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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.
Química 2º Bto.
U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 1
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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
Química 2º Bto.
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)
Química 2º Bto.
U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 9
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)
Dpto. Física y Química
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
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)
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
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Dpto. Física y Química
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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Dpto. Física y Química
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:
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Dpto. Física y Química
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‒
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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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Dpto. Física y Química
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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•
Dpto. Física y Química
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.
Química 2º Bto.
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Dpto. Física y Química
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.:
Química 2º Bto.
U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 17
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)
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
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)
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.
U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 19
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)
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
U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 20
I.E.S. Las Viñas, Manilva (Málaga)
Dpto. Física y Química
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.
U.D. 1: Formulación y nomenclatura Q. Inorg. - Pág. 21