IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 1-

Tema 14 del libro.

ENLACE QUÍMICO. Recordar: Las propiedades químicas de los elementos dependen de la configuración electrónica de la capa de valencia, es decir de los electrones de la última capa. Capa de valencia es la última capa de electrones de un átomo. Electrones de valencia son los electrones de la última capa (en orbitales “s” y en orbitales “p” ) Los átomos alcanzan la estabilidad cuando su última capa está llena de electrones (como los gases nobles).

1

NATURALEZA DEL ENLACE QUÍMICO. Todos los sistemas en la naturaleza tienden siempre a adquirir la máxima estabilidad; la estabilidad es mayor cuando menos energía poseen. La mayoría de los átomos alcanzan la estabilidad uniéndose a otros átomos para formar moléculas; cuando los átomos se unen a otros pierden energía; cuanta más energía pierden, más estable es el compuesto que forman. Llamaremos enlace químico a la fuerza que actúa entre dos átomos o grupos de átomos para

mantenerlos unidos. La naturaleza de los enlaces es siempre electrostática. Si dos átomos de H, por ejemplo, se van acercando (supongamos el átomo 2 se va acercando al 1) la gráfica de energía con la distancia entre los núcleos es similar a la indicada en la gráfica siguiente. H

H

distancia entre los núcleos. 1

La energía varía con la distancia entre los núcleos de los átomos.

2

Energía

A medida que se van acercando los núcleos la energía va disminuyendo hasta la distancia de enlace. Distancia entre los núcleos.

Si siguen acercándose la energía aumenta muy rápidamente debido a la repulsión de los núcleos de los átomos.

Ee .

Distancia de enlace

Se llega a una situación estable que presenta una cantidad mínima de energía.

Energía de enlace Ee es la energía que se desprende cuando se unen dos átomos.

La energía necesaria para conseguir que los átomos enlazados se separen se denomina energía de disociación y es igual y de signo contrario a la energía de enlace.

2 I

Tipos de enlace. • • • • • • • • • • •

Enlace iónico. Se da entre átomos de elementos metálicos (electronegatividad pequeña) con átomos de elementos no metálicos (muy electronegativos). Los elementos metálicos tienden a perder electrones ya que tienen una energía de ionización pequeña; al perder electrones alcanzan la configuración electrónica de gas noble; se quedan cargados positivamente. Los elementos no metálicos tienden a ganar electrones formando iones con carga negativa. Se producen transferencia de electrones del átomo de metal al no metal. Los átomos participantes se ionizan. Se produce una atracción electrostática entre iones de carga opuesta. El ion metálico (con carga positiva) M+ se rodeará del iones de no metal (con carga negativa) X- que a su vez se rodeará de iones M+... La ordenación de los iones en el espacio da lugar a redes cristalinas geométricas. La fórmula química indica la proporción en la están los iones en la red cristalina. En los compuestos iónicos no existen moléculas. Son compuestos iónicos las uniones entre los metales más activos (elementos de los grupos 1 y 2, y algunos metales de transición) y los no metales más activos (los de los grupos 16 y 17).

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-1-

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 2-

Propiedades de los compuestos iónicos. Vienen determinadas por las fuerzas que mantienen unidas a sus partículas. • Puntos de fusión y ebullición altos debido a que las fuerzas electroestáticas son muy fuertes. • Son duros (para romper un compuesto lo que hacemos es romper enlaces entre las partículas que lo forman), y frágiles ya que si el cristal sufre un ligero desplazamiento, se enfrentan iones de igual carga que se repelen y producen una rotura. • Son solubles en sustancias polares como el agua ya que cada ión es atraído por el polo de carga opuesta del disolvente, pero no son solubles en sustancias orgánicas como gasolina, benceno,.... (Para que una sustancia se disuelva en otra hay que romper los enlaces que mantienen unidas las partículas que lo forman). • En estado sólido no conducen ya que los iones ocupan posiciones fijas. Sí conducen fundidos o disueltos porque quedan los iones libres.

ENERGÍA RETÍCULAR O ENERGÍA DE RED: energía que se desprende en la formación de 1 mol de cristal iónico partir de sus iones en estado gaseoso.

II

Enlace covalente. • • •

El enlace covalente se da entre elementos no metálicos (electronegatividades parecidas) Los elementos no metálicos comparten los electrones para conseguir la configuración del gas noble. Si comparten un par de electrones el enlace es sencillo; si comparten dos hay un doble enlace y si comparten tres pares de electrones hay un triple enlace. Ejemplo: H-H; O=O ; N≡N

Existen dos tipos de compuestos covalentes: Los covalentes moleculares y los sólidos covalentes cristalinos.

Compuestos covalentes moleculares: • •

Están formados por moléculas. Una molécula es una agrupación de un número pequeño de átomos.

Ejemplo Cl2; HF Diagramas electrónicos de Lewis.

Cl

Cl

H

F

La forma más sencilla de simbolizar la estructura electrónica y el enlace en una molécula covalente es mediante estructuras de Lewis.

En un átomo cada electrón de valencia se representa mediante un punto, o cada par de electrones mediante una línea. Para dibujar una estructura de Lewis correcta:

(libro página 269)

1. Se elige el átomo central. Nunca el H. Generalmente es el menos electronegativo. 2. Se cuenta el número total de electrones de valencia de todos los átomos de la molécula. Si es anión se suman tantos electrones como indique la carga. Si es catión se restan. 3. Calcular el nº total de electrones para tener todos los átomos la configuración electrónica de gas noble. 4. Se forman los enlaces entre el átomo central y los periféricos. El número de electrones compartidos se obtienen al restar los números anteriores. 5. Los e- restantes se sitúan como pares solitarios para completar los octetos. Para conseguir que se cumpla la regla puede ser necesario utilizar enlaces múltiples. Dibuja la estructura de Lewis de los siguientes compuestos: NH3

Ión sulfito. C02 SO2

ión sulfato. HCl; PH3; CH4; HClO

Propiedades de los compuestos covalentes moleculares. (las propiedades de los compuestos vienen determinadas por el tipo de enlace) • • • • •

No son conductores de la electricidad, ya que los electrones están fijos en las moléculas. la mayoría de ellas son gases a T y P ordinarias. Tienen bajos puntos de fusión y ebullición, debido a que las fuerzas que mantienen unidas a las moléculas son débiles, (esas fuerzas se llaman fuerzas de Van der Waals). Cuanto mayores sean estas fuerzas intermoleculares, mayores serán los puntos de fusión y ebullición, y aún más si existen enlaces de hidrógeno. Se disuelven en disolventes apolares pero no lo son en disolvente polares como el agua. Las sustancias covalente muy polares sí conducen la electricidad en disolución acuosa.

Enlace covalente dativo. El par de electrones procede de uno solo de los átomos; se señala con una flecha dirigida hacia el átomo que no aporta electrones. Ejemplo: NH4+ SO2 1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-2-

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 3-

Compuestos Covalentes Cristalinos. Son sustancias formadas por muchísimos átomos unidos mediante enlaces covalentes. Sustancias covalentes cristalinos son por ejemplo el diamante, y la sílice SiO2 El carbono tiene 4 electrones en la capa de valencia. Tiene que compartir cuatro pares de electrones. En el diamante cada átomo de El grafito está formado también por átomos de C unido cada uno a otros 3 mediante enlaces covalentes presentando una estructura laminar. Las minas de los lápices son de grafito. Propiedades de los compuestos covalentes cristalinos. Tienen PF y PE altos. Son insolubles en cualquier disolvente. No conducen la electricidad y son malos conductores del calor.

Polaridad de las moléculas Recordar: electronegatividad es la tendencia de los átomos a atraer a los electrones compartidos en un enlace. Una molécula es apolar si el par de electrones del enlace se comparte por igual por los dos átomos. Ej: Molécula de Cl2 Molécula polar. Es por ejemplo la molécula de HF. El F es más electronegativo que el H; el F consigue desplazar hacia él la nube electrónica, de forma que el par de electrones permanece más tiempo cerca de ese átomo de F. Esta distribución desigual de la carga se le denomina dipolo. H F δ+ δ(Dipolo eléctrico son dos cargas eléctricas iguales de signo opuesto separadas una cierta distancia)

Enlace covalente polar: se forman entre átomos distintos, de distinta electronegatividad. Existen dipolos eléctricos. Enlace covalente apolar: cuando se forman entre átomos iguales o de parecida electronegatividad. A partir de los valores de la electronegatividad (mirar libro pag 258) ordena la polaridad de los enlaces. CN; CF HF SO OO

III

Enlace metálico. Este tipo de enlace se produce cuando se unen átomos de un mismo elemento metálico. El hierro, aluminio, cobre tiene este tipo de enlace.

Los átomos metálicos tienen pocos e de valencia en la última capa; liberan estos electrones sobrantes de modo que quedan los iones positivos y en entera libertad, alrededor de estos iones los e que quedan deslocalizados en la red. Se forma así una especie de nube o “mar de electrones” que se mueven libremente entre los cationes que disminuyen las fuerzas de repulsión entre ellos.

Estos electrones. Actúan de aglutinante o pegamento de la red cristalina, impidiendo la repulsión de los cationes. Cuánto más electrones de valencia tenga el elemento mayor es el enlace. Propiedades de los metales: -Tienen puntos de fusión y ebullición altos. Son muy densos.

- Los

metales son buenos conductores de la electricidad y del calor. Esto se debe a la movilidad que tienen los

electrones dentro de la red cristalina. Conducen la electricidad en los 3 estados.

-Son dúctiles, maleables, es decir, se pueden estiran en hilos y obtener láminas muy finas, ya que un desplazamiento de una capa de metal sobre otra no produce repulsiones electroestáticas como ocurre en el enlace iónico. Tienen brillo característico, llamado brillo metálico, debido a que sus superficies reflejan la luz.

3

Fuerzas Intermoleculares. Los compuestos covalentes moleculares están formados por moléculas. * Las fuerzas que mantienen unidos los átomos en la molécula son los enlaces covalentes. * Las fuerzas que unen entre sí las moléculas las llamamos fuerzas intermoleculares. * Las fuerzas intermoleculares son siempre menores que los enlaces covalentes que mantienen unidos los átomos en la molécula.

* Las fuerzas intermoleculares son también mucho más débiles que los enlaces iónicos y metálicos. * Las moléculas polares con un extremo positivo y el otro negativo, pueden atraerse electrostáticamente entre sí. Las atracciones eléctricas entre los dipolos hace que las sustancias polares tengan tengan puntos de fusión y ebullición mucho más bajas que las apolares.

* Estas fuerzas de atracción entre moléculas son las fuerzas intermoleculares denominadas de Van der Waals. Cuánto mayor es la polaridad de la molécula, más fuertes son los enlaces entre las moléculas. Cuanto mayor es la masa molecular de la sustancia mayor es también la fuerza de atracción entre sus moléculas o fuerzas de Van der Waals. Enlace de hidrógeno. Es un tipo de enlace de Van der Waals que se da cuando el enlace está formado por un átomo de hidrógeno y un átomo pequeño y muy electronegativo como el fluor, oxígeno, nitrógeno. Se forman dipolos; el H siempre tiene defecto de carga negativa. El puente de hidrógeno se produce por la atracción eléctrica entre el H y el elemento electronegativo (O, F ó N) de moléculas que están junto a él. Es el más fuerte de todas las fuerzas de Van der Waals. Estos enlaces son los responsables de las propiedades del agua (biología) CH3-COOH; NH3 Ejercicio. ¿Cuáles de las siguientes sustancias presenta enlaces de hidrógeno?. CH4; SH2; H2O; 1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-3-

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 4-

RESUMEN DE NOMENCLATURA Y FORMULACION QUIMICA INORGÁNICA. http://www.alonsoformula.com/inorganica/

Para practicar con ejercicios de formulación puedes entrar en:

Nº DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUIMICOS MAS IMPORTANTES. Nº OXIDACIÓN DE LOS METALES: +1 Alcalinos.- Li, Na, K, Rb, Cs .

Ag.

El grupo amonio NH4+ se comporta como un metal de

valencia+1 +2

Alcalino térreos: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra .

Zn, Cd

+2, +3

Grupo del hierro.- Cr, Mn, Fe, Co, Ni

+1, +2

Cu, Hg .

Halógenos

H ± 1; –1 F;

Anfígenos

–2 O;

NO METALES:

Nitroideos:

+3 Al.

+1, +3 Au;

+2, +4 Sn, Pb

±1,+3,+5,+7 Cl, Br, I ±2,+4,+6

±3,+5

S, Se Te .

N, P, As, Sb.

Carbonoideos:

±4 C, Si .

Mn y Cr.- si forman compuestos como los no metales sus números de oxidación son: Cr 3,6; Mn 4,6,7 ± 2,

+1 +3

± 4.

± 3,

Be

B

C

N

Na

Mg

Al

Si

K

Ca

Ge

Rb

Sr

Cs

Ba

Fr

Ra

H

±1

+2

Li

+1

Cr

Mn

Fe +2,+3

Co

Ni

+2

Cu Zn +1,+2 +2 Ag Cd +1 +2 Pt Au Hg +2,+4, +1,+3 +1,+2

Sn +2,+4 Pb +2,+4

± 1, + 3,

0

+ 4, +6 O -2

+ 5, +7 F -1

P

S

Cl

Ar

As

Se

Br

Kr

Sb

Te

I

Xe

+5

He Ne

Rn

Número de oxidación de un elemento es igual al nº de electrones que gana o pierde uno de sus átomos para formar un ión estable. El nº de oxidación es negativo si un átomo coge electrones; es positivo si cede e-. La valencia de un elemento es el número de electrones que gana, pierde o comparte uno de sus átomos al unirse a otros. Determinación del número de oxidación.

a) Números de oxidación de los elementos: * el oxígeno siempre –2 (salvo en los peróxidos -1). (El hidrógeno con metales -1 y con no metales +1 * los metales siempre +; alcalinos + 1, alcalino-térreos +2

b) En un compuesto neutro, la suma de los números de oxidación de los elementos, multiplicados por los respectivos subíndices, debe ser cero. Ejemplo: En el agua H2O

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

2 átomos de H por 1 (nº oxidación del H) + nº de átomos de O por 2 (nº oxidación Oxígeno) = 0 En el ácido sulfúrico

H2SO4 (el nº de oxidación del S es 6)

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-4-

2.1 +1.6 + 4.(-2) =0

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 5-

Fórmulas Químicas Una fórmula química nos informa de las clases de elementos que componen una sustancia y mediante subíndices numéricos, la proporción en la que están en dicha sustancia. Ejemplo: NH3 es la fórmula del amoniaco. Indica que hay 1 átomo de N por cada 3 de H.

Tipos de nomenclatura. Nomenclatura se refiere al nombre de las sustancias. •

Nomenclatura sistemática.- se indica el número de átomos por medio de prefijos. (mono=1, di=2, tri=3, tetra, penta, hexa, hepta, ..)

CO2 dióxido de carbono. •

Nomenclatura de Stock.- se indica la valencia en números romanos y entre paréntesis. Si el elemento tiene una sola valencia, se omite.

PbH4 hidruro de plomo (IV) •

Nomenclatura tradicional.- Se utilizan prefijos para indicar la valencia. ( per:, hipo ) y sufijos ico (mayor), oso(menor).

Cu O óxido cúprico.

I)

Al2O3 óxido de aluminio.

Cu2 O óxido cuproso.

SUSTANCIAS SIMPLES O ELEMENTOS. He helio;

Fe hierro.

Son diatómicos: Hidrógeno H2; Oxígeno O2; Nitrógeno N2; Flúor F2; Cloro Cl2 ; Bromo Br2;. Yodo I2. Si la molécula consta de más de dos átomos tienen nombres especiales: O3 ozono,

II)

Compuestos binarios. Sustancias que tienen dos elementos. Ejemplo: H2O. Para formular compuestos binarios se escriben los símbolos de ambos elementos y se intercambian las valencias.

Se escribe a la izquierda el elemento que esté más a la izquierda y hacia abajo en la tabla periódica. Ejemplo: NaCl, IF Cu2 O

1

OXIDO = ELEMENTO + OXIGENO.

Fórmula: X2 Ox

Si es posible se simplifica. Fe2 O3 trióxido de dihierro, óxido de hierro(III), óxido férrico Cl2O5 óxido de cloro (V) ú óxido clórico. En la nomenclatura tradicional, los óxidos no metálicos se nombraban con la palabra anhídrido en lugar de óxido.

El CO2 dióxido de carbono se nombraba anhídrido carbónico. El Cl2O3 óxido de cloro (III) u óxido cloroso se nombraba anhídrido cloroso.

2

PERÓXIDO = ÓXIDO metálico + OXIGENO. NO SE SIMPLIFICAN. Se sustituye un O del óxido por el grupo peroxo O22El grupo O22- actúa con valencia 2. H2O2 peróxido de hidrógeno o agua oxigenada K2O2 peróxido de potasio.

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-5-

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

3

- 6-

Hidruro metálico: metal + hidrógeno. CuH2

MHm

dihidrudo de cobre , hidruro de cobre(II) ó hidruro cúprico.

4

HIDRUROS NO METALICOS.El no metal actúa siempre con la valencia menor cuando se combina con H o con no metales. En la nomenclatura tradicional tienen nombres especiales. Son los siguientes: (B, C, Si, N,P,As,Sb) + H; trihidruro de boro ó borano; BH3 CH4 tetrahidruro de carbono ó metano SiH4 silano NH3 amoniaco. PH3 fosfina, AsH3 arsina SbH3 estibina.

H + (F,Cl,Br,I,S,Se,Te) En disolución acuosa dan disoluciones ácidas. En la nomenclatura tradicional: se nombran con la palabra ácido terminado en

hídrico.

HF HCl HBr HI

Fluoruro de hidrógeno cloruro de hidrógeno bromuro de hidrógeno Yoduro de hidrógeno

HF(aq) HCl(aq) HBr(aq) HI(aq)

H2 S H2 Se H2 Te

sulfuro de dihidrógeno ó sulfuro de hidrógeno. selenuro de hidrógeno suteleruro de hidrógeno

H2 S(aq) H2 Se(aq) H2 Te(aq)

ácido fluorhídrico. ácido clorhídrico. ácido bromhídrico. ácido yodhídrico. ácido sulfhídrico. ácido selenhídrico ácido telurhídrico.

5

Sales binarias. METAL + NO METAL Fórmula: Mx Xm. El no metal actúa siempre con la valencia menor cuando se combina con H o con no metales.. NaCl cloruro de sodio, cloruro sódico. CuBr2 dibromuro de cobre, bromuro de cobre(II) ó bromuro cúprico. Formula los siguientes compuestos: fluoruro de plata, disulfuro de plomo, bromuro de oro(I); nitruro de calcio y cloruro de hierro (III) Nombra siguiendo la nomenclatura sistemática y de Stock los siguientes compuestos NaCl; AuCl3; HgS; PbS2; PbCl4; Ni2S3

III) HIDROXIDO = METAL + (OH); Fórmula: M(OH)m el ión hidróxido OH– tiene de valencia 1 Pb(OH)4 KOH

tetrahidróxido de plomo hidróxido de potasio

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

hidróxido de plomo(IV)

-6-

hidróxido plúmbico. hidróxido potásico.

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 7-

IV) Ácidos.Compuestos que tienen H en su molécula y en disolución acuosa desprenden protones (H+). Hidrácidos: H + ( F,Cl,Br,I,S,Se,Te). Ejemplo HF(aq) ácido fluorhídrico.

ACIDOS OXOACIDOS. Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, un elemento no metálico y oxígeno.

Fórmula: HaXbOc.

Se obtienen al reaccionar un:

Óxido no metálico+ Agua
Acido

Para formularlos: Una forma de hacerlo es: escribimos la fórmula del óxido del cual procede, añadimos la molécula de agua simplificando siempre que se pueda. Ej: CO2+ H2O
H2CO3 ácido carbónico ( Si el no metal tiene una sola valencia, el ácido termina en ICO)

Si el metal tiene varias valencias la fórmula es similar a las siguientes; solo cambiaría el símbolo del no metal. Valencia del no metal

Se añade:

Si es PAR la valencia del no metal

Si es IMPAR la valencia del no metal

1o2 3o4 5o6 7

Hipo … oso … oso … ico Per … ico

H2SO2 H2SO3 H2SO4

HClO HClO2 HClO3 HClO4

Ácido hiposulfuroso Ácido sulfuroso Ácido sulfúrico

Para nombrarlos. • En la nomenclatura tradicional un ácido HaXbOc

Ácido hipocloroso Ácido cloroso Ácido clorico Ácido perclórico

se nombra:

Con la palabra ÁCIDO seguido del nombre del elemento central X al cual se le añade algún prefijo o sufijo para indicar la valencia con la que actúa. Para conocer la valencia del elemento X, hay que seguir las reglas para conocer el estado de oxidación. El oxígeno actúa con –2 el hidrógeno con +1 y la suma de nº de oxidación de cada elemento multiplicado por el número de átomos de ese elemento tiene que ser cero. Ejemplo HClO4 Ácido perclórico. 1+Nº oxid. del Cl-4.2=0 nº oxidación del Cl=7.

•

En la nomenclatura IUPAC se nombran. –

Prefijo que indica el número de oxígenos (di,tri,tetra) OXO + nombre del elemento X terminado en ATO (valencia de X) +de hidrógeno. Ejemplos:

H2SO4 tetraoxosulfato(VI) de hidrógeno. HClO4 tetraoxoclorato(VII) de hidrógeno H2 CO3 trioxocarbonato(IV) de hidrógeno

Ácidos del P,As y Sb: Se formulan añadiendo a una molécula de óxido 3 moléculas de agua.

Acido fosfórico H3PO4. Ácido arsenioso H3AsO3

(P2O5 + 3 H2O
H6P2O8); (As2O3 + 3 H2O
H6P2O6);

Los ácidos del P,As, Sb que se formulan añadiendo al óxido una molécula de agua se nombre con el prefijo META. Ácido metafosfóroso HPO2 Ácido metaantimónico: H SbO3

(P2O3 + H2O
H2P2O4). (Sb2O5 + H2O
H2Sb2O6).

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-7-

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

V)

- 8-

IONES. Átomo o grupos de átomos con carga eléctrica.

CATIONES.

iones con carga positiva.

Se nombran con la palabra ión seguida del nombre del elemento. H+ ión hidrógeno; Fe3+ ión hierro(III). Los cationes poliatómicos tienen nombres especiales: H3O+ ión oxonio o hidronio. NH4+ ión amonio.

ANIONES. son iones con carga negativa. Los aniones monoatómicos se nombran: ión seguido del nombre del no metal terminado en uro. H- ión hidruro, Cl- ión cloruro. S2- ión sulfuro. Un anión poliatómico muy importante es el ión hidróxilo OH-.

Aniones de los oxoácidos: Si una molécula de un oxoácido pierde los H en forma de H+ se convierte en un anión que tiene una carga negativa igual al nº de H perdidos. Se nombran cambiando la terminación del ácido OSO, ICO por ITO,ATO ácido sulfúrico H2 SO4

SO42- ión sulfato

ácido nitroso HNO2

NO2- ión nitrito

VI) OXISALES. SON SALES NEUTRAS. Resultan de sustituir los H+ del ácido por cationes metálicos. Se nombran como el ácido del que proceden sustituyendo:

Terminación del ácido Terminación de la sal ácido

anión

ácido sulfúrico H2 SO4 “ ácido nitroso HNO2 “

VI)

-ICO -ATO

Ion sulfato

-OSO -ITO

catión metálico SO42-

“ Ión nitrito NO2“

+

Nombre y Fórmula de la sal

Na ión sodio.

Sulfato de sodio Na2SO4;

Fe3+ ión hierro

Sulfato de hierro(III) Fe2 (SO4)3

Mg2+ ión magnesio.

Nitrito de magnesio Mg(NO2)2

Hg+ ión mercurio(I)

Nitrito de mercurio(I) HgNO2

SALES ÁCIDAS.Tienen algún H sin sustituir. Se nombran: el nº de H sin sustituir con los prefijos MONO, DI.., HIDRÓGENO seguido del NOMBRE DE LA SAL.

Si se sustituyen la mitad de los H del ácido se nombra igual que la sal neutra anteponiendo el prefijo BI. Ejemplos: K HSO4 hidrógeno sulfato de sodio o bisulfato de potasio. Al(HSO4)3 hidrógeno sulfato de aluminio Na H CO3 bicarbonato de sodio o hidrógeno carbonato de sodio.

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-8-

IES Pedro de Tolosa. SM de Valdeiglesias.

- 9-

Ejercicios formulación inorgánica. 1.

Escribe la fórmula de los siguientes elementos. Sodio, calcio, hierro, magnesio, neón, hidrógeno, cloro, argón, nitrógeno, oxígeno, kripton, yodo.

2.

Formula los óxidos: dióxido de plomo, óxido de fósforo (V), óxido de manganeso(VII), trióxido de diyodo, monóxido de carbono.

3. 4.

Nombra siguiendo las nomenclaturas sistemática y de Stock los siguientes óxidos: Cr2O3; Au2 O; MnO2; NO; I2O7; HgO; Na2O; SO3 Formula siguiendo la nomenclatura tradicional. Óxido cloroso; oxido clorico; óxido férrico; óxido perclórico.

5.

Nombra siguiendo la nomenclatura tradicional. Sb2O3; MgO; FeO; Br2O3; Br2O5, Br2O7

6.

Formula los siguientes peróxidos: peróxido de litio, agua oxigenada, peróxido de sodio.

7.

Formula los siguientes hidruros: hidruro de plomo(IV), trihidruro de arsénico, hidruro de aluminio, hidruro de zinc, cloruro de hidrógeno.

8.

Nombra según la nomenclatura tradicional: HI(aq), H2S(aq), NH3, CH4, PH3

9. 10.

Formula los siguientes compuestos: fluoruro de plata, disulfuro plomo, bromuro de oro(I); nitruro de calcio y cloruro de hierro (III).

11.

Nombra siguiendo la nomenclatura sistemática y de Stock los compuestos: NaCl; AlCl3; HgI; SnS2;PbCl4;Ni2S3

12.

Nombra los siguientes hidróxidos según la nomenclatura sistemática y tradicional: KOH, Mg(OH)2, Sn(OH)4, NH4HO.

13.

Escribe la fórmula: Hidróxido de litio, hidróxido de cromo(III), hidróxido férrico, hidróxido de aluminio, hidróxido amónico

14.

Formula los siguientes ácidos: ácido brómico, ácido carbónico, trioxoclorato(I) de hidrógeno, ácido hipocloroso, trioxonitrato(III) de hidrógeno, ácido nítrico, ácido perclórico.

15.

Nombra los siguientes ácidos por las dos nomenclaturas: sistemática y tradicional. HClO; H2SO3;H3PO3; HBrO3; H2CO3; HNO3

16.

Escribe la fórmula de los siguientes ácidos: ácido fosfórico, ácido sulfúrico, ácido metafosforoso, ácido arsénico, ácido perbrómico, trioxoseleniato(VI) de hidrógeno.

17.

Escribe la fórmula del los iones: ion manganeso(VII), ión hierro(II), ión calcio, ión amonio, ión sodio.

18. 19.

Formula: ión cloruro, ión perclorato, ión hipoclorito, ión sulfuro, ión sulfito. Formula: ión fosfato, ión sulfuro, ión nitrito, ión peryodato, ión potasio.

20.

Formula las siguientes sales: sulfato de cobre(II), nitrato de plata, carbonato de magnesio, perclorato de cinc, nitrito de sodio. Formula las siguientes sales: cloruro amónico, carbonato de estaño(IV), fosfato de calcio, permanganato de potasio.

21. 22. 23.

Para nombrar una sal debemos conocer la valencia de los elementos que lo forman. Para ello se debe desarmar en iones. Au2(SO4) 3 Nombra las siguientes sales: CaCO3; Na2SO4; FeSO3; Zn(NO3)2; NaClO;

24. 25.

Nombra: NaHCO3, KHS, MgHPO3, Pb(IO)2, NH4NO3. Formula: hidrógeno sulfato de zinc, dihidrógeno arseniato de radio, bicarbonato de sodio, bicarbonato de calcio.

1º Bach. FyQ. Enlace y Formulación inorgánica. jgo

-9-