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COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO.
En primer lugar vamos a ver las combinaciones de hidrógeno con átomos de
elementos no metálicos. Cuando el hidrógeno se combina con elementos de grupo VII
A y VI A da lugar a los llamados hidrácidos. Estos elementos son: F, Cl, Br, I, S, Se,
Te. Conviene observar que el elemento más electronegativo se sitúa a la derecha de la
fórmula. El sufijo -uro se coloca sobre la raíz del elemento más electronegativo.
Los siguientes compuestos los podremos nombrar como:
HF
HCl
HBr
HI
H 2S
H2Se
H2Te
Fluoruro de hidrógeno
Cloruro de hidrógeno
Bromuro de hidrógeno
Yoduro de hidrógeno
Sulfuro de hidrógeno
Seleniuro de hidrógeno
Telururo de hidrógeno
Ácido fluorhídrico
Ácido Clorhídrico
Ácido Bromhídrico
Ácido Yodhídrico
Ácido Sulfhídrico
Ácido selenhídrico
Ácido telurhídrico
Cuando el hidrógeno se une a otros átomos no metálicos podemos ver que
tienen nombres propios. Aunque también se les pueda dar nombre sistemático se
recomienda nombrarlos por su nombre común.
NH3
PH3
AsH3
SbH3
CH4
SiH4
Amoníaco
Fosfina
Arsina
Estibina
Metano
Silano
Trihidruro de nitrógeno
Trihidruro de fósforo
.........
.........
.........
.........
A continuación vamos a ver las combinaciones de hidrógeno con átomos
metálicos. Este caso el hidrógeno se escribe a la derecha de la fórmula. Esto se debe
a que el hidrógeno es más electronegativo que los átomos metálicos. La terminación uro ira sobre el átomo de hidrógeno, así nombraremos algunas fórmulas como hidruro
de litio, hidruro de sodio, etcétera, (LiH, NaH).
Por último sólo nos queda recordar que al formular un compuesto hay que
intercambiar las valencias de los átomos que lo componen. Los hidruros de los metales
de transición, por lo general no tienen una estequiometría razonable.
COMBINACIONES BINARIAS DEL OXÍGENO
El oxígeno es el segundo elemento más electronegativo de la tabla periódica.
Por esta razón, lo escribiremos a la derecha de la fórmula en cualquier tipo de
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combinación binaria, aunque nombraremos en último lugar al átomo metálico o no
metálico que lo acompaña.
Cuando el oxígeno se combina con átomos metálicos, se denominan óxidos.
Cuando lo hace con átomos no metálicos, la I.U.P.A.C, aconseja que también se les dé el
nombre de óxido, aunque es común que se les llamen anhídridos.
A diferencia de lo que ocurre con el hidrógeno, los átomos que se unen con el
oxígeno pueden hacerlo con varias valencias, dando lugar a distintos compuestos
oxigenados. La excepción son los grupos I A y II A, que siempre actúan con una
valencia fija. Es necesario indicar que cuando se formula una molécula hay que
intercambiar las valencias de los átomos constituyentes.
Para nombrar los óxidos se pueden usar tres nomenclaturas distintas: la
tradicional, la Stock, y sistemática.
A continuación vamos a ver algunos ejemplos:
Sistemática
FeO Monóxido de hierro
Fe2O3 Trióxido de dihierro
Cu2O Óxido de dicobre
N2O Óxido de dinitrógeno
SO3 Trióxido de azufre
Óxido
Óxido
Óxido
Óxido
Óxido
Stock
Tradicional
de hierro (I)
de hierro (II)
de cobre (I)
de nitrógeno (I)
de azufre (VI)
Óxido ferroso
Óxido férrico
Óxido cuproso
Anhídrido hiponitroso
Anhídrido sulfúrico
OTRAS COMBINACIONES BINARIAS
Vamos a dividirlas en, no metales con metales y no metales con no metales. Las
combinaciones binarias entre metales no son posibles porque en este caso, ambos
átomos son electropositivos.
1. No metales con metales.
El metal, por ser el elemento más electropositivo, lo escribiremos a la izquierda
de la fórmula. Para nombrar al “no metal” le añadimos al final de su raíz el sufijo -uro.
Sistemática
CaF2
FeCl2
CuBr2
K2Se
CrB
Difluoruro de calcio
Dicloruro de hierro
Dibromuro de cobre
Seleniuro de potasio
Monoboruro de cromo
Stock
Fluoruro de calcio
Cloruro de hierro (II)
Bromuro de cobre (II)
Seleniuro de potasio
Boruro de cromo (III)
Tradicional
Fluoruro cálcico
Cloruro ferroso
Bromuro cúprico
Seleniuro potásico
Boruro crómico
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2.
No metal con no metal.
Estas combinaciones se nombran del mismo modo que las anteriores: añadiendo
la terminación -uro al elemento más electronegativo. Para identificar cuál es el
elemento más electronegativo seguimos la siguiente secuencia:
B<Si<C<Sb<As<P<N<Te<Se<S<At<I<Br<Cl<F
Vamos a ver ahora una serie de ejemplos para que no quepa duda de cómo se
formulan estos compuestos:
BrF
BrF3
IBr3
NCl3
SiC
B2S3
Monofluoruro de bromo
Trifluoruro de bromo
Tribromuro de yodo
Tricloruro de nitrógeno
Carburo de silicio
Trisulfuro de diboro
Fluoruro de bromo (I)
Fluoruro de bromo (III)
Bromuro de yodo (III)
Cloruro de nitrógeno (III)
Carburo de silicio
Sulfuro de boro
OXOÁCIDOS
Son compuestos formados por tres átomos, es decir, compuestos ternarios. A
la izquierda colocamos los átomos de hidrógeno, como átomo central tenemos
normalmente un no metal y a la derecha colocaremos los átomos de oxígeno. Debemos
destacar que la I.U.P.A.C admite la nomenclatura tradicional para estos ácidos. Por lo
que el uso de los sufijos -oso e -ico será muy común. Lo más importante para poder
nombrar estos ácidos es averiguar cual es el estado de oxidación del átomo central.
Una vez conocido cual es el estado de oxidación del átomo central, podremos nombrar
el ácido teniendo en cuenta el uso de las partículas; hipo – oso, -oso, -ico, per – ico.
Siendo la fórmula general ácido; HaXbOc:
nº oxidación de X =
2c - a
b
Cuando un elemento presenta varios estados de oxidación, se utilizan las
partículas -oso y -ico para designar los distintos estados de oxidación. También se
hace uso de los prefijos hipo- y per-, para designar los estados de oxidación más bajo
y más alto respectivamente. Esto sólo se usa en el caso de que el elemento que forma
el oxoácido presente cuatro estados de oxidación distintos.
Hipo – oso
- oso
- ico
Para el estado de oxidación más bajo.
Para el siguiente estado de oxidación más bajo.
Para el estado de oxidación siguiente.
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Per – ico
Para el estado de oxidación más alto.
También es relativamente común el uso de los prefijos meta- y orto-. Estos
prefijos se usan para designar ácidos cuya diferencia está en el distinto número de
átomos de hidrógeno y oxígeno, mientras que el átomo central presenta el mismo
estado de oxidación. El prefijo meta se usa para indicar el ácido con menor contenido
en agua. El prefijo orto se usa para indicar el ácido con mayor contenido en agua
(átomos de H y O). Por ello, al HIO4 se le llama ácido metaperyódico y al H5IO6 se le
llama ácido ortoperyódico.
Hay otros prefijos como di- o piro-, tri-, tetra-, etc. que indican el número de átomos
centrales del oxoácido que están presentes. Así, el prefijo di, se usa para indicar que
el número de átomos del elemento central es el doble de lo normal o de lo esperado.
También se admite el prefijo piro en lugar del prefijo di.
Hay que señalar que los ácidos de elementos como el fósforo y arsénico son
ácidos orto aunque no nos lo indiquen así.
Vamos a dar algunas reglas para ayudar formular. No obstante, es necesario
recalcar que se hace imprescindible saber los estados de oxidación (valencias) más
comunes de los elementos que entran a formar parte de los oxoácidos.
i) Lo primero es prestar atención a los sufijos (oso, ico) y a los posibles
prefijos (hipo, per) del compuesto que nos dan. De esta manera podremos
tener claro cual es el estado de oxidación del elemento central del ácido.
ii) También tenemos que prestar atención a los prefijos meta, orto, di o piro,
tri, etcétera. Estos prefijos nos indican el estado de oxidación del ácido, así
como el número de átomos centrales del mismo.
iii) En los casos más conflictivos, basta acordarse de que:
- todos los oxoácidos del grupo del cloro tienen un hidrógeno en su fórmula, con
excepción de la ácido ortoperyódico (el único ácido orto del grupo).
- todos los oxoácidos del grupo del azufre tienen dos hidrógenos en su fórmula,
con excepción de la ácido ortotelúrico (el único ácido orto del grupo).
- las formas orto de los ácidos del fósforo y del arsénico tienen tres hidrógenos
en su fórmula. Entre los oxoácidos del nitrógeno no existe ninguno de tipo orto.
Vamos a poner continuación algunos ejemplos de oxoácidos según las tres
nomenclaturas funcionales:
Tradicional
HClO Ác. Hipocloroso
H2SO3 Ác. Sulfuroso
H4SiO4 Ác. Ortosilícico
H2S2O5 Ác. Disulfuroso
Stock
Sistemática
Ác. Oxoclórico (I)
Oxoclorato (I) de hidrógeno
Ác. Trioxosulfúrico (IV)
Trioxosulfato (IV) de hid.
Ác. Tetraoxosilícico
Tetraoxosilicato de hid.
Ác. Pentaoxodisulfúrico (IV) Pentaoxodisulfato (IV) de hid.
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ÁCIDOS CON ENLACES CARBONO-NITRÓGENO
Vamos a ver por último ácidos que contienen carbono y nitrógeno a la vez. No
son muy comunes a la hora de los ejercicios de formulación pero son interesantes. El
primero de ellos es el ácido cianhídrico, HCN, pero este lo podemos englobar dentro
de los hidrácidos. Los otros tres que vamos a ver son isómeros entre sí y llevan en su
composición oxígeno. Son:
H O C N
Ácido ciánico (HOCN)
H N C O
Ácido isociánico (HNCO)
+
H C N O Ácido fulmínico (HCNO)
CATIONES Y ANIONES
Los iones son átomos que han sufrido una descompensación en los electrones de
su última capa. Si el átomo pierde electrones queda cargado positivamente y es lo que
llamamos un catión. Por el contrario, si gana electrones queda cargado negativamente
y recibe el nombre de anión.
Los cationes simples, (aquellos que derivan de un solo átomo), suelen ser
cationes de átomos metálicos, ya que son los que tienen menor potencial de ionización.
También se pueden obtener cationes poliatómicos (derivan de moléculas). Para estos
últimos la I.U.P.A.C. aconseja la nomenclatura sistemática o bien la “tradicional
modificada”. Vamos a ver algunos ejemplos de cationes con sus nombres:
H+
Cu+
Fe3+
Co3+
Sn2+
NO+
NO2+
VO+
UO2+
SO2+
Nombre Correcto
Nombre Antiguo
Ión hidrógeno
Ión cobre (I)
Ión hierro (III)
Ión cobalto (III)
Ión estaño (II)
Ión cuproso
Ión férrico
Ión cobáltico
Ión estannoso
Tradicional
Sistemático
Catión nitrosilo
Catión nitroílo
Catión vanadilo (III)
Catión uranilo (V)
Catión sulfinilo o tionilo
Catión monooxonitrógeno (III)
Catión dioxonitrógeno (V)
Catión monooxovanadio (III)
Catión dioxouranio (V)
Catión monooxoazufre (IV)
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SO22+ Catión sulfonilo o sulfurilo
Catión dioxoazufre (VI)
Hay otro tipo de cationes que tienen su origen en compuestos con pares de
electrones libres que pueden unirse, formando un enlace covalente coordinado, con el
ión hidrógeno, dado el correspondiente catión. Éstos se nombran con el sufijo –onio.
Vamos a ver algunos ejemplos:
NH4+
PH4+
AsH4+
SbH4+
H 3O +
H3S+
H 2I +
Ión amonio
Ión fosfonio
Ión arsonio
Ión estibonio
Ión oxonio
Ión sulfonio
Ión yodonio
Los aniones también pueden ser simples, (monoatómicos) o poliatómicos, al igual
que ocurría con los cationes. Los que son simples se nombran con el sufijo –uro.
HDClBrI-
Ión hidruro
Ión deuteruro
Ión cloruro
Ión bromuro
Ión yoduro
Se2Te2N3P3As3-
Ión seleniuro
Ión telururo
Ión nitruro
Ión fosfuro
Ión arseniuro
El más simple de los aniones poliatómicos es el ión hidróxido, que proviene de la
pérdida de un ión hidrógeno por parte del agua. Pero este anión lo vamos a ver más
adelante formando compuestos. La mayoría de los aniones poliatómicos provienen de
ácidos que han perdido o cedido sus hidrógenos y quedan cargados negativamente. Los
vamos a nombrar según la nomenclatura tradicional y la sistemática. Lo más común es
la forma tradicional y esta se obtiene sustituyendo la terminación –oso del ácido por la
terminación –ito, y la terminación –ico, por la terminación –ato.
Ác. Hipocloroso HClO → Ión hipoclorito ClOÁc. Clórico HClO3 → Ión clorato ClO3Vamos a dar una lista de los iones de los ácidos más comunes:
Iones del azufre.
Sulfito
Sulfato
Disulfito
SO32SO42S2O52-
Ditionito
Ditionato
Tiosulfito
S2O42S2O62S2O22-
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S2O72-
Disulfato
Tiosulfato
S2O32-
Iones del nitrógeno.
Nitrito
Nitrato
NO2NO3-
Hiponitrito N2O22Nitroxilato NO22-
HPO32PO43-
Hipofosfito H2PO2Hipofosfato P2O64-
AsO2AsO33-
Arseniato
AsO43-
SeO32-
Seleniato
SeO42-
CO32-
Bicarbonato (hidrógeno carbonato)
Iones del fósforo.
Fosfito
Fosfato
Iones del arsénico.
Metarsenito
Arsenito
Iones del selenio.
Selenito
Iones del carbono.
Carbonato
HCO3-
Iones del silicio.
Metasilicato SiO32Disilicato
Si2O76-
Silicato (ortosilicato)
SiO44-
Iones del manganeso.
Manganato MnO42-
Permanganato
MnO4-
Iones del cromo.
Cromato
CrO42-
Dicromato
Cr2O72-
Para acabar con el tema sólo nos queda indicar que puede ocurrir que los ácidos
no cedan todos sus hidrógenos, en el caso de ácidos polipróticos. Cuando eso ocurre
nombramos los iones correspondientes sistemáticamente, indicando el número de
hidrógenos. Por ejemplo: HSO4- es el ión hidrogenosulfato (VI).
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HIDRÓXIDOS
Estos compuestos están formados por el ión hidróxido y por cationes,
normalmente metálicos. Podremos usar las tres nomenclaturas que conocemos
indistintamente como ocurría con los óxidos. También pueden ser hidróxidos de otros
cationes poliatómicos que ya hemos visto.
Tradicional
LiOH
Fe(OH)2
Cr(OH)3
NH4OH
Stock
Hidróxido de litio
Hidróxido ferroso
Hidróxido crómico
Hidróxido amónico
Sistemática
Hidróx. de
Hidróx. de
Hidróx. de
Hidróx. de
litio
Hidróx. de litio
hierro (II)
Dihidróxido de hierro
cromo (III) Trihidróxido de cromo
amonio
Hidróx. de amonio
SALES DE OXOÁCIDOS
Se forman por la unión de una especie catiónica con el anión del ácido
correspondiente. Se nombran dando el nombre del anión seguido del nombre del
catión. También se pueden nombrar por su nombre sistemático.
Tradicional
NaClO
K2SO3
FeSO4
Cr(NO3)2
Hipoclorito sódico
Sulfito potásico
Sulfato ferroso
Nitrato cromoso
Sistemático
Monoxoclorato (I) de sodio
Trioxosulfato (IV) de potasio
Tetraoxosulfato (VI) de hierro (II)
bis[trioxonitrato (V)] de cromo (II)
Las sales ácidas, son aquellas que se forman cuando el ácido de partida no
pierde o cede todos sus hidrógenos. Se nombran igual que las anteriores. Existen
nombres comunes de estas sales que están desaconsejados por la I.U.P.A.C. pero que
se siguen usando y, por lo tanto, es conveniente conocerlos.
NaHSO4
Ca(H2PO4)2
Al2(HPO4)3
Hidrogenosulfato de sodio
Dihidrogenofosfato de calcio
Monohidrogenofosfato de aluminio
Bisulfato sódico
Dibifosfato cálcico
Tribifosfato de dialuminio