Nomenclatura y propiedades de hidruros, óxidos y enlaces químicos: hidruros, oxoácidos y números cuánticos

Hidruros, hidruros volátiles y ejemplos

Hidruros metálicos (Hidrógeno + metales)

• H actúa con metales formando hidruros iónicos o intersticiales.
• Ejemplos: CaH2 — hidruro de calcio.
• MnH2 — dihidruro de manganeso o hidruro de manganeso(II).
• CuH — monohidruro de cobre o hidruro de cobre(I).

Hidruros volátiles (grupos 13, 14 y 15)

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

Hidrácidos (grupos 16 y 17)

Cuando estos compuestos se encuentran en solución acuosa (en acuoso) se nombran como ácidos. No se indica el número de oxidación del hidrógeno porque en los hidrácidos el hidrógeno tiene valencia +1.

• H2Se — ácido selenhídrico (también llamado selenuro de hidrógeno).
• HI — ácido yodhídrico (yoduro de hidrógeno en forma de gas).

Sales binarias

Combinaciones entre un metal y un no metal. Fórmula general: Mz Xn.

• FeCl3 — comúnmente tricloruro de hierro, nomenclatura sistemática: cloruro de hierro(III).
• Al2S3 — triazufre de dialuminio (fórmula corregida de AlS3). Nomenclatura sistemática: trisulfuro de dialuminio o sulfuro de aluminio según la convención.

Óxidos halógenos (haluros de oxígeno)

Los compuestos binarios entre oxígeno y halógenos se nombran según la valencia del halógeno en la molécula.

• OF2 — difluoruro de oxígeno (también llamado fluoruro de oxígeno).
• Cl2O3 (equivalente a la fórmula indicada como O3Cl2) — dicloruro de trioxígeno (también óxido de cloro(III) o cloruro de oxígeno(III)).

Hidróxidos (OH-)

Fórmula general: M(OH)n.

• Fe(OH)2 — hidróxido de hierro(II) (también llamado dihidróxido de hierro(II)).

Oxoácidos

• HClO — ácido hipocloroso.
• HClO2 — ácido cloroso. En este caso el cloro tiene número de oxidación +3, por eso el sufijo es -oso (sufijo usado para estados de oxidación más bajos) y -ico para estados más altos.

Oxosalinas (oxosales) y ejemplos de nomenclatura

Las oxosales proceden de oxoácidos: se sustituye el sufijo -ico por -ato y -oso por -ito, seguido del catión metálico con su número de oxidación entre paréntesis si es necesario.

• Fe(ClO3)3: procede del ácido clórico (HClO3). Nombre: clorato de hierro(III).
• NaNO2: procede del ácido nitroso (HNO2). Nombre: nitrito de sodio.
• NaNO3: nitrato de sodio (nombre habitual). Evitar nombres incorrectos como "trioxidonitrato"; la forma correcta es nitrato.
• K2CO3: carbonato de potasio (a veces se indica como carbonato de dipotasio para resaltar 2 K+).
• Fe2(SO4)3: sulfato de hierro(III) (también puede verse como trisulfato de dihierro, pero la forma habitual es sulfato de hierro(III)).
• K2Cr2O7: dicromato de potasio (heptaóxido-dicromato es una forma no recomendable; usar dicromato).

Ejemplos (nombres comunes y sistemáticos)

• KHS: nombre habitual hidrogenosulfuro de potasio (también bisulfuro de potasio en algunos contextos).
• Ca(HSe)2: nombre habitual hidrogenoselenuro de calcio; sistemática: bis(hidrogenoselenuro) de calcio.
• Fe(HSe)3: nombre habitual hidrogenoselenuro de hierro(III); sistemática: tris(hidrogenoselenuro) de hierro(III).

Ejercicios resueltos: configuración electrónica y números cuánticos

1) A: Análisis del ion X2-

Estado dado: El ión negativo X2- presenta la siguiente configuración electrónica:

X2-: 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6

a. Número atómico del elemento X

1. Sumamos todos los electrones según la configuración: 2+2+6+2+6+2+10+6 = 36 electrones.
2. Como es un ion con carga -2, tiene 2 electrones más que el átomo neutro. Por tanto, el átomo neutro tiene 36 - 2 = 34 electrones.
3. En un átomo neutro, el número atómico Z es igual al número de electrones: Z = 34.

Resultado: Z = 34.

b. Configuración electrónica del ion X- y del átomo neutro X

• Átomo neutro X (Z = 34, Se): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p4.
• Ion X- (gana 1 electrón): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p5.
• Ion X2- (gana 2 electrones, estado inicial dado): 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6.

c. Grupo y periodo

Periodo: 4 (el nivel de energía más alto ocupado es n = 4).
Grupo: configuración de valencia 4s2 4p4 corresponde a 6 electrones de valencia (2 en 4s + 4 en 4p), por lo que es del grupo 16 del sistema periódico. El elemento con Z = 34 es el selenio (Se).

1) B: Validez de los conjuntos de números cuánticos

Considera los siguientes conjuntos (n, l, ml, ms):

(3, 0, 0, +1/2), (3, 1, 1, -1/2), (2, 2, 0, +1/2), (4, 1, 0, +1/2), (3, 1, -2, +1/2).

• (3, 0, 0, +1/2): Válido. n = 3 > 0; l = 0 (< n); ml = 0 está entre -l y +l; ms = +1/2 es correcto.
• (3, 1, 1, -1/2): Válido. n = 3; l = 1 (< n); ml = 1 (permite -1, 0, +1); ms = -1/2 válido.
• (2, 2, 0, +1/2): Inválido. l debe ser menor que n; aquí l = 2 no es < n = 2.
• (4, 1, 0, +1/2): Válido. n = 4; l = 1 (< n); ml = 0 está en el rango; ms = +1/2 válido.
• (3, 1, -2, +1/2): Inválido. Para l = 1, ml solo puede ser -1, 0 o +1; ml = -2 no es posible.

1) C: Tipo de orbital para los conjuntos válidos

Para los conjuntos válidos, indicar el tipo de orbital (s, p, d, f) según l:

Regla: si l = 0 → orbital s (forma esférica). Si l = 1 → orbital p (forma lobular). Si l = 2 → orbital d; l = 3 → orbital f.

Ejercicio de formulación y tipos de enlace

a) Fórmula de los compuestos

Compuesto B–C

• El litio tiene 1 electrón de valencia y tiende a perderlo.
• El flúor tiene 7 electrones de valencia y tiende a ganar 1 electrón.
• Se forman los iones Li+ y F-, que se atraen electrostáticamente.

Fórmula: LiF

Compuesto A–B

• El nitrógeno tiene 5 electrones de valencia y necesita 3 para completar el octeto.
• Cada átomo de flúor aporta 1 electrón para compartir.
• Se forman 3 enlaces N–F en el compuesto estable.

Fórmula: NF3

b) Justificación del tipo de enlace

LiF → Enlace iónico

• Formado por un metal (Li) y un no metal (F).
• El litio cede un electrón al flúor, formando Li+ y F-.
• La unión se debe a la atracción electrostática entre iones de cargas opuestas.

Conclusión: enlace iónico.

NF3 → Enlace covalente polar

• Formado por no metales (N y F).
• Los átomos comparten electrones en lugar de transferirlos completamente.
• El flúor es más electronegativo que el nitrógeno, por lo que los enlaces N–F son polares.

Conclusión: enlace covalente polar.

c) Justificación del tipo de estructura

LiF → Estructura iónica

• Los compuestos iónicos no forman moléculas discretas, sino una red cristalina tridimensional de iones.
• Cada ion está rodeado por iones de carga opuesta en la red.

Presenta: estructura iónica cristalina.

NF3 → Estructura molecular

• Está formado por moléculas individuales de NF3 con enlaces covalentes internos.
• Entre moléculas actúan fuerzas intermoleculares (dipol-dipol y fuerzas de Van der Waals) relativamente débiles.

Presenta: estructura molecular.

Tipos de enlace

Enlace iónico

Ocurre entre un metal y un no metal. El metal cede electrones y el no metal los gana. Se forman iones que se atraen electrostáticamente.

Enlace covalente

Ocurre entre no metales. Los átomos comparten pares de electrones para completar su capa de valencia.

Enlace covalente polar

Es un enlace covalente entre dos no metales distintos con diferente electronegatividad; los electrones compartidos se desplazan hacia el átomo más electronegativo.

Enlace covalente no polar

Es un enlace covalente entre átomos del mismo elemento o con electronegatividades muy similares; los electrones se comparten por igual.

Enlace metálico

Ocurre entre átomos metálicos; los electrones de valencia quedan deslocalizados y forman una "nube" electrónica que explica la conductividad y maleabilidad de los metales.

Tipos de sustancias

Sustancia iónica

Formada por metales y no metales; compuesta por iones ordenados en una red. No existen moléculas discretas; los sólidos iónicos son duros y cristalinos.

Sustancia molecular

Formada por no metales con enlaces covalentes y moléculas independientes. Las fuerzas intermoleculares son débiles en comparación con los enlaces covalentes.

Sustancia covalente de red

Formada por no metales unidos por enlaces covalentes en una red gigante (por ejemplo, diamante, grafito). No existe molécula discreta; suelen ser materiales muy duros.

Sustancia metálica

Formada únicamente por metales unidos por enlace metálico. Presentan electrones deslocalizados que permiten la conducción eléctrica y térmica.

Si desea, puedo generar una versión en PDF o preparar ejercicios adicionales sobre nomenclatura y números cuánticos.