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NOMENCLATURA QUIMICA Werner Rubén Granados Navarro.

NOMENCLATURA Los compuestos son sustancias formadas por dos o más elementos combinados de tal forma, que sólo la acción química puede separarlos y los elementos que componen dichas sustancias no pueden ser ya de un modo identificados por sus propiedades originales. La base para la nomenclatura de los compuestos inorgánicos fueron establecidas por: Gyuton de Morveau, Antonio Lavoisier, Antonio F. De Foucroy., y Claudio de Berthelet. FORMULAS QUÍMICAS DE LOS COMPUESTOS: El sistema Berzelius, para los elementos químicos también se emplea en la notación abreviada de los compuestos, así como en los elementos que se pueden representar por un símbolo también un compuestos puede ser representado mediante su fórmula. ¨Fórmula¨ es la representación, mediante símbolos, de la molécula de un compuesto. Es una serie de normas establecidas para nombrar las sustancias simples y compuestas. SUSTANCIAS SIMPLES: Son elementos químicos, los elementos químicos se representan por símbolos. Los símbolos siempre se escriben con letra mayúscula la primera, y la segunda con letra minúscula cuando la llevan. Los isótopos de un elemento llevan el mismo nombre y se designan con el número de masa. ejemplo: Carbono -12 Uranio-235 Cobalto -60 Carbono -14 Uranio-238 SUSTANCIAS COMPUESTAS Las sustancias compuestas se forman de dos partes: El nombre genérico y el nombre específico. El nombre genérico es la primera palabra y señala una característica general de un grupo relativamente grande y de sustancias, por ejemplo Hidróxido. El nombre específico es la segunda palabra y es particularmente una característica que nos permite diferenciar una sustancia de las demás: Ej. Ácido Sulfúrico

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LAS SUSTANCIAS COMPUESTAS SE NOMBRAN BAJO TRES SISTEMAS: 1. Sistema Clásico o Funcional. Se pone el método y después el símbolo del

oxígeno, como el oxígeno trabaja con una valencia de –2, esta valencia se multiplica por el subíndice, y la valencia por el sub-índice del metal sumada con el resultado del oxido tiene que dar 0. Se usa la terminación ICO para la valencia mayor y la terminación oso para la valencia menor.

2. Sistema Estequiométrico. Se observan los sub-índices y según el número de subíndice se ponen los prefijos mono, di o bi, tri, tetra, penta, hexa, hepta, octa, ennea o nona, deca, etc. Tanto al oxígeno como a otro elemento. 3. Sistema Stock: Se escribe óxido de el nombre del elemento y se ponen en números romanos el valor de la valencia del elemento combina con el oxígeno. LAS SUSTANCIAS COMPUESTAS SE DIVIDEN EN: Compuestos Binarios Compuestos Ternarios Compuestos Cuaternarios COMPUESTOS BINARIOS Son compuestos formados por dos elementos. La primera palabra señala alguna característica general a un grupo grande de sustancias por ejemplo: ácido, hidróxido, etc. La segunda palabra es un nombre especifico, señala la característica especial que permite distinguir la especie química por ejemplo el específico en azul: ácido clorhídrico , hidróxido de sodio y sulfato crómico.

NOMENCLATURA DE OXIDOS METALICOS Se logran mediante la combinación del oxígeno con los metales, los elementos que funcionan como metales poseen valencias guardando relación con su posición en la tabla periódica. Sin embargo algunos de ellos presentan algunas valencias que, en contraste con las de los restantes elementos, parecen anómalas pero son explicables de acuerdo con su estructura atómica. CARACTERÍSTICAS PRINCIPALES . En estos compuestos el oxígeno actúa con valencia –2, para establecer la fórmula de un óxido es necesario conocer el número de oxidación del elemento del compuesto. Los metales representativos con aquellos que tienen sus electrones de valencia en el último nivel energético forman aniones positivos correspondiendo su número de oxidación al grupo (columna) a que pertenecen.

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Los metales de transición tienen número de oxidación variable los cuales se encuentran en la tabla periódica. De acuerdo a lo anterior se nos pueden presentar tres casos. PRIMERO: Que el metal tenga una sola valencia es decir que sólo se forme un óxido. Nombre Genérico Óxido Nombre Específico El del metal terminado en ico o anteponiendo el artículo

¨de¨ Ejemplo: Na2O óxido de sodio u óxido sódico.

Al2O3 óxido de aluminio o alumínico.

SEGUNDO: Que el metal tenga 2 valencias. Nombre Genérico Óxido Nombre Específico El nombre del metal contraído y terminado en

Valencia menor le corresponde la terminación oso Valencia mayor le corresponde la terminación ico. Ejemplo el oro (Au) tiene valencia +1 y +3 Au2O óxido auroso Au2O3 óxido aurico TERCERO: El metal se combine con el oxígeno en más de dos proporciones utiliza el sistema estequeométrico. Ejemplo Fe3O4 Tetraóxido triférrico. • Las características principales de los óxidos básicos, ese que al reaccionar con el agua forman hidróxidos.

ÓXIDOS NO METÁLICOS (Óxidos indiferentes). Conceptos: Se forman de la combinación del oxígeno con los elementos de la columna VA y VIIA cuando actúan con valencia par, y en las columnas IVA y VIA cuando actúan con su valencia impar. Esta regla general puede aplicarse de un modo general; la cual es bastante fácil de recordar expresada en función de los anhídridos: Elementos de la columna par con valencia par = anhídrido Elementos de la columna impar con valencia impar = anhídrido Todos los demás = óxidos no metálicos o indiferentes Nombre Genérico óxido Nombre Específico El de los elementos con prefijos y sufijos que

indiquen su valencia positiva. Ejemplo: AsO2 Dióxido de arsénico u óxido de arsénico (IV)

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Se2O Monóxido de selenio u óxido de selenio (I) S2O3 Trióxido de Diazufre u óxido de azufre (III)

ÓXIDO DE LOS ELEMENTOS DE TRANSICIÓN Las combinaciones de los elementos de transición (columnas IB y VIIB) con el oxígeno; son óxidos si su valencia es menor que 4 y anhídridos si su valencia es mayor que 4. Ejemplo. Cr2O3 óxido crómico CrO3 anhídrido crómico.

PERÓXIDOS Se forma de la combinación del óxido con los metales alcalinos y alcalinotérreos más activos. Características: En estos compuestos el oxigeno trabaja con valencia –1. Recordar: Posición de los metales alcalinos y alcalinotérreos en la tabla periódica Columnas IA y IIA NOMENCLATURA Nombre Genérico: Peróxido Nombre Específico: El nombre del metal precedido de la palabra de. Ejemplo. H2O2 Peróxido de hidrógeno BaO2 Peróxido de Bario NaO Peróxido de Sodio

ANHÍDRIDOS COMPUESTOS FORMADOS POR OXÍGENO Y UN NO METAL. ANHÍDRIDOS: Óxidos ácidos Se forman de la combinación de oxígeno con los no metales, cuando actúan con su valencia par o son de la columna par o cuando actúan con valencia impar y son de la columna impar. NOMENCLATURA DE LOS ANHÍDRIDOS Nombre genérico anhídrido Nombre específico Se presentan dos casos PRIMERO: . que sólo forman un anhídrido y el específico con el nombre del no metal terminado en ico ejemplo: CO2 anhídrido carbónico SEGUNDO: Que se formen más de dos anhídridos, el genérico se forma con la palabra anhídrido y el específico con el nombre del no metal con prefijo y sufijo que indique su valencia positiva según el cuadro siguiente.

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VALENCIA DEL NO METAL NOMBRE DEL ANHÍDRIDO 1 ó 2 hipo oso 3 ó 4 oso 5 ó 6 ico 7 per ico CARACTERÍSTICAS: Cuando reaccionan con el agua forman oxácidos Ejemplo. Escribir la fórmula del Anhídrido Clórico • Como su terminación es ico el no metal corresponde a la valencia 5 ó 6. • Como el elemento no metal es cloro y éste se encuentra en la columna VIIA

tiene que funcionar con valencia impar o sea +5. • Por tener el nombre genérico de anhídrido será combinación del elemento

no metal con el oxígeno. • Se escriben el símbolo del no metal y del oxígeno uno a continuación del

otro con su valencia encima. El oxígeno siempre con –2 Cl+5 O-2 • Estos números de valencias serán los subíndices de los elementos

entrecruzados y sin el respectivo signo. Su fórmula será: Cl2O5 Dada la fórmula de un anhídrido escribir su nombre. Ejemplo escriba el nombre de: SO3

1. Se reconoce que el anhídrido por ser combinación del oxigeno con un no metal azufre.

2. Se calcula la valencia del no metal de la manera siguiente: a. El subíndice del oxigeno se multiplica por –2 que en su valencia –2 por 3 igual a –6 b. El producto con el signo cambiado se divide por el subíndice del no metal, 6 dividido 1(subíndice del S) = 6 3. Como el no metal tiene la valencia +6 le corresponde la terminación ico. 4. El nombre será: Anhídrido sulfúrico.

COMPUESTOS BINARIOS HIDROGENADOS Hidruros

A. Compuestos binarios de elementos representativos de los grupos IA, IIA, IIIA con el hidrogeno (con excepción del boro) y con los elementos de transición. Se considera que en todas estas combinaciones, el hidrógeno actúa con valencia -1 que es su característica principal. Nombre Genérico : HIDRURO Nombre Específico : El del metal en genitivo o adjetivado. Si solo se forma un hidruro, sino el nombre del metal terminado en oso o en ico según actúa con su menor o mayor valencia respectivamente.

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Ejemplo: Valencia +1 LiH Hidruro de Litio +2 BaH2 Hidruro de Bario +3 AlH3 Hidruro de Aluminio +1 CuH Hidruro Cuproso +2 CuH2 Hidruro Cúprico Combinación del Hidrogeno con los elementos del grupo VA (Columna) La facilidad de combinación de estos elementos con el hidrogeno disminuye al aumentar el peso atómico, reciben nombres especiales. Ejemplos: NH3 : Amoniaco Nitruro de Hidrogeno Hidrogeno nitrado PH3: Fosfina Fosfuro de Hidrogeno Hidrogeno fosforado ASH3: Arsenamina Arseniuro de Hidrogeno Hidrógeno Arseniado SbH3: Estibamina Antimoniuro de Hidrogeno Hidrógeno Antimoniado

Se nombran formando el nombre genérico con el nombre del no metal terminado en URO y el específico con el nombre del hidrogeno en genitivo, también se pueden nombrar formando el genérico con la palabra hidrogeno y el específico por el nombre del no metal contraído y terminado en ADO COMPUESTOS BINARIO HIDROGENADOS DE LOS GRUPOS VIA Y VIIA (NO METALES). Los elementos de este grupo, cuando se combinan con el hidrógeno, forman compuestos con carácter de ácidos que no contienen oxígeno y que reciben el nombre de HIDRACIDOS.

NOMENCLATURA DE LOS HIDRÁCIDOS Estos pueden ser nombrados de dos formas: 1) Nombre genérico: Acido Nombre específico: El del elemento no metal terminado en HIDRICO 2) Nombre genérico: E nombre del no metal terminado en URO Nombre específico: De hidrógeno. Se exceptúa el compuesto oxigenado correspondiente, el que recibe el nombre de agua (H20) Ejemplos: HCl: Ácido clorhídrico Cloruro de hidrógeno H2s: Ácido sulfhídrico Sulfuro de hidrógeno HBr: Ácido bromhídrico Bromuro de hidrógeno

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El ácido cianhídrico (HCN) a pesar de ser un compuesto ternario es un hidrácido B) cuando el hidrógeno forma compuestos con los metales de transición, estos son del tipo de los hidruro. En muchos casos, el hidrógeno más que combinarse se disuelve en el metal (oclusión). COMPUESTOS BINARIOS SIN OXIGENO Y SIN HIDROGENO COMPUESTO FORMADOS POR UN METAL Y UN NO METAL Sales haloideas Neutras: estos compuestos resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los hidrácidos por metales. Nombre genérico: el del no metal terminado en URO Nombre específico: se pueden presentar dos casos:

1) Si el metal tiene solo una valencia, el nombres se hace terminar en ICO.

2) Si el metal tiene dos valencias, a la menor se le hace terminar en

OSO y la mayor en ICO. Ejemplos: KaCl: cloruro de calcio CuCl: cloruro cuproso CuCl2: cloruro cúprico

COMPUESTOS FORMADOS POR NO METALES: Nombre genérico: el nombre del elemento más negativo terminado en URO Nombre especifico: el nombre del otro elemento Ejemplos: Sb2s3: Trisulfuro de diantimonio Icl: Cloruro de yodo PCl3: Cloruro fosforoso PCl5: Cloruro fosfórico

COMPUESTOS FORMADOS POR DOS METALES Técnicamente estos compuestos no se consideran producto de reacción química, en muchos casos la composición varía entre amplios límites; se acepta que son soluciones de un metal en otros. Nombre genérico: aleación. Si uno de los metales es el mercurio, el

nombre genérico es amalgama Nombre específico: el nombre de los metales, mencionado primero el

menos electronegativo

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Ejemplo: AgHg: amalgama de plata CrFe: aleación de cromo y hierro Algunas aleaciones con nombres especiales: CuZn: latón CuSn: bronce PbSn: peltre FeCNi: acero niquelado FeCCr: acero cromado Las mismas reglas que se aplican para las aleaciones y amalgamas binarias se aplican en los mismos compuestos en sus combinaciones ternarias y cuaternarias.

NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS TERNARIOS

ÁCIDOS: Se definen ácidos, en relación a sus propiedades químicas, como: un compuesto que en solución acuosa produce iones HIDRONIO (H3O)+1. Por didáctica puede utilizarse el signo H+ en lugar de H3O

+. De acuerdo con la teoría de Bronsted y Lowry se le llama ácido a toda sustancia donadora de protones. Según su composición los ácidos pueden clasificarse en dos grandes grupos: 1) Ácidos sin oxígeno: Hidrácidos 2) Ácidos con oxígeno: Oxácidos Hidrácidos: combinaciones del hidrógeno con no metales de la columna VIA y VIIA Oxácidos: proceden de la hidratación de los anhídridos.

NOMENCLATURA DE LOS OXACIDOS Nombre genérico: ácido Nombre específico: el del anhídrido que le dio origen. Ejemplo: SO3 + H2O ------ H2S04 Anh. Sulfúrico ácido sulfúrico

Cl2O7 + H2O ------- 2hClO Anh. Perclórico ácido perclórico

Cuando un anhídrido presenta distintos grados de hidratación estos se indican anteponiendo los prefijos, META, PIRO, Y ORTO, al nombre específico. Los grados de hidratación son 1,2 y 3 moléculas de agua que se combinan con 1 molécula de anhídrido. P2O5 + H2O --------- H2P2O6 -------- 2 HPO3 Ac. Metafosfórico P2O5 + 2H2O ------- H4P2O7 ------- Ac. Pirofosfórico P2O5 + 3H2O ------- H6P2O8 -------- 2 H3PO4 Ac. Ortofosfórico ó

Ac. Fosfórico.

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RADICALES O IONES POLIATOMICOS El enlace entre los átomos de un compuesto que al reaccionar y eliminar

una o varios átomos, resulta una molécula abierta con carga eléctrica llamado radical, que funciona como si fuera un átomo de valencia igual a las que tiene libres. Por ejemplo: El radical hidruro (HO-) que resulta de eliminar un átomo de hidrógeno en la molécula cerrada H-OH (H2O), tiene la tendencia a unirse consigo mismo o con otros radicales para formar moléculas cerradas.

H-O-H-O-H,,,,,,,,,,,,,,,,,,H, K-OH; NO2-OH

También pueden trasladarse íntegramente sin descomponerse, de un cuerpo a otro, como lo haría un ión. 2KOH + Pb(NO3)2 ----------------- 2 KNO3 + Pb(OH)2 RADICALES:

son por lo tanto partículas simples o compuestas generalmente cargadas que resultan de eliminar en una molécula ce4rrada uno o varios de sus átomos componentes, y que teniendo valencias no saturadas pueden pasar de una sustancia a otra como lo haría un ión. Un Ion Poliatómico (radical) está formado por átomos enlazados en forma covalente y que en conjunto llevan una carga.

DIVISION DE LOS RADICALES

A) Según están formados por un átomo o por más de uno en: SIMPLES Y COMPUESTOS.

B) Según el número de valencia libres se dividen en: 1) MONOVALENTES H+ , ClO-

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3) TRIVALENTES Al+3, PO4-3

Los oxácidos producen radicales, al perder uno o todos sus hidrógenos, llamados en general OXACIONES los cuales forman su nombre de la manera siguiente:

I. Si el ácido que le dio origen termina en ICO el nombre del radical se hace terminar en ATO.

II. Si el ácido que le dio origen termina en OSO el nombre del radical se

Hace terminar en ITO.

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HIDRÓXIDOS Las bases similarmente que los ácidos se definen, en relación de las propiedades químicas como: “Sustancias que en solución acuosa desprenden iones OXHIDRILO (OH-). CONCEPTO DE BRONSTED – LOWRY (1923) Una base es una sustancia que se combina con protones; es decir, es un aceptor de protones. El ion OH- es característico de los hidróxidos, la formula general de los hidróxidos es: X (OH)n NOMENCLATURA DE LOS HIDROXIDOS; Nombre Genérico: Hidróxido Nombre Específico: El del metal, terminado en OSO ó ICO según sea su menor o mayor valencia. Ejemplo: Del grupo I-A NaOH: Hidróxido de sodio ó sódico Del grupo II-A CuOH Hidróxido cuproso (menor valencia) Cu (OH)2: Hidróxido cúprico (Mayor valencia) Del grupo II-A ó II-B +1 -2 Ba (OH)2: Hidróxido de Bario ó bárico Similarmente es así con los elementos del tercer grupo A y B. También puede utilizarse la nomenclatura de stock.

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OXISALES NEUTRAS Son combinaciones que resultan de las sustitución total de los hidrógenos de los oxácidos, por metales. NOMENCLATURA DE LAS OXISALES NEUTRAS: Nombre genérico: El del ácido que le dio origen, si este termina en ICO, la sal se hace terminar en ATO. Si el ácido termina en OSO la sal se hace terminar en ITO. Nombre Específico: El del metal en genitivo o adjetivado. Si el metal puede formar dos compuestos diferentes con el OXIANION, entonces se aplicaran las reglas conocidas para determinar las terminaciones OSO (menor valencia) e ICO (mayor valencia). NOTA: También puede utilizarse el sistema stock. Ejemplo: H2SO4: Ácido sulfúrico Na2SO4 Sulfato de sodio o sódico

SULFO-SALES, SELENI-SALES Y TELURI-SALES

Estas sales resultan de la sustitución de los oxígenos de las oxisales por Azufre, Selenio o Telurio, respectivamente. Estas sales se nombran de la misma manera que las oxisales que las originan, anteponiendo al nombre genérico los prefijos sulfo o Thio, si el sustitúyete es el Azufre. Seleni si es el selenio y Teluri si es el telurio. Ejemplo: Na2CO3 Carbonato sódico Na2CS3 Sufo-carbonato de sodio ó Thio-carbonato de sodio

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SALES TERNARIAS SIN OXIGENO Estas sales resultan de la sustitución total o parcial de los hidrógenos de los hidrácidos que tienen los hidrógenos sustituibles por dos metales diferentes. Ejemplo: H2S ------------------------ NaKS Hidrácido sal ternaria sin oxigeno NOMENCLATURA: Nombre genérico: El de no metal terminado en URO Nombre específico: 1) Si la sal es neutra se nombran los metales, anteponiéndoles la palabra doble. 2)Si la sal es ácida se antepone esta palabra (Ácido) al nombre del metal. Ejemplo: NaKS: sulfuro doble de sodio y potasio. LiHTe: Telurio ácido de litio.

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EL SPIN DEL ELECTRÓN Y EL PRINCIPIO DE EXCLUSIÓN DE PAULI Los números cuánticos deducidos con la ecuación de Schrodinger explican gran parte de los datos experimentales, pero no prevén que algunas rayas espectrales atómicas consisten en realidad en dos rayas muy próximas. Wolfgang Pauli, físico austriaco, propuso que se pueden explicar las dos rayas si el electrón tiene dos estados disponibles, y que pude ocupar cualquiera de los dos. Se describe al electrón como un trompo girando sobre sus eje. Por tanto, sólo puede girar en una de dos direcciones. Ese giro se haría en el sentido de las manecillas del reloj; se dice que el spin de un electrón es de arriba o abajo. Hubo que agregar un cuarto número cuántico, el número cuántico spin, m s a los tres números cuánticos obtenidos al resolver la ecuación de Schrodinger. Sólo hay dos valores posibles, iguales y opuesto, para el número cuántico spin. Son + 1/2, y ½ resultan de las operaciones matemáticas con las que se describe el magnetismo del electrón. Pauli propuso también que dos electrones en un átomo no pueden tener iguales sus cuatro números cuánticos. A esta proposición se le llama principio de exclusión de Pauli. Como resultado ese principio, un orbital sólo puede contener dos electrones, y deben tener spines opuestos. Un orbital ocupado por dos electrones con spines opuestos es un orbital lleno. El principio de exclusión es un enunciado de un hecho experimental, que no tiene explicación en el modelo atómico de Schrodinger, pero sus efectos son muy importantes en sistemas que poseen más de un electrón. Todos los electrones se repelen entre sí, porque todos tienen carga negativa. Sin embargo, los electrones con el mismo spin tienen una probabilidad especialmente baja de acercarse entre sí, que no tiene nada que ver con sus cargas. LEY DEL OCTETO En 1863, John Newlands, un químico ingles, sugirió una clasificación ordenando los elementos según sus masas atómicas crecientes. Advirtió que cada ocho elementos aparecía una repetición de propiedades. Así, ordenó los elementos conocidos en aquella época en siete grupos de siete elementos por grupo. Newlands denominó a este ordenamiento ley del octeto. Ley de las octavas de Newlands 1 2 3 4 5 6 7 8 Li Be B C N O F Na Na Mg Al Si P S Cl K

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ELECTRONEGATIVDAD La afinidad electrónica y la energía de ionización se refieren a átomos aislados. No hacen referencia a otras partículas. Los químicos requieren de una escala comparativa que relaciona la capacidad de los elementos a atraer electrones cuando sus átomos se combinan. La tendencia de un átomo a atraer hacia sí los electrones que comparte cuando está unido con otro átomo, se llama electronegatividad. La electronegatividad de los elementos puede asignarse experimentalmente. Muchas de las propiedades químicas de los elementos pueden sistematizarse en términos de electronegatividades. Por ejemplo, la fuerza de enlace entre dos átomos aumenta con la diferencia de sus electronegatividades. Para ilustrarlo a continuación se muestran fuerzas de enlace entre el hidrógeno y los halógenos junto con sus diferencias de electronegatividad.

Enlaces entre el hidrógeno y los halógenos

Fuerza de enlaces Diferenc ia de Enlace (kcal/mol) electronegatividad

H-F 127.9 1.80 H-Cl 96.68 0.80 H-Br 81.05 0.62 H-I 65.06 0.28 En la electronegatividad de los elementos influyendo los mismos factores que afectan a la energía de ionizacion y a la afinidad electrónica. En realidad, es posible estructurar una escala de electronegatividad empleando únicamente la primera energía de ionización y la afinidad electrónica de los elementos. La escala de electronegatividad puede utilizarse para determinar su atracción relativa por electrones. Como la electronegatividad representa una comparación de la misma propiedad para cada elemento, es un número adimensionala.

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