico
H2S	Sulfuro de hidrógeno	Ácido sulfhídrico
H2Se	Seleniuro de hidrógeno	Ácido selenhídrico

 

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 Peróxidos

 Estos compuestos tienen el grupo peroxo, . Para formularlos le añadimos al óxido un átomo de oxígeno, esto es, la fórmula del peróxido de sodio sería, Na₂O + O = Na₂O₂ (los peróxidos no se simplifican). Un ejemplo muy importante es el peróxido de hidrógeno, H₂O₂ (agua oxigenada).

Para nombrar los peróxidos con la nomenclatura IUPAC, lo haremos como si fuera un óxido, así el dióxido de dipotasio sería, K₂O₂.

El peróxido de potasio CaO₂, se puede asimismo nombrar como dióxido de calcio.

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Sales binarias

 Estos son compuestos iónicos formados por un metal y un no metal. Para nombrarlos se termina el nombre del no metal en uro, colocando primero el metal y a continuación el no metal. Así sería por ejemplo la sal binaria más conocida, el cloruro sódico, NaCl. Otros ejemplos: 

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura Stock
FeS	Monosulfuro de hierro	Sulfuro de hierro (II)
Fe2S3	Trisulfuro de dihierro	Sulfuro de hierro (III)
AuCl3	Tricloruro de oro	Cloruro de oro (III)
AuBr	Monobromuro de oro	Bromuro de oro (I)
MnS2	Disulfuro de manganeso	Sulfuro de manganeso (IV)

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COMBINACIONES POLIATÓMICAS

Hidróxidos

 Son compuestos que contienen el ion oxhidrilo (hidróxido), OH^-, unido a un metal. Para formular un hidróxido se escribe el símbolo del metal seguido del grupo hidróxido con el número de oxidación del metal como subíndice. Así por ejemplo el hidróxido de sodio es NaOH y el hidróxido de calcio Ca(OH)₂. Otros ejemplos: 

Fórmula	Nomenclatura  sistemática	Nomenclatura Stock
Al (OH)3	Trihidróxido de aluminio	Hidróxido de aluminio
Pb(OH)2	Dihidróxido de plomo	Hidróxido de plomo (II)
Co(OH)3	Trihidróxido de cobalto	Hidróxido de cobalto (III)
Mn(OH)4	Tetrahidróxido de manganeso	Hidróxido de manganeso (IV)

 La disolución de amoníaco en agua, llamada hidróxido de amonio, es NH₄OH, ya que el ion amonio se formula como NH₄⁺.

Para los hidróxidos, que siempre son metálicos, se recomienda usar la nomenclatura de Stock.

 

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Ácidos oxácidos

 El uso de la nomenclatura tradicional en los ácidos oxácidos, también llamados oxoácidos, es admitida por la IUPAC, como es el caso del ácido sulfúrico, H₂SO₄ o el ácido nítrico HNO₃. Por tanto los prefijos y sufijos: hipo…oso, oso, ico y per…ico, nos indicarán el número de oxidación del elemento central del ácido, de menor a mayor. Por ejemplo: 

Nº de oxidación impar” (Grupos 15 y 17)	Prefijo/sufijo	Tipo de Fórmula	Fórmula	Nombre tradicional
+ 1	hipo -oso	HXO	HClO	Ácido hipocloroso
+ 3	-oso	HXO2	HNO2	Ácido nitroso
+ 5	-ico	HXO3	HBrO3	Ácido brómico
+ 7	per - ico	HXO4	HClO4	Ácido perclórico

Nº de oxidación “par” (Grupos 14)	Prefijo/sufijo	Tipo de Fórmula	Fórmula	Nombre tradicional
+2	-oso	H2XO2	H2CO2	Ácido carbonoso
+4	-ico	H2XO3	H2CO3	Ácido carbónico

 

Nº de oxidación “par” (Grupo 16)	Prefijo/sufijo	Tipo de Fórmula	Fórmula	Nombre tradicional
+2	hipo -oso	H2XO2	H2SO2	Ácido hiposulfuroso
+4	-oso	H2XO3	H2SO3	Ácido sulfuroso
+6	-ico	H2XO4	H2SO4	Ácido sulfúrico

 

Para nombrar estos ácidos con el criterio de la nomenclatura sistemática (IUPAC), empezaremos indicando mediante un prefijo (mono, di tri, tetra, …) el número de oxígenos (terminado en “oxo”) seguido del nombre del elemento central en “ato”, indicando entre paréntesis el número de oxidación de éste y finalmente diciendo “de hidrógeno”. Así por ejemplo el ácido sulfúrico es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno. Otros ejemplos: 

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura sistemática funcional
HNO2	Dioxonitrato (III) de hidrógeno	Ácido dioxonítrico (III)
H2SO3	Trioxosulfato (IV) de hidrógeno	Ácido trioxosulfúrico (IV)
HIO4	Tetraoxoyodato (VII) de hidrógeno	Ácido tetraoxoyódico (VII)
H2CrO4	Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno	Ácido tetraoxocrómico (VI)
H2SO2	Dioxosulfato (II) de hidrógeno	Ácido dioxosulfúrico (II)
HIO	Monoxoyodato (I) de hidrógeno	Ácido monoxoyódico (I)

 La nomenclatura simplificada empieza el nombre del compuesto por la palabra “ácido” seguido por el número de oxígenos terminando en “oxo” y finalmente el nombre del elemento central terminado en “ico”, indicando el número de oxidación entre paréntesis en números romanos.

 El ácido dicrómico, es muy conocido por la utilización de sus sales. Su formula es: H₂Cr₂O₇. 

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura sistemática funcional	Nomenclatura tradicional
H2Cr2O7	Heptaoxodicromato (VI) de hidrógeno	Ácido heptaoxodicrómico (VI)	Ácido dicrómico

 El ácido ortofosfórico, H₃PO₄, también es muy usado en los laboratorios de química y se le suele denominar simplemente ácido fosfórico. En la siguiente tabla vemos las diferentes nomenclaturas de dicho ácido: 

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura sistemática funcional	Nomenclatura tradicional
H3PO4	Tetraoxofosfato (V) de hidrógeno	Ácido tetraoxofosfórico (V)	Ácido ortofosfórico (Ácido fosfórico)

 

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 Sales neutras

 Las sales neutras de los ácidos oxácidos, surgen de sustituir los hidrógenos del ácido por el metal correspondiente, intercambiando los subíndices. La nomenclatura tradicional, respetada por la IUPAC, utiliza los prefijos y sufijos: hipo…ito, ito, ato y per…ato, que derivan del correspondiente ácido. Así por ejemplo el sulfato sódico sería Na₂SO₄ (ya que deriva del H₂SO₄) y el nitrato férrico es, Fe(NO₃)₃ (ya que deriva del HNO₃).Si utilizamos el criterio IUPAC, se nombrarían:

Na₂SO₄ = Tetraoxosulfato (VI) de sodio

Fe(NO₃)₃ = Trioxonitrato (V) de hierro (III), también se podría llamar (tris trioxonitrato (V) de hierro), el prefijo tris indica el número de oxidación del hierro.

Otros ejemplos: 

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura tradicional
KMnO4	Tetraoxomanganato (VII) de potasio	Permanganato potásico
CaSO4	Tetraoxosulfato (VI) de calcio	Sulfato cálcico
AgNO3	trioxonitrato (V) de plata	Nitrato de plata
Fe(NO2)3	dioxonitrato(III) de hierro(III)	Nitrito férrico
Cu(ClO4)2	tetraoxoclorato (VII) de cobre (II)	Perclorato cúprico
Na3PO4	tetraoxofosfato (V) de sodio	Ortofosfato sódico (Fosfato sódico)
K2Cr2O7	heptaoxodicromato (VI) de potasio	Dicromato potásico

 

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Sales ácidas  

Si un ácido tiene más de un hidrógeno, puede ceder solamente alguno de ellos, originando una sal ácida. Así por ejemplo del ácido sulfúrico, H₂SO₄, se puede obtener el hidrógenosulfato de sodio, NaHSO₄. Otra forma de nombrar este compuesto es, sulfato ácido de sodio. Otros ejemplos:

 

Fórmula	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura tradicional
NaHCO3	Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de sodio (Hidrógenocarbonato de sodio)	Carbonato ácido de sodio
NaHSO3	Hidrógenotrioxosulfato (IV) de sodio (Hidrógenosulfito de sodio)	Sulfito ácido de sodio
KH2PO4	Dihidrógenotetraoxofosfato (V) de potasio (Dihidrógenofosfato de potasio)	Ortofosfato diácido de potasio

 

El hidrógenocarbonato de sodio, NaHCO₃, también es conocido como “bicarbonato sódico”, pero esto no es aceptado por la IUPAC.

Nota: Las sales ácidas son compuestos cuaternarios, ya que están formados por cuatro elementos.

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FORMULACIÓN DE IONES

Los iones están formados por un átomo o un grupo de átomos con carga eléctrica. Si tienen carga negativa se denominan aniones y si es positiva cationes. Un ejemplo de anión es el ion cloruro, Cl^-, y un ejemplo de catión es el ion calcio, Ca²⁺.

Otros ejemplos:

Aniones		Cationes
Ion sulfuro	S2-	Ion plata	Ag+
Ion tetraoxosulfato (VI) (ion sulfato)	SO42-	Ion aluminio	Al3+
Ion trioxonitrato (V) (ion nitrato)	NO3-	Ion cobre (II) (ion cúprico)	Cu2+
Ion heptaoxodicromato (VI) (ion dicromato)	Cr2O72-	Ion hierro (III) (ion férrico)	Fe3+
Ion óxido	O2-	Ion hidroxonio	H3O+
Ion Peróxido	O22-	Ion hidrógeno (protón)	H+
Ion hidróxido	OH-	Ion cobre (I) (ion cuproso)	Cu+
Ion dioxoclorato (III) (ion clorito)	ClO2-	Ion plomo (IV) (ion plúmbico)	Pb4+
Ion tetraoxomanganato (VII) (ion permanganato)	MnO4-	Ion amonio	NH4+

  

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Números de oxidación más comunes de elementos usuales

Elementos			Número de oxidación más frecuente
H			+1, excepto en hidruros metálicos (-1)
O			-2, excepto en los peróxidos (-1)
Grupo 1 (metales alcalinos)			+1
Grupo 2 (metales alcalino-térreos)			+2
Grupo 13 (térreos)			+3
Grupo 14 (carbonoideos, excepto Si, Ge = +4)			+2, +4, en los hidruros (-4)
Grupo 15 (nitrogenoideos)			+1, +3, +5 en los hidruros (-3)
Grupo 16 (anfígenos, excepto O)			+2, +4, +6, en los hidruros (-2)
Grupo 17 (halógenos, excepto F = -1)			+1, +3, +5, +7, en los hidruros (-1)
Metales de transición	Grupo 6	Cr	+2, +3, +6, +7
	Grupo 7	Mn	+2, +4, +6, +7
	Grupos 8,9,10	Fe, Co, Ni	+2, +3
	Grupo 10	Pt	+1, +2
	Grupo 11	Ag	+2
	Grupo 11	Au	+1
	Grupos 11, 12	Cu, Hg	+1, +3
	Grupo 12	Zn, Cd	+2, +4

Vemos de forma más detallada los números de oxidación más comunes de los metales y no metales más usuales

NÚMEROS DE OXIDACIÓN MÁS USUALES      METALES                                                            NO METALES
+1	Li  Litio Na  Sodio K   Potasio Rb  Rubidio Cs  Cesio Fr  Francio     Ag  Plata	+1,+2	Cu  Cobre Hg  Mercurio		+1	H  Hidrógeno en hidruros metálicos (-1)
					-1	F  Flúor
		+1,+3	Au  Oro		-2	O  Oxígeno (En los peróxidos -1)
		+2,+3	Fe  Hierro Co  Cobalto Ni  Níquel		+2 +4	C  Carbono (2,4) Si  Silicio                     (En los hidruros – 4)
+ 2	Be  Berilio Mg  Magnesio Ca  Calcio Sr  Estroncio Ba  Bario Ra  Radio Zn  Cinc Cd  Cadmio	+2,+4	Sn  Estaño   Pb  Plomo   Pt  Platino		+1 +3 +5	N  Nitrógeno P  Fósforo As  Arsénico               Sb  Antimonio (En los hidruros – 3)
					+2 +4 +6	S  Azufre Se  Selenio Te  Teluro (En los hidruros – 2)
		+2,+3,+6	Cr  Cromo
+ 3	B  Boro Al  Aluminio Bi  Bismuto	+2,+3,+4,+6,+7	Mn  Manganeso		+1 +3 +5 +7	Cl  Cloro                     Br  Bromo I  Yodo (En los hidruros – 1)

 

ELEMENTOS MÁS USUALES POR ORDEN CRECIENTE DE ELECTRONEGATIVIDAD

 

Fr, Cs, Rb, K, Na, Ba, Sr, Li, Ca, Mg, Be, Mn, Zn, Cr, Cd, Fe, Co, Cu, Si, Ni, Ag, Hg, Bi, B, Sb, Te, As, P, H,  Pt, Pb, Au, Se, C, I, S, B r , Cl, N, O, F.

 

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CUADRO RESUMEN DE FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA INORGÁNICA

 

1.Compuestos binarios	Fórmulas y Nombres	Ejemplos
1.1 Óxidos: óxidos básicos (metálicos) y óxidos ácidos (no metálicos)	Nx Oy Stock [óxido de metal (nº romano)] Sistemática: Prefijo numeral	Na2O (Óxido de sodio) PbO2 [Óxido de plomo (IV)] Cl2O7  (Heptaóxido de dicloro) SO3 (Trióxido de azufre)
1.2 Peróxidos	Mx O2 (peróxido de metal) Peróxido = óxido + oxígeno	K2O2 (Peróxido de potasio) BaO2 (Peróxido de bario)
1.3 Hidruros metálicos.	MHx Stock [Hidruro de metal (nºs romanos)]	Cu H2 [Hidruro de cobre (II)] BiH3  (Hidruro de bismuto)
1.4 Hidruros no metálicos: 1.4.1. Hidruros volátiles. 1.4.2 Ácidos hidrácidos	N Hx Sistemática: Prefijo numeral. Nombres especiales HxN        (---uro de hidrógeno)                 (ácido --- hídrico)	NH3 (Trihidruro de nitrógeno; amoníaco) CH4 (Tetrahidruro de carbono; metano) H2S (Sulfuro de hidrógeno) (ácido sulfhídrico) HCl (Cloruro de hidrógeno) (ácido clorhídrico)
1.5 Combinaciones binarias metal - no metal: Sales binarias	MxNy Stock [--uro de metal (nº romano)]	Fe Cl3 [Cloruro de hierro (III)] Al2S3 [Sulfuro de aluminio]
1.6 Combinaciones binarias entre no metales: no metal - no metal.	NxN´y Sistemática: Prefijo numeral.	CCl4  (Tetracloruro de carbono) SF6  (Hexafluoruro de azufre)

 

2. Compuestos ternarios	Fórmulas y Nombres	Ejemplos
2.1. Hidróxidos.	M(OH)x Stock: Hidróxido de metal (nºs romanos)	Cu (OH)2  [Hidróxido de cobre (II)] Ca (OH)2 (Hidróxido de calcio)
2.2. Oxácidos.	HxXOy Tradicional (ácido ---oso) (ácido –ico) Sistemática [prefijo—oxo-ato (nº romano) de hidrógeno]	HClO3 (ácido clorico) (Trioxo clorato (V) de hidrógeno). H2SO3 (ácido sulfuroso) [Trioxo sulfato (IV) de hidrógeno]
2.3. Sales neutras. Oxosales	Mx(XOy)z Tradicional: –ato de metal (nº romano) Sistemática [prefijo—oxo-ato (nº romano) de hidrógeno]	Ba(ClO3)2 (Clorato de bario) [Trioxo clorato (V) de bario] Pb (SO4)2 [Sulfato de plomo (IV)] [Tetraoxosulfato (VI) de plomo (IV)] K2Cr2O7  Dicromato potasico [Heptaoxodicromato (VI) de potasio]
Compuestos cuaternarios 2.4. Sales ácidas.	Mx(HXOy)z Hidrogeno—no metal---ato de metal (nº romano)	NaHCO3 [Hidrógenocarbonato de sodio] [Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de sodio]

 

3. Iones:	Especies cargadas	Ejemplos
3.1 Aniones	Especies cargadas negativamente Monoatómicos:  Ion --uro Poliatómicos: ion --ato o --ito	Cl- [ion cloruro];  S2- [Ion sulfuro] SO42- [Ion sulfato]; SO32- [Ion sulfito] MnO4- [Ion tetraoxomanganato (VII)]
3.2 Cationes	Especies cargadas positivamente Ion  nombre de metal (nº romano) Nota: El ion mercurio (I) es diatómico: Hg22+	Cu2+ [Ion cobre (II)]; Al3+ [Ion aluminio] NH4+ [Ion amonio]; Fe3+ [Ion hierro (III)]