La Tabla Periodica

Un poco de historia....

Desde la antigüedad, los hombres se han preguntado de qué están hechas las cosas. El primero del que tenemos noticias fue un pensador griego, Tales de Mileto, quien en el siglo VII antes de Cristo, afirmó que todo estaba constituido a partir de agua, que enrareciéndose o solidificándose formaba todas las sustancias conocidas. Con posterioridad, otros pensadores griegos supusieron que la sustancia primigenia era otra. Así, Anaxímenes, en al siglo VI a. C. creía que era el aire y Heráclito el fuego.

En el siglo V, Empédocles reunió las teorías de sus predecesores y propuso no una, sino cuatro sustancias primordiales, los cuatro elementos: Aire, agua, tierra y fuego. La unión de estos cuatro elementos, en distinta proporción, daba lugar a la vasta variedad de sustancias distintas que se presentan en la naturaleza. Aristóteles, añadió a estos cuatro elementos un quinto: el quinto elemento, el éter o quintaesencia, que formaba las estrellas, mientras que los otros cuatro formaban las sustancias terrestres.

Tras la muerte de Aristóteles, gracias a las conquistas de Alejandro Magno, sus ideas se propagaron por todo el mundo conocido, desde España, en occidente, hasta la India, en el oriente. La mezcla de las teorías de Aristóteles con los conocimientos prácticos de los pueblos conquistados hicieron surgir una nueva idea: La alquimia. Cuando se fundían ciertas piedras con carbón, las piedras se convertían en metales, al calentar arena y caliza se formaba vidrio y similarmente muchas sustancias se transformaban en otras. Los alquimistas suponían que puesto que todas las sutancias estaban formadas por los cuatro elementos de Empédocles, se podría, a partir de cualquier sustancia, cambiar su composición y convertirla en oro, el más valioso de los metales de la antigüedad. Durante siglos, los alquimistas intentaron encontrar, evidentemente en vano, una sustancia, la piedra filosofal, que transformaba las sustancias que tocaba en oro, y a la que atribuían propiedades maravillosas y mágicas.

Las conquistas árabes del siglo VII y VIII pùsieron en contacto a éste pueblo con las ideas alquimistas, que adoptaron y expandieron por el mundo, y cuando Europa, tras la caída del imperio romano cayó en la incultura, fueron los árabes, gracias a sus conquistas en España e Italia, los que difundieron en ella la cultura clásica. El más importante alquimista árabe fue Yabir (también conocido como Geber) funcionario de Harún al-Raschid (el califa de Las mil y una noches) y de su visir Jafar (el conocido malvado de la película de Disney). Geber añadó dos nuevos elementos a la lista: el mercurio y el azufre. La mezcla de ambos, en distintas proporciones, originaba todos los metales. Fueron los árabes los que llamaron a la piedra filosofal al-iksir y de ahí deriva la palabra elixir.

Símbolos alquímicos

Aunque los esfuerzos de los alquimistas eran vanos, su trabajo no lo fue. Descubrieron el antimonio, el bismuto, el zinc, los ácidos fuertes, las bases o álcalis (palabra que también deriva del árabe), y cientos de compuestos químicos. El último gran alquimista, en el siglo XVI, Theophrastus Bombastus von Hohenheim, más conocido como Paracelso, natural de suiza, introdujo un nuevo elemento, la sal.

Robert Boyle, en el siglo XVII, desechó todas las ideas de los elementos alquímicos y definió los elementos químicos como aquellas sustancias que no podían ser descompuestas en otras más simples. Fue la primera definición moderna y válida de elemento y el nacimiento de una nueva ciencia: La Química. Durante los siglos siguientes, los químicos, olvidados ya de las ideas alquimistas y aplicando el método científico, descubrieron nuevos e importantes principios químicos, las leyes que gobiernan las transformaciones químicas y sus principios fundamentales. Al mismo tiempo, se descubrían nuevos elementos químicos.

El químico esceptico, de Robert Boyle, marco el comienzo del final de la alquimia.

Símbolos de Dalton

Apenas iniciado el siglo XIX, Dalton, recordando las ideas de un filósofo griego, Demócrito, propuso la teoría atómica, según la cual, cada elemento estaba formado un tipo especial de átomo, de forma que todos los átomos de un elemento eran iguales entre sí, en tamaño, forma y peso, y distinto de los átomos de los distintos elementos.

Fue el comienzo de la formulación y nomenclatura química, que ya había avanzado a finales del siglo XVIII Lavoisier.

Conocer las propiedades de los átomos, y en especial su peso, se transformó en la tarea fundamental de la química y, gracias a las ideas de Avogadro y Cannizaro, durante la primera mitad del siglo XIX, gran parte de la labor química consistió en determinar os pesos de los átomos y las formulas químicas de muchos compuestos.

Al mismo tiempo, se iban descubriendo más y más elementos. En la década de 1860 se conocían más de 60 elementos, y saber las propiedades de todos ellos, era imposible para cualquier químico, pero muy importante para poder realizar su trabajo.

Ya en 1829, un químico alemán, Döbereiner, se percató que algunos elementos debían guardar cierto orden. Así, el calcio, estroncio y bario formaban compuestos de composición similar y con propiedades similares, de forma que las propiedades del estroncio eran intermedias entre las del calcio y las del bario. Otro tanto ocurría con el azufre, selenio y teluro (las propiedades del selenio eran intermedias entre las del azufre y el teluro) y con el cloro, bromo y iodo (en este caso, el elemento inetrmedio era el bromo). Es lo que se conoce como tríadas de Döbereiner.

Las ideas de Döbereiner cayeron en el olvido, aunque muchos químicos intentaron buscar una relación entre las propiedades de los elementos. En 1864, un químico ingles, Newlands, descubrió que al ordenar los elementos según su peso atómico, el octavo elemento tenía propiedades similares al primero, el noveno al segundo y así sucesivamente, cada ocho elementos, las propiedades se repetían, lo denominó ley de las octavas, recordando los periodos musicales. Pero las octavas de Newlands no se cumplían siempre, tras las primeras octavas la ley dejaba de cumplirse.

En 1870, el químico alemán Meyer estudió los elementos de forma gráfica, representando el volumen de cada átomo en función de su peso, obteniendo una gráfica en ondas cada vez mayores, los elementos en posiciones similares de la onda, tenían propiedades similares, pero las ondas cada vez eran mayores e integraban a más elementos. Fue el descubrimiento de la ley periódica, pero llegó un año demasiado tarde. En 1869, Mendeleyev publicó su tabla periódica. Había ordenado los elementos siguiendo su peso atómico, como lo hizo Newlands antes que él,

Representación grafica de los elementos según Meyer

Primera tabla publicada por Mendeleyev

pero tuvo tres ideas geniales: no mantuvo fijo el periodo de repetición de propiedades, sino que lo amplió conforme aumentaba el peso atómico (igual que se ampliaba la anchura de la gráfica de Meyer). Invirtió el orden de algunos elementos para que cuadraran sus propiedades con las de los elementos adyacentes, y dejó huecos, indicando que correspondían a elementos aún no descubiertos. En tres de los huecos, predijo las propiedades de los elementos que habrían de descubrirse (denominándolos ekaboro, ekaaluminio y ekasilicio), cuando años más tarde se descubrieron el escandio, el galio y el germanio, cuyas propiedades se correspondían con las predichas por Mendeleyev,  y se descubrió un nuevo grupo de elementos (los gases nobles) que encontró acomodo en la tabla de Mendeleyev, se puso de manifiesto no sólo la veracidad de la ley periódica, sino la importancia y utilidad de la tabla periódica.

La tabla periódica era útil y permitía predecir las propiedades de los elementos, pero no seguía el orden de los pesos atómicos. Hasta los comienzos de este siglo, cuando físicos como Rutherford, Borh y Heisemberg pusieron de manifiesto la estructura interna del átomo, no se comprendió la naturaleza del orden periódico. Pero eso, eso es otra historia....

Dimitri Ivanovich Mendeleyev (Tobolsk, Siberia, 1834-San Petersburgo, 1907). Químico ruso, fue el menor de 17 hijos. La ruina de los padres los obligó a emigrar a Rusia desde Siberia. En San Petersburgo estuidó en el Instituto Pedagógico, completando su formación en Heidelberg. En 1867 fuen nombrado profesor del Instituto Tecnológico de San Petersburgo, y en 1867 de su Universidad, de donde fue despedido por motivos políticos en 1890. En 1893 fue nombrado director de la Oficina de Pesas y medidas.

Sus estudios químicos son muy numerosos. Descubrió el punto crítico, modernizo las industrias rusas de la sosa y el petróleo, estudió el comportamineto de los gases y de las disoluciones, pero su mayor logro científico fue el descubrimiento de la tabla periódica, clasificación de los elementos de acuerdo con sus propiedades, en 1869. Basándose en dicha tabla, definió las propiedades de 3 elementos aún no descubiertos en su época. Cuando se identificaron, se comprobó la exactitud de sus predicciones. Su principal obra es Principios de Química.

Tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos clasifica, organiza y distribuye los distintos elementos químicos conforme a sus propiedades y características; su función principal es establecer un orden específico agrupando elementos.

 Grupos y periodos

La tabla periódica se organiza en filas horizontales, que se llaman periodos, y columnas verticales que reciben el nombre de grupos, además, por facilidad de representación, aparecen dos filas horizontales fuera de la tabla que corresponden a elementos que deberían ir en el sexto y séptimo periodo, tras el tercer elemento del periodo.

Los grupos con mayor número de elementos, los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16, 17 y 18, se conocen como grupos principales, los grupos del 3 al 12 están formados por los llamados elementos de transición y los elementos que aparecen aparte se conocen como elementos de transición interna. Los elementos de la primera fila de elementos de transición interna se denominan lantánidos o tierras raras, mientras que los de la segunda fila son actínidos.

Salvo el tecnecio y el prometio, todos los elementos de la tabla periódica hasta el uranio, se encuentran en la naturaleza. Los elementos transuránidos, así como el tecnecio y el prometio, son elementos artificiales, que no se hallan en la naturaleza, y han sido obtenidos por el hombre. El número de elementos de cada periodo no es fijo. Así, el primer periodo consta de dos elementos (hidrógeno y helio), los periodos segundo y tercero tienen cada uno ocho elementos, el cuarto y el quinto dieciocho, el sexto treinta y dos y el séptimo, aunque debería tener treinta y dos elementos aún no se han fabricado todos, desconociéndose 3 de ellos y de otros muchos no se conocen sus propiedades.                                                                                                                                                                                                 PERIODO 1 (2 elementos)

          PERIODO 3 (8 elementos)                                           PERIODO 4 (18 elementos)                                           PERIODO 6 (32 elementos)

Cuando se descubrió la ordenación periódica de los elementos, se realizó de forma que elementos con propiedades químicas similares cayeran en la misma vertical, en el mismo grupo, de forma que algunas propiedades, que dependen más o menos directamente del tamaño del átomo, aumentaran o decrecieran regularmente al bajar en el grupo (afinidad electrónica, potencial de ionización, electronegatividad, radio atómico o volumen atómico). De esta forma, conocer la tabla periódica significa conocer las propiedades de los elementos y sus compuestos: valencia, óxidos que forma, propiedades de los óxidos, carácter metálico, etc.

El orden de los elementos en la tabla periódica, y la forma de ésta, con periodos de distintos tamaños, se debe a su configuración electrónica y a que una configuración especialmente estable es aquella en la que el elemento tiene en su última capa, la capa de valencia, 8 electrones, 2 en el orbital s y seis en los orbitales p, de forma que los orbitales s y p están completos. En un grupo, los elementos tienen la misma configuración electrónica en su capa de valencia. Así, conocida la configuración electrónica de un elemento sabemos su situación en la tabla y, a la inversa, conociendo su situación en la tabla sabemos su configuración electrónica.

Los primeros dos grupos están completando orbitales s, el correspondiente a la capa que indica el periodo. Así, el rubidio, en el quinto periodo, tendrá es su capa de valencia la configuración 5s1, mientras que el bario, en el periodo sexto, tendrá la configuración 6s2.  Los grupos 3 a 12 completan los orbitales d de la capa anterior a la capa de valencia, de forma que hierro y cobalto, en el periodo cuarto, tendrán las configuraciones 3d64s2 y 3d74s2, en la que la capa de valencia no se modifica pero sí la capa anterior.

 Los grupos 13 a 18 completan los orbitales p de la capa de valencia. Finalmente, en los elementos de transición interna, los elementos completan los orbitales f de su antepenúltima capa. Así podemos saber, que para un periodo N, la configuración de un elemento será:

Grupos 1 y 2	Elemento de transición	Grupos 13 a 18	Elementos de transición interna
Nsx	(N -1)dx Ns2	(N -1)d10 Ns2px	(N -2)fx (N -1)d0 Ns2

Cómo leer la tabla periódica de los elementos

La tabla periódica de los elementos enumera los 109 elementos descubiertos a la fecha. Existen distintos símbolos y números que identifican las diferencias entre los elementos, mientras que la estructura de la tabla agrupa los elementos con semejanzas. Puedes leer la tabla periódica tomando en cuenta las siguientes instrucciones.
 

Parte 1 de 4: Comprende la estructura

1. 1
   Observa la tabla periódica desde la parte superior izquierda hasta el final de la última fila, cerca de la parte inferior derecha. La tabla se estructura de derecha a izquierda en orden ascendente del número atómico. El número atómico es el número de protones en un solo átomo.

   • No todas las columnas o filas están completas. Aunque existen espacios vacíos en el centro, la lectura de la tabla continuará de izquierda a derecha. Por ejemplo, el Hidrógeno tiene el número atómico 1 y se encuentra en la parte superior izquierda. El Helio tiene el número atómico 2 y se encuentra en la parte superior derecha.
   • Los elementos desde el 57 hasta el 102, por lo general, se señalan como un subgrupo en la parte inferior derecha de la tabla. A estos se los llama “tierras raras”.^[1]

1.2

Encuentra un “grupo” de elementos en cada columna de la tabla. Hay 18 columnas.

• Usa el término “leer un grupo hacia abajo” para leer desde la parte superior a la inferior.
  
• La numeración, por lo general, estará en la parte superior de las columnas; sin embargo, pueden aparecer debajo otros grupos tales como los metales.
• La numeración usada en la tabla periódica variará significativamente. Puede ser romana (IA), arábiga (1A) o con números desde el 1 al 18.
• El hidrógeno puede ubicarse en la familia de los halógenos y la familia de los metales alcalinos o en ambas.

1. 
   1.3 Encuentra un “periodo” de los elementos en cada fila de la tabla. Hay 7 periodos. Usa la frase “leer un periodo a lo largo” para leer de izquierda a derecha.

   • Por lo general, los periodos se enumeran desde el 1 hasta el 7 en el lado izquierdo de la tabla.
   • Cada periodo es más grande que el anterior. Esto está asociado con los niveles crecientes de energía de átomos en la tabla periódica.
2. 
    1.4
   Comprende los grupos adicionales de metales, semimetales y no metales. Los colores cambiarán considerablemente.

   • Los metales están sombreados de un color. Sin embargo, el hidrógeno a menudo está sombreado y agrupado en los no metales. Los metales tienen brillo, por lo general, son sólidos a temperatura ambiente, conducen el calor y la electricidad, son maleables y dúctiles.
   • Los no metales están sombreados juntos. Son los elementos desde el C-6 hasta el Rn-86, que incluyen el H-1 (Hidrógeno). No tienen brillo, ni conducen el calor o la electricidad ni son maleables. Por lo general, son gases a temperatura ambiente y pueden ser sólidos, líquidos o gaseosos.
   • Los semimetales o metaloides a menudo están sombreados de color morado o verde, como una combinación de los otros 2 colores. La línea es una diagonal que une los elementos desde el B-5 hasta el At-85. Tienen algunas propiedades de los metales y otras de los no metales. ^[2]
3. 

   
   
   1.5
   Considera que, algunas veces, los elementos también se agrupan en familias. Estos son metales alcalinos (1A), metales alcalinotérreos (2A), halógenos (7A), gases nobles (8A) y Carbonos (4A).

   • La numeración puede emplear números romanos, arábigos o estándares.  

    
    
    
    
   Parte 2 de 4: Lee el símbolo y el nombre 
   2.1 Es una combinación de 1 a 2 letras que se usa de forma estándar en los distintos idiomas.

   • El símbolo puede derivarse del nombre en latín del elemento o del nombre común generalmente aceptado.
   • En muchos casos, el símbolo es muy parecido al nombre en español, como el Helio, cuyo símbolo es “He”. Sin embargo, no es una regla a seguir. Por ejemplo: el hierro es “Fe”. Por esta razón, la combinación símbolo y nombre a menudo se memoriza para una rápida referencia. 
     2.2 Observa el nombre común. Este aparecerá justo debajo del símbolo y cambiará dependiendo del idioma en el cual se escriba la tabla periódica.
      

   Parte 3 de 4: Lee el número atómico

3.1 Lee la tabla periódica siguiendo el número atómico en la parte superior central o la parte superior izquierda de cada casilla del elemento. Como se señaló antes, va desde la parte superior izquierda hasta la parte inferior derecha. La forma más rápida de tener una mayor información sobre el elemento es conocer su número atómico.

1. 
   3.2
   Comprende que el número atómico es el número de protones en el núcleo de un solo átomo del elemento.
    
    
    
2. 
   3.3
   Comprende que al agregar o quitar protones se generaría un elemento distinto. 
    
    
    
    
    
    
3. 
   4
   Encontrar el número de protones en un átomo también significa encontrar el número de electrones. Los átomos tienen igual número de electrones y protones.

   • Toma en cuenta que existe una excepción a esta regla. Si el átomo pierde o gana electrones es un ion con carga eléctrica.
   • Si aparece un símbolo más (+) al costado del símbolo del elemento, indica que tiene carga positiva y si aparece un símbolo menos (-), indica que tiene carga negativa.
   • Si no aparece el símbolo más (+) ni menos (-) y tu problema químico no considera iones, probablemente los protones y electrones son iguales.

Parte 4 de 4: Lee el peso atómico

1. 
   4.1
   Encuentra el peso atómico. Este es el número debajo del nombre común del elemento.

   • Aunque pueda parecer que el peso atómico aumenta en número desde la parte superior derecha a la parte inferior izquierda, esto no se aplica para todos los casos.

   
   
   
2. 
   4.2
   Comprende que la mayoría de los elementos se enumerará con decimales. El peso atómico es el total de partículas en el núcleo; sin embargo es un peso aproximado de diferentes isótopos. 
    
    
    
3. 
   4.3
   Usa el peso atómico para encontrar el número de neutrones en un solo átomo. Redondea el peso atómico al siguiente número entero, llamado el número de masa. Luego, resta el número de protones al número de masa para obtener el número de neutrones. ^[5]

   • Por ejemplo, el peso atómico del hierro es 55.847, entonces su número de masa es 56. Tiene 26 protones. 56 (número de masa) menos 26 (protones) es 30. Por lo general, existen 30 neutrones en un solo átomo de hierro.
   • Cambiar el número de neutrones en un átomo crea isótopos, que son versiones más pesadas o ligeras del átomo.

    

Propiedades químicas de los elementos de la tabla periodica

Radio atómico: está totalmente definido como la mitad de la distancia entre dos núcleos de dos átomos adyacentes. Diferentes propiedades físicas, densidad, punto de fusión, punto de ebullición, están relacionadas con el tamaño de los átomos. Identifica la distancia que existe entre el núcleo y el orbital más externo de un átomo. Por medio del radio atómico, es posible determinar el tamaño del átomo.
Propiedades
En un grupo cualquiera, el radio atómico aumenta de arriba a abajo con la cantidad de niveles de energía. Al ser mayor el nivel de energía, el radio atómico es mayor...
En los períodos, el radio atómico aumenta de derecha a izquierda, ya que al ir hacia la izquierda, Z disminuye en una unidad al pasar de un elemento a otro, es decir hay un electrón menos en la misma capa de valencia. La carga nuclear, Z disminuye a medida que nos desplazamos hacia la izquierda.
El radio atómico puede ser covalente o metálico. La distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en una molécula es la suma de sus radios covalentes, mientras que el radio metálico es la mitad de la distancia entre núcleos de átomos "vecinos" en cristales metálicos. Usualmente, por radio atómico se ha de entender radio covalente. 

 

Radio iónico: es, al igual que el radio atómico, la distancia entre el centro del núcleo del átomo y el electrón estable más alejado del mismo, pero haciendo referencia no al átomo, sino al ion. Éste aumenta en la tabla de izquierda a derecha por los periodos y de arriba hacia abajo en los grupos.
En el caso de los cationes, la ausencia de uno o varios electrones disminuye la fuerza eléctrica de repulsión mutua entre los electrones restantes, provocando el acercamiento de los mismos entre sí y al núcleo positivo del átomo del que resulta un radio iónico menor que el atómico.
En el caso de los aniones, el fenómeno es el contrario, el exceso de carga eléctrica negativa obliga a los electrones a alejarse unos de otros para restablecer el equilibrio de fuerzas eléctricas, de modo que el radio iónico es mayor que el atómico. 

Electronegatividad: es una medida de la capacidad de un átomo (o de manera menos frecuente de un grupo funcional) para atraer a los electrones, cuando forma un enlace químico en una molécula.
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:

• Covalente no polar: Su escala de medición es de 0.0-0.6
• Covalente polar: su escala de medición es de 0.6-1.7
• Iónico: Su escala de medición es de 1.8 en adelante.

 

Grupo (Vertical)

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Período (Horizontal)

1

H 2,20

He

2

Li 0,98

Be 1,57

B 2,04

C 2,55

N 3,04

O 3,44

F 3,98

Ne

3

Na 0,93

Mg 1,31

Al 1,61

Si 1,90

P 2,19

S 2,57

Cl 3,16

Ar

4

K 0,82

Ca 1,0

Sc 1,36

Ti 1,54

V 1,63

Cr 1,66

Mn 1,55

Fe 1,83

Co 1,88

Ni 1,91

Cu 1,90

Zn 1,65

Ga 1,81

Ge 2,01

As 2,18

Se 2,55

Br 2,96

Kr 3,00

5

Rb 0,82

Sr 0,95

Y 1,22

Zr 1,33

Nb 1,6

Mo 2,16

Tc 1,9

Ru 2,2

Rh 2,28

Pd 2,20

Ag 1,93

Cd 1,69

In 1,78

Sn 1,8

Sb 2,05

Te 2,1

I 2,66

Xe 2,60

6

Cs 0,79

Ba 0,89

*

Hf 1,3

Ta 1,5

W 2,36

Re 1,9

Os 2,2

Ir 2,2

Pt 2,28

Au 2,54

Hg 2,00

Tl 1,62

Pb 2,33

Bi 2,02

Po 2,0

At 2,2

Rn 2,2

7

Fr 0,7

Ra 0,9

**

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

Lantánidos

*

La 1,1

Ce 1,12

Pr 1,13

Nd 1,14

Pm 1,13

Sm 1,17

Eu 1,2

Gd 1,2

Tb 1,1

Dy 1,22

Ho 1,23

Er 1,24

Tm 1,25

Yb 1,1

Lu 1,27

Actínidos

**

Ac 1,1

Th 1,3

Pa 1,5

U 1,38

Np 1,36

Pu 1,28

Am 1,13

Cm 1,28

Bk 1,3

Cf 1,3

Es 1,3

Fm 1,3

Md 1,3

No 1,3

Lr 1,3

Afinidad electrónica (AE) o electroafinidad: se define como la energía liberada cuando un átomo gaseoso neutro en su estado fundamental (en su menor nivel de energía) captura un electrón y forma un ion mononegativo.

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Periodo

1

H -73

He 21

2

Li -60

Be 19

B -27

C -122

N 7

O -141

F -328

Ne 29

3

Na -53

Mg 19

Al -43

Si -134

P -72

S -200

Cl -349

Ar 35

4

K -48

Ca 10

Sc -18

Ti -8

V -51

Cr -64

Mn

Fe -16

Co -64

Ni -112

Cu -118

Zn 47

Ga -29

Ge -116

As -78

Se -195

Br -325

Kr 39

5

Rb -47

Sr

Y -30

Zr -41

Nb -86

Mo -72

Tc -53

Ru -101

Rh -110

Pd -54

Ag -126

Cd 32

In -29

Sn -116

Sb -103

Te -190

I -295

Xe 41

6

Cs -45

Ba

Lu

Hf

Ta -31

W -79

Re -14

Os -106

Ir -151

Pt -205

Au -223

Hg 61

Tl -20

Pb -35

Bi -91

Po -183

At -270

Rn 41

7

Fr -44

Ra

Lr

Rf

Db

Sg

Bh

Hs

Mt

Ds

Rg

Cn

Uut

Fl

Uup

Lv

Uus

Uuo

Tabla periódica de afinidades electrónicas, en kJ/mol

 
Energía de ionización, potencial de ionización o E_I : es la energía necesaria para separar un electrón en su estado fundamental de un átomo, de un elemento en estado de gas.¹

Grupo

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

13

14

15

16

17

18

Periodo

1

H 1312

He 2372,3

2

Li 520,2

Be 899,5

B 800,6

C 1086,5

N 1402,3

O 1313,9

F 1681

Ne 2080,7

3

Na 495,8

Mg 737,7

Al 577,5

Si 786,5

P 1011,8

S 999,6

Cl 1251,2

Ar 1520,6

4

K 418,8

Ca 589,8

Sc 633,1

Ti 658,8

V 650,9

Cr 652,9

Mn 717,3

Fe 762,5

Co 760,4

Ni 737,1

Cu 745,5

Zn 906,4

Ga 578,8

Ge 762

As 947

Se 941

Br 1139,9

Kr 1350,8

5

Rb 403

Sr 549,5

Y 600

Zr 640,1

Nb 652,1

Mo 684,3

Tc 702

Ru 710,2

Rh 719,7

Pd 804,4

Ag 731

Cd 867,8

In 558,3

Sn 708,6

Sb 834

Te 869,3

I 1008,4

Xe 1170,4

6

Cs 375,7

Ba 502,9

La 523,5

Hf 658,5

Ta 761

W 770

Re 760

Os 840

Ir 880

Pt 870

Au 890,1

Hg 1007.1

Tl 589,4

Pb 715,6

Bi 703

Po 812,1

At 920

Rn 1037

7

Fr 380

Ra 509,3

Ac

Ku

Ha

Nt

Gp

Hr

Wl

Mv

Pl

Da

Tf

Eo

Me

Nc

El

On

Tabla periódica del primer potencial de ionización, en kJ/mol

Configuración electrónica

En física y química, la configuración electrónica indica la manera en la cual los electrones se estructuran o se modifican en un átomo de acuerdo con el modelo de capas electrónicas, en el cuál las funciones de ondas del sistema se expresa como un producto de orbitales antisimetrizadas.^{1 2} La configuración electrónica es importante porque determina las propiedades de combinación química de los átomos y por tanto su posición en la tabla periódica.

Como ya se ha mencionado, los electrones del átomo giran en torno al núcleo en unas órbitas determinadas por los números cuánticos.

n.  El número cuántico principal determina el tamaño de las órbitas, por tanto, la distancia al núcleo de un electrón vendrá determinada por este número cuántico. Todas las órbitas con el mismo número cuántico principal forman una capa. Su valor puede ser cualquier número natural mayor que 0 (1, 2, 3...) y dependiendo de su valor, cada capa recibe como designación una letra. Si el número cuántico principal es 1, la capa se denomina K, si 2 L, si 3 M, si 4 N, si 5 P, etc.

l.  El número cuántico azimutal determina la excentricidad de la órbita, cuanto mayor sea, más excéntrica será, es decir, más aplanada será la elipse que recorre el electrón. Su valor depende del número cuántico  principal n, pudiendo variar desde 0 hasta una unidad menos que éste(desde 0 hasta n-1). Así, en la capa K, como n vale 1, l sólo puede tomar el valor 0, correspondiente a una órbita circular. En la capa M, en la que n toma el valor de 3, l tomará los valores de 0, 1 y 2, el primero correspondiente a una órbita circular y los segundos a órbitas cada vez más excéntricas.

m.  El número cuántico magnético determina la orientación espacial de las órbitas, de las elipses. Su valor dependerá del número de elipses existente y varía desde -l hasta l, pasando por el valor 0. Así, si el valor de l es 2, las órbitas podrán tener 5 orientaciones en el espacio, con los valores de m -2, -1, 0, 1 y 2. Si el número cuántico azimutal es 1, existen tres orientaciones posible (-1, 0 y 1), mientras que si es 0, sólo hay una posible orientación espacial, correspondiente al valor de m 0.

n	l	m	orbital
1	0	0	(1,0,0)
2	0	0	(2,0,0)
	1	-1	(2,1,-1)
		0	(2,1,0)
		1	(2,1,1)
3	0	0	(3,0,0)
	1	-1	(3,1,-1)
		0	(3,1,0)
		1	(3,1,1)
	2	-2	(3,2,-2)
		-1	(3,2,-1)
		0	(3,2,0)
		1	(3,2,1)
		2	(3,2,2)

El conjunto de estos tres números cuánticos determinan la forma y orientación de la órbita que describe el electrón y que se denomina orbital. Según el número cuántico azimutal (l), el orbital recibe un nombre distinto. cuando l = 0, se llama orbital s; si vale 1, se denomina orbital p, cuando 2 d, si su valor es 3, se denomina orbital f, si 4 g, y así sucesivamente. Pero no todas las capa tienen el mismo número de orbitales, el número de orbitales depende de la capa y, por tanto, del número cuántico n. Así, en la capa K, como n = 1, l sólo puede tomar el valor 0 (desde 0 hasta n-1, que es 0) y m también valdrá 0 (su valor varía desde -l hasta l, que en este caso valen ambos 0), así que sólo hay un orbital s, de valores de números cuánticos (1,0,0). En la capa M, en la que n toma el valor 3. El valor de l puede ser 0, 1 y 2. En el primer caso (l = 0), m tomará el valor 0, habrá un orbital s; en el segundo caso (l = 1), m podrá tomar los valores -1, 0 y 1 y existirán 3 orbitales p; en el caso final (l = 2) m tomará los valores -2, -1, 0, 1 y 2, por lo que hay 5 orbitales d. En general, habrá en cada capa n² orbitales, el primero s, 3 serán p, 5 d, 7 f, etc.

s. Cada electrón, en un orbital, gira sobre si mismo. Este giro puede ser en el mismo sentido que el de su movimiento orbital o en sentido contrario. Este hecho se determina mediante un nuevo número cuántico, el número cuántico se spin s, que puede tomar dos valores, 1/2 y -1/2.

Según el principio de exclusión de Pauli, en un átomo no pueden existir dos electrones con los cuatro números cuánticos iguales, así que en cada orbital sólo podrán colocarse dos electrones (correspondientes a los valores de s 1/2 y -1/2) y en cada capa podrán situarse 2n² electrones (dos en cada orbital).

Llenado de orbitales: Aunque en un átomo existen infinitos orbitales (el valor de n no está limitado), no se llenan todos con electrones, estos sólo ocupan los orbitales (dos electrones por orbital, a lo sumo) con menor energía, energía que puede conocerse, aproximadamente, por la regla de Auf-Bau, regla nemotécnica que permite determinar el orden de llenado de los orbitales de la mayoría de los átomos. Según esta regla, siguiendo las diagonales de la tabla de la dercha, de arriba abajo, se obtiene el orden de energía de los orbitales y su orden, consecuentemente, su orden de llenado.

s p d f 1 s       2 s p     3 s p d   4 s p d f 5 s p d f 6 s p d   7 s p

Como en cada capa hay 1 orbital s, en la primera columna se podrán colocar 2 electrones. Al existir 3 orbitales p, en la segunda columna pueden colocarse hasta 6 electrones (dos por orbital). Como hay 5 orbitales d, en la tercera columna se colocan un máximo de 10 electrones y en la última columna, al haber 7 orbitales f, caben 14 electrones.

El orden de los elementos en la tabla periódica se corresponde con su configuración electrónica, esto es, con el orden y lugar de los electrones en sus orbitales. 

Supongamos que deseamos conocer la configuración electrónica de la plata, que tiene 47 electrones. Por la regla de Auf-Bau, el orden de energía de los orbitales es el indicado en la tabla anterior: 1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, etc. Como hay 1 orbital s, cabrán en cada capa dos electrones. Como hay 3 orbitales p, en cada capa cabrán 6 electrones, 10 electrones en los orbitales d de cada capa, y 14 en los orbitales f.

Siguiendo esta regla debemos colocar los 47 electrones del átomo de plata:

1s², 2s², 2p⁶, 3s², 3p⁶, 4s², 3d¹⁰, 4p⁶, 5s², 4d⁹

Donde sólo se han puesto 9 electrones en los orbitales d de la capa cuarta para completar, sin pasarse, los 47 electrones de la plata.

La Mecánica Cuántica

El proceso de construcción Aufbau

Al irse llenando con electrones los orbitales atómicos de abajo hacia arriba, el llenado se va efectuando de acuerdo con la regla de Hund, obteniéndose de este modo las configuraciones electrónicas para los elementos de la tabla periódica:

El proceso metódico de llenado de capas y subcapas, conocido en la literatura técnica como Aufbau (que significa “construcción”, del alemán Aufbauprinzip que se traduce como “principio de construcción”) y concebido por Niels Bohr, es mejor memorizado con un ordenamiento como el siguiente conocido como la regla del serrucho por la forma en la cual se efectúa el recorrido:

La “maqueta” para llevar a cabo la regla del serrucho se construye ordenando numéricamente de arriba hacia abajo las líneas horizontales que representan los mismos niveles de energía que dan a su vez el número cuántico principal, esto es:

1 ...
2 ...
3 ...
4 ...
5 ...
6 ...
7 ...

A continuación, se van escribiendo a lo largo de cada línea en forma ordenada los símbolos que corresponden a las subcapas (s, p, d, f, etc.) precedidos del número cuántico principal que los agrupa.

El proceso gradual de llenado de orbitales atómicos para los primeros elementos de la Tabla Periódica se muestra a continuación:

FORMULACION DE COMPUESTOS - NOMENCLATURA

Nomenclatura química de los compuestos inorgánicos

Es un método sistemático para nombrar compuestos, como recomienda la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). Las reglas se conocen comúnmente como "El libro Rojo"^[1] . Idealmente, cualquier compuesto inorgánico debería tener un nombre del cual se pueda extraer una fórmula química sin ambigüedad. También existe una nomenclatura IUPAC para la Química orgánica. Los compuestos orgánicos son los que contienen carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, nitrógeno, azufre y algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos inorgánicos. Estos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.

Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos tienen el ion hidrógeno H⁺¹; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al ion OH^-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos, bases, ácidos y sales.

Contenido 1 Nomenclaturas de compuestos inorgánicos 1.1 Nomenclatura por atomicidad. 1.2 Stock 1.3 Nomenclatura tradicional, clásica o funcional 1.4 Otras reglas y conceptos generales 1.5 Tabla de números de valencia 2 Óxidos (compuestos binarios con oxígeno) 2.1 Óxidos básicos (metálicos) 2.2 Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos) 3 Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno) 3.1 Hidruros metálicos 3.2 Hidrácidos o hidruros no metálicos 5 Oxácidos (compuestos ternarios ácidos) 5.1 Ácidos 6 Hidróxidos o bases (compuestos ternarios básicos) 7 Sales 7.1 Sales neutras

Nomenclaturas de compuestos inorgánicos

Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para nombrar compuestos químicos inorgánicos: Sistematica o por atomicidad, Stock y tradicional.

Nomenclatura sistemática

También llamada nomenclatura por atomicidad o estequiométrica, es el sistema recomendado por la IUPAC. Se basa en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos griegos que indican la atomicidad de cada uno de los elementos presentes en cada molécula. La atomicidad indica el número de átomos de un mismo elemento en una molécula, como por ejemplo el agua con formula H₂O, que significa que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de hidrógeno presentes en cada molécula de este compuesto, aunque de manera más práctica, la atomicidad en una fórmula química también se refiere a la proporción de cada elemento en una cantidad determinada de sustancia. En este estudio sobre nomenclatura química es más conveniente considerar a la atomicidad como el número de átomos de un elemento en una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico (Véase en la sección otras reglas nombre genérico y específico).

(Generalmente solo se utiliza hasta el prefijo HEPTA)

Prefijos griegos	numero de átomos
mono-	1
di-	2
tri-	3
tetra-	4
penta-	5
hexa-	6
hepta-	7
oct-	8
non- nona- eneá-	9
deca-	10

Por ejemplo, CrBr₃ = tribromuro de cromo; CO = monóxido de carbono

En casos en los que puede haber confusión con otros compuestos (sales dobles y triples, oxisales y similares) se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc.

Nomenclatura de Stock

Este sistema de nomenclatura se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación) es el que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende a ganar electrones. De forma general, bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el N^o. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro elemento (en compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular.

Ejemplo: Fe₂⁺³S₃^-2, sulfuro de hierro (III)

Nomenclatura tradicional, clásica o funcional

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son:

• Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se puede optar a usar el sufijo –ico.

K₂O, óxido de potasio u óxido potásico.

• Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe⁺²O^-2, hierro con la valencia +2, óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe₂⁺³O₃^-2, hierro con valencia +3, óxido férrico^[2]

• Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para la menor valencia)

… -oso (para la valencia intermedia)

… -ico (para la mayor valencia)

• Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y sufijos.

hipo- … -oso (para las valencias 1 y 2)

… -oso (para la valencias 3 y 4)

… -ico (para la valencias 5 y 6)

per- … -ico (para la valencia 7):

Ejemplo: Mn₂⁺⁷O₇^-2, óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de tres números de valencia y en este compuesto está trabajando con la valencia 7).

Otras reglas y conceptos generales

Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos nombres: el genérico y el específico. El nombre genérico o general es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química, por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc. Y el nombre específico es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico seguido del específico. Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe₂ O₃, respectivamente.

En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más electronegativo). Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre genérico, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el nombre específico en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda (el más electropositivo). Por ejemplo: el óxido de sodio Na⁺¹ ₂O^-2, el nombre genérico óxido hace referencia al segundo elemento de la fórmula que es el “oxígeno”, el más electronegativo, y el nombre específico “sodio” hace referencia al primer elemento de la fórmula que es el sodio y el menos electronegativo o más electropositivo.

¿Cómo se trabajan los números de valencia para poder nombrar correctamente a un compuesto inorgánico? Muchos elementos pueden trabajar con más de un número de valencia, hasta el número 7 de valencia en los elementos representativos (Nota: recordar que el número de valencia se muestra como superíndice de cada elemento en la fórmula del compuesto). Con las mismas fórmulas moleculares se puede determinar con que número trabajan los elementos del compuesto aunque en este no se observen. Esto se logra con el hecho que en la fórmula de un compuesto la suma de los números de valencia entre los elementos debe ser igual a cero, lo que significa que la molécula será neutra y sin carga. Contrario a esto último, únicamente cuando la fórmula del compuesto indique una carga positiva o negativa de la molécula, lo que en cuyo caso la molécula pasaría a llamarse un ion (para graficar esto último ver la imagen del "ácido nítrico" al final de la sección oxácidos, del lado derecho de la imagen se encuentran el ion nitrato y el ion hidrógeno con cargas negativa y positiva, respectivamente).

Como ejemplo para trabajar con valencias: FeO, este compuesto es un óxido y el oxígeno en los óxidos trabaja con una valencia de -2, así que para que la molécula sea neutra el hierro debe sumar el número de valencias suficientes para que la suma de valencias sea cero. Los números de valencia con los que puede trabajar el hierro son +2 y +3, así que, en esta molécula el hierro va a utilizar la valencia +2. Como solo hay un átomo de hierro y la valencia es +2, el elemento hierro en esa molécula tiene carga total de +2 y de igual manera como solo hay un átomo de oxígeno y trabaja con la valencia -2, la carga total de este elemento es de -2. Y ahora la suma de valencias o cargas es igual a cero (+2) + (-2) = 0. La fórmula con valencias para este compuesto sería Fe²O^-2.

En otro ejemplo, en el compuesto Fe₂O₃ se busca también un cero en la suma de valencias para que la molécula sea neutra, así que como hay 3 átomos de oxígeno y este trabaja con la valencia -2, la carga total para este elemento en la molécula “son el número de átomos del elemento multiplicado por el número de valencia con el que este trabaja”, que en total seria -6. De esta manera los átomos de hierro deben de sumar valencias para hacer cero al -6 de los oxígenos, en la sumatoria final. Como hay 2 átomos de hierro, este va a trabajar con el número de valencia +3 para hacer un total de +6, que sumados con los -6 de los oxígenos seria igual a cero, que significa una carga neutra para la molécula. Los números de átomos y valencias en la molécula son:

No. de átomos de hierro = (2)

No. de valencia para cada uno de los átomos de hierro = (+3)

No. de átomos de oxígeno = (3)

No. de valencia para cada uno de los átomos de oxígeno = (-2)

La operatoria completa se vería así: [2(+3)] + [3(-2)] = 0. La fórmula con valencias sería Fe₂³O₃^-2. Como ya se había explicado anteriormente el número de valencias indica los electrones que intervienen en un enlace, y en este último compuesto, Fe₂³O₃^-2, cada uno de los 2 átomos de hierro está cediendo 3 electrones a los átomos de oxígeno y a la vez cada uno de los 3 oxígenos está ganando 2 electrones; 2 de los 3 átomos de oxígeno reciben 2 electrones de los 2 átomos de hierro, y el 3^er átomo de oxígeno recibe 2 electrones, 1 electrón sobrante de cada uno de los 2 átomos de hierro.

Estructura de Lewis de la molécula binaria, óxido férrico o trióxido de di hierro u óxido de hierro (III).

Óxidos (compuestos binarios con oxígeno)

Los óxidos son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos. El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”.

Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de nomenclaturas; si se utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a la valencia del elemento diferente del oxígeno; si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijos se asignan de acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.

Óxidos básicos (metálicos)

Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es: Metal + O. En la nomenclatura Stock los compuestos se nombran con las reglas generales anteponiendo como nombre genérico la palabra óxido precedido por el nombre del metal y su número de valencia. En la nomenclatura tradicional se nombran con el sufijo -oso e -ico dependiendo de la menor o mayor valencia del metal que acompaña al oxígeno. Y en la nomenclatura sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra óxido como nombre genérico.

En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas: metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los óxidos y los metales con números de valencia mayores o iguales a 4 se nombran con las reglas de los anhídridos. Ejemplos: V₂⁺³O₃^-2 se nombra como óxido, óxido vanádoso; V₂⁺⁵ O₅^-2 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico. Los átomos de vanadio con número de valencia 2 (hipo-...-oso) y 3 (-oso) se nombran como óxidos y los átomos de vanadio con números de valencia 4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.

Metal + Oxígeno → Óxido básico

4Fe + 3O₂ → 2Fe₂O₃

Compuesto	Nomenclatura por atomicidad	Nomenclatura Stock	Nomenclatura tradicional
K2O	óxido de potasio[3] o monóxido di potasio	óxido de potasio[3]	óxido potásico u óxido de potasio
Fe2O3	trióxido de di hierro	óxido de hierro (III)	óxido férrico
FeO	monóxido de hierro	óxido de hierro (II)	óxido ferroso
SnO2	dióxido de estaño	óxido de estaño (IV)	óxido estánico

Cuando los no metales, nitrógeno y fósforo, trabajan con números de valencia 4 y 2, mientras se enlazan con el oxígeno se forman óxidos (ver la sección de anhídridos, penúltimo párrafo).

Óxidos ácidos o anhídridos (no metálicos)

Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo. La nomenclatura sistemática y la Stock nombran a los compuestos con las mismas reglas que en los óxidos metálicos. En la nomenclatura tradicional se nombran con los siguientes sufijos y prefijos.

hipo- … -oso	(para números de valencia 1 y 2)
… -oso	(para números de valencia 3 y 4)
… -ico	(para números de valencia 5 y 6)
per- … -ico	(para el número de valencia 7)

No metal + Oxígeno → Anhídrido

2S + 3O₂ → 2SO₃

Compuesto	Nomenclatura por atomicidad.	Nomenc. Stock	Nomenc. tradicional
Cl2O	óxido de di cloro o monóxido de di cloro	óxido de cloro (I)	anhídrido hipocloroso
SO3	trióxido de azufre	óxido de azufre (VI)	anhídrido sulfúrico
Cl2O7	heptóxido de di cloro	óxido de cloro (VII)	anhídrido perclórico

Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido acido ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema Stock y di fluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es O²F₂^-1.

Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a cualquiera de los siguientes:

• Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II), de fórmula NO.
• Dióxido de nitrógeno, de fórmula NO₂.
• Óxido nitroso o Monóxido de di nitrógeno, de fórmula N₂O.
• Trióxido de di nitrógeno, de fórmula N₂O₃.
• Tetróxido de di nitrógeno, de fórmula N₂O₄.
• Pentóxido de di nitrógeno, de fórmula N₂O₅.

Hidruros (compuestos binarios con hidrógeno)

Los hidruros son compuestos binarios formados por hidrógeno y otro elemento.

Hidruros metálicos

Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1. Se nombran con la palabra hidruro. Su fórmula general es Metal + H. Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los sufijos -oso o -ico con las reglas generales para esta nomenclatura. Para las nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro como nombre genérico.

Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico

2K + H₂ → 2KH

Compuesto	Nomenc. Por atomicidad	Nomenc. Stock	Nomenc. tradicional
KH	mono hidruro de potasio	hidruro de potasio[3]	hidruro potásico o hidruro de potasio
NiH3	trihidruro de níquel	hidruro de níquel (III)	hidruro niquélico
PbH4	tetra hidruro de plomo	hidruro de plomo (IV)	hidruro plúmbico

Hidrácidos o hidruros no metálicos

Los hidrácidos (compuestos binarios ácidos) o hidruros no metálicos son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA ( anfígenos y halógenos respectivamente). Los elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, Ver la sección oxácidos.

Los hidruros no metálicos son los que se encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo que sería el del hidrógeno y el nombre especifico es para el elemento más electronegativo que sería el del no metal, por ejemplo H⁺¹ Br^-1 _(g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre especifico e hidrógeno como nombre genérico.

No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

Cl₂ + H₂ → 2HCl_(g)

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más electropositivo.

Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido

HCl_(g) + H₂O → H⁺¹ + Cl^-1

Compuesto	en estado puro	en disolución
HCl	cloruro de hidrógeno	ácido clorhídrico
HF	fluoruro de hidrógeno	ácido fluorhídrico
HBr	bromuro de hidrógeno	ácido bromhídrico
HI	yoduro de hidrógeno	ácido yodhídrico
H2S	sulfuro de hidrógeno	ácido sulfhídrico
H2Se	seleniuro de hidrógeno	ácido selenhídrico
H2Te	teluro de hidrógeno	ácido telurhídrico

Ácidos

Los ácidos son compuestos que se originan por combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido, o bien por disolución de ciertos hidruros no metálicos en agua. En el primer caso se denominan oxácidos y en el segundo, hidrácidos. Ácido, también es toda sustancia que en solución acuosa se ioniza, liberando cationes de hidrógeno.

Oxácidos (compuestos ternarios ácidos)

Los oxácidos, también llamados oxoácidos y oxácidos, son compuestos ternarios ácidos originados de la combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido. La fórmula general para los oxácidos es H + No Metal + O. En el sistema tradicional se les nombra con las reglas generales para los anhídridos sustituyendo la palabra anhídrido por ácido (ya que de los anhídridos se originan). Para el sistema Stock se nombra al no metal con el sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de hidrógeno”. Y para la nomenclatura por atomicidad se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente (según reglas generales para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no metal y el sufijo –ato, por último se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”.

Anhídrido + Agua → oxácido

SO₃ + H₂O → H₂SO₄

Compuesto	Nomenclatura por atomicidad	Nom. Stock	Nom. tradicional
H2SO4	tetraoxosulfato de Hidrógeno	sulfato (VI) de hidrógeno[3]	ácido sulfúrico
HClO4	ácido tetraoxoclórico	clorato (VII) de hidrógeno[3]	ácido perclórico
H2SO2	ácido dioxosulfúrico	sulfato (II) de hidrógeno[3]	ácido hiposulfuroso

Como se describe previamente los oxácidos están formados por un anhídrido (no metal + oxígeno) y el hidrógeno, pero como se indica en la secciones de anhídridos y óxidos básicos algunos metales, también pueden formar anhídridos, y por esta razón, también pueden formar oxácidos.

Compuesto	Nomenclatura por atomicidad	Nom. Stock	Nom. tradicional
H2CrO4	ácido tetraoxoclórico	Cromato (VI) de hidrógeno[3]	ácido crómico
H2MnO3	ácido trioxomangánico	Manganato (IV) de hidrógeno[3]	ácido manganoso
H2MnO4	ácido tetraoxomangánico	Manganato (VI) de hidrógeno[3]	ácido mangánico
HMnO4	ácido tetraoxomangánico	Manganato (VII) de hidrógeno[3]	ácido per mangánico
HVO3	ácido trioxovanádico	Vanadato (V) de hidrógeno[3]	ácido vanádico

Los oxácidos son compuestos que presentan uniones covalentes, pero cuando se disuelven en agua ceden fácilmente iones H⁺¹ (protones). Esto se debe a que el agua, por la naturaleza polar de sus moléculas, tiene tendencia a romper las uniones covalentes polares de los ácidos, con formación de iones H⁺¹ y del anión ácido correspondiente. Por ejemplo, el ácido nítrico que se disuelve en agua da lugar a un anión nitrato y un catión hidrógeno.

_(Agua)……….

HNO₃ →→→→ NO₃^-1 + H⁺¹

La ionización de un oxácido al disolverse en agua es un ejemplo de proceso que se cumple en ambos sentidos, es decir que, al mismo tiempo que se forman iones a partir del ácido, este se regenera constantemente por la unión de aniones y cationes. Los procesos de esta naturaleza se denominan reversibles.

_(Agua)……….

HNO₃ →→→→ NO₃^-1 + H⁺¹

………._(Agua)

NO₃^-1 + H⁺¹ →→→→ HNO₃

Estructura de Lewis que sobre el proceso de ionización reversible para el hidróxido, ácido nítrico. Esta imagen esta mejor explicada en la sección 6 del artículo.

Hidróxidos o bases (compuestos ternarios básicos)

Los hidróxidos son compuestos ternarios básicos formados por la unión de un óxido básico con agua. Se caracterizan por tener en solución acuosa el radical o grupo oxhidrilo o hidroxilo OH^-1. Para nombrarlos se escribe con la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal electropositivo terminado en -oso o -ico según las reglas generales para el sistema tradicional. La fórmula general es Metal + (OH)^-1_x. En la nomenclatura Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido y las respectivas reglas generales.

Óxido básico + Agua → Hidróxido

Na₂O + H₂O → 2Na(OH)

Compuesto	Nomenclatura sistemática	Nomenclatura Stock	Nomenclatura tradicional
Li (OH)	hidróxido de litio	hidróxido de litio (I)	hidróxido de litio
Pb (OH)2	dihidróxido de plomo	hidróxido de plomo (II)	hidróxido plumboso
Al (OH)3	trihidróxido de aluminio	hidróxido de aluminio (III)	hidróxido de aluminio

Los hidróxidos cuando se disuelven en agua se ionizan formando cationes metal e iones hidroxilo u oxhidrilo. Este proceso de ionización es reversible, es decir que así como se forma los cationes metal e iones hidroxilo a partir de un hidróxido, inversamente, también se pueden formar hidróxidos a partir de los cationes e iones ya mencionados.

_(Agua)……..

Na(OH) →→→→ Na⁺¹ + (OH)^-1

…….._(Agua)

Na⁺¹ + (OH)^-1 →→→→ Na(OH)

Sales

Las sales son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas. Las sales comprenden tanto compuestos binarios o diatómicos, como ternarios. Y hay distintos tipos o formas de clasificarlas que son: sales neutras, sales ácidas, sales básicas y sales mixtas.

Sales neutras

Las sales neutras son compuestos formados por la reacción de un ácido con un hidróxido (compuesto ternario básico) formando también agua. Entre las sales neutras se encuentran las binarias y las ternarias, que se diferencian entre si por el ácido con el que reaccionan, siendo estos un hidrácido o un oxácido.

Cuando reacciona un ácido con un hidróxido para formar una sal neutra se combinan todos los cationes hidronio (H⁺¹) con todos los aniones hidroxilo (OH^-1). Los cationes H⁺¹ son los que dan la propiedad de ácido a los hidrácidos y oxácidos, y los aniones OH^-1 son los que dan propiedad de base a los hidróxidos, y cuando estos ácidos y bases reaccionan dan lugar a una neutralización, que es la formación de agua, mientras que los iones restantes de la reacción forman una sal. Es por esta razón que estas sales reciben el nombre de "neutras". Ver las ecuaciones abajo mostradas.

Las sales neutras binarias o sales haloideas son compuestos formados por un hidrácido y un hidróxido. Para nombrarlos en el sistema tradicional, stock y sistemático se aplican las reglas generales usando el nombre del no metal con el sufijo –uro como nombre genérico y el nombre del metal como nombre especifico.

En las dos primeras ecuaciones se presenta el proceso completo para la formación de una sal neutra binaria y en las ultimas dos se ejemplifica por separado la neutralización y la formación de la sal neutra.

Hidrácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra

HCl + Na(OH) → H₂O + NaCl

H⁺¹ + Cl^-1 + Na⁺¹ + (OH)^-1 → H²O + NaCl

H⁺¹ + (OH)^-1 → H²O

Cl^-1 + Na⁺¹ → NaCl

Compuesto	Nomenclatura por atomicidad	Nomenclatura Stock	Nomenclatura Tradicional
NaCl	cloruro de sodio	cloruro de sodio (I)	cloruro sódico o cloruro de sodio
CaF2	di fluoruro de calcio	fluoruro de calcio (II)	fluoruro cálcico
FeCl3	tricloruro de hierro	cloruro de hierro (III)	cloruro férrico
CoS	mono sulfuro de cobalto	sulfuro de cobalto (I)	sulfuro cobaltoso

Nota: para el correcto nombramiento de estos compuestos hacer énfasis en que los no metales de los hidrácidos trabajan con la menor valencia (1 y 2), y como son los hidrácidos que reaccionan con los hidróxidos para formar las sales neutras binarias. Es por esta razón que en el caso del FeCl₃ el hierro trabajo con la valencia -3 y el "no metal" cloro trabaja con -1, aunque el cloro posea las valencias 1, 3, 5 y 7.

Las sales neutras ternarias son compuestos formados por un hidróxido y un oxácido. La denominación que reciben las sales proviene del nombre del ácido, oxácido, que las origina. Para nombrar una sal cuando deriva de un ácido cuyo nombre especifico termina en -oso, se reemplaza dicha terminación por -ito. Análogamente cuando el nombre especifico del ácido termina en –ico, se reemplaza por -ato. Por ejemplo: el Hidróxido de sodio (Na(OH)) reacciona con el ácido fosfórico (HPO₃) para formar la sal fosfato de sodio (NaPO₃).

Otra manera para saber cuándo utilizar los sufijos –ito o –ato, en lugar de determinar de qué ácido proviene la sal neutra, para así nombrar el compuesto; se determina el número de valencia con el que trabaja el no metal diferente de oxigeno en el compuesto. El procedimiento es similar al utilizado en los oxácidos (sección oxácidos, tercer párrafo). Los puntos que hay que tener en cuanta son:

• El elemento más electronegativo es el oxígeno y los elementos mas electropositivos son el metal y el no metal.
• En la fórmula molecular el metal va a la izquierda, el no metal va al centro y el oxígeno va a la derecha.
• El oxígeno trabaja con el número de valencia -2.
• Los elementos que formaran el radical u oxoanión son el no metal y el oxígeno, razón que obliga a que la suma de valencias o cargas entre estos dos elementos sea negativa.
• La suma de cargas entre los tres elementos o entre el metal y el radical será igual a cero, lo que significa que la molécula será neutra.

Por ejemplo: Ca(ClO₃)₂. En resumen el procedimiento se basa en determinar la carga de uno de los dos radicales, que será negativo, y con esto se puede establecer el número con el que debe trabajar el metal, para que la suma entre este y los dos radicales sea igual a cero. Como primer paso hay que determinar la carga del radical; como hay 3 oxígenos en el radical y cada oxígeno trabaja con -2 la carga total de los oxígenos en un radical es de -6; como hay 1 cloro en el radical y la suma de valencias entre el oxígeno y el cloro dentro del radical debe ser negativo, el cloro trabajara con +5 de valencia. Para probar que el cloro debe trabajar con +5 únicamente, en este compuesto, se hace la operatoria con cada número de valencia del cloro; si el cloro trabajara con +1, la sumatoria con la carga -6 de los oxígenos seria igual a -5, esta carga de -5 seria de un solo radical y como hay dos, los radicales tendrían una carga de -10, así que el calcio para sumar una carga neta de cero para la molécula debería trabajar con un número de valencia +10, el cual no existe, entonces el cloro no puede trabajar con -1 en el radical; si el cloro trabajara con el +3 ocurriría lo mismo, al final el calcio para equilibrar la molécula debería trabajar con la valencia +6, valencia con la que no cuenta el cloro; y si el cloro trabajara con +6 la sumatoria de valencias entre el cloro y los oxígenos dentro del radical seria igual a cero, lo cual no es correcto ya que el radical debe tener una carga negativa. Ya que el cloro trabaja con +5 la carga sumada de los dos radicales es de -2, así que el calcio tendría que usar la valencia +2 para hacer cero la carga neta de la molécula. Cuando en una molécula hay solamente un radical se omiten los paréntesis de la fórmula

Diagrama sobre la distribución de valencias en un compuesto ternario.

En el sistema tradicional se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el sufijo y prefijo correspondiente a su número de valencia y como nombre especifico el nombre del metal, elemento proporcionado por el hidróxido. Según el número de valencia del no metal en la sal (o del no metal en el oxácido que da origen a la sal) los sufijos son:

hipo- … -oso	(para números de valencia 1 y 2)	hipo- … -ito
… -oso	(para números de valencia 3 y 4)	… -ito
… -ico	(para números de valencia 5 y 6)	… -ato
per- … -ico	(para el número de valencia 7)	per- … -ato

En el ejemplo anterior, Ca(ClO₃)₂, como el cloro trabaja con la valencia +5, el compuesto se nombra Clorato de calcio. En el sistema Stock se utiliza como nombre genérico el nombre del no metal con el prefijo correspondiente al número de oxígenos presentes por radical en el compuesto (según la tabla de prefijos griegos), seguido de la partícula “oxo”, más el nombre del no metal con el sufijo ato. Después del nombre general se indica la valencia del no metal con números romanos, y luego como nombre especifico se utiliza el nombre del metal.

Oxácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra

HPO₃ + 3Na(OH) → 3H₂O + NaPO₃

Compuesto	Nom. Stock	Nom. tradicional
NaPO3	fosfato (V) de sodio[3]	fosfato de sodio
CaSO4	sulfato (VI) de calcio[3]	sulfato de calcio
NaClO4	clorato (VII) sodio[3]	perclorato de sodio
Mg(BrO)2	bromato (I) de magnesio[3]	hipobromito de magnesio