inor2005(2)

Departamento Física y Química IES Nicolás Copérnico APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA GENERAL

Formulación básica Química Inorgánica

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FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA

1.- CONCEPTOS GENERALES: PROPIEDADES SUSTANCIAS Y ENLACES

Podemos dividir las sustancias en dos grandes grupos:

Las que están formadas por redes tridimensionales de átomos o iones llamadas REDES

CRISTALINAS sin limitación concreta en cuanto al tamaño.

Las que están formadas por agrupaciones independientes de átomos enlazados entre sí formando unas

unidades básicas llamadas MOLÉCULAS.

En las redes cristalinas los subíndices de la fórmula señalan la proporción atómica del compuesto. Esta

proporción se indica con números enteros lo más pequeños posibles y la fórmula se conoce como fórmula

empírica. En las moléculas la fórmula señala la composición molecular en cuanto al número de átomos. Los

subíndices que aparecen en la fórmula molecular nos indican el número de átomos de cada elemento que forma

la molécula del compuesto. Por supuesto una molécula también tiene una fórmula empírica (proporción atómica

más sencilla). La fórmula molecular siempre será múltiplo de la fórmula empírica en cuanto al número de

átomos. En la fórmula molecular los símbolos se escriben en orden creciente de electronegatividad (más

EN a la derecha); en la fórmula empírica se utiliza el orden alfabético: CClHNO.

REDES CRISTALINAS

1) REDES COVALENTES: están formadas por átomos unidos por enlace covalente, esto es, átomos

compartiendo electrones (aunque sean

enlaces polares). Se llaman sólidos

covalentes o macromoléculas. Ejemplos

típicos: las formas alotrópicas más

estables del carbono, diamante (C con

enlaces tetraédricos de hibridación sp3);

grafito (planos con C trigonales de

hibridación sp2 y cada plano unido al

inferior y superior con enlace );

nanotubos de fibra de carbono

(semejantes a planos de grafito enrollados

formando tubos de grosor nanométricos);

sílice (redes donde un átomo de Si con sp3

se une a cuatro átomos de O con sp3 y

donde cada O está unido a dos átomos de

Si, por tanto con una fórmula empírica

SiO2). Romper una red covalente requiere

bastante energía ya que se trata de

romper muchos enlaces covalentes. Por

eso son sustancias muy duras (difíciles de

rayar) y con altos puntos de fusión (aunque algunas sean muy buenos combustibles, como el diamante o el

grafito) y por supuesto, insolubles. Al carecer de electrones libres no conducen la electricidad (salvo el

grafito cuyas nubes de electrones entre los planos sí permite el paso de la corriente eléctrica).

2) REDES IÓNICAS: están formadas por iones. Cationes rodeados de aniones en todas direcciones y

aniones rodeados de cationes. El número de iones de un signo que rodean al de otro signo se llama ÍNDICE

DE COORDINACIÓN. El valor de los índices de coordinación depende del tamaño relativo de los iones y de

la carga de los mismos (el compuesto debe ser neutro).



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La red se mantiene unida por fuerzas eléctricas de Coulomb. La intensidad de estas fuerzas dependerá de:

a) El número de iones que rodean al contrario (número o índice de coordinación).

b) La carga iónica de los iones (hay que recordar que la fuerza eléctrica es proporcional al producto de

las cargas).

c) La distancia que separa los iones (radios iónicos, hay que recordar que la fuerza eléctrica es

inversamente proporcional a esa distancia).

La intensidad de la fuerza eléctrica determina la propiedad fundamental de las redes iónicas: la

ENERGÍA RETICULAR U. Es la energía implicada en el proceso de formación de un mol de compuesto

a partir de los iones en estado gaseoso:

A(g)n+ + B(g)

m- AmBn (s)

U es prácticamente imposible de medir y se determina por métodos que se verán en el tema de

Termoquímica. La ecuación de Born-Landé permite obtener valores aproximados de U:

donde:

Na: número de Avogadro A: constante de Madelung (depende de la forma de la red)

Z+ y Z-: cargas iónicas q: carga del electrón en cul

0: conductividad del vacío d0: distancia entre iones

n: otro factor que depende de la sustancia (exponentes de Born)

La dureza y el punto de fusión de estos compuestos vienen determinados por los valores de Energía

reticular siendo mayores al aumentar U (los puntos de fusión son muy altos).

La red puede romperse por acción de otras fuerzas eléctricas

(la atracción de moléculas polares como las que forman el agua)

dando lugar a disoluciones iónicas. La solubilidad será más o

menos alta en función de la energía reticular U. Compuestos

iónicos del grupo 1 son, por lo general, muy solubles en agua. El

corindón (dureza 9 en la escala de Mohs) es insoluble: está

formado por óxido de aluminio (Al2O3).

En estado sólido no conducen la corriente eléctrica por no disponer de cargas libres. Sí conducen la

electricidad en estado líquido (fundidos) o en disolución (iones libres).

Las redes cristalinas iónicas son fáciles de romper al golpearlas: los planos de iones se pueden

desplazar como consecuencia del golpe y hacer coincidir iones del mismo signo; la fuerza de repulsión

entre ellos rompe el cristal. En consecuencia los sólidos iónicos son frágiles.

Fórmula

tipo

Relación iónica

R+/R-

Coordinación

MX > 0’732 8:8

MX Entre 0’414 y 0’732 6:6

MX < 0’414 4:4

MX2 > 0’732 8:4

MX2 Entre 0’414 y 0’732 6:3

MX2 < 0’414 4:2

Ión Cl- + - Molécula agua

+ -

+ -Cl-



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3) REDES METÁLICAS: formadas por los elementos metálicos. Estas redes están formadas por átomos del

metal con sus electrones de valencia deslocalizados en forma de bandas electrónicas por toda la red. La

presencia de estas bandas de electrones hace que sean conductores de electricidad. Al golpear un cristal

metálico los planos de iones se pueden desplazar pero la red no sufre alteración y por tanto son maleables

y dúctiles. El agua no disuelve las redes metálicas pero sí puede reaccionar con los metales formando

otros compuestos y rompiendo la red metálica. En cuanto al punto de fusión es muy variable: hay metales

que funden a temperaturas bajas (Hg) y otros que lo hacen a temperaturas muy altas (W).

El índice de coordinación suele ser 8 (cúbica simple: un átomo en el centro de un cubo rodeado de 8 en los

vértices del cubo) o 12 (cúbica compacta: un átomo en el centro de un cubo rodeado de 12 en los centros

de cada arista). Esta última explica la mayor densidad de los metales.

Otra propiedad importante de los metales es que los electrones pueden absorber fácilmente la energía

luminosa correspondiente al visible y devolverla con la misma facilidad: por eso son opacos a la luz visible y

brillan cuando son iluminados. En caso de absorber energía de frecuencia alta el electrón puede salir del

metal: son los llamados efectos termoiónicos (producidos por calefacción) y efectos fotoeléctrico

(producidos por radiación electromagnética).

MOLÉCULAS

En las SUSTANCIAS MOLECULARES existen fuerzas de interacción entre sus moléculas (fuerzas

intermoleculares):

Fuerzas de Van der Waals o de dispersión: son interacciones eléctricas debido a las

polaridades transitorias que se producen cuando una molécula pasa cerca de otra (las nubes

electrónicas exteriores se repelen y producen desplazamientos temporales de cargas). Estas

fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula. Son muy pequeñas en moléculas como F2 y

altas en I2. La masa molecular nos sirve para relacionar el tamaño de las moléculas.

Dipolos permanentes: son fuerzas eléctricas entre moléculas polares: NH3, H2O, CH3F, etc.

Puentes de hidrógeno: son fuerzas intermoleculares intensas producidas en las moléculas que

tienen átomos pequeños y muy electronegativos (F, O y N) unidos a un átomo de hidrógeno.

Son dirigidas y tienen características de enlace (se les llama enlaces de H).

Las propiedades físicas de las sustancias moleculares dependen de las fuerzas existentes entre las moléculas:

Los puntos de fusión y ebullición aumentan con el valor de las fuerzas intermoleculares.

La solubilidad de unas sustancias en otras dependerá de la naturaleza de las fuerzas en unas y

otras: lo semejante disuelve a lo semejante, formándose disoluciones moleculares.

UN CONCEPTO FUNDAMENTAL: EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

La formación de las sustancias supone compartir o ceder/coger electrones para adoptar una configuración

electrónica más estable (estructuras simétricas con orbitales semillenos o llenos). El número de electrones

compartidos, cedidos o captados recibe el nombre genérico de COVALENCIA ó VALENCIA IÓNICA. En

Química hay otro concepto mucho más útil: el número de oxidación.

El número de oxidación es el número neto de enlaces polares o carga iónica neta de un átomo dentro de

una molécula o red cristalina. La valencia iónica coincide con el número de oxidación pero no ocurre lo mismo

con la covalencia. El número de oxidación requiere enlace polar: un extremo será 1- y el otro será 1+, en función

de la electronegatividad de los átomos que enlazan. Así en el enlace Cl-Cl cada átomo comparte un electrón

(covalencia 1) pero a cada átomo de cloro le corresponde un número de oxidación cero dado que no hay

polaridad en el enlace.



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Nada mejor que analizar un compuesto orgánico para entender la

diferencia entre covalencia y número de oxidación. Los enlaces C-

C suponen número de oxidación cero. Los enlaces C-H suponen 1-

para el C (es más electronegativo que el H) y 1+ para el H. Los

enlaces C=O suponen 2- para el O y 2+ para el C. Así cada átomo

de carbono en la molécula puede tener distintos números de

oxidación. La covalencia en todo caso es 4.

Como norma general, los metales, con pocos electrones en la capa

de valencia, son poco electronegativos y tendrán número de

oxidación positivo. Los no metales tendrán número de oxidación

negativo cuando enlacen con otro elemento menos electronegativo

y positivo en caso contrario.

Nº OXIDACIÓN DE ELEMENTOS METÁLICOS (CATIONES EN ENLACE IÓNICO)

ELEMENTOS GRUPO I: 1+

ELEMENTOS GRUPO II: 2+

ELEMENTOS GRUPO III: 3+

ELEMENTOS GRUPO IV: 2+ 4+ (interacción de los 2 electrones p o de los 4 electrones de valencia)

ELEMENTOS GRUPO V: 3+ 5+ (interacción de los 3 electrones p o de los 5 electrones de valencia)

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Las interacciones pueden implicar a los orbitales d. Son abundantes los

estados de oxidación 2+ y 3+, pero se dan muchos otros:

Ag: 1+ Cu y Hg: 1+ 2+ Au: 1+ 3+ Sc, Y, La y Ac: 3+

Zn y Cd: 2+ Pd y Pt: 2+ 4+ Mn: 2+ 3+ 4+ 6+ 7+

Nº DE OXIDACION DE NO METALES (ANIONES EN ENLACE IÓNICO)

Por lo general coincide con el número de electrones que le faltan al elemento para adoptar la configuración de

gas noble: N3-, Cl1-, S2-, etc.

2.- FORMULACIÓN INORGÁNICA (IUPAC 2005)

2.1 ELEMENTOS

Los elementos moleculares (no metálicos) tienen composición definida: O2, O3, N2, F2, Cl2, Br2, I2, H2, …

Los elementos cristalinos (covalentes o metálicos) forman macromoléculas y por tanto la fórmula señala la

proporción entre los átomos, de ahí que sólo se utilice el símbolo para representar la sustancia: C, S, P, Fe, Na,

Ag…

Los gases nobles existen en forma monoatómica. Su fórmula es el símbolo del gas nobel: He, Ne, Ar, etc.

Nomenclatura IUPAC 2005: se nombran con los prefijos (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- etc.) aunque es

frecuente que aparezcan sin prefijos. Los átomos de estas moléculas cuando aparecen aislados llevan el prefijo

mono-.

N2 : dinitrógeno O3 : trioxígeno S8 . octaazufre Br: monobromo



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2.2 NOMENCLATURA IONES HOMOATÓMICOS

CATIONES MONOATÓMICOS Cn+:

Notación de Stock: Fe3+ : catión hierro(lll) Cu+ : catión cobre(l)

Notación de Ewens-Bassett: Fe3+ : ión hierro(3+) Cu+ : ión cobre(1+)

ANIONES MONOATÓMICOS An-: Se utiliza la notación de Ewens-Bassett con prefijo correspondiente al

átomo y sufijo –uro. Para el ión O2- se utiliza la palabra óxido.

H- : ión hidruro(1-) C4- : ión carburo(4-) O2- : ión óxido(2-) P3- : ión fosfuro(3-)

MUY IMPORTANTE: En caso de que el elemento tenga un número de oxidación fijo NO HACE FALTA

indicarlo entre paréntesis. Por tanto hay que aprenderse de memoria estos elementos.

IONES HOMOPOLIATÓMICOS Cmn+ ó Am

n-: Se sigue el sistema de Ewens-Bassett con un prefijo que

indique el número de átomos: Hg22+ : ión dimercurio(2+) O3

- : ión trióxido(1–) C22- : ión dicarburo(2-)

OTROS IONES POLIATÓMICOS: amonio (NH4+) oxonio (H3O

+) cianuro (CN-)

2.3 COMPUESTOS BINARIOS Y DERIVADOS

Dentro de este grupo de compuestos hay sustancias moleculares (NH3, HCl, etc.) aunque puedan tener cierto

carácter polar y sustancias iónicas (NaCl, Li2S, etc.). La presencia del metal distingue a los compuestos

iónicos.

NOVEDAD IUPAC 2005 A efectos de formulación el orden de electronegatividad decreciente que se

sigue no es el establecido por Pauling sino otro más simple (por convenio): grupo 17 hacia abajo, grupo

16 hacia abajo, hidrógeno, grupo 15 hacia abajo, etc. Esto supone la gran novedad de considerar a

todos los halógenos como más electronegativos que el oxígeno, lo que implica cambios en el nombre de

los compuestos que forman el oxígeno con los halógenos y en la colocación de los símbolos



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NOMENCLATURA DE COMPOSICIÓN: utiliza el sufijo -uro para el más electronegativo. Cuando el más

electronegativo es el oxígeno se utiliza la palabra ÓXIDO. La proporción atómica se puede indicar de

varias formas:

1. Nomenclatura estequiométrica. Por prefijos numerales (mono = ningún numeral = 1): tricloruro de

hierro, dibromuro de oxígeno, nitruro de boro, hexafluoruro de azufre, pentaseleniuro de diarsénico,

difluoruro de calcio, dióxido de disodio, dibromuro de pentaóxigeno, dióxido de cobre, sulfuro de

diplata, triseleniuro de dialuminio.

2. Nomenclatura de Stock. Para nombrar se utiliza el elemento más electronegativo, de acuerdo al

convenio, con el sufijo –uro y se le añade el nombre del electropositivo colocando entre paréntesis y

con números romanos el número de oxidación sin el signo: Yoduro de oro(lll). Para formular escribimos

el electropositivo a la izquierda y el electronegativo a la derecha colocándoles los subíndices

adecuados para que el número de cargas positivas y negativas sea igual.

3. Nomenclatura de Ewens-Bassett. Igual que la de Stock pero usando el número de oxidación con

signo y en números arábigos: Cloruro de hierro(3+).

PERÓXIDOS: es el anión (O-O)2-, es decir O22-. Debido a la unión de dos átomos de oxígeno, este número no

debe simplificarse en la escritura de fórmulas. El peróxido más conocido es el PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

(H2O2) cuyas disoluciones reciben el nombre comercial de agua oxigenada.

MUY IMPORTANTE: Cuando los elementos tienen un único estado de oxidación, no se indica en el

nombre del compuesto.

EL HIDRÓGENO PUEDE ACTUAR CON Nº DE OXIDACIÓN +1 ó -1 (HIDRUROS, cuando se combina

con elementos de los grupos 15 al 1). Los compuestos que forma con los elementos de los grupos 16 y 17

(donde actúa con número de oxidación +1: HCl, H2S…) producen disoluciones acuosas con carácter ácido, de ahí

que estos compuestos sean llamados HIDRÁCIDOS cuando se encuentran en disolución:

COMPUESTO NOMBRE COMPUESTO NOMBRE DISOL.ACUOSA

HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico

HI Ioduro de hidrógeno Ácido iodhídrico

NUEVA RECOMENDACIÓN IUPAC 2005: Nomenclatura por sustitución. Se basa en considerar como

compuestos “padres” los hidruros de los elementos de los grupos 13 al 17 que reciben nombres específicos:

Grupo 13 Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17

BH3 borano CH4 metano NH3 azano H2O oxidano HF fluorano

AlH3 alumano SiH4 silano PH3 fosfano H2S sulfano HCl clorano

GaH3 galano GeH4 germano AsH3 arsano H2Se selano HBr bromano

InH3 indigano SnH4 estannano SbH3 estibano H2Te telano HI yodano

TlH3 talano PbH4 plumbano BiH3 bismutano H2Po polano HAt astatano

Se admiten los nombres comunes de amoniaco para el NH3 y de agua para el H2O; pero dejan de ser aceptados

los nombres comunes de fosfina (PH3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3).

Los hidrógenos pueden ser sustituidos por otros átomos (o radicales orgánicos) y sus nombres derivan del

hidruro padre: bromoclorofosfano: PHBrCl Etilyodoborano: BCH3HI



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El protón H+ puede unirse a compuestos con pares de electrones sin compartir (como NH3 y H2O) para formar

los cationes NH4+ y H3O

+ . Para nombrar estos cationes se utiliza el nombre del hidruro padre cambiando la

terminación –o por –io: azanio y oxidanio. También se aceptan los nombres comunes de amonio y oxonio (pero

no se acepta el nombre de hidronio).

FI-01 Formula o nombra (según corresponda) los siguientes compuestos:

sulfuro de calcio HCl hidruro de litio AlBr3

bromuro de potasio Na2Se amoniaco BeF2

nitruro de cobre(ll) FeS arseniuro de plata CoI3

carburo de aluminio PH3 sulfuro de titanio(lV) ZnBr2

cloruro de cromo(ll) Sb2S5 seleniuro de estaño(lV) MnP

cianuro de potasio NH4Cl sulfuro de amonio CuCN

hidruro de estaño(lV) O3Cl2 dihidruro de cinc Cu2O

monóxido de hierro (NH4)2S óxido de hierro(2+) Na2O2

dibromuro de plomo NO nitruro de boro N2O5

heptacloruro de yodo OI2 hexafluoruro de azufre B2O3

seleniuro de arsénico(V) CO arseniuro de escandio La2O3

yoduro de platino(4+) Ag3Sb diyoduro de trioxígeno Au4Si

dibromuro de heptaoxígeno Be2Sn óxido de carbono(2+) MoO3

cloruro de amonio BeH2 peróxido de litio HgO

peróxido de rubidio ZnS óxido de plomo(ll) V2O5

óxido de estaño(lV) TiO2 telururo de estroncio PdH4

seleniuro de niobio(lll) MgO2 nitruro de amonio Au2O3

trióxido de wolframio H2S sulfuro de manganeso(ll) AlH3

dibromofosfano NHCl2 cloroyodosilano HSF

difluorbromoborano PH2F triclorosulfano GeHClF

2.4 COMPUESTOS TERNARIOS: HIDRÓXIDOS

Son compuestos iónicos formados por el anión (OH)- y un catión metálico (también con el catión amonio NH4

+).

La estequiometria debe ser la adecuada para que el número de cargas positivas sea igual al de negativas, es

decir, el número de iones (OH)- será igual a la carga positiva del catión. Se obtienen por reacción de los óxidos

metálicos con el agua.

Para nombrarlos se pueden utilizar la nomenclatura estequiométrica o la notación de Stock:

Fórmula Nomenclatura estequiométrica Notación de Stock

Ca(OH)2 dihidróxido de calcio hidróxido de calcio

NaOH monohidróxido de sodio

o hidróxido de sodio

hidróxido de sodio

Sn(OH)4 tetrahidróxido de estaño hidróxido de estaño(lV)

FI-02 Formula y nombra los siguientes compuestos:

hidróxido de magnesio Fe(OH)2 hidróxido de aluminio Pd(OH)4

hidróxido de germanio(ll) Sr(OH)2 hidróxido de amonio Au(OH)3

hidróxido de plata Ca(OH)2 hidróxido de cesio RbOH

hidróxido de cobre(l) Zn(OH)2 hidróxido de estroncio Co(OH)2

hidróxio de paladio(ll) Ni(OH)2 hidróxido de amonio Tl(OH)3



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2.5 COMPUESTOS TERNARIOS: OXÁCIDOS

Son compuestos tipo HaXbOc donde X es un elemento no metálico y algunos metales de transición con alto

número de oxidación (especialmente: V5+ , Cr6+ y Mn7+). El número de oxidación del H es 1+ y el del O es 2-. Se

obtienen cuando los óxidos no metálicos reaccionan con el agua.

La IUPAC recomienda tres formas de nomenclatura: la tradicional (clásica o común), nomenclatura de adición y

nomenclatura de hidrógeno.

NOMENCLATURA CLÁSICA: Hay que conocer todos los estados de oxidación que puede tener el elemento X

y distinguirlos haciendo uso de prefijos y sufijos según la tabla:

Elementos hipo- -oso -oso -ico Per- -ico

Halógenos Cl, Br, I 1+ 3+ 5+ 7+

Anfígenos S, Se, Te 2+ 4+ 6+

Nitrogenoideos N, P, As, Sb 1+ 3+ 5+

Carbonoideos C, Si, Ge Sn 2+ 4+

Térreos o boroideos B, Al 3+

Mn 4+ 6+ 7+

Cr, Mo, W 6+

V V+

Para formularlos: Se escribe el símbolo del elemento con el estado de oxidación adecuado Xn+,

se pone el mínimo número de O2- para superar las cargas positivas de Xn+ y se añaden los H+

necesarios para la neutralidad de cargas.

PREFIJOS META Y ORTO: Los elementos B, Si, P y As forman oxácidos con un O2- más de los

necesarios para superar las cargas positivas, lo que supone la adición de dos H+ más. Los

oxácidos de estos elementos con el número mínimo de O2- para superar las cargas positivas son

más inestables y se distinguen con el prefijo meta- (las moléculas con un O2- más de los

necesarios se distinguen con el prefijo orto- que no es necesario especificar para B, Si, P y

As).

PREFIJO DI: dos moléculas de un ácido pueden unirse a costa de perder una molécula de agua

(se rompe un enlace OH- de una molécula y un enlace H- de otra, se unen los restos y se forma

agua). En la práctica se formula el ácido correspondiente, se multiplican los subíndices por 2 y

se le resta una molécula de agua). Antiguamente se utilizaba el prefijo piro- porque estos

compuestos se obtenían al calentar el ácido original.

PREFIJO TIO: un O2- del ácido es sustituido por un S2- (el número de H no cambia)

Sustitución de un –OH por un –X (generalmente un halógeno): se antepone al nombre del ácido el

nombre del halógeno acabado en –o. Ejemplo ácido fluorosulfúrico.

HClO: ácido hipocloroso H2CO3: ácido carbónico HNO2: ácido nitroso

H2SO4: ácido sulfúrico HMnO4: ácido permangánico HBrO3: ácido brómico

HPO3: ácido metafosfórico H3PO4: ácido fosfórico H2CrO4: ácido crómico

H2Cr2O7: ácido dicrómico H2S2O3: ácido tiosulfúrico HSO3Cl: ácido clorosulfúrico

Para nombrarlos: habrá que determinar el número de oxidación del átomo central realizando un balance de

cargas (el compuesto es neutro).



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ácido silícico HBrO ácido nitroso H2SO3

ácido fosforoso H3BO3 ácido perclórico H2MnO4

ácido crómico HVO3 ácido brómico H2SeO3

ácido tiosulfuroso HBO2 ácido disulfúrico HNO

ácido bórico H2WO4 ácido molibdénico HVO3

ácido arsénico H2SiO4 ácido metasilícico HPO2

ácido metaarsenioso HClO3 ácido disulfuroso H2S2O7

FI-04 Formula y nombra todos los ácidos del ejercicio FI-03 de acuerdo a la nomenclatura de adición.

FI-05 Formula y nombra todos los ácidos del ejercicio FI-03 de acuerdo a la nomenclatura de

hidrógeno.

2.6 ANIONES DERIVADOS DE OXÁCIDOS (OXOANIONES)

Los ligandos –OH de los oxácidos tienen un enlace muy polar entre el oxígeno y el hidrógeno. De esta forma,

ese enlace muy polar puede ser atacado por otras moléculas polares de manera que el enlace se rompe dando

lugar a aniones y cationes H+ (que pueden enlazar con moléculas de agua formando el ión oxonio H3O+). Si el

ácido tiene varios grupos –OH puede formar varios aniones:

H3PO4 puede formar los aniones H2PO4- , HPO4

2- y PO43-

Estos aniones reciben los siguientes nombres:

NOMENCLATURA DE HIDRÓGENO. Se utiliza la siguiente composición:

Prefijo cantidad hidrógeno (prefijo cantidad óxido prefijo cantidad raíz nombre átomo central – ato)

(sin espacios ni guiones entre ellos)

H2SeO4 : dihidrógeno(tetraóxidoselenato) H2S2O7 : dihidrógeno(heptaóxidodisulfato)

NOMENCLATURA DE ADICIÓN: Es una nomenclatura estructural. Por regla general un oxácido está

formado por un átomo central unido a grupos llamados ligandos: –OH (hidróxido) o =O (óxido). Así:

H2SO4 = SO2(OH)2 : dihidróxidodióxidoazufre HNO3 = NO2OH : hidróxidodióxidonitrógeno

Los ácidos di- son dos unidades ácidas unidas entre sí por medio de un puente –O-. El oxígeno puente se

llama -óxido- y las dos unidades se nombran como bis(nombre de la unidad):

H2Cr2O7 = (CrO2OH)-O-(CrO2OH) = -óxido-bis(hidróxidodióxidocromo)

Si hay otros grupos –X se nombran delante del átomo central por orden alfabético.



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NOMENCLATURA TRADICIONAL: nombre del ácido cambiando la terminación –oso por –ito ó –ico por –ato y

con el prefijo hidrógeno, dihidrógeno, etc. en su caso (son los llamados aniones ácidos).

H2PO4- : anión dihidrógenofosfato HPO4

2- : anión hidrógenofosfato PO43- : anión fosfato

Para nombrarlos habrá que determinar el número de oxidación del átomo central (balance de cargas teniendo

en cuenta el exceso de carga negativa).

FI-06: Formula o nombra los siguientes aniones:

sulfato HCO3- vanadato IO- cromato BO3

3-

nitrato S2O72- wolframato NO2

- permanganato HSO3-

aluminato PO3- metafosfato SnO3

2- hidrógenocarbonato ClO2-

arsenito BrO4- borato SeO2- dimolibdato SbO3

-

C) OXISALES

FI-07 Nombra los aniones del ejercicio FI-06 según la nomenclatura de hidrógeno, estequiométrica y de

adición.

2.7 ANIONES DERIVADOS DE ÁCIDOS ORGÁNICOS

Los ácidos orgánicos pueden ionizar (por el enlace muy polar –O-H del grupo carboxílico) dando lugar a aniones

tipo R-COO-. El nombre que reciben estos aniones es el nombre del ácido (sin la palabra ácido) y cambiando la

terminación –ico por –ato:

HCOO- : formiato o metanoato CH3COO- : acetato o etanoato C6H5COO- : benzoato

ácido 2-hidroxi-1,2,3-propanotricarboxílico: da lugar al anión citrato C6H5O73-

NOMENCLATURA DE HIDRÓGENO Y ESTEQUIOMÉTRICA. Se utiliza la siguiente combinación:

Anión con hidrógeno:

Prefijo cantidad hidrógeno (prefijo cantidad óxido cantidad raíz nombre

átomo central –ato)(carga neta en notación Ewens-Basset)

Anión sin hidrógeno:

Igual pero sin el primer paréntesis

HSiO43- : hidrógeno(tetraóxidosilicato)(3-)

SO32- : trióxidosulfato(2-)

Cr2O72- : heptaóxidodicromato(2-)

NOMENCLATURA DE ADICIÓN. Se usa la misma que para los oxácidos pero en lugar del nombre del

átomo central se pone la raíz terminada en –ato y se coloca la carga neta al final con notación de Ewens-

Basset. Como se ve, en caso de no tener hidrógeno, el nombre del anión con la nomenclatura de adición

coincide con la nomenclatura estequiométrica.

HSO4- = SO3(OH)- = hidróxidotrióxidosulfato(1-)

Cr2O72- = -(CrO3)-O-(CrO3)

- = -óxido-bis(trióxidocromato)(2-)



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2.8 OXISALES Y OXIASALES BÁSICAS

Se trata de la unión iónica entre un oxoanión y un catión. El nombre del compuesto es el del anión seguido del

nombre del catión (como se ha visto antes). Las oxisales básicas están formadas por un anión que contiene

grupos –OH.

NOMENCLATURA CLÁSICA: nada nuevo.


sulfato de amonio Al(NO3)3 fosfato de arsénico (lll) LiClO4

silicato de magnesio CoBO3 dicromato de plomo(4+) CuCO3

clorato de sodio CrSO3 arseniato de antimonio(V) KMnO4

tiosulfato de niquel(lll) (NH4)NO2 yodito de aluminio Cd(VO3)2

carbonato de calcio Fr2SeO4 hipobromito de estroncio ZnSO4

fosfato de aluminio (NH4)2CO3 clorato de hierro(2+) Rb2MnO4

metafosfato de calcio K2Cr2O7 permanganato de rubidio Fe(ClO3)3

hidrógenosulfato de oro(3+) Ca3(PO4)2 nitrito de plata Mg(BrO3)2

hidrogenosulfito de cobre (ll) SrHAsO4 disulfato de manganeso(2+) CsIO

metaborato de escandio PbWrO4 aluminato de itrio Pd(MoO4)2

hidrógenofosfito de cadmio Mg(H2PO4)2 dihidrógenodifosfato de oro(l) FeHBO3

hidrógenocromato de mercurio(2+) Cd(HS2O7)2 dihidrógenosilicato de cinc CuHSO3

acetato de potasio Ca(HCOO)2 benzoato de berilio NaCH3COO

FI-09: Nombra las fórmulas del ejercicio FI-08 con las notaciones estequiométrica y de adición.

NOMENCLATURA ESTEQUIOMÉTRICA (COMPOSICIÓN): el nombre del anión sin la carga iónica

seguido del nombre del catión. Si el anión está entre paréntesis, el número de iones se indica con

prefijos de cantidad alternativos (bis- tris- tetrakis- pentakis- etc.) delante del nombre del anión

y encerrando éste en un paréntesis:

Fe(ClO3)2 : bis(tetraóxidoclorato) de hierro NaNO2 : dióxidonitrato de sodio

(NH4)2CO3 : trióxidocarbonato de diamonio

Al(HCr2O7)3: tris[hidrógeno(heptaóxidodicromato)] de aluminio

Mg(H2PO4)2 : bis[dihidrogeno(tetraoxidofosfato)] de magnesio

NOMENCLATURA DE ADICIÓN: Nombre del anión con carga seguido del nombre del catión con

carga (notación Ewens-Basset). Los números para igualación de las cargas iónicas no se dicen

puesto que con la especificación de las cargas iónicas no hay dudas.

Fe(ClO3)3 : trioxidoclorato(1-) de hierro(3+) Rb2MnO4 : tetraoxidomanganato(2-) de rubidio(1+)

K2Cr2O7 : μ-oxido-bis(trioxidodicromato)(2-) de potasio(1+)

KHCr2O7 : las dos unidades que se unen al oxígeno puente no son iguales (CrO2OH)-O-(CrO2O)- por lo que

se utiliza las nomenclaturas anteriores



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2.8 SALES BÁSICAS DE HIDRÁCIDOS

Los hidrácidos que tienen dos hidrógenos pueden perder uno y formar aniones ácidos. El anión se formula

anteponiendo la palabra hidrógeno a la raíz del nombre del átomo terminado en –uro siguiendo las reglas de los

compuestos binarios:

Fórmula Nomenclatura estequiométrica Nomenclatura de Stock

Ca(HSe)2 bis(hidrógenoseleniuro) de calcio hidrógenoseleniuro de calcio

Cu(HTe)2 bis(hidrógenotelururo) de cobre hidrógenotelururo de cobre(ll)

NH4HS hidrógenosulfuro de amonio hidrógenosulfuro de amonio

3.- REACCIONES INORGÁNICAS BÁSICAS:

3.1 FORMÁCIÓN DE ÓXIDOS

Elementos + oxígeno óxidos (si el elemento tiene varios estados de oxidación se pueden formar mezclas de los diferentes óxidos)

3.2 REACCIÓN ÓXIDOS CON AGUA

Óxido metálico + agua hidróxido del metal

Óxido no metálico + agua oxácido del no metal

3.3 REACCIÓN METAL CON ÁCIDO

Puede producirse el desplazamiento del hidrógeno del ácido por el catión metálico. En el tema de reacciones

red-ox se estudiará con detalle cuando se produce esta reacción.

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

Mg + H2SO4 MgSO4 + H2

2K + H2O 2KOH + 2H2

3.4 REACCIÓN ÁCIDO – BASE ARRHENIUS

Se estudiará con más detalle en el tema 5.

Cuando un hidróxido reacciona con un ácido se produce una reacción muy típica en Química: REACCIÓN

ACIDO-BASE. En este tipo de reacción el átomo de hidrógeno del ácido se combina con el grupo hidróxido de

la base para formar agua. El catión restante del hidróxido se une al anión restante del ácido para formar sales

o sales ácidas, en su caso:

Ácido nítrico + hidróxido de potasio nitrato de potasio + agua

Ácido sulfúrico + hidróxido de amonio sulfato de amonio + agua

Ácido perclórico + hidróxido de aluminio perclorato de aluminio + agua

FI-10 Formula y ajusta las ecuaciones químicas anteriores.



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4.- COMPUESTOS DE COORDINACIÓN Ó COMPLEJOS (ampliación)

La posibilidad del enlace covalente coordinado donde intervengan orbitales de nivel energético próximos al

nivel de la capa de valencia (en mucho casos favorecidos por la formación de estructuras simétricas), hace que

el número de compuestos inorgánicos se incremente día a día, de manera que hoy constituye uno de los

grandes campos de investigación de la Química. Las reglas de formulación clásicas no eran aplicables a este

tipo de compuestos, de manera que en 1957 la IUPAC aceptó unas nuevas reglas debidas a Alfred Werner

(1866-1919) con ciertas modificaciones.

Un complejo está formado por un ÁTOMO CENTRAL (cargado positivamente, algunas veces neutro, pero nunca

negativo) rodeado de átomos, moléculas ó aniones (neutros o negativos) llamados LIGANDOS y unidos

mediante enlace covalente coordinado. Esta unión es tan fuerte que en muchos casos las propiedades del

átomo central quedan totalmente alteradas. La geometría de la molécula dependerá del índice de coordinación:

DIGONAL(2 ligandos), TRIGONAL(3), CUADRADA(4 en plano), TETRAÉDRICA(4 espacial), OCTAÉDRICA

(6), CÚBICA o HEXAÉDRICA (8)…

El átomo o catión central actúa como ácido Lewis (aporta orbitales vacíos) y los ligandos actúan como bases

Lewis (aportan pares de electrones sin compartir). Este conjunto de átomo/ión central y ligandos forma una

estructura fuertemente unida que se llama PRIMERA ESFERA DE COORDINACIÓN. Esta primera esfera de

coordinación puede tener carga y unirse a otros iones (enlace iónico simple) para formar la SEGUNDA ESFERA

DE COORDINACIÓN. Este enlace iónico puede disociarse en disolución acuosa.

NOMENCLATURA IONES COMPLEJOS

1ª Regla: Los nombres de los iones deben terminar con el nombre del átomo central. Los ligandos se

nombran en orden alfabético (sin tener en cuenta los prefijos de cantidad).

2ª Regla: Si el ión es negativo (anión) se añade el sufijo -ATO al nombre del átomo central. En algunos

casos se utilizan nombres latinos: FERRATO, SULFATO, En caso de ser catión no se añade sufijo alguno

aunque debe especificarse que se trata de un catión.

3ª Regla: El número de oxidación del átomo central se indica por notación de Stock. Este número debe

determinarse en función de la carga neta del ión complejo y de las cargas específicas de cada ligando.

4ª Regla: Delante del nombre del átomo central se anteponen los nombres de los ligandos, sin separaciones,

y con los prefijos de cantidad adecuados: DI, TRI, TETRA, PENTA, HEXA, HEPTA, OCTA, etc. Los

nombres utilizados para los ligandos más usuales son: ACUO(H2O), AMIN(NH3), OXO(O2-), CLORO(Cl-),

FLUORO(F-), TIO(S2-), CIANO(CN-), TIOCIANATO(SCN-), HIDROXO(OH-), CARBONIL(CO),

NITROSIL(NO).

[Fe(CN)6]3-: Hexacianoferrato(lll) [Fe(CN)6]

4-: Hexacianoferrato(ll)

[CoCl(NH3)5]2+: Cloropentamincobalto(lll) SO4

2-: tetraoxosulfato(Vl)

[PtCl(H2O)3]Br: Bromuro de clorotriacuoplatino(ll)

[Co(NH3)4Cl2Cl: cloruro de diclorotetramincobalto(lll)

El nombre del compuesto será el nombre específico del anión más el nombre

específico del catión (sea cuál sea el complejo)



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COLORES Y COMPLEJOS

Los iones M que tienen los subniveles d completamente vacíos (como Al3+ y Ti4+) o completamente llenos

(como 3d10 en Zn2+) son incoloros. Si presentan subniveles d parcialmente llenos, absorben unos

determinados fotones con frecuencias correspondientes al visible y por tanto alteran el color de la luz

blanca con que son iluminados.

Un objeto tiene un color específico por una de dos razones:

1) refleja o emite fotones con frecuencia correspondiente a ese color

2) absorbe fotones de luz blanca con frecuencia correspondiente al color complementario

Los colores complementarios se determinan fácilmente por la

llamada rueda cromática:

Complementario del verde = rojo (lado opuesto de la rueda)

Cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes

de onda de luz. Si la transición absorbe longitudes de onda

dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el

compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y

precisamente del color complementario al color absorbido. Por

ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un color

verde.

inor2005(2)

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