Universidad Nacional del Litoral Secretaría Académica Dirección de Articulación, Ingreso y Permanencia Año 2015

Fisicoquímica biológica

ISBN: 978-987-692-009-4

Unidad 4. Enlaces químicos y compuestos inorgánicos

Viviana Cova Nunca consideres el estudio como una obligación, sino como una oportunidad para penetrar en el bello y maravilloso mundo del saber. Albert Einstein

4.1 Enlace químico Enlace químico es la fuerza que mantiene unidos a los átomos o a los iones y forma las distintas sustancia. Las sustancias poseen distinta propiedades y estas dependen, en parte, de la forma en que se enlazan los átomos. A través de los diferentes tipos de enlaces se pueden agrupar las sustancias en 3 grupos: • covalente • iónicas • metálicas 4.1.1. Teoría del octeto Los científicos Lewis y Kossel junto a su grupo de investigadores estudiaron los gases nobles. Observaron que estos gases no se unen a otros átomos; sino que forman moléculas monoatómicas ya que la cantidad de electrones presentes en el último nivel corresponde a una estructura muy estable. Esta teoría establece que en las uniones entre los átomos intervienen los electrones de la capa externa. Y sostiene que: • Los gases nobles (Ne, Ar, Kr, Xe y Rn) por tener 8 e- en su nivel energético externo, son estables y no presentan reactividad química. La excepción ocurre con el Helio que completa el primer nivel con 2 e-. • Los metales y los no metales tienden a adquirir una estructura más estable, similar a la del gas inerte más próximo en la tabla periódica.

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Luego Albrecht Kossel (1853–1927) estableció que los iones se forman por la tendencia que tienen los átomos de ganar o perder electrones para alcanzar la configuración electrónica de los átomos de los gases nobles o inertes. Y Gibert N. Lewis (1875 -1946) estableció que las uniones en los compuestos no iónicos se producen porque cada átomo comparte con el que se une, electrones, adquiriendo la estructura electrónica de los gases nobles. Una excepción a la regla del octeto son los átomos de Hidrógeno ya que solo tiene un electrón de valencia y tendrá tendencia tomar la configuración electrónica del gas noble Helio (1s2) que se encuentra más cercano en la tabla periódica, completando así el primer nivel con dos electrones.

4.2. Enlaces químicos: covalentes, iónicos y metálicos 4.2.1. Enlace químico: covalente o intramolecular Por definición el enlace covalente es aquel en el cual dos átomos comparten pares de e- y de esta manera, adquieren la configuración externa similar al gas inerte más próximo en la tabla periódica (explicado en la teoría del octeto). Están formados por dos o más átomos de elementos no metales. El hidrógeno también puede presentar este tipo de unión. El enlace covalente se puede clasificar según el número de enlaces en simple, doble o triple Ejemplo: el nitrógeno atmosférico (N 2)

El científico estadounidense Gilbert Lewis propuso una notación que lleva su nombre, la misma consiste en escribir el símbolo de cada elemento rodeado de tantos puntos o cruces como e - de valencia posea. La notación de Jean Baptiste André Dumas (químico francés, 1800-1884) indica con una raya la unión de los dos átomos y no escribe los electrones que no participan de la unión. Por ejemplo: un gas que en altas exposiciones afecta al sistema respiratorio humano si se lo inhala, es el cloro gaseoso. Esta sustancia simple cuando se encuentra libre en la naturaleza existe como molécula diatómica Cl2 .Seguidamente se realiza un análisis de su unión:

Cl – Cl Notación de Lewis

Notación de Dumas

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La medida de la capacidad de un átomo de atraer hacia si los electrones de un enlace, se denomina electronegatividad. El científico estadounidense Linus Pauling (1901 – 1994) estableció, a mediados de siglo, una escala de electronegatividades. En la tabla Periódica de los elementos observamos el valor de electronegatividad dispuesto para cada uno. Otra forma de clasificar a los enlaces covalentes es según la diferencia de electronegatividad de los elementos que se enlazan. Así lo podemos diferenciar como enlace covalente polar y enlace covalente no polar. Enlace covalente no polar Cuando se unen dos átomos del mismo elemento, no hay diferencia de electronegatividades. Esto implica que cada uno de los átomos ejerce la misma atracción sobre el par de e- y estará, en promedio, a igual distancia de ambos núcleos. Es decir, las moléculas son no polares cuando las cargas positivas de los núcleos (p+) y las cargas negativas (e-) están distribuidas en forma simétrica. Ejemplo: El átomo de oxígeno tenderá a adquirir la configuración electrónica del Neón por tener 6 electrones de valencia. El oxígeno en la naturaleza se presenta libre como O2 forma doble enlace covalente.

Enlace covalente polar Dicho enlace se forma cuando dos átomos que se unen en forma covalente tienen distinta electronegatividad. Cuanto mayor sea la diferencia de electronegatividad entre átomos implicados en un enlace más polar será éste. Ejemplo: La acidez del jugo gástrico está dada por ácido clorhídrico. El mismo está formado por la unión covalente polar entre el hidrógeno y el cloro. La diferencia de electronegatividad es 0,9; puesto que la del Cloro es 3 y la del Hidrógeno es 2,1. En este tipo de enlace, los electrones enlazantes se ubican más cerca del átomo más electronegativo (Cl). De este modo la distribución de cargas positivas y negativas dentro de la molécula no es simétrica. La molécula puede presentarse como un dipolo eléctrico (molécula polar que tienen 2 centros de carga eléctrica uno + y otro -).

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Enlace covalente coordinado El enlace covalente se llama “coordinado” cuando uno solo de los átomos aporta el par de e - que se comparte y sigue conservando 8 e- en su nivel electrónico externo. Por ejemplo: se analizará el dióxido de azufre que es un gas liberado en las erupciones volcánicas y puede causar desde irritación en garganta y nariz hasta la muerte de los humanos. El SO2(g) presenta un enlace covalente doble y un coordinado.

Propiedades de las sustancias covalentes Es posible diferenciar dos tipos de compuestos covalentes: • Compuestos covalentes moleculares: compuestos que contienen unidades moleculares pequeñas, como el dióxido de carbono (CO2) que se exhala y el agua (H2O) que se consume • Compuestos covalentes reticulares: compuestos que forman estructuras tridimensionales extensas, como el grafito y el diamante. Las sustancias covalentes moleculares se caracterizan por: • Tener bajo punto de fusión y de ebullición. • Tener muy baja solubilidad en agua, generalmente (debido a que la mayoría son sustancias no polares). • Ser mala conductoras de electricidad. • Son blandos en estado sólido. Las sustancias covalentes reticulares se caracterizan por: • Ser sustancias no polares, por lo tanto, insolubles en agua • Tener punto de fusión muy alto • Ser malas conductoras de la electricidad, en general. El grafito es una excepción, ya que es muy buen conductor Son sustancias muy duras 4.2.2. Enlaces iónicos El enlace iónico es la fuerza electrostática que mantiene unidos a los iones que forman un compuesto. Es un enlace químico que no forma moléculas. Este tipo de unión se basa en la transferencia completa de uno o más electrones desde el átomo menos electronegativo (el del metal) hacia el átomo más electronegativo (el del no metal). De esta manera el metal al ceder electrones pasa a ser el catión y el no metal el anión de un enlace iónico. Entre Cationes y Cationes se produce una Fuerza electroestática de repulsión Entre Aniones y Aniones se produce una Fuerza electrostática de repulsión Entre Cationes y Aniones se produce una Fuerza electrostática de atracción Programa de Ingreso UNL / Curso de Articulación Disciplinar: Fisicoquímica

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Ejemplos de iones presentes en el organismo humano: Entre los iones de mayor importancia en líquidos corporales pueden mencionarse Ca2+, que interviene en las contracciones musculares, y el K+ y el Na+ intervienen en la transmisión del impulso nervioso. Seguidamente se analizará un ejemplo de enlace iónico presente en el cloruro de sodio, constituyente del suero fisiológico. Na: tendencia a perder 1 e- de su último nivel y permanecerá con la configuración electrónica del Neón, [Ne]. Cl: 7 e- en su último nivel, entonces tiene una tendencia a ganar 1e- y obtener la configuración electrónica del Argón, [Ar]. Tendencia

Protones

Electrones

Carga

Notación

Ión

Na

Perder un e-

11

10

+1

Na+

catión

Cl

Ganar un e-

17

18

-1

Cl -

anión

Propiedades de los compuestos iónicos Solubilidad: Muchas de estas sustancias iónicas son solubles en agua, porque los dipolos del agua atraen y rodean a los iones disueltos. Conductividad eléctrica: Los compuestos iónicos conducen electricidad solo cuando están disueltos o fundidos. En estas condiciones, los iones adquieren libertad de movimiento. Puntos de fusión y ebullición: Para las sustancias iónicas son elevados

4.2.3. Enlace Metálico Este enlace químico tampoco forma moléculas. Los metales forman una red cristalina cuyos “nudos” están constituidos por cationes. Los electrones de enlaces están deslocalizados, se desplazan entre los cationes en distintas direcciones. De ello resulta una estructura de iones positivos que parecen estar inmersos en un “mar” de e-. La fuerza de cohesión entre esos cationes y los e- deslocalizados forman un tipo de enlace entre átomos que se denomina “enlace metálico”.

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Las redes cristalinas metálicas posibles son: • Estructura hexagonal. Ejemplo: Magnesio (Mg) • Estructura cúbica centrada en el cuerpo. Ejemplo: Litio (Li) • Estructura cúbica centrada en las caras. Ejemplo: Calcio (Ca) • Estructura tetragonal. Ejemplo: Estaño (Sn) • Estructura ortorrómbica. Ejemplo: Galio (Ga) • Estructura romboédrica. Ejemplo: Mercurio (Hg) Propiedades de los metales Solubilidad: Los metales insolubles en agua y en solventes no polares, solo se disuelven en otros metales. Conductividad eléctrica y térmica: A diferencia de las sustancias iónicas, los metales conducen en estado sólido y líquido. Puntos de fusión y ebullición: Por lo general son elevados, por este motivo, casi todos los metales son sólidos a temperatura ambiente, con excepción del Hg. Brillo metálico: La energía luminosa incide contra la superficie del metal y se produce la movilidad de los e-, que luego emiten energía radiante. El efecto es ese reflejo de la luz sobre el metal, que se llama brillo. Maleabilidad y ductilidad: propiedad por la cual los metales pueden aplanarse y hacer hilos o alambres. Resistencia mecánica: La alta resistencia mecánica se debe a la gran fuerza cohesiva que resulta de la deslocalización de electrones.

4.3. Fuerzas intermoleculares Las fuerzas intermoleculares son las fuerzas de interacción que existen entre las moléculas. Estas fuerzas son mucho más débiles que las que mantienen los enlaces covalentes intramoleculares. Por ejemplo: los puentes de hidrógeno en el agua líquida tienen una energía de enlace (la energía requerida para romper un enlace) de solo unos 20 KJ/mol en comparación con los 460 KJ/mol del enlace covalente O - H. Estas fuerzas son de origen eléctrico. Y pueden ser atractivas o repulsivas. Las fuerzas de repulsión entre moléculas son muchísimo menos intensas que las de atracción. La mayor parte de las fuerzas de atracción dependen de la electronegatividad de los átomos que forman la molécula y por lo tanto de la polaridad de la molécula. A las fuerzas intermoleculares de atracción, que tienen su origen en la presencia de dipolos, se las denomina de Van Der Waals, en honor al físico holandés Juan van der Waals (1832-1923).

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Entre las moléculas polares, se originan fuerzas de atracción eléctrica debido a los polos de signo contrario que poseen. Las interacciones de Van Der Waals son atracciones interatómicas débiles Unión Puente de hidrógeno Esta unión se define como: la fuerza atractiva entre un átomo electronegativo  (Nitrógeno, Oxigeno y Flúor) y un átomo de hidrógeno unido covalentemente a otro átomo electronegativo.

X – H……Y

Línea de puntos = Unión puente de H X = átomo de un elemento electronegativo unido covalentemente a un átomo de H H = átomo de hidrógeno Y = átomo de un elemento electronegativo perteneciente a otra molécula

El enlace de hidrógeno es una fuerza de Van der Waals dipolo-dipolo muy fuerte, pero más débil que el enlace covalente o el enlace iónico. Este tipo de enlace ocurre tanto en moléculas inorgánicas tales como el agua, y en moléculas orgánicas como el ADN. Las sustancias en las que existe unión puente de hidrógeno tiene: • Alta polaridad • Punto de fusión y de ebullición: son más elevados que los de otros compuestos que no forman Puente de Hidrógeno. Ejemplo: El enlace puente hidrógeno también juega un rol importante en la determinación de las estructuras tridimensionales adoptadas por las proteínas y ácidos nucléicos. En estas macromoléculas, el enlace de hidrógeno entre partes de la misma molécula ocasiona que se doble en una forma específica, que ayuda a determinar el rol fisiológico o bioquímico de la molécula. Por ejemplo, la estructura de doble hélice del ADN se debe primordialmente a los enlaces de hidrógeno entre los pares de bases, que unen una cadena complementaria a la otra y permiten la replicación.

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4.4. Compuestos inorgánicos Introducción Es necesario saber la fórmula y el nombre químico de las sustancias para obtener información acerca de sus propiedades y utilidad. El sistema utilizado para nombrar las sustancias se conoce como nomenclatura química, por las palabras latinas nomen (nombre) y calare (llamar). En la actualidad existen más de 20 millones de sustancias químicas conocidas. Si cada una tuviera un nombre especial (por ejemplo H2O2: agua oxigenada), nombrarlas todas sería una tarea considerablemente compleja. En este capítulo se explicará como se escriben correctamente las fórmulas y como se nombran según las nomenclaturas tradicionales y las modernas, los diferentes compuestos inorgánicos. 4.4.1. Conceptos fundamentales para el estudio de los compuestos inorgánicos • Símbolo: es la representación gráfica de un átomo de un elemento dado. Se tomará como ejemplo al Argón que es un gas inerte que si se encuentra altamente concentrado en el ambiente puede causar mareos, pérdida de conciencia, asfixia y muerte. Químicamente el símbolo del átomo del elemento Argón es Ar. • Estado de oxidación: es la capacidad de combinación de un elemento químico. Los átomos se ligan entre sí utilizando un número de enlace determinado. Estas posibilidades de enlaces se denominan valencias o número de oxidación. Por ejemplo cuando el Litio se une a otro átomo solo puede establecer un enlace, entonces se dice que tiene valencia 1. • Atomicidad: es el número de átomos que hay en la molécula. Los subíndices, que se encuentran en una fórmula química de una sustancia dada, indican la atomicidad de cada elemento. Ejemplo: El oxígeno es el gas fundamental para la vida humana y demás individuos aerobios. Ésta molécula es diatómica, es decir está compuesta por dos átomos del elemento oxígeno. Su fórmula química es: O2. El subíndice 2 indica la “atomicidad” del oxígeno. • Fórmula química: es la representación gráfica de una sustancia, ya sea simple o compuesta. Ejemplo fórmula química de una sustancia simple: O3 (ozono) es un gas que se encuentra en la estratósfera y es de gran importancia para la vida en el planeta Tierra ya que absorbe la mayor parte de los rayos ultravioleta procedentes del Sol Ejemplo fórmula química de una sustancia compuesta: KF (fluoruro de potasio) es un compuesto altamente venenoso y puede causar quemaduras en contacto con la piel. • Sustancias reaccionantes o reactivos: son las sustancias que desaparecen durante la reacción química. Por convenio, en las reacciones químicas se escriben a

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la izquierda (primer miembro). • Sustancias resultantes o productos: son las sustancias que se forman en una reacción química, por convenio, se escriben a la derecha (segundo miembro). • Reacción química: es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Esas sustancias pueden ser elementos o compuestos. Los reactivos y productos se separan por una flecha simple que indica el sentido de la transformación. Reactivos → Productos Ejemplo: la leche de magnesia es una suspensión de hidróxido de magnesio, Mg(OH)2, y se obtiene de hacer reaccionar MgO y H 2O MgO + H 2O → Mg(OH)2 El MgO y H 2O son las sustancias reaccionantes o reactivos. El Mg(OH) 2 es la sustancia resultante o producto. 4.4.2. Clasificación de compuestos inorgánicos A los compuestos químicos inorgánicos se los puede clasificar según la cantidad de elementos que los componen en: Compuestos binarios son aquellos cuya composición intervienen dos átomos distintos. Ellos pueden ser: I. Hidruros II. óxidos y peróxidos III. sales neutras provenientes de hidrácidos Compuestos ternarios son aquellos en cuya composición intervienen tres átomos distintos. Se los clasifica en: I. hidróxidos II. oxoácidos III. oxosales IV. sales ácidas provenientes de los hidrácidos Formación de compuestos inorgánicos En el cuadro se plantea una metodología para sistematizar la formación de compuestos inorgánicos, según su clasificación:

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Fisicoquímica biológica / Unidad 4. Enlaces químicos y compuestos inorgánicos Elementos Metales

No Metales

Compuestos Binarios

Compuestos ternarios

+ H2

Hidruro Metálico

+ O2

Óxido Básico

+ H 2O

Hidróxido

+ O2

Óxido Ácido

+ H 2O

Oxoácido

+ H2

Hidruro No Metálico

+H2O Hidrácido Sales ácidas provenientes de hidrácidos Oxosales provenientes de oxoácidos

Sales neutras provenientes de hidrácidos

4.4.3. Nomenclatura de compuestos inorgánicos Existen dos formas de nombrar los compuestos inorgánicos: a) Con nomenclatura tradicional o antigua b) Con nomenclatura moderna dada por la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry) que traducido al castellano es UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). Este sistema de nomenclatura da dos alternativas para nombrar a estos compuestos: I. Por sistema stock: utiliza números romanos II. Sistemática: utiliza números griegos 1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

Números romanos

I

II

III

IV

V

VI

VII

VIII

IX

X

Números griegos

mono

di

tri

tetra

penta

hexa

hepta

octa

nona

deca

4.4.4. Compuestos binarios Óxidos básicos Compuesto binario que resulta de la combinación de un elemento metálico con el oxígeno. Fórmula química Pasos para escribir correctamente la fórmula del óxido básico: a) Primero el símbolo del metal seguido del oxígeno b) Luego se intercambian las valencias y se escriben como subíndice c) Por último se simplifica si son múltiplos Ejemplo: El Cinc (Zn) tiene valencia 2. Se puede simplificar con la valencia 2 del oxígeno. La fórmula química del óxido obtenido es ZnO. El mismo se utiliza como cicatrizante en pomadas.

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Nomenclatura a) Según nomenclatura tradicional o antigua: • Si el metal posee un solo número de oxidación se antepone la palabra óxido al nombre del metal. Ejemplo: ZnO “oxido de cinc” • Si el metal posee más de un número de oxidación, se emplean los siguientes sufijos: -oso (para indicar el número de oxidación menor), -ico (los números de oxidación mayor) Ejemplo: el Hierro, metal del grupo hemo de la molécula de la hemoglobina, es bivalente o ferroso Fe2+ (ferrohemo); de esta manera puede formar la oxihemoglobina y cumplir su función de transporte de oxígeno. Si el hierro se oxida a férrico (Fe3+), el hemo se convierte en hematina, o ferrihemo y la hemoglobina se transforma en metahemoglobina, incapaz de transportar oxígeno. Cuando el hierro actúa con valencia 2 forma FeO que se nombra “óxido ferroso”. Cuando el hierro actúa con valencia 3 forma Fe2O3 que se nombra “óxido férrico”. b) Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): I. Por sistema stock implica considerar dos posibilidades: • Si el metal posee un solo número de oxidación se antepone la palabra óxido al nombre del metal. Ejemplo: ZnO se nombra “óxido de cinc” • Si el metal posee más de un número de oxidación, al costado del nombre del metal entre paréntesis y con números romanos se agrega el número de oxidación con el que está actuando dicho metal. Ejemplo: Fe2O3 se nombra “óxido de hierro (III)” II. Nomenclatura sistemática: Primero se escribe el prefijo con números griegos indicando la atomicidad del oxígeno y luego la del metal. Ejemplo: Fe2O3 “Trióxido de dihierro” Peróxidos También son óxidos básicos, sólidos. Se diferencian de los anteriores ya que contienen en sus estructuras dos átomos de oxígeno unidos entre sí, dando origen al anión peróxido O22-. No todos los metales forman peróxidos y habitualmente lo hacen los metales alcalinos (ejemplo peróxido de litio Li2O2) y alcalinos térreos (ejemplo: peróxido de bario BaO2). Un peróxido líquido muy utilizado para desinfectar heridas destruyendo los microorganismos anaerobios liberando oxígeno de su fórmula, es el agua oxigenada o peróxido de hidrógeno, cuya fórmula química es H2O2.

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Óxidos ácidos Compuesto binario que se obtienen de la combinación de un elemento no metálico con el oxígeno Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula química del óxido ácido: a) Primero el símbolo del no metal seguido del oxígeno. b) Luego se intercambian las valencias y se escriben como subíndice c) Por último se simplifica si son múltiplos Ejemplo: Cuando el carbono actúa con valencia 4 se puede simplificar con la valencia 2 del oxígeno y la fórmula química obtenida para el óxido es la siguiente: “CO2” Nomenclatura a) Según la nomenclatura tradicional o antigua: • Si el elemento no metal presenta dos estados de oxidación, emplean los siguientes sufijos: -oso indica el menor número de oxidación. Ejemplo: CO “óxido carbonoso” (es un gas tóxico) -ico indica el mayor número de oxidación. Ejemplo: CO2 “óxido carbónico” (es el gas exhalado durante la respiración humana) • Si el elemento no metal tiene más de dos estados de oxidación, se debe utilizar los prefijos: Hipo_ a la menor y Per_ a la mayor valencia. Ejemplo el elemento Cloro que tiene las siguientes valencias: 1, 3, 5, y 7: - Cuando el Cloro actúa con valencia 1 (Cl2O): “Óxido Hipocloroso” - Cuando el Cloro actúa con valencia 3 (Cl2O3): “Óxido Cloroso” - Cuando el Cloro actúa con valencia 5 (Cl2O5): “Óxido Clórico” - Cuando el Cloro actúa con valencia 7 (Cl2O7): “Óxido Perclórico” Para los óxidos ácidos existe otra nomenclatura, en la cual primero se debe escribir el término "anhídrido" y seguidamente el elemento no metal que lo está formando. • Si el elemento no metal presenta dos estados de oxidación, el nombre puede terminar en: _oso (si es el menor) _ico (si es el mayor) Ejemplo: el carbono presenta dos estados de oxidación, +2 y +4: CO = “Anhídrido Carbonoso” CO2 = “Anhídrido Carbónico” • Si el elemento no metal presenta cuatro estados de oxidación, las nomenclaturas

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correspondientes son: Cl2O = “Anhídrido hipocloroso” Cl2O3 = “Anhídrido cloroso” Cl2O5 = “Anhídrido clórico” Cl2O7 = “Anhídrido perclórico” b) Según lo establecido por la UIQPA ( Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): I. Por sistema stock: Los no metales, en su mayoría, poseen más de dos valencias. Para nombrarlos se coloca la palabra óxido seguida del nombre del no metal, y entre paréntesis con números romanos se agrega el estado de oxidación con el que está actuando dicho no metal. Ejemplo: N2O5 “óxido de nitrógeno (V)” II. Nomenclatura sistemática: Primero se escribe el prefijo con números griegos indicando la atomicidad del oxígeno y luego la del no metal. Ejemplo: N2O5 “pentóxido de dinitrógeno” Hidruros metálicos Son compuestos sólidos que se forman de la combinación del hidrógeno con metales (especialmente alcalinos y alcalinos térreos) Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula química del hidruro metálico: a) Primero el símbolo del metal seguido del hidrógeno b) Luego se intercambian las valencias y se escriben como subíndice (teniendo en cuenta que en los hidruros metálicos el hidrógeno actúa con -1). Ejemplo de hidruro de metal alcalino: NaH(s) Ejemplo de hidruro de metal alcalino terreo: CaH2(s) Los hidruros de calcio y de sodio son compuestos sólido que absorben la humedad, muy utilizado en los laboratorios como agentes secantes. Nomenclatura Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): Se antepone la palabra “hidruro” al nombre del metal. Ejemplo: NaH “hidruro de sodio” Ejemplo: CaH2 “ hidruro de calcio” Hidruros no metálicos El hidrógeno reacciona con todos los no metales y metaloides para formar compuestos moleculares con fuertes enlaces covalentes. Son todos compuestos incoloros, y salvo el agua, que es líquida, son todos gaseosos a temperatura ambiente.

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Otra característica de estos hidruros es que el no metal siempre actúa con el menor número de oxidación. Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula química del hidruro no metálico: a) Primero el símbolo del hidrógeno seguido del no metal b) Luego se intercambian las valencias y se escriben como subíndice Ejemplo: HCl Esta regla tiene algunas excepciones. Algunos no metales, cuando se combinan con el hidrógeno, forman hidruros que no tienen carácter ácido y reciben nombres que no están contemplados en las reglas de la UIQPA. Ejemplos: • NH3 Amoníaco. En altas concentraciones es tóxico para el organismo humano. • H2O Agua. Compuesto más importante para los seres vivos. El 70% del cuerpo humano es agua. Nomenclatura Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): Para nombrar los hidruros no metálicos se agrega el sufijo “-uro” al nombre del no metal. Ejemplo: HCl “Cloruro de Hidrógeno” (es un gas tóxico y corrosivo). Hidrácidos Si se disuelven en agua los hidruros provenientes de los no metales que se encuentra en los grupos 16 (excepto el Oxígeno) a los del grupo 17 de la tabla periódica, se forman los hidrácidos correspondientes. Fórmula química La fórmula química se escribe igual que los hidruros no metálicos. El agua actúa como medio en el cual se disuelve el hidruro, pero sin incorporarse en la fórmula química. Nomenclatura Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): Para nombrar los hidrácidos se antepone la palabra “ácido”, seguido del nombre del no metal con terminación: “_ hídrico”.

HCl(g) loruro de hidrógeno C

H 2O

HCl (aq) Ácido clorhídrico

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El ácido clorhídrico del jugo gástrico actúa como defensa eliminado microorganismos patógenos. Sales neutras provenientes de hidrácidos o sales no oxigenadas Son aquellas que en su fórmula química tiene metal y no metal, pero no contiene oxígeno. Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula química de la sal neutra proveniente del hidrácido: a) Primero el símbolo del metal seguido del no metal b) Luego se intercambian las valencias y se escriben como subíndice c) Por último se simplifica si son múltiplos Ejemplo: “CuS” Nomenclatura a) Según la nomenclatura tradicional o antigua: • Si el elemento metal presenta un solo estado de oxidación, se nombra el no metal con terminación -uro seguido del nombre del metal. Ejemplo: NaCl “Cloruro de sodio”. Esta sal debe suprimirse en pacientes hipertensos. • Si el elemento metal presenta dos estados de oxidación, el nombre puede terminar en: _oso (si es el menor) _ico (si es el mayor) Ejemplo: el cobre presenta dos estados de oxidación, +1 y +2: Cu2S “sulfuro cuproso” CuS  “sulfuro cúprico” b) Según lo establecido por la UIQPA ( Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) para sales: • Por sistema stock: Se escribe en nombre del no metal con terminación -uro seguido del nombre del metal y entre paréntesis con números romanos la valencia del metal. Ejemplo: CuS “sulfuro de cobre (II)”

Compuestos ternarios Hidróxidos Son soluciones básicas o alcalinas que se forman al hacer reaccionar óxidos básicos con agua. Todos los hidróxidos se caracterizan por presentar el ión oxidrilo (OH-) que tiene carga neta -1 (ya que el oxígeno tiene valencia -2 y el hidrógeno +1).

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Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula química del hidróxido: • primero se coloca el símbolo del metal, • luego el grupo oxidrilo y • por último se intercambian el estado de oxidación del metal y la carga del anión oxidrilo. X(OH)N X = símbolo del metal N = Número de oxidación del metal Cuando por hidrólisis se disuelven en agua o se hallan fundidos se ionizan dando un anión y un catión. Ejemplo: Ca(OH) ↔ Ca 2+ + 2 OH El hidróxido de calcio entre otros ha sido usado por mucho tiempo en la odontología debido a sus propiedades antibacterianas Un caso especial e importante es el hidróxido de amonio que se obtiene por disolución de amoníaco (hidruro no metálico) en agua. NH 3(g) + H 2O (l) ↔ NH 4(OH)(aq) Que también se ioniza: NH4(OH)(aq) ↔ NH4+(aq) + OH-(aq) Nomenclatura a) Según la nomenclatura tradicional o antigua: • Si el metal posee un solo número de oxidación se antepone la palabra hidróxido al nombre del metal. Ejemplo: Ca(OH)2 “hidróxido de calcio” • Si el metal posee más de un número de oxidación, se emplean los siguientes sufijos: -oso (para indicar el menor número de oxidación del metal) -ico (para indicar el mayor número de oxidación del metal) Ejemplo: El hierro presenta dos estados de oxidación: 2 y 3 Fe (OH)2 “hidróxido ferroso”. Fe(OH)3 “hidróxido férrico” b) Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada):

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I. Por sistema stock: implica considerar dos posibilidades: • Si el metal posee un solo número de oxidación se antepone la palabra hidróxido al nombre del metal. Ejemplo: Ca(OH)2 “hidróxido de calcio” • Si posee más de un número de oxidación, al costado del nombre del metal entre paréntesis y con números romanos se agrega el número de oxidación con el que está actuando dicho metal. Ejemplo: Fe(OH)2 “hidróxido de hierro (II)” Fe(OH)3 “hidróxido de hierro (III)” II. Por nomenclatura sistemática: Primero se nombra como prefijo en números griegos indicando la cantidad del oxidrilo y el metal Ejemplo: Fe(OH)2 dihidróxido de hierro Oxoácidos Son compuestos formados por H, O y un no metal. Se forman al unir un óxido ácido con agua. Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula de un oxoácido se debe seguir los siguientes pasos: a) Se deben colocar los elementos de la siguiente manera: hidrógeno, no metal y luego el oxígeno. Ejemplo: HNO b) Seguidamente se coloca a cada uno de los elementos que constituyen el oxoácido, como subíndice, la cantidad total de átomos que hay como reactivo. Ejemplo: reactivos o sustancias reaccionantes: N2O5 + H2O c) Por último se simplifica si son múltiplos (se debe colocar el mínimo común múltiplo denominador). Ejemplo: producto: HNO3 Nomenclatura a) Según la nomenclatura tradicional o antigua: • Si el elemento no metal presenta dos estados de oxidación, se antepone la palabra ácido y se emplean los siguientes sufijos: -oso indica el menor número de oxidación. Ejemplo: H2CO2 “ácido carbonoso” -ico indica el mayor número de oxidación. Ejemplo: H2CO3 “ácido carbónico” • Si el elemento no metal tiene más de dos estados de oxidación, se debe utilizar los prefijos: Hipo_ a la menor y Per_ a la mayor valencia. Ejemplo el elemento Cloro que tiene las siguientes valencias: 1, 3, 5, y 7: - Cuando el Cloro actúa con valencia 1 (HClO): “ácido hipocloroso” - Cuando el Cloro actúa con valencia 3 (HClO2): “ácido cloroso” - Cuando el Cloro actúa con valencia 5 (HClO3): “ácido clórico” - Cuando el Cloro actúa con valencia 7 (HClO4): “ácido perclórico”

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El óxido fosfórico reacciona con tres moléculas de agua y se obtiene resultado acido ortofosfórico o ácido fosfórico. P 2O 5 + 3 H 2O → 2 H 3PO 4

Ácido Ortofosfórico o Ácido Fosfórico

Algunos metales como el Cromo y el Manganeso, también forman oxoácidos. El Cromo se utiliza la valencia 6 para formar dos oxoácidos. • Ácido crómico: H2CrO4 • Ácido dicrómico: H2Cr2O7 El manganeso utiliza valencia 6 para formar el ácido mangánico y valencia 7 para el ácido permangánico. • Ácido mangánico: H2MnO4 • Ácido permangánico: HMnO4 b) Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): I. Por sistema stock: • Se antepone el nombre del no metal con el sufijo –ato • seguidamente se coloca entre paréntesis y con números romanos la valencia del no metal • por último el término “de hidrógeno” Ejemplos: - HClO “Clorato (I) de hidrógeno” - HClO2 “Clorato (III) de hidrógeno” - HClO3 “Clorato (V) de hidrógeno” - HClO4 “Clorato (VII) de hidrógeno” II. Por nomenclatura sistemática: se utilizan los prefijo numéricos griegos Ejemplo: - HClO “monoxoclorato de hidrógeno” - HClO2 “dioxoclorato de hidrógeno” - HClO3 “trioxoclorato de hidrógeno” - HClO4 “tetraoxoclorato de hidrógeno” Oxosales Son aquellas que se obtienen de reemplazar al hidrógeno de los oxoácidos por un metal; y por lo tanto tienen oxígeno en su estructura. Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula de una oxosal se debe seguir los siguientes pasos: a) Primero se coloca el símbolo del metal

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b) Luego el radical del oxoácido c) Seguidamente se intercambian las valencias del metal con la carga del anión del oxoácido d) Por último se simplifica si son múltiplos Ejemplo: Ca(CO3) Nomenclatura a) Según nomenclatura tradicional o antigua: I. Si el metal tiene un solo estado de oxidación: • Se coloca la raíz del no metal terminado en: - “ato” (cuando el no metal actúa con el mayor estado de oxidación) - “ito” (cuando el no metal actúa con el menor estado de oxidación) • Seguidamente se coloca el nombre del metal Ejemplo: Ca(CO3) carbonato de calcio (es usado como suplemento vitamínico) II. Si el metal tiene dos estados de oxidación: • Se coloca la raíz del no metal terminado en: - “ato” (cuando el no metal actúa con el mayor estado de oxidación) - “ito” (cuando el no metal actúa con el menor estado de oxidación) • Seguidamente se coloca el nombre del metal con el sufijo –ico (para la mayor valencia) y el sufijo –oso (para la menor) Ejemplo: Fe(CO3) carbonato de ferroso (es un mineral llamado siderita) b) Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): Por sistema stock: I. Se antepone el nombre del no metal con el sufijo –ato II. seguidamente se coloca entre paréntesis y con números romanos la valencia del no metal III. luego “de” y el nombre del elemento metal IV. por último entre paréntesis y con números romanos la valencia del metal Ejemplo: Fe(CO3) “carbonato (IV) de hierro (II)”

Sales ácidas provenientes de hidrácidos Formadas por la combinación de un hidrácido y metal Fórmula química Para escribir correctamente la fórmula de una sal ácida proveniente de hidrácidos se debe seguir los siguientes pasos: a) Primero se coloca el símbolo del metal b) Luego el anión del hidrácido con uno o más hidrógeno/s

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c) Seguidamente se intercambian las valencias del metal con la carga del anión del hidrácido Ejemplo: Cu(HS)2 Nomenclatura a) Según la nomenclatura tradicional o antigua: • Si el elemento metal presenta un solo estado de oxidación, se nombra: I. Primero el no metal con terminación -uro II. seguidamente del término “acido” III. luego el nombre del metal Ejemplo: LiHS “sulfuro ácido de litio” • Si el elemento metal presenta dos estados de oxidación, se nombra: I. el no metal con terminación -uro II. seguidamente del término “acido” III. luego el nombre del metal con terminación –oso (menor estado de oxidación) –ico (mayor estado de oxidación). Ejemplo: Cu(HS)2 “Sulfuro ácido cúprico” b) Según lo establecido por la UIQPA (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada): • Por sistema stock: • Si el elemento metal presenta un solo estado de oxidación: I. Se antepone la palabra “hidrógeno” II. Seguidamente se nombra el no metal con terminación –uro III. Finalmente se coloca el nombre del metal. Ejemplo: LiHS “hidrógeno sulfuro de litio” El litio es importante para tratamientos de manía en el trastorno bipolar. • Si el elemento metal presenta dos estados de oxidación: I. Se antepone la palabra “hidrógeno” II. Seguidamente nombra el no metal con terminación –uro III. luego el nombre del metal y entre paréntesis con números romanos el estado de oxidación del metal Ejemplo: Cu(HS)2 “Hidrógeno sulfuro de cobre (II)”

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