Nomenclatura de los compuestos inorganicos
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Objetivos
3
Aprender a describir los compuestos químicos inorgánicos,
por medio de la valencia y números de oxidación, para iniciar
de forma lógica la manera en que éstos se nombran.
Conocer la forma en que se escriben las fórmulas de los
compuestos químicos, por medio de las reglas establecidas,
para poder iniciar el estudio de las reacciones y procesos
químicos.
Nombrar los diferentes tipos de compuestos inorgánicos, a
través del reconocimiento de sus grupos funcionales, para
identificar el lenguaje químico de las reacciones.
No es hasta finales del siglo XVIII cuando las sustancias químicas comienzan a
recibir nombres lógicos y racionales pues hasta ahora se las nombraba con
nombres, heredados de la alquimia.
En 1780 Lavoisier junto con otros tres químicos franceses, Guyton de
Morveau, Berthollet y Fourcony inician la creación de un sistema
de nomenclatura más lógico y racional que sustituya al heredado de los
alquimistas.
Introducción
4
Lavoisier ve la luz cuando publica su
Tratado Elemental de
Química en el que expone de
forma organizada y sistemática la
nueva nomenclatura.
A principios del siglo XIX, Berzelius
asigna a cada elemento un símbolo
que coincide con la inicial del nombre
en latín.Así pues, las fórmulas de las
sustancias consistirían en una
combinación de letras y números que
indican el número de átomos de cada
elemento que se combinan.
Introducción
5
Nomenclaturas
Al existir una gran variedad de compuestos químicos es necesario desarrollar
un método que permita entenderse y evite que un mismo compuesto sea
nombrado de formas distintas según el criterio personal.
La nomenclatura actual está sistematizada mediante las reglas propuestas por
la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry).
La asignación de nombres a las sustancias se denomina nomenclatura química, de
las palabras en latín nomen (nombre) y calare (llamar). Existen tres formas para
nombrar los compuestos inorgánicos: Sistemática o Stock, Estequiometríca y
Tradicional o común.
Aunque según la IUPAC la nomenclatura sistemática es de uso
obligatorio, también es necesario conocer la estequiometríca y la tradicional
ya que para determinados compuestos, como los oxoácidos y oxisales, son
admitidas.
Introducción
7
Las reglas que gobiernan los nombres sistemáticos han sido desarrolladas por
la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que se
reunió por primera vez a principios del siglo XX, con el objeto de elaborar
una nomenclatura oficial, fundamentada en base científica.
Introducción
8
Son dos las clasificaciones principales de los compuestos químicos:
Orgánicos e inorgánicos.
El gran grupo de compuestos que contienen átomos de Carbono, tales como
los productos químicos derivados del petróleo, los plásticos, las fibras
sintéticas, el papel, fertilizantes, medicamentos y muchos más, son sustancias
orgánicas.Todas los demás son sustancias químicas inorgánicas.
En el sistema IUPAC, se considera a la sustancia compuesta de dos partes, una
positiva y una negativa. Antes de escribir específicamente la nomenclatura
inorgánica, es necesario aprender un método para registrar el valor positivo,
negativo o cero que tiene un elemento dentro de un compuesto o ion.
Clasificación de los compuestos Químicos
9
El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento, es un
número asignado a dicho elemento en un compuesto o ion. Este valor está
asociado a los electrones que un átomo pierde, gana o que utiliza para unirse a otros
átomos en los compuestos.
(+2) + 2(-1) = 0
Valencia y Números de Oxidación
10
Los números de oxidación tienen varios usos en química, desde la escritura de
fórmulas, la predicción de las propiedades de los compuestos, incluso la ayuda
en el balanceo de reacciones de oxidación-reducción en las que se transfieren
electrones.
En conclusión, podemos definir al número de oxidación como la
carga aparente (+ o -) que se le asigna arbitrariamente a un
elemento cuando se combina con otro para formar un compuesto.
En cambio, valencia se define como la capacidad de combinación de un
elemento con relación a otro, numéricamente igual al número de oxidación, pero
no tiene carga.
Valencia y Números de Oxidación
11
--++
++
Para asignar el número de oxidación a los elementos, se deben guardar
ciertas reglas, que se verán a continuación:
1. El estado de oxidación de un átomo individual en un
elemento libre o natural (sin combinar con otros
elementos) es cero. Ejemplos: Na, Cu, Mg, Li, Ca, Fe, Ba, Cr,
Pb, Ag, Au, etc.
A todo elemento unido consigo mismo formando sustancias elementales
moleculares en su estado libre o natural, se le asigna un número de
oxidación de cero. Ej.: H2, O2,N2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8.
Reglas para asignar Números de Oxidación
12
2. Los números de oxidación asignados
convencionalmente a los siguientes átomos combinados
son:
Grupo 1 Alcalinos = +1 Ejemplo: NaCl, KBr
Grupo 2 Alcalinos terreos = +2 Ejemplo: CaCl2, BaI2
Halógenos en compuestos binarios
= -1 Ejemplo: NaF, CsCl, LiBr y KI
Reglas para asignar Números de Oxidación
13
3. El número de oxidación del Hidrógeno en un compuesto o en un ion
generalmente es +1. Excepto: en los hidruros metálicos, donde el
Hidrógeno es el segundo de la fórmula y tiene un número de oxidación de
(-1).
Ejemplo:
En la función Ácidos Hidrácidos
HCl, HBr, HI, en donde H es +1
Función Hidruros:
NaH, CaH2, LiAlH4 en donde H es -1
Reglas para asignar Números de Oxidación
14
4. En la mayoría de compuestos el número de oxidación del oxígeno es (2-)
Excepto:
En los peróxidos en que su número de oxidación es (-1 ) Ej.: Na2O2,
MgO2, H2O2.
Cuando se combina con el Flúor el número de oxidación es (+2). Ej.: OF2
Cuando reacciona con los elementos más pesados del Grupo I (K, Rb, Cs)
pueden formar superóxidos y el número de oxidación es (-1/2). Ej.: KO2,
RbO2.
Reglas para asignar Números de Oxidación
15
5. En los iones simples, monoatómicos o iones de un solo átomo el número de
oxidación es igual a la carga del ion, Ej.:
Cl- : número de oxidación = -1
Mg2+ : número de oxidación = +2
Fe3+ : número de oxidación = +3
K1+ : número de oxidación = +1
6. Los números de oxidación de todos los átomos deben estar de acuerdo con
la conservación de la carga:
a) En las especies neutras los números de oxidación de todos los átomos
deben sumar cero. Ej.: HCl, H2O, H2SO4, AlCl3, K2Cr2O7.
Reglas para asignar Números de Oxidación
16
--++
++
b) En los iones que contienen más de un átomo (iones
poliatómicos), la suma de los números de oxidación de todos los
átomos deben ser igual a la carga del ion. Ej.: HPO42-, HCO3
-,
PO43-.
Reglas para asignar Números de Oxidación
17
-+ -+
Como establecer el número de oxidación de una especie
a. Multiplicar el número de oxidación de cada elemento por el subíndice
apropiado que se indica en la fórmula para luego ser sumados. El
subíndice da el número de átomos de cada elemento.
b. Anotar los números de oxidación encima o debajo de los símbolos
correspondientes y hacer las operaciones.
c. En caso de iones poliatómicos recordemos la regla “la suma de los
números de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del
ión”.
Ejercicios: Determinar los números de oxidación para el HCl, AlCl3,KCr2O7-,
RbMnO4, NH4+, MnO4
- .
Reglas para asignar Números de Oxidación
18
Grupo funcional: es un átomo o conjunto de átomos, enlazados de
determinada forma, que presentan una estructura y propiedades
fisicoquímicas determinadas que caracterizan a los compuestos que los
contienen, es lo que se denomina como grupo funcional (determina las
propiedades comunes que caracterizan a un grupo de sustancias que tienen
estructuras semejantes ).
Función química
19
Función química: Cinco Familias
20
Funciones Químicas
InorgánicasÓxidos
Hidróxidos.
Ácidos
Sales
Hidruros
a. Se aplica el “Principio de la electrovalencia”: Cargas de distinto signo se
atraen. Ejemplo:
1+ 1- 1+ 1- 2+ 2- 2+ 2-
NaCl HCl MgO NiO
b. Se coloca primero el elemento con carga positiva, luego el elemento con
carga negativa. Ejemplo:
1+ 1- 1+ 1- 2+ 2-
NaF KBr MgO
c. Cuando dos elementos que componen una fórmula tienen la misma
valencia, no hay necesidad de escribir subíndices. Ejemplo:
MgO, CaO, KCl, FeS
Reglas para escribir fórmulas
25
d. Cuando en los compuestos binarios la valencia de los elementos es
diferente, el número que representa la valencia de uno de los elementos de la
fórmula se coloca en la parte inferior derecha del otro elemento y viceversa
(Regla de Cruz). Ejemplos:
OoO
Reglas para escribir fórmulas
26
e. Cuando la valencia de un elemento es uno y se combina
con otro elemento cuya valencia es diferente se
intercambian las valencias pero donde corresponde el
número uno, ésta no se escribe (Regla de Cruz).Ej.
Cl valencia: 1 Fe valencias: 23
Fe2+ + Cl 1- FeCl2Fe3+ + Cl 1- FeCl3
Ca valencia: 2
Br valencia: 1
CaBr2
Reglas para escribir fórmulas
27
Al escribir la fórmula química de un compuesto que contiene un ion
poliatómico, el ion se encierra entre paréntesis seguido de un subíndice que
indica el número de iones poliatómicos presentes.
Esta regla sobre el uso del paréntesis debe seguirse invariablemente, a menos
que el subíndice sea “1”, que no se escribe, en cuyo caso no se necesitan
paréntesis.
Ejemplos:
Cloruro de amonio donde, NH4+ y Cl1-, no hay necesidad de encerrar en
paréntesis, ni de colocar el subíndice 1,
NH4Cl
Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas
28
Ejemplos:
Dicromato de amonio donde, NH4+ y Cr2O7
2-, se necesitan dos iones amonio
por cada ión dicromato con el fin de neutralizar cargas.
(NH4)2Cr2O7.
Fosfato de magnesio donde, Mg2+ y PO43-, se necesitan tres iones magnesio
por cada dos iones fosfato para poder neutralizar las cargas (Regla de Cruz).
Mg3(PO4)2
Observe que el magnesio no se encierra entre paréntesis, por el contrario, el
ión fosfato si se encierra entre paréntesis, es un ión poliatómico.
Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas
29
Hay que recordar: Al escribir fórmulas químicas, no se usan paréntesis donde
no se necesitan.
Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice.
Ba2+ y SO42-, se escribe correctamente BaSO4 y NO Ba(SO4).
NH4+ y SO4
2-, se escribe correctamente
(NH4)2SO4 y NO (NH4)2(SO4)
Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas
30
Al escribir fórmulas químicas, no se usan paréntesis donde no se necesitan.
a. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice.
Ejemplo:
Ca2+ y SO42-, se escribe correctamente CaSO4, NO Ca(SO4)
NH4+ y SO42-, se escribe correctamente (NH4)2 SO4, NO (NH4)2(SO4)
Los iones monoatómicos no se encierran entre paréntesis en las fórmulas. Por
ejemplo
Ca2+ y Cl-, se escribe correctamente CaCl2, NO Ca(Cl)2
Al3+ y Cl-, se escribe correctamente AlCl3, NO Al(Cl)3
Al3+ y SO42-, se escribe correctamente Al2(SO4)3, NO (Al)2(SO4)3
Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas
31
Los compuestos iónicos por lo regular consisten en combinaciones químicas
de metales y no metales. Los metales al perder electrones de la capa de
valencia forman iones positivos o cationes; y los no metales, al ganar
electrones forman los iones negativos o aniones. Los iones que se forman a
partir de un sólo átomo se llaman iones monoatómicos. Los iones
poliatómicos son aquellos en los que hay dos o más átomos.
Reglas para nombrar iones
32
Muchos compuestos son combinaciones de iones positivos y negativos. Los
nombres de los iones positivos simples o cationes con número de oxidación
fijo, se derivan del nombre del elemento del cual proceden, anteponiendo la
palabra ion.
Ejemplo:
Na+ ion Sodio, Ca2+ ion Calcio, Al3+ ion Aluminio, Zn2+ ion Cinc.
Si un metal puede formar cationes con diferente carga, la carga positiva se
indica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal
(sistema Stock):
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes
33
Fe2+ ion Hierro (II) Cu+ ion Cobre (I)
Fe3+ ion Hierro (III) Cu2+ ion Cobre (II)
La mayor parte de los metales que tienen carga variable son metales de
transición. Los iones metálicos comunes que no tienen carga variable son los
iones del grupo:
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes
34
1 Li+, Na+, K+, Rb+ y Cs+
2 Mg2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+
13 Al3+
11 Ag+
12 Zn2+
Un método antiguo, clásico o tradicional que todavía se
usa para distinguir entre dos iones de un metal con carga
diferente es aplicar la terminación –oso o –ico. Estas
terminaciones representan los iones con carga menor y
mayor, respectivamente y se agregan a la raíz del nombre
del elemento en latín:
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes
35
Fe2+ ion Ferroso Cu+ ion Cuproso
Fe3+ ion Férrico Cu2+ ion Cúprico
Los cationes formados a partir de átomos no metálicos tienen nombres que
terminan en -io.
NH4+ Ión Amonio H3O+ Ión Hidronio
En la tabla siguiente se muestran los nombres y fórmulas de algunos de los
cationes más comunes:
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes
36
a. Los aniones monoatómicos (de un átomo) tienen nombres que se
forman eliminando la terminación del nombre del elemento y agregando
la terminación -uro; en el caso del oxígeno la terminación es -ido.
H- :ion Hidruro O2- : ion Oxido N3- : ion Nitruro
F− fluoruro Cl− cloruro
Br− bromuro I− ioduro
S2− sulfuro (se emplea la raíz latina sulfurum)
La única excepción es el anión O2−, donde la terminación es –ido: O2- ión
óxido
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
37
b. Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno (oxianiones) tienen
nombres que terminan en –ato o –ito. La terminación -ato se emplea para
el oxianión más común de un elemento. La terminación -ito se usa para
un oxianión que tiene la misma carga pero un átomo menos de O:
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
38
NO3- : Nitrato SO4
2- : Sulfato
NO2- : Nitrito SO3
2- : Sulfito
Se emplean prefijos cuando la serie de oxianiones de un elemento se
extiende a cuatro miembros, como es el caso de los halógenos. El prefijo per-
indica un átomo de oxigeno más que el oxianión que termina en –ato; El
prefijo hipo- indica un átomo de oxígeno menos que el que termina en –
ito.
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
39
ClO4- Ion Perclorato (un oxigeno más que el Clorato)
ClO3- Ion Clorato
ClO2- Ion Clorito
ClO- Ion Hipoclorito (un oxigeno menos que el Clorito)
Resumiendo el procedimiento para nombrar aniones:
La raíz del nombre (como Clor en el caso del Cloro) se coloca en el espacio
en blanco.
Oxianiones:
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
40
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
41
AniónNúmero de oxidación de
átomo centralNombre del ion
HClO +1 Hipo-clor-ito
HClO2 +3 Clorito
HClO3 +5 Clorato
HClO4 +7 Per- Clor-ato
c. Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se designan
agregando como prefijo la palabra hidrógeno o dihidrógeno, según resulte
apropiado:
Las fórmulas de los iones cuyo nombre termina con –ito se pueden derivar
de los que terminan con –ato quitando un átomo de oxígeno. Advierta la
posición de estos iones en la Tabla Periódica. Los iones monoatómicos del
grupo 17 siempre tienen carga 1- (F-, Cl-, Br-, I- ), mientras que los del grupo
16 tienen carga 2- (O2-,S2-).
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
42
CO32- Ion Carbonato
PO43- Ion Fosfato
HCO3- Ion Hidrógenocarbonato (bicarbonato)
H PO42- Ion Hidrógenofosfato (bisulfato)
En la tabla siguiente se muestran los nombres y fórmulas de algunos de los
aniones comunes:
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
43
Los compuestos inorgánicos que se estudiarán se pueden clasificar de la
siguiente forma:
Reglas para nombrar compuestos
44
COMPUESTOS BINARIOS
COMPUESTOS TERNARIOS
ÓXIDOS
PERÓXIDOSHIDRUROSÁCIDOS HIDRÁCIDOSSALES DE ÁCIDOS HIDRÁCIDOS
BÁSICOS
ÁCIDOS
ÁCIDOS OXÁCIDOS
OXISALES
HIDRÓXIDOS
Existen tres sistemas de nomenclatura para nombrar a los compuestos
químicos: Sistema clásico, sistema estequiométrico y sistema Stock.
Sistema Clásico
En el sistema clásico o antiguo los compuestos se nombran utilizando prefijos
y sufijos, así: hipo, –oso, per,- ico, –ato, -ito, –uro, -ido.
Ejemplos:
Ácido Cloroso (HClO2)
Ácido hipoCloroso (HClO)
Perclorato de potasio (KClO4)
Cloruro Ferroso (FeCl2)
Cloruro Férrico (FeCl3)
Óxido Ferroso (FeO)
Sistemas de Nomenclatura
45
Existen muchos compuestos que no pueden nombrarse por el sistema clásico,
debido a que existen elementos que presentan más de dos estados de
oxidación. Un método aprobado por la IUPAC para nombrar compuestos es
el sistema estequiométrico, mediante el cual se hace uso de prefijos
numéricos griegos que indican la proporción relativa de cada elemento en el
compuesto.
En general, se usan prefijos griegos para indicar el número de átomos de cada
elemento. Nunca se usa el prefijo mono- con el segundo elemento.
Sistemas de Nomenclatura:
Estequiométrico
46
# elementos Prefijo Ejemplo
1 Mono- CO Monóxido de carbono
2 Di- CO2 Dióxido de carbono
3 Tri- Fe(OH)3 Trihidróxido de hierro
4 Tetra- CCl4 Tetracloruro de carbono
5 Penta- PBr5 Pentabromuro de fósforo
6 Hexa- CrI6 Hexayoduro de cromo
Ejemplos:
Nota: Recuerde que los compuestos se nombran al contrario de cómo se
escriben.
Sistemas de Nomenclatura: Estequiométrico
47
N2O4 Tetróxido de dinitrógeno P2O5 Pentóxido de difósforo
NF3 Trifluoruro de nitrógeno SO3 Trióxido de azufre
N2O5 Pentoxido de di nitrógeno CO Monóxido de carbono
PCl5 Pentacloruro de fósforo CO2 Dióxido de carbono
Otro método aprobado por la IUPAC es el sistema Stock (se coloca un
número romano entre paréntesis al final del nombre indicando el estado de
oxidación del metal).
Sistemas de Nomenclatura:
Sistema Stock
48
Compuesto Nombre
CuCl2 Cloruro de Cobre (II)
Fe(NO3)3. 9H2O Nitrato de Hierro (III) nonahidratado
MnO2 Oxido de Manganeso (IV)
Son aquellos compuestos que poseen átomos de oxígeno con número de
oxidación (-2 ) y otro elemento, un metal o un no metal.
Óxidos metálicos
Son aquellos compuestos que poseen átomos de oxígeno con número de
oxidación (-2 ) y un metal. Cuando el metal pertenece a los grupos 1 y 2 se
conocen como óxidos básicos.
Su nombre se forma de dos palabras:
óxido + preposición “de” + (nombre del metal)
Cuando los átomos tienen número de oxidación fijo se nombran igual en los
tres sistemas de nomenclatura.
Nombres y fórmulas:
Óxidos
49
Cuando los átomos tienen número de oxidación fijo se nombran
igual en los tres sistemas de nomenclatura.
Óxidos metálicos
50
Óxidos metálicos
Óxidos de átomos de metales de transición que tengan más de dos estados de
oxidación, se nombran por el Sistema Estequiométrico y Stock.
Estequiométrico
óxido + preposición “de” + nombre del metal
Stock
óxido + preposición “de” + nombre del metal + (n°de oxidación del metal)
51
Óxidos no metálicos Se forman entre el oxígeno y un no metal. Se les conoce también como
anhídridos u óxidos ácidos.
óxido + preposición “de” + nombre del no metal + (n°de oxidación del no metal)
Recuerde: Nunca se usa el prefijo mono para nombrar al segundo elemento.
Nombres y fórmulas: Óxidos
52
Los peróxidos se forman entre algunos metales de los grupos 1 y 2 con el oxígeno.
En estos compuestos el oxígeno presenta un estado de oxidación de 1-, y se nombran
por el sistema clásico.
Hidruros metálicos Son compuestos formados por un metal e hidrógeno, en los cuales este último
presenta un estado de oxidación de (-1). Su nombre se forma con la palabra hidruro
seguido del nombre del metal.
Peróxidos
53
Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno.
Podemos considerar que un ácido se compone de un anión enlazado a
suficientes iones hidrógeno como para neutralizar la carga del anión.
Ácidos hidrácidos
Son compuestos que tienen hidrógeno unido a un no metal.
Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:
a)Todos los halógenos con estado de oxidación (-1)
b) S, Se yTe del grupo 16 con estado de oxidación (-2).
Nombres y fórmulas: Ácidos
54
Ácidos hidrácidos Los ácidos hidrácidos se nombran de dos maneras; dependiendo del estado
físico en que se encuentren:
a) En disoluciones acuosas, se nombran utilizando la palabra “ácido” seguida de
la raíz del no metal terminada con el sufijo hídrico.
b) En estado gaseoso se nombran escribiendo el nombre del no metal
terminado en –uro seguido de la preposición “de” terminando con la palabra
hidrógeno.
Nombres y fórmulas: Ácidos
55
Resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de los ácidos
hidrácidos por un metal.
Los nombres de las sales iónicas inorgánicas resultan de escribir:
Nombre del anión + “de” + nombre del catión:
Las sales de los ácidos hidrácidos se nombran por los tres sistemas de
nomenclatura.
Nombres y fórmulas: Sales de Ácidos hidracidos
56
Formula
de la salSistema Clásica
Sistema
EstequiométricaSistema Stock
MgCl2
Cloruro de
Magnesio
Cloruro de
Magnesio
Cloruro de
Magnesio
Fe2S3 Sulfuro FérricoTrisulfuro de
dihierro
Sulfuro de
Hierro (III)
NaBr Bromuro de Sodio Bromuro de SodioBromuro de
Sodio
Son ácidos basados en aniones cuyo nombre termina en –ato o –ito. Son
compuestos que se forman por combinación de un óxido ácido con agua:
Si el no metal tiene varios estados de oxidación, puede originar varios ácidos
ternarios, los cuales difieren en el número de oxígenos (cuanto mayor sea el
número de oxidación del elemento central, mayor será el número de
oxígenos).
Nombres y fórmulas: Ácidos Oxácidos
57
Los aniones cuyos nombre terminan en –ato están asociados a ácidos cuyo
nombre tiene la terminación –ico, en tanto que los aniones cuyo nombre
termina en –ito están asociados a ácidos cuyo nombre tiene terminación –
oso. Los prefijos del nombre del anión se conservan en el nombre del ácido.
Nombres y fórmulas: Ácidos Oxácidos
58
Los ácidos oxácidos, además, de contener hidrógeno contienen oxígeno.
Como el ión ClO4- requiere un ion hidrógeno para formar HClO4 . El
nombre del ácido se deriva del nombre de su anión.
Otros ácidos oxácidos importantes: H2SO4 HNO3 H3PO4 H2CO3
Nombres y fórmulas: Ácidos Oxácidos
59
Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los
oxácidos por un metal. El ion poliatómico que resulta de eliminar los
hidrógenos de los oxácidos, se le domina oxianión, el cual se nombra
dependiendo de la terminación del oxácido:
Nombres y fórmulas:
Oxisales
60
Las bases o hidróxidos, son compuestos que se obtienen como producto de la
reacción entre un óxido básico y el agua.
Se caracterizan por contener en su estructura al ion hidróxilo u oxhidrilo. Su
estado de oxidación es -1, su fórmula general es M(OH)n en donde:
M : Metal
“n” : Número de oxidación del metal.
Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido, precedido de la preposición
“de” seguido del nombre del metal.
Nombres y fórmulas:
Bases o hidróxidos
61
Si el metal es de número de oxidación fijo se nombran de la misma
forma por los tres sistemas de nomenclatura. En caso de que el metal posea
dos estados de oxidación se usa los prefijos „‟oso‟‟ e „‟ico‟‟, pero si tiene
más de dos estados de oxidación sólo se nombra por el sistema de
Stock
Bases o hidróxidos
62
Nombres y fórmulas: Resumen
63
Oxígeno + Metal → Óxido Metálico
Oxigeno + No Metal → Óxido No Metálico u Óxido Ácido
Hidrógeno + Halógeno, S, Se y Te → Ácido Hidrácido
Ácido Hidrácido + Metal → Sal + Hidrógeno
Oxido Básico + Agua → Hidróxido
Oxido Ácido + Agua → Ácido Oxácido
Ácido Oxácido + Metal → Oxisal
La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de
átomos distintos presentes en la molécula.
La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una
molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el
compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de
cristales, se habla de su fórmula empírica.
La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un
compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del
compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados
por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas. Puede
coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos
presentes en la molécula.
Formulas moleculares y empíricas
64
Ejemplo:
La alicina es el compuesto responsable del olor característico del ajo. Un
análisis de dicho compuesto muestra la siguiente composición porcentual en
masa: C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcular la fórmula
empírica.
Paso 1: Se inicia suponiendo que hay 100 gramos de compuesto en este caso
alicina .
Paso 2: Las cantidades de gramos se convierten a moles
𝐶𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜 :100𝑔×(44.4%/100%)= 44.4𝑔×(1𝑚𝑜𝑙/12𝑔)= 3.7𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 𝑑𝑒𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜
𝐻𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜 :100𝑔×(6.21%/100%)= 6.21𝑔×(1𝑚𝑜𝑙/1𝑔) = 6.21𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒 ℎ𝑖𝑑𝑟ó𝑔𝑒𝑛𝑜
𝐴𝑧𝑢𝑓𝑟𝑒 :100𝑔×(39.5%/100%)= 39.5𝑔×(1𝑚𝑜𝑙/32𝑔) = 1.234𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒 𝑐𝑎𝑟𝑏𝑜𝑛𝑜
𝑂𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜 :100𝑔×(9.86%/100%)= 9.86𝑔×(1𝑚𝑜𝑙/16𝑔) = 0.616𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠𝑑𝑒 𝑜𝑥í𝑔𝑒𝑛𝑜
Determinación experimental de fórmulas empíricas
65
Paso 3: Una vez obtenidos los moles de cada elemento se procede a
realizar la división de cada uno de ellos entre los moles de menor valor
que en este caso corresponden al oxígeno a fin de hallar los cocientes
para escribir la formula empírica:
𝐶: 3.7 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 6.004 ≈ 6
𝐻: 6.21 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 10.07 ≈ 10
𝑆: 1.234 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 = 2.002 ≈ 2
𝑂: 0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠/0.612 𝑚𝑜𝑙𝑒𝑠 =1
La fórmula empírica es: C6H10S2O
Determinación experimental de fórmulas empíricas
66
Para calcular la fórmula molecular, o real, se requiere conocer la masa
molecular aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica.
Conociendo que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero
(n) de la masa molar de la fórmula empírica.
Por tanto:
(Masa Molar de la Fórmula Empírica)*n = (Masa Molar de la Fórmula Molecular)
Ejemplo: Determinar la fórmula molecular de la alicina (ejemplo anterior), sabiendo que la masa molar de su
fórmula molecular es 162g/mol.
Peso molecular de la Formula empírica:
C = 12g x 6 = 72g/mol
H = 1g x 10 = 10g/mol
S = 32g x 2 = 64g/mol
O = 16g x 1 = 16g/mol
Peso Molecular = 162g/mol
Determinación experimental de fórmulas Moleculares
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(Masa Molar de la Fórmula Empírica)*n = (Masa Molar de la Fórmula Molecular)
Ejemplo: Determinar la fórmula molecular de la alicina (ejemplo anterior), sabiendo que la masa molar de su
fórmula molecular es 162g/mol.
Peso molecular de la Formula empírica:
C = 12g x 6 = 72g/mol
H = 1g x 10 = 10g/mol
S = 32g x 2 = 64g/mol
O = 16g x 1 = 16g/mol
Peso Molecular = 162g/mol
𝑛=𝑚𝑎𝑠𝑎𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟𝑑𝑒 𝑙𝑎 𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎𝑒𝑚𝑝í𝑟𝑖𝑐a/𝑚𝑎𝑠𝑎𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟𝑑𝑒 𝑙𝑎𝑓ó𝑟𝑚𝑢𝑙𝑎𝑚𝑜𝑙𝑒𝑐𝑢𝑙𝑎𝑟
𝑛= 162𝑔𝑚𝑜𝑙⁄162𝑔𝑚𝑜𝑙=1
𝐶6𝐻10𝑆2𝑂×1=𝐶6𝐻10𝑆2𝑂
En este caso: Fórmula molecular = Fórmula empírica
Determinación experimental de fórmulas Moleculares
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