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1 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 2 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 3 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. 4 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. 5 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) 6 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- 7 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). 8 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