aprendiendo a formular compuestos inorganicos

UNIVERSIDAD NACIONAL DE SALTA

Aprendiendo a formular y nombrar compuestos

inorgánicos Para los alumnos de la carrera de Geología

PROF. MIRIAM D´ANGELO

AÑO 2011

Prof. Miriam D´Angelo

Química I- Geología

Facultad de Ciencias Naturales- Universidad Nacional de Salta A.E.P.

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1.-Tabla Periódica

¿Lo Sabías?

Recién en 1869 se realizó una clasificación exitosa de los elementos químicos, gracias a dos

investigadores, Mendeleiev (en Rusia) y Meyer (en Alemania), los que trabajando

independientemente llegaron a resultados semejantes.

Mendeleiev agrupó a los elementos de acuerdo a sus propiedades físicas y químicas semejantes

pero priorizó el ordenamiento según sus pesos atómicos decrecientes, es decir, elaboró una tabla

de clasificación de los elementos muy similar a la que se utiliza actualmente.

Con posterioridad, para facilitar la ubicación de un determinado elemento, se le dio un número de

orden, comenzando por el de menor peso atómico, el hidrógeno, al que le correspondió el número

uno. A este número se lo denominó número atómico (Z).

En 1913, Moseley enunció la ley periódica: “Las propiedades de los elementos son funciones

periódicas de sus números atómicos”.

La tabla periódica que se utiliza en la actualidad, conocida como Tabla Periódica Moderna de los

Elementos, está constituida por dieciocho columnas verticales llamadas grupos, identificados con

números romanos y letras A y B, o números arábigos del 1 al 18 y siete filas horizontales

denominadas períodos que se nombran con números arábigos.

Los elementos que se encuentran dentro de un mismo grupo tienen propiedades químicas

similares.

Los elementos que se encuentran en un mismo período tienen propiedades que varían a

través del mismo.

Los grupos 1, 2, 13, 14, 15, 16 y 17 se conocen como Elementos Representativos.

Algunos grupos poseen nombres propios característicos:

Grupo Nombre

1 Metales Alcalinos (excepto el H)

2 Metales Alcalinos Térreos

13 Grupo del Boro

14 Grupo del Carbono

15 Grupo del Nitrógeno

16 Calcógenos (excepto el O)

17 Halógenos

18 Gases Nobles, Inertes o Raros

Los grupos 3, 4, 5, 6, 7, 8, 9, 10, 11 y 12 se conocen como Elementos de Transición.

En la parte inferior de la tabla se encuentran los Elementos de Transición Interna (tierras

raras). La primera fila se conoce como Lantánidos y la segunda como Actínidos.

Existe una perfecta correlación entre la Ley Periódica y la estructura electrónica de los elementos

ya que:

Todos los elementos representativos del mismo grupo poseen la misma configuración electrónica

en su último nivel de energía. Un elemento representativo tiene tantos electrones de valencia

como el número de grupo al que pertenece (siguiendo la numeración según IUPAC, a los grupos

13, 14, 15, 16 y 17 se tiene sólo en cuenta a la unidad, es decir 3, 4, etc.). Por ejemplo:




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Generalizando, la configuración electrónica externa (en el último nivel de energía) de los

elementos del grupo es [gas noble] ns1, es decir, tiene un electrón de valencia y la del grupo 17 es

[gas noble] ns2 np5, es decir tiene 7 electrones de valencia, etc.

Todos los elementos que pertenecen a un mismo período de la tabla poseen el mismo número de

niveles de energía. Dicho número es igual al número del período. Por ejemplo: los elementos del

período 3, del Na al Ar, poseen 3 niveles de energía.

Veamos la clasificación de elementos:

a) Metales: ubicados en la región izquierda de la tabla. Recuerda que el hidrógeno (H), si bien se

encuentra en el grupo 1, no es un metal sino un no metal.

b) No Metales: ubicados en la región derecha de la tabla.

c) Metaloides: ubicados en forma adyacente a una línea en zig-zag, poseen propiedades físicas de

los metales y químicas de los no metales. Son: B, Si, Ge, As, Sb y Te.

2.- Elementos Químicos – Símbolos

Cada uno de los elementos de la tabla periódica se identifica por su nombre y puede representarse

por un símbolo.

Generalmente el símbolo tiene semejanza con el nombre del elemento, sin embargo, algunos

tienen símbolos que parecen no corresponderse en nada con sus nombres.

¿Lo Sabías? Muchos fueron símbolos fueron heredados del latín o del griego

Elemento Símbolo Elemento Símbolo

Sodio (Natrium) Na Plata (Argentum) Ag

Fósforo (Phosphorus) P Estaño (Stannum) Sn

Potasio (Kalium) K Oro (Aurum) Au

Hierro (Ferrum) Fe Mercurio (Hidragiros) Hg

Cobre (Cuprum) Cu Azufre (Sulphurium) S

Se escriben con letra mayúscula de imprenta y en el caso que sean dos letras, la segunda se

escribe con minúscula de imprenta.

Hasta ahora hemos estudiado a los átomos en forma individual, sin embargo, una propiedad que

poseen casi todos ellos es su capacidad para combinarse con otros átomos, adquiriendo de esta

forma estabilidad.

Al combinarse dos átomos de la misma clase, por ejemplo: el oxígeno O2 (sustancia pura simple), o

dos distintas, por ejemplo: el cloruro de hidrógeno HCl (sustancia pura compuesta) originan

moléculas diatómicas.

Al combinarse dos o más átomos de distintas clases se originan moléculas poliatómicas, por

ejemplo: el H2O (sustancia pura compuesta).

3.- Fórmulas Químicas

Los químicos representan a las moléculas mediante fórmulas químicas. Éstas agrupan a los

símbolos de los elementos que componen la molécula indicando por medio de subíndices la

cantidad de cada elemento que la forman.

Ejemplo: una molécula de ácido sulfúrico está formada por dos átomos de hidrógeno, uno de

azufre y cuatro de oxígeno, por lo tanto su fórmula es: H2SO4.




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Las fórmulas químicas expresan la composición de las moléculas y de los compuestos iónicos por

medio de los símbolos químicos con sus respectivos subíndices, es decir, que no solamente indican

los átomos de los elementos de los átomos presentes sino la proporción en la cual se combinan los

mismos.

Veamos la clasificación de las fórmulas químicas:

a) Fórmula Molecular: indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes

en la unidad más pequeña de una sustancia (molécula).

Ejemplo: O2 es la fórmula molecular del oxígeno y H2O representa la fórmula molecular del agua.

b) Fórmula Empírica: indica cuales elementos están presentes y la relación mínima, expresada en

números enteros.

Ejemplo: la fórmula del peróxido de hidrógeno es HO, la relación entre el hidrógeno y el oxígeno

es 1:1 y la fórmula molecular es H2O2 que indica que en una molécula de peróxido de hidrógeno se

combinan dos átomos de hidrógeno con dos átomos de oxígeno.

4.- Formación de Compuestos Químicos

En la actualidad existen más de diez millones de compuestos químicos conocidos, a los que

podemos dividir en dos grupos: los Compuestos Orgánicos y los Compuestos Inorgánicos.

Los compuestos orgánicos son sustancias que provienen de los seres vivos o también de aquellos

compuestos similares por procesos de síntesis en el laboratorio. Contienen carbono combinado

principalmente con elementos como el hidrógeno, oxígeno, nitrógeno y fósforo.

Los compuestos inorgánicos incluyen la materia no viviente, como los metales, no metales y todas

las combinaciones posibles entre ellos.

De los ochenta y tres elementos químicos que se encuentran en la naturaleza, doce constituyen el

99,7 % de la masa de la corteza terrestre (O, Si, Al, Fe, Ca, Mg, Na, K, Ti, H, P, Mn), la mayoría se

hallan combinados y en algunos casos en estado nativo como el azufre. Según la abundancia

natural, los elementos no se encuentran distribuidos uniformemente en la corteza terrestre y la

mayoría formando compuestos.

El cuerpo humano presenta elementos esenciales que se encuentran en pequeñas cantidades,

como el hierro (Fe), cobre (Cu), el cinc (Zn), el yodo (I) y el cobalto (Co); juntos constituyen el 1 %

de la masa corporal. Éstos son indispensables para algunas funciones biológicas, como el

crecimiento, el transporte de oxígeno y la defensa contra enfermedades.

Es decir, que los elementos inorgánicos se agrupan según la forma en la que se combinan los

elementos para formar un compuesto. Estas agrupaciones, que se conocen con el nombre de

Funciones Químicas, le otorgan un comportamiento y características similares a todos sus

miembros.

Clasificación General de los Principales Compuestos Químicos




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También podemos clasificar en compuestos:

a) Binarios: formados por átomos de dos elementos diferentes.

b) Ternarios: formados por átomos de tres elementos diferentes.

c) Cuaternarios: formado por átomos de cuatro elementos diferentes, etc.

A.- Compuestos binarios

Óxidos

El oxígeno formando compuestos binarios originando óxidos, peróxidos y superóxidos.

Siendo la electronegatividad una medida de la tendencia relativa que tienen los átomos para

atraer electrones hacia sí en un enlace químico, el oxígeno es muy electronegativo. (Ver tabla de

electronegatividades).

Del oxígeno conocemos su configuración electrónica: [He] 2s2 2p4, entonces al ganar dos

electrones adquiere la siguiente configuración electrónica [He] 2s2 2p6 = [Ne], adquiriendo ocho

electrones (e-) en su último nivel de energía, por lo tanto, es más estable.

En la mayoría de los compuestos, el oxígeno atrae con mayor facilidad dos electrones para

completar el octeto, por lo tanto, en los óxidos, se le asigna un número de oxidación -2 y una

valencia 2.

Se define:

Número de oxidación (estado de oxidación): como el número arbitrario que resulta de

asignar el o los electrones del átomo menos electronegativo al más electronegativo en una

unión covalente.

Valencia: es un número entero que indica la capacidad relativa de combinación que tienen

los átomos de un elemento químico para formar moléculas de sustancias compuestas.

Está determinada por los electrones ubicados en el nivel de mayor energía potencial del

átomo.

El número de oxidación y la valencia coinciden numéricamente pero el número de oxidación tiene

signo positivo o negativo.

Para asignar un número de oxidación a cada átomo de un compuesto, se emplean un conjunto de

reglas que iremos utilizando oportunamente y que se pueden resumir de la siguiente manera:

1.-El número de oxidación de cualquier sustancia simple al estado libre, es decir, que no se

encuentra combinada, es cero. Ejemplo:

Sustancia Na Cl2 O3 P4 Ca N° oxidación 0 0 0 0 0 2.-El número de oxidación del H es +1, excepto los hidruros de los elementos de los Grupos 1 y 2

que es -1.

3.-El número de oxidación del oxígeno en los óxidos, hidróxidos, oxoácidos y oxosales es -2,

excepto frente al flúor que es +2, en los peróxidos -1 y en los compuestos superóxidos -1/2.

4.-El número de oxidación del F en sus compuestos es -1.

5.-La suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto es cero si éste es neutro y si

es un ión es igual a la carga del mismo. Ejemplo 1:

En el compuesto HClO (oxoácido). El H tiene un número de oxidación +1, el O -2, según reglas 2 y

3, se desconoce el número de oxidación del Cl en este compuesto.




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Se lo deduce planteando la siguiente ecuación:

(+1) + X + (-2) = 0

Despejando “X”:

X=+2-1

X=+1

Es decir que el n° de oxidación del Cl en el oxoácido dado es de +1.

Ejemplo 2: En el anión SO42- (sulfato). El O tiene un número de oxidación -2. Para calcular el

número de oxidación del S procedemos:

X + 4.(-2) = -2

X - 8 = -2

X = -2 + 8

X= +6

Es decir que el n° de oxidación del S en el anión sulfato es de +6.

6.-El número de oxidación de un metal es positivo y coincide con el grupo al cual pertenece, (si el

metal corresponde a un elemento representativo). Por ejemplo: los metales del grupo 1 tienen el

número de oxidación +1, los del grupo 2, +2, etc.

7.-El número de oxidación de un ión es igual a su carga. Ejemplo:

Ión Cl- Na+ Ca2+ N° Oxidación -1 +1 +2

Carga 1- 1+ 2+ 8.-Cuando se combinan dos no metales el número de oxidación del elemento más electronegativo

es negativo y el otro se lleva el signo positivo.

Ejemplo: al combinarse los no metales P y Cl, los números de oxidación del P pueden ser +3 o +5 y

el Cl -1; por ser el cloro más electronegativo que el fósforo.

Óxidos básicos

Resultan de la combinación de un metal (M) con Oxígeno (O).

El procedimiento para formularlos puede realizarse por:

a) Siendo x la valencia del metal correspondiente y 2 la del oxígeno, para escribir la fórmula del

óxido se intercambian las valencias entre el metal y el oxígeno colocándolas como subíndices.

FÓRMULA GENERAL: M2OX

Ejemplos: Na2O; CaO; Fe2O3

b) De acuerdo a los números de oxidación, sabemos que el O tiene -2 en los óxidos y el Na es +1

(metal del grupo 1).

Ejemplo:

+1 -2 Na O

Por lo tanto, se necesitan dos átomos de Na por cada átomo de O, porque +1.2=+2.

Siguiendo la regla 5, la suma de los números de oxidación es igual a cero, por lo tanto: (+1.2)– 2=0.

Siendo la fórmula correcta: Na2O.

Para generalizar, también podríamos decir que se intercambian los números de oxidación entre el

metal y el oxígeno, colocándolos como subíndices.




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En el caso de Ca2O2, como el Ca tiene un n° de oxidación +2 (metal del grupo 2), se simplifican,

siendo la fórmula correcta CaO.

Veamos las reglas de Nomenclatura

La Nomenclatura hace referencia al lenguaje. Etimológicamente proviene del latín, nomen =

nombre y calare= llamar, es decir, llamar por su nombre.

En 1921 se fundó la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), y se nombró una

Comisión para el Estudio de la Nomenclatura Química Inorgánica, con el objetivo de establecer

reglas para asignar nombres sistemáticos a los compuestos inorgánicos. A consecuencia de ello, se

publicaron reglas internacionales, las que se actualizan haciendo los cambios necesarios.

Por lo tanto, los compuestos inorgánicos se nombran de acuerdo a tres tipos de nomenclaturas

aceptadas por la IUPAC: la Nomenclatura Sistemática, la Nomenclatura de Numerales de Stock y la

Nomenclatura Tradicional.

Nomenclatura Tradicional

Si el elemento tiene una sola valencia o n° de oxidación se emplea: óxido de…………

Si el elemento tiene dos valencias o dos n° de oxidación, se emplea:

Para la mayor óxido …………ico

Para la menor óxido …………oso

Nomenclatura Sistemática (IUPAC)

Para nombrar los compuestos químicos se utilizan prefijos para indicar el número de átomos de

cada elemento, sin requerir el conocimiento de las valencias o números de oxidación. Estos

prefijos corresponden a los subíndices de cada elemento que forma el compuesto.

Prefijos griegos Número Prefijos griegos Número

mono- 1 hexa- 6

di- 2 hepta- 7

tri- 3 octa- 8

tetra- 4 nona- (o eneá) 9

penta- 5 deca- 10

Ejemplo: para la fórmula CaO el nombre es monóxido de calcio.

El prefijo “mono” puede omitirse para el primer elemento; es decir la ausencia de un prefijo para

el primero de los elementos generalmente significa que sólo hay un átomo de ese elemento en la

molécula.

Nomenclatura de Numerales de Stock:

Se emplea la expresión óxido de …. seguida del nombre del metal y a continuación su valencia o

número de oxidación entre paréntesis y en números romanos.

Fórmula Química Na2O FeO Fe2O3 CuO

N. Tradicional Óxido de calcio Óxido Ferroso Óxido Férrico Óxido Cúprico

N. Sistemática (IUPAC)

Monóxido de disodio

Monóxido de Hierro

Trióxido de Dihierro

Monóxido de Cobre

N. N. de Stock Óxido de Sodio (I) Óxido de hierro(II)

Óxido de hierro(III)

Óxido de Cobre (II)




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Ejercicio Propuesto N° 1: Complete la siguiente tabla

Fórmula N. Sistemática N. N. de Stock N. Tradicional

MgO

Óxido áurico

Monóxido de zinc

Óxido de Bario

Óxido de Bismuto (III)

PbO2

Al2O3

Monóxido de dipotasio

Óxido de Mercurio (I)

Ag2O

Trióxido de dimanganeso

CoO

Óxido Cuproso

Cr2O3

Óxido de Níquel (II)

Óxidos ácidos

Resultan de la combinación de un no metal (nM) con oxígeno (O).

El procedimiento para formularlos es exactamente igual que para los óxidos básicos:

a) Siendo y la valencia del no metal correspondiente y 2 la del oxígeno, para escribir la fórmula del

óxido se intercambian las valencias entre el no metal y el oxígeno colocándolas como subíndices:

FÓRMULA GENERAL: nM2Oy

Ejemplos: CO2, Cl2O, N2O3

b) De acuerdo a los números de oxidación, sabemos que el O es -2 en los óxidos y como el C es un

no metal del grupo 14 su número de oxidación en este caso es +4, siguiendo la regla 8. Ejemplo:

+4 -2 C O

Por lo tanto se necesitan dos átomos de O por cada átomo de C, porque (-2).2=-4

Siguiendo la regla 5, la suma de los números de oxidación es igual a cero, por lo tanto: +4+(-2).2=0.

Siendo la fórmula correcta: CO2

Para generalizar, también podríamos decir que se intercambian los números de oxidación entre el

no metal y el oxígeno, colocándolos como subíndices.

En el caso de C2O4, como el C tiene número de oxidación +4 (recordar regla 8), se simplifican,

siendo la fórmula correcta CO2.

Nomenclatura

No se utiliza, en este caso, la Nomenclatura Tradicional.

Fórmula Química N2O3 N2O5 I2O7 SO2

N. Sistemática Trióxido de dinitrógeno

Pentóxido de dinitrógeno

Heptóxido de diyodo

Dióxido de azufre

N. N. de Stock Óxido de nitrógeno (III)

Óxido de nitrógeno (V)

Óxido de yodo(VIII)

Óxido de azufre(IV)

OBSERVA: En algunas ocasiones se omite la terminación “a” del prefijo. Ej.: Pentóxido por pentaóxido




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Ejercicio 2: Completa la siguiente tabla

Fórmula N. Sistemática N. N. de Stock

As2O3

Óxido de yodo (V)

Trióxido de Azufre

MnO3

Cl2O

Dióxido de selenio

Óxido de Bromo (I)

B2O3

CrO3

Pentóxido de dinitrógeno

Óxido de Manganeso (VI)

SiO2

Trióxido de azufre

P2O5

Óxido de cloro (VII)

Trióxido de diantimonio

Ejercicio 3: Completa la siguiente tabla, formulando los óxidos correspondientes

Metal Metal Metal Metal Metal Metal

Cr Cr Cr Cr Cr Cr

Cr Cr Cr Cr Cr Cr

Mn Mn Mn Mn Mn Mn

Mn Mn Mn Mn Mn Mn

No metal V, nº de oxidac. Fórmula N. Sistemática N.N. de Stock

Cr 6, +6

Mn 4, +4

Mn 6, +6

Mn 7, +7

Ejercicio 4: Completa la siguiente tabla para todos los óxidos del no metal Nitrógeno

No Metal V, Nº de ox. Fórmula N. Sistemática N. N. de Stock N. Tradicional

N 1, +1

N 2, +2

N 3, +3 ---------------

N 4, +4 ---------------

N 5, +5 --------------

OBSERVA: La IUPAC a desterrado el uso de la palabra anhidro para nombrar los óxidos ácidos

utilizada en la Nomenclatura Tradicional




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Peróxidos

Son aquellos compuestos que contienen el grupo peroxo o peroxi (-O-O-), es decir, O22- . La

valencia del oxígeno es 1 y su número de oxidación es -1 (regla 3).

FÓRMULA GENERAL: MXO2

a) Intercambiando valencias:

Si el metal pertenece al grupo 1 (valencia 1), la fórmula general es M2O2, (no deben simplificarse

los subíndices).

Na1O1

Como debe existir el grupo O2: 2. (Na1O1) → Na2O2

Si el metal pertenece al grupo 2 (valencia 2), la fórmula general es MO2

Ba1O2 → BaO2

b) Si el metal pertenece al grupo 1 (número de oxidación +1) y O tiene n° de oxidación -1, se tiene:

+1 -1 M O

Como debe existir el grupo O22-, 2.(MO) → M2O1

2.(+1)+2.(-1)=0

Si el metal pertenece al grupo 2 (número de oxidación +2) y O tiene n° de oxidación -1, se tiene

MO. Se deduce que tiene dos átomos de O:(+2)+2.(-1)=0, por lo tanto su fórmula será MO2.

Se nombran con la palabra peróxido seguido del nombre del metal.

El hidrógeno (H) a pesar de ser un no metal, forma el peróxido de hidrógeno, H2O2, cuyo nombre

comercial es agua oxigenada.

MGrupo 1 Nomenclatura MGrupo 2 Nomenclatura

Li2O2 Peróxido de litio BeO2 Peróxido de berilio

Na2O2 Peróxido de sodio MgO2 Peróxido de magnesio

K2O2 Peróxido de potasio CaO2 Peróxido de calcio

Rb2O2 Peróxido de rubidio SrO2 Peróxido de estroncio

Cs2O2 Peróxido de cesio BaO2 Peróxido de bario

OBSERVA: éstos son los peróxidos más usados, pero se pueden formar también con otros metales

de valencia 1 y 2 ó Números de oxidación +1 y +2.

Compuestos hidrogenados

El hidrógeno forma dos tipos de compuestos: los hidruros metálicos y los compuestos

hidrogenados no metálicos.

Hidruros Metálicos

Resultan de la combinación de un metal (M) con hidrógeno (H).


a) Siendo x la valencia del metal correspondiente y 1 la del hidrógeno, para escribir la fórmula del

hidruro se intercambian las valencias entre el metal y el hidrógeno colocándolas como subíndices.

FÓRMULA GENERAL: MHx

Ejemplos: Na1H1 → NaH; Ca1H2 → CaH2; Al1H3 → AlH3

Siendo los números de oxidación de los metales positivos. Ejemplos:

+1 +2 +3 Na Ca Al




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El hidrógeno en este caso tiene número de oxidación -1 (regla 2)

Ejemplo

+2 -1 Ca H → CaH2

Se deduce que se tiene dos átomos de H: (+2)+2.(-1)=0, por lo tanto su fórmula es CaH2.

Se nombran anteponiendo la palabra hidruro seguida del nombre del metal.

MGrupo 1 Nomenclatura MGrupo 2 Nomenclatura MGrupo 13 Nomenclatura LiH Hidruro de litio BeH2 Hidruro de berilio AlH3 Hidruro de aluminio

NaH Hidruro de sodio MgH2 Hidruro de Magnesio GaH3 Hidruro de galio

KH Hidruro de potasio CaH2 Hidruro de Calcio InH3 Hidruro de indio

RbH Hidruro de rubidio SrH2 Hidruro de estroncio TlH3 Hidruro de talio

CsH Hidruro de cesio BaH2 Hidruro de bario

Compuestos hidrogenados no metálicos

Resultan de la combinación de un no metal (nM) con hidrógeno (H).


a) Siendo y la valencia del no metal correspondiente y 1 la del hidrógeno, para escribir la fórmula

del compuesto se intercambian las valencias entre el no metal y el hidrógeno colocándolas como

subíndices.

FÓRMULA GENERAL: HynM ó nMHy

Ejemplo: NH3

El no metal no actúa con la menor valencia, en este caso el nitrógeno (N) tiene valencia 3.

Pero la escritura más correcta se realiza colocando a la izquierda el menos electronegativo y el

más electronegativo a la derecha, en este caso sería el H3N, pero la costumbre permite considerar

correcta la primera. Lo mismo ocurre con H2S por SH2.

b) El no metal actúa con su menor número de oxidación, en este caso el nitrógeno (N) tiene por

número de oxidación -3 y el hidrógeno +1 (regla 2).

Se deduce que tiene tres átomos de hidrógeno (-3) + 3.(+1)=0, por lo tanto su fórmula es NH3.

Tradicionalmente muchos de estos compuestos se llaman por sus nombres comunes no

sistemáticos, o bien, mediante nombres que no indican el número de hidrógenos presentes.

nMGrupo 13 Nomenclatura nMGrupo 14 Nomenclatura nMGrupo 15 Nomenclatura

BH3 Borano CH4 Metano NH3 amoníaco

B2H6 Diborano (estable)

SiH4 Silano PH3, H3P Fosfatina,

fosfina

GeH4 Germano AsH3 Arsenamina,

arsina

SnH4 Hidruro de Estaño (IV)

SbH3 Estibamina,

estibina

PbH4 Hidruro de Plomo (IV)

BiH3 Bismutina

OBSERVA: al tener el H y el P, la misma electronegatividad tiene la opción de otros nombres: Hidruro de

fósforo y Fosfuro de hidrógeno. El estaño (Sn), el plomo (Pb) y el bismuto (Bi), a pesar de estar en los grupos

14 y 15, tienen propiedades metálicas por lo que forman hidruros metálicos.




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nM Grupo 16 Nomenclatura Nomenclatura nM Grupo 17 Nomenclatura Nomenclatura

H2O Agua HF (H2F2) Fluoruro de hidrógeno

Ácido Fluorhídrico

H2S, SH2 Sulfuro de hidrógeno

Ácido sulfhídrico

HCl Cloruro de hidrógeno

Ácido Clorhídrico

H2Se Seleniuro de hidrógeno

Ácido selenhídrico

HBr Bromuro de hidrógeno

Ácido Bromhídrico

H2Te Teluriuro de hidrógeno

Ácido Telerhídrico

HI Yoduro de hidrógeno

Ácido Yodhídrico

OBSERVA: en el estado condensado la fórmula correcta del ácido fluorhídrico es H2F2 que se estudiará en el

tema fuerzas intermoleculares.

Se puede ver que los compuestos hidrogenados no metálicos de los grupos 16 y 17 tienen dos

nomenclaturas para cada fórmula. El nombre asignado a cada compuesto depende de su estado

de agregación. En estado gaseoso o en estado líquido puro, por ejemplo, el HCl recibe el nombre

de cloruro de hidrógeno, generalizando se nombra al no metal con la terminación –uro seguida de

–de hidrógeno.

Cuando se encuentra disuelto en agua sus moléculas se separan en iones H+ y Cl-, de esta forma, la

sustancia se llama ácido clorhídrico, generalizando se antepone la palabra ácido seguida de la raíz

del no metal terminada en –hídrico.

Un ácido se describe como una sustancia que libera iones hidrógeno (H+) cuando se disuelve en

agua. Las fórmulas de los ácidos contienen uno o más átomos de hidrógenos, los que en solución

acuosa se liberan como H+ (protón, con carga positiva) y un anión (con carga negativa).

Anión Nombre Anión Nombre

S2- Sulfuro Cl- Cloruro

Se2- Seleniuro Br- Bromuro

Te2- Teluriuro I- Yoduro

F- fluoruro

Para deducir las cargas de los aniones:

HCl (ac) → Cl- + H+ H2S(ac) → S2- + 2H+

El ácido clorhídrico como tiene un hidrógeno libera un protón (H+) y se forma el anión cloruro que

tiene tantas cargas negativas como protones liberó, es decir una carga negativa (Cl-).

El ácido sulfhídrico como tiene dos hidrógenos se liberan dos protones (H+) y se forma el anión

sulfuro que tiene dos cargas negativas.

El cloro en el ácido clorhídrico tiene un número de oxidación -1 ya que el no metal está con su

menor número de oxidación y el hidrógeno con +1. El azufre en el ácido sulfhídrico tiene un

número de oxidación -2, ya que el no metal está con su menor número de oxidación y el hidrógeno

con +1. Por lo tanto, siguiendo la regla 7, la carga de un ión coincide con su número de oxidación.

Ejemplo:

Ión Cl- S2- P3- Carga 1- 2- 3-

N° de ox. -1 -2 -3




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Sales no oxigenadas

Resultan de la combinación de un metal (M) con un no metal (nM).


a) Siendo y la valencia del no metal correspondiente y x la del metal, para escribir la fórmula del

compuesto se intercambian las valencias entre el no metal (que actúa con la menor) y el metal

colocándolas como subíndices.

FÓRMULA GENERAL: MynMx

Por ejemplo: el metal bario (Bario) tiene valencia 2 y la menor valencia del no metal cloro (Cl) es 1,

por lo tanto, la fórmula es BaCl2.

b) El no metal (nM) actúa con su menor número de oxidación en este caso, y el metal (M) con su

número de oxidación correspondiente, recordando que éste siempre es un número positivo.

Por ejemplo: el metal bario (Ba) tiene número de oxidación +2 y el menor número de oxidación del

no metal (Cl) es -1.

+2 -1 Ba Cl → BaCl2

Se deduce que tiene dos átomos de cloro (+2)+2.(-1)= 0.

Por lo tanto la fórmula correcta es BaCl2.

Estos compuestos están formados por iones por lo tanto se llaman compuestos iónicos y una de

sus propiedades es que cuando se disuelven en agua conducen la corriente eléctrica.

Un compuesto iónico es la sal de mesa, que está formada por cristales de cloruro de sodio. Cuando

el cloruro de sodio se disuelve en agua conduce muy bien la electricidad.

Estas sales al estar formadas por iones deben tener una carga neta igual a cero, es decir, la suma

de las cargas de los cationes (iones positivos) con los aniones (iones negativos) debe ser igual a

cero. Este compuesto iónico, cloruro de sodio, contiene iones sodio (Na+) y cloruro (Cl-). La fórmula

debe tener una carga neta igual a cero, entonces se necesita un ión sodio y un ión cloruro. Es decir

su fórmula es: NaCl.

Por ejemplo, para escribir la fórmula del fosfuro de calcio se siguen los siguientes pasos:

1- Por el nombre de fosfuro de calcio está formado por iones calcio (Ca2+) y fosfuro (P3-).

2- Se combinan los iones calcio y fosfuro con la que se obtiene una suma de cargas igual a cero. El

mínimo común múltiplo de las cargas es igual a 6:

3(Ca2+)+2(P3-)=0

3(2+) +2(3-) =0

La fórmula es: Ca3P2

Un átomo con carga, al que se le da el nombre de ión, se puede formar agregando o quitando uno

o más electrones a un átomo neutro. Por ejemplo, el átomo de sodio contiene 11 protones en el

núcleo y 11 electrones en la zona extra-nuclear. Para obtener un ión sodio, se quita un electrón,

dejando 11 protones y sólo 10 electrones. Implica que el ión tiene una carga positiva (1+), y se

llama catión sodio.

Se puede escribir lo anterior en forma de ecuación, Na → Na+ + 1e-.

Cualquier átomo neutro que pierde un electrón forma un catión. Hay átomos que pueden perder

más de un electrón:

Ca → Ca2+ + 2e- ; Al → Al3+ + 3e-




14

A los cationes se les da el mismo nombre que sus átomos precursores:

Átomo Ion Nombre

K potasio K+ ion potasio

Mg magnesio Mg2+ ion magnesio

Al aluminio Al3+ ion aluminio

Cu cobre Cu+ ion cobre (I) ion cuproso

Cu2+ ion cobre (II) ion cúprico

Fe hierro Fe2+ ion hierro (II) ion ferroso

Fe3+ ion hierro (III) ion férrico

También se pueden agregar electrones a un átomo neutro y formar iones. Por ejemplo, el átomo

de cloro contiene 17 protones en el núcleo y 17 electrones en la zona extra- nuclear. Para obtener

un anión, se agrega un electrón, ahora contiene 17 protones y 18 electrones. Implica que el ion

tiene una carga negativa (1-), y se llaman anión cloruro.

Este proceso se resume en la siguiente ecuación:

Cl + 1e- → Cl-

Cualquier átomo neutro que gane un electrón forma un anión. Hay átomos que pueden ganar más

de un electrón formando aniones con distintas cargas:

Cl + 1e- → Cl- ; P + 3e- → P3-

Los aniones se nombran de forma diferente a los cationes. Para nombrar a un anión que está

formado por sólo átomo de un elemento dado, se usa la raíz del nombre del elemento y se agrega

la terminación –uro. Por ejemplo, el ión Cl-, se nombra con la raíz clor-, de cloro, y la terminación

-uro, para obtener el anión cloruro. Otros ejemplos:

Átomo Ion Nombre

F flúor F- ion fluoruro

Br bromo Br- ion bromuro

Cl cloro Cl- ion cloruro

I yodo I- ion yoduro

S azufre S2- ion sulfuro

Se selenio Se2- ion seleniuro

N nitrógeno N3- ion nitruro

P fósforo P3- ion fosfuro

OBSERVA: Se puede predecir la carga de un ión por la posición del elemento en la tabla periódica.

Los metales del grupo 1, tienen carga (1+), los del 2, (2+), los del 13, (3+). Los metales de transición

forman cationes con diversas cargas positivas. Todos los metales pierden electrones y forman

cationes. Los no metales forman aniones al no ganar electrones. Los del grupo 17 forman iones

(1-), los del 16, (2-), los del 15 (-3).

Estos compuestos iónicos que son sales no oxigenadas, es decir que sus moléculas no tienen

oxígeno, cuando se disuelven en agua se disocian totalmente en forma de iones.

Por ejemplo:

NaCl → Na+ + Cl-

FeCl3 → Fe3+ + 3Cl-




15

Fórmula Química MgBr2 FeCl2 FeCl3 Cu3P2

N. Tradicional Bromuro de

magnesio Cloruro ferroso Cloruro Férrico Fosfuro cúprico

N. Sistemática Dibromuro de

magnesio Dicloruro de

Hierro Tricloruro de

Hierro Difosfuro de

tricobre

N. N. de Stock Bromuro de magnesio (II)

Cloruro de hierro (II)

Cloruro de Hierro (III)

Fosfuro de cobre (II)

Ejercicio 5: Complete la siguiente tabla

Fórmula N. Sistemática N. N. Stock N. Tradicional

CaF2

Bromuro de cinc

Fosfuro de trisodio

Cloruro cúprico

AgI

Nitruro de calcio

AlF3

Sulfuro de manganeso (II)

Compuestos inter- no metálicos

Resultan de la combinación de un no metal (nM) con otro no metal (nM) y forman compuestos

covalentes y no iónicos.


a) Siendo y la valencia del no metal más electronegativo y x la del otro no metal, para escribir la

fórmula del compuesto se intercambian las valencias entre el no metal más electronegativo (que

actúa con la menor valencia) que se escribe a la derecha y el no metal menos electronegativo que

se escribe a la izquierda, colocándolas como subíndices.

FÓRMULA GENERAL: nMynMx

Por ejemplo: el no metal fósforo (P) tiene valencias 3 y 5 y la menor valencia del no metal cloro (Cl)

es 1, por lo tanto, las fórmulas posibles serían PCl3 y PCl5. El cloro al estar escrito a la derecha es

más electronegativo que el fósforo.

b) El no metal (nM) que actúa con su menor número de oxidación en este caso es el cloro, y el no

metal (nM) menos electronegativo con su/s números de oxidación correspondiente/s recordando

que son positivos.

Por ejemplo: el no metal fósforo (P) tiene número de oxidación +3 y +5 y el menor número de

oxidación del no metal cloro (Cl) es -1.

+3 -1 +5 -1 P Cl → PCl3 P Cl → PCl5

Se deduce que tiene 3 átomos de cloro (+3)+3.(-1)=0, ó 5 átomos de cloro (+5)+5.(-1)=0.

Por lo tanto la fórmula correcta es: PCl3 y PCl5.

Para escribir el nombre del compuesto PCl5 se siguen los siguientes pasos:




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1.- El P y Cl son no metales y como el cloro se encuentra después que el fósforo se lo nombra

primero, por lo tanto el compuesto es un cloruro (terminación es -uro).

2.- Se lo utiliza mucho en la nomenclatura sistemática, cada molécula sólo tiene un átomo de P,

por lo tanto, no utilizo prefijo. El prefijo penta- se usa con el cloro para indicar cinco átomos de

cloro.

3.- El nombre es: pentacloruro de fósforo.

Fórmula Química CCl4 PCl3 BF3

N. Tradicional Cloruro de carbono Cloruro fosforoso Fluoruro de Boro

N. Sistemática Tetracloruro de carbono Tricloruro de fósforo Trifluoruro de fósforo

N. N. de Stock Cloruro de carbono (IV) Cloruro de fósforo (III) Fluoruro de Boro (III)



SiF4

Sulfuro antimonioso

PCl5

Nitruro de boro

b) Compuestos ternarios:

Hidróxidos

Resultan de la combinación de un metal (M) con el radical hidróxido (OH-):


a) Siendo x la valencia del metal correspondiente y 1 la del OH-, para formularlos se escribe el

símbolo del metal y tantos grupos hidróxidos, entre paréntesis, como valencia tiene el metal

colocándola como subíndice:

FÓRMULA GENERAL: M(OH)x

Ejemplos: Na1OH1 → NaOH; Ca1(OH)2 → Ca(OH)2 ; Al1(OH)3 → Al(OH)3

b) Siendo los números de oxidación de los metales positivos.

+1 +2 +3

Ejemplos: Na ; Ca ; Al ; etc, forman los cationes Na+, Ca2+, Al3+, etc. El OH- tiene número de

oxidación -1 ya que el número de oxidación del oxígeno es -2 y del hidrógeno es +1, por lo tanto

(-2) + (+1) = -1.

Ejemplo:

+2 -2 +1 +2 -1 Ca O H → Ca(OH)2

Se deduce que se tiene dos grupos OH-

(+2)+2.(-1)=0, por lo tanto su fórmula es Ca(OH)2.

Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido seguida del nombre del metal, siguiendo las tres

nomenclaturas:

Fórmula Química NaOH Fe(OH)2 Cu(OH)2

N. Tradicional Hidróxido de sodio Hidróxido ferroso Hidróxido cúprico

N. Sistemática monohidróxido de sodio Dihidróxido de hierro Dihidróxido de cobre

N. N. de Stock Hidróxido de sodio (I) Hidróxido de hierro (II) Hidróxido de cobre (II)




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Al(OH)3

Hidróxido manganoso

Co(OH)2

Hidróxido de cromo (III)

trihidróxido de níquel

Los hidróxidos también son llamados bases. Una base se describe como una sustancia que libera

iones hidróxidos (OH-) cuando está disuelta en agua. Ejemplos:

NaOH(ac) → Na+ + OH-

Ca(OH)2(ac) → Ca2+ + 2 OH-

Se observa que se liberan tantos aniones hidróxido como valencia o número de oxidación posee el

metal, es decir, que el hidróxido de calcio libera 2 aniones OH- que se neutralizan con las dos

cargas positivas del catión calcio.

Oxoácidos

Son compuestos formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal.

FÓRMULA GENERAL: HxnMyOz

Para escribirlos se coloca primero el hidrógeno, luego el no metal y por último el oxígeno (HnMO)

y se determinan los subíndices (x, y, z) con las siguientes reglas:

1- Si la valencia o número de oxidación del no metal es impar, el subíndice del H es x=1.

2- Si la valencia o número de oxidación del no metal es par, el subíndice del H es x=2.

3- Se le suma la cantidad de hidrógenos (x) anteriormente determinada más la valencia o número

de oxidación del no metal (y), se divide por 2 y el resultado es el subíndice del oxígeno (z).

Z=(x+y):2

Ejemplos:

-El nitrógeno (N) tiene valencias 3 y 5, números de oxidación +3 y +5, que resultan ser números

impares, por lo tanto, el N forma dos oxoácidos:

H1NOz

z=(1+3):2 z=(1+5):2

z=2 z=3

H1NO2 H1NO3

-El azufre (S) tiene valencias 4 y 6, números de oxidación +4 y +6, que resultan ser números pares,

por lo tanto, el S forma dos oxoácidos:

H2SOz

z=(2+4):2 z=(2+6):2

z=3 z=4

H2SO3 H2SO4

4- Para nombrar los aniones se tiene en cuenta las terminaciones de los nombres de los ácidos que

cambian, de la siguiente manera, al formar los respectivos aniones:

Ácido Anión

-ico -ato

-oso -ito




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Para nombrar estos ácidos utilizamos las tres nomenclaturas recordando que:

En la Tradicional se antepone la palabra ácido seguida del nombre del no metal indicando la

terminación –oso para el de menor valencia o número de oxidación; -ico para el de mayor

número.

Ejemplos:

Ácido nítrico, el nombre del anión es nitrato.

Ácido sulfuroso, el nombre del anión es sulfito.

Cuando el no metal tiene más de una valencia o número de oxidación se debe utilizar:

V o N° de ox. Nombre del ácido Nombre del anión

1 +1 Hipo …oso Hipo …ito

3 +3 …oso …ito

4 +4 …oso …ito

5 +5 …ico …ito

6 +6 …ico …ito

7 +7 per …ico per …ito

Ejemplo: ácido perclórico, anión perclorato.

Cuando el no metal tenga una única valencia o número de oxidación, para nombrar el ácido se

utiliza la raíz del nombre del no metal terminada en –ico y el nombre del anión termina en –ato.

Ejemplo: ácido carbónico, anión carbonato.

En la nomenclatura de stock se utiliza la raíz del no metal terminada en –ato (valencia o número

de oxidación en n° romano) de hidrógeno.

En la Sistemática se indica el número de oxígenos con el prefijo (n) correspondiente terminado en

“oxo”, a continuación se escribe la raíz del no metal terminada en –ato y luego se coloca la

preposición “de” seguida del prefijo que indica el número (n) de hidrógenos. Es decir, la forma

general es n-oxo raíz nM-ato de n hidrógeno/s.

OBSERVA: Se utilizan los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc indicando la cantidad de oxígenos y

la de hidrógenos respectivamente.

Fórmula Química

N. Tradicional N. N. de Stock N. Sistemática Anión Nombre del Anión

HNO2 Ácido nitroso Nitrato (III) de

hidrógeno Dioxonitrato de hidrógeno

NO2- Nitrito

HNO3 Ácido nítrico Nitrato (V) de

hidrógeno Trioxonitrato de hidrógeno

NO3- Nitrato

H2SO3 Ácido

sulfuroso Sulfato(IV) de

hidrógeno trioxosulfato de hidrógeno

SO32- Sulfito

H2SO4 Ácido sulfúrico Sulfato(VI) de

hidrógeno tetroxosulfato de hidrógeno

SO42- Sulfato

5- El Fósforo (P), el Arsénico (As), el Antimonio (Sb) con valencias 3 y 5 y números de oxidación +3

y +5, y el Vanadio (V) con valencia 5 y números de oxidación forman meta-ácidos, piro-ácidos y

orto-ácidos, siendo sus fórmulas:

Meta-ácidos H1nMOz Piro-ácidos H4(nM)2Oz Orto-ácidos H3nMOz




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Ejemplo: El P con valencia 5 o número de oxidación +5 forma:

Meta: H1PO3 Piro: H4P2O7 Orto: H3PO3

Para calcular el subíndice del O (z) en los piro-ácidos, se debe tener en cuenta que se tienen 2 no

metales. Entonces:

z=(4 + 5.2):2

z= 14:2

z= 7

6-El Boro (B) tiene valencia 3 y número de oxidación +3, forma el meta-ácido (HBO2), el orto-ácido

(H3BO3) pero no forma el piro-ácido.

7- Para poder nombrarlos a partir de la fórmula se debe conocer con qué valencia o número de

oxidación se encuentra el no metal.

Ejemplo: HPO2

Sabiendo que z= (v+x):2, despejando v que es la incógnita.

v=(2.z)-x

v=(2.2)-1

v=3

Por lo tanto, el fósforo en este compuesto tiene valencia 3 o número de oxidación +3.

Nombre del ácido Nombre del anión

Meta … oso Meta … ito

Piro … oso Piro … ito

Orto … oso Orto … iito

Meta … ico Meta … ato

Piro … iico Piro … iato

Orto … ico Orto … ato

Fórmula Química

N. Tradicional N. N. Stock N. Sistemática Anión Nombre del

Anión

HPO2 Ácido meta-

fosforoso Fosfato (III)

de Hidrógeno Dioxofosfato de

hidrógeno PO2

- Meta- fosfito

H3PO4 Ácido (orto)-

fosfórico Fosfato (V)

de hidrógeno Tetroxofosfato de

trihidrógeno PO4

3- (orto)- fosfato

H3AsO3 Ácido (orto)-

arsenioso Arsenato (III) de hidrógeno

Trioxoarsenato de trihidrógeno

AsO33-

(orto)- arsenito

H4Sb2O7 Ácido piro- antimónico

Antimonato (V) de

hidrógeno

Heptoxodiantimonato de tetrahidrógeno

Sb2O74-

Piro- Antimonato

OBSERVA en los orto-ácidos exclusivamente puede obviarse el prefijo orto, por ese motivo se escribe el

paréntesis.




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Ejercicio 8: Completa la siguiente tabla

Fórmula Química

N. Tradicional N. N. Stock N. Sistemática Anión Nombre del

Anión

HClO

Ác. peryódico

Sulfato (IV) de

hidrógeno

H3AsO3

Trioxonitrato de

hidrógeno

H2CrO4

Ác. Piro- fosforoso

Es igualmente correcto nombrar el ácido ortofosfórico o ácido fosfórico

8-El Boro (B) y el Cromo (Cr) presentan dos oxoácidos especiales.

a) Ácido tetrabórico: tiene 4 boros

HB4Oz

Se debe memorizar que el número de H es 2, a pesar de tener valencia o número de oxidación impar (+3),

ya que 3x4=12, que es un número par.

b) Ácido dicrómico: tiene 2 cromos, como su valencia o número de oxidación es par, tiene 2 H y se

calcula z.

a) H2B4Oz z=[(3.4)+2]:2 z=14:2

z=7

H2B4O7

b) H2Cr2Oz z=[(6.2)+2]:2 z=14:2

z=7

H2Cr2O7 Teniendo en cuenta el número de hidrógenos que tienen estos ácidos se pueden clasificar en

monopróticos (1H), dipróticos (2H), tripróticos (3H) y cuando tienen más hidrógenos se los pueden

generalizar como ácidos polipróticos.

Si bien disueltos en agua se ionizan dando protones (H+) y el anión correspondiente, no todos los

ácidos se ionizan o disocian totalmente.

Ejemplo

El ácido (orto)fosfórico: H3PO4

H3PO4(ac) → H2PO4- + H+

Anión (orto)fosfato diácido

H3PO4(ac) → HPO42- + 2H+

Anión (orto)fosfato ácido

H3PO4(ac) → PO43- + 3H+

Anión (orto)fosfato

Ejercicio 9: complete las siguientes ecuaciones dando el nombre a las sustancias y especies formadas.

HNO3(ac) → ………… + H+

H2SO4(ac) → ………… + H+

…………… → SO42-

+ H+

H3PO3(ac) → ………… + H+

……………. → HPO32-+ …..

…………… → PO32- + …..

aprendiendo a formular compuestos inorganicos

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