• Clasificación UNESCO: 2303.18 Metales

"QUÍMICA AL ALCANCE: PRESENTACIONES INTERACTIVAS Y DIDÁCTICAS"

La química es una de las tantas ciencias, esta estudia la composición, estructura y propiedades de la materia etc., pero en este proyecto solamente hablaremos sobre la infinidad de temas que existen dentro del campo de la química los cuales serían: los enlaces metálicos, fuerzas intermoleculares, nomenclaturas, óxidos metálicos y varios más. 
Con el propósito de profundizar aún más nuestro saber sobre la química en nuestro alrededor poder saber cómo obtener óxidos metálicos y una infinidad de cosas que nutrirán nuestra inteligencia.

Presentación virtual del tema:

https://drive.google.com/file/d/1_it_IOqS8uVqbENGPZIs-VMqVLd2xKpO/view?usp=sharing 

 

Enlace metálico.

Como su nombre lo indica, el enlace metálico es un tipo de unión química que se forma exclusivamente entre átomos de un solo elemento metálico. De manera práctica, este tipo de enlace confiere a los metales moleculares cohesiónales extremadamente compactos, sólidas y duraderas, debido a que los núcleos de los átomos se agrupan de tal forma que comparten sus electrones de valencia.

Propiedades de un enlace metálico

Los enlaces metálicos no son solo los responsables de la solidez, dureza, ductilidad y maleabilidad de los metales, sino que también son responsables de su capacidad para el calor y la convección de electrones y las funciones de brillo que los distinguen. Estas propiedades son lo que hace que los metales sean necesarios para muchas aplicaciones industriales y tecnológicas. Algunas de las características clave incluyen:

Solidez y ​​dureza.

Los metales son fuertes y duros. Esto se debe a la atracción fuerte entre los electrones deslocalizados y los iones metálicos positivos. Debido a esta interacción, crean una estructura muy rígida y sólida que puede soportar cantidades masivas de fuerza sin deformarse fácilmente.

Maleabilidad y Ductilidad.

La maleabilidad es la deformación del metal en láminas delgadas, mientras que la ductilidad es alargara finos hilos. Esto es posible porque el arreglo de los electrones es una nube. Esta nube de electrones permite que los iones metálicos resbalen uno por encima del otro y deformen el material sin quietud. 

Conducción de calor y electricidad.

Los metales son buenos conductores de calor y electricidad. La movilidad de los electrones deslocalizados se mueve libremente a través de la estructura del metal, lo que permite que los metales sean los mejores conductores eléctricos y térmicos. Para la electricidad, los electrones transportarán carga a lo largo del metal; para el calor, su vibración moviéndose de un átomo a otro transportará energía térmica.

Lustre metálico.

El brillo de los metales es uno de sus signos más distintivos. La causa superficial es la movilidad de los electrones alrededor de la superficie misma del metal, dispersando y reflejando la luz. La nube de electrones a su vez refleja la mayor parte de la energía lumínica que incide sobre la superficie metálica. Esa reflexión de la luz es el motivo por el que las sustancias metálicas poseen ese brillo característico. 

Ejemplos de enlaces metálicos.

A continuación, presentamos ejemplos de elementos metálicos puros. Los cuales muestran un ejemplo perfecto de lo que encierran los enlaces metálicos cómo otorgan a los metales sus características individuales y cómo les permiten desempeñar un papel esencial en Múltiples aplicaciones tecnológicas e industriales.

Plata (Ag).

• Propiedades: la plata tiene, alta reflectividad, excelente conductividad eléctrica y térmica. Se utiliza en la joyería, acuñación de monedas y componentes electrónicos. 
• Enlace metálico: la plata tiene puntos de contacto sin unirse entre átomos, y el arreglo cristalino de átomos permite que los electrones se muevan libremente. Esto se usa para ayudar en la reflectividad y la conductividad.

Zinc (Zn)

• Propiedades: es un metal blando, gris azulado, utilizado principalmente en la galvanización del acero para proteger contra la corrosión.
• Enlace Metálico: los enlaces metálicos en el zinc contribuyen a su reactividad y su resistencia a la oxidación.

Titanio (Ti) 

• Propiedades: identificado por su fuente resistencia y bajo peso, el titanio suele emplearse en aplicaciones aeroespaciales y médicas.
• Enlace metálico: los enlaces metálicos en el Titanio confieren una excelente resistencia a la corrosión.

Oro (Au)

• Propiedades: el oro es bien conocido por su belleza, maleabilidad y su resistencia a la corrosión. Se utiliza en joyería, electrónica y como una reserva de valor.
• Enlace Metálico: La forma en que los electrones están dispuestos en el oro hace que el oro sea maleable y brillante.

Cobre (Cu)

• Propiedades: altamente conductoras y maleables razón por la cual se usan en líneas eléctricas y cañerías.
• Enlace Metálico: Es porque los metales en él están sujetos de tal manera que las cosas fluyen a través de los electrones, por lo que se dice que es un buen conductor.

Paladio (Pd)

• Propiedades: utilizado en catalizadores y también en joyería por su capacidad de absorción de hidrógeno. 
• Enlace Metálico: la estructura del paladio es altamente flexible y resistente a la corrosión.

Cadmio (Cd)

• Propiedades: el cadmio es un metal tóxico, pero se emplea en baterías y pigmentos.
• Enlace Metálico: los enlaces metálicos del cadmio son inestables y requieren mucho trabajo para adquirir estabilidad estructural.

Platino (Pt)

• Propiedades: platino altamente resistente a la corrosión, aplicado en la joyería, catalizadores y dispositivos de laboratorio.
• Enlace Metálico: el platino se mantiene duro y resistente a la oxidación debido a sus enlaces metálicos.

Plomo (Pb)

• Propiedades: plomo de alta densidad y resistente a la oxidación, utilizado en baterías de automóvil y protección radiactiva.
• Enlace Metálico: la densidad y maleabilidad del plomo provienen de la estructura de sus enlaces metálicos.

Estos ejemplos ilustran que los enlaces metálicos de los metales son la base de sus características únicas, lo que les permite ser instrumentados en una variedad de aplicaciones tecnológicas e industriales.

Video:

https://youtube.com/shorts/aG4tz_UaZGQ?si=XdPOBOyHKcmcDCH0

Practica:

https://drive.google.com/file/d/1oa1ULIgkSQWEHWLiOWrBJN6E5BeHRR46/view?usp=sharing 

Actividad didáctica:

https://create.kahoot.it/share/enlace-quimico-1/59d6cec0-1812-432f-a986-5a2f63f161a7

 

Fuerzas Intermoleculares. 

Las fuerzas intermoleculares son interacciones atractivas que ocurren entre las moléculas de una sustancia. Aunque no son tan fuertes como los enlaces químicos que unen los átomos dentro de las moléculas, estas fuerzas influyen significativamente en las propiedades físicas y químicas. No son ni les permiten ser tan fuertes como los enlaces químicos que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula; sin embargo, las fuerzas intermoleculares determinan muchas propiedades físicas y químicas de materiales.

Tipos de fuerzas intermoleculares.

Fuerzas de Dispersión de London

También conocida como fuerzas de London, las fuerzas de dispersión son los ejemplos más débiles de fuerzas intermoleculares, siendo el resultado de las fluctuaciones temporales en la distribución de la carga a través de moléculas que responden a ciertas condiciones. Son presentes en todas las moléculas polares y no polares; suelen ser la principal fuente de fuerza intermolecular en moléculas no polares y gases nobles.

Fuerzas Dipolo-Dipolo

Entre moléculas polares, ejercen fuerzas dipolo-dipolo cuando los dipolos permanentes se alinean para maximizar la atracción entre la carga positiva de una molécula y la carga negativa de otra. Estas fuerzas son más fuertes que las de dispersión de London y, por lo tanto, elevan el punto de ebullición de las sustancias polares.

Enlaces de Hidrógeno

El enlace de hidrógeno es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo que se produce cuando un átomo de hidrógeno está unido a un átomo muy electronegativo, como oxígeno, nitrógeno o flúor. La importancia del enlace de hidrógeno ha demostrado ser considerablemente más fuerte que las fuerzas dipolo-dipolo normales, siendo un componente vital de la solubilidad y la viscosidad del agua.

Fuerzas de Van Der Waals

Las fuerzas de Van Der Waals, si bien son débiles en general en comparación con los enlaces químicos, tienen una función vital en la física, la biología y la ingeniería. Se definen por la longitud del extremo no polar de una sustancia y ocurre a partir de polarizaciones fluctuantes entre átomos o moléculas adyacentes. Los VDW son anisotrópicos; sus propiedades difieren dependiendo de la orientación molecular, que determina si los VDW son atractivos o repulsores. Si bien los VDW requieren poca energía 0,1-35 kJ/mol, son imprescindibles para la formación y la integridad de las proteínas.

Fuerzas de Ion-Dipolo

Cuando se vierte sal en agua, las moléculas de agua se “envuelven” alrededor de los iones de sal. Esta es una forma de organizar las moléculas de agua en la cercanía de los iones, denominada solvatación; de forma forzada las moléculas de agua exponen sus polos negativos hacia los iones positivos de la sal y viceversa. La energía que se libera cuando los iones se separan es lo suficientemente alta, por lo que la agregación en cambio no es natural radicalmente. Y esto exalta lo extraordinario de un milagro tan común como la disolución. La fuerza de ion- dipolo y la estricta disposición de los iones y moléculas de agua en las disoluciones juegan un papel importante en las reacciones químicas y biológicas; contribuyente a la formación de grandes agregados coloidales. Además de ser importantes ion-dipolo y propriedades físicas del agua, al ser el equilibrio osmótico una manifestación de la ion-dipolo.

Influencia en las propiedades de los Materiales.

Las fuerzas intermoleculares son responsables de numerosas propiedades y el comportamiento de los materiales. Si bien son más débiles en comparación con los enlaces químicos, influyen en las propiedades fisicoquímicas de manera importante y complicada y juegan en distintas esferas científicas e industriales. 

Punto de Ebullición y Fusión

Las fuerzas intermoleculares son los puntos de ebullición y puntos de fusión. Estas fuerzas son más fuertes, ya que se requiere más energía para separar las moléculas, ya resulta en un punto de ebullición y fusión más altos.

Solubilidad

La solubilidad de un soluto en un solvente depende de la similitud entre las fuerzas intermoleculares del caso. La regla general de “lo semejante disuelve a lo semejante” implica que los solutos polares disuelven en solventes polares y viceversa. 

Viscosidad

La viscosidad, o la resistencia al flujo, también está influenciada por las fuerzas intermoleculares. Por lo general, los líquidos con fuerzas intermoleculares más fuertes tienen una viscosidad más alta, ya que las moléculas están más unidas entre sí.

Video:

https://youtube.com/shorts/H7H4RjHAfCM?si=x62beOrTdUMIUXHb

Practica:

https://drive.google.com/file/d/10w72xgOeb3_mkr28eeWRjXHOtnEZbp8N/view?usp=sharing

Actividad didáctica:

https://create.kahoot.it/share/quimica-2/85370a1c-86ed-4496-8b0e-01dc59b6eca5

 

Nomenclatura de los compuestos inorgánicos. 

Nomenclatura de los compuestos inorgánicos. Una gran cantidad de deficiencias relacionadas con la nomenclatura inorgánica se origina en una clasificación incorrecta de los propios compuestos. Por ejemplo, los óxidos son el resultado de la combinación de un elemento con oxígeno, en la designación de los cuales el elemento en sí se indica primero, seguido de la palabra “óxido”, como el óxido de calcio CaO. Los hidruros son compuestos que contienen hidrógeno y un elemento contrario. La designación del nombre del elemento en sí va precedida por el término hidruro, por ejemplo, hidruro de sodio NaH. A su vez, los ácidos se dividen en oxoácidos y ácidos hidrácidos. Los primeros contienen oxígeno y su nombre incluye el nombre del elemento central y sufijos “-ico” u “-oso”, según su estado de oxidación: ácido sulfúrico H₂ SO₄ , etc. , que no contiene oxígeno, se nombran con el prefijo “ácido”, seguido del nombre del elemento y el sufijo “hídrico”: ácido clorhídrico HCl. Por último, las bases, también conocidas como hidróxidos, contienen el ion hidróxido, que en la nomenclatura se enuncia con el metal y la palabra “hidróxido”, en ese orden. Un ejemplo de sal es el hidróxido de sodio. De hecho, la gran importancia de la nomenclatura en química proviene de la posibilidad de los científicos de describir concretamente las propiedades y la composición de las sustancias.

Sistemas de nomenclatura química.

Sistema estequiométrico o sistemático (IUPAC). 

Nombra los compuestos en base al número de átomos de cada elemento que los forman.

Sistema funcional, clásico o tradicional.

Emplea diversos sufijos y prefijos (como -oso, -ico, hipo-, per-) según la valencia atómica de los elementos del compuesto. Este sistema de nomenclatura se encuentra mayormente en desuso.

Sistema STOCK.

En este sistema el nombre del compuesto incluye en números romanos (y a veces como subíndice) la valencia de los átomos presentes en la molécula del compuesto. Por ejemplo: El compuesto Ni₂O₃ se llama óxido de níquel (III).

Nomenclatura en química inorgánica.

Óxidos.

Son compuestos que se forman a partir del oxígeno y de otro elemento, ya sea metálico o no metálico. Su nomenclatura se basa en prefijos que indican la cantidad de átomos en cada molécula de óxido. Dependiendo de la naturaleza del elemento oxidado, se clasifican como óxidos básicos cuando el elemento es metálico, y como anhídridos u óxidos ácidos cuando es no metálico. Generalmente, el oxígeno en los óxidos presenta un estado de oxidación de -2.

Formula:

Oxido + de + Nombre del no metal + Numero romano que indica el estado de oxidación

Ejemplo:

Metal	Formula + Oxigeno	Nombre
Escandio	Sc2O3	Óxido de Escandio
Vanadio	VO	Óxido de Vanadio (II)
Hierro	FeO	Óxido de Hierro (II)

Peróxidos.

Estos compuestos son el resultado de la combinación del grupo peroxo (-O-O⁻) con otro elemento químico. En este caso, el oxígeno tiene un estado de oxidación de -1 en general dentro del grupo peroxo. La nomenclatura de los peróxidos es similar a las de los óxidos, pero se le agrega la palabra “peróxido”. Ejemplos de ello son el peróxido de calcio CaO₂ y el peróxido de dihidrógeno H₂O₂

Superóxidos.

También conocidos como hiperóxidos, en estos compuestos el oxígeno presenta un estado de oxidación de -½. Se nombran como los óxidos, pero utilizando los términos “hiperóxido” o “superóxido”. Por ejemplo: superóxido o hiperóxido de potasio (KO₂).

Hidruros.

Son compuestos que se forman entre el hidrógeno y otro elemento. Cuando el otro elemento es metálico, se llaman hidruros metálicos, y cuando no es metálico, se llaman hidruros no metálicos. La nomenclatura de ambos suele variar según la naturaleza del otro elemento con el cual se combina, aunque en algunos casos se usan nombres comunes, por ejemplo, amoníaco y trihidruro de nitrógeno

Hidruros metálicos.

En ellos, se usa un prefijo numérico que indica la cantidad de átomos con los que cuenta, de hidrógeno más el término hidruro. Ejemplos: Hidruro de sodio, y Hidruro de calcio.

Hidruros no metálicos.

Son los compuestos nombrados con la terminación -uro de la electronegatividad del elemento que lo compone más de hidrógeno y generalmente se encuentran en estado gaseoso.

Oxácidos.

También conocidos como oxoácidos u oxiácidos (comúnmente referidos como “ácidos”), son compuestos ácidos que contienen oxígeno. Su nomenclatura requiere el uso de un prefijo que indique el número de átomos de oxígeno, seguido de “oxo” y el nombre del no metal terminado en “-ato”, con la frase “de hidrógeno” al final. Por ejemplo: tetraoxosulfato de hidrógeno o ácido sulfúrico (H₂SO₄), dioxosulfato de hidrógeno o ácido hiposulfuroso (H₂SO₂).

Hidrácidos.

Estos compuestos no metálicos están formados por hidrógeno y un no metal; al disolverse en agua, producen soluciones ácidas. Sus nombres empiezan con la denominación del prefijo ácido, seguida del nombre del no metal, finalizando en el sufijo hídrico. Algunos ejemplos incluyen ácido fluorhídrico HF ac, ácido clorhídrico HCl ac, ácido sulfhídrico H₂S, ácido selenhídrico H₂Se. Es muy importante recordar que el tipo de compuesto cuenta con una específica en la disolución débil a fin de evitar confusiones con hidruros no metálicos.

Hidróxidos o bases.

Por un lado, los hidróxidos o bases, son compuestos que se forman por la combinación de un óxido básico y agua. Se caracterizan por tener un grupo funcional -OH y el nombre genérico de hidróxido, al que se acompañan de los prefijos que indican la cantidad de grupos hidroxilo. Algunos ejemplos son el dihidróxido de plomo o hidróxido de plomo (II), representa como PbOH₂, o el de litio LiOH.

Sales

Las sales surgen de la combinación de sustancias ácidas y básicas, y su nomenclatura depende de su clasificación: neutras, ácidas, básicas y mixtas.

Sales neutras.

Se forman mediante la reacción entre un ácido y una base o un hidróxido, que libera agua adicional. Estos compuestos pueden ser binarios o más ternarios debido a que el ácido subyacente al ácido baseado puede ser un hidrácido u oxácido.

• Si es un hidrácido, estos son sales haloideas. Se nombra en estado sólido con el sufijo -uro en el nombre del elemento no metálico y el prefijo en caso de ocurrir la cantidad de elemento.. Los ejemplos son sal común o cloruro de sodio y tricloruro de hierro.
• Si el ácido es un oxácido, se nombran oxisales o sales ternarias. Se nombran usando el prefijo numérico correspondiente a la cantidad de grupos “oxo”, y el sufijo -ato en el no metal, seguido del estado de oxidación del no metal en números romanos entre paréntesis. También pueden nombrarse usando el nombre del anión seguido del nombre del metal.

Ejemplos: tetraoxosulfato de calcio o sulfato de calcio, tetraoxofosfato de sodio o fosfato de sodio.

Sales ácidas.

Resultan de reemplazar el hidrógeno en un ácido por átomos metálicos. Su nomenclatura es similar a la de las ventas neutras ternarias, pero se agrega la palabra “hidrógeno”.

Ejemplo: NaHSO₄, hidrogenosulfato (VI) de sodio, donde se reemplaza un hidrógeno del ácido sulfúrico H₂SO₄ por un átomo de sodio; KHCO₃, hidrogenocarbonato de potasio, donde se reemplaza un hidrógeno del ácido carbónico H₂CO₃ por un átomo de potasio.

Sales básicas.

Se forman al reemplazar los grupos hidroxilos con los aniones de un ácido. La nomenclatura depende de si el ácido es un hidrácido u oxácido: Si el ácido es un hidrácido, el nombre del no metal con el nombre del “uro” seguido del prefijo numérico que indica la cantidad de grupos -OH. Seguido por “hidroxi” después del estado de oxidación del metal, de ser posible:FeCl(OH)₂, sería dihidroxicloruro de hierro (III). · Si es oxácido se le añade terminación “hidroxi” delante del prefijo numérico que indica el número de grupos · “oxo” del no metal, y hay que añadir un sufijo que indica el número de grupos “oxo”, y se termina con - ato al no metal con. Su estado de · oxidación en números romanos entre paréntesis.

NOMBRE DEL ACIDO+NOMBRE DEL METAL + ESTADO DE OXIDACION EN NUMBEROS ROMANOS

Sales mixtas.

Se producen al sustituir los hidrógenos de un ácido por átomos metálicos de distintos hidróxidos. Su nomenclatura es similar a la de las sales ácidas, pero incluyendo ambos elementos. Por ejemplo: tetraoxosulfato de sodio y potasio (NaKSO₄).

Video:

https://youtube.com/shorts/qhi_isD35Eo?si=bdf-ACXYlm4FIiux

Practica:

https://drive.google.com/file/d/13bu43jyhObk3pJkSHYRIDMcRUMmC4SpS/view?usp=sharing

Actividad didáctica:

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLScNKpPxeRLE9IzAmlrHxYC7hDapo3g3P58PiS0I9t3L4s_LXw/viewform?usp=sharing

 

Óxidos metálicos o básicos.

En el área de la química los óxidos básicos son compuestos denominados también óxidos metálicos, los cuales se forman a través de la combinación entre un metal con el oxígeno, siendo el estado de oxidación del átomo de oxígeno igual a -2. Su fórmula general viene dada por = X₂O_n, donde X corresponde al elemento metálico y n representa la valencia de dicho metal. Este tipo de compuestos se les nombra óxidos básicos debido a que reaccionan con el agua formando hidróxidos, lo cual les asignan la nomenclatura de bases.

Estos compuestos son relativamente comunes en la vida diaria debido a que los elementos químicos más abundantes en la tabla periódica son efectivamente metálicos. Por tanto, los óxidos metálicos retienen algunas de las propiedades de un metal elemental, específicamente, la conductividad térmica y eléctrica, y los altos puntos de fusión. Además, también se manifiestan en los tres estados de la materia: gaseoso, líquido, sólido.

Importancia de los óxidos metálicos.

Cabe recordar que los óxidos metálicos son de especial interés para la humanidad y las industrias modernas, ya que se utilizan como aditivos en muchos productos de uso diario. Además, los óxidos metálicos son la materia prima en los laboratorios químicos para la producción de bases y otros compuestos. Gracias a su abundancia ya su facilidad de deseo, su adquisición y tratamiento son sencillos.

Usos de los óxidos metálicos.

Los óxidos metálicos tienen una gigantesca aplicación en la vida cotidiana, en la fabricación de diversas sustancias químicas. Algunos ejemplos son:

• Oxido de Magnesio: se utiliza para la elaboración de medicamentos dirigidos al estómago y como un agente quimio protector para intoxicaciones
• Oxido de zinc: se utiliza para la fabricación de pinturas, colorantes y pigmentos de tratamiento. 
• Óxido de Aluminio: con él, hacen aleaciones que son extremadamente duras, así como otros metales de uso industrial.
• Óxido de Plomo: se emplea en la producción de vidrio.

¿Cómo se obtienen los óxidos metálicos?

Los óxidos metálicos se forman cuando un metal entra en contacto con el oxígeno. Esto puede ocurrir por distintos procesos; un ejemplo claro es la oxidación de un metal por su exposición constante al oxígeno del aire o del agua. Esta relación puede expresarse mediante la siguiente ecuación:

Oxígeno (O) + Elemento metálico (X) = Óxido básico o metálico.

Nomenclatura de los óxidos metálicos.

La nomenclatura de óxidos metálicos puede parecer compleja a la vista de la diversidad de los sistemas utilizados, pero todos los sistemas tienen sus propias reglas claras. Principalmente, los siguientes sistemas son utilizados para nombrar compuestos químicos: el sistema estequiométrico o sistemático, recomendado por la IUPAC, y el sistema STOCK. Existe una nomenclatura tradicional, que no se utiliza tanto en la actualidad.

Para nombrar los óxidos metálicos según estos sistemas, es importante considerar lo siguiente:

Cuando el elemento metálico presenta un único número de oxidación.

Por ejemplo, el galio (Ga) tiene solo 3+:

• Sistema tradicional: Se agregan sufijos y prefijos según el estado de oxidación del metal. Por ejemplo, el óxido de galio se denomina Ga₂O.
• Sistema sistemático: Se nombra en función de la cantidad de átomos de cada tipo presentes en la molécula. Por ejemplo, se denomina trióxido de digalio (Ga₂O₃).
• Sistema STOCK: Se incluye al final del nombre el estado de oxidación del metal.

Cuando el elemento metálico tiene dos números de oxidación.

Como el plomo (Pb), que tiene 2+ y 4+:

• Sistema tradicional: Se utilizan sufijos y prefijos según el estado de oxidación del metal. Para el estado de oxidación más alto se emplea el sufijo -ico, y para el más bajo, el sufijo -oso. Por ejemplo, el óxido plúmbico (PbO₂) corresponde al estado de oxidación 4+, mientras que el óxido plumboso (PbO) representa el estado de oxidación 2+.
• Sistema sistemático: Se mantienen las reglas. Por ejemplo, se denomina dióxido de plomo (PbO₂) para el estado de oxidación 4+ y monóxido de plomo (PbO) para el estado de oxidación 2+.
• Sistema STOCK: Se añade el estado de oxidación del metal en números romanos y entre paréntesis. Así, se denomina óxido de plomo (IV) (PbO₂) y óxido de plomo (II) (PbO).
• Aclaración: En ocasiones, los subíndices pueden simplificarse. Por ejemplo, el óxido de plomo (IV) podría expresarse como Pb₂O₄, pero se simplifica a PbO₂.

Cuando el elemento metálico tiene tres números de oxidación.

Como el cromo (Cr), que tiene principalmente 2+, 3+ y 6+:

• Sistema tradicional: Se agregan sufijos y prefijos según el estado de oxidación. Para el estado de oxidación más alto se añade el sufijo -ico, para el intermedio, se usa el sufijo -oso, y para el menor, se emplea el prefijo -hipo seguido del nombre del metal, que termina en -oso. Por ejemplo, se denomina óxido crómico (CrO₃) para el estado de oxidación 6+, óxido cromoso (Cr₂O₃) para 3+, y óxido hipocromoso (CrO) para 2+.
• Sistema sistemático: Se mantienen las mismas reglas. Por ejemplo, se denomina monóxido de cromo (CrO) para 2+, trióxido de dicromo (Cr₂O₃) para 3+, y trióxido de cromo (CrO₃) para 6+.
• Sistema STOCK: Se añade el estado de oxidación del metal en números romanos y entre paréntesis. Por ejemplo, óxido de cromo (II) (CrO), óxido de cromo (III) (Cr₂O₃), y óxido de cromo (VI) (CrO₃). Si el metal tiene un solo estado de oxidación, a menudo se omite el número romano, como en el caso del óxido de galio (III) o óxido de galio (Ga₂O₃).

Cuando el elemento metálico tiene cuatro números de oxidación.

Como el manganeso (Mn), que presenta principalmente 2+, 3+, 4+ y 7+):

• Sistema tradicional: Para el mayor estado de oxidación se añade el prefijo per- y el sufijo -ico. Para el siguiente estado, se utiliza el sufijo -ico; para el siguiente, el sufijo -oso; y para el menor estado, se emplea el prefijo hipo- y el sufijo -oso. Por ejemplo, se denomina óxido permangánico (Mn₂O₇) para el estado de oxidación 7+, óxido mangánico (MnO₂) para 4+, óxido manganoso (Mn₂O₃) para 3+, y óxido hipomanganoso (MnO) para 2+.
• Sistema sistemático: Se mantienen las reglas. Por ejemplo, se denomina heptaóxido de dimanganeso (Mn₂O₇) para 7+, dióxido de manganeso (MnO₂) para 4+, trióxido de dimanganeso (Mn₂O₃) para 3+, y monóxido de manganeso (MnO) para 2+.
• Sistema STOCK: Se añade el estado de oxidación del metal en números romanos y entre paréntesis. Por ejemplo, óxido de manganeso (VII) (Mn₂O₇), óxido de manganeso (IV) (MnO₂), óxido de manganeso (III) (Mn₂O₃), y óxido de manganeso (II) (MnO).

Ejemplos de óxidos metálicos o básicos.

Estos ejemplos de óxidos metálicos demuestran la diversidad de aplicaciones y propiedades que estos compuestos pueden tener en diferentes sectores industriales y científicos.

• Óxido de Sodio (Na₂O): el óxido de sodio es un compuesto químico que se forma al combinar sodio con oxígeno. Es un sólido blanco que se utiliza en la fabricación de vidrio y cerámica.
• Óxido de Potasio (K₂O): este óxido se produce cuando el potasio reacciona con el oxígeno. El óxido de potasio es higroscópico y se utiliza en fertilizantes y como material desecante.
• Óxido de Calcio (CaO): conocido comúnmente como cal viva, el óxido de calcio es un sólido blanco utilizado en la construcción, principalmente en la producción de cemento y mortero.
• Óxido Cúprico (CuO): el óxido cúprico es un óxido de cobre de color negro. Se utiliza como pigmento en cerámica y vidrio, además de en la fabricación de baterías y en procesos de galvanoplastia. 
• Óxido Ferroso (FeO): este óxido de hierro presenta un color negro y se utiliza en la fabricación de acero y aleaciones. También es importante en la producción de cerámicas magnéticas.
• Óxido de Plomo (PbO): el óxido de plomo es un compuesto amarillo o rojo, dependiendo de su forma cristalina. Se utiliza en la fabricación de baterías de plomo-ácido y en la producción de vidrio de alta densidad.
• Óxido de Aluminio (Al₂O₃): conocido como alúmina, este óxido es muy resistente y se utiliza en la producción de materiales cerámicos, papel de lija y como catalizador en la industria química.

Video:

https://youtube.com/shorts/yDbhMOGlHZA?si=CD5zkZapsd-bQE41

Practica:

https://drive.google.com/file/d/1GdvI_5EJa3Tb02r52U3vezEPKc-wE5Cn/view?usp=sharing

Actividad didáctica:

https://docs.google.com/forms/d/e/1FAIpQLSefufZuDxeHQTZz53ZnW1M22oVr_WGxnAkRWuSrME5Bht9T4g/viewform?usp=sharing

 

Actividad de Evaluación:

https://create.kahoot.it/share/examen/575d670f-e2a6-47a6-b979-c9851441bdf6

 

Referencias 

Areaciencias. (s. f.). Obtenido de Areaciencias: https://www.areaciencias.com/quimica/oxidos-basicos-ejemplos/

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