nomenclatura de los compuestos inorganicos

Fundamentos de Química

Plan nacional de Formación Docente

Modulo I - 2015

UNIDAD IV

Nomenclatura de los compuestos

inorgánicos

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

Clasificación de los compuestos Químicos

6

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


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


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.


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.


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-.


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

- .


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

Función química: Óxidos

ÓxidosÁcidos

Básicos

Neutros

Peróxidos

Superóxidos

Función química: Ácidos

Ácidos

Hidrácidos Oxácidos

Función química: Sales

SalesHaloideas

Básicos

Ácidas

Dobles

Oxisales

Función química: Ácidos

Hidruros

No Metálicos

Metálicos

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


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


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.


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)


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


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:


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:


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:


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:


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.


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:


40


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-).


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:


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.


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


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:


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.


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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nomenclatura de los compuestos inorganicos

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