I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)

Dpto. Física y Química

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA 1. Conceptos previos. 2. Estados de oxidación de los elementos. 3. Sustancias simples. 4. Normas generales para la formulación y nomenclatura de compuestos binarios. 5. Combinaciones binarias del hidrógeno. 5.1. Hidruros metálicos. 5.2. Hidruros no metálicos. 5.3. Combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos de los grupos 16 y 17. 6. Combinaciones binarias del oxígeno. 6.1. Óxidos. 6.2. Peróxidos. 7. Hidróxidos. 8. Oxoácidos. 9. Teoría de la disociación iónica de Svante Arrhenius. 9.1. Disociación iónica de ácidos 9.2. Disociación iónica de hidróxidos. 10. Iones. 10.1. Cationes. 10.2. Aniones. 11. Sales neutras. 11.1. Sales binarias. 11.2. Oxosales (oxisales). 11.3. Disociación iónica de sales. 12. Aniones ácidos y sales ácidas. 13. Compuestos no metal - no metal. 14. Ejercicios. 15. Soluciones a los ejercicios.

1. Conceptos previos La materia está formada por distintas sustancias. Si una porción de materia (sistema material) está formada por una sola sustancia, se le llama sustancia pura. Si está formada por varias, se le llama mezcla. Sustancia (o sustancia pura, o sustancia química) es cada una de las distintas clases de materia. Las distintas sustancias se diferencian unas de otras por su composición química y por sus propiedades específicas. Ejemplos de sustancias: el agua, el oxígeno, el ozono, el hidrógeno, el dióxido de carbono, el diamante, la sal común, la sosa cáustica, el amoníaco, el ácido sulfúrico, la hemoglobina, etc. Las sustancias, a su vez, están formadas por uno o por varios elementos (o elementos químicos). Elemento químico es cada una de las distintas clases básicas o elementales de sustancias, que ya no están formadas por otras más simples. Los elementos químicos conocidos están ordenados y clasificados en el Sistema Periódico. Se les representa por un símbolo químico que puede estar formado por una sola letra o por dos: si se trata de una sola letra, es mayúscula, si se trata de dos, la primera es mayúscula y la segunda minúscula. Son ejemplos de elementos químicos: el hidrógeno (H), el oxígeno (O), el carbono (C), el nitrógeno (N), el sodio (Na), el cloro (Cl), etc. Las sustancias se representan mediante fórmulas químicas, que son combinaciones de símbolos de elementos con subíndices numéricos. Las mezclas carecen de fórmula y de símbolo químico. Sustancias simples son las que están formadas por un sólo elemento químico. Por ejemplo: oxígeno (O2), ozono (O3), hidrógeno (H2), diamante (C), grafito (C), etc.

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Sustancias compuestas, o compuestos, son las que están formadas por varios elementos. Hay compuestos binarios, formados por dos elementos, como el agua (H2O), el dióxido de carbono (CO2), la sal común (NaCl) o el amoníaco (NH3), compuestos ternarios como la sosa cáustica (NaOH), el ácido sulfúrico (H2SO4) o el alcohol etílico (C2H5OH), y compuestos formados por más elementos, como la hemoglobina, el carbonato de amonio, etc. Las fórmulas químicas de las sustancias nos indican su composición química, y algunas de ellas también nos dicen algo sobre su estructura interna, sobre la forma en que están organizados los átomos en dicha sustancia. Sustancias simples (formadas por un solo elemento) Sustancias puras Sistemas materiales

Compuestos (formados por varios elementos) Mezclas

Formular una sustancia es escribir su fórmula química, conocido su nombre. Nombrar una sustancia es el proceso inverso, es dar su nombre a partir de su fórmula. Para ambas cosas se siguen una serie de normas, establecidas por la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada).

2. Estados de oxidación de los elementos Estados de oxidación o números de oxidación son unos números enteros que se atribuyen a los distintos elementos químicos y que facilitan la formulación y nomenclatura de las sustancias. Más adelante estudiaremos que tienen un significado más profundo, ya que están relacionados con el número de electrones que los átomos “pierden o ganan” para formar las distintas sustancias. Al final de estos apuntes hay una lista con los estados de oxidación más frecuentes de los principales elementos químicos y con las normas para su aplicación a efectos de formulación y nomenclatura. Antes de proseguir con el estudio de la formulación y nomenclatura hay que memorizar los estados de oxidación y sus normas de uso.

3. Sustancias simples Sustancias simples son las formadas por un único elemento químico. Elementos estables en forma monoatómica: Son muy pocos, sólo los gases nobles, que forman el grupo 18 de la tabla periódica.Se encuentran en forma de átomos aislados porque no tienden a unirse con otros átomos. Por ello no tienen fórmula, se representan por sus símbolos químicos y se nombran con sus nombres de elemento: helio (He), neon (Ne), etc. Otros elementos pueden encontrarse en forma monoatómica, pero no de modo estable. En estos casos se les nombra anteponiendo el prefijo "mono" al nombre del elemento: monohidrógeno (H), monooxígeno (O), etc. Elementos estables en forma molecular: Son algunos no metales. El subíndice de su fórmula indica el número de átomos que forman la molécula, normalmente dos pero a veces más. La forma más estable en la que se presenta un elemento es la sustancia que se nombra con el nombre del elemento. Otras formas reciben otros nombres. Se presentan en forma molecular diatómica los siguientes no metales: hidrógeno (H2), nitrógeno (N2), oxígeno (O2), y los halógenos (grupo 17): fluor (F2), cloro (Cl2), bromo (Br2) e iodo (I2). Más rara vez el diazufre (S2). Algunos elementos pueden formar otras moléculas: ozono (O3), tetrafósforo (P4), exaazufre(S6), octaazufre (S8) y pocos más. Todas estas sustancias se pueden nombrar también con prefijos que indican el número de átomos de la molécula: monooxígeno (O), dioxígeno (O2), trioxígeno (O3), etc.

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Todas estas sustancias simples moleculares son gaseosas en condiciones habituales de presión y temperatura, excepto el Br2, que es líquido, el I2, sólido volátil, y P4, S6 y S8, sólidos más estables. Estados alotrópicos de un elemento son las distintas formas en que éste se puede presentar, aunque no todas ellas sean igualmente estables. Así por ejemplo, el elemento oxígeno se puede presentar en tres estados alotrópicos: monooxígeno. oxígeno diatómico y ozono. Cuando se hable de la sustancia "oxígeno", sin especificar más detalles, debemos entender que se está hablando de su forma más estable, en este caso el oxígeno diatómico, y se debe formular como O2. Del mismo modo, por hidrógeno debemos entender H2, por nitrógeno N2, etc. Elementos estables en forma de red cristalina: Todos los metales pueden presentarse así. Puesto que las redes están formadas por un número muy grande e indeterminado de átomos, se renuncia a indicar su número, y se les representa sólo con su símbolo: sodio (Na), cobre (Cu), hierro (Fe), etc. También se presentan así algunos no metales, como el carbono (C). Las sustancias simples en la naturaleza Son muy pocas las que se pueden encontrar de modo estable en el medio natural de nuestro planeta, ya que casi todos los elementos tienden a combinarse unos con otros. En las condiciones habituales de presión y temperatura en la Tierra, las más frecuentes son: En estado gaseoso, en la atmósfera. Véase https://es.wikipedia.org/wiki/Atm%C3%B3sfera_terrestre sobre la composición de la atmósfera terrestre.: • •

Nitrógeno (N2), muy abundante (78%). Muy poco reactivo. Oxígeno (O2), muy reactivo, se combina con casi todos los demás elementos para formar óxidos, y es consumido en la respiración de todos los organismos aerobios. A pesar de ello es muy abundante (21%) por el aporte constante que realizan los organismos fotosintéticos. Mucho menos abundantes son los gases nobles, sobre todo el argón (Ar), el neón (Ne), etc. Menos abundantes aún: hidrógeno (H2), que se combina con el oxígeno para formar agua, y ozono (O3), muy reactivo, se descompone formando dioxígeno. El hidrógeno, muy ligero, abunda más en las capas altas de la atmósfera. El ozono se acumula en la llamada capa de ozono (alta estratosfera).

• •

En estado sólido, en la corteza terrestre: •

Ciertos metales muy poco reactivos, llamados metales nobles: oro (Au) , plata (Ag), cobre (Cu), platino (Pt),y también, más escaso, el hierro (Fe) y algunos otros. Algunos no metales, como carbono (C), azufre, y pocos más. El carbono se puede presentar en dos formas cristalinas: grafito y diamante. Grafito amorfo es el principal componente de las rocas llamadas carbones: antracita, lignito, etc., y del hollín. El azufre es abundante en zonas volcánicas en forma de octaazufre (S8) sólido, líquido o gas. El diazufre (S2), gas, sólo se forma a muy altas temperaturas.

•

Artificialmente sí se ha conseguido aislar todos y cada uno de los elementos de la Tabla Periódica. Ej. 1: Completa la siguiente tabla dando la fórmula y todos los nombres válidos de las especies químicas. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Cl2

Fórmula

N. prefijos

S2 Neon

Mononitrógeno Ozono

P4

Oxígeno Li

Monocarbono

Dihidrógeno Plata

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Otro nombre

Fluor

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4. Normas generales para la formulación y nomenclatura de compuestos binarios. Para formular un compuesto binario a partir de su nombre: 1º. Se escriben los símbolos de los dos elementos. La IUPAC estableció en 2005 la siguiente secuencia de elementos y determinó que el elemento que se encuentre antes se debe escribir a la dcha., y el que se encuentre después, a la izda.: • • • • •

Grupo 17 (Halógenos): Grupo 16 (Anfígenos):

F, Cl, Br, I, At O, S, Se, Te, Po H Grupo 15 (Nitrogenoides): N, P, As, Sb, Bi Resto de grupos del 14 al 1, con sus elementos ordenados de arriba a abajo.

De este modo, el agua se formula H2O y no OH2, y la combinación de cloro y bromo se formula BrCl, y no ClBr. 2º. El elemento más electronegativo -que casi siempre es el que se escribe a la dcha.- actúa con su número de ox. negativo, y el menos electronegativo -que casi siempre es el de la izda.-, con alguno de sus números de ox. positivos. Mientras estamos formulando conviene escribir sobre el símbolo de cada elemento, entre paréntesis, el estado de ox. con el que actúa, con su signo. Estos números no deben aparecer después en la fórmula final. 3ª. A continuación se pone como subíndice en el símbolo de cada elemento el número de oxidación con que actúa el otro, sin signo, como valor absoluto. Después, se simplifican estos subíndices dividiéndolos entre dos si ello es posible, es decir, si los resultados son enteros. En ocasiones no se debe simplificar. En la fórmula final, si es correcta, los subíndices nos indican el número de átomos de cada elemento. Se puede comprobar que la suma de los productos del número de átomos de cada elemento por el número de ox. del elemento es nula, si se trata de un compuesto eléctricamente neutro. Para nombrar un compuesto binario a partir de su fórmula hay que averiguar los estados de ox. con los que actúa cada elemento: 1º. A partir de los símbolos se determinan los nombres de los dos elementos. 2º. Se escribe, sobre cada símbolo y entre paréntesis, el número de ox. con que actúa cada elemento. Para ello hay que recordar que el elemento más electronegativo -casi siempre el de la dcha.- actúa con su estado de ox. negativo, que sólo puede ser uno y se debe conocer. 3º. Si el otro elemento sólo tiene un estado de ox. positivo, se debe conocer también, y ya es fácil dar el o los nombres del compuesto. 4º. Si el otro elemento tiene más de un estado de ox., y no sabemos con cuál actúa, se escribe sobre él una (x). Es fácil determinar el valor de x sabiendo que la suma de los productos del número de átomos de cada elemento por su estado de oxidación debe ser nula. Ello nos permite plantear una ecuación matemática de primer grado de fácil resolución. Así se determina el valor de x.

5. Combinaciones binarias del hidrógeno 5.1. Hidruros metálicos Son compuestos binarios del hidrógeno (H) con un metal (M), de fórmula general

MHn

El hidrógeno (más electronegativo) actúa con estado de ox. (-1), y el metal (menos electronegativo) con estado de ox. positivo (+n). Si el metal sólo tiene un estado de ox. positivo, el compuesto recibe el nombre de "hidruro de (metal)". También recibe el nombre con prefijo, pero en estos casos si el prefijo es "mono" se omite:

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Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

LiH

Hidruro de litio

Hidruro de litio

CaH2

Dihidruro de calcio

Hidruro de calcio

Si el metal tiene más de un estado de ox. positivo, hay que especificarlo indicándolo entre paréntesis y en números romanos. También son válidos los nombres con prefijos, pero en estos casos no se puede omitir el "mono" porque ello causaría confusión: Fórmula CuH

N. prefijos

Otro nombre

Monohidruro de cobre Hidruro de cobre (I)

FeH2

Dihidruro de hierro

Hidruro de hierro (II)

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

CuH2

Dihidruro de cobre

Hidruro de cobre (II)

FeH3

Trihidruro de hierro

Hidruro de hierro (III)

Los hidruros metálicos son sólidos muy poco frecuentes en la naturaleza.

5.2. Hidruros no metálicos Son compuestos binarios del hidrógeno (H) con un no metal (X) de los grupos 13, 14 o 15 del Sistema Periódico (nunca de los grupos 16 ni 17). Según el orden establecido por la IUPAC, los símbolos de estos elementos se escriben antes que el del H, por lo que la fórmula general de estos hidruros es XHn El hidrógeno (menos electronegativo) actúa con estado de ox. (+1), y el no metal (más electronegativo) con estado de ox. negativo (-n). En realidad, la electronegatividad de estos no metales no es muy diferente de la del H. Por ello estos elementos se siguen llamando hidruros, como se hacía antiguamente, aunque esto no sea muy correcto (el sufijo "uro"se aplica siempre al elemento más electronegativo, salvo en estos casos). Estos hidruros reciben nombres especiales: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

BH3

Trihidruro de boro

Borano

PH3

Trihidruro de fósforo

Fosfano

CH4

---------

Metano (Carbano)

AsH3

Trihidruro de arsénico

Arsano

SiH4

Tetrahidruro de silicio

Silano

SbH3

Trihidruro de antimonio

Estibano

NH3

Trihidruro de nitrógeno

Amoníaco (Azano)

La mayor parte de estos compuestos son gases en las condiciones habituales de presión y temperatura. Varios de ellos son de olor desagradable, irritantes, y algunos, por fortuna rarísimos de encontrar, muy tóxicos. El metano no es raro en la naturaleza: es el principal componente del gas natural, muy utilizado como combustible. Junto con el amoníaco, el fosfano y otros gases se produce en la descomposición anaerobia (putrefacción) de la materia orgánica. El amoníaco es otro gas tóxico, irritante, muy utilizado en la industria química. El amoníaco comercial, que se vende en droguerías como agente de limpieza por su poder corrosivo, es una disolución acuosa del NH3 gas.

5.3. Combinaciones binarias del hidrógeno con los elementos de los grupos 16 y 17. Los elementos de los grupos 16 (anfígenos) y 17 (halógenos), no metales, son más electronegativos que el H, por lo que actúan con su estado de ox. negativo (-n), y el H con el suyo positivo (+1). Por tanto sus combinaciones con el hidrógeno no se llaman hidruros, sino cloruro, sulfuro, etc. Según el orden establecido por la IUPAC, se deben escribir a la dcha., por lo que la fórmula general de estos compuestos es HnX También reciben nombres especiales:

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Fórmula

N. prefijos

Otros nombres

Fórmula

N. prefijos

Otros nombres

HF

Fluoruro de hidrógeno

Ácido fluorhídrico

H2O

--------

Agua

HCl

Cloruro de hidrógeno

Ácido clorhídrico

H2S

Sulfuro de dihidrógeno

Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico

HBr

Bromuro de hidrógeno

Ácido bromhídrico

H2Se

Seleniuro de dihidrógeno

Seleniuro de hidrógeno Ácido selenhídrico

HI

Ioduro de hidrógeno

Ácido iodhídrico

H2Te

Telururo de dihidrógeno

Telururo de hidrógeno Ácido telurhídrico

Todos estos compuestos, excepto el agua, son gases en condiciones habituales de presión y temperatura, y en ese estado no manifiestan propiedades ácidas, por lo que no se les llama ácidos. Sólo cuando están disueltos en agua presentan estas propiedades, y sólo entonces reciben estos nombres terminados en el sufijo "hídrico". En disolución acuosa constituyen los llamados ácidos hidrácidos. El H2S es un gas tóxico, principal responsable del olor a huevos podridos, que se produce en la putrefacción de la materia orgánica y que también está presente en el petróleo, en el gas natural y en emanaciones volcánicas y aguas termales. El HCl es otro gas tóxico, corrosivo. Disuelto en agua en baja concentración constituye el "agua fuerte", usada como agente limpiador. Curiosamente, está presente en los jugos gástricos de los mamíferos. Por su similitud con estos compuestos, estudiaremos aquí el cianuro de hidrógeno (HCN) o ácido cianhídrico (si se encuentra disuelto en agua). Se trata de una sustancia de agradable olor a almendras amargas, presente en las almendras verdes, y altamente venenosa: era el agente letal usado en las cámaras de gas. Ej. 2: Completa la siguiente tabla dando la fórmula y todos los nombres válidos de las especies químicas. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

H2Te

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

MnH2 Trihidruro de boro

Tetrahidruro de cobre Ácido bromhídrico

HgH

Hidruro de plomo (II)

PH3 Dihidruro de zinc

Yoduro de hidrógeno Hidruro de estroncio

Silano

6. Combinaciones binarias del oxígeno 6.1. Óxidos. Son compuestos binarios del oxígeno (O) con un metal (M), de fórmula general o con un no metal (X), de fórmula general X2On

M2On

El oxígeno (más electronegativo) actúa con estado de ox. (-2), y el metal o no metal (menos electronegativos) con estado de ox. positivo (+n). Si "n" es par, se simplifica la fórmula obtenida dividiendo ambos subíndices entre 2. Ejemplos: (+1)(-2)

Óxido de litio:

LiO → Li2O

(+2)(-2)

Óxido de berilio:

(+3)(-2)

Óxido de aluminio:

AlO → Al2O3

(+4)(-2)

Óxido de plomo (IV):

(+5)(-2)

Óxido de nitrógeno (V): NO → N2O5

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BeO → Be2O2 → BeO PbO → Pb2O4 → PbO2 (+6)(-2)

Óxido de azufre (VI):

SO → S2O6 → SO3

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Si el metal o no metal sólo tienen un estado de ox. positivo, el compuesto recibe el nombre de "óxido de (metal)" u "óxido de (no metal)". También recibe el nombre con prefijo, pero en estos casos si el prefijo es "mono" se omite: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Li2O

Óxido de dilitio

Óxido de litio

BeO

Óxido de berilio

Óxido de berilio

Al2O3

Trióxido de dialuminio

Óxido de aluminio

B2O3

Trióxido de diboro

Óxido de boro

Si el metal o no metal tienen más de un estado de ox. positivo, hay que especificarlo indicándolo entre paréntesis y en números romanos. También son válidos los nombres con prefijos, pero en estos casos no se puede omitir el "mono" porque ello causaría confusión: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

FeO

Monóxido de hierro

Óxido de hierro (II)

Fe2O3

Trióxido de dihierro

Óxido de hierro (III)

CO2

Dióxido de carbono

Óxido de carbono (IV)

CO

Monóxido de carbono Óxido de carbono (II)

Para nombrar a partir de su fórmula un óxido de cualquier metal o no metal: 1º. Escribimos la fórmula a nombrar, p.ej.

CrO2

2º. Determinamos la clase de compuesto de que se trata: en nuestro caso un óxido metálico (de cromo). 3º. Sobre el símbolo de cada elemento escribimos su estado de oxidación (ya que no conocemos el del cromo, escribimos una incógnita: x):

(x) (-2)

CrO2

3º. Los subíndices de la fórmula nos indican que hay un átomo de cromo y dos de oxígeno. 4º. Multiplicamos el núm. de átomos de Cr por su estado de ox.: Multiplicamos también el núm. de átomos de O por el suyo: La suma de estos productos debe ser nula: 5º. Resolvemos la ecuación:

x - 4 = 0;

1∙x 2∙(-2) 1∙x + 2∙(-2) = 0

x = +4

6º. Comprobamos si +4 es verdaderamente un estado de ox. posible del Cr, para descartar errores. En nuestro caso, sí lo es. 7º. Por tanto los nombres para el compuesto son: El nombre con prefijos se determina según los subíndices: El otro nombre se determina según el núm. de ox. del metal:

dióxido de cromo óxido de cromo (IV)

Hay excepciones a lo dicho hasta ahora, los casos de los halógenos (grupo 17): El único elemento más electronegativo que el oxígeno es el fluor (F). Por tanto al combinarse con el oxígeno él actúa con su estado de oxidación negativo (-1) y el oxígeno con el suyo positivo (+2). El compuesto resultante no es un óxido de fluor, sino el fluoruro de oxígeno o difluoruro de oxígeno. Es el único caso en el que el oxígeno actúa con (+2): (+2)(-1)

Difluoruro de oxígeno:

OF → OF2

Los restantes halógenos (Cl, Br e I) son menos electronegativos que el oxígeno, por lo que al combinarse con él usarán algunos de sus estados de ox. positivos (+1, +3, +5 ó +7), y el oxígeno usará el (-2). Sin embargo, según la IUPAC los símbolos de estos halógenos deben escribirse a la derecha del del oxígeno, y los compuestos resultantes no se nombran como óxidos de halógeno, sino como haluros de oxígeno: (-2)(+1)

Dicloruro de oxígeno:

OCl → OCl2

(-2)(+3)

Dicloruro de trioxígeno: OCl → O3Cl2

etc.

Resumiendo, los nombres y fórmulas para las combinaciones binarias del oxígeno con los halógenos son:

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Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

OF2

Difluoruro de oxígeno

Fluoruro de oxígeno

OCl2

Dicloruro de oxígeno

--------

O5Br2

Dibromuro de pentaoxígeno

--------

O7 I2

Diyoduro de heptaoxígeno

--------

Los óxidos metálicos son sólidos, suelen encontrarse en la corteza terrestre formando parte de distintos minerales, como únicos componentes o junto con otras sustancias. Así, la cuprita está formada por Cu2O, el oligisto o hematita por Fe2O3, la magnetita es una mezcla de varios óxidos de hierro, etc. Muchos óxidos no metálicos y haluros de oxígeno son gases irritantes y bastante tóxicos, por fortuna no muy abundantes en la atmósfera, pero que se producen en muchas combustiones y procesos industriales contaminando el aire y provocando problemas respiratorios, lluvia ácida, smog, etc. Así sucede con todos los óxidos de nitrógeno (NOx), de azufre (SOx), de cloro, etc. El CO2 es un gas no tóxico, componente normal de la atmósfera, que se produce en todas las combustiones y que desempeña un importante papel en el ciclo del carbono en nuestro planeta: es producido y liberado por todos los seres que respiran y es absorbido en la fotosíntesis. Juega otro papel muy importante: es un gas invernadero y su presencia constante en la atmósfera ha ayudado a mantener estable la temperatura media de la Tierra en torno a los 15 ºC. Desgraciadamente, su incremento debido al uso excesivo de combustibles fósiles está produciendo un rápido calentamiento global y un cambio climático cuyas consecuencias serán desastrosas con toda probabilidad. El otro óxido de carbono, el CO, es un gas altamente venenoso, por fortuna mucho menos estable y abundante que el CO2, pero que también se produce en muchas combustiones incompletas (con poca ventilación). Es el causante de muchas muertes accidentales. El dióxido de silicio o sílice (SiO2) es un sólido muy abundante. Es el componente del cuarzo, el segundo mineral más común en la corteza terrestre, presente en multitud de rocas. Podríamos considerar el agua como un "óxido de hidrógeno". A pesar de ser una de las sustancias más abundantes, tiene unas propiedades físicas y químicas muy peculiares en comparación con los otros óxidos. Esas peculiaridades la convierten en idónea e imprescindible para casi todas las formas de vida que conocemos. Ej. 3: Completa la siguiente tabla dando la fórmula y todos los nombres válidos de las especies químicas. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

MnO3

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

SeO Monóxido de níquel

Trióxido de dicromo Óxido de bario

OI2

Óxido de oro (I) Cs2O

Monóxido de potasio

Dióxido de nitrógeno Óxido de arsénico (V)

Fluoruro de oxígeno

6.2. Peróxidos. También son compuestos binarios del oxígeno con el hidrógeno o con algunos metales, casi exclusivamente con los alcalinos (grupo 1) y con los alcalino-térreos (grupo 2).

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Se diferencian de los óxidos en el estado de oxidación del oxígeno, que ahora no es (-2), sino (-1). Otra característica es que en las fórmulas de los peróxidos el subíndice del oxígeno siempre es 2, nunca se simplifica. Esto se debe a que en las moléculas de peróxidos realmente hay dos átomos de oxígeno unidos entre sí. Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

H2O2

Dióxido de dihidrógeno

Peróxido de hidrógeno

Na2O2

Dióxido de disodio

Peróxido de sodio

CaO2

Dióxido de calcio

Peróxido de calcio

SrO2

Dióxido de estroncio

Peróxido de estroncio

Se trata de sustancias muy poco abundantes, por su inestabilidad, ya que fácilmente se descomponen produciendo los correspondientes óxidos y liberando oxígeno. Son más frecuentes los peróxidos orgánicos, presentes en la materia orgánica. Es muy conocido el peróxido de hidrógeno o agua oxigenada. Ej. 4: En la siguiente tabla hay óxidos y peróxidos. Complétala dando la fórmula y todos los nombres válidos de las especies químicas. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

TiO2

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

BeO2 Dióxido de potasio

Dióxido de plomo Peróxido de bario

Rb2O2

Peróxido de dicesio Cu2O

Dióxido de dicobre

Dióxido de azufre Peróxido de cobre (I)

Peróxido de cobre (II)

7. Hidróxidos Son compuestos ternarios formados por un metal (M) con estado de ox. (+n) y el anión hidróxido (OH‒). Este anión, que está formado por un átomo de oxígeno y uno de hidrógeno y tiene una carga eléctrica negativa, actúa como si se tratase de un sólo átomo con número de oxidación (-1), ya que el estado de ox. del oxígeno es (-2) y el del hidrógeno (+1). De este modo, la fórmula general de los hidróxidos es

M(OH)n

Como siempre, en los nombres con prefijos se omite el prefijo "mono" cuando ello no introduzca incertidumbre por no poder existir otro hidróxido del mismo metal. Por la misma razón, en el otro nombre se omite el estado de ox. del metal cuando ello tampoco introduzca incertidumbre por ser el único estado de ox. positivo posible para dicho metal. Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

NaOH

Hidróxido de sodio

Hidróxido de sodio

Mg(OH)2

Dihidróxido de magnesio

Hidróxido de magnesio

Ni(OH)2

Dihidróxido de níquel

Hidróxido de níquel (II)

Ni(OH)3

Trihidróxido de níquel

Hidróxido de níquel (III)

AuOH

Monohidróxido de oro

Hidróxido de oro (I)

Au(OH)3

Trihidróxido de oro

Hidróxido de oro (III)

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Los hidróxidos metálicos son sólidos no demasiado abundantes en la naturaleza, ya que muchos de ellos son muy solubles en agua. Algunos minerales están formados por hidróxidos poco solubles. Las disoluciones acuosas de casi todos los hidróxidos tienen carácter básico, especialmente las de los metales alcalinos. Son bastante conocidos -aunque no se encuentran de modo natural- la sosa cáustica (NaOH), la potasa (KOH) y el hidróxido de calcio ("cal apagada", Ca(OH)2, que se forma por disolución acuosa de la "cal viva" u óxido de calcio, CaO). Conviene estudiar aquí otra sustancia importante, el hidróxido de amonio, NH4OH, constituida por el catión amonio, NH4+, y el anión hidróxido, OH‒. Este hidróxido se forma al disolver el amoníaco gas en agua. De hecho, el amoníaco que se vende en los comercios es en realidad una disolución acuosa de este hidróxido. Ej. 5: Completa la siguiente tabla dando la fórmula y todos los nombres válidos de las especies químicas. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Sn(OH)2

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

HgOH Dihidróxido de cobalto

Monohidróxido de francio Hidróxido de bario (II)

Hidróxido de paladio (II)

8. Oxoácidos (oxácidos) Son compuestos ternarios formados por un no metal, X, que actúa con estado de ox. positivo (+n), oxígeno con estado de ox. (-2) e hidrógeno con (+1). Su fórmula general es HaXbOc Para formular un oxácido lo más sencillo es considerar que se formaría en general por adición de una molécula de agua -a veces más de una- al óxido correspondiente del no metal, p. ej.: OCl2 + H2O SO3 + H2O N2O5 + H2O CO2 + H2O

→ → → →

H2Cl2O2 H2SO4 H2N2O6 H2CO3

y simplificando los subíndices: HClO y simplificando los subíndices: HNO3 etc.

Se puede comprobar que el estado de ox. del átomo central (del no metal) en todos los oxácidos es el mismo que tenía este elemento en el óxido correspondiente. Sólo estudiaremos un tipo de nombre para cada oxácido, el nombre tradicional, es el más utilizado y es aceptado por la IUPAC. Este nombre consta de dos palabras: • •

La palabra ácido, que no se puede omitir Otra palabra formada por la raíz del nombre del no metal (clor- para el cloro, sulf- para el azufre, etc.) y por los siguientes sufijos y prefijos: •

Si el no metal tiene cuatro estados de ox. positivos: con el menor: con el siguiente: con el siguiente: con el mayor:

• • •

Química 2º Bto.

ácido ácido ácido ácido

hipo - raíz - oso raíz - oso raíz - ico per - raíz - ico

Si tiene tres estados de ox. positivos se elimina el nombre ... .....per - raíz - ico Si tiene dos estados de ox. positivos se elimina el nombre ... ...hipo - raíz - oso Si tiene un solo estado de ox. positivo se elimina el nombre ... ...raíz - oso

U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 10

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Dpto. Física y Química

Hay ciertas excepciones a estas normas generales, por lo que conviene hacer un estudio de los oxácidos de cada grupo de no metales del Sistema Periódico por separado:

Grupo 17: Halógenos Estado de ox. del átomo central

Fórmula HClO HClO2 HClO3 HClO4

+I +III +V +VII

Nombre tradicional Ác. hipocloroso Ác. cloroso Ác. clórico Ác. perclórico

Observaciones * El flúor (F) no forma ácidos oxácidos, ya que nunca actúa con estados de oxidación positivos. * El bromo (Br) y el yodo (I) forman ácidos similares a los del cloro, con nombres similares.

Grupo 16: Anfígenos Estado de ox. del átomo central

Fórmula H2SO2 H2SO3 H2SO4

+II +IV +VI

Nombre tradicional Ác. hiposulfuroso Ác. sulfuroso Ác. sulfúrico

Observaciones * Selenio (Se) y teluro (Te) forman ácidos similares a los del azufre, con nombres similares.

Grupo 15: Nitrogenoides Estado de ox. Fórmula del átomo central Nombre tradicional HNO HNO2 HNO3

+I +III +V

H3PO3 H3PO4

+III +V

Observaciones * El N forma sus principales oxácidos con sus estados de oxidación +I, +III y +V. No estudiaremos otros casos. * La fórmula del ác. hiponitroso es en realidad H2N2O2 pero admitiremos ambas fórmulas.

Ác. hiponitroso Ác. nitroso Ác. nítrico

* Sólo estudiaremos estos dos oxácidos del fósforo (P), los más frecuentes. El As y el Sb forman oxácidos similares, con nombres similares. Podemos entender la formación de estos ácidos así: P2O3 + 3 H2O → H6P2O6 = H3PO3 P2O5 + 3 H2O → H6P2O8 = H3PO4 * Estos ácidos se llamaban antes, respectivamente, ortofosforoso y ortofosfórico, por su mayor contenido en agua. Hoy no se admiten esos nombres.

Ác. fosforoso Ác. fosfórico

Grupo 14: Carbonoides Estado de ox. Fórmula del átomo central Nombre tradicional H2CO3 (H2SiO3)n H4SiO4

+IV +IV +IV

Ác. carbónico Ác. metasilícicos Ác. silícico

Observaciones * El ác. metasilícico se formaría así: SiO2 + H2O = H2SiO3 * Al ác. silícico se le llamaba antes ortosilícico, por su mayor contenido en agua: SiO2 + 2 H2O = H4SiO4

Grupo 13: Térreos Fórmula

Estado de ox. del átomo central

(HBO2)n H3BO3

Química 2º Bto.

+III +III

Nombre tradicional

Observaciones

* El ác. metabórico se formaría: B2O3 + H2O = H2B2O4 = HBO2 Ác. metabóricos * Al ác. bórico se le llamaba antes ortobórico, por su mayor Ác. bórico contenido en agua: B2O3 + 3 H2O = H6B2O6 = H3BO3

U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 11

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Oxácidos de metales de transición Fórmula

Estado de ox. del átomo central Nombre tradicional

H2MnO4 HMnO4 H2CrO4 H2Cr2O7 H2WO4

+VI +VII +VI +VI +VI

Ác. mangánico Ác. permangánico Ác. crómico Ác. dicrómico Ác. wolfrámico

Observaciones * Algunos metales de transición tienen ciertas características de no metales, como la de formar oxácidos, oxoaniones y oxisales con sus estados de oxidación más altos. Estudiaremos sólo los más frecuentes. * La formación del ácido dicrómico se puede entender así, por deshidratación del ác. crómico: 2 x (H2CrO4) – H2O = H4Cr2O8 – H2O = H2Cr2O7

Los oxácidos son líquidos en condiciones habituales de presión y temperatura, todos ellos solubles en agua. Tienen propiedades ácidas, unos más acusadas que otros: corrosivos, irritantes, etc. Son raros en la naturaleza, por ser muy reactivos. Sin embargo, algunos de ellos como el ác. sulfúrico y el ác. nítrico son muy utilizados en la industria química y en muchas aplicaciones técnicas. Los oxácidos de nitrógeno y de azufre se pueden formar en la atmósfera al reaccionar los óxidos gaseosos de nitrógeno (NOx) y de azufre (SOx) con el agua atmosférica. Así forman la "lluvia ácida", que tantos daños ha causado y causa a bosques, lagos, monumentos, etc. En la atmósfera de Venus, rica en óxidos de azufre, se forman nubes de ácido sulfúrico. El ácido carbónico se forma al disolverse el CO2 gas en el agua. Por tanto, está presente, en mayor o menor medida, en todas las aguas naturales y en todas las bebidas carbonatadas. Es el responsable de que el agua dulce en la naturaleza no sea neutra (pH 7) sino ligeramente ácida (pH 5,5 ó 6). Otro de los efectos nocivos del incremento de CO2 en nuestra atmósfera es, precisamente, la acidificación de las aguas naturales, con sus consecuencias sobre los ecosistemas acuáticos. Ej. 6: Completa la siguiente tabla dando la fórmula y todos los nombres válidos de las especies químicas. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

Nombre tradicional

H2SiO3

Fórmula

Nombre tradicional

HNO2 Ác. hiposelenioso

H3AsO3

Nombre tradicional

HBrO3 Ác. peryódico

Ác. antimónico

H2CrO4 Ác. bórico

Fórmula

H2SO3 Ác. telúrico

Ác. dicrómico

9. Teoría de la disociación iónica de Svante Arrhenius Antecedentes: En la primera mitad del siglo XIX ya se conocían la conductividad eléctrica de las disoluciones electrolíticas y la electrolisis, pero no se disponía de una explicación satisfactoria para estos fenómenos. Conductividad eléctrica de las disoluciones electrolíticas: El agua destilada no conduce la corriente eléctrica. Sin embargo, al disolver en ella ciertas sustancias, aunque sea en pequeñas concentraciones, las disoluciones resultantes sí resultan ser conductoras. A tales disoluciones se les llamó disoluciones electrolíticas, y a las sustancias que las producían, electrolitos. Los electrolitos son, fundamentalmente, los ácidos, los hidróxidos y las sales. Más tarde se comprobó que los electrolitos en estado líquido -fundidos- también resultan ser conductores eléctricos, mientras que no lo son en estado sólido. Electrolisis: Es el fenómeno que consiste en la separación de los elementos que forman los compuestos llamados electrolitos al fundirlos o disolverlos en agua y hacer circular a su través la corriente eléctrica continua. De este modo, por ejemplo, se obtienen por separado el cloro (Cl2) y el sodio (Na) a partir del cloruro de sodio (NaCl). Así se obtienen también hidrógeno (H2) y oxígeno (O2) a partir del agua. Química 2º Bto.

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Teoría de la disociación iónica: En 1884 Svante Arrhenius desarrolló, como parte de su tesis doctoral, la teoría de la existencia de los iones y de la disociación iónica. Según esta teoría, estas sustancias -los electrolitos- al disolverse en agua o al fundirse, rompen sus moléculas o redes -eléctricamente neutras- liberando sus iones componentes. Estos iones resultan ser las partículas que transportan la carga eléctrica en las disoluciones y en los electrolitos fundidos, viajando los de carga negativa hacia el electrodo positivo o ánodo -por lo que se llaman aniones-, y los de carga positiva hacia el electrodo negativo o cátodo -por lo que se llaman cationes-. El término "ion"significa "viajero" en griego. La existencia de los iones fue confirmada directamente en el siglo XX consiguiendo aislarlos en estado sólido por congelación ultrarrápida de disoluciones electrolíticas.

9.1. Disociación iónica de ácidos: Un ácido en general puede formularse como HnA donde A es un anión. La disociación de una molécula de ácido libera un anión de carga n‒: An‒, y n cationes hidrógeno H+ según la ecuación: HnA → An‒ + n H+ Comprúebese que la ecuación está ajustada en cuanto a masas y en cuanto a cargas eléctricas. Ejemplos:

HCl → Cl‒ + H+ H2S → S2‒ + 2 H+

HBrO2 → BrO2‒ + H+ H3PO4 → PO43‒ + 3 H+

9.2. Disociación iónica de hidróxidos: Un hidróxido en general puede formularse como B(OH)n donde B es un catión. La disociación de una molécula de hidróxido libera un catión de carga n+: Bn+, y n aniones hidróxido OH‒ según la ecuación: B(OH)n → Bn+ + n OH‒ Ejemplos:

NaOH → Na+ + OH‒ NH4OH → NH4+ + OH‒

Fe(OH)3 → Fe3+ + 3 OH‒

10. Iones Iones son partículas con carga eléctrica neta no nula. Si su carga es positiva se les llama cationes, y si su carga es negativa, aniones. Un átomo eléctricamente neutro contiene igual número de protones en su núcleo que de electrones en su corteza. Un anión posee carga neta negativa porque tiene más electrones que protones. Un catión tiene carga positiva porque tiene menos electrones que protones. Aniones y cationes se pueden formar a partir de átomos neutros respectivamente por ganancia o pérdida de electrones -normalmente de la capa más externa de la corteza: la capa de valencia-, nunca por pérdida o ganancia de protones, que se encuentran en lo más interno del átomo, en el núcleo. Existen aniones y cationes monovalentes, con carga (-1) y (+1) respectivamente; divalentes, con (-2) y (+2); etc. Tanto aniones como cationes pueden ser monoatómicos, formados por un solo átomo, o poliatómicos (moléculas-ion), formados por varios átomos. Si se trata de iones monoatómicos, se les atribuye un estado de oxidación igual a su carga eléctrica. En el caso de los iones poliatómicos, la suma de los productos del número de átomos de cada elemento por su estado de ox. siempre es igual a la carga eléctrica neta del ion. Los iones no son raros en la naturaleza ni en las aplicaciones técnicas, ya que los distintos materiales se pueden electrizar (ganando o perdiendo electrones) por varios métodos, por ejemplo por fricción o frotamiento. Ahora bien, estos materiales electrizados tienden a perder su carga devolviendo o recuperando los electrones ganados o perdidos mediante descargas eléctricas. Aparte de esos casos, los iones existen en la naturaleza "establemente" en tres formas: Química 2º Bto.

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1ª. Formando parte de los sólidos iónicos, constituyendo sus redes cristalinas iónicas. Muchos minerales están formados por iones: la halita, constituida por sal común o cloruro de sodio (NaCl), está formada por los iones sodio (Na+) y cloruro (Cl‒). La calcita, mineral constituyente de las rocas calizas, está compuesta por carbonato de calcio (CaCO3), sustancia iónica formada por los iones carbonato (CO32‒) y calcio (Ca2+), etc. 2ª. En disolución acuosa del electrolito correspondiente. En estos casos cada ion está estabilizado al rodearse de moléculas del disolvente que le presentan sus polos eléctricos de signo contrario. También pueden encontrarse en estado líquido en el electrolito fundido. Así, el agua de mar es rica en Na+ y Cl‒, además de otros muchos iones. Casi todos los minerales disueltos en las aguas dulces naturales también son electrolitos que liberan sus iones en la disolución. 3ª. En los plasmas. Se llama plasma a un cuarto estado de la materia, similar al gaseoso, pero con características especiales, constituido por abundantes iones e incluso protones y electrones aislados. Aunque no es muy abundante en la Tierra, sí lo es en el conjunto del universo, en el que constituye la mayor parte de la materia visible. Para más información, véase https://es.wikipedia.org/wiki/Plasma_%28estado_de_la_materia%29

10.1. Cationes Cationes monoatómicos: Se nombran con la palabra "catión" seguida del nombre del elemento y, entre paréntesis, el número de oxidación en números romanos o bien la carga eléctrica en números arábigos con signo, aunque esto último es menos frecuente. Si el elemento sólo posee un estado de ox. positivo, y por tanto, sólo puede formar un catión, en su nombre se omite el paréntesis con el núm. de ox. o la carga. Repr.

Nombre

H

Cat. hidrógeno

+

Li+

Cat. litio

Repr.

Be

2+

Al3+

Nombre

Repr.

Nombre

Cat. berilio

Cu

+

Cat. aluminio

Cu2+

Repr.

Nombre

Cat. cobre (I)

P

3+

Cat. fósforo (III)

Cat. cobre (II)

P5+

Cat. fósforo (V)

Cationes poliatómicos: Los dos más importantes son el catión oxonio: H3O+,

y el catión amonio: NH4+

Podemos considerar a estos cationes formados por un catión H+ unido, respectivamente, a una molécula de agua y a una de amoníaco. Los cationes monoatómicos no metálicos no son estables en disolución acuosa. Por ello las sales que los contienen apenas son solubles en agua. En cuanto al catión hidrógeno, sí lo es, pero se une a una molécula de agua para formar oxonio. Los cationes monoatómicos metálicos sí son estables en general en disolución acuosa. Cuanto mayor es su estabilidad, más solubles son en agua las sales e hidróxidos que los contienen. Es el caso de las sales e hidróxidos de los metales alcalinos. Ello explica la abundancia de Na+ y K+ en las aguas naturales, en la sangre de los animales y en la savia de las plantas.

10.2. Aniones Aniones monoatómicos: Los metales no forman aniones, sólo lo hacen los no metales. Los aniones monoatómicos no metálicos se nombran en general con la raíz del nombre del no metal unida al sufijo "-uro", excepto en el caso del oxígeno, cuyo anión monoatómico es el "óxido". El estado de ox. de estos átomos ionizados coincide con su carga. Repr.

Nombre

H

‒

Anión hidruro

O

F‒

Anión fluoruro

S2‒

Química 2º Bto.

Repr. 2‒

Nombre

Anión óxido Anión sulfuro

Repr.

N

3‒

C4‒

Nombre

Anión nitruro

Repr.

B

3‒

Nombre

Anión boruro

Anión carburo

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Sólo F‒, Cl‒, Br‒, y I‒ (grupo 17), y en mucha menor medida S2‒, Se2‒, y Te2‒ (grupo 16), son estables en disolución acuosa. El resto sólo son estables formando parte de los compuestos en los que se hallan presentes. Ello explica la escasa solubilidad en agua de muchos minerales formados por nitruros, carburos, etc, e incluso por óxidos, a no ser que estas sustancias reaccionen químicamente con ella. Aniones poliatómicos: En primer lugar estudiaremos estos tres: Anión hidróxido: OH‒ constituyente de los hidróxidos, de los que se puede disociar en disolución acuosa. Anión cianuro: CN‒

al que podemos considerar procedente de la disociación iónica del ácido cianhídrico.

Anión peróxido: O22‒ disolución acuosa.

constituyente de los peróxidos, de los que no se disocia por no ser estable en

Otros aniones poliatómicos son los llamados oxoaniones. Todos ellos se pueden considerar procedentes de la disociación iónica de ácidos oxácidos. Teniendo esto presente, podemos establecer la siguiente regla: • •

Nombre del oxácido terminado en “oso” --------el anión correspondiente termina en “ito”. Nombre del oxácido terminado en “ico” --------el anión correspondiente termina en “ato”.

Veamos ejemplos: HClO Ác. hipocloroso

HClO2 Ác. cloroso

HClO3 Ác. clórico

HClO4 Ác. perclórico

→

H+

→

H+

→

H

+

→

H

+

+ + + +

ClO‒

H2SO4

Anión hipoclorito

Ác. sulfúrico

ClO2‒

H3PO4

Anión clorito

Ác. fosfórico

ClO3

HBO2

‒

Anión clorato

Ác. metabórico

ClO4

H2Cr2O7

‒

Anión perclorato

Ác. dicrómico

→

2 H+

→

3 H+

→

H

→

2H

+

SO42‒ Anión sulfato

+

PO43‒ Anión fosfato

+

+

BO2‒ Anión metaborato

+

+

Cr2O72‒ Anión dicromato

Para formular un oxoanión a partir de su nombre: 1º A partir del nombre del oxoanión determinamos el nombre del oxácido del que provendría. 2º Formulamos el oxácido. 3º Escribimos y ajustamos -en masas y en cargas- la ecuación de disociación iónica del oxácido. En dicha ecuación nos aparecerá la fórmula del oxoanión buscado. Para nombrar un oxoanión a partir de su fórmula: 1º Hay que determinar el estado de oxidación del no metal en la fórmula dada del oxoanión. Es el mismo que tendría en el oxácido del que provendría el oxoanión, y también en el óxido del que provendría el oxácido. Para ello hay que tener en cuenta que ahora la suma de los productos del número de átomos de cada elemento por el núm. de ox. del elemento no es igual a cero, sino a la carga neta del anión. Por ejemplo: •

Escribimos la fórmula del oxoanión a nombrar, p.ej.

•

Sobre el símbolo de cada elemento escribimos su estado de oxidación (ya que no conocemos el del nitrógeno, escribimos una incógnita: x):

•

•

NO2‒

Planteamos la ecuación, cuyos términos ahora no son iguales a cero, sino a la carga neta del anión, -1: Resolvemos la ecuación:

Química 2º Bto.

x - 4 = -1;

x = 4 - 1;

(x)(-2)

NO2‒ 1∙x + 2∙(-2) = -1 x = +3

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•

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Comprobamos si +3 es verdaderamente un estado de ox. posible del N, para descartar errores. En nuestro caso, sí lo es.

2º. Ahora hay que comprobar si este estado de ox. del no metal es el menor de los posibles, el intermedio, el mayor, etc. Según cuál de ellos sea, así será el nombre del oxácido, y por tanto el del oxoanión. En nuestro caso, el nitrógeno tiene tres posibles estados de ox. positivos, que recogemos en la siguiente tabla junto con los nombres de los oxácidos y de los oxoaniones correspondientes. Incluimos también, por si se desea comprobar, las fórmulas de dichas especies químicas: Estado de ox. del N

Nombre del oxácido

Nombre del oxoanión

Fórmula del oxácido

Fórmula del oxoanión

+1

Ác. hiponitroso

Hiponitrito

HNO

NO‒

+3

Ác. nitroso

Nitrito

HNO2

NO2‒

+5

Ác. nítrico

Nitrato

HNO3

NO3‒

Por tanto el anión a nombrar se trataba del nitrito. Ej. 7: Completa la siguiente tabla dando las fórmulas y los nombres de los iones. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

Mn

Nombre

Fórmula

Cs

2+

Catión cobre SbO43‒

Nombre

Fórmula

Se

+

Fluoruro CO32‒

Hipotelurito

Nombre

‒

Catión cadmio SeO32‒

Yodato

Permanganato

Ej. 8: Escribe las ecuaciones de disociación iónica de las siguientes especies químicas, bien ajustadas en masas y en cargas. Bajo la fórmula de cada especie escribe todos sus nombres válidos. Comprueba si hay algún error, recuerda que sólo se disocian ácidos, hidróxidos y sales: a) Ácido sulfhídrico e) H2Te i) Hidróxido de berilio l) Ni(OH)3

b) Ácido sulfúrico f) H4SiO4 j) Hidróxido de platino (II) m) SrOH

c) Ácido cianhídrico d) Ácido fosforoso g) HIO2 h) NH3 k) Monohidróxido de mercurio n) NH4OH ñ) Cr(OH)3

11. Sales neutras. Las sales son compuestos formados por un catión metálico y un anión. Su fórmula general es donde M es el catión metálico con carga (m+) y A es un anión de carga (n‒).

MnAm

Para formular una sal a partir de su nombre: • • •

En primer lugar se formulan el catión y el anión, con sus cargas. Se escriben conjuntamente a la izquierda el catión y a la derecha el anión, ya sin sus cargas, pero poniéndole a cada uno como subíndice la carga del otro sin signo. Si es preciso, se utilizan paréntesis. Después de ello, si se pueden simplificar los subíndices dividiéndolos por un mismo número entero, se simplifican.

Para nombrar una sal a partir de su fórmula: • • •

Hay que identificar el catión y el anión por separado. Para ello puede ser útil escribir la ecuación de disociación iónica de la sal. Recuérdese que los subíndices de los iones pueden estar simplificados. A continuación se nombran el catión y el anión, del modo ya sabido. El nombre de la sal es: (nombre del anión) de (nombre del catión) A las sales binarias también se les da nombres con prefijos multiplicadores. A las oxosales no.

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Si An- es un anión monoatómico, la sal recibe el nombre de sal binaria. Si An- es un oxoanión, la sal recibe el nombre de oxosal.

11.1. Sales binarias. Fórmula general: MnXm donde Mm+ es el catión metálico y Xn‒ es un anión monoatómico (un átomo de un no metal, excepto oxígeno). Para formular el yoduro de aluminio (o triyoduro de aluminio): • • • •

Formulamos el anión yoduro: I‒ y el catión aluminio: Al3+ Los escribimos conjuntamente, a la izquierda el catión, a la derecha el anión, sin sus cargas, poniéndole a cada uno como subíndice la carga del otro sin signo: Al1I3 El subíndice 1 no se escribe: AlI3 Los subíndices no se pueden simplificar, por lo que esa es la fórmula definitiva.

Para nombrar la sal CuS: •

Identificamos catión y anión: ◦ El anión evidentemente es el sulfuro: S2‒, ◦ En cuanto al catión, podríamos dudar de si se trata del cat. cobre (I), Cu+, o del cat. cobre (II), Cu2+ ◦ Para averiguarlo aplicamos la ecuación ya conocida: (x)(‒2)

•

CuS; 1(x) + 1(-2) = 0; x - 2 = 0; x = +2 ◦ Efectivamente, +2 es un posible estado de ox. del cobre, por lo que se trata del catión cobre (II). El compuesto es el sulfuro de cobre (II). También recibe el nombre de sulfuro de monocobre, pero no sulfuro de cobre, ya que existe también el Cu2S, -sulfuro de dicobre o sulfuro de cobre (I)-, y podrían suscitarse dudas.

Ejemplos: Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

Fórmula

N. prefijos

Otro nombre

NaCl

Cloruro de sodio

Cloruro de sodio

BeF2

Difluoruro de berilio

Fluoruro de berilio

PbSe2

Diseleniuro de plomo

Seleniuro de plomo (II)

Mg(CN)2

Dicianuro de magnesio

Cianuro de magnesio

Ca2C

Carburo de dicalcio

Carburo de calcio

(NH4)3B

Boruro de triamonio

Boruro de amonio

11.2. Oxosales (oxisales). Fórmula general: Mn(XaOb)m un no metal (X) y oxígeno.

donde Mm+ es el catión metálico y XaObn‒ es un oxoanión formado por

Para formular el hiposulfito de plomo (IV): • • •

Formulamos el anión hiposulfito: SO22‒ y el catión plomo (IV): Pb4+ Los escribimos conjuntamente, a la izquierda el catión, a la derecha el anión, sin sus cargas, poniéndole a cada uno como subíndice la carga del otro sin signo: Pb2(SO2)4 Se simplifican los subíndices: Pb(SO2)2

Para nombrar la sal CoPO3: •

Identificamos catión y anión: ◦ El catión, podría tratarse del cat. cobalto (II), Co2+, o del cat. cobalto (III), Co3+ ◦ En cuanto al anión: ▪ Si el catión es el Co2+, el anión sería PO32‒, ya que la sal debe ser eléctricamente neutra. ▪ Pero si el catión es el Co3+, el anión sería PO33‒, por el mismo motivo. ◦ Para averiguarlo aplicamos la ecuación ya conocida a ambas hipótesis, para determinar los estados de ox.:

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Dpto. Física y Química (+2)(x)(‒2)

▪

Primera hipótesis: CoPO3 ; 1(+2) + 1(x) + 3(-2) = 0; 2 + x - 6 = 0; x = 6 - 2 = +4 Pero +4 no es un estado de ox. posible del fósforo, luego descartamos esta hipótesis. (+3)(x)(‒2)

▪

•

Segunda hipótesis: CoPO3 ; 1(+3) + 1(x) + 3(-2) = 0; 3 + x - 6 = 0; x = 6 - 3 = +3 Hipótesis correcta, +3 sí es un estado de ox. posible del fósforo, el menor de los dos positivos que tiene: (+3) y (+5), con el que formaría el ácido fosforoso, por lo que el anión es el fosfito. ◦ Resumiendo, los iones son el catión cobalto (III), Co3+, y el anión es el fosfito, PO33‒ El nombre de la sal es fosfito de cobalto (III). Para las oxisales no estudiamos nombres con prefijos multiplicadores.

Ejemplos: Fórmula

Nombre

Fórmula

Nombre

Fórmula

Nombre

LiIO2

Yodito de litio

CuSO4

Sulfato de cobre (II)

Au3PO4

Fosfato de oro (I)

Ca(NO3)2

Nitrato de calcio

(NH4)2CO3 Carbonato de amonio

Cr4(SiO4)3 Silicato de cromo (III)

A las sales inorgánicas, tanto binarias como oxisales, se las suele llamar sales minerales. Son sólidos iónicos, algunas de ellas muy abundantes en la naturaleza: •

En la corteza terrestre (https://es.wikipedia.org/wiki/Corteza_terrestre), formando parte de diversos minerales y rocas: los silicatos son el grupo de minerales más abundante con diferencia, constituyen el 95% de la corteza terrestre (https://es.wikipedia.org/wiki/Silicato); también abundan los carbonatos, el CaCO3 forma las rocas calizas, el mármol, etc. Silicatos y carbonatos son escasamente solubles en agua.

•

En las aguas naturales, disueltas: en el agua de mar hay un alto contenido de cloruro de sodio, NaCl, pero también hay muchas otras sales: sulfatos, otros cloruros, etc. En las aguas dulces naturales también hay sales minerales disueltas. Hay que notar que, al estar disueltas, estas sales ya no existen como tales, sino que sus iones están disociados, y es imposible saber de qué sal provenía cada cual. Ver (https://es.wikipedia.org/wiki/Agua_de_mar

•

En los esqueletos internos y externos de los seres vivos: los huesos contienen sales de calcio, fosfatos y carbonatos; las conchas de los moluscos están formadas por carbonato de calcio, etc. También abundan ciertas sales minerales en los fluidos internos de los seres vivos: en el citoplasma celular, en la sangre, en la savia, etc.

Las sales minerales más solubles son los nitratos, las formadas por no metales halógenos y anfígenos, y las que contienen metales alcalinos. Por ello no abundan en minerales y rocas, sino en las aguas naturales. Ej. 9: Completa la siguiente tabla dando las fórmulas y todos los nombres correctos de las sales. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

Nombre

K2Se

Fórmula

Nombre

Fórmula

Fe(ClO4)2 Arseniato de amonio

Ra3P2

Mg2TeO3 Arseniuro de plata

Cs2Cr2O7 Nitrito de litio

Nombre

Borato de rubidio HgCN

Diyoduro de níquel

Metasilicato de platino (II)

11.3. Disociación iónica de sales. Una sal en general puede formularse como BnAm donde B es un catión y A es un anión. En la disociación de una sal se liberan m aniones de carga x- (m Ax-) por cada n cationes de carga y+ (n By+) según la ecuación: BnAm → Química 2º Bto.

n By+ + m Ax‒ U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 18

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Ejemplos:

Dpto. Física y Química

NaCl → Cl‒ + Na+ Li2S → S2‒ + 2 Li+ Cr2Te3 → 3 Te‒ + 2 Cr3+

NH4BrO2 → BrO2‒ + NH4+ Ca(IO4)2 → IO4‒ + Ca2+ Zn3(PO4)2 → 2 PO43‒ + 3 Zn2+

Ej. 10: Nombra todas las especies químicas que aparecen en las ecuaciones de disociación de los ejemplos anteriores. Observa si hay algún error y corrígelo. Ej. 11: Escribe las ecuaciones de disociación iónica de las siguientes sales, bien ajustadas en masas y en cargas. Bajo la fórmula de cada especie escribe todos sus nombres válidos. Comprueba si hay algún error: Sulfito de berilio; hiponitrito de manganeso (II), dinitruro de trizinc, bromuro de dimercurio, permanganato de estaño (II), cianuro de cadmio.

12. Aniones ácidos y sales ácidas. Llamamos ácidos monopróticos a aquellos que al disociarse tan sólo liberan un protón (H+), como el HCl, el HNO3, etc. Ácidos polipróticos son aquellos que al disociarse pueden liberar más de un protón, como H2S, H2SO4, H3PO4, etc. Estos ácidos polipróticos, al disolverse en agua pueden disociarse total o parcialmente, dando lugar a distintos aniones: Así, el ác. sulfhídrico puede liberar dos protones y un anión sulfuro: o bien un solo protón y un anión hidrógenosulfuro:

H2S → 2 H+ + S2‒ H 2S → H+ + HS‒

El ác. fosfórico puede liberar tres protones y un anión fosfato: o bien dos protones y un anión hidrógenofosfato: o bien un solo protón y un anión dihidrógenofosfato:

H3PO4 H3PO4 H3PO4

→ 3 H+ + PO43‒ → 2 H+ + HPO42‒ → H+ + H2PO4‒

Llamamos aniones ácidos a aquellos que aún pueden disociarse liberando nuevos protones a la disolución, ya que en esto consiste el comportamiento de los ácidos:

H2PO4‒ → H+ + HPO42‒,

H2PO4 ‒ → H+ + HPO42‒,

HS‒ → H+ + S2‒

Estos aniones ácidos también pueden formar sales, llamadas sales ácidas: Fórmula

Nombre

Fórmula

Nombre

LiHTe

Hidrógenotelururo de litio

Be(HTe)2

Hidrógenotelururo de berilio

Na2HBO3

Hidrógenoborato de sodio

MgHBO3

Hidrógenoborato de magnesio

Ca(H2BO3)2

Dihidrógenoborato de calcio

Al(H2BO3)3

Dihidrógenoborato de aluminio

Al fundir estas sales ácidas, o al disolverlas en agua, liberan sus iones: KHSe → HSe‒ + K+ FeHAsO3 → HAsO32‒ + Fe2+ CuH2AsO3 → H2AsO3‒ + Cu+

Al(HSe)3 → 3 HSe‒ + Al3+ Fe2(HAsO3)3 → 3 HAsO32‒ + 2 Fe3+ Cu(H2AsO3)2 → 2 H2AsO3‒ + Cu2+

Ej. 12: Comprueba que todas las ecuaciones de disociación planteadas en este apartado están bien ajustadas en masas y en cargas. Hasta hace poco los aniones ácidos se nombraban con el prefijo "bi". Así, el hidrógenocarbonato (HCO3‒) era llamado bicarbonato. Todavía es frecuente encontrar y usar estos nombres, pero la IUPAC no los admite. No es habitual encontrar sales ácidas en la naturaleza, pero sí hay que destacar la presencia de hidrógenocarbonatos en las aguas naturales, junto con carbonatos y dióxido de carbono. Así, el hidrógenocarbonato de calcio interviene en la formación de los sistemas kársticos en las rocas calizas. Otros hidrógenocarbonatos, como los de sodio y de amonio, son usados en la industria alimentaria como levaduras artificiales, como antiácidos, y en otras aplicaciones técnicas. Química 2º Bto.

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Dpto. Física y Química

Ej. 13: Completa la siguiente tabla dando las fórmulas y todos los nombres correctos de las sales. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

Nombre

NH4HS

Fórmula

Nombre

Fórmula

Ni(HSO4)2 Hidrógenofosfito de plomo (II)

Nombre

HgHCrO4 Dihidrógenoantimoniato de cadmio

Hidrógenotelurito de platino (IV)

Ej. 14: Escribe las ecuaciones de disociación iónica de las sales delejercicio anterior. Bajo la fórmula de cada especie escribe sus nombres.

13. Compuestos no metal - no metal. Son compuestos binarios de fórmula general: YnXm donde X es un no metal que actúa con su estado de oxidación negativo (-n), (excepto oxígeno), y Y es otro no metal que actúa con alguno de sus estados de oxidación positivos (+m). Hay que destacar que X siempre es más electronegativo que Y, ya que cuando se combinan dos elementos, el más electronegativo usa su estado de ox. negativo, y el otro, alguno de los suyos positivos. Estos compuestos se nombran como las sales binarias: • • •

raíz del nombre del no metal más electronegativo terminado en "uro" de nombre del no metal menos electronegativo seguido de su estado de ox. positivo entre paréntesis y en números romanos (si tiene más de uno)

Por supuesto, también se admiten los nombres con prefijos multiplicadores. Ejemplos: Fórmula

Nombre

Fórmula

Nombre

Fórmula

Nombre

PCl5

Cloruro de fósforo (V) Pentacloruro de fósforo

CS2

Sulfuro de carbono Disulfuro de carbono

BAs

Arseniuro de boro

A pesar de su parecido, estos compuestos no deben ser confundidos con las sales, ya que no son iónicos sino covalentes. Ello es debido a la escasa diferencia de electronegatividad entre sus elementos componentes. Por tanto, no forman redes cristalinas sólidas, sino verdaderas moléculas. Muchos de ellos son gases o líquidos a presiones y temperaturas habituales. No son solubles en agua y no se disocian en iones. Son muy raros en la naturaleza. Ej. 15: Completa la siguiente tabla dando las fórmulas y todos los nombres correctos de las sales. Descubre si hay algún error en el enunciado: Fórmula

Nombre

IF7

Fórmula

Nombre

Fórmula

CCl4 Nitruro de antimonio (V)

Química 2º Bto.

Nombre

SeTe Monocloruro de bromo

Tribromuro de fósforo

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PRINCIPALES ESTADOS (NÚMEROS) DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS NO METALES

METALES GRUPO

1 Alcalinos

2 Alcalinotérreos

13 Térreos

ELEMENTO

SÍMBOLO

GRUPO

ELEMENTO

-

Hidrógeno

17 Halógenos

16 Anfígenos

Litio Sodio Potasio Rubidio Cesio Francio

Li Na K Rb Cs Fr

+1

Berilio Magnesio Calcio Estroncio Bario Radio

Be Mg Ca Sr Ba Ra

+2

Aluminio

Al

ESTADOS DE OXIDACIÓN

ESTADOS DE OXIDACIÓN

+3

15 Nitrogenoides

Cobre Mercurio

Cu Hg

SÍMBOLO

POSITIVOS

NEGATIVOS

H

+1

-1

Flúor Cloro Bromo Iodo

F Cl Br I

+1, +3, +5, +7

-1

Oxígeno Azufre Selenio Teluro

O S Se Te

+2 +2, +4, +6

-2

Nitrógeno

N

+1,+2,+3, +4,+5

-3

Fósforo Arsénico Antimonio

P As Sb

+3, +5

Carbono Silicio

C Si

+2, +4 +4

Boro

B

+3

+1, +2 14 Carbonoides

Plata

Ag

+1

Oro

Au

+1, +3

Zinc Cadmio

Zn Cd

+2

Hierro Cobalto Níquel

Fe Co Ni

+2, +3

Estaño Plomo Paladio Platino

Sn Pb Pd Pt

+2, +4

Cromo

Cr

+2,+3,+4,+6

13 Térreos

-4

-3

NOTAS (1) En determinadas condiciones especiales, varios elementos químicos presentan otros estados de oxidación además de los recogidos en esta tabla. Éstos tan sólo son los más frecuentes, y por ello no ha de extrañar que en otros textos aparezcan relaciones distintas. En todo caso, estos son los que en este dpto. usaremos con nuestros alumnos. (2) A todo elemento libre (no combinado con otros) se le atribuye un número de oxidación 0, tanto si se se encuentra en forma de átomos aislados o formando moléculas o redes homoatómicas. (3) En todo compuesto neutro o ión la suma de los números de oxidación de todos los átomos es igual a la carga eléctrica neta. (4) En todo compuesto neutro o ión poliatómico se asigna el número de oxidación negativo al elemento más electronegativo según el siguiente orden de electronegatividad decreciente de izda. a dcha. Los elementos restantes suelen actuar con números de oxidación positivos.

F, O, Cl, N, Br, I, S, C, resto de no metales incluido el H, metales (5) El hidrógeno siempre usa el estado de oxidación +1, excepto en los hidruros metálicos, en los que usa el -1.

Manganeso

Mn

+2,+3,+4,+6,+7

(6) El oxígeno sólo usa el estado de oxidación +2 en su combinación binaria con el flúor, y -1 sólo en los peróxidos.

(7) El nitrógeno sólo forma oxácidos, oxisales y aniones poliatómicos con sus estados de oxidación +1, +3 y +5. (8) El carbono sólo usa el estado de oxidación +2 en el monóxido de carbono (CO) y en algunos compuestos orgánicos.

Química 2º Bto.

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