monografía - DSpace de la Universidad Catolica de Cuenca

UNIVERSIDAD CATOLICA DE CUENCA
UNIDAD ACADÉMICA DE INGENIERIA QUÍMICA,
INDUSTRIAL, ALIMENTOS, BIOMOLECULAR,
BIOCOMBUSTIBLES, Y BIOFARMACIA.
“NOMENCLATURA DE
QUÍMICA INORGÁNICA”
MONOGRAFÍA PREVIA A LA OBTENCIÓN
DEL TÍTULO DE INGENIERO QUÍMICO
Realizado por : Fredy Acero Montero.
Director
: Ing. Quím. Santiago Gómez.
CUENCA - ECUADOR
2011
1
Dedicatoria
Dedico el presente trabajo,
a la luz de mi vida y fuente de mi éxito,
mi familia y de forma muy especial
a mi esposa Angélica y mi hijo Matías
por su amor, cariño, comprensión y permanente apoyo
que constituyen mi inspiración
para salir adelante cada día.
2
AGRADECIMIENTO
Mis reconocimientos y gratitud:
A la Unidad Académica de INGENIERÍA QUÍMICA, INDUSTRIAL,
ALIMENTOS,
BIOMOLECULAR,
BIOCOMBUSTIBLES
Y
BIOFARMACIA en la persona del señor Decano y a los maestros, por
haberme recibido en sus aulas y haber hecho de mí un profesional en
INGENIERÍA QUÍMICA.
A mi Director de monografía, Ing. Quím. Santiago Gómez por su acertada
dirección y orientación, en el desarrollo de la investigación hasta su
culminación exitosa.
A mis queridos padres por su constante apoyo, amor y comprensión que me
supieron prodigar a cada instante para cristalizar mis ideales.
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INTRODUCCIÓN
Desde muy antiguo se conocen ciertas sustancias
por nombres relacionados con
lugares, o propiedades de las mismas; otros son muy empleados en el comercio y de uso
frecuente, porque son más sencillos y fáciles de recordar que los nombres técnicos.
Para unificar criterios, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha
propuesto una nomenclatura sistemática que facilita la nomenclatura química, y al
mismo tiempo pretende que cada cuerpo tenga un solo nombre.
Para nombrar los numerosísimos cuerpos químicos que se conocen, es indispensable
poder servirse de un lenguaje simbólico que pueda ser entendido por los estudiantes de
cualquier cultura.
La monografía de Nomenclatura de Química Inorgánica que ofrecemos al estudiante de
Bachillerato, y Universidad, es una ayuda para relacionar los nombres con que se
designan o se han designado las diferentes sustancias químicas y ofrecerlo de forma
sintética al lector.
Se define la formación del nombre de un compuesto, descartando palabras en exceso.
Se presenta un procedimiento ágil para escribir y leer una fórmula, sin embargo se
podrá utilizar el mecanismo que creyera conveniente.
En cada clase de compuestos se incluye un modelo de la distribución de los átomos en
la fórmula desarrollada y la determinación del número de cargas asignadas a los átomos
con lo cual se podrá deducir el número de oxidación de un átomo en particular.
Contamos con numerosos ejemplos de nomenclatura, de cada una de las funciones
estudiadas para ayudar al estudiante en éste no muy fácil aprendizaje de la formulación
química, a disponer la consulta que faciliten el aprendizaje de un buen número de
fórmulas fundamentales.
Tambien encontramos las aplicaciones y usos en la vida diaria de los compuestos
inorgánicos más utilizados y los riesgos que estos producen al ser manipulados
Esperemos que está investigación sea un aporte muy valioso y se convierta en un amigo
inseparable del futuro profesional químico.
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Objetivo General.
Estudiar los compuestos químicos inorgánicos a travez de su formación para luego
darles una formulación correcta y posteriormente saber como son utilizados cada uno de
los compuestos en nuestra vida cotidiana.
Objetivos específicos.
1. Formar compuestos químicos
2. Formular los compuestos
3.1. Escribir correctamente una fórmula
3.2. Leer correctamente una formula
3.3. Conocer los tipos de fórmulas
3.4. Identificar un compuesto a que grupo pertenece
3. Describir los fundamentos, aplicaciones y riesgos de los compuestos químicos
más utilizados.
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PARTE I
GENERALIDADES
1 DIVISIBILIDAD DE LA MATERIA
1.1. INTRODUCCIÓN.
La observación diaria nos demuestra que la materia es divisible en fracciones cada vez
más pequeñas. Si no fuera por esta propiedad no pudiéramos trabajar de diferentes
maneras con materiales que se emplean en la fabricación de implementos utilizados en
la vida diaria.
1.2. DIVISIÓN DE LA MATERIA.
La materia se divide en:
Cuerpo: cualquier porción de materia comúnmente visible.
Partícula: parte de materia que apenas se observa. Esto resulta cuando un cuerpo lo
dividirnos en porciones pequeñas.
Molécula: mínima porción de materia que existe libre y conserva sus propiedades. No
es visible, pero se le puede apreciar en las disoluciones. Estas se obtienen mediante la
división de las partículas.
Átomo: etimológicamente significa indivisible. Es la porción más pequeña de la materia
que puede participar en una reacción química y formar compuestos.
Modernamente se dice que el átomo es un conjunto de corpúsculos subatómicos
asociados en números determinado que tiene masa y carga eléctrica específico.
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1.3. MODELO ATÓMICO ACTUAL
Está basado en los estudios de la mecánica cuántica. Según los investigadores el átomo
no tiene forma definida, y más bien se parece a una nube cósmica que varía
constantemente.
En la actualidad este modelo nos permite estudiar y conocer las diferentes partes
constitutivas del átomo.
1.4. ESTRUCTURA ATÓMICA
En el átomo se consideran dos porciones:
el núcleo y la corona.
1.4.1. EL NÚCLEO ATÓMICO.
Es la parte interna del átomo y está formado por partículas llamadas nucleones, que son
de dos clases: protones y neutrones
Protones
Son partículas con masa 1 y carga eléctrica positiva. Se lo0s representa con la letra “Z”.
Su número es igual en todos los átomos de un mismo elemento químico el número de
protones de unjh átomo se llama también número atómico y ha servido para ordenar
los elementos químicos en la tabla periódica. Es por esto que un elemento se identifica
por el número de protones y no por el número de neutrones.
Número atómico (z) = número de protones
Neutrones
Son, asimismo, partícula con masa 1 pero no tienen carga electica. Se los representa con
la letra “n”. Su núm ero puede variar entre los átomos del mismo elemento; a esa
variación se la llaman isótopo y cada uno ocupa la misma casilla en la tabla periódica.
Iso = igual
topo = posición o lugar
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Los isótopos tienen igual número o protones y electrones, pero diferente número de
neutrones. Los distintos isótopos constituyen un elemento que se encuentran en
cantidades fijas y determinadas, las mismas se expresan en porcentajes.
La suma de protones y neutrones de un átomo se representa con “A”, que significa
“número de masa”. Es diferente en los distintos elementos y en los átomos de un
mismo elemento. Por ejemplo:
El helio tiene 2 protones, 2 electrones y 2 neutrones
A= 4; Z=2, entonces, como A – Z = n, tenemos 4 – 2 = 2
El sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones
A= 23; Z=11, entonces, como A – Z = n, tenemos 23 – 11 = 12
Masa atómica
Se deduce indirectamente comparando la masa del átomo con la de otro que se toma
como referencia. Se encuentra concentrada en su mayor parte en el núcleo, ya que la
masa en la corteza es insignificante.
En la actualidad la escala de masas atómicas está fundamentada en un tipo particular de
átomo de carbono (Carbono 12). Es decir es la doceava parte de un átomo de car bono y
equivale a la masa de un protón o de un neutrón aproximadamente. En la tabla periódica
se indica junto al símbolo, la masa atómica relativa de cada elemento.
El término peso atómico o masa atómica se utiliza en forma general. La masa atómica
puede ser absoluta y relativa.
Masa atómica absoluta: La masa real de un átomo, por ser tan pequeña, solo puede
medirse directamente con unos instrumentos llamados espectrógrafos de masas.
Masa atómica relativa: Masa que presenta los elementos químicos con relación a uno
de ellos, tomando como índice, y como ejemplo, el isótopo de carbono con masa 12.
Índice de masa: Isótopo del carbono con masa 12 ó 12 C, sirve para determinar la masa
relativa de los demás átomos.
8
Peso atómico gramo: también llamado átomo gramo. Es la masa atómica expresada en
gramos.
Ejemplo:
La masa atómica del oxígeno es 16, por tanto, su peso atómico gramo es 16 gramos.
También podemos decir:
1 átomo gramo de oxígeno = 16 gramos.
Número de avogadro
Este científico italiano sostuvo que las unidades de los gases no eran átomos, sino
moléculas y que eran estas las que se combinaban. Para defender su hipótesis. Avogadro
anunció los siguientes principios:
1. “Volúmenes iguales de gases, medidos a la misma presión y temperatura, contienen el mismo número de moléculas”.
Tras este postulado se ha comprobado que el volumen ocupado por una molécula gramo en las mismas condiciones de temperatura y presión, vale 22.4 para todos los
gases.
Igualmente Avogadro determinó el número 6,023 x 10²³ para indicar la cantidad de
moléculas que tiene un mol de cualquier gas.
Por ejemplo, 32 gramos de oxígeno y 44 de dióxido de carbono, conjuntamente contiene
6.023 x 10²³ moléculas y ocupan un volumen de 22.4 l.
2.”Las partículas de un gas elemental contiene dos átomos unidos” tal como se
presentan en la naturaleza.
Así: HH, OO, HeHe, NN, ClCl.
Por mucho tiempo fue el oxígeno el elemento patrón para determinar pesos atómicos;
pero, por la presencia de elementos isotópicos, introduce una ligera variación, por lo que
ahora, en vez del oxígeno, se utiliza el isótopo 12 del carbono como patrón de
referencia.
Entonces, el número de Avogadro se define como “el número de átomos en 12 gramos
(1mol) de C-12”. Es una de las constantes más importantes en química y la razón
fundamental en la determinación de los pesos moleculares y relaciones
estequiométricas.
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1.4.2. CORONA ATÓMICA
También llamada envoltura o nube atómica, es la parte externa del átomo, por donde
circulan los electrones. Si comparamos el número de electrones con el de protones de
los respectivos átomos, vemos que son iguales ya que el átomo completo es
eléctricamente neutro: tiene igual número de electrones y protones.
Electrón
Partícula con carga eléctrica negativa (e⁻) y masa insignificante, 1 800 veces menor que
la del protón. Los electrones giran alrededor del núcleo, acercándose y alejándose de él,
a la vez que cambian de plano, de modo que circulan en un espacio llamado orbital.
Durante las reacciones químicas, los electrones externos suelen saltar de unos átomos a
otros para formar los enlaces atómicos; por esta razón su número no es fijo.
Todo átomo es eléctricamente neutro, por lo que la carga está neutralizada por la carga
de la corona, es decir, el número de protones es igual al de los electrones.
#p⁺ = #e⁻
#de cargas positivas = # de cargas negativas
Niveles de energía
Son las capas de electricidad negativa que forman los electrones en la zona externa del
núcleo. Los electrones giran en los niveles de energía a velocidades próximas de la luz
(300 000 km/s) y a distintas distancias del núcleo, según su cantidad o nivel energético.
Dichos niveles de energía se encuentran numerados, del 1 al 7, desde adentro hacia
afuera; y se los representa con las letras K, L, M, N, O, P, Q.
El nivel K es el de menor energía y se satura con 2 electrones; L con 8; M con 18, N y
O con 32; P con 18; y Q es el nivel más externo y de mayor energía, se satura con un
número aún no definido de electrones.
El nivel más externo nunca supera los 8 electrones, como es el caso de los átomos de los
gases raros, que forman la familia O u Vlll A (tabla periódica).
Mecánica Cuántica
Es la teoría que explica los estados energéticos del electrón dentro del átomo y sus
propiedades como partícula y onda.
Gracias a investigadores como, Luis de Broglie se estableció el carácter dual del
electrón, al indicar que es partícula por su masa; y onda por su movimiento ondulatorio
alrededor del núcleo. Conserva los valores de distancia media hacia el núcleo, pero
designándolos con los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 en lugar de K, L, M, N, O, P, O.
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Werner Heisemberg formuló su principio de incertidumbre, que dice:
“No se puede establecer la posición y velocidad del electrón en el átomo; hay
incertidumbre en estos dos aspectos, lo cual elimina cualquier modelo atómico estático,
pues el electrón es una partícula muy veloz que en un instante puede estar en cualquier
lugar alrededor del núcleo. El único límite es la cantidad de energía que lleva”
Desde entonces ya no se habla de radio del átomo, sino de su valor más probable.
Movimiento ondulatorio de
los electrones alrededor del núcleo
Erwin Schródinger desarrolló la ecuación de onda, que describe la probabilidad de
movimiento ondulatorio de pequeñas partículas y de cómo las ondas asociadas a esas
partículas se alteran por influencia externa.
Probabilidad de encontrar
al electrón de un orbital 15.
En definitiva, para la mecánica cuántica el electrón no es más que una onda
electromagnética similar a la de la naturaleza de la luz, y nunca se mantiene estable,
girando alrededor del núcleo, sino siempre describe movimientos ondulatorios.
1.5. NÚMEROS CUÁNTICOS
Con la cuantificación de la energía del electrón, se trata de explicar la forma cómo están
distribuidos los electrones alrededor del núcleo. Para ello utilizaremos un sistema
semejante al de las coordenadas, que recibe el nombre de números cuánticos.
Los números cuánticos pueden ser:
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1.5.1. Número cuántico principal:
Se lo representa con n y define la distancia existente entre el electrón y el núcleo; y su
nivel de energía o cantidad de energía potencial. También podemos decir que este valor
indica la posición del electrón en el nivel.
Valores de “n”
K L M N O P Q
1 2 3 4 5 6 7
(niveles)
Cada nivel puede llevar un número determinado de electrones, este número máximo de
electrones se calcula aplicando la siguiente regla:
# de electrones = 2n ²
Ejemplo:
K= 2 electrones, entonces K = 2 x 1 ² = 2e⁻
1.5.2. Número cuántico secundario, orbital o azimutal:
Representa a un subnivel o subcapa de energía. Ya que cada una de las capas
electrónicas principales se subdivide en un determinado número de subcapas
electrónicas. Se lo representa por “1”. También indica la forma geométrica de la región
en que se mueve el electrón.
Cada nivel tiene un número determinado de subniveles: el nivel 1 tiene un subnivel; el
nivel 2 tiene dos; el nivel 3 tiene tres, etc.
Aunque teóricamente existen 7 niveles, en la práctica se ha encontrado que los
electrones ocupan solo hasta el cuarto subnivel.
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Para determinar los valores de “l” debe conoce el valor de “n” de su respectiva capa
electrónica, puesto que están relacionados con la siguiente regla:
l=n–1
Aplicación de la regla
La capa principal K corresponde n = 1 y está formada por una sola subcapa.
Reemplazando los valores tendríamos:
l=1–1=0
Cuando n = 2, existen dos subniveles con los siguientes valores:
l=2–1=1
Cada una de las subcapas u orbitales (l) tiene formas diferentes, que se representan con
las letras minúsculas s, p, d, f. El orbital s es de forma esférica y se satura con dos
electrones.
Los orbitales p tienen formas bilobulares ubicados en los ejes x, y, z, semejantes a los
peras unidas por su parte más estrecha. Se completa con seis electrones.
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Los orbitales d tienen formas tetralobulares su número máximo de electrones es de diez.
Los orbitares f son mucho más completos, inciuyen formas heptalobulares. Abarca hasta
catorce electrones.
1.5.3. Número cuántico magnético
Representado por “m”, indica la orientación del orbital electrónico dentro del eje
coordenado.
Los orbitales p presentan tres orientaciones distintas (px, py, pz):
Los orbitales d tienen estas orientaciones:
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Los orbitales s no poseen orientación por ser esféricos. Los f tienen formas muy
difíciles de graficarlas, pero son importantes para los lantánidos y actínidos.
Cada subnivel tiene un número determinado de orbitales. Para encontrar este número se
aplica la siguiente regla:
# de orbitales = 2l + 1
Ejemplo:
Subnivel
l
2l + 1
s
0
1 orbital
p
1
3 orbitales
d
2
5 orbitales
f
3
7 orbitales
El valor de los electrones en cada orbital son números enteros que van de - l a +1
pasando por cero. Por tanto:
l = 3 ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3
1.5.4. Número cuántico de spin
Se lo representa por “ms”; caracteriza la orientación del electrón según la propiedad de
giro de los cuerpos electromagnéticos. El giro puede darse en el sentido de las manecillas del reloj y recibe el nombre de dextrógiro (d), o en el sentido contrario y se llama
levógiro (l).
La representación más elemental se la hace con vectores, así: el vector orientado hacia
arriba corresponde al dextrógiro y hacia abajo indica levógiro. Como el electrón no gira
una vuelta completa (360º) sino apenas la mitad, entonces sus valores se representan
con + fi (d) y - fi (l).
Este número cuántico (ms) es importante porque a través de él se explica toda la
estabilidad de la materia, ya que la asociación de spines de sentidos opuestos se atrae y
de sentidos idénticos se repelen. Estos mecanismos rigen en todas las asociaciones de
átomos para formar moléculas.
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1.6. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELECTRONES EN EL ÁTOMO
La distribución electrónica de los electrones o notación espectral se realiza de tal forma
que cumple el principio de exclusión de Pauli: que establece que dos electrones de un
mismo átomo no pueden tener valores iguales para sus cuatro números cuánticos; es
decir, que dos electrones pueden ocupar un orbital atómico únicamente si sus giros o
spines son opuestos.
Los electrones están distribuidos en niveles de energía, dentro de cada nivel existen
distintos subniveles de energía.
n
2n²
1s²
K
1
2e⁻
L
2
8e⁻
M
3
18e⁻
N
4
32e⁻
O
5
32e⁻
P
6
18e⁻
2s²
2p⁶
3s²
3p⁶
3d¹⁰
4s²
4p⁶
4d¹⁰
4f¹⁴
5s²
5p⁶
5d¹⁰
5f¹⁴
6s²
6p⁶
6d¹⁰
7s²
7p⁶
Q
7
8e⁻
1.7. ORDEN CRECIENTE DE LOS SUBNIVELES DE ENERGÍA
1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 6p, 7s 5f 6d 7p, es el orden creciente de las
energías relativas de los orbitales atómicos (OA), el mismo está en concordancia con a
tabla periódica y se lo puede ilustrar así:
Capa
K
L
M
N
O
P
Q
Nivel
1
2
3
4
5
6
7
Subnivel
1s
2s 2p
3s 3p
4s 3d 4p
5s 4d 5p
6s 4f 5d 6p
7s 5f 6d 7p
Capacidad
2e⁻
8e⁻
8e⁻
18e⁻
18e⁻
32e⁻
32e⁻
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2. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA
2.1. INTRODUCCIÓN
Ley periódica: en 1814 Juan Jaboco Berzelius publicó, mucho antes de establecerse la
tabla periódica, una clasificación en donde agrupaba dos tipos de elementos, los metales
y no metales. En 1829, Döbereíner, realizó un intento de clasificación de los elementos
químicos, agrupando de tres en tres a lo que llamó triadas en las que el peso atómico del
elemento central era aproximadamente la media aritmética de los extremos. Cada grupo
tenía propiedades semejantes. Así, el calcio (Ca, 40), el estroncio (Sr, 88) y el bario (Ba,
173) forman una triada y el cloro (Cl, 35), el bromo (Br, 80) y el yodo (1, 127) forman
otra.
En 1864, Newlands propuso un sistema de clasificación de los elementos en el orden
creciente de sus masas atómicas y observó que las propiedades del primer elemento se
parecían a las del noveno; es decir, las propiedades parecían repetirse cada ocho
elementos, a esta clasificación se la llamaba octanas de Newlands. Pero posteriormente
esta tabla resultó inaplicable, puesto que los elementos a partir del potasio no cumplían
con propiedades análogas.
En 1869 el ruso Mendeleiev y el alemán Meyer, independientemente uno de otro,
establecieron una clasificación de los elementos de acuerdo con los siguientes
principios:
o Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.
o Reunieron en familias de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas.
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La clasificación actual esta hecha según el orden creciente del número atómico de los
elementos. Las propiedades químicas de un elemento dependen del número de
electrones que posee, principalmente de los de la última capa.
Werner estableció una de as tablas más utilizadas en la que constan siete filas
horizontales o períodos y ocho columnas verticales o grupos. Cada grupo va dividido en
dos familias: A y B.
Cada periodo, menos el primero, empieza por un metal alcalino y termina en un gas
noble.
Los elementos del mismo grupo poseen propiedades semejantes. Eso es más notable en
los elementos tipo o representativos, por ejemplo, en los alcalinos y en los halógenos.
En cada una de las casillas se coloca el símbolo y el nombre del elemento. En la parte
superior izquierda se coloca el número atómico y en la parte superior derecha, la masa
atómica. Ejemplo:
2.2. CLASES DE ELEMENTOS
Los elementos tipo o representativos poseen distribución electrónica idéntica en la
última capa.
Los elementos que están situados en el centro y a la izquierda de la tabla periódica
poseen carácter metálico. Los que se encuentran a la derecha son los no metales y los
gases nobles, que constituyen una excepción dentro de los no metales por su inercia
química.
Los elementos de transición externa: ocupan el centro de la tabla, se llaman así porque
tiene incompleto el penúltimo nivel de energía y en el último nivel poseen dos
electrones. Debido a esto funcionan con valencia múltiple.
Los elementos de transición interna: Forman dos series y están clasificados en los
casilleros correspondientes a los lantánidos y actínidos, Tienen incompleto el
antepenúltimo nivel. Son elementos raros que se encuentran formando algunos
minerales. Los actínidos son elementos radiactivos artificiales y han sido descubiertos
en las reacciones nucleares.
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2.3. LOS PERÍODOS
Se llaman períodos porque las propiedades de sus elementos químicos (que dependen de
sus electrones externos) se repiten en forma periódica.
Siempre comienzan con átomos de un electrón externo (familia 0 u VIIIA), a excepción
del primer período.
Son siete y están organizados según el número de niveles electrónicos que tienen los
átomos de los distintos elementos, comenzando por el nivel K o 1.
o
o
o
o
o
El primer período contiene los elementos H y He.
En el segundo están el Li, Be, B, C, N, O, F y Ne.
Al tercero corresponden el Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar.
Los períodos cuarto y quinto tienen 18 elementos cada uno.
El sexto tiene 32 elementos, de este se aíslan 14 elementos que se colocan fuera
de la tabla principal, los llamados lantánidos.
o El séptimo es largo e inconcluso porque todavía no se han descubierto todos los
elementos necesarios para completarlo y de él también se aíslan 14 elementos
los cuales se colocan fuera y paralelamente a los lantánidos, son los llamados
actínidos.
2.4. LAS FAMILIAS O GRUPOS
Son los 16 grupos verticales de la tabla periódica que reúnen a los elementos con
propiedades químicas iguales o que varían poco, debido a que tienen igual número de
electrones en su nivel más externo
Una propiedad que depende del grupo en el que se encuentra el elemento es su valencia
o número de oxidación. Se clasifican en 8 principales (A) y 8 secundarias (B).
2.4.1. Familias A: Integran los elementos principales de estructura s y p.
IA es la familia de los metales alcalinos, cuyos átomos tienen un electrón externo. El
hidrógeno es un gas, los demás son metales.
IIA es la de os metales alcalino-térreos. Todos sus átomos tienen 2 electrones externos.
En III A, a excepción del B que es un no metal, están los metales térreos Al, Ga, In, Ti.
Sus átomos tienen 3 electrones externos.
A VA corresponden los nitrogenoides cuyos átomos tienen 5 electrones externos. El Sb
y Bi son metales y los demás no metales.
A VIA pertenecen los no metales anfígenos y el metal Po. Estos átomos tienen seis
electrones externos.
VIIA agrupa a los no metales halogenados F, Cl, Br, I y At. Sus átomos poseen siete
electrones externos.
0 u VIIIA es la familia de los gases nobles. Grupo de elementos constituidos por gases
monoatómicos que tiene poca reacción químicas y que solo en circunstancias especiales
pueden formar compuestos, Los átomos tienen 8 electrones externos, a excepción del
He que tiene un nivel y esta saturado con 2 electrones.
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2.4.2. Familias B: Las familias secundarias están constituidas por los metales de
transición.
A excepción de la familia IB que tiene solo 1, todos sus átomos poseen 2 electrones
externos.
Cómo metal en la reacción química pierden electrones. Como no-metales forman
oxisales al asociarse con el oxígeno.
2.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS
Son aquellas que aparecen repetidas en varios elementos y dependen de la distribución
electrónica en los diferentes niveles; por ello, todos los que tienen igual número de
electrones en su último nivel poseen propiedades químicas similares.
2.5.1. Configuración electrónica de los elementos
A partir del Hidrógeno que cuentan tan solo con un electrón, vamos a obtener a
configuración electrónica de los demás elementos, ya que cada uno tendrá un electrón
más que el anterior. Este electrón se denomina electrón diferenciador.
2.5.2. Valencia química do los elementos
Nos indica la proporción en la que los átomos de dicho elemento se combinan con los
de los elementos restantes.
La valencia coinciden con el número de electrones que pierden (oxidación) o ganan
(reducción) para lograr que la última capa tenga ocho electrones. Si gana 2 electrones,
como ocurre con el azufre, su valencia iónica es -2. Si pierde 2 electrones, como ocurre
con el bario, su valencia iónica es +2.
En el caso del carbono al tener 4 electrones externos, no cede ni gana electrones no
tiene valencia iónica. Todos sus compuestos son covalentes.
Algunos elementos químicos presentan más de una valencia, lo cual significa que
pueden unirse con otros átomos en más de una proporción. El hierro, por ejemplo, tiene
valencias iónicas +2 y +3.
La valencia se clasifica en positiva, negativa y variable.
Positiva: Corresponde a todos los átomos de carácter metálico, y algunos no-metales
que pierden electrones y quedan con cargas eléctricas positivas, sin neutralizar su
núcleo.
Negativa: Es propia de los no-metales, constituyen átomos que ganan electrones para
completar un nivel externo y adquieren cargas eléctricas negativas.
Variable: Tienen todos los metales de transición y la mayoría de no-metales, al
combinarse con el oxígeno pierden electrones en distintas cantidades.
El número de valencia se refiere a la o las valencias de un elemento químico, también
se lo llama número de oxidación.
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2.5.3. Electronegatividad
Cuando se ligan dos átomos del mismo elemento, como el H, compartiendo un par de
electrones, estos son atraídos con igual fuerza por los núcleos de los átomos.
Pero cuando se ligan dos átomos de distinto elemento, por ejemplo H y Cl, el par de
electrones es atraído con más fuerza por el elemento más electronegativo, en este caso
el cloro, y forma una molécula polar: tiene polo positivo y negativo.
Electronegatividad es la capacidad que tiene el núcleo de un átomo para atraer
electrones, participantes en un enlace químico con otro átomo.
2.5.4. Carácter metálico o electropositividad
Químicamente es la tendencia de los elementos a ceder uno o más electrones.
Esta propiedad ha hecho que, en principio, los elementos químicos sean considerados
como metales y no metales; pero ahora se los subdivide en:
Metales absolutos: Cuando solo pierden electrones y nunca están libres en la
naturaleza.
Elementos de transición: Pueden encontrarse puros en la naturaleza y perder o ganar
electrones.
No metales: han perdido la electropositividad y sus átomos únicamente tienden a ganar
electrones. En general, se pueden encontrar en la naturaleza como gases o formando
compuestos.
Elementos inertes: Presentan poca actividad química y no muestran electropositividad
ni electronegatividad. Todos son gases.
El carácter metálico disminuye de izquierda a derecha en cada período y aumenta de
arriba abajo en cada grupo.
2.5.5. Potencial de ionización
Se corresponde inversamente con el carácter metálico. Por lo general, a mayor carácter
metálico menor potencial de ionización.
Potencial de ionización es la energía recibida por un átomo para perder un electrón de la
última capa.
En un mismo grupo el potencial de hidrógeno disminuye al aumentar el número
atómico.
En un periodo el potencial de ionización aumenta con el número atómico.
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3. ENLACES QUÍMICOS
3.1. COMBINACION QUÍMICA O AFINIDAD QUÍMICA
Es la preferencia que tienen los elementos para combinarse y formar moléculas. La
combinación química se puede realizar ya sea por transferencia de electrones de un
átomo a otro, o por compartimiento de electrones. Se realiza con los electrones de la
última capa o electrones de valencia, estos átomos enlazados tendrán una estructura más
estable que cuando están libres.
Los gases nobles presentan una estructura más estable y completa. Todos presentan 8
electrones en la última capa con excepción del helio que solamente posee dos.
Ejemplos: el hidrógeno y el oxígeno, o el sodio y el cloro, por sobre cualquier otro
elemento que los rodee, se atraen y unen para formar las moléculas de agua y cloruro de
sodio, respectivamente.
Esta preferencia por combinarse con unos elementos más que con otros es mayor entre
los metales absolutos I y IA y los no-metales de VI y VIIA. Los primeros, por ser
electropositivos, pierden fácilmente sus electrones externos. Los segundos,
electronegativos, ganan con fuerza electrones extras.
3.2. CLASES DE ENLACES ATÓMICOS
Es importante saber cómo están unidos (enlazados) los átomos para despejar las
interrogantes respecto de las propiedades de los cuerpos compuestos. Conociendo la
clase de enlace, podemos deducir porqué un cuerpo es blando, conductor de la corriente
eléctrica, está en estado sólido, funde a baja temperatura, etc.
En general los átomos pueden unirse mediante los siguientes enlaces:
Enlace Electrovalente o iónico.
Enlace Covalente.
Enlace Metálico.
22
3.2.1. ENLACE ELECTROVALENTE O IÓNICO
Enlace electrovalente tiene lugar entre los elementos químicos y consiste en la
transferencia de electrones; es decir, es la capacidad que tienen los átomos para ceder o
atraer electrones y adquirir la estructura de un gas noble.
Los átomos o grupo de átomos que han perdido o ganado electrones adquiriendo carga
positiva o negativa se los denomina IONES.
Los iones positivos o cationes ceden electrones y adquieren carga positiva.
Ejemplo:
Li -1e ⁻ → Li ⁺ (ion litio)
Ca -2e ⁻ → Ca ⁺ ² (ion calcio)
Los iones negativos o aniones ganan electrones y adquieren carga negativa.
Ejemplo:
Br +1e ⁻ → Br⁻ (ion bromo o bromuro)
Ar +3e ⁻ → Ar ³⁻ (ion arsénico o arseniuro)
Un enlace iónico se realiza cuando:
- Cada uno de los átomos completan 8 electrones en su última capa.
- Un átomo gana electrones y otro pierde electrones.
- El elemento que gana electrones (anión) es no metálico porque es muy
electronegativo; y el elemento que pierde electrones (catión) tiene carácter
metálico y es poco electronegativo.
- Los elementos mediante el enlace electrovalente no forman una molécula, sino
iones; los mismos se neutralizan por su carga diferente y forman compuestos.
- El número de electrones que se pierden es igual al número de electrones
ganados.
Propiedades del enlace electrovalente o iónico:
-
Son más abundantes en la química inorgánica.
Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.
Conducen la corriente eléctrica.
Los cristales de las sustancias iónicas son transparentes, duros y tienen formas
características.
Reaccionan instantáneamente.
Cada ion tiene propiedades características, que son diferentes a las del átomo
original.
Son solubles en el agua y no en disolventes orgánicos.
Cuando se disuelven se disocian en iones y forman disoluciones iónicas.
23
3.2.2. ENLACES COVALENTES
Es la unión entre átomos electronegativos o no metálicos, en los que no hay
transferencia de electrones sino un comportamiento mutuo de cada átomo. En este tipo
de enlaces no existe pérdida ni ganancia de electrones.
Para que se realice un enlace covalente se deben reunir las siguientes condiciones:
-
Completar ocho electrones en el último nivel.
Poseer un mismo valor de electronegatividad o cuya diferencia sea menor que
1,7.
Compartir electrones en forma eléctricamente neutra.
En el enlace covalente, los pares de electrones compartidos ocupan orbitales comunes a
los átomos ligados y son atraídos por estos con igual fuerza, de modo que las cargas
eléctricas están distribuidas en forma equilibrada en la molécula.
El momento en que los orbitales atómicos se transforman o convierten en orbitales
moleculares, se produce el fenómeno de la hibridación o traslape.
Por ejemplo: para la formación de la molécula de oxígeno cada uno de los dos átomos
de oxígeno posee 6 electrones de valencia.
Los dos electrones no apareados son los que intervienen en el enlace covalente, así.
24
Clases de enlaces covalentes
a. De acuerdo con el numere de pares de electrones compartidos:
Enlace simple: cuando cada átomo participa con un electrón (un par).
Ejemplo:
Enlace doble: cuando cada átomo participa con dos electrones (dos pares).
Ejemplo:
Enlace triple: cuando cada átomo participa con tres electrones (tres pares).
Ejemplo:
b. De acuerdo a la electronegatividad de los átomos que se unen:
-
Enlace covalente apolar o no polar:
También llamado puro, si los átomos unidos son idénticos; es decir, con igual
electronegatividad. Ejemplo: Cl₂
-
Enlace covalente polar:
Cuando los átomos unidos son diferentes; o sea, con diferente valor de
electronegatividad. Ejemplo: H₂O
c. De acuerdo con el átomo que aporta los electrones del enlace:
-
Covalente normal:
Si ambos átomos unidos contribuyen con el mismo número de electrones.
Ejemplo: H₂S.
25
-
Covalente coordinado:
Llamado también dativo es la unión entre dos átomos no metálicos de distinta
electronegatividad en el que el par de electrones compartido pertenece a uno
solo de los átomos o iones enlazados.
Al elemento que dona los electrones se le llama dador y al que se enlaza,
aceptor. En el enlace dativo se usa una flecha que va dirigida desde el dador al
aceptor. Ejemplo: El ion NH4 puede representarse así:
Propiedades del enlace covalente:
Son más abundantes en la química orgánica.
Tienen puntos de fusión bajos.
No conducen la corriente eléctrica.
Son suaves.
Reaccionan lentamente porque los enlaces covalentes son difíciles de romper.
No son solubles en el agua sino en disolventes orgánicos.
Al disolverse no se disocian sus moléculas y forman disoluciones moleculares.
3.2.3. ENLACE METÁLICO
Es la unión entre átomos electropositivos de masa metálica mediante una nube
electrónica.
Los átomos de un metal son iones positivos por haber perdido sus electrones externos,
pero estos no se han esfumado sino en conjunto forman la nube electrónica que circula
por todo el metal aprisionado en los iones positivos.
Por tal razón, los metales son buenos conductores de la electricidad y pueden alearse
con facilidad mediante la fundición.
3.3. FÓRMULA QUÍMICA
Las fórmulas químicas son representaciones gráficas de las sustancias químicas puras,
simples, compuestas y de su molécula o composición química. La fórmula representa el
peso molecular de una sustancia.
En la nomenclatura química los elementos se representan mediante símbolos y los
compuestos mediante fórmulas.
La fórmula H2 representa a la sustancia simple, hidrógeno y su mínima porción o
molécula formada por dos átomos del mismo elemento, indicado por el subíndice 2.
26
H2O simboliza a la sustancia compuesta, agua y su molécula constituida por dos átomos de hidrógeno, señalados por el subíndice 2, y uno de oxígeno, sin subíndice porque
el mismo símbolo representa un átomo.
Ca(OH)2 representa a la sustancia hidróxido de calcio y su composición mínima
integrada por un átomo de calcio, sin subíndice, y dos grupos atómicos OH, encerrados
entre paréntesis, identificados con el subíndice 2.
Las sustancias simples están constituidas por átomos de un mismo elemento, que no
pueden ser descompuestas por métodos químicos.
3.4. NOTACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Se representan mediante símbolos, que contienen la primera letra del elemento en latín o
castellano. Algunos símbolos pueden contener dos letras una mayor diferenciación; en
este caso, la primera letra se escribe con mayúscula y la otra en minúscula.
Ejemplo:
H
K
Cu
Ag
hidrógeno
kalium = potasio
cobre
argentum = plata
3.5. NOMENCLATURA DE LOS ELEMENTOS
Los nombres dados a las sustancias simples o elementos se deben muchas veces a una
propiedad de ellos, así por ejemplo:
hidrógeno = engendrador de agua
oxigeno = oxidante
Otras veces se toma en cuenta su lugar de descubrimiento; ejemplo:
- europio = descubierto en Europa.
- polonio = descubierto en Polonia.
Se han puesto nombres de los planetas en donde se cree que existen en grandes
cantidades; ejemplo:
- uranio, de Urano
- plutonio, de Plutón
Otros llevan nombres de científicos notables; ejemplo.
-
Kurchatovio en honor a Dr. Kurchatov
Einstenio en honor a Einstein
Otros elementos conservan sus nombres primitivos: ejemplo:
- Oro
- plata
27
3.6. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS
Las sustancias simples se pueden clasificar de acuerdo a sus propiedades físicas, en
metales y no metales.
3.6.1. Metales
Presentan las siguientes propiedades:
Son buenos conductores del calor y la electricidad.
Son dúctiles y maleables.
Poseen brillo metálico.
Son duros y resistentes. Todos son sólidos con excepción del mercurio.
Son electropositivos (ceden electrones con facilidad).
Al unirse con el oxígeno forman sustancias llamadas óxidos metálicos.
Los metales de acuerdo a su valencia pueden ser:
Alcalinos (+1): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH₄ (radical amonio)
Alcalinos térreos (+2): Ba, Be, Cd, Ca, Mg, Sr, Ra, Zn.
Trivalentes (+3): Al, Bi, B.
Tretravalentes (+4): Pt, Ir, Os, Pd, Zr.
Hexavalentes (+6): U, W, Mo.
Con valencia (+1, +2): Cu, Hg.
(+1, +3): Au.
(+2, +3): Co, Cr, Fe, Mn, Ni.
(+2, +4): Pb, Sn.
(+3, +5): V.
3.6.2. No metales
Estos tienen las siguientes características:
Son malos conductores del calor y la electricidad.
No son dúctiles ni maleables.
No poseen brillo metálico
A temperatura ordinaria son sólidos frágiles o generalmente gases. El único no
metal líquido es el bromo.
Son electronegativos (ganan electrones con facilidad).Al unirse con el oxígeno
forman anhídridos.
Los no metales se clasifican en:
Halógenos: (-1) (+1, +3, +5, +7): F, Cl, Br, I.
Anfígenos: (-2) (+2, +4, +6): O, S, Se, Te.
Nitrogenoides: (+3) (+1, +2, +3, +4, +5): N, P, As, Sb.
Carbonoides: (- 4) (+4): C, Si, Ge.
28
3.6.3. Elementos más usados
Elementos que generalmente se usan para formar compuestos.
Los números de valencia están en valor absoluto.
Elemento Símbolo Número de Valencia
Elemento Símbolo Número de Valencia
Aluminio
Al
3
Antimonio
Sb
3y5
Arsénico
As
3y5
Astato
At
1, 3, 5 y 7
Azufre
S
2, 4 y 6
Bario
Ba
2
Berilio
Be
2
Bismuto
Bi
3y5
Boro
B
3
Bromo
Br
1y5
Cadmio
Cd
2
Calcio
Ca
2
Carbono
C
2y4
Cesio
Cs
1
Cinc
Zn
2
Circonio
Zr
4
Cloro
Cl
1, 3, 5 y 7
Cobalto
Co
2y3
Cobre
Cu
2y1
Cromo
Cr
2, 3, 4, 5 y 6
Escandio
Sc
3
Estaño
Sn
2y4
Estroncio
Sr
2
Flúor
F
1
Fósforo
P
1,3 y 5
Galio
Ga
3
Germanio
Ge
2,4 y -4
Hafnio
Hf
4
Hidrógeno
H
1 y -1
Hierro
Fe
2y3
Iridio
Ir
2, 3, 4 y 6
Itrio
Y
3
Lantano
La
3
Litio
Li
1
Magnesio
Mg
2
Manganeso
Mn
2, 3, 4, 6, 7
Mercurio
Hg
1y2
Molibdeno
Mo
2, 3, 4, 5 y 6
Niobio
Nb
3
Níquel
Ni
2y3
Nitrógeno
N
2, 3, 4 y 5
Oro
Au
1y3
Osmio
Os
2, 3, 4 y 6
Plata
Ag
1
Platino
Pt
2y4
Plomo
Pb
2y4
Potasio
K
1
Renio
Re
1, 2, 4, 6 y 7
Rodio
Rh
2, 3 y 4
Rubidio
Rb
1
Rutenio
Ru
2, 3, 4, 6 y 8
Selenio
Se
2, 4 y 6
Silicio
Si
4
Sodio
Na
1
Talio
Tl
1y3
Tántalo
Ta
5
Tecnecio
Tc
7
Telurio
Te
2, 4 y 6
Titanio
Ti
3y4
Vanadio
V
2, 3, 4 y 5
Yodo
I
1,3, 5 y 7
29
3.7. SUSTANCIAS COMPUESTAS
Todo compuesto químico es el resultado de una combinación o unión íntima entre dos o
más elementos diferentes. Si el compuesto está formado por dos elementos, se
denomina binario; por tres, ternario; por cuatro, cuaternario; y por más de cuatro se
llaman compuestos complejos.
Se las representa mediante fórmulas que pueden ser:
3.7.1. Fórmulas condensadas o mínimas
Indican la composición de una sustancia mediante la simbología de los elementos
componentes y la proporción de sus átomos a través de subíndices numéricos. Entre
paréntesis se encierran los grupos atómicos que se repiten.
A su vez, estas fórmulas pueden ser empíricas, si señalan la composición mínima sin
proporcionar datos de la constitución molecular, y moleculares cuando denotan esta.
Ejemplos:
Fórmula empírica
(CH)n
(CH₂O)n
Fórmula molecular
C₂H₂
C₂H₁₂O₆
Sustancia
etileno
glucosa
En general la formulación empírica se utiliza en la química orgánica, porque al dar
valores a “n” se obtiene un sinnúmero de compuestos; esto no ocurre en la química
inorgánica.
3.7.2. Semidesarrolladas
Mediante rayas indican los enlaces importantes entre grupos atómicos característicos.
Ejemplos:
30
3.7.3. Desarrolladas o estructurales
Determinan con rayas la ubicación espacial de los átomos en la molécula y todos sus
enlaces. Ejemplo:
3.7.4. Electrónicas
Son fórmulas desarrolladas y escritas con símbolos electrónicos para mostrar las
transferencias de electrones entre los átomos, hasta que adquieran la estructura
electrónica estable. Para establecer la procedencia de los elementos se les representa con
puntos claros y oscuros. Ejemplos:
3.8. COEFICIENTE, PREFIJOS, SUBÍNDICE Y PARÉNTESIS.
Coeficiente: Número grande colocado antes de la fórmula; factor que afecta a todos los
términos; por ejemplo: el 2CaCl2 en donde el primer 2 es el coeficiente por tanto existen
4 átomos de cloro y 2 de calcio.
Prefijos: Se utilizan algunos prefijos para la sistematización del nombre de los
compuestos. Algunos prefijos numéricos mono, di, tri, tetra, penta, hexa, etc.
En los prefijos multiplicativos tenemos: bis, tris, tetrakis, pentakis, etc.
Subíndice: Nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite en la
estructura molecular. Los subíndices son números pequeño que se coloca en la parte
inferior derecha de cada átomo y afecta solo a este; por ejemplo: CaCl2 en donde el
subíndice es el 2 e índica 2 átomos de cloro.
Paréntesis: en la nomenclatura química aparece con más frecuencia el paréntesis y el
corchete. El paréntesis utilizamos para encerrar un grupo atómico que se repite en la
estructura molecular o fórmula; por ejemplo: A12(CO3)3. El corchete es usado
exclusivamente en los compuestos de coordinación.
“Efectuando prácticas es la mejor forma de aprender química, ya que con el tiempo recordamos…
10-20% de lo que oímos; 20-40% de lo que vemos y 60-80% de lo que hacemos”
(José María Casas Sabata)
31
4. PRINCIPALES COMBINACIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
4.1. COMPUESTOS BINARIOS.
Como se indicó anteriormente, estos compuestos están formados por dos elementos; y
pueden ser oxigenados y no oxigenados.
Dentro de los compuestos oxigenados tenemos los anhídridos, óxidos básicos, neutros,
salinos, anfóteros y peróxidos.
Como compuestos no oxigenados están los ácidos hidrácidos, hidruros metálicos,
compuestos especiales, sales halógenas neutras, compuestos no salinos, aleaciones y
amalgamas.
4.2. FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS BINARIOS
Para escribir sus fórmulas se intercambian valencias entre los elementos reaccionantes,
escribiéndolas como subíndices del elemento contrario, así:
En el tricloruro de aluminio, el cloro tiene el subíndice 3, que corresponde a la valencia
del aluminio; este debería tener el subíndice 1, correspondiente a la valencia del cloro,
pero no se escribe porque el mismo símbolo (Al) ya representa un átomo.
El orden de la escritura química consiste en ubicar primero los elementos menos
electronegativos y luego los otros; por ejemplo en las sales se coloca en primer lugar el
símbolo del metal y luego el del no metal. Igual se hace con los otros compuestos.
4.3. SIMPLIFICACIÓN DE FÓRMULAS
Si después de intercambiar valencias se encuentra que los subíndices mayores que son
iguales entre si, o el uno es múltiplo del otro, se procede a “simplificar la fórmula”
dividiendo dichos subíndices para un número común divisor. Ejemplo:
4.4. SISTEMAS DE NOMENCLATURA
Utilizaremos tres tipos de nomenclaturas
a. Nomenclatura Sistemática
b. Nomenclatura IUPAC.
c. Nomenclatura Tradicional.
32
4.4.1. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA.
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos:
Prefijos griegos Atomicidad
mono1
di2
tri3
tetra4
penta5
hexa6
hepta7
octa8
9
nona- (o eneá)
deca10
4.4.2. NOMENCLATURA IUPAC
Este nombre es tomado de la UNIÓN INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA Y
APLICADA, entidad encargada de establecer una reglamentación racional para la
formulación y nombre de las sustancias.
Este sistema parte de la estructura real de las moléculas dando nombres a las fórmulas
en base a los distintos átomos utilizando prefijos adecuados a una sistematización clara
y sencilla.
Al estudiar cada grupo de compuestos se indica las reglas propuestas por la IUPAC, sin
embargo tomaremos en cuenta algunas normas importantes:
1.- En los compuestos binarios se tendrá la siguiente sistematización general.
-
nombre del constituyente más electronegativo (anión) con el sufijo URO
de
nombre del constituyente electropositivo sin ninguna variación.
2.- para el catión que presenta varios estados de oxidación se utilizará la Notación
STOCK.
Notación stock. La notación Stock es un sistema de nomenclatura se basa en nombrar a
los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia
atómica del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación, es el
que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico,
un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando
tiende a ganar electrones), anteponiendo a este número, encerrado entre paréntesis, se
escribe el nombre genérico y el específico del compuesto de esta forma:
Nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia.
33
Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en
el subíndice del otro átomo (en compuestos binarios y ternarios). Los números de
valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo en una fórmula
molecular. Ejemplo:
Fe2+3S3-2, sulfuro de hierro (III) [Se ve la valencia III del hierro en el subíndice o
atomicidad del azufre].
3.- El uso de los sufijos OSO e ICO que afectan al nombre del metal o constituyente
electropositivo queda eliminado de la nomenclatura química
4.- si por la estructura especial del compuesto, no se puede dar un nombre claro con las
normas específicas se utilizará prefijos de cantidad adecuados.
Este sistema le vamos a denominar “Nombre lectura” y debe usarse principalmente en
los casos que los nombres de las sustancias no tengan una sistematización adecuada.
4.4.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL, CLÁSICA O FUNCIONAL
En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre
específico con una serie de prefijos y sufijos griegos. La forma de nombrar los
compuestos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico
Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre
del elemento precedido de la sílaba “de”
(Na2O, oxido de sodio).
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.
… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2O-2, hierro con la
valencia +2, óxido ferroso
… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3O3-2, hierro con valencia
+3, óxido férrico
Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos
hipo - … - oso (para la valencia inferior)
… - oso (para la valencia intermedia)
… - ico (para la valencia superior)
Cuando tiene cuatro distintas valencias se usan los prefijos y sufijos
hipo - … - oso (para las valencias 1 y 2)
… - oso (para la valencias 3 y 4)
… - ico (para la valencias 5 y 6)
per - … - ico (para la valencia 7):
34
Ejemplo:
Mn2+7O7-2, óxido permangánico
(ya que el manganeso tiene más de dos números de valencia y en este compuesto está
trabajando con la valencia 7)
4.5. OTRAS REGLAS Y CONCEPTOS GENERALES
Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos
nombres:
o Genérico
o Específico.
El nombre genérico o general:
Es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química,
por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un
hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc.
El nombre específico:
Es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo
general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico
seguido del específico.
Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de
los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos
ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe2 O3,
respectivamente.
En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el
elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la
derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más
electronegativo). Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre
genérico, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el
nombre específico en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda
(el menos electronegativo).
“Que tu influencia sea tan fuerte y tan suave, tan amorosa y respetuosa, que el contacto contigo note
tu alumno una fuerza misteriosa que lo transforme en otro, sin darse cuenta.”
(J. A. Ríos)
35
PARTE II
NOMENCLATURA Y NOTACIÓN DE LOS
COMPUESTOS QUÍMICOS
INTRODUCCIÓN
Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre
compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen
carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y
algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos
inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.
Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por
el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura
particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a
reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos
ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos
tienen el ion H+1; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al
ion OH-1 presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos,
bases, ácidos y sales.
La nomenclatura, es el conjunto de reglas que se siguen para denominar a los elementos
y sustancias compuestas desde el punto de vista científico. De acuerdo a esto las
sustancias se dividen en sustancias simples, compuestas y especiales.
36
1. COMPUESTOS NO OXIGENADOS
1.1.
HIDRUROS
Son compuestos que contienen hidrógeno y átomos de cualquier otro elemento
Se dividen en:
-
Hidruros metálicos
Hidruros no metálicos
1.1.1. HIDRUROS METÁLICOS
Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico
Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos
compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1, los metales tendrán por lo tanto
número de oxidación positivo. Su fórmula general es Metal + H.
Nomenclatura.
a.- nomenclatura IUPAC
El nombre se forma de la siguiente manera:
-
Hidruro
de
nombre del metal
El nombre del metal sin ninguna variación.
Si el metal presenta dos o más estados de oxidación se utilizarán la notación Stock.
Ejemplos:
NaH
CaH2
FeH2
FeH3
Hidruro de sodio
Hidruro de calcio
Hidruro de hierro (II)
Hidruro de hierro (III)
También podemos utilizar el nombre lectura.
Ejemplo:
PbH4
Crh3
Tetrahidruro de plomo
Trihidruro de cromo
37
b.- Nomenclatura tradicional.
Por las razones conocidas este sistema tiende a desaparecer. Veamos como se estructura
un nombre tradicional.
-
Hidruro
de
nombre del metal
Si el metal tiene dos valencias se empleará el sufijo OSO para la menor valencia e ICO
para la mayor valencia. En estos casos desaparece la preposición “de”.
Ejemplos:
LiH
CoH2
CoH3
Hidruro de litio
Hidruro cobaltoso
Hidruro cobáltico
Formulación.
Es norma internacional escribir la fórmula poniendo en primer lugar el símbolo del
metal y luego el del hidrógeno.
Las fórmulas desarrolladas presentan la siguiente estructuta:
CaH2
AuH3
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación es igual a cero.
FeH3
3+ 3–
Fe
H3
(3+) + 3(1-) = 0
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura.
-
Colocar los simbolos en el orden establecido.
Intercambiar los números de oxidación.
38
Ejemplos:
-
Hidruros de cobalto(III)
3+ 1Co H
-
Co H3
Hidruro de bismuto
3+ 1Bi H
Bi H3
Lectura.
-
Recordar los números de oxidación de los átomos presentes en la fórmula.
Establecer el número de oxidación del metal.
Aplicar las normas establecidas.
Ejemplos:
-
NiH2
-
SnH4
NiH2
X
Ni
2H3
2+
Ni
2H2
4H4
4+
Sn
4H4
Hidruro de niquel (II)
SnH4
X
Sn
Hidruro de estaño (IV)
Hidruros Metálicos
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura Stock
Nomenclatura
tradicional
KH
monohidruro de potasio o hidruro de potasio (I) o
hidruro de potasio
hidruro de potasio
hidruro potásico o
hidruro de potasio
NiH3
trihidruro de níquel
hidruro de níquel (III)
hidruro niquélico
PbH4
tetrahidruro de plomo
hidruro de plomo (IV)
hidruro plúmbico
39
1.1.2. HIDRUROS NO METÁLICOS
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
Son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA
( anfígenos y halógenos respectivamente).
Para dar facilidad al estudio de estos compuestos les agruparemos en base a la
clasificación periódica de los elementos.
Hidruros de los grupos VI y VII
Cuando estas sustancias se hallan disueltas en agua tienen un carácter ácido, por ello se
denominan ACIDOS HIDRÄCIDOS.
Elementos del grupo VII: F, Cl, Br y I.
No. de oxidación 1-
Elementos del grupo VI: S, Se, Te
No. de oxidación 2-
El número de oxidación del hidrógeno es 1+
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAc.
El nombre se forma:
-
Raíz del nombre del no metal con la terminación URO
de
hidrógeno
Podemos también utilizar un nombre lectura
Ejemplos:
HCl
H2S
HI
H2Te
H2S7
Cloruro de hidrógeno
Sulfuro de hidrógeno
Ioduro de hidrógeno
Teluro de hidrógeno
Heptasulfuro de dihidrógeno.
Nota: la fórmula correcta para el fluoruro de hidrógeno es H2F2 y no la forma simple
HF.
b.- Nomenclatura tradicional.
Los nombres tradicionales se admiten cuando estas sustancias se hallan disueltas en
agua.
40
El nombre se forma de la siguiente manera:
-
Ácido
raíz del nombre del no metal con la terminación HIDRICO.
Ejemplos:
HCl
H2S
Hi
H2F2
Ácido clorhídrico
Ácido sulfhídrico
Ácido iodhídrico
Ácido fluorhídrico
Formulación.
Se escribe en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego el del no metal. Es costubre
hacer lo contrario, por favor no lo hagamos.
Las formulas desarrolladas presentan la siguiente estructura:
HCl
H2Te
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación es igual a cero.
H2Se
2+ 2H2 Te
2(1+) + (2-) = 0
Hidruros de los grupos III, IV y V.
Tradicionalmente se denominan compuestos especiales
Elementos del grupo III: B
No. de oxidación 3Elementos del grupo IV: C, Si
No. de oxidación 4Elementos del grupo V: N, P, As, Sb
No. de oxidación 3El número de oxidación del hidrógeno en estos compuestos es 1+
41
Nomenclatura.
a.- Nomenclatura IUPAC
-
Hidruro con el prefijo de cantidad adecuado
de
nombre del no metal
b.- Nomenclatura tradicional.
Los nombres tradicionales especiales son admitidos por la IUPAC
Ejemplos:
Fórmula:
Nombre IUPAC:
BH3
CH4
SiH4
NH3
PH3
AsH3
SbH3
Si3H8
Trihidruro de boro
Tetrahidruro de carbono
Tetrahidruro de silicio
Trihidruro de nitrógeno
Trihidruro de fósforo
Trihidruro de arsénico
Trihidruro de antimonio
Octahidruro de trisilicio
Nombre tradicional:
Borano
Metano
Silano
Amoniaco
Fosfina
Arsina
Estibina
Trisilano
Formulación.
La IUPAC acepta la formulación citada anterior mente, primero el símbolo del no
metal y luego el del hidrógeno.
1.1.2.1.
HIDRÁCIDOS
Hidruro no metálico + Agua → Hidrácido
Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa
misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso.
Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se
escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico.
Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más
electropositivo.
42
Ejemplos:
Compuesto
HCl
HF
HBr
HI
H2S
H2Se
H2Te
1.2.
En estado puro
cloruro de hidrógeno
fluoruro de hidrógeno
bromuro de hidrógeno
yoduro de hidrógeno
sulfuro de hidrógeno
seleniuro de hidrógeno
teluluro de hidrógeno
En disolución
ácido clorhídrico
ácido fluorhídrico
ácido bromhídrico
ácido yodhídrico
ácido sulfhídrico
ácido selenhídrico
ácido telurhídrico
ALEACIONES Y AMALGAMAS
Una aleación es la unión de dos o más metales en cantidades variables.
Son sistemas homogéneos donde los constituyentes se hallan en proporciones fijas
formando una mezcla o una combinación (compuestos intermetálicos).
Las aleaciones se preparan mezclando metales fundidos para que sus iones puedan
difundirse mutuamente, luego se solidifican y producen nuevas sustancias metálicas con
características especiales.
Las propiedades varian según la proporción de sus componentes, que no intervienen con
sus valencias y por esto se les llama “compuestos intermetálicos”. En general las
aleaciones son mas duras y tenace, tieen menor punto de fusión, menor conductividad
térmica, menor maleabilidad y ductilidad, se dilatan en menor grado y reíste a la
oxidación mejor que sus elementos constituyentes aislados.
Las aleaciones poseen gran importancia, más que los metales puros, en las aplicaciones
técnicas y práct6icas por sus exelentes propiedades.
Ejemplos de aliaciones.
Nombre
Binarias
acero
bronce de aluminio
plata de acuño
oro de acuño
amalgama de dentista
plomo de bateria
suelda de estaño
latón amarillo
Composición
Fe 99% ; C 1%
Cu 90% ; Al 10%
Ag 90% ; Cu 10%
Au 90% ; Cu 10%
Hg 70% ; Cu 30%
Pb 94% ; Sb 6%
Pb 67% ; Sn 33%
Cu 65-90% ; Zn 35-10%
Aplicaciones
clavos, tornillos, láminas
bielas, cajas de cigüeñal
acuñación de monedas, joyas
acuñación de monedas, joyas
curaciones dentales
acumuladores de plomo
soldadura de hojalata, alambres
piezas decorativas
43
Nombre
Ternarias
bronce ordinario
electrón
oro de dentista
manganio
acero inoxidable
acero al níquel-cromo
acero al molibdeno
acero al tungsteno
Composición
Aplicaciones
Cu 92% ; Sn 6%; Zn 2%
Mg 95% ; Zn 4,6% ; Cu 2%
Au 58% ; Cu 14-28%; Hg 28-14%
Cu 82,5% ; Mn 16% ; Ni 1,5%
Fe 60-80% ; Cr 20-10% ; Ni 20-8%
Fe 95-98% ; Ni 1-4% ; Cr 0,5-2%
Fe 90-95% ; Mo 6-7% ; Cr 2-4%
Fe 80-94% ; W 4-18% ; Cu 2-4%
campanas, cerraduras
armazones de aviones
corona dentales
aparatos eléctricos
recipientes para laboratorio
blindajes, alambres
herramientas, rieles
navajas, cuchillos
Nombre
Cuaternarias
duraluminio
plomo de imprenta
Composición
Al 94% ; Cu 5%; Mn 0,5% ; Mg
0,5%
Pb 58% ; Sn 26% ; Sb 15%; Cu 1%
Aplicaciones
aeroplanos, barcos,
vagones
caracteres de imprenta
Nomenclatura.
Con frecuencia se emplea nombres vulgares aceptados en la industria
Podemos sistematizar la siguiente nomenclatura:
-
Aleación o amalgama
de
nombre del metal o metales
Ejemplos:
CuZn
CuNiZn
CuSn
HgPt
HgAg
HgCu
Aleación de cobre-cinc
Aleación de cobre-níquel-cinc
Aleación de cobre-estaño
Amalgama de platino
Amalgama de plata
Amalgama de cobre
Latón
Plata alemana
Bronce de campanas
En los casos que la unión de metales se forme compuestos intermetálicos, el nombre se
obtiene con el sistema “nombre lectura”
Ejemplos:
Cu Zn2
Cobre-cinc-dos
Mg2Ni
Magnesio-2-níquel
En la fórmula irá en primer lugar el símbolo del elemento más electropositivo.
44
Formulación.
En las aleaciones se escribe la fórmula colocado los símbolos en orden descendiente a
su composición porcentual.
En las amalgamas se escribe primero el símbolo del mercurio y a continuación los otros.
1.3.
COMPUESTOS ENTRE NO METALES.
Tradicionalmente se denomina compuestos no salinos. Son sustancias que provienen de
la combinación de los no metales entre si.
Para la estructura de la fórmula es necesario que recordemos el orden de
electronegatividad de los no metales.
F, O, Cl, N, Br, I, S, C, Se, Te, H, P, As, Sb, Si, B.
Electronegatividad decreciente.
Nomenclatura.
Nomenclatura IUPAC
-
Raíz del nombre del no metal más electronegativo terminado en URO
de
nombre del oro no metal
Si el elemento menos electronegativo presenta varios estados de oxidación se emplea la
notación Stock. Se recomienda utilizar el nombre lectura.
Ejemplos:
BrCl
CS2
PCl3
PCl5
CCl4
Cloruro de bromo
Sulfuro de carbono
Cloruro de fósforo (III)
Cloruro de fósforo (V)
Tetracloruro de carbono
Tricloruro de fósforo
Pentacloruro de fósforo
Formulación.
Escribir en primer lugar el símbolo del no metal menos electronegativo y luego el
símbolo del otro no metal.
45
La estructura desarrollada de estas fórmulas presenta la siguiente característica.
CS2
P2S3
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero
CCl4
4+ 4C
Cl4
(4+) + 4(1-) = 0
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura.
-
Colocar los símbolos en el orden establecido
Intercambiar mentalmente las valencias
Ejemplo:
Sulfuro de arsénico (III)
3
As
2
S
As2S3
Lectura.
Recordar las normas indicadas
Ejemplo:
SbI3
SeCl2
1.4.
Triyoduro de arsénico
Clururo de selenio
Yoduro de arsénico (III)
COMBINACIÓN ENTRE METAL Y NO METAL
1.4.1. Sales binarias neutras
Provienen de la combinación de un metal con un no metal de los grupos VI y VII de la
tabla periódica.
46
Tradicionalmente se denomina “sales halogenadas”, “sales halóideas”.
Resultan de reemplazar teóricamente los hidrógenos de un ácido hidrácido.
También puede formarse de la reacción de un ácido hidrácido con un hidróxido
NaOH + HCl = NaCl + H2O
3H2S
+ 2 Al(OH) 3 = Al2S3
+ 6 H2O
Recordemos los números de oxidación de los no metales
Grupo VI: S, Se, Te
2Grupo VII: F, Cl, Br, I
1Los metales tienen número de oxidación positivo.
Nomenclatura.
a.- nomenclatura IUPAC.
-
Raíz del nombre del no metal con la terminación URO
de
nombre del no metal o radical catiónico
El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación
se utilizará la notación Stock. Si no es posible dar un nombre claro con la norma
anterior, se empleará el sistema nombre lectura.
Ejemplos:
LiCl
CaS
Mn2Se3
CuS
PbCl4
Cloruro de litio
Sulfuro de calcio
Seleniuro de manganeso (III)
Sulfuro de cobre (II)
Tetracloruro de plomo
NOTA.- En las sales de mercurio (I), el mercurio actúa formando una unión –Hg-Hgcomo el número de oxidación es 1+ al ser dos mercurios será 2+. Por esta razón los
compuestos binarios serán:
Hg2I2
Hg4S2
Ioduro de mercurio (I) ó Diyoduro de dimercurio
Sulfuro de mercurio (I) ó Disulfuro de tetramercurio
47
b.- Nomenclatura tradicional.
Este sistema tiende a desaparecer, recomiendo utilizar el sistema IUPAC.
Ejemplos:
FeBr2
FeBr3
NiS
Ni2S3
Bromuro ferroso
Bromuro férrico
Sulfuro niqueloso
Sulfuro niquélico
Formulación.
Es norma internacional escribir en primer lugar el símbolo del metal o radical catiónico
y luego el del no metal.
NaCl
NH4Br
Cloruro de sodio
Bromuro de amonio
Las estructuras desarrolladas tienen a los átomos distribuidos de la siguiente manera:
Co2S3
MgCl2
En una fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a loa átomos en base a los
números de oxidación será igual acero.
Al2Te3
6+ 6Al2 Te3
2(3+) + 3(2-) = 0
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura.
-
Colocar los símbolos en el orden establecido.
Intercambiar mentalmente los números de oxidación prescindiendo del signo.
De ser necesario simplificar los subíndices para tener la fórmula mínima.
48
Ejemplos:
1+
NH4
3+
Fe
Bromuro de amonio
1Br
NH4Br
Sulfuro de hierro
2S
Fe2S3
Lectura.
-
Establecer el número de oxidación del metal
Aplicar las normas conocidas
Ejemplos:
-
CrI3
X
Cr
3I3
3+
Cr
3I3
El cromo tiene números de oxidación 2+ y 3+
Nombre de la fórmula propuesta: Ioduro de cromo (III) ó Triyoduro de cromo
-
SnS2
X
Sn
4S2
4+
Sn
4S2
El estaño tiene números de oxidación 2+ y 4+
Nombre de la fórmula propuesta: Sulfuro de estaño (IV) ó Disulfuro de estaño
1.4.2. Combinación de metales con no metal de los grupos IV y V.
La nomenclatura y notación de estos compuestos es semejante a las sales binarias.
El número de oxidación de los no metales es:
Grupo V: N, P, As, Sb
Grupo IV: C, Si
3449
Ejemplos:
Ca3P2
K3H
Al4C3
K3As
Fosfuro de calcio
Nitruro de potasio
Carburo de aluminio
Arseniuro de potasio
1.4.3. Polisulfuros, poliseleniuros y politelururos
En estas sustancias hay una condensación del no metal. El número de oxidación del
grupo condensado coincide con el usual del elemento frente al hidrógeno o sea de 2Para el nombre de estas sustancias utilizamos el sistema “nombre lectura”.
Ejemplos:
FeS2
Na2Se4
CaS4
K2Te5
Disulfuro de hierro
Tetraseleniuro de disodio
Tetrasulfuro de calcio
Pentatelururo de dipotasio
La formula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos:
K2 S3
En la fórmula, la suma algebraica de los números de oxidación será igual a cero.
Ba Sb
2+ 2Ba (S)
(2+) + (2-) = 0
“¿Serás médico, abogado, ingeniero? ¡Qué importa! Cualquier cosa que seas, exigirá un elemento invariable que
tiene el nombre de responsabilidad.”
(Juan el Presbítero)
50
2. COMPUESTOS OXIGENADOS
2.1.
ÓXIDOS
Son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del
oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles. Según si este elemento es
metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos.
El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido
enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”.
Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de nomenclaturas; si se
utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a la valencia del elemento diferente
del oxígeno; si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijo se designan de
acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura
sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en
cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.
2.1.1. ÓXIDOS BÁSICOS U ÓXIDOS METÁLICOS
Metal + Oxígeno → Óxido básico
Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno
trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es metal + O.
NOMENCLATURAS
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del
metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos. Ejemplos.
FeO monóxido de hierro
Fe₂O₃ trióxido de dihierro
Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico, el del metal y entre
paréntesis la valencia en números romanos. Ejemplos:
FeO óxido de hierro (II)
Fe₂O₃ óxido de hierro (III)
51
b.- Nomenclatura Tradicional
En la nomenclatura tradicional el nombre genérico es óxido y el específico, el del metal
precedido por se el sufijo -oso e -ico si la valencia es mayor o menor respectivamente.
Ejemplo:
FeO óxido ferroso u óxido de hierro
Fe₂O₃ óxido férrico
En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen
más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas:
-
Metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los
óxidos.
Metales con números de valencia iguales a 4 y mayores se nombran con las
reglas de los anhídridos.
Ejemplos:
V2+3O3-2 se nombra como óxido, óxido vanádico;
V2+5 O5-2 se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico.
Los átomos de vanadio con número de valencia:
2 (-oso) y 3 (-ico) se nombran como óxidos
4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.
Formulación:
Los óxidos básicos se formulan escribiendo en primer lugar el símbolo del metal y
luego del oxigeno y se intercambian las valencias.
La estructura desarrollada de las fórmulas presenta la siguiente distribución de los
átomos:
Li2O
Fe2O3
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
Co2O3
6 + 6Co2O3
2(3+1) + 3(2-) = 0
52
Escritura y lectura de una fórmula.
Escritura
-
Colocar los símbolos en el orden establecido.
Intercambiar estos números, prescindiendo de la carga.
Simplificar en los casos que los subíndices sean divisibles.
Ejemplos:
-
Óxido de cadmio
2 + 2Cd O
Cd O
-
Cd2O2
Cd O
Óxido de cadmio
3 + 2Cr O
Cr O
Cr2O3
Lectura:
-
Establecer los números de oxidación.
Si el metal presenta varios estados de oxidación, utilizar la notación Stock.
Puede también utilizarse el nombre lectura
- SnO2
x 4Sn O2
4 + 4Sn O2
Nombre de la fórmula propuesta: Óxido de estaño (IV) o dióxido de estaño
- Re2O3
x 6Re2O3
6 + 6Re2O3
Nombre de oxidación del Renio 6/2 = 3+
Nombre de la fórmula propuesta: Óxido de renio (III) o trióxido de direnio
53
Óxidos Metálicos
Nomenclatura
Nomenclatura
Nomenclatura
Sistemática
Stock
Tradicional
Compuesto
Li2O
monóxido de dilitio u
óxido de dilitio
óxido de litio (I) u
óxido de litio
óxido lítico u óxido
de litio
Na2O
monóxido de disodio u óxido de sodio (I) u
óxido de disodio
óxido de sodio
K2O
monóxido de dipotasio óxido de potasio (I) u óxido potásico u
u óxido de dipotasio
óxido de potasio
óxido de potasio
Rb2O
monóxido de dirubidio óxido de rubidio (I) u óxido rubídico u
u óxido de dirubidio
óxido de rubidio
óxido de rubidio
Cs2O
monóxido de dicesio u óxido de cesio (I) u
óxido de dicesio
óxido de cesio
Fr2O
monóxido de difrancio óxido de francio (I) u óxido fráncico u
u óxido de difrancio
óxido de francio
óxido de francio
Ag2O
monóxido de diplata u óxido de plata (I) u
óxido de diplata
óxido de plata
óxido plático u
óxido de plata
BaO
monóxido de bario
óxido de bario (II)
óxido bárico u óxido
de bario
BeO
monóxido de berilio
óxido de berilio (II)
óxido berílico u
óxido de berilio
CdO
monóxido de cadmio
óxido de cadmio (II)
óxido cádmico u
óxido de cadmio
óxido sódico u
óxido de sodio
óxido césico u óxido
de cesio
54
CaO
monóxido de calcio
óxido de calcio (II)
óxido cálcico u
óxido de calcio
MgO
monóxido de magnesio
óxido de magnesio
(II)
óxido magnésico u
óxido de magnesio
SrO
monóxido de estroncio
óxido de estroncio
(II)
óxido estróncico u
óxido de estroncio
RaO
monóxido de radio
óxido de radio (II)
óxido rádico u
óxido de radio
ZnO
monóxido de zinc
óxido de zinc (II)
óxido de zinc
Al2O3
trióxido de dialuminio
óxido de aluminio
(III)
óxido alumínico
Bi2O3
trióxido de dibismuto
óxido de bismuto
(III)
óxido bismútico
B2O3
trióxido de boro
óxido de boro (III)
óxido bórico
PtO2
dióxido de platino
óxido de platino (IV) óxido platínico
IrO2
dióxido de iridio
óxido de iridio (IV)
OsO2
dióxido de osmio
óxido de osmio (IV) óxido ósmico
PdO
monóxido de paladio
óxido de paladio (II) óxido paladioso
PdO2
dióxido de paladio
óxido de paladio (IV) óxido paládico
óxido irídico
55
óxido de zirconio
(IV)
ZrO2
dióxido de zirconio
óxido zircónico
Cu2O
monóxido de dicobre u óxido de cobre (I) u
óxido de dicobre
óxido de cobre
óxido cuproso u
óxido de cobre
CuO
monóxido de cobre
óxido de cobre (II)
óxido cúprico
Hg2O
monóxido de
dimercurio u óxido de
dimercurio
óxido de mercurio (I) óxido mercurioso u
u óxido mercurio
óxido de mercurio
HgO
monóxido de mercurio
óxido de mercurio
(II)
óxido mercúrico
Au2O
monóxido de dioro u
óxido de dioro
óxido de oro (I) u
óxido de oro
óxido áuroso u
óxido de oro
Au2O3
trióxido de dioro
óxido de oro (III)
óxido aurico
CoO
monóxido de cobalto
óxido de cobalto (II) óxido cobaltoso
Co2O3
trióxido de dicobalto
óxido de cobalto (III) óxido cobáltico
CrO
monóxido de cromo
óxido de cromo (II)
Cr2O3
trióxido de dicromo
óxido de cromo (III) óxido crómico
FeO
monóxido de hierro
óxido de hierro (II)
óxido ferroso
Fe2O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro (III)
óxido férrico
óxido cromoso
56
MnO
monóxido de
manganeso
óxido de manganeso
óxido manganoso
(II)
Mn2O3
trióxido de
dimanganeso
óxido de manganeso
óxido mangánico
(III)
NiO
monóxido de niquel
óxido de niquel (II)
Ni2O3
trióxido de diníquel
óxido de níquel (III) óxido niquélico
PbO
monóxido de plomo
óxido de plomo (II)
PbO2
dióxido de plomo
óxido de plomo (IV) óxido plúmbico
SnO
monóxido de estaño
óxido de estaño (II)
SnO2
dióxido de estaño
óxido de estaño (IV) óxido estánico
V2O5
pentóxido de divanadio óxido de vanadio (V) óxido vanadoso
V2O3
trióxido de divanadio
óxido de vanadio
(III)
MoO
monóxido de
molibdemo
óxido de molibdemo
óxido molibdoso
(II)
Mo2O3
trióxido de
dimolibdemo
óxido de molibdemo
óxido molibdénico
(III)
TiO
monóxido de titanio
óxido de titanio (II)
óxido niqueloso
óxido plumboso
óxido estañoso
óxido vanádico
óxido titánico
57
Er2O3
trióxido de dierbio
óxido de erbio(III)
óxido érbico
WO
monóxido de
wolframio
óxido de wolframio
(II)
óxido wolfrámico
In2O3
trióxido de indio
óxido de indio(III)
Óxido indico
U2O3
trióxido de diuranio
óxido de uranio(III)
óxido uránico
Bk2O3
trióxido de diberkelio
óxido de uranio(III)
óxido berkélico
La2O3
trióxido de lantánico
óxido de lantano(III) óxido lantánico
2.1.2. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
No Metal + Oxígeno → Óxido ácido o anhídrido
Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula
general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra
anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo.
Debido a que muchos de estos cuerpos no existen en la naturaleza y el no metal
funciona con valencia positiva (presta electrones al oxigeno, en los enlaces
coordinados), se les considera como óxidos ácidos, puesto que al reaccionar con el agua
forman los ácidos oxácidos.
Se llaman anhídridos porque muchos de ellos se obtienen por deshidratación de los
ácidos oxácidos.
NOMENCLATURAS
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del
no metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos.
58
Ejemplos:
Cl₂ O
Cl₂ O₃
Cl₂ O₅
Cl₂ O₇
monóxido de dicloro
trióxido de dicloro
pentóxido de dicloro
heptóxido de dicloro
Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico, el del no metal,
entre paréntesis, la valencia en números romanos.
Ejemplo:
Cl₂ O
óxido de cloro (I)
Cl₂ O₃
óxido de cloro (III)
Cl₂ O₅
óxido de cloro (V)
Cl₂ O₇
óxido de cloro (VII)
b.- Nomenclatura Tradicional
El nombre genérico es la palabra anhídrido y el específico, el del no metal terminado
en oso o ico y antepuesto los prefijos según su valencia de la siguiente manera:
hipo - … - oso (para números de valencia 1 y 2)
… - oso (para números de valencia 3 y 4)
… - ico (para números de valencia 5 y 6)
per - .… - ico (para el número de valencia 7)
Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido
acido ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como
pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El
único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el
oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como
fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema
Stock y difluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es O2F2-1.
Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su
participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a
cualquiera de los siguientes:
NO
NO2
N2O
N2O3
N2O4
N2O5
Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II).
Dióxido de nitrógeno.
Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno.
Trióxido de dinitrógeno.
Tetróxido de dinitrógeno.
Pentóxido de dinitrógeno.
59
Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están
los óxidos de nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:
N21O-2
N2O-2
N23O3-2
N24O4-2
N4O2-2
N25O5-2
P23O3-2
P4O2-2
P25O5-2
Anhídrido hiponitroso
Óxido hiponitroso
Anhídrido nitroso
Óxido nitroso
Óxido nitroso
Anhídrido nítrico
Anhídrido fósforoso
Óxido fósforoso
Anhídrido fosfórico
Formulación
Para formar los anhídridos se coloca primero el símbolo del no metal y luego del
oxigeno y se intercambian las valencias.
En las fórmulas desarrolladas los átomos se hallan distribuidos de la siguiente manera.
Br2O3
SO3
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual acero.
I2O3
6 + 6I2O3
2(3+1) + 3(2-) = 0
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura
-
Colocar los símbolos en el orden conocido.
Establecer los números de oxidación
Intercambiar los números de oxidación, prescindiendo del signo.
Simplificar en los casos que los subíndices sean divisibles.
60
Ejemplos:
-
Óxido de fósforo
5 + 2Cd O
PO
P2O5
Anhídrido hiponitroso.
Recordando el significado del prefijo HIPO
Intercambiando mentalmente las valencias
Sabemos que:
1+
3+
5+
Hipo…..oso
…..oso
…..oso
1
2
N
O
N2 O
N2O Anhídrido hiponitroso.
Lectura.
-
Utilizando el nombre lectura se lee directamente
Determinar el número de oxidación del no metal
Aplicar las normas conocidas.
Ejemplo:
P2O5
x
10 - 10 + 10 -
P2
O5
P2
O5
Número de oxidación del fósforo 10/2 = 5+
Nombre de la fórmula propuesta: Óxido de fósforo (V)
Óxido ácido o anhídrido
Compuesto
Cl2O
Nomenclatura
sistemática.
óxido de dicloro o
monóxido de dicloro
Nomenclatura Stock
óxido de cloro (I)
Nomenclatura
tradicional
anhídrido hipocloroso
61
Cl2O3
trióxido de dicloro
óxido de cloro (III)
anhídrido cloroso
Cl2O5
pentóxido de dicloro
óxido de cloro (V)
anhídrido clórico
Cl2O7
heptóxido de dicloro
óxido de cloro (VII)
anhídrido perclórico
Br2O
óxido de dibromo o
monóxido de dibromo
óxido de bromo (I)
anhídrido hipobromoso
Br2O3
trióxido de dibromo
óxido de bromo (III)
anhídrido bromoso
Br2O5
pentóxido de dibromo
óxido de bromo (V)
anhídrido brómico
Br2O7
heptóxido de dibromo
óxido de bromo (VII) anhídrido perbrómico
I2O
óxido de diyodo o
monóxido de diyodo
óxido de yodo (I)
anhídrido hipoyodoso
I2O3
trióxido de diyodo
óxido de yodo (III)
anhídrido yodoso
I2O5
pentóxido de diyodo
óxido de yodo (V)
anhídrido yódico
I2O7
heptóxido de diyodo
óxido de yodo (VII)
anhídrido peryódico
SO2
dióxido de azufre
óxido de azufre (IV)
anhídrido sulfuroso
SO3
trióxido de azufre
óxido de azufre (VI)
anhídrido sulfúrico
SeO2
dióxido de selenio
óxido de selenio (IV) anhídrido selenioso
SeO3
trióxido de selenio
óxido de selenio (VI) anhídrido selénico
62
TeO2
dióxido de telurio
óxido de telurio (IV) anhídrido telurioso
TeO3
trióxido de telurio
óxido de telurio (VI) anhídrido telúrico
N2O
óxido de dinitrógeno o
monóxido de dinitrógeno
óxido de nitrógeno (I) anhídrido hiponitroso
N2O3
trióxido de dinitrógeno
óxido de nitrógeno
(III)
anhídrido nitroso
N2O5
pentóxido de dinitrógeno
óxido de nitrógeno
(V)
anhídrido nítrico
N2O7
heptóxido de dinitrógeno
óxido de nitrógeno
(VII)
anhídrido pernítrico
P2O
óxido de difósforo o
monóxido de difósforo
óxido de fósforo (I)
anhídrido hipofosforoso
P2O3
trióxido de difósforo
óxido de fósforo (III) anhídrido fosforoso
P2O5
pentóxido de difósforo
óxido de fósforo (V)
anhídrido fosfórico
P2O7
heptóxido de difósforo
óxido de fósforo
(VII)
anhídrido perfosfórico
As2O
óxido de diarsénico o
monóxido de diarsénico
óxido de arsénico (I) anhídrido hipoarsenioso
As2O3
trióxido de diarsénico
óxido de arsénico
(III)
As2O5
pentóxido de diarsénico
óxido de arsénico (V) anhídrido arsénico
anhídrido arsenioso
63
As2O7
heptóxido de diarsénico
óxido de arsénico
(VII)
anhídrido perarsénico
Sb2O
óxido de diantimonio o
monóxido de diantimonio
óxido de antimonio
(I)
anhídrido
hipoantimonioso
Sb2O3
trióxido de diantimonio
óxido de antimonio
(III)
anhídrido antimonioso
Sb2O5
pentóxido de diantimonio
óxido de antimonio
(V)
anhídrido antimónico
Sb2O7
heptóxido de diantimonio
óxido de antimonio
(VII)
anhídrido
perantimónico
CO2
dióxido de carbono
óxido de carbono
(IV)
anhídrido carbónico
SiO2
dióxido de silicio
óxido de silicio (IV)
anhídrido silícico
GeO2
dióxido de germanio
óxido de germanio
(IV)
anhídrido germánico
B2O3
trióxido de diboro
óxido de boro (III)
anhídrido bórico
2.1.2.1.
Óxidos ácidos de metales
Algunos metales al combinarse especialmente con números de oxidación superiores dan
como el oxígeno óxidos ácidos.
El criterio par la nomenclatura es el indicado anteriormente.
Es recomendable utilizar nombres sistemáticos antes que tradicionales.
64
Ejemplos:
o Óxidos ácidos del cromo
Cr2O3 Óxido de cromo (III)
Anhídrido cromoso
Cr O3 Óxido de cromo (VI)
Anhídrido crómico
o Óxidos ácidos del manganeso
MnO2 Óxido de manganeso (IV)
Anhídrido manganoso
MnO3 Óxido de manganeso (VI)
Anhídrido mangánico
MnO7 Óxido de manganeso (VII)
Anhídrido permangánico
o Óxidos ácidos del molibdeno y wolframio
MoO3 Óxido de molibdeno (VI)
Anhídrido molíbdico
WO3 Óxido de wolframio (VI)
Anhídrido wolfrámico
2.1.3. ÓXIDOS NEUTROS
No Metal + Oxígeno → Óxido neutro
Son óxidos de los no metales que en vez de reaccionar con el agua, se disuelven de
modo que no forman hidróxidos ni oxácidos.
Formulación: Estos compuestos binarios se forman al colocar primero el del no metal y
luego el símbolo del oxígeno y se intercambia sus valencias.
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del
no metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos.
Ejemplos:
-
NO
NO2
CO
CO2
monóxido de nitrógeno
dióxido de nitrógeno
monóxido de carbono
dióxido de carbono
65
Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del no
metal y entre paréntesis la valencia en números romanos. Ejemplos:
NO óxido de nitrógeno (II)
NO2 óxido de nitrógeno (IV)
b.- Nomenclatura Tradicional
El nombre genérico es óxido y el especifico, el nombre del no metal precedido por de o
terminado en oso e ico, si la valencia es variable. Ejemplos:
NO óxido nitroso u óxido de nitrógeno
NO2 óxido nítrico
Existen algunos óxidos no metálicos de estructura especial donde la relación oxígeno-no
metal es diferente a la conocida normalmente.
Ejemplos:
-
NO3
Trióxido de nitrógeno
-
Cl2O6
Hexaóxido de dicloro
-
P4O6
Hexaóxido de tetrafósfororo
-
P4O10
Decaóxido de tetrafósfororo
-
N2O4
Tetraóxido de dinitrógeno
-
P4O6
Hexaóxido de tetrafósfororo
2.1.4. ÓXIDOS COMPUESTOS
Son los óxidos básicos de los metales de valencia variable que se combinan con el
oxígeno.
Óxido de menor valencia + óxido de mayor valencia → óxido compuesto
Formulación: se coloca primero el símbolo del metal y luego del oxígeno.
NOMENCLATURAS
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura Sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del
metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos. Ejemplo:
Cu2O + CuO → Cu3O2
Dióxido de tricobre
66
Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico el del metal y entre
paréntesis las dos valencias en números romanos.
Ejemplos:
Cu2O + CuO → Cu3O2
Sn3O4
Fe3O4
Óxido de cobre (I, II)
Óxido de estaño (II, IV)
Óxido de hierro (II, III)
b.- Nomenclatura Tradicional
Reconoce tres formas distintas de nombrar a los óxidos salinos.
1. Nombre genérico es la palabra óxido y el específico está formado por los
nombres de los dos óxidos del mismo metal.
2. Nombre genérico dado por las palabras óxido salino, y específico el nombre del
metal precedido por de.
3. Nombre genérico, la palabra sesquióxido, que significa óxido y medio y
específico el nombre del metal antepuesta la preposición de.
Ejemplos:
Cu2O + CuO → Cu3O2
Óxido cuproso-cúprico
Óxido salino de cobre
Sesquióxido de cobre
Sn3O4
Óxido estañoso-estánico
Óxido salino de estaño
Sesquióxido de estaño
Fe3O4
Óxido ferroso-férrico
Óxido salino de hierro
Sesquióxido de hierro
2.1.5. PERÓXIDOS
Metal + O₂²⁻ → peróxido
Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metales de las familias I
y IA (alcalinos y alcalinotérreos) y de unos pocos metales de tracción con el grupo
peróxido (O₂²⁻) con enlace electrovalente.
El grupo peróxido es la unión de dos oxígenos de tal manera que tiene un número de
oxidación 2-.
67
Los peróxidos resultan inestables porque pierden oxigeno para convertirse en simples
óxidos. Los dos átomos de oxigeno que intervienen en la composición están ligados
entre si por un enlace covalente simple, por lo que sobra una valencia a cada átomo de
oxígeno; este enlace da lugar a que el grupo peróxido sea divalente negativo. En el caso
de estos compuestos, no se puede simplificar los subíndices.
Estos compuestos presentan nombres especiales como cuando reaccionan con el
hidrógeno y forman el agua oxigenada o peróxido de hidrógeno.
NOMENCLATURAS
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del
metal precedido por de. Ambos se acompañan de os prefijos cuantitativos.
Ejemplo:
Cu2O2 → dióxido de dicobre
Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico el del metal y entre
paréntesis la valencia en números romanos.
Ejemplo:
Cu2O2 óxido de cobre (I)
b.- Nomenclatura Tradicional
Nombre genérico la palabra peróxido; especifico, el nombre del metal precedido por de.
Ejemplo:
Na2O2 peróxido de sodio
Los peróxidos son obtenidos cuando reacciona un óxido con el oxígeno monoatómico y
se caracterizan por llevar el grupo peróxido o unión peroxídica (-o-o-). Son compuestos
diatómicos en donde participan el grupo peróxido y un metal. La fórmula general de los
peróxidos es Metal + (O-1) 2-2. Pueden considerarse que resultan de reemplazar
teóricamente los hidrógenos del agua oxigenada (peróxido de hidrógeno) por metales.
68
Formulación:
Se coloca el símbolo del metal y luego del grupo peróxido. Los
subíndices no se simplifican cuando tienen la fórmula mínima característica.
Existe un grupo de compuestos que tienen una formulación parecida a los peróxidos
pero químicamente no tienen las propiedades de estas sustancias. Son óxidos simples
del metal con número de oxidación 4+.
Ejemplos:
MnO2
Óxido de manganeso (IV) o Dióxido de manganeso.
SnO2
Óxido de estaño (IV) o Dióxido de estaño.
En la estructura desarrollada de las fórmulas debe establecer la unión especial del
oxigeno
CaO2
K2O2
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación, será igual a cero.
BaO2
2 + 2BaO2
(2+) + 2(1-) = 0
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura:
-
Colocar los símbolos en el orden establecido.
Recordar el número de oxidación del metal.
El número de oxidación del grupo peróxido es -2
Intercambiar mentalmente los números de oxidación, prescindiendo de la carga.
Simplificar los subíndices en los casos necesarios.
Ejemplos:
1 + 2Li O2
Peróxido de litio
Li2O2
2 + 2Ba O2
Peróxido de bario
Ba2(O2) 2
BaO2
69
Lectura:
Aplicar las normas establecidas.
Ejemplos:
Ag2O2 Peróxido de plata
Al2O6 Peróxido de aluminio
Peróxidos
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura Stock
Nomenclatura
tradicional
H2O2
dióxido de dihidrógeno
peróxido de hidrógeno agua oxigenada
Li2O2
dióxido de dilitio
peróxido de litio
peróxido de litio
Na2O2
dióxido de disodio
peróxido de sodio
peróxido de sodio
K2O2
dióxido de dipotasio
peróxido de potasio
peróxido de potasio
Rb2O2
dióxido de dirubidio
peróxido de rubidio
peróxido de rubidio
Cs2O2
dióxido de dicesio
peróxido de cesio
peróxido de cesio
Fr2O2
dióxido de difrancio
peróxido de francio
peróxido de francio
BeO2
dióxido de berilio
peróxido de berilio (II) peróxido de berilio
MgO2
dióxido de magnesio
peróxido de magnesio
(II)
peróxido de magnesio
CaO2
dióxido de calcio
peróxido de calcio (II)
peróxido de calcio
SrO2
dióxido de estroncio
peróxido de estroncio
(II)
peróxido de estroncio
70
BaO2
dióxido de bario
peróxido de bario (II)
peróxido de bario
RaO2
dióxido de radio
peróxido de radio (II)
peróxido de radio
Cu2O2
dióxido de dicobre
peróxido de cobre (I)
peróxido cuproso
CuO2
dióxido de cobre
peróxido de cobre (II)
peróxido cúprico
CdO2
dióxido de cadmio
peróxido de cadmio
peróxido de cadmio
Fe2O6
dióxido de dihierro
peróxido de hierro (III) peróxido de hierro
ZnO2
dióxido de cinc
peróxido de cinc
Ni2O6
dióxido de diníquel
peróxido de níquel (III) peróxido de níquel
Au2O2
dióxido de dioro
peróxido de oro (I)
peróxido de oro
HgO2
dióxido de mercurio
peróxido de
mercurio(II)
peróxido de mercurio
2.1.5.1.
peróxido de cinc
Superóxidos
Metal + Grupo peróxido → Superóxido
También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión
superóxido. Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el grupo
superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos.
Se nombran como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o
hiperóxido.
Ejemplos:
KO2
superóxido o hiperóxido de potasio
CaO4 ó Ca (O2)2 superóxido de calcio
CdO4
superóxido de cadmio
71
2.1.5.2.
Ozónidos
Metal + Grupo ozónido → Ozónido
Son compuestos binarios formados por el grupo ozónido, que son 3 oxígenos enlazados
con una valencia total de -1. Los ozónidos se nombran de forma análoga a los peróxidos
con la diferencia que en estos compuestos se utiliza el nombre ozónido en lugar de
peróxido.
Ejemplos:
KO3 ozónido de potasio
RbO3 ozónido de rubidio
CsO3 ozónido de cesio
2.2.
HIDRÓXIDOS METALICOS O BASES
Óxido básico + agua → Hidróxido
Compuestos ternarios en los que siempre están presentes el hidrógeno, oxígeno y un
metal. Resultan de la combinación de los óxidos básicos con el agua, donde se forman
grupos hidróxidos (HO-1) que se unen al metal con enlace electrovalente.
Los hidróxidos cuando se disuelven en agua se ionizan formando cationes metal e iones
hidroxilo u oxhidrilo. Este proceso de ionización es reversible, es decir que así como se
forma los cationes metal e iones hidroxilo a partir de un hidróxido, inversamente,
también se pueden formar hidróxidos a partir de los cationes e iones ya mencionados.
(Agua)……..
Na(OH) →→→→ Na+1 + (OH)-1
……..(Agua)
Na+1 + (OH)-1 →→→→ Na(OH)
Un caso especial lo constituye el hidróxido de amonio. El amoníaco es un gas muy
soluble en agua, su fórmula es NH3. Al disolverse reacciona con el agua formando el
compuesto hidróxido de amonio. Este proceso es reversible.
…..(Agua)
NH3 + H2O →→→→ NH4(OH)
(Agua)…..
NH4(OH) →→→→ NH3 + H2O
72
Propiedades de los hidróxidos o bases:
o
o
o
o
o
Son sustancias cáusticas: atacan a tejidos y otros compuestos.
Tienen sabor amargo.
Irritan la piel.
Se disuelven en el agua y conducen la corriente eléctrica.
Al disolverse en el agua liberan iones hidróxido (OH-).
NaOH
hidróxido de sodio
Na1+
sodio
+
OH1ion hidróxido
o Se neutralizan con los hidrácidos para formar sales binarias y agua.
NaOH
hidróxido
de sodio
+
HCl
cloruro
de hidrógeno
hidróxido
+ hidrácido
NaCl
cloruro
de sodio
+
sal binaria +
H2O
agua
agua
o Se neutralizan con los oxácidos para formar oxisales y agua.
hidróxido + oxácido
oxisal + agua
o Hacen que el rojo de tornasol y el papel indicador universal tomen color azul
(comprobar con una disolución de ceniza de leña en agua que contiene hidróxido
de sodio y potasio).
La reacción entre bases y ácidos, que son sustancias con propiedades contrarias, se
llama neutralización porque sus productos (sales y agua) son neutros.
hidróxido + ácido
sal + agua
NOMENCLATURAS:
a.- Nomenclatura IUPAC:
Nomenclatura sistemática: El nombre genérico hidróxido acompañado de mono, dí,
tri. etc., de acuerdo al grado de oxidación del metal y el específico el nombre del metal
precedido por la preposición de.
Ejemplo:
Cu(OH)2 dihidróxido de cobre
Algunos hidróxidos tienen nombres propios como por ejemplo:
NaOH
KOH
Ca(OH)2
sosa cáustica
potasa cáustica
cal apagada
73
Stock: El nombre genérico hidróxido y el específico el nombre del metal precedido por
la preposición de y entre paréntesis la valencia del metal en números romanos.
Ejemplos:
CuOH
Cu(OH)2
LiOH
hidróxido de cobre (I)
hidróxido de cobre (II)
hidróxido de litio
b.- Nomenclatura Tradicional: El nombre genérico hidróxido y el específico el
nombre del metal precedido por la preposición de o terminado en oso e ico si tiene
valencia variable.
Ejemplos:
CuOH
hidróxido cuproso o hidróxido de cobre
Cu(OH)2 hidróxido cúprico
Formulación: Para escribir las fórmulas de los hidróxidos basta acompañar al símbolo
del metal tantos grupos OH como valencia tenga el metal, porque OH funciona como si
fuera un solo átomo (monovalente negativo).
Al3+ + OH1Al2O3 + 3H2O
Al (OH)3
2Al (OH)3
hidróxido de aluminio
hidróxido de aluminio
En la fórmula desarrollada encontramos la siguiente distribución de los átomos.
Al(OH)3
Ni(OH)2
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual acero.
AgOH
1 + 1Ag (OH)
(1+) + (2-) + (1+) = 0
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura.
-
Colocar el símbolo del metal y del grupo hidróxido.
Establecer la valencia del metal o grupo catiónico.
Intercambiar mentalmente los números de oxidación, prescindiendo de la carga.
74
Ejemplos:
o Hidróxido de plomo (IV)
o Hidróxido de osmio (III)
4 + 1Pb (OH)
Pb(OH)4
3 + 1Os (OH)
Os(OH)3
En general, se escribe tantos gropos “OH” cual sea la valencia del metal
Lectura.
-
El subíndice que lleva el grupo hidróxido es el número de oxidación del catión.
Aplicar las normas conocidas.
Podemos emplear el nombre lectura
Ejemplo:
PH4OH
Cr(OH)3
Hidróxido de fosfonio
Hidróxido de cromo (III)
Hidróxidos
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
LiOH
hidróxido de monolitio o hidróxido de litio (I) o
de litio
hidróxido de litio
hidróxido lítico
NaOH
hidróxido de monosodio hidróxido de sodio (I) o
o de sodio
hidróxido de sodio
hidróxido sódico
KOH
hidróxido de
monopotasio o de
potasio
hidróxido de potasio (I) o
hidróxido de potasio
hidróxido potásico
RbOH
hidróxido de
monorubidio o de
rubidio
hidróxido de rubidio (I) o
hidróxido de rubidio
hidróxido rubídicó
CsOH
hidróxido de monocesio hidróxido de cesio (I) o
o de cesio
hidróxido de cesio
hidróxido césico
75
FrOH
hidróxido de
monofrancio o de
francio
AgOH
hidróxido de monoplata hidróxido de plata (I) o
o de plata
hidróxido de plata
hidróxido plático
NH4OH
hidróxido de
hidróxido de amonio (I) o
monoamonio o de plata hidróxido de amonio
hidróxido amónico
Ba(OH)2
dihidróxido de bario
hidróxido de bario (II) o
hidróxido de bario
hidróxido bárico
Be(OH)2
dihidróxido de berilio
hidróxido de berilio (II) o
hidróxido de berilio
hidróxido berílico
Cd(OH)2
dihidróxido de cadmio
hidróxido de cadmio (II) o
hidróxido de cadmio
hidróxido cádmico
Ca(OH)2
dihidróxido de calcio
hidróxido de calcio (II) o
hidróxido de calcio
hidróxido cálcico
Mg(OH)2
dihidróxido de magnesio
hidróxido de magnesio (II) o hidróxido
hidróxido de bario
magnésico
Sr(OH)2
dihidróxido de estroncio
hidróxido de estroncio (II) o
hidróxido de estroncio
hidróxido
estróncico
Ra(OH)2
dihidróxido de radio
hidróxido de radio (II) o
hidróxido de radio
hidróxido rádico
Zn(OH)2
dihidróxido de zinc
hidróxido de zinc (II) o
hidróxido de zinc
hidróxido zíncnico
Al(OH)3
trihidróxido de aluminio
hidróxido de aluminio (III) o hidróxido
hidróxido de aluminio
alumínico
hidróxido de francio (I) o
hidróxido de francio
hidróxido fráncico
76
Bi(OH)3
trihidróxido de bismuto
hidróxido de bismuto (III) o
hidróxido de bismuto
hidróxido
bismútico
B(OH)3
trihidróxido de boro
hidróxido de boro (III) o
hidróxido de boro
hidróxido bórico
Pd(OH)4
tetrahidróxido de
paladio
hidróxido de paladio (IV) o
hidróxido de paladio
hidróxido paládico
Pt(OH)4
tetrahidróxido de platino
hidróxido de platino (IV) o
hidróxido de platino
hidróxido platínico
Ir(OH)4
tetrahidróxido de iridio
hidróxido de iridio (IV) o
hidróxido de iridio
hidróxido irídico
Os(OH)4
tetrahidróxido de osmio
hidróxido de osmio (IV) o
hidróxido de osmio
hidróxido ósmico
Zr(OH)4
tetrahidróxido de
zirconio
hidróxido de zirconio (IV) o
hidróxido de zirconio
hidróxido zirconico
CuOH
hidróxido de monocobre hidróxido de cobre (I) o
o de cobre
hidróxido de cobre
Cu(OH)2
dihidróxido de cobre
hidróxido de cobre (II) o
hidróxido de cobre
hidróxido cúprico
HgOH
hidróxido de
monomercurio o de
mercurio
hidróxido de mercurio (I) o
hidróxido de mercurio
hidróxido
mercurioso
Hg(OH)2
dihidróxido de mercurio
hidróxido de mercurio (II) o
hidróxido de mercurio
hidróxido
mercúrico
AuOH
hidróxido de monoplata hidróxido de plata (I) o
o de plata
hidróxido de plata
hidróxido cuproso
hidróxido auroso
77
Au(OH)3
trihidróxido de oro
hidróxido de oro (III) o
hidróxido de oro
hidróxido áurico
Co(OH)2
dihidróxido de cobalto
hidróxido de cobalto (II) o
hidróxido de cobalto
hidróxido
cobaltoso
Co(OH)3
trihidróxido de cobalto
hidróxido de cobalto (III) o
hidróxido de cobalto
hidróxido cobáltico
Cr(OH)2
dihidróxido de cromo
hidróxido de cromo (II) o
hidróxido de cromo
hidróxido cromoso
Cr(OH)3
trihidróxido de cromo
hidróxido de cromo (III) o
hidróxido de cromo
hidróxido crómico
Fe(OH)2
dihidróxido de hierro
hidróxido de hierro (II) o
hidróxido de cromo
hidróxido ferroso
Cr(OH)3
trihidróxido de hierro
hidróxido de hierro (III) o
hidróxido de cromo
hidróxido férrico
Mn(OH)2
dihidróxido de
manganeso
hidróxido de manganeso (II) hidróxido
o hidróxido de manganeso
manganoso
Mn(OH)3
trihidróxido de
manganeso
hidróxido de manganeso (III) hidróxido
o hidróxido de manganeso
mangánico
Ni(OH)2
dihidróxido de níquel
hidróxido de níquel (II) o
hidróxido de níquel
hidróxido
niqueloso
Ni(OH)3
trihidróxido de níquel
hidróxido de níquel (III) o
hidróxido de níquel
hidróxido niquélico
Pb(OH)2
dihidróxido de plomol
hidróxido de plomo (II) o
hidróxido de plomo
hidróxido
plumboso
78
Pb(OH)4
tetrahidróxido de plomo
hidróxido de plomo (IV) o
hidróxido de plomo
hidróxido
plúmbico
Sn(OH)2
dihidróxido de estaño
hidróxido de estaño (II) o
hidróxido de estaño
hidróxido estanoso
Sn(OH)4
tetrahidróxido de estaño
hidróxido de estaño (IV) o
hidróxido de estaño
hidróxido estánico
V(OH)3
trihidróxido de vanadio
hidróxido de vanadio (III) o
hidróxido de vanadio
hidróxido
vanadoso
V(OH)5
pentahidróxido de
vanadio
hidróxido de vanadio (V) o
hidróxido de vanadio
hidróxido vanádico
2.3.
ÁCIDO OXÁCIDOS
Anhídrido + Agua → Ácido oxácido
También llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos ternarios originados de la
combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido y dejan en libertad iones
hidrógeno o hidrogenoides (H)+1.
La fórmula general para los oxácidos es H+No Metal +O.
Los ácidos oxácidos son compuestos que presentan uniones covalentes, pero cuando se
disuelven en agua ceden fácilmente iones H+1 (protones). Esto se debe a que el agua,
por la naturaleza polar de sus moléculas, tiene tendencia a romper las uniones
covalentes polares de los ácidos, con formación de iones H+1 y del anión ácido
correspondiente. Por ejemplo, el ácido nítrico que se disuelve en agua da lugar a un
anión nitrato y un catión hidrógeno.
(Agua)……….
HNO3 →→→→ NO3-1 + H+1
La ionización de un oxácido al disolverse en agua es un ejemplo de proceso que se
cumple en ambos sentidos, es decir que, al mismo tiempo que se forman iones a partir
del ácido, este se regenera constantemente por la unión de aniones y cationes. Los
procesos de esta naturaleza se denominan reversibles.
79
(Agua)……….
HNO3 →→→→ NO3-1 + H+1
………. (Agua)
NO3-1 + H+1 →→→→ HNO3
Estructura de Lewis proceso de ionización reversible
para el hidróxido, ácido nítrico.
Propiedades de los ácidos
Tienen sabor agrio, como el zumo de limón (que también es ácido).
Los ácidos fuertes, producen quemaduras en la piel y en las telas.
Se disuelven en el agua y liberan H+ o protones.
Atacan a los metales y liberan hidrógeno.
Hacen que el azul de tornasol y el papel indicador universal cambien a color
rojo.
Disueltos en el agua conducen la corriente eléctrica.
Formulación: Para la formación de los ácidos oxácidos se escribe primero el símbolo
del hidrógeno y luego los del anión.
NOMENCLATURAS
a.- Nomenclatura Tradicional: El nombre genérico es la palabra ácido y el específico,
el mismo nombre del anhídrido de origen. Ejemplo:
HS2O4
ácido sulfúrico
b.- Nomenclatura IUPAC: Para nombrar los oxácidos se considera una parte negativa
formada por un elemento central no metálico y por el oxigeno; y la parte positiva que
seria el o los hidrógenos.
HNO3
H+ + NO3-
En el ácido nítrico el grupo negativo o radical ácido es el NO3- y la parte positiva H+.
Nomenclatura Stock: El nombre genérico se forma escribiendo el vocablo oxo (que
representa el oxigeno) precedido de los respectivos prefijos cuantitativos y el nombre
del radical terminado en ato para todos los casos y entre paréntesis y en números
romanos la valencia del no metal y el específico es la palabra hidrógeno precedido de la
preposición de.
80
Ejemplo:
H2S04 tetraoxo sulfato (VI) de hidrógeno.
Nomenclatura sistemática: Los oxácidos se consideran como oxisales de hidrógeno.
El nombre genérico se forma escribiendo el vocablo oxo (que representa el oxigeno) y el
del radical terminado en ato; para todos los casos acompañados de los respectivos
prefijos cuantitativos. Nombre específico, la palabra hidrógeno precedido de la
preposición de, con sus prefijos cuantitativos respectivos. Ejemplos:
HNO3
H2C03
trioxonitrato de hidrógeno
trioxocarbonato de dihidrógeno
También se los puede designar poniendo al nombre genérico la palabra ácido y el específico el vocablo oxo (oxigeno) precedido de los respectivos prefijos cuantitativos y el
nombre del radical terminado en ico; y entre paréntesis y en números romanos la
valencia del no metal.
H2S03
H2S04
Ácido trioxosulfúrico (IV)
Ácido tretraxosulfúrico (VI)
Dependiendo del número de moléculas de agua al que se unen los ácidos oxácidos
pueden ser oxácidos meta, piro y orto.
Oxácidos meta: Son aquellos que resultan de la unión de una molécula de agua al
anhídrido.
Los oxácidos meta al unirse a un elemento centrar de valencia impar (1, 3, 5, 7) presentan un solo protón. Pero si el elemento central tiene valencia par (2, 4, 6) muestra 2
protones (H+). Ejemplos:
Cl2O3
SO3
+
+
H2O
H2O
2HClO2
H2SO4
Oxácidos piro: Son aquellos que resultan de la unión de dos moléculas de agua a un
óxido ácido de valencia 3 y 5 (P, As, Sb), presentan 4 protones en su molécula.
Ejemplo:
Sb2O3
Sb2O5
+
+
2H2O
2H2O
H4Sb2O5
H4Sb2O7
Oxácidos orto: Son aquellos que resultan cuando al anhídrido se unen tres moléculas
de agua. Se forman igual que en el caso anterior. Ejemplo:
As2O3
As2O5
+
+
3H2O
3H2O
2H3AsO3
2H3AsO4
81
2.3.1. OXÁCIDOS SIMPLES
Son aquellos que resultan de la combinación de un óxido con una sola molécula de
agua. Ejemplo.
SO3 + H2O = H2SO4
Formulación:
Se escribirá siempre en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego los del anión.
La fórmula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos:
HClO3
H2SeO4
En fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
H Br O4
1 + 7 + 8Escritura y lectura de una fórmula
H Br O4
(1+) + (7+) + 4(2-) = 0
Escritura:
Para formular una sustancia tengamos presente lo siguiente:
-
-
El nombre del átomo central indica la naturaleza del óxido del cual proviene.
Recordamos el número de oxidación, formamos el óxido, realizamos la reacción
con una molécula de agua.
Simplificamos los subíndices si es necesario y da lugar.
Ácido brómico
Directamente: HBrO3
Análisis brómico
El bromo pertenece al grupo VII, tiene los números de oxidación 1+, 3+, 5+, 7+. La
sistematización para los sufijos y prefijos es:
1+
3+
5+
7+
Hipo……oso
…………oso
…………ico
Per...........ico
82
Por lo tanto el número de oxidación para el bromo en este compuesto es de 5+ todo el
proceso anterior se realiza mentalmente
Oxido que forma Br2O5
Reacción
Br2O5 + H2O = H2Br2O6 = HBrO3
Fórmula de la sustancia propuesta HBrO3
Escritura de una fórmula con nombres sistemáticos:
-
Escribir la fórmula general.
Establecer el número de cargas para cada átomo.
La carga propuesta para el hidrógeno será su subíndice
Ejemplo:
Ácido tetraoxobrómico (VII)
x 7 + 8H Br 04
HBrO4
x 7 + 8H Br O4
HBrO4
Lectura:
Lectura de una fórmula con nombre sistemático
Aplicar las normas establecidas.
Ejemplo:
H2TeO4
Ácido tetraoxotelúrico (VI)
Ácido telúrico (VI)
Tetraoxotelúrico (VI) de hidrógeno
Telurato (VI) de hidrógeno
Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido
-
Establecer el número de oxidación del átomo central.
Establecer los prefijos y sufijos de acuerdo ala sistematización del número de
oxidación. Esto realizamos mentalmente.
Ejemplo:
1 + 5 + 6H I O3
Análisis mental
Número de oxidación del Iodo 5+
HIO3
1+
3+
5+
Hipo……oso
…………oso
…………ico
Nombre de la fórmula propuesta. Ácido yódico
83
En base a la organización de los óxidos ácidos (anhídridos) por grupos de la
clasificación periódica de los elementos tendremos un modelo de formación.
Grupo VII: Cl, Br, I.
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
+
+
+
+
H2O
H2O
H2O
H2O
Compuesto
=
=
=
=
H2Cl2O2
H2Cl2O4
H2Cl2O6
H2Cl2O8
=
=
=
=
HClO
HClO2
HClO3
HClO4
Nomenclatura
sistemática
Ácido hipocloroso
Ácido cloroso
Ácido clórico
Ácido perclórico
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
HClO
ácido monoxoclórico(I)
monoxoclorato (I) de
hidrógeno
ácido hipocloroso
HClO2
ácido dioxoclórico(III)
dioxoclorato (III) de
hidrógeno
ácido cloroso
HClO3
ácido trioxoclórico(V)
trioxoclorato (V) de
hidrógeno
ácido clóriso
HClO4
ácido tetraoxoclórico
(VII)
tretraoxoclorato (VII) de
hidrógeno
ácido perclórico
HBrO
ácido
monoxobrómico(I)
monoxobromato (I) de
hidrógeno
ácido hipobromoso
HBrO2
ácido dioxobrómico
(III)
dioxobromato (III) de
hidrógeno
ácido bromoso
HBrO3
ácido trioxobrómico
(V)
trioxobromato (V) de
hidrógeno
ácido brómico
HBrO4
ácido tetraoxobrómico
(VII)
tretraoxobromato (VII) de
hidrógeno
ácido perbrómico
HIO
ácido monoxoyódico(I)
monoxoyodato (I) de
hidrógeno
ácido hipoyodoso
84
HIO2
ácido dioxoyódico (III)
dioxoyodato (III) de
hidrógeno
ácido yodoso
HIO3
ácido trioxoyódico (V)
trioxoyodato (V) de
hidrógeno
ácido yódico
HIO4
ácido tetraoxoyódico
(VII)
tretraoxoyodato (VII) de
hidrógeno
ácido periódico
Grupo VI: S, Se, Te.
SO + H2O = H2SO2
SO2 + H2O = H2SO3
SO3 + H2O = H2SO4
Compuesto
Ácido hiposulfuroso
Ácido sulfuroso
Ácido sulfúrico
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
H2SO2
ácido dioxosulfúrico
(II)
dioxosulfato (II) de
hidrógeno
ácido hiposulfuroso
H2SO3
ácido trioxosulfúrico
(IV)
trioxosulfato (IV) de
hidrógeno
ácido sulfuroso
H2SO4
ácido tetraoxosulfúrico tetraoxosulfato (VI) de
(VI)
hidrógeno
ácido sulfúrico
H2SeO2
ácido dioxoselénico
(II)
dioxoseleniato (II) de
hidrógeno
ácido hiposelenioso
H2SeO3
ácido trioxoselénico
(IV)
trioxoseleniato (IV) de
hidrógeno
ácido selenioso
H2SeO4
ácido tetraoxoselénico tetraoxoseleniato (VI) de
(VI)
hidrógeno
ácido selénico
85
H2TeO2
ácido dioxotelúrico(II)
dioxotelurinato (II) de
hidrógeno
ácido hipotelurinoso
H2TeO3
ácido trioxotelúrico
(IV)
trioxotelurinato (IV) de
hidrógeno
ácido telurinoso
H2TeO4
ácido tetraoxotelúrico
(VI)
tetraoxotelurinato (VI) de
hidrógeno
ácido telúrico
Grupo V: N, P, As, Sb.
N2O + H2O = H2N2O2
N2O3 + H2O = H2N2O4 = HNO2
N2O5 + H2O = H2N2O6 = HNO3
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Ácido hiponitroso
Ácido nitroso
Ácido nítrico
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
H2N2O2
ácido monoxonítrico(I)
monoxonitrato (I) de
hidrógeno
ácido hiponitroso
HNO2
ácido dioxonítrico (III)
dioxonitrato (III) de
hidrógeno
ácido nitroso
HNO3
ácido trioxonítrico (V)
trioxonitrato (V) de
hidrógeno
ácido nítrico
H2P2O2
ácido
monoxofosfórico(I)
monoxofosforato (I) de
hidrógeno
ácido hipofosforoso
HPO2
ácido dioxofosfórico
(III)
dioxofosforato (III) de
hidrógeno
ácido fosforoso
HPO3
ácido trioxofosfórico
(V)
trioxofosforato (V) de
hidrógeno
ácido fosfórico
86
H2As2O2
ácido
monoxoarsénico(I)
monoxoarseniato (I) de
hidrógeno
ácido hipoarsenioso
HAsO2
ácido dioxoarsénico
(III)
dioxoarseniato (III) de
hidrógeno
ácido arsenioso
HAsO3
ácido trioxoarsénico (V)
trioxoarseniato (V) de
hidrógeno
ácido arsénico
H2Sb2O2
ácido
monoxoantimónico(I)
monoxoantimoniato (I) de
hidrógeno
ácido
hipoantimonioso
HSbO2
ácido dioxoantimónico
(III)
dioxoantimoniato (III) de
hidrógeno
ácido antimonioso
HSbO3
ácido trioxoantimónico trioxoantimoniato (V) de
(V)
hidrógeno
ácido antimónico
Grupo IV: C, Si, Ge.
CO2 + H2O = H2CO3
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Ácido carbónico
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
H2CO3
ácido trioxocarbónico
(IV)
trioxocarbonato (IV) de
hidrógeno
ácido carbónico
H2SiO3
ácido trioxocilicico
(IV)
trioxociliciato (IV) de
hidrógeno
ácido cilícico
H2GeO3
ácido dioxogermánico dioxogermaniato (II) de
(IV)
hidrógeno
ácido germánico
87
2.3.2. OXÁCIDOS POLIHIDRATADOS
Son oxácidos que resultan de la reacción del óxido ácido (anhídrido) con mas de una
molécula de agua algunos de estos ácidos no tienen una existencia probada.
En los no metales encontramos estos ácidos con el fósforo, arsénico, teluro.
NOMENCLATURAS
a.- Nomenclatura Tradicional
El interés por conocer el mecanismo de formación de un nombre tradicional nos lleva al
análisis de este sistema de nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ácido y el
específico, el nombre del anhídrido del cual proviene con el prefijo respectivo así:
meta.…. (1 molécula de agua)
piro.….. (2 moléculas de agua)
orto.….. (3 moléculas de agua) este prefijo se puede omitir
Ejemplo:
CO2 +
2SO3 +
P2O3 +
P2O +
2H2O = H4CO4
H2O = H2S2O7
2H2O = H4P2O5
H2O = HPO
Ácido ortocarbónico
Ácido pirosulfúrico
Ácido pirofosforoso
Ácido metahipofosforosoç
b.- Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura sistemática:
-
nombre del anión
de
hidrógeno
Nomenclatura sistemática funcional:
-
ácido
nombre del anión
En los dos sistemas empleamos las normas indicadas en el estudio de los oxácidos
simples. Cuando se repite el átomo central se utilizará el prefijo de cantidad adecuado
En algunos casos se puede omitir la notación del oxigeno y utilizar un prefijo de
cantidad para el número de hidrógenos. Siempre que el nombre sistemático funcional
permita escribir con facilidad la fórmula, se puede omitir la notación del oxígeno.
88
Ejemplos:
H4CO4
Ácido tetraoxocarbónico
Tetraoxocarbonato de hidrógeno
Carbonato de tetrahidrógeno
H2S2O7
Ácido heptaoxodisulfúrico (VI)
Heptraoxodisulfato de hidrógeno
Disulfato (VI) de hidrógeno
H2S2O5
Ácido pentaoxodisulfúrico (IV)
Pentaoxodisulfato (IV) de hidrógeno
Disulfato (IV) de hidrógeno
H4PdO4
Ácido tetraoxopaládico
Tetraoxopaladato (IV) de hidrógeno
Paladato (IV) de tetrahidrógeno
H3FeO3
Ácido trioxoférrico (III)
Trioxoferrato (III) de hidrógeno
Ferrato (III) de trihidrógeno
Formulación:
Escribir en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego los del anión.
La fórmula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos:
H3BO3
H2S2O5
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
H4As2O7
4+ 10+ 14H4 As2 O7
4(1+) + 2(5+) + 7(2-) = 0
Nota: Es oportuno y necesario indicar las estructuras reales de los oxácidos del fósforo
y como cierta generalización para el arsénico y antimonio.
89
Téngase como premisa el siguiente criterio:
“En las moléculas de los oxácidos del fósforo, arsénico y antimonio, el número de
átomos del hidrógeno sustituibles por átomos de metales o grupo de átomos con número
de oxidación positivo es igual al número de átomos de oxigeno que poseen dichas
moléculas menos uno.”
Para no confundir el carácter de lo hidrógenos no sustituibles se les coloca entre el
átomo central y el oxígeno.
Por lo tanto.
a.- Cada fósforo monovalente retiene dos hidrógenos, presentando un solo hidrógeno
ionizante. Por ejemplo la estructura desarrollada de ácido hipofosforoso:
HPH2O2
b.- Cada fósforo trivalente retiene un hidrógeno, presentando dos hidrógenos ionizables.
Ejemplo:
Ácido fosforoso
H2PHO3
c.- Cada fósforo pentavalente tiene todos sus hidrógenos sustituibles.
Ejemplo:
Ácido fosfórico
H3PO4
El nombre sistemático de estos ácidos, con estructuras que tienen hidrógenos no
sustituibles, es confuso y muy poco utilizable. Se recomienda mantener los nombres
tradicionales.
Escritura y lectura de una fórmula
90
Escritura:
Escritura de una fórmula con nombre sistemático.
-
Escribir los símbolos de la fórmula.
Establecer el número de cargas para cada átomo.
Deducir el subíndice del hidrógeno o del oxígeno. Ejemplo:
Ácido heptaoxodifosfórico (V)
x 10 + 14H P2 O7
HP2O7
4 + 10 + 14H4 P2 O7
H4P2O7
Escritura de la fórmula con nombre tradicional
Ácido piroselénico
Analizar el nombre del anión
Determinar al óxido y luego hacer la reacción con agua
Nombre del anión piroselénico
Piro: 2 óxidos + 1H2O
Selénico: óxido selénico, donde el selenio está con numero de oxidación 6+
Reacción: 2SeO3 + 1 H2O = H2Se2O7 Fórmula de la sustancia propuesta.
Lectura:
Lectura de una fórmula con nombre sistemático
-
Averiguar el número de oxidación del átomo central
Aplicar las normas conocidas.
4+ 4+ 8H4 Pb O4
Tetraoxoplumbato (IV) de hidrógeno
Plumbato (IV) de tetrahidrógeno
Ácido tetraoxoplúmbico(IV)
Ácido Plúmbico (IV)
H4PbO4
2.3.3. OXÁCIDOS DE METALES
Algunos metales al funcionar con números de oxidación 4+, 5+, 6+, 7+ y a veces 3+,
forman oxácidos.
Muchos de estos ácidos son desconocidos en estado libre, se hallan frecuentemente en
forma de sales La nomenclatura de estas sustancias es puramente didáctica
Muy pocos nombres tradicionales son admitidos por la IUPAC, por ello es
recomendable utilizar sus nombres sistemáticos.
La formación teórica de estos oxácidos seguirá los mecanismos indicados
anteriormente.
91
2Cr + 1 H2O = H2Cr2O7
V2O5 + 3 H2O = H6V2O8 = H3VO4
Ácido dicrómico
Ácido dicrómico
NOMENCLATURA
a.- Nomenclatura IUPAC.
Las normas para el nombre de estas sustancias son las mismas indicadas anteriormente
Ejemplo:
HCrO2
Ácido dioxocrómico (III)
Dioxocromato (III) de hidrógeno
Cromato (III) de hidrógeno.
b.- Nomenclatura Tradicional
los nombres tradicionales no son aconsejables, llevan a mucha confusión y no facilitan
la escritura de la fórmula.
Los criterios que se utilizan para estos nombres son los indicados en los oxácidos
polihidratados.
Formulación
Se escribe en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego los del anión.
En la fórmula desarrollada los átomos tienen la siguiente distribución:
H3CrO3
H2CrO4
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
H3 Fe O3
3+ 3+ 6H3 Fe O3
3(1+) + (3+) + 3(2-) = 0
Ejemplos:
H3CrO3
H4GeO4
H2SnO3
H2FeO4
Ácido trioxocrómico (III) o Trioxocromato (III) de hidrógeno
Ácido tetraoxogermánico (IV) o Tetraoxogermanato (IV) de hidrógeno
Ácido trioxoestánnico (IV) o Estannato (IV) de dihidrógeno
Ácido tetraoxoférrico (VI) o Ferrato (VI) de dihidrógeno
92
H2PtO3
H3U2O7
H2PbO3
H2MoO4
Ácido trioxoplatínico (IV) o Platinato (IV) de dihidrógeno
Ácido heptaoxodiuránico (VI) o Heptaoxodiuranato (VI) de hidrógeno
Ácido trioxoplúmbico (IV) o Trioxoplumbato (IV) de hidrógeno
Ácido tetraoxomolíbdico (VI) o Molibdato (VI) de hidrógeno
2.3.4. TIOÁCIDOS, SELENOÁCIDOS Y TELUROÁCIDOS
Son aquellos oxácidos que resultan de la sustitución de uno o varios oxígenos del ácido
por átomos de azufre, selenio o teluro. Como el número de oxidación del oxígeno es 2lo mismo del azufre, selenio y teluro; el remplazo se realiza átomo por átomo
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional admitida: La IUPAC admite los nombres tradicionales de
un grupo de ácidos que fueron indicados anteriormente
El nombre formado de la siguiente manera:
-
ácido
nombre del ácido del cual proviene con el prefijo tio por un azufre, seleno por un
selenio, teluro por un teluro.
En una polisustitución se empleará un prefijo de cantidad adecuado al número de
átomos sustituidos. Ejemplos:
Ácido de origen
Ácido formado
H3PO4 Ácido fosfórico
HClO3 Ácido perclórico
H2CO3 Ácido carbónico
H3PO3Se
HClO3S
H2CO2Te
Ácido selenofosfórico
Ácido tioperclórico
Ácido telurocarbónico
Nomenclatura Sistemática
El nombre sistemático se forma
-
nombre del anión
de
hidrógeno
El nombre sistemático funciona
-
ácido
nombre del anión
93
En el anión tengamos presente las siguientes normas
-
-
Nombrar el ligado oxígeno oxo luego el otro ligado, si es azufre tio, para el
selenio seleno y para el teluro, teluro.
En una polisustitución se utilizará el prefijo de cantidad adecuado al número de
átomos sustituidos.
Nombre del átomo central con el sufijo ato para todos los casos. En el nombre
sistemático funcional cambiar ato por ico. Si es necesario se acompañará la
notación del número de oxidación.
No se deja espacios ni se escribe guiones. Ejemplos:
H2S2O2
H3PO3S
H2COTe2
HClOSe2
Dioxotiosulfato (IV) de hidrógeno o Ácido dioxotiosulfúrico (IV)
Trioxotiofosfato (V) de hidrógeno o Ácido trioxotiofosfórico (V)
Oxoditelurocarbonato de hidrógeno o Ácido oxoditelurocarbónico
Oxodiselenoclorato (V) de hidrógeno o Ácido oxodiselenoclórico (V)
b.- Nomenclatura tradicional
Es preferible utilizar el nombre sistemático o el tradicional admitido. Los nombres
tradicionales se forman de idéntica manera a lo manifestado en el sistema tradicional
admitido. Se utiliza el prefijo sulfo cuando el oxígeno es totalmente sustituido.
Ejemplo:
H2CS2
HBrO2Se
HClOSe2
H2TeO3S
Ácido sulfocarbónico
Ácido selenibrómico
Ácido diseleniclórico
Ácidotiotelúrico
Formulación
Escribir primero el símbolo del hidrógeno, luego el del átomo central, el del oxígeno y
al final el símbolo del sustituyente.
La fórmula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos.
HClO2S
H2CS3
94
Tioácidos
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
H2S2O3
ácido trioxotiosulfúrico
(VI)
trioxotiosulfato (VI) de
hidrógeno
ácido tiosulfúrico
HNSO2
ácido dioxotionítrico (V)
dioxotionitrato (V) de
hidrógeno
ácido tionítrico
H3PS2O2
ácido
dioxoditiofosfórico (V)
dioxoditiofosfato (V) de
hidrógeno
ácido ditiofosfórico
Las tiosales se nombran de forma análoga a las oxisales.
Compuesto
FeS2O3
Nomenclatura sistemática y stock
trioxotiosulfato (VI) de hierro (II)
Nomenclatura tradicional
tiosulfato ferroso
Al2(HPS4)3 hidrógenotetratiofosfato (V) de aluminio hidrógenotiofosfato de aluminio
Na3PS3O
oxotritiofosfato (V) de sodio
tritiofosfato de sodio
2.3.5. PEROXOÁCIDOS
Son aquellos oxoácidos que han sustituido un oxígeno por un grupo peroxo O2-. Su
fórmula no se simplifica.
En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) se añade peroxo-, y en las restantes se
indica con -peroxo- el oxígeno sustituido. Si a la hora de formular pudiera haber
confusión con otro oxoácido, se indica el grupo peroxo entre paréntesis.
Se indica algunos procedimientos para la formación de estas sustancias, a veces
confusos.
95
Un procedimiento simple que facilita la formulación y estructura es considerar que
resultan de remplazar un oxígeno del ácido por el grupo peroxo. Simplemente, para
obtener un mono peróxido, aumentamos un oxigeno al ácido normal.
Ejemplos:
H2SO4
H3PO4
H2S2O7
H2SO3(O2)
H3PO3(O2)
H2S2O6(O2)
H2SO5
H3PO5
H2S2O8
Se establece la existencia de dos tipos de peroxoácidos
a.- Peroxomonoácidos que contiene el grupo -O-O-H
b.- Peroxodiácidos que contienen el grupo
-O-OEjemplo:
Ácido peroxonítico HNO4
Ácido peroxodisulfúrico H2S2O8
En ausencia de otros datos, las estructuras de los demás peroxoácidos pueden
considerarse análogas.
Nomenclaturas
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura tradicional admitida.
Este sistema utilizaremos para los ácidos con nombres tradicionales admitidos por la
IUPA.
-
ácido
nombre del ácido normal con el prefijo peroxo
96
Ejemplo:
HClO5
Ácido peroxoperclórico
HNO4
Ácido peroxonítrico
HClO2(O2) Ácido peroxoclórico
Nomenclatura sistemática
-
nombre del anión
de
hidrógeno
El nombre del anión se forma con las normas conocidas, añadiendo luego de oxo la
palabra peroxo.
Ejemplo:
HNO4
H3PO5
HClO5
Dioxoperoxonitrato (V) de hidrógeno
Trioxoperoxofosfato (V) de hidrógeno
Trioxoperoxoclorato (VII) de hidrógeno
Nomenclatura sistemática funcional.
-
ácido
nombre del anión
El nombre del anión se estructura de la manera conocida, añadiendo la palabra peroxo
luego de oxo. Ejemplo:
HNO4
HIO5
H2MnO5
Ácido dioxoperoxonítrico (V)
Ácido trioxoperoxoyódico (VII)
Ácido trioxoperoxomangánico (VI)
En los nombres sistemáticos hay que tener presente que en la formulación del
peroxoácido existe el grupo peroxo.
b.- Nomenclatura Tradicional
-
ácido
nombre del ácido normal con el prefijo per
Este sistema no es recomendado. El uso del prefijo per queda restringido a los
compuestos cuyo átomo central presenta un elevado estado de oxidación, por ejemplo
ion perclorato, ion permanganato, etc.
97
Formulación
Escribir en primer lugar el símbolo del hidrógeno, luego el del átomo central y al final
el del oxigeno que incluye al grupo peroxo.
Obtenido la fórmula no se simplifica
Cuando existen casos de isomería o sea que la fórmula del peroxoácido es semejante a
un ácido normal, se indicará el grupo peroxo entre paréntesis.
HNO3
Ácido nitroso
HClO2
Ácido cloroso
HNO(O2)
Ácido peroxonitroso
HClO(O2)
Ácido peroxocloroso
Escritura y lectura de una fórmula.
Escritura
Escritura de una fórmula como nombre tradicional admitido
-
Establecer el ácido de origen.
Reemplazar un oxígeno por el sustituyente peroxo.
El ácido de origen puede deducirse directamente o mediante el procedimiento
expuesto en su debida oportunidad.
Escritura de una fórmula con nombre sistemático
-
Escribir la fórmula con los subíndices indicados.
Establecer el número de cargas para cada átomo.
Deducir el subíndice del hidrógeno o del oxigeno, de acuerdo al caso.
Escribir el grupo peroxo separadamente y luego, de ser posible, añadir al total de
oxígenos.
Lectura
Lectura de una fórmula con nombre sistemático.
-
Determinar el número de oxidación del átomo central.
Si el grupo peroxo está condensado con el oxígeno simple, separar el grupo
mediante un paréntesis.
Aplicar las normas conocidas.
Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido
-
Si el grupo peroxo está condensado, separar mediante un paréntesis
Deducir el ácido de origen.
Establecer el nombre de la fórmula propuesta en base a las normas establecidas.
98
Peroxoácidos
Compuesto
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura
Stock
Nomenclatura
tradicional
H2SO5
ácido
trioxoperoxosulfúrico
(VI)
trioxoperoxosulfato (VI)
de hidrógeno
HOONO ó
HNO (O2)
ácido
monoxoperoxonítrico
(V)
monoxoperoxonitrato (V) ácido
de hidrógeno
peroxonítrico
H3BO4
ácido dioxoperoxobórico dioxoperoxoborato (III) de
ácido peroxobórico
(III)
hidrógeno
ácido
peroxosulfúrico
Las peroxisales se nombran de forma análoga a las oxisales.
Compuesto
K2S2O8
Nomenclatura sistemática y Stock
Nomenclatura tradicional
hexaoxoperoxodisulfato (VI) de potasio peroxodisulfato de potasio
Ba[NO (O2)]2 oxoperoxonitrato (III) de bario
peroxonitrito de bario o bárico
CaSO5
peroxosulfato de calcio
trioxoperoxosulfato (VI) de calcio
99
2.4.
SALES
Experimentalmente pueden obtenerse por varios métodos.
Pueden formarse de la neutralización de un ácido por un hidróxido.
HCl + NaOH = NaCl + H2O
H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O
En general, una sal resulta de reemplazar total o parcialmente los hidrógenos ionizables
de un ácido, por metales o grupos de átomos con número de oxidación positivo.
Las sales derivan de los ácidos hidrácido o de los oxoácidos.
Las sales se clasifican en:
1.- Sales neutras.
2.- Sales ácidas.
3.- Sales básicas.
4.- Sales dobles.
2.4.1. SALES NEUTRAS.
Proceden de la neutralización total de un ácido por un hidróxido. Todos los hidrógenos
ionizables son reemplazados por metales o radicales catiónicos.
3H2SO4 + 2 Al(OH) 3 = Al2 (SO4)3 + 6 H2O
2.4.1.1.
Sales de oxoácidos simples
Se forman en base a los oxoácidos simples, caracterizados por ser el resultado de la
reacción de un solo óxido ácido (anhídrido) con una molécula de agua.
En general, la fórmula de un oxoácido está formada por dos partes:
-
Los átomos de hidrógeno sustituibles.
Un radical aniónico formado por lo que queda de quitar el o los hidrógenos. El
número de oxidación del anión será igual al número de hidrógenos sustituibles.
100
Ejemplos:
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional admitida.
Este sistema es válido para los aniones con nombres tradicionales facultados por la
IUPAC.
El nombre se nombra de la siguiente manera:
- Nombre del ácido del cual proviene, cambiando la terminación oso por ito e ico
por ato.
- de
- nombre del metal o radical catiónico.
El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación
se utilizará la notación Stock.
Ejemplos:
FeCO3
Carbonato de hierro (II)
Fe2(CO3) 3 Carbonato de hierro (III)
Na2SO4
Sulfato de sodio
KClO
Hpioclorito de potasio
Nomenclatura sistemática.
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical catiónico.
El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación
se utiliza la notación Stokc.
101
El nombre del anión se forma con las normas establecidas. Si el átomo central se repite
se utiliza un prefijo de cantidad adecuado.
Ejemplos:
K2SiO3
Trioxosilicato de potasio
Mn2 (SO4)3
Tetraoxosulfato (VI) de magnesio (III)
NH4IO2
Dioxoyodato (III) de amonio
NaIO4
Tetraoxoyodato (VII) de sodio
Podemos prescindir de la notación del oxigeno cuando el nombre no lleve a confusiones
y se pueda escribir fácilmente la fórmula. Podemos emplear prefijos de cantidad para el
número de átomos del catión.
Ejemplos:
K2SiO3
Silicato de potasio
NH4IO2
Yodato (III) de amonio
NaIO4
Yodato (VII) de sodio
Ca(ClO)2
Clorato (I) de calcio
b. Nomenclatura tradicional
No se permite este sistema por las razones conocidas. En su lugar utilicemos el sistema
tradicional admitido o el nombre sistemático simplificado.
Ejemplos:
FeCO3
Carbonato ferroso
Fe2(CO3) 3
Carbonato férrico
Formulación
Se escribirá primeramente el símbolo del metal o los del grupo catiónico y luego los
símbolos de anión.
En la fórmula. La suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
2+ 5+ 6-2Ba (ClO3)2
1(2+) + 2((5+) + (3(2-)) ═ 0
102
Estructuralmente, los átomos tienen la siguiente distribución.
Pb (SO3) 2
CaCO3
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura
Escritura de una fórmula con nombre sistemático.
- Se puede escribir directamente
- En algunos casos será necesario deducir el número de oxigenos o del catión.
- A veces se establece la fórmula del anión y se intercambia los números de
oxidación con los del metal o grupo catiónico.
Ejemplos:
-
Tetraoxosulfato (VI) de potasio
Directamente K2SO4
-
Trioxotelurato (IV) de manganeso (III)
Anión trioxotelurato (IV): TeO32Intercambiamos números de oxidación
3+ 2Mn TeO3
Mn2 (TeO3)3
-
Bromato (III) de estaño (IV)
Anión bromato (III) BrO21Intercambiamos números de oxidación:
4+ 1Sn BrO2
Sn (BrO2)4
103
Escritura de una fórmula con nombre tradicional admitido.
Directamente, intercambiando en la mente los números de oxidación del anión y del
catión.
Ejemplos:
- Nitrito de sodio NaNO2
- Silicato de bismuto Bi2 ( SiO3)3
Deducir al anión en base al ácido de origen.
Intercambiar los números de oxidación prescindiendo de la carga.
Si ambos subíndices son divisibles, simplificar.
Ejemplos:
- Carbonato de níquel (II)
Acido de origen carbónico
Anión carbonato CO3 2Intercambio de números de oxidación.
2+ 2Ni CO3
Ni2 (CO3) 2
NiCO3
Fórmula de la sustancia propuesta NiCO3
-
Bromito de bismuto Acido de origen bromoso Anión bromito BrO21-
Intercambio de números de oxidación:
3+ 1Bi BrO2
Bi(BrO2)3
Una alternativa es realizar la reacción entre el acido respectivo y el hidrogeno.
Ejemplo:
Nitrato de aluminio
3 HNO3 + Al (NO3) 3 + 3 H2O
Lectura:
Lectura de una fórmula con nombre sistemático.
- Averiguar los números de oxidación de los átomos.
- Aplicar las normas conocidas.
104
Ejemplos:
-
1+
Ag
AglO3
5+
l
6O3
Trioxoyodato (V) de plata
Yodato (V) de plata
-
Cr2(SeO4) 3
3+ 2Cr (SeO4)
3+
Cr
6+ 8- 2(SeO4)
Tetraoxoseleniato (VI) de cromo (III)
Seleniato (VI) de cromo (III)
Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido.
- Reconociendo el número de oxidación del catión y estableciendo el nombre del
anión podemos nombrar una sal directamente.
Na2SO4
Na4NO2
Sulfato de sodio
Nitrito de amonio
Un procedimiento sencillo es establecer el número de oxidación del átomo central, con
el utilizar el sufijo adecuado y en los casos requeridos el prefijo respectivo.
Ejemplos:
CuClO3
1+
Cu
5+ 6Cl O3
Número de oxidación del cloro 5+
Criterio:
1+ Hipo…. oso
3+…..…….oso
5+…..…….ico
7+ Per….…ico
105
En las sales el sufijo ICO cambia a ATO por lo tanto:
CuClO3
Clorato de cobre (I)
- También podemos deducir el nombre son los siguientes datos:
En base al anión, estructurar al ácido de origen
Conocer el número de oxidación del catión
Determinar el nombre del ácido y con el para el anión.
Aplicar las normas conocidas.
Ejemplos:
Co3 (PO4) 2
2+
Co
3PO4
Anión: PO43Acido: H3PO4
Nombre del ácido: fosfórico u ortofosfórico
Nombre del anión: fosfato u ortofosfato
Nombre de la fórmula propuesta: Fosfato de cobalto (II)
2.4.1.2.
Sales de oxácidos polihidratados
Son compuestos que se obtienen sustituir todos los átomos de hidrogeno reemplazables
de las moléculas de los ácidos por átomos de metales o grupos cationicos.
H2S2O7
2 Na
Na2S2O7
Es importante que el lector aprenda las características y estructura de los ácidos. El
conocimiento complejo del uso de los prefijos Meta, piro y orto facilitará la lectura y
escritura de la fórmula de una sal.
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional admitida
La existencia de algunos aniones con nombres tradicionales admitidos por la IUPAC
nos lleva a emplear la siguiente sistematización:
- Nombre del ácido del cual proviene, cambiando la terminación OSO por
ITO e ICO por ATO.
- de
- Nombre del metal o radical cationico.
106
El nombre del metal sin ninguna variación. Cuando el metal presenta varios estados de
oxidación se empleará la notación Stock.
Ejemplos:
Na3BO3
Borato de sodio
Ca2SiO4
Ortosilicato de calcio
Al2TeO6
Ortotelurato de aluminio
Bi(PH2O2)3
Hipofosfito de bismuto
Nomenclatura sistemática
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical cationico
El nombre del anión se formara de acuerdo a los criterios conocidos. Si se repite el
átomo central se empleará el prefijo de cantidad adecuado y siempre con la terminación
ATO.
El las sales del fósforo, arsénico y antimonio que tienen hidrógenos no sustituibles se
obtienen nombres sistemáticos poco manejables y confusos. Como es un caso que no
está solucionado por la IUPAC pueden darse nombres tradicionales.
Ejemplos:
(NH4) 2 PHO3 Fosfito de amonio
CO2 CO 4
Tetraoxocarbonato de cobalto (II)
K2S2O5
Pentaoxodisulfato (IV) de potasio
Cu4V2O7
Heptaoxodivanadato (V) de cobre (I)
Podemos prescindir de la notación del oxigeno para tener nombres sistemáticos
simplificados. Esta sistematización es más aconsejada
CO2 CO 4
Carbonato de dicobalto
K2S2O5
Disulfato (IV) de dipotasio
En algunos casos se puede utilizar un prefijo de cantidad para el metal y un prefijo
multiplicativo para el anión. Este criterio es útil para compuestos de estructura
complicada.
Ejemplo:
Bi5S(IO6)3 Ortoperyodato de bismuto
Hexaoxoyodato (VII) de bismuto
Tris (hexaoxoyodato) (VII) de pentabismuto
b.- Nomenclatura tradicional
Pocos nombres tradicionales son facultados por el IUPAC y por las razones que son de
conocimiento, esta nomenclatura no se permite.
107
Ejemplos:
Cu2S2O5
Li2SiO3
Pirosulfito cuproso
Metasilicato de litio
Formulación.
En primer lugar ira el símbolo del metal o radical catiónico. Es una norma tradicional.
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
4+ 10+ 14Pb P2 O7
1(4+) + 2(5+) + 7(2-) = O
En la fórmula los átomos tienen la siguiente distribución.
Ca2O5
Escritura y lectura de una fórmula.
Escritura:
Aplicando los mecanismos que hemos venido utilizando tenemos:
-
Tetraoxosilicato de bismuto
Anión tetraoxosilicato
(4+ 8- ) 4SiO4
(Si O4 )
Intercambio de los números de oxidación
3+
Bi
4(SiO4)
Bi4 (SiO4) 3
Fórmula de la sustancia propuesta Bi4 (SiO4) 3
-
Diantimoniato (V)de dicromo
Cr2Sb2O
4+ 10+ xCr2 Sb2 O
4+ 10+ 14Cr2 Sb2 O7
108
Fórmula de la sustancia propia Cr2Sb2O7
-
Pirosulfato de hierro (III)
Anión: pirosulfato
Acido: pirosulfúrico
Formula del ácido H2S2O7
Formula del anión: S2O72Formula de la sustancia propuesta:
3+ 2Fe S2O7
Fe2 (S2O7) 3
-
Ortosilicato de molibdeno (III)
Anión: Ortosilicato
Acido: ortosilísico
Fórmula del ácido: H4SiO4
Fórmula del anión: SiO44Fórmula de la sustancia propuesta
3+
Mo
4SiO4
Mo4 (SiO4) 3
Lectura.
Con el mecanismo que se utilizo con los temas anteriores tenemos:
- SnSb2O7
4+ 44+ 10+ 14-4Sn (Sb2O7)
Sn (Sb2O7)
Número de oxidación del antimonio 5+
Nombre de la fórmula propuesta: Heptaoxodiantimoniato (V) de estaño (IV)
Diantimoniato (V)de estaño (IV)
-
Sr Te2O5
2+ 2Sr Te2O5
2+ 8+ 10-2Sr (Te2O5)
Número de oxidación del teluro 4+
Nombre de la fórmula propuesta: Pentaoxoditelurato (IV) de estroncio
Ditelurato (IV) de estroncio
- (NH4) 3 PO4
Directamente: Fosfato de amonio
109
-
Cd2B2O54-
Anión: B2O5
Acido: H4B2O5
Nombre del acido: Piroborico
Diborico
Nombre del anión: Piroborato
Diborato
Nombre de la fórmula propuesta: Piroborato de cadmio
Diborato de cadmio
2.4.1.3.
Sales de oxácidos de metales
Se obtienen de reemplazar teóricamente los hidrógenos de los ácidos que forman
algunos metales.
H2MoO4
2Na
Na2MoO4
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC
Es el sistema aconsejado, los nombres son sencillos y de formación fácil.
Son admitidos unos pocos aniones con nombres tradicionales.
Ejemplo:
KMnO4
CaCrO4
FeReO4
K ReO4
Permanganato de potasio
Cromato de calcio
Renato de hierro (III)
Perrenato de potasio
En los nombres sistemáticos utilizaremos las normas conocidas: Son importantes los
nombres sistemáticos, simplificados.
Ejemplos:
KCrO2
Dioxocromato (III) de potasio
Li3FeO3
trioxoferrato (III)de litio
K2 FeO4
Tetraoxoferrato (VI) de potasio
Cu3VO4
Tetraoxovanadato (V) de cobre (I)
Al omitir la notación de oxigeno se tiene nombres sistemáticos simplificados. En lo
posible utilizamos prefijos de cantidad para el metal.
Ejemplos:
Li3FeO3
Ferrato (III) de trilitio
K2 FeO4
Ferrato (VI) de dipotasio
110
b.- Nomenclatura tradicional
Este sistema no debe ser utilizado. Los nombres tradicionales llevan a muchas
confusiones y no podemos escribir con facilidad las fórmulas.
Ejemplo:
NiCoO3
CaFeO4
Cobaltito niqueloso
Ferrato de calcio
Formulación
Se escribirá siempre el símbolo del metal en primer lugar.
El la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base en base a
los números de oxidación será igual a cero.
1+ 5+ 6Au V
O3
1(1+)+ 1(5+)+ 3(2-) = O
En las fórmulas desarrolladas encontramos los átomos con la siguiente distribución:
NiVO4
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura
Con el procedimiento indicado en apartados anteriores tenemos:
-
Tetraoxomolibdato de dicobre
Directamente: Cu2MoO4
-
Manganato (VII) de plata
AgMnO
-
1+
Ag
7+
Mn
x
O
1+ 7+ 8Ag Mn O
AgMnO4
Cromato de estroncio
Anión: cromato
Acido: crómico
111
Fórmula del acido H2CrO4
Formula del anión: Cr O42Fórmula de la sustancia propuesta
2+
Sr
2CrO4
Sr2 (CrO4) 2
SrCrO4
Lectura:
-
NiCrO3
2+
Ni
4+ 6Zr O3
Trioxozirconato (IV) de niquel (II)
Zirconato (IV) de niquel
-
SnMn O4
2+
Sn
6+ 8Mn O4
Tetraoxomanganato (VI) de estaño (II)
Manganato (VI) de estaño
Manganato de estaño (II)
-
CaCr2 O7
2+
Ca
12+
Cr2
14O7
Dicromato de calcio
Dicromato (VI) de calcio
2.4.1.4.
Sales de tioácidos, selenoácidos y teluroácidos.
Es importante revisar la formación y características de los ácidos para facilitar la
nomenclatura y formulación de las sales.
Formaremos teóricamente estas sales reemplazando los hidrógenos de los ácidos por
metales o radicales catiónicos.
HClO3S
H3SbS4
Na
K
NaClO3S
K3SbS4
112
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional admitida.
Para los aniones con nombres tradicionales facultados por la IUPAC, tenemos:
- Nombre del anión
- de
- nombre del metal o radical catiónico
El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal presenta varios números de
oxidación se usará la notación Stock.
Ejemplos:
NaS2O2
Tiosulfito de sodio
Fe(ClO2Te) 3
Teluroclorato de hierro (III)
FeAsO2S2
Ditioarseniato de hierro (III)
MnPSe3
Triselenofosfato de manganeso (III)
Nomenclatura sistemática
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical catiónico
Conocemos las normas para los nombres del metal y del anión.
Ejemplos:
Na2S2O2
Dioxotiosulfato (IV) de sodio
N2S2O3
trioxotiosulfato (VI) de potasio
Ag2 CS3
Triotiocarbonato de plata
NiSiOSe2
Oxodiselenosilicato de niquel (II)
Se puede omitir la notación del oxigeno para tener nombres sistemáticos simplificados.
Na2S2O2
Tiosulfato (IV) de disodio
K2S2O3
Tiosulfato (VI) de dipotasio
b.- Nomenclatura tradicional
Por las limitaciones al uso de los sufijos OSO e ICO afectando al nombre del metal es
aconsejable emplear el sistema tradicional admitido o el nombre sistemático
simplificado.
Formulación
Escribir primero el símbolo del metal o radical cationico y luego los del anión.
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los atomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
113
KMnO3S
1+
K
7+
Mn
6O3
2S
En la fórmula desarrollada más probable, los átomos se distribuyen de la siguiente
manera:
Ba (NOS2) 2
Escritura y lectura de una fórmula
Escritura
Escritura de una fórmula con nombre sistemático.
-
Puede escribir directamente.
En caso contrario deduce la fórmula del anión e intercambia los números de
oxidación, prescindiendo de la carga.
En algunos casos tendrá que determinar el número de oxígenos o del metal.
Ejemplos
-
Trioxotelurofosfato (V) de manganeso (III)
Anión: trioxotelurofosfato (V)
(PO3Te)x
5+ 6- 2P
O3 Te
(P O3 Te)3-
Intercambio de los números de oxidación.
3+ 3Mn (PO3Te)
Mn3 (PO3Te) 3
MnPO3Te
Fórmula de la sustancia propuesta MnPO3Te
114
-
Tioyodato (VII) de sodio
Na I O S
1+
Na
7+ x- 2I O S
1+ 7+ 6- 2Na I O S
Na I O3 S
Formula de la sustancia propuesta: NaIO3S
Escritura de una fórmula con nombre tradicional admitida.
-
Podemos escribir directamente.
En caso contrario seguimos el siguiente procedimiento:
A partir del anión deducir el ácido de origen.
Formular al anión
Intercambiar los números de oxidación.
Simplificar los subíndices si son divisibles.
Ejemplo:
-
Ditiocarbonato de amonio
Directamente: (NaH4) 2COS2
Indirectamente:
Anión: Ditiocarbonato
Acido: Ditiocarbónico
Fórmula del ácido: H2COS2
Fórmula del anión: COS22Fórmula de la sustancia propuesta:
1+ 2
NH4 COS2
(NH4) 2COS2
Lectura
Lectura de una fórmula con nombre sistemático.
-
Averiguar los números de oxidación de los átomos.
Aplicar las normas conocidas.
Ejemplos:
- Na2SO2Se
2+ 4+ 4- 2Na2 S O2 Se
Dioxoselenosulfato (IV) de sodio.
Selenosulfato (VI) de disodio
115
-
Fe(ClOS2) 3
3+ 5+ 2- 4- 3Fe (Cl O S2) 3
Ditioclorato (V) de hierro (III)
Oxoditioclorato (V) de hierro (III)
Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido.
Apliquemos el procedimiento de las sales simples.
Ejemplos:
- AuPS4
Directamente: Tetratiofosfato de oro (III)
Indirectamente:
3+ 3Au (PS4)
Anión: PS43Acido: H3PS4
Nombre del ácido: tetratiofosfórico.
Nombre del anión: tetratiofosfato
Nombre de la formula propuesta: Tetratiofosfato de oro (III)
-
Ca (NOTe)2
2+ 1Ca (NOTe)
Directamente: Teluronitrito de calcio
Indirectamente:
Anión: NOTe1Acido: HNOTe
Nombre del acido: Teluroitroso
Nombre del anión: Teluronitrito
Nombre de la sustancia propuesta: Teluronitrito de calcio.
2.4.1.5.
Sales de peroxoácidos.
Se obtienen al reemplazar los hidrógenos del peroxoácido por radicales catiónicos.
H2SO5
2Na
Na2SO5
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC
116
Nomenclatura tradicional admitida.
Para los oxoaniones facultados por la IUPAC, tenemos:
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical catiónico.
El nombre del metal sin ninguna variación. Cuando al metal presenta varios estados de
oxidación se usará la notación Stock.
Ejemplos:
NH4NO4
Peroxonitrato de amonio
KNO (O2)
Peroxonitrito de potasio
Ni2 (SeO5)3
Peroxoseleniato de níquel (III)
Ca(ClO2(O2))2 Peroxoclorato de calcio
Nomenclatura sistemática
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical catiónico.
El nombre del anión se forma con las normas generales conocidas.
Es interesante aclarar que en muchas fórmulas el grupo peroxo se halla incluido en el
total de átomos de oxigeno. Será necesario, por lo tanto, tomar en cuenta ese particular
para la estructuración de un nombre sistemático.
Ejemplos:
BiAsO5
KMnO5
AgBrO3(O2)
Trioxoperoxoarseniato (V) de bismuto
Trioxoperoxomanganato (VII) de potasio
Trioxoperoxoclorato (VII) de plata.
Es criterio del autor que en fórmulas de uso poco frecuentes se indique separadamente
el grupo peroxo.
Ejemplo:
MgB4O6 (O2)
Cu3VO3 (O2)
Hexaoxoperoxotetraborato de magnesio
Peroxotetraborato de magnesio
Trioxoperoxovanadato (V) de cobre (I)
Peroxovanadato (V) de tricobre
Puede omitirse la notación del oxigeno para tener nombres sistemáticos simplificados.
K2CO4
Peroxocarbonato de potasio
BiNO4
Peroxonitrato (V) de bismuto.
117
b.- Nomenclatura tradicional
No esta permitido los números tradicionales.
Formulación.
Escribir en primer lugar el símbolo del metal o radical cationico y luego los del anión.
En los casos de isomería se indicará el grupo peroxo mediante un paréntesis.
En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los
números de oxidación será igual a cero.
K2CO4
K2CO2(O2)
2+ 4+ 4- 2K2C O2 (O2)
2(1+) + 1(4+) + 2(2-) + (2-) = 0
En los compuestos simples, las fórmulas desarrolladas pueden estructurarse de la
siguiente manera:
Fe(NO4) 2
Escritura y lectura de una fórmula:
Escritura:
-
Puede escribirse directamente.
Deducir el anión y luego intercambiar los números de oxidación.
En algunos casos será necesario calcular el número de oxígenos.
Ejemplos:
- Peroxobromato (V) de calcio
Anión. Peroxobromato (V)
Ácido de origen: brómico (V)
Fórmula del ácido de origen: HBrO3
Fórmula del anión:
HBrO3
HBrO2(O2)
Fórmula de la sustancia propuesta:
2+
1Ca BrO2(O2)
Ca(BrO2(O2)) 2
BrO2(O2)1-
118
-
Trioxoperoxoantimoniato (V) de plomo (IV)
Anión: Trioxoperoxoantimoniato (V)
Fórmula del anión:
5+ 6- 2Sb O3 (O2)
SbO3 (O2)3-
SbO53-
Fórmula de la sustancia propuesta:
4+ 3Pb SbO5
Pb3(SbO5) 4
Escritura de una fórmula con nombre tradicional admitido
El lector puede escribir directamente.
Una alternativa es el siguiente mecanismo:
-
Deducir el ácido de origen.
Estructurar el anión.
Intercambiar el número de oxidación.
Ejemplos:
- Peroxonitrato de plata.
Anión: Peroxonitrito
Ácido: Peroxonitroso
Fórmula del ácido: HNO2
HNO(O2)
Formula del anión: NO(O2)1Fórmula de la sustancia propuesta:
1+
1-
Ag NO(O2)
-
AgNO(O2)
Peroxodisulfato de manganeso (III)
Anión: Peroxonitrito
Ácido: Peroxodisulfúrico
Fórmula del ácido H2S2O7
Fórmula del anión S2O82Formula de sustancia propuesta
3+
2Mn S2O8
Mn2(S2O8) 3
H2S2O6(O2)
H2S2O8
119
Lectura:
Lectura de una formula con nombre sistemático.
-
Averiguar los números de oxidación de los átomos
Aplicar las normas conocidas
Ejemplo:
- Hg(IO2(O2)) 2
2+
12+ 5+ 42Hg
(IO2(O2)
Hg ((IO2(O2))
Dioxoperoxoyodato (V) de mercurio (II)
Peroxoyodato (V) de mercurio (II)
1-
Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido.
Utilicemos las instrucciones dadas en el estudio de las sales neutras simples.
Ejemplo:
- (NH4) 2SO5
Anión: SO52Ácido. H2SO5
H2SO3(O2)
Nombre de ácido: Peroxosulfúrico
Nombre del anión: Peroxosulfato
Nombre de la fórmula propuesta: Peroxosulfato de amonio
2.4.1.6.
Sales de ácidos especiales.
Las sales de los ácidos de estructura especial se forman de reemplazar teóricamente los
hidrógenos por metales o radicales catiónicos
H4Fe(CN) 6
4Na
Na4Fe(CN) 6
Nomenclatura
a.- nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional admitida.
Para todos los aniones con nombres tradicionales facultados por la IUPAC se empleará
la siguiente sistematización.
- Nombre del anión con la terminación URO, ITO y ATO
- De
- Nombre del metal
120
El nombre del metal sin ninguna variación. Cuando el metal presenta varios estados de
oxidación se usará la notación Stock.
Algunos aniones tienen nombres especiales
Ejemplos:
NaN3
KCN
NH4OCN
MgC2
Na2S2O6
Azida de sodio
Cianuro de potasio
Cianato de amonio
Acetiluro de magnesio
Ditionato de sodio
Nomenclatura sistemática
Se emplean las normas conocidas y aplicadas en apartados anteriores.
Ejemplos:
K3Fe(CN) 6
Na2SO2
LiClF4
Hexacianoferrato (III) de tripotasio
Dioxosulfato (II) de sodio
Tetrafluorclorato de litio
b.- Nomenclatura tradicional.
No recomendable
2.4.2. SALES ÁCIDAS
Son compuestos con carácter ácido por contener en su estructura hidrógenos ionizables.
Por el tipo de unión tenemos dos grupos de sales ácidas.
-
Sales derivadas de los ácidos hidrácidos.
Sales derivadas de los oxoácidos.
Hemos de esperar verdaderas especies químicas cuando los ácidos posean dos o más
átomos de hidrógenos sustituibles.
Teóricamente proceden de reemplazar parcialmente los hidrógenos del ácido por
metales o radicales catiónicos.
H2S
H2CO3
Na
NaHS
Na
NaHCO3
121
Puede formarse de la neutralización parcial de un ácido por un hidróxido
Na OH + H2Se = NaHSe + H2O
Ca(OH) 2 + 2 H2SO4 = Ca(HSO4) 2 + 2H2O
Es importante que manifestemos extrañeza sobre la utilización de nombres antiguos,
arbitrarios, que confunden y no permiten una racional estructuración de la fórmula.
Estas denominaciones deben desaparecer, la comunidad científica internacional acepta
las normas de la IUPAc i es deber nuestro aplicarlas.
A modo de ejemplo citemos algunos casos:
- El uso del prefijo “Bi” cuando se remplaza la mitad de los hidrógenos
sustituibles.
Ejemplos:
Bisulfito de sodio NaHSO3
Bicarbonato de calcio Ca(HCO3) 2
Cuando se ha reemplazado un hidrógeno del ácido utilizan el prefijo MONO, antes del
nombre del metal; si se han reemplazado dos hidrógenos, el prefijo Di y si son tres los
hidrógenos reemplazados usan el prefijo TRI.
Ejemplos:
Ca(H 2PO 4) 2
CoH 2As 2O 7
CaHPO 4
Ca 3(PO 4) 2
2.4.2.1.
Fosfato monocálcico
Piroarseniato dicobaltoso
Fosfato dicálcico
Fosfato tricálcico
Sales ácidas de los ácidos hidrácidos
Específicamente encontraremos con los aniones del azufre, selenio y teluro.
Nomenclatura.
a.- Nomenclatura IUPAC.
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical cationico
El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación
se utilizará la notación stock.
122
El anión se forma con el nombre del no metal y el sufijo URO anteponiendo la palabra
HIDROGENO, sin guiones ni espacios.
Ejemplos:
KHS
Mn(HTe)3
NH4HSe
Hidrógenosulfuro de potasio
Hidrógenoteluro de magneso (III)
Hidrógenoseleniuro de amonio
b.- Nomenclatura tradicional.
Los nombres tradicionales con el prefijo “Bi” no se permiten.
Se tolera en poquísimos compuestos la palabra “ACIDO”. No se permite el uso de los
sufijos OSO e ICO afectando al nombre del metal.
Por los antecedentes anotados se recomienda el sistema IUPAC.
Ejemplos:
KHS
NH4HSe
2.4.2.2.
Sulfuro ácido de potasio
Seleniuro ácido de amonio
Sales ácidas de los oxoácidos.
Se obtiene al reemplazar parcialmente los hidrógenos del ácido o por una neutralización
parcial del ácido por un hidróxido.
Especies químicas reales se obtienen si el ácido posee por los menos dos hidrógenos
ionizables.
H3PO4
Cu
CuH2PO4
H3PO4
Cu
CuHPO4
CuOH + H3PO4 = CuH2PO4 + H2O
Cu(OH) 2 + H3PO4 = CuHPO4 + 2 H2O
Nomenclatura.
a.- nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura tradicional admitida.
Como puede verse, los aniones tendrán nombres facultados por la IUPAC y el metal
llevará la notación Stock en los casos covenidos.
123
Por lo tanto.
- Nombre del anión con la terminación ITO o ATO
- De
- Nombre del metal o radical catiónico.
En el nombre del anión se escribe primero la palabra HIDRÖGENO.
Si existen dos o más hidrógenos se empleará el prefijo adecuado.
No se permite el uso del prefijo “Bi” ni palabras que afecten al catión. En pocos casos
se tolera la palabra ácido.
Ejemplos:
NH4HSO4
Fe(H2PO4) 3
KHCO3
Ag2HAsO4
Hidrógenosulfato de amonio
Dihidrógenofosfato de hierro (III)
Hidrógenocarbonato de potasio
Hidrógenoarseniato de plata
Nomenclatura sistemática.
-
Nombre del anión
de
nombre del metal o radical catiónico
El nombre del metal sin ninguna variación, con la notación Stock en los casos
necesarios.
El nombre del anión se forma colocando delante del nombre sistemático la palabra
HIDRÓGENO. Si existe dos o mas hidrógenos se empleará un prefijo adecuado.
Si bien esta denominación se pone en desacuerdo con las normas establecidas en la
nomenclatura del átomo especial central, se aceptan totalmente.
Ejemplo:
NaHSO3
Mn(H2PO4)3
(NH4)HCO3
KHSeO3
Hidrógenosulfato (IV) de sodio
Dihidrógenotetraoxofosfato (V) de manganeso (III)
Hidrógenotrioxocarbonato de amonio.
Hidrógenotrioxoseleniato (IV) de potasio
Se obtienen nombres sistemáticos simplificados y mas recomendables al omitir la
notación del oxigeno.
Ejemplos:
NaHSO3
Mn(H2PO4) 3
Hidrógenosulfato (IV) de sodio
Dihidrógeno (V) de manganeso (III)
124
Nombres sistemáticos mas complejos y no aconsejados para estos casos sencillos, se
tiene usando prefijos multiplicativos para el anión.
Ejemplo:
Pt(HAsO)
Tetrakis(dihidrógenotetraoxoarseniato (V)) de platino
b.- Nomenclatura tradicional
Este sistema da diversos nombres para una misma sustancia.
Acostumbra colocar la palabra ácido entre el catión y el anión . se tolera en poquísimos
casos el uso de la palabra ácido.
Utiliza el prefijo “Bi” antes del nombre de la sal neutra y en otros casos usa prefijos
arbitrarios que afectan al catión.
Emplea los sufijos OSO e ICO en el nombre del metal.
Todos estos criterios no son permitidos por la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada y por lo tanto no debemos utilizarlos.
Por ejemplo:
NaHCO3
CaHPO4
KHSiO3
Carbonato ácido de sodio
Fosfato dicálcico
Bisilicato de potasio
2.4.3. SALES BÁSICAS
Con la denominación de “sales básicas” se conocen un conjunto de compuestos de
cierta complejidad que no resulta sencillo llegar a una sistematización de su
nomenclatura.
En primer término, la denominación de sal básica se da a cualquier sustancia que posee
una composición intermedia entre una sal normal y un óxido o hidróxido del metal.
Lo que pretendemos en esta parte es un estudio de la nomenclatura y formulación de los
compuestos que llamaremos HIDROXISALES.
Es conveniente mencionar que el grupo aniónico OH- tiene la denominación de
HIDROXIDO y no “hidroxilo” u “oxidrilo” que lamentablemente utilizamos con mucha
frecuencia.
125
Para simplificar la formación de una hidroxisal es conveniente considerar que resulta de
la neutralización parcial de un hidróxido por ácido. Si queremos tener especies químicas
verdaderas es indudable que el hidróxido debe poseer más de un grupo hidróxido.
Estas sales básicas, formalmente pueden considerarse sales dobles, formadas por un
catión y dos aniones, donde uno de ellos es el ion hidróxido.
Debe advertirse que en la nomenclatura tradicional se utiliza el prefijo SUB y la palabra
“básico” entre el nombre del anión y el del metal.
Estos criterios no están facultados por la IUPAC, por lo cual sería improcedente seguir
empleándoles.
Ahora, de acuerdo a la naturaleza del anión encontramos principalmente dos grupos de
hidroxisales.
-
2.4.3.1.
Sales básicas con aniones derivados de los ácidos hidrácidos
Sales básicas con aniones derivados de los oxoácidos.
Sales básicas de aniones simples.
Provienen en especial de la reacción parcial de un hidróxido con un ácido hidrácido.
Es necesario que el hidróxido tenga mas de un grupo hidróxido.
126
Nomenclatura.
a.- nomenclatura IUPAC.
-
Nombre de los aniones separados con un guión
de
nombre del metal
El nombre del metal sin ninguna variación con la notación Stock en los casos necesarios
Si en la fórmula existen más de un grupo hidróxido, se usará el prefijo adecuado.
Ejemplos:
Ba(OH)Br
Mg(OH)I
Fe(OH) 2Cl
Ni2(OH) 2S
Hidróxido-bromuro de bario
Hidróxido-yoduro de magnesio
Dihidróxido-cloruro de hierro (III)
Dihidróxido-sulfuro de niquel(II)
Es conveniente acotar la palabra HIDROXIDO a HIDROXI por su analogía y por el uso
que se da en la nomenclatura tradicional. En este caso no es necesario mantener el
guión.
Ejemplos:
Ni(OH)Br
Pb(OH) 2Cl2
Hidroxibromuro de níquel (II)
Dihidroxicloruro de plomo (IV)
b.- nomenclatura tradicional
La IUPAC no considera lógico que se siga utilizando nombres tradicionales
sistemáticos.
Formulación
Para formular estas sales se escribe en primer lugar el símbolo del metal y a
continuación los dos aniones. A veces será necesario separar al grupo hidróxido
mediante un paréntesis para una mejor definición de la fórmula total de la sal.
En la fórmula, la suma algebraica de lasa cargas asignadas a los átomos será igual a cero
Al(OH) 2F
3+ 2- 1Al (OH) 2F
1(3+) + 2(1-) + (1-) = 0
127
Las fórmulas desarrolladas tienen a los átomos distribuidos de la siguiente manera:
Cd(OH)Cl
2.4.3.2.
Ni 2(OH) 2S
Sales básicas con aniones de oxoácidos.
Estas sales contienen un catión, uno mas grupos hidráxido y un oxoanión.
Hemos de esperar sales básicas con estructuras de verdaderas especies químicas cuando
el hidróxido tenga más de un grupo OHNomenclatura.
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura tradicional admitida.
En el estudio de los oxoácidos se vieron los aniones con nombres tradicionales
aceptados por la IUPAC. Con estos aniones podemos sistematizar la siguiente
nomenclatura:
-
Nombres de los aniones separados por un guión
de
nombre del metal
El nombre del metal sin ninguna variación, en los casos necesarios se utilizará la
notación Stock.
Si en la fórmula existe más de un grupo hidróxido, se empleará los prefijos adecuados.
No se permite el prefijo SUB ni la palabra básico.
128
Ejemplos:
Ni(OH)NO3
Al(OH)CO3
Cu2(OH)2SO4
Sn(OH)3IO4
Hidróxido-nitrato de níquel (II)
Hidróxido-carbonato de aluminio
Dihidróxido-sulfato de cobre(II)
Trihidróxido-peryodato de estaño (IV)
Nomenclatura sistemática.
- Nombres de los aniones separados por un guión
- de
- nombre del metal
Tanto para el nombre del oxoanión y del metal se aplicará las normas establecidas.
Si por la estructura especial del compuesto es indispensable dar un nombre claro, se
usará prefijos multiplicativos para el oxoanión y prefijos numéricos para el catión.
Ejemplos:
Ca(OH)ClO4
Cr(OH)SiO3
Pb(OH)PO4
Zn4(OH) 2(CO3) 3
Hidróxido-tetraoxoclorato (VII) de calcio
Hidróxido-trioxosilicato de cromo (III)
Hidróxido-tetraoxofosfato(V) de plomo (IV)
Dihidróxido-tris(trioxocarbonato) de tetracinc.
Para tener nombres sistemáticos simplificados podemos omitir la notación del oxigeno.
Ca(OH)ClO4
Ca(OH)ClO
Hidróxido-clorato (VII) de calcio
Hidróxido-clorato (I) de calcio
b.- Nomenclatura tradicional.
Este sistema no se recomienda
Formulación.
Escribir en primer el símbolo del metal luego los del hidróxido y al final los simbolos
del oxoanión.
La suma algebraica de las cargas será igual a cero.
Al(OH)SO
3+ 1- 2Al (OH) (SO4)
(3+) + (2-) + (1+) + (6+) + 4(2-) = 0
129
La distribución de los átomos en la formula desarrollada es
Ni (OH) 2IO2
2.4.4. SALES DOBLES.
Son compuestos que contienen varios cationes o aniones en su red sólida, los mismos
que en soluciones acuosas quedan nuevamente libres.
Ejemplos:
KAl(SO4) 2
NaKS
BiClS
FeBrO3SO4
Sulfato doble de aluminio-potasio
Sulfato doble de sodio-potasio
Cloruro-sulfuro de bismuto
Bromato-sulfato de hierro(III)
De los ejemplos indicados podemos deducir que estas sales pueden dividirse en dos
grupos generales:
- Sales formadas por un anión y dos cationes
- Sales formados por un catión y dos aniones
Es de esperar un mayor número de aniones o cationes, por ejemplo las sales triples.
2.4.4.1.
Sales formadas por un anión y dos cationes.
Estas sustancias contienen dos cationes diferentes y un anión. Tradicionalmente se
denominan “SALES DOBLES”
NaKTe
NH4NaCO3
Cu3Au(PO4) 3
Se pueden originar de la reacción de un ácido con dos hidróxidos diferentes
2 H2SO4
+
KOH
+
Al (OH)3
=
KAl(SO4) 2
+
4 H2O
130
En concreto, dos metales han reemplazado los hidrógenos del ácido
Estas sustancias han sido consideradas mezclas equimoleculares de dos sales neutras del
mismo anión con dos metales diferentes. Por algunas consideraciones, muchos de estos
compuestos son verdaderas especies químicas.
Además, algunos autores formulan estas sales colocando las fórmulas de las sales
neutras simples una a continuación de otra, separadas por un punto.
Estos pueden admitirse siempre que se consideren como compuestos de adición y
también sería válido para cuerpos con estructuras muy complicadas, a falta de datos de
la naturaleza de unión de los átomos y no para casos sencillos.
Obviamente las dos maneras de escribir tendrán nombres diferentes.
Ejemplos:
(NH4)SO4. Al2(SO4) 3
NH4Al(SO4) 2
Sulfato de amonio-sulfato de aluminio
Sulfato doble de amonio-aluminio
Por la naturaleza del anión tenemos dos tipos de sales:
-
Sales derivadas de los oxoácidos.
Sales derivadas de los ácidos hidrácidos.
Nomenclatura.
a.- nomenclatura IUPAC
Nomenclatura tradicional admitida
Para los aniones con nombres tradicionales facultados por la IUPAc tenemos la
siguiente sistematización:
-
Nombre del anión con la terminación URO, ITo o ATO de acuerdoal caso.
de
nombre de los metales
los nombres de los metales sin ninguna variación, separados por un guión y con la
nomenclatura Stock si fuera necesario.
Puede utilizarse el adjetivo “DOBLE” a continuación del nombre del anión.
El orden de los nombres de los cationes será el mismo que tiene en la fórmula.
De ser necesario, por la estructura de la fórmula, se empleará prefijos de cantidad.
131
Ejemplos.
FeCuS2
KMgF3
CSAgSO4
NH4NaCO3
Ag10Sb2S8
Sulfuro de hierro (II)-cobre (II)
Fluoruro doble de potasio-magnesio
Triffloruro de potasio-magnesio
Sulfato doble de cesio-plata
Sulfato de cesio-plata
Carbonato de amonio-sodio
Carbonato doble de amonio-sodio
Octasulfuro de decaplata-diantimonio (III)
Nomenclatura sistemática
- Nombre del anión
- de
- nombre de los metales
Los nombres de los cationes sin ninguna variación, acompañados de los números de
oxidación en los casos necesarios y separados por un guión.
Puede utilizarse el adjetivo “DOBLE”, luego del nombre del anión.
El orden de los nombres de los cationes es el mismo del que tienen en la fórmula
Cuando se quiera dar nombres claros se empleará prefijos de cantidad para los cationes
y multiplicativos para el anión. El uso de prefijos de cantidad mal utilizados puede traer
confusiones graves.
Ejemplos:
MnZnCo4
K2Ca(SO4) 2
Na2Ba3(CO3) 4
NaKTe
Tetraoxocarbonato de manganeso (II)-cinc.
Tetraoxocarbonato doble de manganeso (II)-cinc.
Tetraoxosulfato (VI) de potasio-calcio
Tetraoxosulfato (VI) doble de potasio-calcio
Tetrakis(trioxocarbonato) de disodio-tribario
Teluro de sodio-potasio
Teluro doble de sodio-potasio
Nombres sistemáticos simplificados se obtiene al omitir la notación del oxigeno, los
cuales son los más recomendados.
Ag3Al(PO4) 2
Fosfato (V) de plata-aluminio
Fosfato (V) doble de plata-aluminio
Fosfato (V) de triplata-aluminio
NH4Al(SO3) 2
Sulfato (IV) de amonio-aluminio
Sulfato (IV) doble de amonio-aluminio
132
La misma sistematización servirá para las sales dobles de oxoaniones especiales
Ejemplos.
CuFeAsO3S
RbAgS2O8
LiBiSiO4
NiCo(WO4)2
Be3Al2(S16O18)
Tioarseniato (V) de cobre (I)-hierro (III)
Peroxodisulfato (VI) de rubidio-plata
Tetraoxosilicato doble de litio-bismuto
Tetraoxowolframato (VI) de niquel (II)-cobalto (II)
18-oxo-hexasilicato doble de triberilio-dialuminio
Formulación.
Estas sales se formulan colocando primero los símbolos de los cationes y luego los del
anión. El orden está en relación a su carga creciente.
Si ambos cationes tienen la misma carga se empleará un orden alfabético.
Este orden servirá para la denominación del compuesto.
La IUPAC reconoce un orden alfabético al citar los nombres de los cationes, sin
importar el orden de los símbolos en la fórmula.
Si se desea formular las sales neutras simples, se usará un punto que les separe.
Cu2CO3.3CaCO3
AlF3.3KF
En una estequiometria equivalente, la manera sencilla de formular una sal doble es
sumar sus sales neutras y simplificar si da lugar la fórmula
Ejemplo.
-
Sulfato doble de potasio-bismuto
K2SO4
Bi2(SO4)3
K2Bi2(SO4)4
KBi(SO4) 2
En la unidad formular, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a
los números de oxidación será igual a cero
Rb2Pb(SeO4)3
2+ 4+ (6+ 8-) 6Rb2 Pb (Se O4)3
2(1+) + (4+) + 3(6+) + 12(2-) = 0
133
En las fórmulas desarrolladas los átomos se distribuyen de la siguiente manera más
probable.
CuKS
AgK(SO3Te)
Escritura y lectura de una fórmula.
Escritura:
Un procedimiento sencillo es sumar las sales simples y simplificar si da lugar la
fórmula.
Puede escribirse directamente. El lector deberá escribir fácilmente el anión y en él
equilibrar las cargas con los cationes.
Ejemplos:
-
Trifluoruro de potasio – magnesio
Directamente: KMgF3
-
Nitrito doble de litio-calcio
LiNO2
Ca(NO2)2
Li Ca(NO2)3
-
Tiocarbonato de hierro (II)-cadmio
Fe(CO2S)
Cd(CO2S)
FeCd(CO2S)2
134
Lectura.
-
Averiguar los números de oxidación.
Determinar el nombre del anión.
Aplicar las normas conocidas.
Ejemplos.
Disulfuro de disodio – calcio
Sulfuro doble de sodio – calcio
Sulfito doble de amonio – rubidio
Sulfito de amonio – rubidio
Heptaoxodisulfato (VI) doble de sodio - cesio
Disulfato (VI) de sodio – cesio
Na2CaS2
NH4RbSO3
NaCsS2O7
2.4.4.2.
Sales formadas por un catión y dos aniones.
Estas sustancias contienen en su estructura formular dos aniones diferentes y un metal o
radical catiónico. Son llamados tradicionalmente. “SALES MIXTAS”.
Muchas sustancias, cuyas estructuras han sido investigadas, son especies químicas
reales. Sin embargo se consideran mezclas de dos sales neutras del mismo metal.
Se originan de una neutralización parcial de un hidróxido con dos ácidos diferentes.
Para tener especies químicas verdaderas, el hidróxido deberá tener más de un grupo OH.
Por la naturaleza de los aniones, pueden tenerse las siguientes sales:
-
Cuando los aniones son derivados de oxoácidos.
Cuando los aniones son derivados de los ácidos hidrácidos.
Cuando los aniones son de los dos tipos anteriores.
Nomenclatura
a.- Nomenclatura IUPAC.
Nomenclatura tradicional admitida.
- Nombres de los aniones con los sufijos URO, ITO o ATO, separados por un
guión
- de
- nombre del metal o radical catiónico.
135
El nombre del metal sin ninguna variación, con la notación Stock en los casos
necesarios. El orden de los nombres de los aniones será el mismo del que tiene en la
fórmula.
A veces, por la estructura de la fórmula y para dar nombres más claros se emplearán
prefijos de cantidad simples y multiplicativos.
Ejemplos:
BiClS
Fe(NO2)SO4
Pb2CO3(PO4) 2
CoBr(ClO3)
Al(Cn)(IO)2
Cloruro-sulfuro de bismuto
Nitrito-sulfato de hierro (III)
Carbonato-fosfato de plomo (IV)
Bromuro.Clorato de cobalto(II)
Cianuro-hipoyodito de aluminio
Cianuro-bis(hipoyodito) de aluminio
Nomenclatura sistemática
-
Nombres de los aniones
de
nombre del metal o radical catiónico
El nombre del metal sin ninguna variación, con la notación Stock en los casos
necesarios.
Los nombres de los aniones se forman de la manera conocida. El orden de los nombres
será el mismo del que tiene en la fórmula.
Para nombres más claros, en algunos casos, se utilizarán prefijos de cantidad simples o
multiplicativos.
Ejemplos:
AlCl2NO3
HgI(NO2)
K6ClF(S2O7)
Fe2(NO2)4SO4
Dicloruro-nitrato (V) de aluminio
Dicloruro-trioxonitrato (V) de aluminio
Ioduro-nitrato (III) de mercurio(II)
Ioduro-dioxonitrato (III) de mercurio (II)
Cloruro-fluoruro-disulfato (VI) de hexapotasio
Cloruro-fluoruro-heptaoxodisulfato (VI) de hexapotasio
Tetrakis (nitrato (III))-sulfato (VI)de dihierro
Tetrakis (dioxonitrato (III))-tetraoxosulfato (VI) de dihierro
Hemos presentado nombres sistemáticos simplificados al omitir la notación del oxígeno.
136
Formulación
Se escribirá en primer lugar el símbolo del catión y los aniones en el siguiente orden:
-
aniones monoatómicos sencillos en orden su carga creciente. Si ambos
aniones tienen igual carga e utilizará un orden alfabético.
Aniones poliatómicos en orden creciente a su carga. Si ambos aniones tienen
igual carga se empleará un orden alfabético.
Este mismo orden formular se mantendrá para la denominación del compuesto.
Para una mayor comprensión de la estructura de la fórmula será necesario individualizar
a un anión mediante un paréntesis.
Ejemplo:
AuBrCl(ClO4)
En algunas obras de química se formulan estas sales separadas las sales neutras
mediante un punto. Será válida esta manera de escribir si se consideran “sumas” de las
sales simples y cuando presentan estructuras complicadas a falta de datos definidos.
Ejemplos:
CaSo4.Ca(NO3)2
3CaSO4.Ca(NO3)2
Sulfato de calcio-nitrato de calcio.
3-sulfato de calcio-nitrato de calcio
En una estequiometria equivalente, una manera sencilla de formular estas sales es la de
escribir las sales simples, sumar y simplificar si da lugar la fórmula.
Ejemplo:
Selenio-fosfato de níquel (III)
Ni2(SeO3)3
NiPO4
Ni3(SeO3)3(PO4)
137
La distribución de los átomos en la forma desarrollada será:
MnBrCl
AlClO(CO3)
Escritura y lectura de una fórmula.
Escritura
- Un procedimiento es sumar las sales simples y simplificar si da lugar la
fórmula.
- El lector puede escribir directamente.
- En algunos casos será necesario deducir al anión o aniones.
Ejemplos:
- Dicloruro-bis(sulfato9 de hexalitio
Directamente Li6Cl2(SO4)2
-
Yodito-sulfito de cobalto (III)
Anión yodito: IO2Anión sulfito. SO32Co(IO2)3
Co2(SO3)3
Co3(IO2)3(SO3)3
-
Co(IO2)(SO3)
Tetrakis (bromato(III))-seleniato (IV) de trialuminio
Anión bromato (III): BrO21Anión seleniato (IV). SeO32Fórmula de la sustancia propuesta: Al3(BrO2)4SeO3
138
-
Sulfuro-silicato de cromo (III)
Cr2S3
Cr2(SiO3)3
Cr4S3(SiO3)3
Fórmula de la sustancia propuesta: Cr4S3(SiO3)3
Lectura.
-
Determinar los números de oxidación.
Establecr el nombre de cada anión.
Aplicar las normas conocidas
Ejemplos:
-
CdClI
2+ 1- 1Cd Cl I
Nombre de la fórmula propuesta: Cloruro-yoduro de cadmio
-
CoBr2MnO4
-
Ni(IO4)(TeO4)
-
Pb2(SO3(O2))(PO3S)2
3+ 2- 1Co Br2 MnO4
Nombre de la formula propuesta: Dibromuro-permanganato de cobalto (III)
3+ 1- 2Ni (IO4) (TeO4)
Nombre de la sustancia propuesta: Peryodato-telurato de niquel (III)
Yodato (VII)-telurato (VI) de níquel (III)
Anión (SO3(O2))x
(SO3(O2))2Peroxosulfato (VI)
x
3Anión (PO3S)
(PO3S)
Tiofosfato (V)
Nombre de la fórmula propuesta: Peroxosulfato (VI)-bis(tiofosfato(V)) de diplomo.
“Para ser un buen químico necesitas… ser un buen observador y detallista; trabajar ordenadamente y
con limpieza; anotar la mínima modificación que observes, cualquier pequeño detalle puede ser el
principio de un gran descubrimiento.”
(José María Casas Sabata)
139
PARTE III
FUNDAMENTOS APLICACIONES Y RIESGOS DE LOS
COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS
INTRODUCCIÓN
Una mayor comprensión del comportamiento químico de los elementos y de los
compuestos inorgánicos ha permitido desarrollar una gran variedad de técnicas de
síntesis y ha posibilitado el descubrimiento de nuevas sustancias inorgánicas. La
química inorgánica moderna se entrecruza con otros campos científicos como la
bioquímica, la metalurgia, la mineralogía, la química orgánica, la química física y la
física del estado sólido
Los metales, los halógenos y el silicio han sido tradicionalmente objeto de estudio de
los químicos inorgánicos. Desde la II Guerra Mundial, la química del boro ha tenido un
rápido desarrollo por su similitud con el carbono y el silicio. Por ejemplo, el boro forma
enlaces covalentes consigo mismo y con otros elementos determinados, de modo muy
semejante a como lo hacen el carbono y el silicio.
En la química de los metales, la síntesis de compuestos organometálicos y de
coordinación, así como el estudio de sus propiedades químicas y físicas, han atraído el
interés de los químicos en las tres últimas décadas. Los compuestos organometálicos
son moléculas orgánicas que contienen al menos un átomo de un metal enlazado a un
átomo de carbono. Un ejemplo conocido de esta clase de sustancias es el tetraetilplomo,
que se añade como antidetonante a la gasolina en los motores de combustión interna.
Otros compuestos organometálicos son los catalizadores utilizados en la fabricación de
plásticos y en numerosas reacciones de síntesis orgánica.
Las moléculas de los compuestos de coordinación se caracterizan por tener un átomo
metálico central rodeado de átomos no metálicos o grupos de átomos, llamados
ligandos, a los que aquél se encuentra unido. Ejemplos de esta clase de compuestos son
la mayoría de los tintes y pigmentos, como la sal de Zeise.
Otras ramas de la química inorgánica son la química del estado sólido, que se ocupa,
entre otras materias, de la química de los semiconductores; la química de la cerámica; la
química de alta temperatura y presión; la geoquímica y la química de los elementos
transuránicos, de actínidos y de los lantánidos.
A continuación describiremos los compuestos químicos inorgánicos más utilizados.
140
3.1. ÁCIDO SULFÚRICO
El ácido sulfúrico, aceite de vitriolo, espíritu de vitriolo, licor de vitriolo o
tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno es un compuesto químico muy corrosivo cuya
fórmula es H2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso
se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una
gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de
otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.
Generalmente se obtiene a partir de óxido de azufre (IV), por oxidación con óxidos de
nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para
conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o
espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Acidez (pKa)
Solubilidad en agua
Líquido
Aceitosa incolora (PURO) o aceitosa ambarino (NO PURO)
1800 kg/m3; 1.8 g/cm3
98,08 g/mol
283 K (10 °C)
610 K (337 °C)
pKa1 = -6.62; pKa2 = 1.99
Miscible
APLICACIONES
La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. Otras
aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de
pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de
explosivos, detergentes, plásticos y fibras.
En muchos casos el ácido sulfúrico funge como una materia prima indirecta y pocas
veces aparece en el producto final.
En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza
en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales
fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio.
141
Cantidades más pequeñas se utilizan para producir superfosfatos y sulfato de amonio.
Alrededor del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura
de fertilizantes.
Cantidades substanciales de ácido sulfúrico también se utilizan como medio de reacción
en procesos químicos orgánicos y petroquímicos involucrando reacciones como
nitraciones, condensaciones y deshidrataciones. En la industria petroquímica se utiliza
para la refinación, alquilación y purificación de destilados de crudo.
En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la producción de
pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido fluorhídrico.
En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento del acero,
cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la purificación y
plateado de metales no ferrosos.
Algunos procesos en la industria de la Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así
como algunos procesos textiles, fibras químicas y tratamiento de pieles y cuero.
En cuanto a los usos directos, probablemente el uso más importante es el sulfuro que se
incorpora a través de la sulfonación orgánica, particularmente en la producción de
detergentes. Un producto común que contiene ácido sulfúrico son las baterías, aunque la
cantidad que contienen es muy pequeña.
PRECAUCIONES
La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor
generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al
revés) para aprovechar la alta capacidad calorífica del agua. En caso de añadir agua al
ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.
3.2. ÁCIDO CLORHÍDRICO
El ácido clorhídrico, ácido hidroclórico, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o
todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal
marina en América) o agua fuerte (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro
de hidrógeno (HCl).
142
Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de
un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa.
Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una disolución
de HCl 0,1 M da un pH de 1 (Con 40 ml es suficiente para matar a un ser humano, en un
litro de agua. Al disminuir el pH provoca la muerte de toda la flora y fauna).
A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo,
corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando
se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color
blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.
El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar
y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia
variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de
muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto
el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.
PROPIEDADES
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Viscosidad
Acidez (pKa)
líquido incoloro o levemente amarillo
1190 (solución 37%); 1160 solución 32%;
1120 solución 25% kg/m3; 1,12 g/cm3
36,46 g/mol
247 K (-26 °C)
321 K (48 °C)
1,9
-6,2[1]
RIESGOS
Ingestión: Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.
Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito.
Inhalación: Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio,
bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco,
mantenerla caliente y quieta. Si se detiene la respiración practicar reanimación cardio
pulmonar.
Piel: Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Retirar de la zona afectada toda la
vestimenta y calzados y lavar con agua abundante durante al menos 20 minutos.
Ojos: Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y
nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua durante al menos
15 minutos.
143
APLICACIONES
El ácido clorhídrico se utiliza sobre todo como ácido barato fuerte y volátil. El uso más
conocido es el de desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico:
CaCO3). En esta aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más
soluble y se liberan dióxido de carbono (CO2) y agua:
CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O
En química orgánica se aprovecha el ácido clorhídrico a veces en la síntesis de cloruros
orgánicos bien por sustitución de un grupo hidroxilo de un alcohol o por adición del
ácido clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una
manera muy selectiva.
Otra importante aplicación del ácido clorhídrico de alta calidad es en la regeneración de
resinas de intercambio iónico. El intercambio catiónico suele utilizarse para eliminar
cationes como Na+ y Ca2+ de disoluciones acuosas, produciendo agua desmineralizada.
Na+ es reemplazada por H3O+
Ca2+ es reemplazado por 2 H3O+
En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina
disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.
En metalurgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal,
previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.
También es un producto de partida en la síntesis de policloruro de aluminio o de cloruro
férrico (FeCl3):
Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O
EFECTOS NOCIVOS
El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que tenga
contacto. La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La
exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de
los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones e
incluso la muerte. La exposición a niveles aún más altos puede producir hinchazón y
espasmos de la garganta y asfixia. Algunas personas pueden sufrir una reacción
inflamatoria al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de
malfuncionamiento reactivo de las vías respiratorias, que es un tipo de asma causado
por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.
La mezcla del ácido con agentes oxidantes de uso común, como la lejía, también
llamada lavandina en algunas partes, (hipoclorito de sodio, NaClO) o permanganato de
potasio (KMnO4), produce el tóxico gas cloro.
144
Dependiendo de la concentración, el cloruro de hidrógeno puede producir desde leve
irritación hasta quemaduras graves de los ojos y la piel. La exposición prolongada a
bajos niveles puede causar problemas respiratorios, irritación de los ojos y la piel y
descoloramiento de los dientes.
A pesar de estas características los jugos gástricos en el estómago humano contienen
aproximadamente el 3 % de ácido clorhídrico. Allí ayuda a coagular las proteínas y
desempeña un papel importante como coenzima de la pepsina en su digestión. También
ayuda en la hidrólisis de los polisacáridos presentes en la comida. Es secretado por las
células parietales. Éstas contienen una extensiva red de secreción desde donde se secreta
el HCl hacia el lumen del estómago.
Diversos mecanismos previenen el daño del epitelio del tracto digestivo por este ácido:
Reguladores negativos de su salida.
Una gruesa capa mucosa que cubre al epitelio.
Bicarbonato de sodio secretado por las células epiteliales gástricas y el páncreas.
La estructura del epitelio.
Un abastecimiento sanguíneo adecuado.
Prostaglandinas (con múltiples efectos: estimulan las secreciones mucosas y de
bicarbonato, mantienen la integridad de la barrera epitelial, permiten el adecuado
flujo sanguíneo, estimulan la reparación de las membranas de la mucosa
dañadas).
También puede ocurrir que no se produzca suficiente cantidad de ácido clorhídrico en el
estómago. Estos cuadros patológicos son conocidos por los términos hipoclorhidria y
aclorhidria. Pueden conducir a una gastroenteritis.
El ácido clorhídrico en contacto con ciertos metales puede desprender hidrógeno
pudiendo formar atmósferas explosivas en el ambiente, esto puede ocurrir por ejemplo
cuando se usa en los trabajos de decapado de metales.
3.3. ÁCIDO FLUORHÍDRICO
El ácido fluorhídrico es la solución acuosa de fluoruro de hidrógeno, compuesto
químico formado por hidrógeno y flúor (HF)X. No debe ponerse en contacto con
elementos de vidrio ya que puede corroerlo, por esto se manipula utilizando material de
plástico. La forma más común en el que podemos encontrarlo en la naturaleza es HF o
(HF)6.
145
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Acidez (pKa)
Solubilidad en agua
Momento dipolar
líquido
incolora
1.140 kg/m3; 1.14 g/cm3
20,01 g/mol
190 K (-83,15 °C)
293 K (19,85 °C)
3,19
>70 g/100 ml agua (20 °C, 293 K)
1,98 D
APLICACIONES
El fluorhídrico se utiliza en química orgánica en la obtención de compuestos orgánicos
fluorados, como catalizador en petroquímica, para obtener criolita (Na3AlF6) artificial
que se emplea en la obtención del aluminio, fluoruros inorgánicos como el hexafluoruro
de uranio (UF6) y a veces como disolvente. También es utilizado en la industria y
preparación de vidrio o cristal en el tallado y grabado del mismo. En estudios
petrográficos de rocas graníticas es utilizado en estado puro para atacar con sus vapores
los silicatos que componen la roca, para luego de un suave lavado con agua destilada ser
cubierto con cobalto-nitrito-de sodio el cual pintara selectivamente de un color amarillo
intenso los feldespatos de potasio, que luego podrán ser distinguidos de los feldespatos
plagioclasas en base a su color y de esta manera se podrá clasificar la roca ígnea.
Toxicología
Se trata de una sustancia irritante, corrosiva y tóxica. En la piel produce quemaduras
muy dolorosas que curan muy mal. Esto se debe a que el calcio necesario en el proceso
de curación precipita con los fluoruros como fluoruro cálcico (CaF2). En caso de
haberse producido una quemadura con fluorhídrico se recomienda lavar con abundante
agua y tratar como primera medida con un gel de gluconato de calcio (que debe estar
disponible en todos los lugares donde haya o se maneje esta sustancia), en su defecto,
utilizar una disolución de lactato cálcico o citrato cálcico o en su defecto con leche.
En caso de aspiración de vapores, se trata de una emergencia médica. Se trata aplicando
oxígeno por máscara (se desaconseja por irritantes otros materiales) si el afectado
respira, controlando su nivel de conciencia. Llegado el caso, se debe aplicar resucitación
de la persona afectada si fuera necesario. En caso de salpicaduras en los ojos, solamente
tratar con solución fisiológica estéril en muy abundante cantidad; al igual que la
respiración, se desaconseja por irritante sustancias basadas en compuestos cálcicos. En
absolutamente todos los casos, se debe tratar en forma médica avanzada luego de prestar
los primeros auxilios.
146
3.4. ÁCIDO BROMHÍDRICO
El ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno, en disolución acuosa es un ácido fuerte,
reacciona violentamente con bases y es corrosivo: altamente irritante para los ojos y
para la piel. Es la solución acuosa del gas bromuro de hidrógeno. Tiene un Ka igual a -9,
lo que lo hace un ácido más fuerte que el ácido clorhídrico y menos fuerte que el yoduro
de hidrógeno. Es uno de los ácidos minerales más fuertes conocidos, reacciona
violentamente con oxidantes fuertes como nitratos o cloratos y muchos compuestos
orgánicos, originando peligro de incendio y explosión. Ataca a muchos metales
formando gas inflamable de hidrógeno.
En temperatura ambiente, este tiene forma de gas; es volátil, fumante al aire y más
denso que este, es no inflamable y tiene un olor picante muy parecido al del ácido
clorhídrico. Su densidad es 2,8 g/cm³ respecto al aire, y por presión y enfriamiento se
liquida a -73º C formando un líquido incoloro, que puede solidificarse a -120º C en una
masa cristalina. El peso de un litro de bromhídrico a la presión normal y a 0º C de
temperatura es de 3,6167 gramos. Al igual que el ácido clorhídrico, el ácido
bromhídrico es muy soluble en el agua; reaccionando de forma violenta y liberando gas
inflamable así como gases tóxicos; además, da un líquido de propiedades ácidas
enérgicas que contiene los iones Br- y H+; un volumen de agua a 10º C disuelve unos
600 volúmenes de bromhídrico, y la disolución saturada a 0 °C tiene un peso específico
de 1,78 y contiene 82% de HBr.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Acidez (pKa)
Solubilidad en agua
líquido
líquido acuoso transparente y amarillento.
80,91 g/mol
186 K (-87 °C)
206 K (-67 °C)
-9,0
100 g/ 100 ml
RIESGOS
Inhalación: Produce corrosión, sensación de quemazón, tos, dolor de garganta. Edema
pulmonar.
Piel: Produce enrojecimiento, quemaduras cutáneas, dolor, corrosión, congelación
grave.
Ojos: Produce corrosión, enrojecimiento, dolor, quemaduras profundas y graves.
147
APLICACIONES
El ácido bromhídrico se utiliza para elaborar productos químicos y farmacéuticos,
principalmente para la producción de bromuros inorgánicos, especialmente el bromuro
de zinc, calcio y sodio, también se lo emplea como solvente y en medicación
veterinaria. Es un reactivo útil para la regeneración de compuestos organobromados.
Ciertos éteres se rompen con ácido bromhídrico. También funciona como catalizador de
reacciones de alquilación y de la extracción de ciertos minerales. A partir de ácido
bromhídrico se crean importantes compuestos orgánicos útiles para la industria, como lo
son: bromuro de alilo, fenol y ácido bromoacético.
3.5. ÁCIDO NÍTRICO
El compuesto químico ácido nítrico es un líquido corrosivo, tóxico, que puede ocasionar
graves quemaduras.
Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar
explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como
el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que
reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con
el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el
platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Líquido
Límpido - transparente (si es puro) o amarillento (si posee
residuos de la síntesis industrial)
1500 kg/m3; 1,5 g/cm3
63.012 g/mol
231 K (-42 °C)
356 K (83 °C)
Miscible en cualquier proporción
RIESGOS
Ingestión: Corrosivo. Dolor abdominal, sensación de quemazón, shock.
Inhalación: Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del
conocimiento.
Piel: Puede causar graves quemaduras.
Ojos: Quemaduras graves e irritación ocular.
148
APLICACIONES
1· Como agente nitrante en la fabricación de explosivos.
2· En la fabricación de abonos.
3· El ácido nítrico es empleado, en algunos casos, en el proceso de pasivación.
4· El ácido nítrico es utilizado en grabado artístico (aguafuerte), también se usa para
comprobar el oro y el platino.
3.6. ÁCIDO HIPOCLOROSO
El ácido hipocloroso es la denominación que se le otorga al ácido que resulta de la
unión del óxido ácido de cloro con H2O. Recibe tal nombre debido a que el cloro actúa
con el estado de oxidación +1, que es el menor de los cuatro que posee: +1, +3, +5 y +7.
Su fórmula química es la siguiente: HClO.
PROPIEDADES
Masa molar 52.46 g/mol
Acidez (pKa) 7.49
Solubilidad en agua Soluble
APLICACIONES
Usos clínicos
Múltiples laboratorios a nivel mundial también trabajan por obtener soluciones estables
de HClO con fines terapéuticos, dirigidas al tratamiento de diversas patologias de piel,
con el fin de ratificar al HClO como el antiséptico del futuro.
El HClO es recomendado en patologias como:
Ulceras de miembros inferiores de cualquier origen (úlceras varicosas,
isquémicas, ulceras de pie diabético etc)
Quemaduras de 2 y 3 grado
Control de infecciones cutáneas.
Cuidado de heridas Limpias, contaminada y con tejido Necrótico.
Lavado y cuidado de exposiciones óseas
Celulitis, Abscesos, Hongos tópicos.
149
Otros usos
Debido a que el cloro es el desinfectante universal y a que el HClO es el componente
activo del cloro. El HClO a concentraciones elevadas trabaja muy bien como
desinfectante de superficies y como sustancia dirigida a la inactivación de desechos
hospitalarios. Induciendo desinfección de alto nivel.
3.7. CLORURO DE ZINC
El cloruro de Zinc es un compuesto químico cuya fórmula es ZnCl2. Se conocen nueve
formas cristalinas diferentes de cloruro de zinc, incoloras o blancas, muy solubles en
agua. El ZnCl2 es higroscópico e incluso delicuescente. Por tanto, las muestras deben
protegerse de las fuentes de humedad, incluido el vapor de agua presente en el medio
ambiente. El cloruro de zinc tiene muchas aplicaciones en los procesos textiles,
fabricación de decapantes y de catalizadores para síntesis orgánica.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Estructura cristalina
Solubilidad en agua
Sólido
Gránulos cristalinos blancos.
2907 kg/m3; 2,907 g/cm3
136,3 g/mol
556 K (283 °C)
1029 K (756 °C)
Cuatro formas conocidas En estado anhidro, la única forma
estable es la Hexagonal de empaquetamiento cerrado (δ)
432 g/100 mL (25 °C)
APLICACIONES
Decapante en metalurgia
El cloruro de zinc tiene la capacidad de atacar a los óxidos metálicos dando derivados
de fórmula MZnOCl2. Esta reacción es importante por el uso del ZnCl2 como decapante
en soldadura metálica - disuelve las capas de óxido exponiendo la superficie de metal
limpia. Estos decapantes se preparan disolviendo una hoja metálica de zinc en ácido
clorhídrico hasta que el líquido deja de desprender hidrógeno. Debido a su naturaleza
corrosiva, este decapante no es adecuado para situaciones en las que no puedan
limpiarse los residuos, tales como en trabajos de electrónica. Esta propiedad también
permite su uso en la fabricación de cementos de óxido de magnesio para empaste dental
y como ingrediente activo en ciertos enjuagues bucales.
150
En síntesis orgánicas
En el laboratorio, es ampliamente usado el cloruro de zinc, principalmente como ácido
de Lewis de fuerza moderada. Puede catalizar reacciones en las que intervienen anillos
aromáticos activados, como: Síntesis de índoles de Fischer, y también Acilación de
Friedel-Crafts.
En procesado textil
Las disoluciones acuosas concentradas (más del 64% masa/masa de cloruro de zinc en
agua) tienen la interesante propiedad de disolver el almidón, la seda, y la celulosa. Por
tanto, tales disoluciones no se pueden filtrar a través de papel de filtro ordinario. El
ZnCl2 se usa como agente resistente al fuego y en ambientadores o absorbeolores
textiles tales como Febreze.
Consideraciones de seguridad
Las sales de zinc son relativamente no tóxicas. Las precauciones aplicables al cloruro de
zinc anhidro ZnCl2 son las mismas aplicables a otros haluros de metal anhidro, esto es,
la hidrólisis puede ser exotérmica y debería evitarse el contacto. Las disoluciones
concentradas son ácidas y corrosivas, atacando especificamente a la celulosa y la seda.
3.8. CLORURO DE HIERRO
El cloruro de hierro (III) o tricloruro de hierro (tradicionalmente llamado cloruro
férrico) es un compuesto químico utilizado a escala industrial perteneciente al grupo de
los haluros metálicos, cuya fórmula es FeCl3. También se le denomina equivocadamente
percloruro de hierro e incluso percloruro férrico. El color de los cristales de cloruro de
hierro (III) dependen del ángulo de visión: cuando reflejan la luz los cristales tienen un
color verde oscuro, pero cuando transmiten la luz su color es rojo purpúreo. Por otra
parte, el hexahidrato (FeCl3·6 H2O) es de color amarillo o amarillo anaranjado. El
cloruro de hierro (III) anhidro es delicuescente y forma una neblina de cloruro de
hidrógeno en presencia de aire húmedo. Se observa muy raramente en su forma natural,
el mineral molisita, que puede hallarse en algunas fumarolas. El cloruro férrico en
solución al 40%, coagulante para tratamiento de aguas y efluentes, se comercializa
habitualmente a granel.
151
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Sólido
verde oscuro (cristal)
2800 kg/m3; 2,8 g/cm3
162,20 g/mol
533 K (260 °C)
588 K (315 °C)
92 g/100 ml (20 °C)
RIESGOS
Ingestión: náuseas, vómitos.
Piel: Irritaciones, quemaduras.
Ojos: Irritaciones, quemaduras.
APLICACIONES
Industriales
Se utiliza como coagulante para:
Tratamiento de aguas residuales(efluentes cloacales y efluentes industriales)
Potabilización de agua (tratamiento de agua de río para obtener agua de
consumo)
FeCl3 en medio acuoso ligeramente básico reacciona con el ión hidróxido para formar
flóculos de FeO(OH)-, que puede eliminar los materiales en suspensión.
Fe3+ + 4 OH− → Fe(OH)4− → FeO(OH)2−·H2O
Otro uso importante del FeCl3 es para grabar o decapar el cobre en una reacción redox
que oxida el cobre a cloruro de cobre (I) y luego a cloruro de cobre (II) en la producción
de circuito impreso.
FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl
FeCl3 + CuCl → FeCl2 + CuCl2
El cloruro de hierro (III) se usa como catalizador de la reacción de adición de etileno
con cloro, formando (1,2-dicloroetano), una materia prima importante para producir
industrialmente cloruro de vinilo, el monómero para fabricar PVC.
H2C=CH2 + Cl2 → ClCH2CH2Cl
152
De laboratorio
El cloruro de hierro (III) se usa en el laboratorio como ácido de Lewis para reacciones
de catálisis tales como cloración y reacción de Friedel-Crafts de compuestos aromáticos.
Es menos potente que cloruro de aluminio, pero esta menor fortaleza conduce a veces a
rendimientos más altos, como en la alquilación de benceno:
La prueba del cloruro férrico es una prueba colorimétrica tradicional para fenoles, que
usa una disolución al 1% de cloruro de hierro (III) que ha sido neutralizada con
hidróxido de sodio hasta que se forme una pequeña precipitación de FeO(OH).6 La
mezcla se filtra antes de ser usada. La sustancia orgánica se disuelve en agua, metanol o
etanol, luego se añade la disolución neutra de cloruro: una coloración transitoria o
permanente (normalmente púrpura, verde o azul) indica la presencia de un fenol o enol.
Uso en Electrónica
Una de sus más importantes aplicaciones es en electrónica para producir placas de
circuito impreso en bajas cantidades. El cloruro férrico reacciona con el cobre dando
cloruro ferroso y cloruro cúprico.
Otros usos
El cloruro de hierro (III) anhidro se usa a veces como reactivo deshidratante en ciertas
reacciones.
Lo usan los fabricantes de cuchillos y espadas artesanales para teñir las hojas y para dar
un efecto de contraste al metal y para ver las imperfecciones del mismo.
También se usa para el fotograbado de láminas de cobre para imprimir imágenes
fotográficas al aguafuerte o por intaglio y para grabar los cilindros de fotograbado
usados en la industria de artes gráficas.
PRECAUCIONES
El cloruro de hierro (III) es corrosivo para los metales ferrosos y algunos metales no
ferrosos como el cobre y sus aleaciones. Evite el contacto con metales.
El material anhidro es un poderoso agente deshidratante pudiendo provocar quemaduras
en la piel, en solución mancha la piel y puede provocar irritación. Use guantes.
Provoca quemaduras por contacto con los ojos. Use antiparras.
Las sales de hierro son moderadamente tóxicas por inhalación. Cuando trabaja con sales
de hierro en polvo use la campana del laboratorio o use mascara con filtro para polvos.
153
3.9. CLORURO DE SODIO
El cloruro de sodio, sal de mesa, o en su forma mineral halita, es un compuesto químico
con la fórmula NaCl. El cloruro de sodio es una de las sales responsable de la salinidad
del océano y del fluido extracelular de muchos organismos. También es el mayor
componente de la sal comestible, es comúnmente usada como condimento y
conservante de comida.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Estructura cristalina
Solubilidad en agua
KPS
Sólido
Incoloro; aunque parece blanco si son cristales finos o
pulverizados.
2165 kg/m3; 2,165 g/cm3
58,4 g/mol
1074 K (801 °C)
1738 K (1465 °C)
f.c.c.
35,9 g por 100 mL de agua
37,79 mol2
RIESGOS
Ingestión: Peligroso en grandes cantidades; su uso a largo plazo en cantidades normales
puede traer problemas en los riñones.
Inhalación: Puede producir irritación en altas cantidades.
Piel: Puede producir resequedad.
Ojos: Puede producir irritación y molestia.
APLICACIONES
El sodio es un nutriente esencial que las plantas necesitan en muy bajas dosis. Sin
embargo, con dosis un poco altas la sal es tóxica.
Ciertos grupos de plantas como las plantas C4 o la CAM necesitan dosis mayores de
este elemento y otras llamadas halófitas son más tolerantes al exceso de sal.
154
3.10. CLORURO DE HIDRÓGENO
El cloruro de hidrógeno es un compuesto químico de fórmula HCl, formado por un
átomo de cloro unido a uno de hidrógeno. A condiciones normales de presión y
temperatura (CNPT) es un gas más denso que el aire. Es un compuesto tóxico,
corrosivo, de olor picante y sofocante.
En su forma anhidra, no ataca metales ni aleaciones. Pero en presencia de humedad
produce vapores de ácidos que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata,
el oro, el platino y el tantalio.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Acidez (pKa)
Gas
118 kg/m3; 0.118 g/cm3
36,46 g/mol
158.25 K (-114,9 °C)
188.09 K (-85.06 °C)
-4
RIESGOS
Ingestión: Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.
Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito.
Inhalación: Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio,
bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco,
mantenerla caliente y quieta. Si para la respiración practicar reanimación
cardiopulmonar.
Piel: Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Remover de la zona afectada toda
la vestimenta y calzados y hacer correr agua por al menos 20 minutos.
Ojos: Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y
nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua por al menos 15
minutos.
PRECAUCIONES
Es altamente peligroso el contacto con la piel, los ojos y otras mucosas, y no se debe
inhalar ni ingerirse disuelto en agua. Por lo tanto, a la hora de emplear este gas reactivo,
es necesario usar guantes, lentes y mascarillas. En caso de ingestión, asistir a su médico
lo más pronto posible.
155
3.11. ÓXIDO DE HIERRO
Los óxidos de hierro son compuestos químicos formados por hierro y oxígeno. Se
conocen 16 óxidos de hierro.
Estos compuestos son óxidos (hematita, magnetita, maghemita, β-Fe2O3, ε-Fe2O3,
Wüstite), o hidróxidos y oxihidróxidos (goetita, lepidocrocita, akaganeíta, feroxihita, δFeOOH, FeO(OH) de alta presión, ferrihidrita, bernalita, Fe(OH)2).
Algunos de estos óxidos son utilizados en cerámica, particularmente en vidriados. Los
óxidos de hierro, como los óxidos de otros metales, proveen el color de algunos vidrios
después de ser calentados a altas temperaturas. También son usados como pigmento.
Óxidos de hierro
Óxido de hierro (II) u óxido ferroso (FeO). El polvo de óxido ferroso puede
causar explosiones ya que literalmente entra en combustión.
Óxido de hierro (III) u óxido férrico (Fe2O3). En su estado natural es conocido
como hematita. También es purificado para su uso como soporte de
almacenamiento magnético en audio e informática. Esta es la forma de óxido
comúnmente vista en hierros y estructuras de acero oxidadas que ataca desde
puentes hasta carrocerías de automóviles y la cual es tremendamente destructiva.
Óxido de hierro (II, III) u óxido ferroso férrico (Fe3O4). En su estado natural
es conocido como magnetita, un mineral de color negruzco que constituye una
de las fuentes principales de obtención de hierro. Esta forma de óxido tiende a
ocurrir cuando el hierro se oxida bajo el agua y por eso es frecuente encontrarlo
dentro de tanques o bajo la línea de flotación de los barcos.
La variedad de colores de óxido de hierro III (azul, verde y violeta) que simula el
atardecer, se debe principalmente a la habilidad del hierro de cambiar sus electrones en
el penúltimo nivel de energía con modificación en el spin. De esto se intuye, que el
camuflaje de las iguanas se debe a la inclusión de este elemento sobre su piel.
El óxido de hierro (II) (también conocido como óxido ferroso) es uno de los óxidos de
hierro, cuya fórmula es FeO. El óxido ferroso es un polvo de color negro. En este
compuesto, la valencia del hierro es +2. Su forma mineral es la wustita.
APLICACIONES
El óxido ferroso se usa como pigmento. La Administración de Drogas y Alimentos lo ha
aprobado para su uso en productos cosméticos y, además, se utiliza en algunas tintas de
tatuajes.
156
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Sólido
cristales negros
5745 kg/m3; 5,745 g/cm3
71.844 g/mol
1650 K (1377 °C)
3687 K (3414 °C)
Insoluble
3.12. ÓXIDO DE NITRÓGENO
El óxido de nitrógeno (II), óxido nítrico o monóxido de nitrógeno (NO) es un gas
incoloro y poco soluble en agua presente en pequeñas cantidades en los mamíferos. Está
también extendido por el aire siendo producido en automóviles y plantas de energía. Se
lo considera un agente tóxico.
No debe confundirse con el óxido nitroso (N2O), con el dióxido de nitrógeno (NO2) o
con cualquiera del resto de los óxidos de nitrógeno existentes.
Es una molécula altamente inestable en el aire ya que se oxida rápidamente en presencia
de oxígeno convirtiéndose en dióxido de nitrógeno. Por esta razón se la considera
también como un radical libre.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Temperatura crítica
Solubilidad en agua
Momento dipolar
Gas
Gas incoloro
1.03 kg/m3; 0,00103 g/cm3
30,01 g/mol
109,5 K (-163,65 °C)
121 K (-152,15 °C)
180 K ( °C)
0,0056 g
0,15 D
RIESGOS
Ingestión: Usado en medicina, pero las sobredosis son perjudiciales.
Inhalación: Peligroso, puede ser fatal.
Piel: Irritante.
Ojos: Puede causar irritación.
157
Efectos medioambientales
Este gas en el aire puede convertirse, más tarde, en ácido nítrico produciendo así lluvia
ácida. Además el NO y el NO2 participan en la depleción de la capa de ozono.
Su efecto para con la radiación solar es doble. Mientras se encuentra en la baja
atmósfera contribuyen al calentamiento global, en cambio, en la alta lo hacen al
oscurecimiento global.
APLICACIONES
El monóxido de nitrógeno es el producto primario de la combustión catalítica del
amoníaco mediante el método de Ostwald y, por lo tanto, un intermediario importante
en la producción del ácido nítrico (HNO3). En el laboratorio se genera más
convenientemente por reacción de ácido nítrico diluido con cobre, si los otros productos
posibles de la reacción como el dióxido de nitrógeno no molestan o pueden ser
eliminados (por ejemplo, por absorción en agua).
Se usa para detectar radicales en la superficie de polímeros.
3.13. ÓXIDO DE CALCIO
El óxido de calcio, cal o cal viva, es un compuesto químico de fórmula CaO. Esta
palabra interviene en el nombre de otras sustancias, como por ejemplo la «cal apagada»
o «cal muerta», que es hidróxido de calcio, Ca(OH)2.
Antiguamente se usaba «cal» en vez de «calcio», en algunos nombres de compuestos
donde interviene este elemento, como el "talco" o "aljez" (sulfato de calcio dihidratado,
CaSO4•2H2O) o el mármol o "gis" (carbonato de calcio, CaCO3).
Los depósitos sedimentarios de carbonato de calcio se llaman caliches.
Este material utilizado para hacer mortero de cal se obtiene de las rocas calizas
calcinadas a una temperatura entre 900 y 1200 °C, durante días, en un horno rotatorio o
en un horno tradicional, romano o árabe. En estas condiciones el carbonato es inestable
y pierde una molécula de óxido de carbono (IV).
158
El óxido de calcio reacciona violentamente con el agua, haciendo que ésta alcance los
90 °C. Se forma entonces hidróxido de calcio, también llamado cal apagada, o Ca(OH)2.
El hidróxido de calcio reacciona otra vez con el óxido de carbono (IV) del aire para
formar de nuevo carbonato de calcio (cal). En esta reacción la masa se endurece. Por
esto el óxido de calcio forma parte de formulaciones de morteros, especialmente a la
hora de enlucir paredes de color blanco.
La cal se ha usado, desde la más remota antigüedad, de conglomerante en la
construcción; también para pintar (encalar) muros y fachadas de los edificios
construidos con adobes o tapial, habitual en las antiguas viviendas mediterráneas, en la
fabricación de fuego griego. En algunos países de Latinoamérica, la cal se utiliza para el
proceso de nixtamal, proceso utilizado para hacer sémola de maíz y masa para tortillas.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Sólido
Blanco
3300 kg/m3; 3,3 g/cm3
56,1 g/mol
3200 K (2927 °C)
3773 K (3500 °C)
Reacciona
RIESGOS
Ingestión: Peligroso, causa irritación, en grandes dosis puede ser fatal.
Inhalación: Peligroso; causa irritación, bronquitis química o la muerte en casos de
exposición a largo plazo.
Piel: Irritación y posibles quemaduras.
Ojos: Puede causar daños permanentes.
Aspectos relacionados con la salud
A causa de la fuerte reacción de la cal al entrar en contacto con el agua, la cal produce
irritaciones severas si es inhalada o si entra en contacto con piel húmeda o los ojos. Su
inhalación puede causar tos, estornudos, y respiración anormal. En el siguiente estado
puede producir la perforación del tabique nasal, dolores abdominales, náusea y vómitos.
Si bien la cal no está considerada un riesgo de incendio, su reacción con el agua puede
liberar una cantidad de energía como la requerida para encender materiales
combustibles.
159
3.14. ÓXIDO DE NITRÓGENO
El óxido de nitrógeno (I), óxido de dinitrógeno, protóxido de nitrógeno, anhídrido
nitroso, óxido nitroso, gas hilarante, o también gas de la risa (N2O) es un gas incoloro
con un olor dulce y ligeramente tóxico. Provoca alucinaciones, un estado eufórico y en
algunos casos puede provocar pérdida de parte de la memoria humana. No es inflamable
ni explosivo, pero soporta la combustión tan activamente como el oxígeno cuando está
presente en concentraciones apropiadas con anestésicos o material inflamable.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Temperatura crítica
Solubilidad en agua
Gas
Gas incoloro
1.2228 kg/m3; 0,0012228 g/cm3
44,01 g/mol
182,29 K (-90,86 °C)
184,67 K (-88,48 °C)
309,6 K ( °C)
0,112 g en 100 g de agua
RIESGOS
Inhalación: Puede causar asfixia.
Piel: Peligroso comprimido o criogénico.
Ojos: Peligroso comprimido o criogénico.
APLICACIONES
Usos en automovilismo
Hoy en día este gas es utilizado en automóviles convencionales modificados. La cadena
molecular del gas se rompe durante la combustión en la cámara, a unos 275 °C de
temperatura, produciendo un aumento del oxígeno disponible para la combustión con el
consecuente aumento de potencia. Así mismo el nitrógeno liberado presente en la
cámara actúa como un amortiguador térmico tras el aumento de energía liberada. Las
características en la entrega de potencia de los equipos de óxido nitroso limitan su uso
en vehículos de serie a aumentos de potencia que normalmente no superan los 100
caballos y que más bien rondan entre los 50 y 75 caballos. Para el uso de mayores
potencias se han diseñado sistemas progresivos de inyección del gas en cuestión,
permitiendo así una rampa de aumento de potencia y evitar así las sobrecargas por
shock en el conjunto motriz y la transmisión.
160
Además para altas potencias es necesaria la modificación de diversos componentes del
motor. El uso de equipos de óxido nitroso en vehículos de serie, requiere una variación
en la puesta a punto del avance de encendido, siendo necesario un atraso del mismo.
También se recomienda el uso de bujías con un grado térmico mayor ("bujías frías"), lo
cual asegura una mejor extracción del exceso de calor en la cámara para así evitar la
detonación. (Detonación en Motores). Es necesario recordar que debido al aumento de
comburente en la cámara durante la inyección del gas, se necesita un aumento también
del combustible inyectado hacia la cámara, para así mantener una relación
aire/combustible adecuada (Relación Aire Combustible).
Farmacocinética
El óxido nitroso es muy insoluble en sangre y otros tejidos, proveyendo de una
inducción rápida de la anestesia y a la vez, rápida recuperación después de suspender el
suministro. Es casi completamente eliminado por los pulmones, con una mínima
difusión a través de la piel. No se biotransforma. Este gas quizás sea desintegrado por la
interacción con la vitamina B12, presente en las bacterias intestinales. Esto resulta en
una disminución en la síntesis de metionina, originando signos de deficiencia de
vitamina B12 (anemia megaloblástica, neuropatía periférica) al utilizar óxido nitroso a
largo plazo. Por esa razón no se utiliza como analgésico a largo plazo o como sedante
en situaciones de cuidado intensivo.
Calentamiento global
El óxido nitroso es un poderoso gas de efecto invernadero, por lo que las emisiones de
este gas se las responsabiliza parcialmente junto con el dióxido de carbono, el metano y
algunos aerosoles, como los de provocar el calentamiento global.
3.15. MONÓXIDO DE CARBONO
El monóxido de carbono también denominado óxido de carbono (II), gas carbonoso y
anhídrido carbonoso (los dos últimos cada vez más en desuso) cuya fórmula química es
CO, es un gas inodoro, incoloro, inflamable y altamente tóxico. Puede causar la muerte
cuando se respira en niveles elevados. Se produce por la combustion incompleta de
sustancias como gas, gasolina, keroseno, carbón, petróleo, tabaco o madera. Las
chimeneas, las calderas, los calentadores de agua o calefones y los aparatos domésticos
que queman combustible, como las estufas u hornallas de la cocina o los calentadores a
kerosina, también pueden producirlo si no están funcionando bien. Los vehículos
detenidos con el motor encendido también lo despiden. También se puede encontrar en
las atmósferas de las estrellas de carbono.
161
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Gas
Incolora
1.145 kg/m3; 0,001145 g/cm3
28,0 g/mol
68 K (-205,15 °C)
81 K (-192,15 °C)
0,0026 g en 100 g de agua
RIESGOS
Ingestión: Puede causar vómito y diarrea.
Inhalación: Muy peligroso, puede ser fatal.
Piel: Inhalación puede causar lesiones cutáneas. Evitar contacto con líquido criogénico.
Ojos: Inhalación puede causar problemas a largo plazo en la visión.
Intoxicación
Si se respira, aunque sea en moderadas cantidades, el monóxido de carbono puede
causar la muerte por envenenamiento en pocos minutos porque sustituye al oxígeno en
la hemoglobina de la sangre. Una vez respirada una cantidad bastante grande de
monóxido de carbono (teniendo un 75% de la hemoglobina con monóxido de carbono)
la única forma de sobrevivir es respirando oxígeno puro. Cada año un gran número de
personas pierde la vida accidentalmente debido al envenenamiento con este gas. Las
mujeres embarazadas y sus bebés, los niños pequeños, las personas mayores y las que
sufren de anemia, problemas del corazón o respiratorios pueden ser mucho más
sensibles al monóxido de carbono.
3.16. DIÓXIDO DE CARBONO
El dióxido de carbono, también denominado óxido de carbono (IV), gas carbónico y
anhídrido carbónico (los dos últimos cada vez más en desuso), es un gas cuyas
moléculas están compuestas por dos átomos de oxígeno y uno de carbono. Su fórmula
química es CO2.
Su representación por estructura de Lewis es: O=C=O. Es una molécula lineal y no
polar, a pesar de tener enlaces polares. Esto se debe a que, dada la hibridación del
carbono, la molécula posee una geometría lineal y simétrica.
162
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Estructura cristalina
Viscosidad
Acidez (pKa)
Solubilidad en agua
Gas
Gas incoloro
1.6 kg/m3; 0,0016 g/cm3
44,0 g/mol
195 K (–78 °C)
216 K (–57 °C)
Parecida al cuarzo
0,07 cP a −78 °C
6,35 y 10,33
1,45 kg/m³
RIESGOS
Ingestión: Puede causar irritación, náuseas, vómitos y hemorragias en el tracto
digestivo.
Inhalación: Produce asfixia, causa hiperventilación. La exposición a largo plazo es
peligrosa.
Piel: En estado líquido puede producir congelación.
Ojos: En estado líquido puede producir congelación.
APLICACIONES
Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el fuego.
En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.
También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede
ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún
sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir
otro ácido más contaminante como el sulfúrico.
En agricultura, se puede utilizar como abonado. Aunque las plantas no pueden
absorberlo por las raíces, se puede añadir para bajar el pH, evitar los depósitos de cal y
hacer más disponibles algunos nutrientes del suelo.
También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en máquinas
frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para crear
niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y los
espectáculos.
Otro uso que está incrementándose es como agente extractante cuando se encuentra en
condiciones supercríticas, dada su escasa o nula presencia de residuos en los extractos.
163
Este uso actualmente se reduce a la obtención de alcaloides como la cafeína y
determinados pigmentos, pero una pequeña revisión por revistas científicas puede dar
una visión del enorme potencial que este agente de extracción presenta, ya que permite
realizar extracciones en medios anóxidos, lo que permite obtener productos de alto
potencial antioxidante. Es utilizado también como material activo para generar luz
coherente (Láser de CO2). Junto con el agua, es el disolvente más empleado en procesos
con fluidos supercríticos
3.17. PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada o dioxidano,
es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente
enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un
líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante.
A temperatura ambiente es un líquido incoloro con sabor amargo. Pequeñas cantidades
de peróxido de hidrógeno gaseoso se encuentran naturalmente en el aire. El peróxido de
hidrógeno es inestable y se descompone lentamente en oxígeno y agua con liberación de
calor. Su velocidad de descomposición puede aumentar mucho en presencia de
catalizadores. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar
combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos
metales, como el cobre, la plata o el bronce.
El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 a 9%) en muchos
productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el
cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas
para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para
cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras
áreas, como en la investigación, se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas,
como la catalasa.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Viscosidad
Acidez (pKa)
Solubilidad en agua
Líquido
Incolora
1400 kg/m3; 1,4 g/cm3
34,0147 g/mol
272.6 K (–0.4 °C)
423.35 K (150.2 °C)
1,245 cP a 20 °C
11,65
Miscible
164
RIESGOS
Ingestión: Serios daños, posiblemente fatal.
Inhalación: Irritación severa, posiblemente fatal.
Piel: Agente aclarante y desinfectante. Causa ardor casi inmediatamente
Ojos: Peligroso.
APLICACIONES
Industriales
El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa
de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más como
sustituto del cloro.
En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos, pollos, carnes, huesos,
y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites vegetales.
En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la elaboración de
fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales.
Aeroespaciales
El peróxido de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible de
cohetes en motores de cohete monopropelentes o como aportación de oxígeno en
motores bipropelentes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración del 90%,
y es extremadamente puro.
También se usa en concentraciones al 80% como impulsor de las turbo bombas que
alimentan tanto el combustible como el oxidante en grandes motores de cohete.
Restauración de objetos de arte
El peróxido de hidrógeno se emplea en trabajos de restauración. En muchas pinturas
antiguas, los pigmentos blancos a base de carbonato de plomo (II) se han decolorado
debido a la formación del sulfuro de plomo (II), que posee un particular color negro. El
peróxido de hidrógeno, reacciona de manera que logra convertir el sulfuro de plomo (II)
a sulfato de plomo (II) (color blanco). Ambas sales son insolubles en agua.
Uso terapéutico
El peróxido de hidrógeno está generalmente reconocido como seguro por las principales
agencias sanitarias del mundo para su uso como agente antimicrobiano, agente oxidante
y otros propósitos. Ha sido utilizado como agente antiséptico y antibacteriano desde
hace muchos años debido a su efecto oxidante. Aunque su uso ha descendido los
últimos años debido a la popularidad de otros productos sustitutivos, todavía se utiliza
en muchos hospitales y clínicas.
165
Desinfección
El peróxido de hidrógeno es un antiséptico general. Su mecanismo de acción se debe a
sus efectos oxidantes: produce OH y radicales libres que atacan una amplia variedad de
compuestos orgánicos, entre ellos lípidos y proteínas que componen las membranas
celulares de los microorganismos. La enzima catalasa presente en los tejidos degrada
rápidamente el peróxido de hidrógeno, produciendo oxígeno, que dificulta la
germinación de esporas anaerobias.
Se utiliza en dermoaplicaciones, limpieza de dentaduras y desinfección bucal, así como
en desinfección de lentes de contacto en el campo de la óptica.
Además, aprovechando la actividad de la peroxidasa presente en la sangre, también se
usa junto a la fenolftaleína para detectar la presencia de sangre (Prueba de KastleMeyer).
Otros usos domésticos
Acuarios (desinfección): el peróxido de hidrógeno (de 10 volúmenes) puede ser usado
en los acuarios de peces tropicales para combatir a la Cyanobacteria, la cual muere en
un plazo inferior a las 12 horas desde su aplicación incorporando 15 ml/100 L de agua.
3.18. HIDRÓXIDO DE SODIO
El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, también conocido como sosa
cáustica o soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente
como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además es
usado en la Industria Petrolera en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua.
A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor
que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando
se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que
puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio
es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.
El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y
productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón,
lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción
electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.
166
El hidróxido sódico, en su mayoría, se fabrica por el método de caustificación, es decir,
juntando otro hidróxido con un compuesto de sodio:
Ca(OH)2 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 NaOH (aq) + CaCO3 (s)
Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro
sódico o salmuera. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para
producir cloro.
Ánodo: 2Cl- → Cl2 (gas) + 2eCátodo: 2H2O + 2e- → H2 + 2OHAl ir progresando la electrólisis se van perdiendo los cloruros siendo sustituidos por
iones hidróxido, que combinados con los cationes sodio presentes en la disolución
forman el hidróxido sódico. Los cationes sodio no se reducen a sodio metálico debido a
su bajísimo potencial.
Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método
tradicional para producir margarina común, una pretzel y también es usado para
elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.
Además este producto se usa como desatascador de cañerías.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Sólido
Blanco
2100 kg/m3; 2,1 g/cm3
39,99713 g/mol
596 K (323 °C)
1663 K (1390 °C)
111 g/100 ml (20 °C)
RIESGOS
Ingestión: Puede causar daños graves y permanentes al sistema gastrointestinal.
Inhalación: Irritación con pequeñas exposiciones, puede ser dañino o mortal en altas
dosis.
Piel: Peligroso. Los síntomas van desde irritaciones leves hasta úlceras graves.
Ojos: Peligroso. Puede causar quemaduras, daños a la córnea o conjuntiva.
167
3.19. HIDRÓXIDO DE POTASIO
El hidróxido de potasio (también conocido como potasa cáustica) es un compuesto
químico inorgánico de fórmula KOH, tanto él como el hidróxido de sodio (NaOH), son
bases fuertes de uso común. Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La
mayoría de las aplicaciones explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad
natural. Se estiman en 700 000 a 800 000 toneladas la producción de hidróxido de
potasio en 2005 (del NaOH se producen unas cien veces más).
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Sólido
Blanco
2040 kg/m3; 2,04 g/cm3
56,1056 g/mol
633,15 K (360 °C)
1593,15 K (1320 °C)
119 g en 100 g de agua
RIESGOS
Ingestión: Muy peligroso, puede causar daños permanentes, incluso la muerte.
Inhalación: Muy peligroso, altas dosis pueden causar daños permanentes. Efectos
debido a la exposición a largo plazo desconocidos.
Piel: Causa quemaduras de diversos grados.
Ojos: Causa quemaduras de diversos grados.
APLICACIÓN
El KOH es especialmente significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones
suaves y líquidos, así como por estar presente en numerosos compuestos químicos que
contienen potasio.
La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes
"jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de
sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan
menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente
limpiador que los jabones licuificados basados en sodio.
168
3.20. HIDRÓXIDO DE CALCIO
El hidróxido de calcio, también conocido como cal muerta y/o cal apagada, es un
hidróxido cáustico con la fórmula Ca(OH)2. Es un cristal incoloro o polvo blanco,
obtenido al reaccionar óxido de calcio con agua. Puede también precipitarse mezclando
una solución de cloruro de calcio con una de hidróxido de sodio.
Si se calienta a 512 °C,1 el hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y
agua. La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona
violentamente con ácidos y ataca varios metales. Se enturbia en presencia de dióxido de
carbono por la precipitación de carbonato de calcio.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de descomposición
Estructura cristalina
Alcalinidad (pKb)
Solubilidad en agua
Sólido
Polvo blanco
2211 kg/m3; 2,211 g/cm3
74,093 g/mol
653 K ( °C)
Hexagonal
-2.37
0.185g/100 cm³
APLICACIONES
Por su carácter de base poderosa, tiene usos variados como:
o
o
o
o
o
o
o
En el proceso para la neutralización de ácido sobrante
En la remineralización de agua desalada
En la industria petrolera para la manufactura de aditivos para el petróleo
crudo
En la industria química para la manufactura de estereato de calcio
En la industria alimenticia para el procesamiento de agua para bebídas
alcohólicas y carbonatadas
Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en la
manufactura de sal para comida y farmacopea
Componente para la nixtamalización del maíz para producir tortillas.
169
Como rellenante
o En la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido
o Para la manufactura de discos de freno
o Para la manufactura de ebonita
o Para la preparación de mezclas secas para pintura y decoración
o Para mezclas de pesticidas
o Como material de tratamiento de los conductos radiculares Endodoncia ó
protección pulpar directa o indirecta en caso de restauraciones coronarias
dentales [operatoria dental]
Como pintura para muchas canchas de deportes como el fútbol y el tenis
3.21. CARBONATO DE CALCIO
El carbonato de calcio es un compuesto químico, de fórmula CaCO3. Es una sustancia
muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, en todas
partes del mundo y es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos
organismos (moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la causa principal del
agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento de calcio, como
antiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de vidrio y cemento,
entre otros productos.
Es el componente principal de los siguientes minerales y rocas:
Calcita.
Aragonito.
Caliza.
Travertino.
Mármol.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Solubilidad en agua
Sólido
Polvo blanco inodoro.
2700 kg/m3; 2,7 g/cm3
100,1 g/mol
0,0013g por cada 100g de agua
170
RIESGOS
Ingestión: En cantidad excesiva puede causar irritación gástrica leve e inflamación en
la garganta. Su ingestión crónica puede causar hipercalcemia, alcalosis y daño renal.
Inhalación: En grado excesivo puede causar irritación respiratoria leve.
Piel: Leve riesgo, puede causar irritación.
Ojos: Leve riesgo, puede causar irritación.
Presencia en los organismos vivos
El carbonato cálcico es componente principal de muchas estructuras presentes en
organismos vivos. Algunos ejemplos son: Reino Protista, En algas como Padina
pavonica. Reino Metazoo. En las cáscaras de huevo de reptiles y aves.
3.22. CARBONATO DE SODIO
El carbonato sódico es una sal blanca y translúcida de fórmula química Na2CO3, usada
entre otras cosas en la fabricación de jabón, vidrio y tintes. Es conocido comúnmente
como barrilla, natrón, soda Solvay, ceniza de soda y sosa (no confundir con la sosa
cáustica).
Puede hallarse en la naturaleza u obtenerse artificialmente, gracias a un proceso ideado
y patentado en 1791 por el médico y químico francés Nicolás Leblanc.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Solubilidad en agua
Sólido
Sólido blanco
2540 kg/m3; 2,54 g/cm3
105.9885 g/mol
1124 K (851 °C)
1873 K (1600 °C)
10,9 g por cada 100 g de agua
RIESGOS
Ingestión: Causa irritación.
Inhalación: Dañina, deben evitarse especialmente exposiciones prolongadas.
Piel: Irritaciones y posiblemente quemaduras.
Ojos: Irritación grave, posiblemente con heridas graves.
171
APLICACIONES
El carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y
otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero.
En la fabricación de detergentes, el carbonato de sodio es indispensable en las
formulaciones al objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias
que lo componen, enzimas, tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado.
No es de menos importancia el empleo del carbonato de sodio en aquellos procesos en
los que hay que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de
aguas de la industria, así como en los procesos de flotación. Cerámica, jabones,
limpiadores, ablandador de aguas duras, refinación de petróleos, producción de
aluminio, textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, preparación de
farmacéuticos, soda cáustica, bicarbonato de sodio, nitrato de sodio y varios otros usos.
El carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y
poder trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red.
3.23. CIANURO DE POTASIO
El cianuro de potasio o KCN es la sal de potasio del cianuro de hidrógeno o ácido
hidrociánico. Es un compuesto cristalino incoloro, similar en apariencia al azúcar, y
altamente soluble en agua. Altamente tóxico, el KCN tiene un olor como el de las
almendras amargas, pero no todos pueden oler porque la capacidad de la misma se debe
a un rasgo génico. Es una de las pocas sustancias que forma compuestos solubles con el
oro, y por esto se usa en joyería para el dorado químico y para darle brillo. Puede usarse
en la minería de oro para extraer el metal de los minerales, aunque se usa cianuro de
sodio más comúnmente. Se usa a menudo por entomólogos como un agente para matar
en los tarros de insectos, ya que la mayoría de los insectos sucumben en segundos,
minimizando el daño en incluso las clases más frágiles.
PROPIEDADES
Estado físico y aspecto
Punto de ebullición
Punto de fusión
Densidad
Solubilidad en agua
Cristales higroscópicos o sólido en diversas formas, de
olor característico. Inodoro seco.
1625 °C
634 °C
1.52gr / cm3
71,60 gr/100 ml a 25 °C
172
RIESGOS
La sustancia irrita fuertemente los ojos, la piel y el tracto respiratorio, puede causar
efectos en respiración celular, dando lugar a convulsiones y pérdida del conocimiento.
La exposición puede producir la muerte. Se recomienda vigilancia médica.
3.24. BICARBONATO DE SODIO
El bicarbonato de sodio (también llamado bicarbonato sódico o hidrogeno carbonato de
sodio o carbonato ácido de sodio) es un compuesto sólido cristalino de color blanco
muy soluble en agua, con un ligero sabor alcalino parecido al del carbonato de sodio, de
fórmula NaHCO3. Se puede encontrar como mineral en la naturaleza o se puede
producir artificialmente.
Cuando se expone a un ácido moderadamente fuerte se descompone en dióxido de
carbono y agua.
Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono se usa
junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en la producción
de gaseosas. Algunas levaduras panaderías contienen bicarbonato de sodio.
Antiguamente se usaba como fuente de dióxido de carbono para la gaseosa Coca Cola.
Es el componente fundamental de los polvos extintores de incendios o polvo BC.
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de descomposición
Índice de refracción
Solubilidad en agua
Sólido
blanco cristalino
2173 kg/m3; 2,173 g/cm3
84,0 g/mol
323,15 K (50 °C)
543,15 K ( °C)
1,3344
10,3 g/100 g de H2O
RIESGOS
Ingestión: No peligroso excepto en cantidades muy grandes
Inhalación: Puede causar irritación
Piel: Puede causar irritación
Ojos: Puede causar ceguera
173
APLICACIONES
El bicarbonato de sodio se usa principalmente en la repostería, donde reacciona con
otros componentes para liberar CO2, que ayuda a la masa a elevarse, dándole sabor y
volumen. Los compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen bitartrato de
potasio (también conocido como crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético
Uso cultural
El bicarbonato de sodio se utiliza como un agente alcalinizante que actúa en
combinación a la saliva en el coqueo, de manera que se suaviza y se produce la
extracción de los metanolitos de la hoja de coca haciéndose de esa manera el coqueo un
proceso placentero y duradero en contraposición si no se usara el bicarbonato de sodio.
El bicarbonato de sodio es a la coca lo que el azúcar al café, de manera que en la
serranía del Perú y Bolivia (donde se practica el coqueo) el consumo de bicarbonato es
alto. En china se usa para lavarse los pies
3.25. HIPOCLORITO DE SODIO
PROPIEDADES
Estado de agregación
Apariencia
Densidad
Masa molar
Punto de fusión
Punto de ebullición
Sólido
Blanco
1210 kg/m3; 1,21 g/cm3
74,4 g/mol
291 K (18 °C)
374 K (101 °C)
RIESGOS
Ingestión: Peligroso en grandes concentraciones.
Inhalación: Peligroso en grandes concentraciones.
Piel: Causa quemaduras y cáncer de piel en grandes cantidades.
Ojos: Causa quemaduras.
174
El hipoclorito de sodio o hipoclorito sódico, ( cuya disolución en agua es conocida
popularmente como agua lavandina, cloro, lejía, agua de Javel o agua Jane) es un
compuesto químico, fuertemente oxidante, cuya fórmula es NaClO.
Contiene el cloro en estado de oxidación +1 y por lo tanto es un oxidante fuerte y
económico. Debido a esta característica destruye muchos colorantes por lo que se utiliza
como blanqueador. Además se aprovechan sus propiedades desinfectantes.
En disolución acuosa sólo es estable a pH básico. Al acidular en presencia de cloruro
libera cloro elemental, que en condiciones normales se combina para formar el gas
dicloro, tóxico. Por esto debe almacenarse alejado de cualquier ácido.
APLICACIONES
El hipoclorito sódico se usa mucho como oxidante en el proceso de potabilización del
agua, a dosis ligeramente superiores al punto crítico (punto en que empieza a aparecer
cloro residual libre).
Se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en
forma de líquido (125 ml diarios por cada 10m3 de agua), pastillas concentradas o en
polvo, o a través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua
de la piscina. Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina
(necesitaremos 4g de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante
descargas eléctricas trasforma la Sal (NaCl) en Hipoclorito Sódico consiguiendo
desinfectar el agua.
También se usa en el proceso de identificación de especies de los distintos filos de
animales que poseen espículas o escleritos, como poríferos o equinodermos
(holoturoideos). El hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica dejando al
descubierto estas estructuras (únicas en cada especie), que son de carbonato cálcico
(calcáreas) o dióxido de silicio (silíceas) y, por tanto, no se disuelven.
Este químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así
como para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida.
En parasitología puede ser utilizado para la esporulación invitro de quistes de protozoos
del phylum apicomplexa en el método denominado de Cawthorn.
“Dios confía en el hombre y por eso le confía la transformación del mundo”.
(Escrivá de Balaguer)
175
CONCLUSIONES
Luego de realizar esta investigación se ha obtenido las siguientes conclusiones en base a
los objetivos planteados al inicio
Los temas se detallaron de manera sistemática y ordenada, sin abundar en palabras para
que pueda seguirse, paso a paso, el aprendizaje del lenguaje de la química.
Sobre la base de las recomendaciones de la Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada (IUPAC) se introducen considerables reformas que facilitan el conocimiento.
Precisamente, la modificación digna de señalar es la unificación de criterios en dos
sistemas de nomenclaturas:
-
Nomenclatura IUPAC.- Esta denominación me permitió utilizar para agrupar
todos los principios
que aparecen como resultado de la aplicación de las
recomendaciones de esta institución.
-
Nomenclatura Tradicional.- En este sistema se utilizaron los principios, muchos
de ellos arbitrario, conflictivos e innecesarios, que todavía se mantienen en
algunos libros y que en un corto tiempo serán abandonados.
He creído conveniente expresar aquí los fundamentos las propiedades, las aplicaciones
y los riesgos de los compuestos mas utilizados.
1. FORMACIÓN DE COMPUESTOS
Todo compuesto químico es el resultado de una combinación o unión íntima entre dos o
más elementos diferentes. Si el compuesto está formado por dos elementos, se
denomina binario; por tres, ternario; por cuatro, cuaternario; y por más de cuatro se
llaman compuestos complejos.
1.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos
Los compuestos inorgánicos pueden ser oxigenados y no oxigenados.
176
Compuestos no oxigenados están los ácidos hidrácidos, hidruros metálicos, compuestos
especiales, sales halógenas neutras, compuestos no salinos, aleaciones y amalgamas.
Compuestos oxigenados tenemos los anhídridos, óxidos básicos, neutros, salinos,
anfóteros y peróxidos.
A continuación se muestra un diagrama de cómo se forman los compuestos respectivos
177
En resumen tenemos el siguiente diagrama.
2. FORMULACIÓN DE COMPUESTOS
Las fórmulas químicas son representaciones gráficas de las sustancias químicas puras,
simples, compuestas y de su molécula o composición química. La fórmula representa el
peso molecular de una sustancia.
En la nomenclatura química los elementos se representan mediante símbolos y los
compuestos mediante fórmulas.
La fórmula H2 representa a la sustancia simple, hidrógeno y su mínima porción o
molécula formada por dos átomos del mismo elemento, indicado por el subíndice 2.
H2O simboliza a la sustancia compuesta, agua y su molécula constituida por dos átomos de hidrógeno, señalados por el subíndice 2, y uno de oxígeno, sin subíndice porque
el mismo símbolo representa un átomo.
178
Las sustancias simples están constituidas por átomos de un mismo elemento, que no
pueden ser descompuestas por métodos químicos.
2.1. Escritura de una fórmula
Para escribir las fórmulas se intercambian valencias entre los elementos reaccionantes,
escribiéndolas como subíndices del elemento contrario, así:
En el tricloruro de aluminio, el cloro tiene el subíndice 3, que corresponde a la valencia
del aluminio; este debería tener el subíndice 1, correspondiente a la valencia del cloro,
pero no se escribe porque el mismo símbolo (Al) ya representa un átomo.
El orden de la escritura química consiste en ubicar primero los elementos menos
electronegativos y luego los otros; por ejemplo en las sales se coloca en primer lugar el
símbolo del metal y luego el del no metal. Igual se hace con los otros compuestos.
Si después de intercambiar valencias se encuentra que los subíndices mayores que son
iguales entre si, o el uno es múltiplo del otro, se procede a “simplificar la fórmula”
dividiendo dichos subíndices para un número común divisor.
Ejemplo:
2.2. Lectura de una fórmula
Para leer una fórmula tenemos que tener presente lo siguiente
Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos
nombres:
o Genérico
o Específico.
179
El nombre genérico o general:
Es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química,
por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un
hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc.
El nombre específico:
Es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo
general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico
seguido del específico.
Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de
los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos
ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe2O3,
respectivamente.
En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el
elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la
derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más
electronegativo).
Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre genérico, que es el
que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el nombre específico
en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda (el menos
electronegativo).
2.3. Tipo de fórmulas
a. Fórmulas condensadas o mínimas
Indican la composición de una sustancia mediante la simbología de los elementos
componentes y la proporción de sus átomos a través de subíndices numéricos. Entre
paréntesis se encierran los grupos atómicos que se repiten.
180
A su vez, estas fórmulas pueden ser empíricas, si señalan la composición mínima sin
proporcionar datos de la constitución molecular, y moleculares cuando denotan esta.
Ejemplos:
Fórmula empírica
Fórmula molecular
Sustancia
(CH)n
C₂H₂
etileno
(CH₂O)n
C₂H₁₂O₆
glucosa
En general la formulación empírica se utiliza en la química orgánica, porque al dar
valores a “n” se obtiene un sinnúmero de compuestos; esto no ocurre en la química
inorgánica.
b. Semidesarrolladas
Mediante rayas indican los enlaces importantes entre grupos atómicos característicos.
Ejemplos:
c. Desarrolladas o estructurales
Determinan con rayas la ubicación espacial de los átomos en la molécula y todos sus
enlaces.
Ejemplo:
181
d. Electrónicas
Son fórmulas desarrolladas y escritas con símbolos electrónicos para mostrar las
transferencias de electrones entre los átomos, hasta que adquieran la estructura
electrónica estable. Para establecer la procedencia de los elementos se les representa con
puntos claros y oscuros.
Ejemplos:
2.4. Identificación de un compuesto a que grupo pertenece
Al ver una fórmula, generalmente lo podemos ubicar en uno de estos grupos.
1. Ácidos cuando observamos el símbolo del hidrógeno al extremo izquierdo de la
fórmula, como HCl (ácido clorhídrico)
2. Bases cuando observamos un metal al principio de la fórmula unido al anión
hidróxido (OH-) al final, como NaOH (hidróxido de sodio).
3. Óxidos a los compuestos binarios del oxígeno, (ojo, debe ser binario contener
sólo dos elementos en la fórmula, uno de ellos es el oxígeno que va escrito su
símbolo al extremo derecho. Óxido metálico cuando es un metal el que se enlaza
al oxígeno (óxidos metálicos binarios), como Fe2O3 (óxido férrico). Óxido no
metálico cuando es un no-metal el enlazado al oxígeno, como CO (monóxido de
carbono).
4. Sales son aquellas que están formadas por un metal y un anión que no es ni
óxido ni hidróxido, como el NaCl (cloruro sódico).
3. APLICACIONES Y RIESGOS DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
INORGÁNICOS
Debido a la gran magnitud de compuestos químicos describiremos las aplicaciones y
riesgos de los compuestos inorgánicos más utilizados.
182
ÁCIDO SULFÚRICO
La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. Otras
aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de
pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de
explosivos, detergentes, plásticos y fibras.
En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza
en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales
fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio. Alrededor
del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura de
fertilizantes. En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la
producción de pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido
fluorhídrico. En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento
del acero, cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la
purificación y plateado de metales no ferrosos. Algunos procesos en la industria de la
Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así como algunos procesos textiles, fibras
químicas y tratamiento de pieles y cuero.
ÁCIDO CLORHÍDRICO
Se usa, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y
manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede
formarse durante la quema de muchos plásticos. El uso más conocido es el de
desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico: CaCO3). En la
industria alimentaria se utiliza en la producción de la gelatina disolviendo con ella la
parte mineral de los huesos. En metalurgia se utiliza para disolver la capa de óxido que
recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.
Riesgos
Ingestión: Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.
Inhalación: Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio,
bronquitis crónica.
Piel: Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Retirar de la zona afectada toda la
vestimenta y calzados y lavar con agua abundante durante al menos 20 minutos.
Ojos: Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y
nasal, úlcera nasal.
ÁCIDO FLUORHÍDRICO
El fluorhídrico se utiliza en química orgánica en la obtención de compuestos orgánicos
fluorados, como catalizador en petroquímica, para obtener criolita (Na3AlF6) artificial
que se emplea en la obtención del aluminio, fluoruros inorgánicos como el hexafluoruro
de uranio (UF6) y a veces como disolvente. También es utilizado en la industria y
preparación de vidrio o cristal en el tallado y grabado del mismo. En estudios
petrográficos de rocas graníticas es utilizado en estado puro.
183
Riesgos
Se trata de una sustancia irritante, corrosiva y tóxica. En la piel produce quemaduras
muy dolorosas que curan muy mal.
ÁCIDO BROMHÍDRICO
El ácido bromhídrico se utiliza para elaborar productos químicos y farmacéuticos,
principalmente para la producción de bromuros inorgánicos, especialmente el bromuro
de zinc, calcio y sodio, también se lo emplea como solvente y en medicación
veterinaria. Es un reactivo útil para la regeneración de compuestos organobromados.
Ciertos éteres se rompen con ácido bromhídrico. También funciona como catalizador de
reacciones de alquilación y de la extracción de ciertos minerales. A partir de ácido
bromhídrico se crean importantes compuestos orgánicos útiles para la industria, como lo
son: bromuro de alilo, fenol y ácido bromoacético.
Riesgos
Inhalación: Produce corrosión, sensación de quemazón, tos, dolor de garganta.
Piel: Produce enrojecimiento, quemaduras cutáneas, dolor, corrosión, congelación
grave.
Ojos: Produce corrosión, enrojecimiento, dolor, quemaduras profundas y graves.
ÁCIDO NÍTRICO
Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar
explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como
el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que
reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con
el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el
platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida. El ácido nítrico se
utiliza; como agente nitrante en la fabricación de explosivos, en la fabricación de
abonos, es utilizado en grabado artístico (aguafuerte), también se usa para comprobar el
oro y el platino.
Riesgos
Ingestión: Corrosivo. Dolor abdominal, sensación de quemazón, shock.
Inhalación: Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del
conocimiento.
Piel: Puede causar graves quemaduras.
Ojos: Quemaduras graves e irritación ocular.
184
ÁCIDO HIPOCLOROSO
Debido a que el cloro es el desinfectante universal y a que el HClO es el componente
activo del cloro. El HClO a concentraciones elevadas trabaja muy bien como
desinfectante de superficies y como sustancia dirigida a la inactivación de desechos
hospitalarios. Induciendo desinfección de alto nivel.
El HClO es recomendado en patologias como:
Ulceras de miembros inferiores de cualquier origen (úlceras varicosas,
isquémicas, ulceras de pie diabético etc)
Quemaduras de 2 y 3 grado
Control de infecciones cutáneas.
Cuidado de heridas Limpias, contaminada y con tejido Necrótico.
Lavado y cuidado de exposiciones óseas
CLORURO DE ZINC
El cloruro de zinc tiene muchas aplicaciones en los procesos textiles, fabricación de
decapantes y de catalizadores para síntesis orgánica.
El cloruro de zinc tiene la capacidad de atacar a los óxidos metálicos dando derivados
de fórmula MZnOCl2. Esta reacción es importante por el uso del ZnCl2 como decapante
en soldadura metálica disuelve las capas de óxido exponiendo la superficie de metal
limpia. Estos decapantes se preparan disolviendo una hoja metálica de zinc en ácido
clorhídrico hasta que el líquido deja de desprender hidrógeno. Debido a su naturaleza
corrosiva, este decapante no es adecuado para situaciones en las que no puedan
limpiarse los residuos, tales como en trabajos de electrónica. Esta propiedad también
permite su uso en la fabricación de cementos de óxido de magnesio para empaste dental
y como ingrediente activo en ciertos enjuagues bucales.
Riesgos
Las sales de zinc son relativamente no tóxicas. Las precauciones aplicables al cloruro de
zinc anhidro ZnCl2 son las mismas aplicables a otros haluros de metal anhidro, esto es,
la hidrólisis puede ser exotérmica y debería evitarse el contacto. Las disoluciones
concentradas son ácidas y corrosivas, atacando específicamente a la celulosa y la seda.
CLORURO DE HIERRO
Es utilizado a escala industrial perteneciente al grupo de los haluros metálicos. El
cloruro férrico en solución al 40%, coagulante para tratamiento de aguas y efluentes, se
comercializa habitualmente a granel. Se utiliza como coagulante para; tratamiento de
aguas residuales(efluentes cloacales y efluentes industriales), potabilización de agua
(tratamiento de agua de río para obtener agua de consumo)
El cloruro de hierro se usa como catalizador de la reacción de adición de etileno con
cloro, formando (1,2-dicloroetano), una materia prima importante para producir
industrialmente cloruro de vinilo, el monómero para fabricar PVC.
185
Una de sus más importantes aplicaciones es en electrónica para producir placas de
circuito impreso en bajas cantidades. El cloruro férrico reacciona con el cobre dando
cloruro ferroso y cloruro cúprico. Lo usan los fabricantes de cuchillos y espadas
artesanales para teñir las hojas y para dar un efecto de contraste al metal y para ver las
imperfecciones del mismo. También se usa para el fotograbado de láminas de cobre
para imprimir imágenes fotográficas al aguafuerte o por intaglio y para grabar los
cilindros de fotograbado usados en la industria de artes gráficas.
Riesgos
Ingestión: náuseas, vómitos.
Piel: Irritaciones, quemaduras.
Ojos: Irritaciones, quemaduras.
CLORURO DE SODIO
El cloruro de sodio, sal de mesa, o en su forma mineral halita, es una de las sales
responsable de la salinidad del océano y del fluido extracelular de muchos organismos.
También es el mayor componente de la sal comestible, es comúnmente usada como
condimento y conservante de comida.
El sodio es un nutriente esencial que las plantas necesitan en muy bajas dosis. Sin
embargo, con dosis un poco altas la sal es tóxica.
Riesgos
Ingestión: Peligroso en grandes cantidades; su uso a largo plazo en cantidades normales
puede traer problemas en los riñones.
Inhalación: Puede producir irritación en altas cantidades.
Piel: Puede producir resequedad.
Ojos: Puede producir irritación y molestia.
CLORURO DE HIDRÓGENO
Es un gas más denso que el aire. Es un compuesto tóxico, corrosivo, de olor picante y
sofocante.
En su forma anhidra, no ataca metales ni aleaciones. Pero en presencia de humedad
produce vapores de ácidos que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata,
el oro, el platino y el tantalio.
Riesgos
Es altamente peligroso el contacto con la piel, los ojos y otras mucosas, y no se debe
inhalar ni ingerirse disuelto en agua. Por lo tanto, a la hora de emplear este gas reactivo,
es necesario usar guantes, lentes y mascarillas. En caso de ingestión, asistir a su médico
lo más pronto posible.
186
ÓXIDO DE NITRÓGENO
El monóxido de nitrógeno es el producto primario de la combustión catalítica del
amoníaco mediante el método de Ostwald y, por lo tanto, un intermediario importante
en la producción del ácido nítrico (HNO3). En el laboratorio se genera más
convenientemente por reacción de ácido nítrico diluido con cobre, si los otros productos
posibles de la reacción como el dióxido de nitrógeno no molestan o pueden ser
eliminados (por ejemplo, por absorción en agua). Se usa para detectar radicales en la
superficie de polímeros.
Riesgos
Ingestión: Usado en medicina, pero las sobredosis son perjudiciales.
Inhalación: Peligroso, puede ser fatal.
Piel: Irritante.
Ojos: Puede causar irritación.
ÓXIDO DE CALCIO
La cal se ha usado, desde la más remota antigüedad, de conglomerante en la
construcción; también para pintar (encalar) muros y fachadas de los edificios
construidos con adobes o tapial, habitual en las antiguas viviendas mediterráneas, en la
fabricación de fuego griego. En algunos países de Latinoamérica, la cal se utiliza para el
proceso de nixtamal, proceso utilizado para hacer sémola de maíz y masa para tortillas.
Riesgos
Ingestión: Peligroso, causa irritación, en grandes dosis puede ser fatal.
Inhalación: Peligroso; causa irritación, bronquitis química o la muerte en casos de
exposición a largo plazo.
Piel: Irritación y posibles quemaduras.
Ojos: Puede causar daños permanentes.
ÓXIDO DE NITRÓGENO
Hoy en día este gas es utilizado en automóviles convencionales modificados. La cadena
molecular del gas se rompe durante la combustión en la cámara, a unos 275 °C de
temperatura, produciendo un aumento del oxígeno disponible para la combustión con el
consecuente aumento de potencia. Así mismo el nitrógeno liberado presente en la
cámara actúa como un amortiguador térmico tras el aumento de energía liberada. Las
características en la entrega de potencia de los equipos de óxido nitroso limitan su uso
en vehículos de serie a aumentos de potencia que normalmente no superan los 100
caballos y que más bien rondan entre los 50 y 75 caballos. El óxido nitroso es muy
insoluble en sangre y otros tejidos, proveyendo de una inducción rápida de la anestesia
y a la vez, rápida recuperación después de suspender el suministro. Es casi
completamente eliminado por los pulmones, con una mínima difusión a través de la
piel. No se biotransforma.
187
Riesgos
Inhalación: Puede causar asfixia.
Piel: Peligroso comprimido o criogénico.
Ojos: Peligroso comprimido o criogénico.
MONÓXIDO DE CARBONO
Se produce por la combustión incompleta de sustancias como gas, gasolina, keroseno,
carbón, petróleo, tabaco o madera. Las chimeneas, las calderas, los calentadores de agua
o calefones y los aparatos domésticos que queman combustible, como las estufas u
hornallas de la cocina o los calentadores a keroseno, también pueden producirlo si no
están funcionando bien. Los vehículos detenidos con el motor encendido también lo
despiden. También se puede encontrar en las atmósferas de las estrellas de carbono.
Riesgos
Ingestión: Puede causar vómito y diarrea.
Inhalación: Muy peligroso, puede ser fatal.
Piel: Inhalación puede causar lesiones cutáneas. Evitar contacto con líquido criogénico.
Ojos: Inhalación puede causar problemas a largo plazo en la visión.
DIÓXIDO DE CARBONO
Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el fuego.
En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.
También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede
ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún
sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir
otro ácido más contaminante como el sulfúrico. En agricultura, se puede utilizar como
abonado. Aunque las plantas no pueden absorberlo por las raíces, se puede añadir para
bajar el pH, evitar los depósitos de cal y hacer más disponibles algunos nutrientes del
suelo. También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en
máquinas frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para
crear niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y
los espectáculos. Es utilizado también como material activo para generar luz coherente
(Láser de CO2). Junto con el agua, es el disolvente más empleado en procesos con
fluidos súper críticos
Riesgos
Ingestión: Puede causar irritación, náuseas, vómitos y hemorragias en el tracto
digestivo.
Inhalación: Produce asfixia, causa hiperventilación. La exposición a largo plazo es
peligrosa.
Piel: En estado líquido puede producir congelación.
Ojos: En estado líquido puede producir congelación.
188
PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa
de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más como
sustituto del cloro. En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos,
pollos, carnes, huesos, y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites
vegetales. En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la
elaboración de fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales. El peróxido
de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible de cohetes en
motores de cohete monopropelentes o como aportación de oxígeno en motores
bipropelentes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración del 90%, y es
extremadamente puro. También se usa en concentraciones al 80% como impulsor de las
turbo bombas que alimentan tanto el combustible como el oxidante en grandes motores
de cohete. Se utiliza en dermoaplicaciones, limpieza de dentaduras y desinfección bucal,
así como en desinfección de lentes de contacto en el campo de la óptica.
Riesgos
Ingestión: Serios daños, posiblemente fatal.
Inhalación: Irritación severa, posiblemente fatal.
Piel: Agente aclarante y desinfectante. Causa ardor casi inmediatamente
Ojos: Peligroso.
HIDRÓXIDO DE SODIO
El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y
productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón,
lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción
electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.
Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método
tradicional para producir margarina común, una pretzel y también es usado para
elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.
Además este producto se usa como desatascador de cañerías.
Riesgos
Ingestión: Puede causar daños graves y permanentes al sistema gastrointestinal.
Inhalación: Irritación con pequeñas exposiciones, puede ser dañino o mortal en altas
dosis.
Piel: Peligroso. Los síntomas van desde irritaciones leves hasta úlceras graves.
Ojos: Peligroso. Puede causar quemaduras, daños a la córnea o conjuntiva.
HIDRÓXIDO DE POTASIO
Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La mayoría de las aplicaciones
explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad natural. Es especialmente
significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones suaves y líquidos, así como
por estar presente en numerosos compuestos químicos que contienen potasio.
189
La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes
"jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de
sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan
menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente
limpiador que los jabones licuificados basados en sodio.
Riesgos
Ingestión: Muy peligroso, puede causar daños permanentes, incluso la muerte.
Inhalación: Muy peligroso, altas dosis pueden causar daños permanentes. Efectos
debido a la exposición a largo plazo desconocidos.
Piel: Causa quemaduras de diversos grados.
Ojos: Causa quemaduras de diversos grados.
HIDRÓXIDO DE CALCIO
Por su carácter de base poderosa, tiene usos variados como:
o
o
o
En el proceso para la neutralización de ácido sobrante
En la remineralización de agua desalada
En la industria petrolera para la manufactura de aditivos para el petróleo
crudo
o En la industria química para la manufactura de estereato de calcio
o En la industria alimenticia para el procesamiento de agua para bebídas
alcohólicas y carbonatadas
o Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en la
manufactura de sal para comida y farmacopea
o Componente para la nixtamalización del maíz para producir tortillas.
Como rellenante
o En la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido
o Para la manufactura de discos de freno
o Para la manufactura de ebonita
o Para la preparación de mezclas secas para pintura y decoración
o Para mezclas de pesticidas
o Como material de tratamiento de los conductos radiculares Endodoncia ó
protección pulpar directa o indirecta en caso de restauraciones coronarias
dentales [operatoria dental]
Como pintura para muchas canchas de deportes como el fútbol y el tenis
CARBONATO DE CALCIO
Es una sustancia muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente
principal, en todas partes del mundo y es el principal componente de conchas y
esqueletos de muchos organismos (moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la
causa principal del agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento
de calcio, como antiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de
vidrio y cemento, entre otros productos. El carbonato cálcico es componente principal
de muchas estructuras presentes en organismos vivos. En las cáscaras de huevo de
reptiles y aves.
190
Riesgos
Ingestión: En cantidad excesiva puede causar irritación gástrica leve e inflamación en
la garganta. Su ingestión crónica puede causar hipercalcemia, alcalosis y daño renal.
Inhalación: En grado excesivo puede causar irritación respiratoria leve.
Piel: Leve riesgo, puede causar irritación.
Ojos: Leve riesgo, puede causar irritación.
CARBONATO DE SODIO
El carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y
otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero.
En la fabricación de detergentes, el carbonato de sodio es indispensable en las
formulaciones al objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias
que lo componen, enzimas, tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado.
No es de menos importancia el empleo del carbonato de sodio en aquellos procesos en
los que hay que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de
aguas de la industria, así como en los procesos de flotación. Cerámica, jabones,
limpiadores, ablandador de aguas duras, refinación de petróleos, producción de
aluminio, textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, preparación de
farmacéuticos, soda cáustica, bicarbonato de sodio, nitrato de sodio y varios otros usos.
El carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y
poder trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red.
Riesgos
Ingestión: Causa irritación.
Inhalación: Dañina, deben evitarse especialmente exposiciones prolongadas.
Piel: Irritaciones y posiblemente quemaduras.
Ojos: Irritación grave, posiblemente con heridas graves.
CIANURO DE POTASIO
Es la sal de potasio del cianuro de hidrógeno o ácido hidrociánico. Es un compuesto
cristalino incoloro, similar en apariencia al azúcar, y altamente soluble en agua.
Altamente tóxico, el KCN tiene un olor como el de las almendras amargas, pero no
todos pueden oler porque la capacidad de la misma se debe a un rasgo génico. Es una de
las pocas sustancias que forma compuestos solubles con el oro, y por esto se usa en
joyería para el dorado químico y para darle brillo. Puede usarse en la minería de oro
para extraer el metal de los minerales, aunque se usa cianuro de sodio más comúnmente.
Riesgos
La sustancia irrita fuertemente los ojos, la piel y el tracto respiratorio, puede causar
efectos en respiración celular, dando lugar a convulsiones y pérdida del conocimiento.
La exposición puede producir la muerte. Se recomienda vigilancia médica.
191
BICARBONATO DE SODIO
Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono se usa
junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en la producción
de gaseosas. Algunas levaduras panaderías contienen bicarbonato de sodio. Es el
componente fundamental de los polvos extintores de incendios o polvo BC. El
bicarbonato de sodio se usa principalmente en la repostería, donde reacciona con otros
componentes para liberar CO2, que ayuda a la masa a elevarse, dándole sabor y
volumen. Los compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen bitartrato de
potasio (también conocido como crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético
El bicarbonato de sodio se utiliza como un agente alcalinizante que actúa en
combinación a la saliva en el coqueo, de manera que se suaviza y se produce la
extracción de los metanolitos de la hoja de coca haciéndose de esa manera el coqueo un
proceso placentero y duradero en contraposición si no se usara el bicarbonato de sodio.
Riesgos
Ingestión: No peligroso excepto en cantidades muy grandes
Inhalación: Puede causar irritación
Piel: Puede causar irritación
Ojos: Puede causar ceguera
HIPOCLORITO DE SODIO
Se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en
forma de líquido (125 ml diarios por cada 10m3 de agua), pastillas concentradas o en
polvo, o a través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua
de la piscina. Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina
(necesitaremos 4g de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante
descargas eléctricas trasforma la Sal (NaCl) en Hipoclorito Sódico consiguiendo
desinfectar el agua. También se usa en el proceso de identificación de especies de los
distintos filos de animales que poseen espículas o escleritos, como poríferos o
equinodermos (holoturoideos). El hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica
dejando al descubierto estas estructuras (únicas en cada especie), que son de carbonato
cálcico (calcáreas) o dióxido de silicio (silíceas) y, por tanto, no se disuelven. Este
químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así como
para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida.
Riesgos
Ingestión: Peligroso en grandes concentraciones.
Inhalación: Peligroso en grandes concentraciones.
Piel: Causa quemaduras y cáncer de piel en grandes cantidades.
Ojos: Causa quemaduras.
192
BIBLIOGRAFÍA
ARMENDÁRIZ, Gerardo: Química inorgánica, Editorial UNPSA, Quito, 1981.
CAICEDO, Byron: Nomenclatura de química inorgánica. Gráficas Mediavilla
Hnos., Quito, s/f.
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EQUIPO DE REDACTORES DE EDITORIAL DON BOSCO: Química,
Editorial Don Bosco, Cuenca, 1997.
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1977, Ingles, Traducido por Quim. Gustavo Garduño Sanchez.
GISPERT, Carlos y otros: Enciclopedia autodidáctica Océano, tomo 3.
Ediciones Océano- Éxito S. A., Barcelona 1987.
GRAN ENCICLOPEDIA ILUSTRADA CÍRCULO: Química. Circulo de
lectores, Barcelona, 1988.
MARTINEZ, Antonio y otros: Nomenclatura y formulación químicas. Segunda
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HAMPEL y HAWLEY: Diccionario de química. Editorial Grijalbo S. A.,
Barcelona, 1986.
SÁNCHEZ, Fausto: Química General. V curso, Cuenca, 1992.
SÁNCHEZ, Jorge: Química 1. Editorial Don Bosco, Cuenca, s/f.
193
INDICE
Páginas
Portada………………………………………………………….………...……………...1
Dedicatoria…………………………………………………….………………..……….2
Agradecimiento……………………………………………….…………………….…...3
Introducción…………………………………………………….……………………….4
Objetivo general………………………………………………..………………………..5
Objetivos específicos…………………………………………………………...............5
PARTE I
GENERALIDADES…………………………………..………………...6
1. DIVISIBILIDAD DE LA MATERIA……………………………………………….6
1.1. Introducción…………………………………….…………………………………..6
1.2. División de la materia…………………………………………………....................6
1.3. Modelo atómico actual……………………………………………………………..7
1.4. Estructura atómica………………………………………………………………….7
1.5. Números cuánticos……………………………………………………..................11
1.6. Distribución electrónica de los electrones………………………………………...16
1.7. Orden creciente de los subniveles de energía…………...........................................16
2. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA……………………..……...……………………...17
2.1. Introducción…………………………………………………….………………….17
2.2. Clases de elementos…………………………………………………….………….18
2.3. Los períodos…………………………………………………………………….....19
2.4. Las familias o grupos………………………………………………………………19
2.5. Propiedades periódicas de los elementos…………………………………………..20
3. ENLACES QUÍMICOS…………………………………………………………....22
3.1. Combinacion química o afinidad química……………………..............................22
3.2. Clases de enlaces atómicos………………………………………………………...22
3.3. Fórmula química…………………………………………………………………...26
3.4. Notación de los elementos…………………………………………………………27
3.5. Nomenclatura de los elementos……………………………………………………27
3.6. Clasificación de los elementos…………………………………………………….28
3.7. Sustancias compuestas…………………………………………………………….30
3.8. Coeficiente, prefijos, subíndice y paréntesis………………………………………31
4. PRINCIPALES COMBINACIONES QUÍMICAS………………….…………........32
4.1. Compuestos binarios…………………………………………………...…………..32
4.2. Formulación de los compuestos binarios…………………………………….........32
4.3. Sistemas de nomenclatura………………….……………………………………...32
4.4. Otras reglas y conceptos generales………………………………………...………35
194
PARTE II NOMENCLATURA Y NOTACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS.36
1. COMPUESTOS NO OXIGENADOS………………………………………….…...37
1.1. HIDRUROS………………………………………………………………….....37
1.1.1. Hidruros metálicos……………………………………………………..……..37
1.1.2. Hidruros no metálicos……………………….……………….……………….40
1.2. ALEACIONES Y AMALGAMAS…………………………………………....43
1.3. COMPUESTOS ENTRE NO METALES……………………………………..45
1.4. COMBINACIÓN ENTRE METAL Y NO METAL…………………………..46
1.4.1. Sales binarias neutras…………………………………………………………46
1.4.2. Combinación de metales con no metal de los grupos IV y V………………..49
1.4.3. Polisulfuros, poliseleniuros y politelururos………………………………….50
2. COMPUESTOS OXIGENADOS…………………………………………………51
2.1. ÓXIDOS………………………………………………………………………..51
2.1.1. Óxidos básicos u óxidos metálicos…………………………………………...51
2.1.2. Óxidos ácidos o anhídridos…………………………………………………..58
2.1.3. Óxidos neutros………………………………………………………………...65
2.1.4. Óxidos compuestos……………………………………………………………66
2.1.5. Peróxidos………………………………………………………………………67
2.2. HIDRÓXIDOS METALICOS O BASES...……………………………………72
2.3. ÁCIDO OXÁCIDOS……………………………………………….…………..79
2.3.1. Oxácidos simples……………………………………………………………...82
2.3.2. Oxácidos polihidratados………………………………………………………88
2.3.3. Oxácidos de metales…………………………………………………………..91
2.3.4. Tioácidos, selenoácidos y teluroácidos……………………………………….93
2.3.5. Peroxoácidos…………………………………………………………………..95
2.4. SALES………………………………………………………………………...100
2.4.1. Sales neutras………………………………………………………………...100
2.4.1.1. Sales de oxoácidos simples……………………………………………….100
2.4.1.2. Sales de oxácidos polihidratados…………………………………………106
2.4.1.3. Sales de oxácidos de metales………………………………………….....110
2.4.2. Sales ácidas…………………………………………………………………..121
2.4.2.1. Sales ácidas de los ácidos hidrácidos…………………………………….121
2.4.2.2. Sales ácidas de los oxoácidos…………………………………………... 123
2.4.3. Sales básicas…………………………………………………………………125
2.4.3.1. Sales básicas de aniones simples…………………………………………126
2.4.3.2. Sales básicas con aniones de oxoácidos………………………………….128
2.4.4. Sales dobles………………………………………………………………….130
2.4.4.1. Sales formadas por un anión y dos cationes……………………………..130
2.4.4.2. Sales formadas por un catión y dos aniones……………………………..135
PARTE III FUNDAMENTOS APLICACIONES Y RIESGOS……..….…….. 140
CONCLUSIONES………………………………………………………………….....176
BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………..………….....193
INDICE………………………………………………………………………………..194
195