Download formulación y nomenclatura de química

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA
A)
NÚMERO DE OXIDACIÓN Y VALENCIA DE UN ELEMENTO QUÍMICO.
1.- VALENCIA.
- Capacidad que posee un elemento para combinarse con otro. Se toma como
referencia el hidrógeno (valencia = 1).
- Viene dada por el número de electrones captados, cedidos o compartidos por un
átomo de dicho elemento al formar un enlace.
Compuestos iónicos:
valencia = carga iónica.
Compuestos covalentes: valencia = nº de enlaces formados.
2.- Nº DE OXIDACIÓN.
- Número de cargas que tendría un átomo si todos los enlaces que forma fueran
iónicos.
- Capacidad de combinación pero con signo + o -.
* APRENDER NÚMEROS DE OXIDACIÓN
NO METALES
Elemento
Símb
Nº Oxidación
Elemento
Símb Nº Oxidación
Hidrógeno H
Flúor
F
-1
-1
Nitrógeno
N
-3
Cloro
Bromo
Yodo
Cl
Br
I
-1
Fósforo
Arsénico
Antimonio
P
As
Sb
-3
Oxígeno
O
-2
-1 (peróxidos)
Boro
B
-3
3
Azufre
Selenio
Teluro
S
Se
Te
-2
Silicio
Carbono
Si
C
-4
-4
4
2, 4
1
1,3,5,7
2,4,6
1,2,3,4,5
3, 5
METALES
Elemento
Símb. Nº Oxidac
Elemento
Símb Nº Oxidac
Litio
Sodio
Potasio
Rubidio
Cesio
Francio
Plata
Amonio
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Ag
NH4+
Mercurio
Hg
1,2
Aluminio
Galio
Al
Ga
3
Indio
Talio
In
Tl
1, 3
Bismuto
Bi
3,5
1
1
Berilio
Magnesio
Calcio
Estroncio
Bario
Radio
Cinc
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
Zn
2
Cadmio
Cd
2
Germanio
Estaño
Plomo
Ge
Sn
Pb
2,4
Oro
Au
1,3
METALES DE TRANSICIÓN (4º PERÍODO)
Escandio
Titanio
Vanadio
Cromo
Manganeso
B)
C)
Sc
Ti
V
Cr
Mn
3
2, 3, 4
2, 3, 4, 5
2,3,4,5 ,6,7
2,3,4,5,6,7
Hierro
Cobalto
Níquel
Fe
Co
Ni
2,3
Cobre
Cu
1, 2
Cinc
Zn
2
FÓRMULA QUÍMICA.
- Representación escrita de una molécula o compuesto iónico. Formas de
representar una fórmula química.
1. FÓRMULA EMPÍRICA: Elementos que constituyen la molécula y en qué
proporción se encuentran.
2.
FÓRMULA MOLECULAR: indica el nº total de átomos que forman la
molécula.
3.
FÓRMULA DESARROLLADA: Señala gráficamente cómo están unidos
los átomos.
NOMENCLATURA: NORMAS DE LA IUPAC.
- Internacional Union of Pure and Applied Chemistry. Organismo que
establece las normas internacionales de formulación y nomenclatura.
- La nomenclatura aceptada por la IUPAC: Nomenclatura Sistemática.
- Para determinados compuestos se admite la Nomenclatura Tradicional.
- A veces también se usa la Nomenclatura Stock.
NORMAS PRÁCTICAS PARA FORMULAR:
1. Escribe siempre en primer lugar el símbolo del elemento que sea Metal o
grupo que actúe como tal. Al nombrarlos se hace en orden inverso.
2. Piensa en los respectivos números de oxidación con los que actúan los
elementos o grupos de elementos.
2
3. Intercambia los números de oxidación, sin signo, colocándolos como
subíndice en los demás átomos o grupos de átomos.
4. Si se puede, se simplifica, teniendo en cuenta que los subíndices deben ser
números enteros y que el subíndice 1 no se escribe.
5. Una vez que tenemos la fórmula, el subíndice será el número de átomos del
elemento que hay en la sustancia.
O2 (2 átomos de oxígeno); N2O3 (2 átomos de nitrógeno y 3 átomos de oxígeno)
D)
ELEMENTOS.
Átomos de un mismo elemento pueden unirse entre ellos.
Gases monoatómicos. (Gases Nobles) He, Ne, Ar, Kr, Xe.
Moléculas. (Pequeño número de átomos). H2, F2, P4, …
Tradicional
Sistemática
H2
Hidrógeno
Dihidrógeno
F2
Flúor
Diflúor
Cl2
Cloro
Dicloro
Br2
Bromo
Dibromo
I2
Yodo
Diyodo
N2
Nitrógeno
Dinitrógeno
O2
Oxígeno
Dioxígeno
O3
Ozono
Trioxígeno
S8
Azufre λ
Ciclo-octaazufre
P4
Fósforo blanco
Tetrafósforo
E)
COMPUESTOS BINARIOS DEL OXÍGENO.
El oxígeno se combina con todos los elementos excepto con Gases Nobles.
Oxígeno + Metales --› Óxidos Básicos
Oxígeno + No Metales  Óxidos Ácidos
Compuestos con oxígeno.
En casi todos, el nº de oxidación es -2 (O-2)
En Peróxidos, el nº de oxidación es -1 (O2-2)
1.- ÓXIDOS.
FORMULACIÓN.
Se escribe en 1º lugar el símbolo del otro elemento y después el del oxígeno.
- Se intercambian los números de oxidación sin signo, colocándolos en
forma de subíndices.
- Si se puede, se simplifica.
3
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
ÓXIDO precedido de los prefijos griegos (mono, di, tri, tetra, penta, hexa,
hepta,….) según el nº de átomos de oxígeno en la fórmula + de + otro
elemento precedido igualmente que el oxígeno, por los prefijos
correspondientes.
Ej; Fe2O3 Trióxido de dihierro;
NOMENCLATURA STOCK:
Óxido + de + nombre del (metal o no metal) con su nº de oxidación entre
paréntesis en números romanos. Para saber el número de oxidación, se debe
hacer un balance de cargas:
Fe2O3 [2 átomos de hierro ∙ (nº oxidac. Hierro) + 3 átomos de oxígeno ∙ (-2) = 0]
(Se iguala a cero siempre y cuando el compuesto no tenga carga). Se despeja la
incógnita (nº de oxidación del hierro) y se llega a la conclusión de que es III. A
continuación, lo escribimos en el nombre en nomenclatura STOCK.
Ej; Fe2O3 Óxido de hierro (III)
2.- PERÓXIDOS.
Cuando el oxígeno actúa con nº de oxidación -1, cuyo grupo característico es
el O2-2. Se antepone el prefijo PER- al nombre del óxido.
FORMULACIÓN.
Se escribe en 1º lugar el símbolo del otro elemento y después el del oxígeno
como peróxido.
- Se intercambian los números de oxidación sin signo, colocándolos en
forma de subíndices.
- Si se puede, se simplifica. El subíndice 2 del oxígeno es INTOCABLE!!!
Recomendaciones: Poner un paréntesis en el grupo peróxido que
después quitaréis. Sólo se podrá simplificar lo que esté fuera de ese
paréntesis.
Ej.: Ca2+ O2-2  Ca2(O2)2  CaO2 (Se han podido simplificar los dos de fuera)
Ej.: Al3+ O2-2  Al2(O2)3  Al2O6 (No se han podido simplificar los dos números
de fuera del paréntesis).
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA:
Óxido (Prefijos) + de + elemento (Prefijos) NO LA ACEPTO
4
NOMENCLATURA STOCK:
Peróxido + de + Elemento (nº de oxidación en números romanos)
Cuando hagamos el balance de cargas en los peróxidos, tomaremos el número
de oxidación de cada oxígeno que forma parte del peróxido (-1).
Ej.: H2O2 Dióxido de dihidrógeno (NO) Peróxido de hidrógeno.
CuO2 Dióxido de cobre (NO)
Peróxido de cobre (II)
1 átomo de cobre ∙ (nº de ox. del cobre) + 2 átomos de oxígeno ∙ (-1) = 0
Nº de ox. del cobre = 2
Si no estamos seguros de que sea un peróxido o un óxido tendremos que
probar con los dos números de oxidación. Hay un indicio claro de que pueda
ser un peróxido: cuando su subíndice es 2 o múltiplo de 2.
F)
COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO.
1.- HIDRUROS METÁLICOS.
H + METAL  nº de oxidación del H  -1  HIDRURO.
FORMULACIÓN:
1º Se escribe el nombre del metal y luego el del Hidrógeno.
2º Se intercambian las valencias.
NOMENCLATURA
SISTEMÁTICA: HIDRURO + DE + METAL (Prefijos).
STOCK: HIDRURO + DE + METAL (valencia en números romanos si tiene
más de una)
Ej.: FeH3 Trihidruro de hierro
Hidruro de hierro (III)
2.- HIDRUROS NO METÁLICOS.
H + NO METAL  nº de oxidación del H  +1
NO METALES DE LOS GRUPOS 16 Y 17
FORMULACIÓN:
1º Símbolo del H y a continuación el del no metal.
2º Se intercambian los números de oxidación (subíndices).
5
NOMENCLATURA
SISTEMÁTICA: NO METAL TERMINADO EN –URO+DE+ HIDRÓGENO.
Ej.:
H2S
H2Se
H2Te
Sulfuro de hidrógeno
Seleniuro de hidrógeno
Telururo de hidrógeno
HF
HCl
HBr
HI
Fluoruro de hidrógeno
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Yoduro de hidrógeno
TRADICIONAL: (EN DISOLUCIÓN ACUOSA)
Dan disoluciones ácidas y se llaman ÁCIDOS HIDRÁCIDOS.
Ejemplo con elementos del grupo 16: H2S Ácido sulfhídrico
Ejemplo con elementos del grupo 17: HCl Ácido clorhídrico
NO METALES DE LOS GRUPOS 13, 14 Y 15
Existen combinaciones binarias del hidrógeno con algunos elementos
concretos.
G)
TRADICIONAL
SISTEMÁTICA
Amoniaco
Hidrazina
Fosfina
Arsina
Estibina
Metano
Silano
Borano
Diborano
Disilano
Trihidruro de nitrógeno
Tetrahidruro de dinitrógeno
Trihidruro de fósforo
Trihidruro de Arsénico
Trihidruro de antimonio
Tetrahidruro de Carbono
Tetrahidruro de Silicio
Trihidruro de Boro
Hexahidruro de diboro
Hexahidruro de disilicio
FÓRMULA
NH3
N2H4
PH3
AsH3
SbH3
CH4
SiH4
BH3
B2H6
Si2H6
SALES BINARIAS.
Entre Metal y No Metal o entre dos No Metales.
FORMULACIÓN:
Metal + No Metal  Símbolo Metal + Símbolo No Metal.
Dos No Metales  Símbolos de los elementos se colocan de izquierda a
derecha según la siguiente ordenación.
6
B, Si, C, Sb, As, P, N, Te, Se, S, I, Br, Cl, F.
Se intercambian los números de oxidación (subíndices) y se simplifica si
se puede.
NOMENCLATURA.
SISTEMÁTICA: Elemento a la derecha -URO+prefijos mono, di, tri,…
STOCK: Se añade la terminación –URO al no metal (dcha) + nombre del
metal o no metal (izq.) y el número de oxidación en números
romanos entre paréntesis si tiene más de una.
Ej.: MgCl2 Dicloruro de magnesio
H)
Cloruro de magnesio.
HIDRÓXIDOS.
Combinación de catión metálico con anión hidróxido (-1).
FORMULACIÓN:
1º Catión
2º Hidróxido.
Se intercambian las valencias (subíndices).
NOMENCLATURA.
SISTEMÁTICA: nº de iones hidróxido  mono, di, tri… + Nombre del
metal.
STOCK: Hidróxido + de + metal. (nº de oxidación en números romanos).
Ej.: Hg (OH)2 Dihidróxido de mercurio/ Hidróxido de mercurio (II)
Fe(OH)3 Trihidróxido de hierro/ Hidróxido de hierro (III).
I)
ÁCIDOS OXOÁCIDOS.
FORMULACIÓN
Compuestos ternarios  H + No metal o metal de transición con nº de
oxidación elevados + Oxígeno.
HxXyOz
X a veces, puede ser un metal de transición (Cr, Mn) con nº de oxidación
elevado.
Cuando se encuentran en disolución acuosa, dejen iones H+ en libertad 
propiedades ácidas a las disoluciones.
7
Habitualmente se obtienen añadiendo al óxido correspondiente una o más
moléculas de agua.
NOMENCLATURA
La IUPAC admite la nomenclatura tradicional.
SISTEMÁTICA: (PREF) OXO + nombre del átomo central + ATO + (nº de
oxidac) + de HIDRÓGENO
STOCK:
ÁCIDO (PREF) OXO + nombre del átomo central + ICO + (nº de
oxidac.)
Ej.: H2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
Ácido tetraoxosulfúrico (VI).
TRADICIONAL: Se usan los prefijos HIPO y PER y los sufijos OSO e ICO.
1.
OXOÁCIDOS DE LOS HALÓGENOS.
1.- Saber el estado de oxidación del átomo X.:
Σ (nº átomos elemento)*(nº oxidación elemento) =0
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
HIO4
Ácido hipocloroso
Ácido cloroso
Ácido clórico
Ácido perclórico
Ácido metaperyódico
HBrO
HIO
HBrO2
HIO2
HBrO3
HIO3
HBrO4
H5IO6 Ácido ortoperyódico
El ácido yodoso: no se conoce el ácido ni ningún derivado suyo. Los dos
últimos son ácidos periódicos (nº de oxidación del yodo en dos
compuestos es igual a +VII) pero el contenido de agua es diferente
(META-  menor contenido en agua y ORTO-  mayor contenido en
agua).
2.
OXOÁCIDOS DE LOS CALCÓGENOS O ANFÍGENOS.
Los más estables H2SO3 (ácido sulfuroso), H2SO4 (ácido sulfúrico)
Otros menos estables (a veces el azufre en estados de oxidación
realmente curiosos)
H2SO2
Ácido sulfoxílico
H2S2O7
Ácido disulfúrico (pirosulfúrico)2(H2SO4) – H2O = H2S2O7
H2S2O5
Ácido disulfuroso
2(H2SO3) – H2O = H2S2O5
8
H2S2O3
H2S2O2
H2SO5
H2SeO3
H2SeO4
H2Se2O7
H2TeO3
H6TeO6
3.
Ácido tiosulfúrico
Ácido tiosulfuroso
Ácido peroxosulfúrico
Ácido selenioso
Ácido selénico
Ácido diselénico
Ácido teluroso
Ácido ortotelúrico
TeO3 + 3 H2O
OXOÁCIDOS DE LOS NITROGENOIDEOS.
Los más comunes HNO3 (ácido nítrico) y HNO2 (ácido nitroso)
Otros con estados de oxidación menos comunes:
H2N2O2
Ácido hiponitroso
H2NO2
Ácido nitroxíllico (N II)
HNO4
Ácido peroxonítrico
H3PO4
Ácido ortofosfórico o fosfórico
P2O5 + 3H2O
H4P2O7
Ácido pirofosfórico o difosfórico
2 H3PO4 - H2O
H3PO5
Ácido peroxofosfórico
H3PO2
Ácido fosfínico
H3PO3
Ácido fosfónico u ortofosfónico (antes fosforoso)
H4P2O5
Ácido difosfónico
2 H3PO3 - H2O  H4P2O5
H3AsO3
Ácido arsenioso
H3AsO3
Ácido arsénico
4.
OXOACIDOS DEL CARBONO Y DEL SILICIO
El estado de oxidación del del carbono y del silicio en sus ácidos, es el
normal de estos elementos ( +IV)
H2CO3
Ácido carbónico
H4SiO4
Ácido ortosilícico
SiO2 + 2H2O
H2SiO3
Ácido metasilícico
5.
OXOÁCIDOS DEL BORO
El estado de oxidación normal del boro cuando está unido a un
elemento más electronegativo (oxígeno) es +III.
HBO2
Ácido metabórico
B2O3 + H2O
H3BO3
Ácido ortobórico
B2O3 + 3H2O
6. OXOÁCIDOS DE LOS METALES DE TRANSICIÓN
9
El elemento metálico se encuentra en su estado de oxidación mas alto o
más altos.
H2MnO4
Ácido mangánico
HMnO4
Ácido permangánico
H2CrO4
Ácido crómico
H2Cr2O7
Ácido dicrómico
HVO3
Ácido metavanádico
V 2 O5 + H 2 O
H3VO4
Ácido ortovanádico
V2O5 + 3H2O
H3V3O9
Ácido trivanádico
7. ÁCIDOS CON ENLACES CARBONO – NITRÓGENO.
HCN Cianuro de hidrógeno
Ácido cianhídrico (del grupo de HCl, H2S…)
ISÓMEROS.
HOCN
HNCO
HCNO
Ácido ciánico
Ácido isociánico
Ácido fulmínico
* REGLAS PARA AYUDAR A FORMULAR:
1.- Prestar atención al sufijo (oso, ico) y al posible prefijo (hipo, per) del
compuesto que nos dicen, y obtendremos el estado de oxidación del elemento.
2.- Tener en cuenta que el prefijo META o el ORTO indican distinto grado de
hidratación, y que los prefijos DI o PIRO, TRI, TETRA,... nos indican el grado
de polimerización. ( Ej.: Ácido trimetafosfórico  trímero del ácido fosfórico
en su inferior grado de hidratación: (HPO3)3 )
3.- En los casos más conflictivos:

Todos los oxoácidos del grupo del cloro tienen 1 HIDRÓGENO en su
fórmula, con excepción del Ácido ortoperyódico.

Todos los oxoácidos del grupo del azufre tienen 2 HIDRÓGENOS en su
fórmula, con excepción del ácido ortotelúrico

Las formas ORTO de los ácidos del fósforo y del arsénico tienen 3
HIDRÓGENOS en su fórmula.
4.- Sabiendo el estado de oxidación del elemento y el número de átomos de
hidrógeno, se calcula el número de átomos de oxígeno.
10
Para los ácidos que no son polímeros, (di, tri...) se cumple:
Si el número de oxidación del elemento central es impar, el número
de hidrógenos en la fórmula ha de ser impar.
Si en número de oxidación del elemento central es par, el número de
hidrógenos en la fórmula ha de ser par.
J)
IONES MONOATÓMICOS Y POLIATÓMICOS.
CATIONES: Para nombrar estas “especies químicas” basta anteponer la
palabra catión o ion al nombre del elemento. En los casos en que el átomo
puede adoptar distintos estados de oxidación se indica entre paréntesis.
Algunos ejemplos son
H+
Ión hidrógeno
Li+
Ión litio
Cu+
Ión cobre (I)
Cu+2
Ión cobre (II)
Fe+2
Ión hierro (II)
Fe+3
Ión hierro (III)
Sn+2
Ión estaño (II)
Pb+4
Ión plomo (IV)
Hay bastantes compuestos –como, por ejemplo, el
amoníaco– que disponen de electrones libres, no
compartidos. Estos compuestos se unen al catión
hidrógeno, para dar una especie cargada
positivamente. Para nombrar estas especies
cargadas debe añadirse la terminación –onio tal
como se ve en los siguientes ejemplos:
NH4+
Ión amonio
PH4+
Ión fosfonio
AsH4+
Ión arsonio
H 3 O+
Ión oxonio
ANIONES MONOATÓMICOS
a) Nombres de iones negativos monoatómicos (aniones).
C22–
acetiluro
O3 –
Ozónido
O
2–
O22–
Óxido
O2 –
Hiperóxido o superóxido
Peróxido
O2–
Óxido
11
ANIONES: Para nombrar los
iones monoatómicos se utiliza
la terminación –uro, como en
los siguientes ejemplos:
H–
Ión hidruro
S–2
Ión sulfuro
F–
Ión fluoruro
Se–2
Ión seleniuro
Cl–
Ión cloruro
N–3
Ión nitruro
Br–
Ión bromuro
P–3
Ión fosfuro
I–
Ión yoduro
As–3
Ión arseniuro
S22–
Disulfuro
HClO
Ácido hipocloroso
ClO–
Ión hipoclorito
H2SO3
Ácido sulfuroso
SO3–2
Ión sulfito
HClO3
Ácido clórico
ClO3–
Ión clorato
HClO4
Ácido perclórico
ClO4–
Ión perclorato
H2SO4
Ácido sulfurico
SO4–2
Ión sulfato
Los aniones poliatómicos se pueden considerar como provenientes de
otras moléculas por pérdida de uno o más iones hidrógeno. El ion de
este tipo más usual y sencillo es el ion hidroxilo (OH–) que procede de
la pérdida de un ion hidrógeno del agua. Sin embargo, la gran mayoría
de los aniones poliatómicos proceden –o se puede considerar que
proceden– de un ácido que ha perdido o cedido sus hidrógenos. Para
nombrar estos aniones se utilizan los sufijos –ito y –ato según que el
ácido de procedencia termine en –oso o en –ico, respectivamente.
12
A menudo, para “construir” el nombre del anión, no se reemplazan
simplemente las terminaciones oso-ico por ito-ato, sino que la raíz del
nombre se contrae. Por ejemplo, no se dice iones sulfurito y sulfurato
sino iones sulfito y sulfato.
K) SALES OXOÁCIDAS (TERCIARIAS)
Metal + no metal o metal de transición con nº de oxidación elevados + Oxígeno.
Resultado de la reacción de un hidróxido con un oxoácido:
NaOH + HClO4  NaClO4 + H2O
Cuando el anión procede de un oxoácido :
Ácido en OSO 
anión en ITO
Ácido en ICO

anión en ATO
Si hay más aniones de ese mismo elemento con otros números de oxidación se
utilizan los prefijos HIPO y PER, como en los correspondientes ácidos.
FORMULACIÓN:
- Escribimos primero el catión y luego el anión. M3+ XOc- Asignamos a cada ion el subíndice necesario para que la suma de los
números de oxidación o de las cargas sea cero: . M3+ (XOc-)3
- Escribimos la fórmula definitiva.
Ej: H2SO4  Na2SO4 (Tanto el sodio como el hidrógeno valen lo mismo).
NOMENCLATURA.
SISTEMÁTICA: (PREF) OXO + nombre del átomo central + ATO + (nº de
oxidac) + de METAL + (nº de oxidación).
STOCK y TRADICIONAL:
• Los prefijos PER e HIPO se mantienen.
• Los sufijos OSO------------ITO
+ de + metal (nº oxidación en romanos)
• Ya no se nombra la palabra ÁCIDO.
13
ICO-------------ATO
Ej.: KNO3
Proviene del ácido nítrico  Nitrato de Potasio.
Sn(ClO4)2 Proviene del ácido perclórico  Perclorato de estaño (II)
(NH4)2SO4
Fe(IO)3
sulfato de amonio
tetraoxosulfato (VI) de amonio
hipoyodito de hierro (III) o hipoyodito férrico ;
[monooxoyodato (I)] de hierro (III)
tris
L) SALES ÁCIDAS
Los ácidos con más de un hidrógeno no los ceden todos con igual facilidad, y
así es como se originan iones que todavía contienen átomos de H.
Para formular las sales ácidas lo haremos igual que en las neutras pero
añadiremos el prefijo HIDROGENO O DIHIDROGENO al nombre del anión.
H2CO3
Ácido carbónico;
HCO3ion hidrogenocarbonato;
Ca(HCO3)2 hidrogenocarbonato de calcio
H2S
HSNaHS
M)
Ácido sulfhídrico;
ion hidrogenosulfuro;
Hidrogenosulfuro de sodio
ÓXIDOS DOBLES.
Existen en la naturaleza algunos óxidos (Fe3O4, Pb3O4….) en los que el metal
aparenta hallarse en un estado de oxidación anómalo, intermedio entre los
números de oxidación más usuales de dicho metal.
Lo que ocurre es que la red cristalina está formada por iones metálicos de
distinta carga alternados (hay dos tipos de cationes), por lo que estos
compuestos pueden considerarse una combinación de dos óxidos simples:
Fe3O4 = FeO • Fe2O3
Pb3O4 = 2PbO • PbO2
Con los cationes la IUPAC recomienda seguir el orden alfabético tanto en lo
que respecta a las fórmulas como a los nombres. Dado que los símbolos de
algunos metales no coinciden con la letra o letras iniciales de dichos elementos,
14
puede ocurrir que el orden de escritura en la fórmula no coincida con el orden
de citación:
K2MgO2 = dióxido (doble) de magnesio – dipotasio; dióxido de magnesio y
potasio.
N)
HIDRÓXIDOS DOBLES.
AlCa2(OH)7 = Al(OH)3 • 2Ca(OH)2 Heptahidróxido (doble) de aluminio –
dicalcio; (heptahidróxido de aluminio y
calcio)
O)
SALES DOBLES, TRIPLES….
Cuando en una sal hay varios cationes, se escriben y citan en orden
alfabético. Si hay hidrógenos “ácidos”, éstos se escriben y nombran en base a
lo visto anteriormente.
AgK(NO3)2 = Nitrato (doble) de plata – potasio
LiNaHPO4 = Hidrogenofosfato (doble) de litio-sodio
Por otro lado, si la sal contiene varios aniones debe también seguirse con
ellos un orden alfabético:
BaBrCl
Al(NO3)(SO4)
=
Bromuro – cloruro de bario
= Nitrato – sulfato de aluminio
Al2(NO3)4(SO4) = Tetrakis(nitrato) – sulfato de
aluminio
En las fórmulas, los cationes precederán a los aniones e irán en orden
alfabético de símbolos. En los nombres se aplicarán las siguientes reglas:
-
-
Los adjetivos doble o triple pueden ser añadidos inmediatamente
después del nombre del anión. El número así indicado se refiere al
número de tipos de catión presentes y no al número de tales iones.
Los cationes o aniones se citarán en orden alfabético que puede ser
diferente en fórmulas que en nombres.
15
Ej: KMgF3 Fluoruro de magnesio y potasio.
P) OXISALES.
Se pueden considerar como la agrupación de un óxido con una sal. Así, el compuesto
Pb(CO3)O se puede desdoblar en carbonato de plomo (IV) y óxido de plomo (IV)
½( Pb(CO3)2 + PbO2)
El FeClO se puede desdoblar en cloruro de hierro (III) y óxido de hierro (III)
1/3 ( FeCl3 + Fe2O3)
Se pueden nombrar como si fueran sales dobles (carbonato – óxido de plomo (IV),
cloruro – óxido de hierro (III)) pero lo usual es abreviar sus nombres de la
siguiente forma:
Oxicarbonato de plomo (IV)
Oxicloruro de hierro (III)
Ejemplos:
Trioxicarbonato de mercurio (II)
Hg4(CO3)O3
Oxidifluoruro de mercurio (II)
Hg2F2O
FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA
INORGÁNICA (continuación).
DE
QUÍMICA
a) Nombres de iones negativos poliatómicos (aniones).
ClO4–
perclorato
CN–
16
Cianuro
ClO3–
clorato
SCN–
tiocianato
ClO2–
clorito
OCN–
cianato
ClO–
hipoclorito
NCO-
isocianato
BrO3–
bromato
NO2–
nitrito
IO3–
yodato
NO4–
peroxonitrato
SO42–
sulfato
PHO32–
fosfonato (fosfito)
HSO4–
hidrogenosulfato
PH2O2–
fosfinato
HSO3–
hidrogenosulfito
PO43–
fosfato (orto)
S2O52–
disulfito
HPO42–
hidrogenofosfato
S2O72–
disulfato
H2PO4–
dihidrogenofosfato
SO52–
peroxomonosulfato P2O74–
S2O82–
peroxodisulfato
P2O84–
peroxodifosfato
HS–
hidrogenosulfuro
C2O42–
oxalato
S2O32–
tiosulfato
HCO3–
hidrogenocarbonato
HSe–
hidrogenoselenuro
CO32–
carbonato
SeO32–
selenito
CH3COO–
acetato
SeO42–
seleniato
SiO32–
silicato
CNS–
sulfocianuro
SiO44–
silicato (orto)
CrO42–
cromato
HCrO4–
hidrogenocromato
MnO4–
permanganato
Cr2O72–
Dicromato
OH–
Hidróxido
BO33–
Borato (orto)
HO2–
Hidrogenoperóxido
BO2–
Borato (meta)
difosfato
b) Nombres de iones positivos poliatómicos (cationes).
17
ClO2+
clorilo
VO+
Vanadilo (III)
ClO3+
perclorilo
VO2+
Vanadilo (IV)
H3S+
sulfonio
VO3+
Vanadilo (V)
CO2+
carbonilo
UO2+
Uranilo (V)
NH4+
amonio
UO22+
Uranilo (VI)
PH4+
fosfonio
AsH4+
Arsonio
SbH4+
Estibonio
H3O+
Oxonio
SO2+
Tionilo
NO+
Nitrosilo
SO22+
sulfonilo
NO2+
Nitrilo o nitroilo
H3S+
sulfonio
PO3+
Fosforilo
H3Se+
selenonio
H2I+
yodonio
H2F+
fluoronio
c) Compuestos de adición.
Compuestos iónicos que retienen moléculas de disolvente al
cristalizar.
Ej.:
Al2O3 · 3H2O
3CdSO4 · 8H2O
Óxido de aluminio – agua (1/3)
sulfato de cadmio _ agua (3/8)
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