Estructura de lewis

ESTRUCTURA DE LEWIS

La estructura de lewis es una forma de representar los electrones de valencia de un átomo, es decir aquellos electrones que se encuentran en el último nivel energético de un átomo. 

Para ello es necesario conocer el número atómico del elemento 

y luego determinar la configuración electrónica. 

desde allí ubicar los electrones del último nivel. 

resumiendo:

Para hacer la estructura de lewis de un átomo debes :

1º.- conocer su número atómico (Z).

2º.- hacer su configuración electrónica.

3º.- desde allí sabrás los electrones del último nivel de energía.

4º.- ubicar los electrones alrededor del símbolo del elemento de acuerdo al siguiente esquema.

¿Como es la estructura de lewis del elemento nitrógeno? (Z= 7)

1º.- del número atómico (Z), podemos deducir que el número de electrones del nitrógeno es 7. (átomo neutro) .

2º.- su configuración electrónica es : 1s²-2s²-2p^3.

3º.- podemos ver que en el segundo nivel de energía existen 5 electrones(2s²-2p³).

4º.- entonces siguiendo el esquema de lewis podemos escribir .

, con lo que la estructura de lewis quedará así 

He ahí la estructura de lewis.

Prueba ahora tu solo con la estructura de (Magnesio Mg, Z= 12).

(Fluor Z= 9),

todos los átomos tienden a tener ocho electrones en su último nivel( según la llamada regla del octeto) 

a continuación una ecuación quimica que muestra la unión del silicio y cuatro átomos de hidrógeno.

como puedes ver el silicio se encuentra estable debido aque en su último nivel de energía posee ocho electrones.

al igual que un gas noble. 

WEBGRAFIA:

http://profesorobles.blogspot.com/2010/06/estructura-de-lewis.html

Nomenclatura Inorganica

NOMENCLATURA INORGANICA

La nomenclatura química es un sistema de símbolos y nombres, tanto para los elelmentos químicos como para los compuestos que resultan de las combinaciones químicas. El lenguaje de la química es universal, de tal manera que para el químico, el nombre de una sustancia, no solo la identifica sino que revela su fórmula y composición. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) se reúne periódicamente con el fin de fijar las normas que se deben seguir para unificar el lenguaje y las técnicas de publicación.

Nomenclatura de Óxidos

Para nombrar a los Óxidos Básicos solo se utiliza el Sistema Stock; para los Óxidos Ácidos se utiliza el Sistema de Proporciones, pues la IUPAC ya no reco- mienda utilizar el Sistema Tradicional.

Óxidos básicos. Recuérdese que estas sustancias están formadas por oxígeno y un elemento metal. Al momento de nombrarlos se presentan dos situaciones:

- El metal posee una sola valencia (grupos IA, IIA y IIIA de la tabla periódica); entonces, al pronunciar el nombre del Óxido van de primero las palabras Óxido de ...seguidas del nombre del metal. Solo en este caso se emplea el Sistema Tradicional de nomenclatura.

Ejemplos:

-El metal posee dos o más valencias (grupos IB, y del IV al VIIIB de la tabla periódica); entonces, el nombre se pronuncia igual que la primera situación (Óxido de ..., seguido del nombre del metal), agregándole al final la valencia con que actúa el metal, escrita en números romanos y entre paréntesis; en esta situación se emplea el Sistema de Stock.

 Ejemplos de metales con dos valencias:

Óxidos ácidos. Recuerde que estas sustancias están formadas por oxígeno y un elemento no-metal, y al momento de nombrarlos se emplea el Sistema de Proporciones o estequiométrico, el cual toma en cuenta el sub-índice (cantidad de átomos) de cada elemento del compuesto químico; este Sistema se auxilia de un conjunto de prefijos, además de la formula, los que denotan o indican la cantidad o proporción de átomos que presentan el oxígeno y el nometal del Óxido ácido. Estos prefijos, que han sido tomados de la lengua griega clásica, se colocan antes de las palabras Óxido de …y antes del nombre del no-metal, los cuales son:

Ejemplo: N2O3 esta fórmula está compuesta por tres átomos de oxígeno y dos de nitrógeno; si empleamos prefijos en sustitución de los números o cantidades de átomos, entonces el nombre de este Óxido ácido es trióxido de dinitrógeno. Como se observa, antes de la palabra óxido se colocó el prefijo tri, formándose la palabra Trióxido (tres átomos de Oxígeno), y antes de la palabra nitrógeno se colocó el prefijo di, formándose la palabra dinitrógeno, (dos átomos de nitrógeno). Más ejemplos a continuación:

Nomenclatura de Hidróxidos

Para nombrar estas sustancias se emplea el Sistema de

Stock. Cuando el metal presenta 1 valencia entonces la sustancia se nombra como Hidróxido de…, seguido del nombre del metal. Recuerde que el ion hidroxilo (OH) usa valencia -1.

Hidróxidos en los que el metal presenta una valencia

Nomenclatura de Ácidos

Anteriormente se indicó que los ácidos se clasifican en dos grupos: Oxácidos e Hidrácidos.

Oxácidos. Están formados por hidrógeno (ácido), un elemento no-metal y oxígeno; en la actualidad aún se emplea el Sistema Tradicional para nombrar a estos compuestos, mediante el empleo de ciertos prefijos* y sufijos**, así:

- Cuando el elemento no-metal posee una valencia entonces puede formar un solo tipo de ácido; tal valencia se toma como la más alta, por lo que se usa el sufijo ico para nombrar este ácido.

*prefijo= partícula que va antepuesta (va de primero) a una palabra.

**sufijo= partícula que va pospuesta (va de último) a una palabra, a manera de terminación.

Ejemplo 1: se utilizara el Boro:

H3BO3 - en este ácido el boro es el no-metal

- el Boro actúa con su única valencia +3

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico,

así: Ácido bórico.

Ejemplo 2: el carbono presenta dos valencias, de tal manera que, teóricamente, puede formar 2 tipos de Oxácidos, pero en la naturaleza solo forma uno: el Ácidos carbónico

H2CO3

 - en este ácido el carbono es el no-metal,

- el carbono actúa con su única valencia (+4) para ácidos

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido carbónico.

H2CO2

 - en este ácido el carbono actúa con su menor valencia +2

- por lo anterior se utiliza el sufijo oso

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación oso, así: Ácido carbonoso.

- Cuando el elemento no-metal tiene dos valencias se usan entonces dos sufijos: ico, para la valencia mayor, y oso, para la valencia menor. Esto significa que el no-metal puede originar dos ácidos diferentes. 

Ejemplo 1: se utilizara el bromo (Br).

HBrO3 - en este ácido el bromo (Br) es el no-metal,

- el Bromo actúa con su valencia mayor +5 (hay mayor cantidad de átomos de oxígeno).

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido brómico.

HBrO - aquí el bromo actúa con su menor valencia +1,

- por lo anterior se utiliza el sufijo oso

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación oso, así: Ácido bromoso.

- El elemento no-metal tiene tres valencias. Se emplean los dos sufijos anteriores y un prefijo, así: ico, para la valencia mayor; oso, para la valencia media e hipo...oso, para su menor valencia. Se deduce que el no-metal puede formar tres ácidos diferentes.

Ejemplo: se utilizara el Yodo (I).

H I O4 - el iodo actúa como no-metal y con su mayor valencia + 7; en este ácido se presenta la mayor cantidad de oxígenos

- por lo anterior se utiliza el sufijo ico

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación ico, así: Ácido yódico

H I O3 - el iodo actúa con su valencia media +5, por lo que se usa la terminación oso; disminuyen los oxígenos

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación (sufijo) oso, así: Ácido yodoso.

H I O - el iodo actúa con su menor valencia +1, por lo que se emplea el prefijo hipo y la terminación (sufijo) oso. Este ácido tiene la menor cantidad de átomos de oxigeno

- al nombrar la sustancia se coloca de primero la palabra ácido, luego el prefijo hipo y, a continuación, el nombre del no metal con terminación oso, así: Ácido hipoyodoso.

- El no-metal tiene 4 valencias. Se emplean los dos sufijos anteriores y dos prefijos: per…ico

para la cuarta valencia (la más alta); ico, para la tercera valencia; oso, para la segunda valencia e hipo...oso, para la primera valencia (la más baja).

Ejemplo: el cloro tiene 4 valencias, es decir, puede formar 4 ácidos diferentes.

HCLO4 - el cloro es el no-metal y actúa con su valencia más alta +7, pues este ácido tiene la mayor cantidad de oxígenos

- para nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el prefijo per, seguido del nombre del no-metal con la terminación ico, así: Ácido perclórico.

HCLO3 - aquí el cloro actúa con su tercera valencia +5, pues este ácido tiene menos cantidad de oxígenos que el anterior

- para nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el nombre del no-metal con la terminación ico, así: Ácido clórico.

HCLO2 - aquí el cloro usa su segunda valencia +3; se observa que ha disminuido, aun mas, la cantidad de átomos de oxígeno

- al nombrarlo se usa primero la palabra ácido, luego el nombre del no-metal con terminación oso, así: Ácido cloroso.

HCLO - aquí el cloro emplea su valencia más baja +1;

 obsérvese que el Oxígeno ha disminuido al máximo

- para nombrarlo se usa de primero la palabra ácido, luego el prefijo hipo, seguido del nombre del no

-metal con la terminación oso, así: Ácido hipocloroso.

En resumen, dependiendo de la cantidad de valencias que presente el elemento no-metal del ácido, entonces así se usaran los prefijos y sufijos siguientes:

Hidrácidos. Resultan de disolver en agua los Hidruros no-metálicos. Algunos autores afirman que se emplea el Sistema Stock para nombrar a estas sustancias, lo cual ya fue presentado en un cuadro de la unidad anterior (unidad 6); sin embargo, de nuevo se hace con el propósito de hacer una observación sobre la nomenclatura de estos ácidos.

Obsérvese que en el nombre del Hidrácido (última columna) va colocado de primero la palabra ácido, seguida del nombre del no-metal con terminación hídrico.

WEBGRAFIA:

http://www2.udec.cl/quimles/general/guia-1.htm

http://www.monografias.com/trabajos96/nomenclatura-compuestos-quimicos-inorganicos/nomenclatura-compuestos-quimicos-inorganicos.shtml

Enlaces Quimicos

Enlace químico

Un enlace químico es el proceso químico responsable de las interacciones atractivas entre átomos y moléculas, y que confiere estabilidad a los compuestos químicos diatómicos y poliatómicos. La explicación de tales fuerzas atractivas es un área compleja que está descrita por las leyes de la química cuántica.

¿Qué mantiene unidos a los átomos?

Un concepto básico en química es el estudio de cómo los átomos forman compuestos. La mayoría de los elementos que conocemos existen en la naturaleza formando agrupaciones de átomos iguales o de distintos tipos, enlazados entre sí.

• Con tu grupo, realiza un estudio predictivo de la cantidad de sustancias que teóricamente podrían formarse a partir de los elementos de la tabla periódica, recuerda que pueden unirse dos o más átomos iguales o distintos y pueden hacerlo de más de una forma. Presenten una definición propia de enlace químico.

 

•  Con estas actividades los alumnos y alumnas en primera instancia, verificarán que en teoría son muchos las sustancias que pueden formarse, cada una con características y funciones distintas, esto deberá llevarlos a una visión inicial de la importancia del tema, y en las definiciones que puedan elaborar reconoceremos esto.

•  Los iones Na⁺ y Cl^- libres no son abundantes en la naturaleza, sin embargo ¿por qué existe tanta sal (NaCl) en el mundo? Discute en tu grupo una posible respuesta coherente con lo ya establecido.

•  Cuando los estudiantes realizan esta actividad, por lo general, coinciden en el concepto de enlace; que es precisamente lo que se busca, que comiencen a reconocer que esta capacidad de los átomos puede ser imprescindible para nuestras vidas.

  Generalidades de los enlaces quimicos

Los enlaces quimicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los atomos.

Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes determinan de que forma se unirá un atomo con otro y las caracteristicas del enlace.

 Regla del octeto.

EL ultimo grupo de la tabla periodica VIII A (18), que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periodica. Esto se deben a que tienen 8 electrones en su capa mas externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que tambien se considera como una configuracion estable.

Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto.

 Enlace ionico

Caracteristicas:

• Esta formado por metal + no metal
• No forma moleculas verdaderas, existe como un agregado de aniones (iones negativos) y cationes (iones positivos).
• Los metales ceden electrones formando por cationes, los no metales aceptan electrones formando aniones.

Los compuestos formados pos enlaces io;nicos tienen las siguientes caracteristicas:

• Son solidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas.
• Son buenos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen altos puntos de fusion y ebullicion.
• Son solubles en solventes polares como el agua

FORMACION DE ENLACES IONICOS

Ejm: NaF

Na: metal del grupo IA		ENLACE IONICO
F: no metal del grupo VIIA

Para explicar la formacioacute;n del enlace escribimos la configuracion electronica de cada atomo:

11Na:	1s, 2s, 2p, 3s	Electrones de valencia	= 1
9F:	1s, 2s, 2p	Electrones de valencia	= 5 +2 = 7

Si el sodio pierde el electrpn de valencia, su ultimo nivel seria el 2, y en este tendria 8 electrones de valencia, formandose un cation (ion positivo)

Na 1+

El fluor con 7 electrones de valencia, solo necesita uno para completar su octeto, si acepta el electron que cede el sodio se forma un anion (ion negativo)

F 1-

La estructura de Lewis del compuesto se representa de la siguiente forma:

[Na]	1+

.. [:F:] ..	1-

En forma grafica podriamos representarlos asi:
(Insertar figura 1, p. 229, Hein)figura1

Otro ejemplo: MgBr2
Mg: metal del grupo II A
Br: no metal del grupo VIIA

METAL + NO METAL

IONICO

No es necesario hacer la configuracion sino solo la estructura de Lewis de cada elemento. Recuerda, el numero de grupo en romano, para los representativos, indica el numero de electrones de valencia. Nosotros solo usaremos compuestos formados por elementos representativos.

:Mg

.. :Br: .

El atomo de Mg pierde sus 2 e- de valencia, y cada Br acepta uno para completar el octeto.

	[Mg] 2+
.. [:Br:] .. 1-		.. [:Br:] .. 1-

Los atomos de Br completan su octeto gracias a uno de los dos electrones cedidos por el Mg, el cual tambien queda con 8 electrones en un nivel mas bajo.

Enlace covalente

Caracteristicas:

• Esta basado en la comparticion de electrones. Los atomos no ganan ni pierden electrones, COMPARTEN.
• Esta formado por elementos no metalicos. Pueden ser 2 o 3 no metales.
• Pueden estar unidos por enlaces sencillos, dobles o triples, dependiendo de los elementos que se unen.

Las caracteristicas de los compuestos unidos por enlaces covalentes son:

• Los compuestos covalentes pueden presentarse en cualquier estado de la materia: solido, liquido o gaseoso.
• Son malos conductores del calor y la electricidad.
• Tienen punto de fusion y ebullicion relativamente bajos.
• Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

FORMACION DE ENLACES COVALENTES
Ejemplificaremos, con elementos que existen como moléculas diatómicas.
Cl2, cloro molecular, formado por dos atomos de cloro. Como es un no metal, sus atomos se unen por enlaces covalentes.

.. :Cl: .

El cloro es un elemento del grupo VII A.

El atomos de cloro solo necesita un electron para completar su octeto. Al unirse con otro atomo de cloro ambos comparten su electron desapareado y se forma un enlace covalente sencillo entre ellos. Este enlace se representa mediante una linea entre los dos atomos.

.. : Cl ..

-

.. : Cl ..

La linea roja representa un enlace covalente sencillo, formado por dos electrones. Estos electrones se comparten por ambos atomos.

O2 La molecula de oxigeno tambien es diatomica. Pot ser del grupo VIA la estructura de Lewis del oxigeno es: 

.. : O . .

Al oxigeno le hacen falta dos electrones para completar su octeto. Cada oxigeno dispone de 6 electrones, con los cuales ambos deben tener al final ocho electrones. Por lo tanto el total de electrones disponibles es:
2 x 6 e- = 12 e- menos dos que se ocupan para el enlace inicial restan 10.

Estos 10 e- se colocan por pares al azar entre los dos atomos.

.. : O ..

-

.. : O

Ahora revisamos cuantos electrones tiene cada atomo alrededor. Observamos que el oxigeno de la izquierda esta completo, mientras que el derecha tiene solo seis. Entonces uno de los pares que rodean al oxigeno de la izquierda, se coloca entre los dos atomos formandose un doble enlace, y de esa forma los dos quedan con 8 electrones.

.. : O

=

.. O:

La molecula queda formada por un enlace covalente doble, 4 electrones enlazados y 4 pares de electrones no enlazados.

N2 El nitrogeno, otra molecula diatomica, estaubicado en el grupo VA, por lo tanto cada nitrogeno aporta 5 electrones x 2 atomos = 10 electrones, menos los dos del enlace inicial son un total de 8 electrones.

.. : N

-

.. N:

Ambos atomos estan rodeados por solo 6 electrones, por lo tanto, cada uno de ellos compartir uno de sus pares con el otro atomo formandose un triple enlace.

: N

=

N :

La molecula queda formada por un enlace covalente triple, 4 electrones enlazados y dos pares de electrones no enlazados.

En los compuestos covalentes formados por 3 elementos o mas, siempre debe seleccionarse unatomo como central para hacer el esqueleto basico del compuesto. Para esto se siguen la siguientes reglas:

El atomo central es de un elemento unitario (o sea que solo hay un atomo de ese elemento en la molecula).

El oxigeno y el hidrogeno no pueden ser atomos centrales.

El carbono tiene preferencia como atomo central sobre el resto de los elementos.

En compuestos que contengan oxigeno e hidrogeno en la misma molecula, el hidrogeno nunca se enlaza al atomo central, sino que se enlaza al oxigeno, por ser este el segundo elemento mas electronegativo.

El hidrogeno no cumple la regla del octeto, sino que es estable al lograr la configuracion del gas noble helio con 2 electrones en su ultimo nivel.

Los atomos deben acomodarse de tal forma que la molecula resulte lo mas simetrica posible

Ejms:
CO2 (dioxido de carbono) 

TRES NO METALES

COVALENTE

Total de electrones de valencia:

C 1 x 4 electrones=	4 electrones
O 2 x 6 electrones=	12 electrones +
	16 electrones

El carbono es el atomo central, por lo que se gastan cuatro electrones, y los 12 restantes se acomodan en pares al azar.

En esta estructura, ambos oxigenos han completado su octeto, pero el carbono no. Por lo tanto, un par no enlazante de cada oxigeno se coloca en el enlace C-O formandose dos dobles enlaces.

La estructura esta formada por 2 enlaces covalentes dobles, 4 pares de electrones no enlazantes y 6 electrones enlazados.

[NO3]	1-	(ion nitrito)

Electrones de valencia totales:

N 1 x 5 e- =	5
O 3 x 6 e- =	18 +
	23 e-	+ 1 e- (porque es un ion negativo) = 24 electrones

El nitrogeno es el atomo central, por lo que se ocupan tres enlaces covalentes para enlazar los oxigenos.

Al nitrogeno le falta un par de electrones, por los que uno de los pares no enlazantes del oxigeno se desplaza para formar un doble enlace.

El doble enlace podria colocarse en tres posiciones distintas, pero la mas correcta es la central por ser mas simetrica.

Tipos de enlaces covalentes

Los enlaces covalentes se clasifican en:

• COVALENTES POLARES
• COVALENTES NO POLARES
• COVALENTES COORDINADO

Electronegatividad.- La electronegatividad es una medida de la tendencia que muestra un atomo de un enlace covalente, a atraer hacia si los electrones compartidos. Linus Pauling, fue el primer quimico que desarrolle una escala numerica de electronegatividad. En su escala, se asigna al fluor, el elemento mas electronegativo, el valor de 4. El oxigeno es el segundo, seguido del cloro y el nitrogeno.

A continuacion se muestra los valores de electronegatividad de los elementos. Observe que no se reporta valor par los gases nobles por ser los elementos menos reactivos de la tabla periodica.

 

La diferencia en los valores de electronegatividad determina la polaridad de un enlace.

Cuando se enlazan dos atomos iguales, con la misma electronegatividad, la diferencia es cero, y el enlace es covalente no polar, ya que los electrones son atraidos por igual por ambos atomos.

El criterio que se sigue para determinar el tipo de enlace a partir de la diferencia de electronegativad, en terminos, generales es el siguiente:

Diferencia de electronegatividad	Tipos de enlace
Menor o igual a 0.4	Covalente no polar
De 0.5 a 1.7	Covalente polar
Mayor de 1.7	Iónico

Casi todos los compuestos contienen enlaces covalente polares; quedan comprendidos entre los extremos de lo covalente no polar y lo ionico puro.

Enlace ionico Enlace covalente polar Enlace covalente no polar Se transfieren Los electrones se electrones comparten de manera desigual. Los electrones secomparten por igual.   CARÁCTER IÓNICO CRECIENTE

Por tanto, en el enlace covalente polar los electrones se comparten de manera desigual, lo cual da por resultado que un extremo de la molecula sea parcialmente positivo y el otro parcialmente negativo. Esto se indica con la letra griega delta (d).

Ejemplo: La molecula de HCl. 

Atomos	H	Cl
Electronegatividad	2.2	3.0
Diferencia de electronegatividad	3.0 -2.2 = 0.8 Diferencia entre 0.5 y 1.7, por lo tanto el enlace es covalente polar.

d+ d-
H – Cl

El atomo mas electronegativo, en este caso el cloro, adquiere la carga parcial negativa, y el menos electronegativo, en este caso. el hidrogeno la carga parcial positiva.

Ejercicio resuelto.- De acuerdo a la diferencia de electronegatividad, clasifique los siguientes enlaces como polar, no polar o ionico.

Enlace	Electronegatividades		Diferencia de electronegatividad	Tipo de enlace
N -O	3.0	3.5	3.5 - 3.0 = 0.5	Polar
Na -Cl	0.9	3.0	3.0 - 0.9 = 2.1	Ionico
H - P	2.1	2.1	2.1 - 2.1 = 0	No polar
As -O	2.0	3.5	3.5 - 2.0 = 1.5	Polar

Observe que al obtener la diferencia, siempre es el menor menos el mayor ya que no tendría sentido una diferencia de electronegatividad negativa.

Enlace covalente coordinado.- 
Se forma cuando el par electronico compartido es puesto por el mismo atomo. Ejemplo:

Para el ion amonio

[NH4] +

tres de los enlaces son covalentes típicos, pero en el cuarto enlace el par de electrones es proporcionado por el nitrógeno, por lo tanto, el enlace es covalente coordinado.

Un enlace covalente coordinado en nada se puede distinguir de un covalente tipico, ya que las caracteristicas del enlace no se modifican.

Webgrafia:

http://es.wikipedia.org/wiki/Enlace_qu%c3%admico

http://www.oei.org.co/fpciencia/art08.htm
http://genesis.uag.mx/edmedia/material/qino/T6.cfm

Oxidos,Hidroxido,acidos

Óxido

Un óxido es un compuesto binario que contiene uno o varios átomos de oxígeno (presentando el oxígeno un estado de oxidación -2) y otros elementos. Existe una gran variedad de óxidos, algunos de los cuales pueden encontrarse en estado gaseoso, otros en estado líquido y otros en estado sólido a temperatura ambiente. Casi todos los elementos forman combinaciones estables con oxígeno y muchos en varios estados de oxidación. Debido a esta gran variedad las propiedades son muy diversas y las características del enlace varían desde el típico sólido iónico hasta los enlaces covalentes. Por ejemplo, son óxidos el óxido nítrico (NO) o el dióxido de nitrógeno (NO2).


En general, los óxidos se pueden sintetizar directamente mediante procesos de oxidación; por ejemplo, óxidos básicos con elementos metálicos (alcalinos, alcalinotérreos o metales de transición) como el magnesio:
2Mg + O2 → 2 MgO;
Un óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un elemento metal con el oxígeno.
metal + oxígeno = óxido básico
 Nomenclatura
Primero se escribe el nombre genérico del compuesto, que es óxido y al final el nombre del metal, esto es para metales con una valencia fija o única.
Ejemplo: óxido de sodio .
Fórmula: Siempre se escribe primero el símbolo del metal y después la del oxígeno Na2O el oxígeno siempre va a actuar con valencia -2.
Para nombrar a los óxidos básicos, se debe observar los números de oxidación, o valencias, de cada elemento. Hay tres tipos de nomenclatura: tradicional, por atomicidad y por numeral de Stock.
Propiedades De Los Óxidos
Óxidos: son compuestos binarios formados por la combinación del oxigeno con otro elemento.
• Estan unidos mediante un enlace iónico
• Los óxidos cuya función química es (O-2), siendo compuestos binarios se combinan con el agua para producir compuestos ternarios.
• Los óxidos metálicos producen bases de ahí el nombre alterno de óxidos básicos.
• Cuando un elemento se combina con el oxigeno, el producto resultante es un óxido. 
• Se pueden crear óxidos mixtos, formados por dos elementos distintos y oxígeno.
• Se pueden crear óxidos binarios, formados por oxígeno y otro elemento distinto.

Bases o Hidróxidos 
 son compuestos ternarios que resultan de la combinación de algunos metales con agua o de un óxido básico con agua.

Las bases o hidróxidos se caracterizan, entre otras cosas, por tener sabor amargo, ser jabonosos al tacto, cambiar el papel tornasol de rosado a azul, ser buenos conductores de la electricidad en soluciones acuosas y ser corrosivos.

Propiedades de los Hidróxidos o Bases
• Crean sustancias que aceptan o reciben protones.
• Resultan de la combinación de un óxido básico con el agua.
• son sustancias que en solución producen iones de hidroxilo.
• son electrolitos (conducen la corriente eléctrica)
• los hidróxidos solubles en agua, cuando entran en contacto con ella, liberan aniones de hidroxilo.
• presentan un sabor amargo
• son cáusticos para la piel y para nuestro organismo.

Ácidos

Ácidos son compuestos que resultan de la combinación del hidrógeno con otro elemento o grupos de elementos de mucha electronegatividad y que se caracterizan por tener sabor ácido, reaccionar con el papel tornasol azul y tornarse rosado, generalmente producen quemaduras en la piel si se entra en contacto directo con ellos.

Los acidos se clasifican en Hidracidos y oxiacidos.

Los hidrácidos y los oxácidos se forman de la siguiente manera:

• Al reaccionar un no metal con el hidrogeno se forma un hidrácido.

Ejemplo: Cloro + Hidrogeno Acido Clorhídrico

Cl2 + H2 2HCl

• Al reaccionar un óxido ácido con agua se forma un oxácido.

Ejemplo: Trióxido de Azufre + Agua Acido Sulfúrico.

SO3 + H2O H2SO4.

Propiedades De Los Ácidos
• Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.
• Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
• Son corrosivos.
• Producen quemaduras de la piel.
• Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
• Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
• Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
• Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.

webgrafia:

http://quimicanataliamywendyd.blogspot.com/2013/04/oxidoshidroxidosacidos-y-sales.html