Apuntes de formulación inorgánica

IES El Majuelo (Gines)
Departamento de Física y Química
4º ESO/1º Bachillerato. Curso 2015-16.
FORMULACIÓN INORGÁNICA
La fórmula de un compuesto químico es una expresión que indica cuales son los elementos químicos que lo
forman y la proporción en que se unen para formarlo. Por ejemplo, en la fórmula O5Cl2 se indican dos cosas:
1. El compuesto está formado por cloro y oxígeno.
2. En dicho compuesto hay 2 átomos de cloro por cada 5 átomos de oxígeno.
SUSTANCIAS SIMPLES
Las sustancias simples están constituidas por una clase única de átomos. Así pues, las moléculas que forman
son de átomos idénticos. En general las sustancias simples gaseosas suelen encontrarse en forma de moléculas diatómicas:
H2
hidrógeno o dihidrógeno
O2
oxígeno o dioxígeno
N2
nitrógeno o dinitrógeno
Cl2
cloro o dicloro
F2
flúor o diflúor
Br2
bromo o dibromo
I2
yodo o diyodo
O3
ozono
La mayoría de los metales, a temperatura ambiente, son sustancias simples en estado sólido. Los átomos de
los metales se unen unos a otros formando grandes redes cristalinas tridimensionales. Todos los metales se
representan por el símbolo del elemento:
Fe
Ni
Cu
Au
Ag
Pt
Al
etc.
IONES MONOATÓMICOS
Un ion monoatómico es un átomo que ha perdido o ganado electrones y por tanto posee carga eléctrica positiva o negativa. Los iones cargados positivamente se llaman cationes y los cargados negativamente aniones. El
número de electrones ganados o perdidos por el átomo es la carga del ión.
La IUPAC (Unión Internacional de Química Pura Aplicada) propone que al nombrar los iones, al final del nombre, entre paréntesis, se escriba el número de la carga del ion, aunque permite que se omita en caso de ser
innecesario.
Aniones
Poseen un exceso de electrones respecto al estado eléctricamente neutro del átomo corres-
pondiente. Se escriben de la siguiente manera: I– indicándose que el átomo de yodo ha ganado 1 electrón. En
este caso, la carga del ion yodo es -1.
Se nombran anteponiendo la palabra ion al nombre del elemento seguido del sufijo uro:
ClSe
2-
ion cloruro
ion seleniuro
S2O
2-
ion sulfuro
F-
ion fluoruro
P3-
ion fosfuro
ion óxido (es una excepción y no se nombra como oxigenuro)
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Cationes
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Poseen un defecto de electrones respecto al estado eléctricamente neutro del átomo corres-
pondiente. Se escriben de la siguiente manera: Mg2+ donde 2+ indica la pérdida de 2 electrones. Por tanto, la
carga del ion es +2. Se nombran anteponiendo la palabra ion, o la palabra catión, al nombre del elemento. Si
éste posee más de un número de oxidación, se recomienda utilizar la carga, o el número romano correspondiente, escrito entre paréntesis para diferenciarlos:
K+
Ca2+
ion potasio o catión potasio
2+
Ni
catión níquel (2+) o catión níquel (II)
Fe
3+
catión calcio o ion calcio
ion hierro (3+) o ion hierro (III)
Iones importantes que tenemos que aprender de memoria:
•
Hg22+
catión dimercurio (2+)
•
O22-
ion dioxígeno (2-) o ion peróxido
•
H3O
catión oxidanio o catión oxonio
•
NH4+
ion amonio o ion azanio.
•
+
CN
-
ion cianuro.
NORMAS PARA FORMULAR COMPUESTOS BINARIOS (catión-anión)
1. Se escriben los símbolos de los dos elementos químicos que se combinan: a la izquierda el elemento
de número de oxidación positivo, a la derecha el elemento de número de oxidación negativo.
2. La fórmula final debe tener un número de oxidación total igual a 0.
3. Para ello, se intercambian los números de oxidación (sin signo) de los átomos y se escriben como subíndices de los símbolos atómicos.
4. Siempre que sea posible, los subíndices deben ser simplificados.
5. El subíndice 1 no se escribe.
Ejemplos:
1. Si combinamos el oxígeno (número de oxidación -2) con el aluminio (número de oxidación +3), primero
escribiremos los símbolos de los elementos, a la derecha el de número de oxidación negativo, a la izquierda el de número de oxidación positivo. A continuación le añadimos como subíndices los números
de oxidación intercambiados (sin signos):
Al3+ O2-
Al2 O3
esta es la fórmula final puesto que el 2 y el 3 no pueden ser simpli-
ficados.
2. Oxígeno (número de oxidación -2) y calcio (número de oxidación +2):
Ca2+ O2- →
Ca2 O2
→
Ca2 O2
→
CaO es la fórmula final.
3. Azufre (número de oxidación -2) y plomo (con número de oxidación +4)
Pb4+ S2-
→
Pb2 S4
→
Pb2 S4
→
PbS2
es la fórmula final.
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COMBINACIONES METAL - NO METAL
1. En estas combinaciones, el no metal actúa con su número de oxidación negativo, mientras que el metal utiliza sus números de oxidación positivos.
2.
Se escribe el símbolo del metal seguido del no metal y se formula el compuesto tal como hemos indicado en el apartado anterior. Ejemplo:
Mg2+ S2-
3.
Mg2 S2
Mg2 S2
MgS
Se nombran leyéndolos de derecha a izquierda, añadiendo la terminación uro al no metal, seguido de
la preposición de y del nombre del metal.
Ejemplos:
NaCl Cloruro de sodio
CaF2 Fluoruro de calcio
AlBr3 Bromuro de aluminio
Al2S3 Sulfuro de aluminio
4. Si el metal tiene más de un número de oxidación, al combinarse con el no metal puede dar lugar a más
de una sustancia distinta. Por ejemplo, el hierro tiene números de oxidación +2 y +3, y al combinarse
con el flúor, de número de oxidación -1, forma las sustancias FeF2 y FeF3. Ambas no pueden llamarse
fluoruro de hierro. Entonces, ¿cómo se nombran? Actualmente, la IUPAC admite dos métodos sistemáticos para nombrarlos de forma sencilla, pudiéndose usar uno cualquiera de los dos:
Sistemático con prefijos multiplicadores
•
Utiliza los prefijos di, tri, tetra, penta, hexa, hepta,...etc... para indicar el número de átomos que intervienen en la fórmula:
FeF2 difluoruro de hierro
FeF3 trifluoruro de hierro
Fe2S3 trisulfuro de dihierro
Sistemático con números romanos
•
Al final, entre paréntesis y en números romanos, se escribe el número de oxidación con que actúa el
metal:
Fe2+ F-
→
FeF2
fluoruro de hierro (II)
3+
-
Fe F
→
FeF3
fluoruro de hierro (III)
3+
2-
Ni S
→
Ni2S3
sulfuro de níquel (III)
4+ -
→
SnI4
yoduro de estaño (IV)
Sn I
3
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ION AMONIO O ION AZANIO
Hay un ion que merece una mención especial por su importancia. Se forma a partir del amoniaco y por ello
recibe el nombre de ion amonio o ion azanio. Ya lo hemos estudiado anteriormente: su fórmula es NH4+ donde
el signo + indica que el ion se comporta como un metal de número de oxidación +1.
Algunas de sus combinaciones son:
NH4I
yoduro de amonio
NH4Cl
cloruro de amonio
(NH4 )2S
sulfuro de amonio
NH4Br
bromuro de amonio
ION CIANURO
También se estudió el ion cianuro: CN-. Al igual que el anterior, este ion se comporta como un no metal de
número de oxidación -1.
Forma compuestos tales como:
Fe(CN)3
tricianuro de hierro
AgCN
cianuro de plata
KCN
cianuro de potasio
Ni(CN)2
dicianuro de níquel
HCN
cianuro de hidrógeno
cianuro de hierro (III)
cianuro de níquel (II)
COMBINACIONES NO METAL-NO METAL
El problema que surge al formular combinaciones de un no metal con un no metal es que ambos pueden actuar
con número de oxidación negativo. Entonces, ¿cuál de los dos es más electronegativo y se escribe a la derecha?
Para saberlo tenemos que conocer la electronegatividad relativa de los elementos químicos no metálicos. Según establece la IUPAC, la electronegatividad relativa de los no metales, de mayor a menor electronegatividad
es:
Las combinaciones no metal-no metal se nombran y formulan del mismo modo que las anteriores combinaciones. A la derecha de la fórmula debe escribirse el elemento más electronegativo de los que se combinan, y a la
izquierda el menos electronegativo.
Así, por ejemplo:
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•
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Es correcto designar la combinación del fósforo y arsénico por fosfuro de arsénico, AsP, pero es incorrecto el nombre de arseniuro de fósforo y escribir PAs.
•
Es correcto escribir BN, y se nombra nitruro de boro, pero es incorrecto escribir NB y decir boruro de
nitrógeno.
Ejemplos:
BrF3
trifluoruro de bromo
fluoruro de bromo (III)
IBr3
tribromuro de yodo
bromuro de yodo (III)
SF6
hexafluoruro de azufre
fluoruro de azufre (VI)
CS2
disulfuro de carbono
sulfuro de carbono
B2S3
trisulfuro de diboro
sulfuro de boro
COMBINACIONES DEL HIDRÓGENO (HIDRUROS)
1. Siempre que el hidrógeno se combine con los elementos de los grupos 16 y 17 (anfígenos y halógenos)
o con el ion cianuro, CN-, se comporta como metal, con número de oxidación +1, por ser menos electronegativo que ellos, escribiéndose y nombrándose el compuesto tal y como se ha indicado en los
apartados anteriores:
HF
fluoruro de hidrógeno
H2S
sulfuro de hidrógeno
2. ¡ATENCIÓN!: Las combinaciones anteriores, cuando están disueltas en agua, tienen carácter ácido y
son conocidos como ácidos hidrácidos. En la nomenclatura tradicional, admitida por la IUPAC, se
nombran añadiendo la terminación hídrico al no metal.
Ejemplos:
HF
ácido fluorhídrico o fluoruro de hidrógeno
HCl
ácido clorhídrico o cloruro de hidrógeno
H2S
ácido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno
HCN
ácido cianhídrico o cianuro de hidrógeno
3. Con todos los demás elementos del sistema periódico, el hidrógeno se comporta como no metal de
número de oxidación -1, y se nombran como las combinaciones metal-no metal:
LiH
hidruro de litio
CaH2
hidruro de calcio
4. Cuando el metal tiene más de un número de oxidación, tenemos que recurrir a uno de los dos métodos
ya conocidos.
CoH2
dihidruro de cobalto o
hidruro de cobalto (II)
CoH3
trihidruro de cobalto o
hidruro de cobalto (III)
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Hidruros con nombres especiales:
BH3 borano
CH4 metano*
PH3
fosfano
AsH3
SiH4
SbH3
estibano
arsano
silano
NH3
amoníaco
* El metano es un compuesto orgánico.
ÓXIDOS
1. Son combinaciones binarias donde interviene el oxígeno actuando con número de oxidación -2.
2. Se nombran de la siguiente manera: óxido de seguido del nombre del elemento:
Li2O óxido de litio
Na2O óxido de sodio
CaO óxido de calcio
3. Cuando el elemento que se combina con el oxígeno posee más de un número de oxidación, el compuesto se puede nombrar de dos maneras:
Fe2O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro (III)
4. En las combinaciones con el grupo 17 (halógenos), al ser el oxígeno menos electronegativo que ellos,
utiliza el número de oxidación +2. Se formulan y se nombran como si se tratara de una combinación
metal-no metal:
O5Cl2
dicloruro de pentaoxígeno
PERÓXIDOS
1. A veces, dos átomos de oxígeno se unen entre sí formando un ion O22- conocido como ion peróxido.
Cuando este ion se une a un metal, forma un peróxido (lenguaje tradicional admitido por la IUPAC).
2. En el grupo peróxido, ─O─O─, el oxígeno presenta número de oxidación -1.
3. A efectos de formulación, el ion se comporta como un elemento electronegativo de símbolo O2 y número de oxidación -2.
4. El subíndice 2 del oxígeno es parte del grupo peróxido y no puede ser simplificado.
5. Por tanto, si el oxígeno actúa con número de oxidación -2 es un óxido, y si actúa con número de oxidación -1 es un peróxido.
6. Los peróxidos reales se forman con los metales de los grupos 1 (alcalinos) y 2 (alcalino-térreos), y con
algún elemento de transición, el resto son peróxidos teóricos.
Ejemplos:
[Li]+ [O2]2+
2-
[H] [O2]
2+
2-
[Ca] [O2]
→
Li2O2
peróxido de litio o dióxido de dilitio
→
H2O2
peróxido de hidrógeno o dióxido de dihidrógeno
→ (Ca)2 (O2 )2
→
CaO2
peróxido de calcio o dióxido de calcio
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HIDRÓXIDOS
1. El hidrógeno y el oxígeno pueden unirse para formar un ión negativo muy importante en química: el
OH que recibe el nombre de ion hidróxido y se comporta, a efectos de formulación, como un no metal
de símbolo OH y número de oxidación -1.
2. Pues bien, los HIDRÓXIDOS son sustancias formadas por un metal y un ion hidróxido, escribiéndose
primero el metal y a continuación el ion hidróxido.
3. Se formulan como los compuestos binarios: intercambiando los números de oxidación.
4. Cuando el ion hidróxido lleva subíndice, se escribe entre paréntesis.
Na+ [OH]-
Ejemplos:
2+
-
Ca [OH]
3+
-
Al [OH]
NaOH
hidróxido de sodio
Ca(OH)2
hidróxido de calcio
Al(OH)3
hidróxido de aluminio
5. En caso de que el elemento metálico tenga más de un número de oxidación, recurrimos a cualquiera de
los dos métodos propuestos por la IUPAC para nombrarlos:
Cu+ [OH]2+
-
Cu [OH]
CuOH
hidróxido de cobre o hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)2
dihidróxido de cobre o
hidróxido de cobre (II)
ÁCIDOS
1. Existen dos tipos de ácidos:
HIDRÁCIDOS (No llevan oxígeno)
OXOÁCIDOS (Sí llevan oxígeno)
2. Los ácidos hidrácidos ya los hemos estudiado en el apartado de los hidruros: están formados por no
metales combinados con el hidrógeno. Conviene repasarlos de nuevo.
3. Los oxoácidos están formados por hidrógeno, un metal o no metal, y oxígeno, escritos en el orden
mencionado, por ejemplo:
H2CO3.
La formulación de los oxoácidos es algo más compleja que la de los anteriores compuestos. Vamos a estudiar
primero como se nombran y posteriormente como se formulan.
OXOÁCIDOS (Nomenclatura tradicional)
¿Cuál es el nombre del ácido H2SO4?
1. Primero debemos saber cuál es el número de oxidación del metal o no metal situado en el centro de la
fórmula. Recuérdese que el número de oxidación de una fórmula es 0.
Veamos cómo se calcula:
En la fórmula hay cuatro oxígenos y como cada uno tiene número de oxidación -2, en total aportan
4·(-2) = -8; hidrógenos hay dos, con número de oxidación +1, luego 2·(+1) = +2; si n es el número
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de oxidación del azufre, y como el número de oxidación total de la fórmula tiene que ser 0, se tiene
que cumplir que (-8) + (+2) + n = 0, de donde se deduce que n = +6. El número de oxidación del azufre en esa fórmula es +6.
2. Si el átomo central posee dos números de oxidación, se utiliza la terminación OSO para la número de
oxidación menor y la terminación ICO para la número de oxidación mayor.
3.
En caso de que el átomo central posea más de dos números de oxidación, se utilizaran los siguientes
prefijos y terminaciones empezando por el menor de los números de oxidación:
....oso,
hipo.....oso,
Ejemplos:
....ico,
per.....ico
oxoácidos del cloro (números de oxidación +1, +3, +5 y +7).
HClO
cloro con número de oxidación +1
ácido hipocloroso
HClO2
cloro con número de oxidación +3
ácido cloroso
HClO3
cloro con número de oxidación +5
ácido clórico
HClO4
cloro con número de oxidación +7
ácido perclórico
Formulación de los oxoácidos
Vamos a dar unas reglas para la formulación de un oxoácido basándonos en un ejemplo. Supongamos que
queremos formular uno de los posibles oxoácido del azufre (números de oxidación +2, +4 y +6): el ácido sulfuroso.
1. Escribimos ordenadamente los tres componentes del ácido: hidrógeno, metal o no metal, y oxígeno:
Hx S Oy
2. Según la terminación, debemos saber el número de oxidación del elemento central.
terminación oso:
azufre con número de oxidación +4.
3. El subíndice y del oxígeno será el número entero más pequeño que multiplicado por -2 de un número
de oxidación negativo que supere al número de oxidación del metal o no metal. En este caso será y =3:
3.(-2) = -6, superando al número de oxidación +4 del S, por tanto, el oxígeno llevará subíndice 3:
H S O3
4. La fórmula debe tener número de oxidación 0, por tanto: x·(+1) + (+4) + 3·(-2) = 0, de donde se deduce
que x = 2. El subíndice del hidrógeno es 2:
H2SO3
(fórmula final del oxoácido)
Prefijos importantes
1. Algunos ácidos pueden captar una molécula de agua y se convierten en ácidos «hidratados», por lo
que tenemos dos posibilidades para un ácido: que esté o que no esté «hidratado». Conviene memori-
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zar que los elementos con facilidad para formar ácidos «hidratados» son: boro, B, fósforo, P, silicio,
Si, y arsénico, As.
2. Para distinguir los ácidos que están hidratados de los que no lo están se utilizan los prefijos meta y orto:
meta = ácido en «estado normal»
Ejemplo: HPO3 y H3PO4.
orto = ácido en «estado hidratado»
En los dos casos el fósforo se encuentra actuando con número de oxi-
dación +5, por lo que ambos deberían llamarse ácido fosfórico. Se puede observar que el segundo se
obtiene añadiendo una molécula de agua al primero, es decir, «hidratándolo»:
HPO3 + H2O = H3PO4
por lo tanto el HPO3 es el ácido «normal» y el H3PO4 es el ácido «hidratado», y para distinguirlos les
llamamos
HPO3
ácido metafosfórico
ácido ortofosfórico
H3PO4
3. ¿Cómo saber cuando un ácido está «hidratado»? Siempre que el elemento central de la fórmula no
tenga subíndice, basta observar el número de hidrógenos que posee el ácido: si tiene más de dos
hidrógenos, el ácido está «hidratado».
4. Surge una nueva dificultad: los ácidos de los elementos anteriores se encuentran normalmente en «estado hidratado», siendo poco probable encontrarlos en el «estado normal», por lo que cuando se
nombran se suele prescindir del prefijo orto para hacer el nombre más corto.
Ejemplo:
HPO3 ácido metafosfórico
H3PO4 ácido fosfórico (en vez de ortofosfórico).
No debe olvidarse que cuando leemos ácido fosfórico en realidad deberíamos estar leyendo ácido ortofosfórico. Esto mismo ocurre con los demás ácidos:
H4SiO4
ácido silícico (ácido ortosilícico)
H3BO3
ácido bórico (ácido ortobórico)
HBO2
ácido metabórico
Otros prefijos
1. Los prefijos di (= piro), tri, tetra,.., hacen referencia al grado de polimerización de algunos ácidos.
2. Se formulan de la siguiente manera: si llamamos n al número indicado por el prefijo, multiplicamos por
n la fórmula del ácido sin prefijo y le restamos n - 1 moléculas de agua.
Ejemplos:
ácido disulfúrico
2 (H2SO4) - 1 (H2O)
H2S2O7
ácido trifosfórico
3 (H3PO4) - 2 (H2O)
H5P3O10
ácido tetrabórico
4(H3BO3) - 5 (H2O)
H2B4O7 (es una excepción)
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3. Para nombrar un ácido tal como H2S2O5 tenemos que fijarnos en el subíndice del elemento central de
la fórmula: en los ácidos sencillos el elemento central no lleva subíndice, pero en los ácidos complejos
sí que poseen un subíndice. Los ácidos di llevan un 2, los ácidos tri un 3, los tetra un 4, etc. Calculamos
el número de oxidación del elemento central: 2·(+1) + 2·(n) + 5·(-2) = 0. Resulta n = +4, luego el azufre
actúa con número de oxidación +4 y la terminación ha de ser oso, por tanto, se trata del ácido disulforoso.
Ácidos importantes
Por su importancia, sobre todo por las sales que se derivan de ellos, vamos a hacer referencia a unos ácidos
formados por los metales manganeso y cromo cuando se encuentran actuando con números de oxidación
altos. Estos ácidos son importantes y deben memorizarse:
HMnO4
ácido permangánico
H2CrO4
ácido crómico
H2MnO4
ácido mangánico
H2Cr2O7
ácido dicrómico
OXOÁCIDOS (Nomenclatura IUPAC)
La IUPAC propone nombrar a los oxoácidos utilizando prefijos multiplicadores de la siguiente manera:
[n]hidrogeno([m]oxido[t]………….ato)
donde [n], [m] y [t] son los prefijos di, tri, tetra, etc., que indican el número de hidrógenos, oxígenos y átomos
del elemento central que contiene la fórmula. Observa que las palabras hidrogeno y oxido no llevan tilde.
Ejemplos:
HClO3
hidrogeno(trioxidoclorato)
H2SO4
dihidrogeno(tetraoxidosulfato)
H2S2O7
dihidrogeno(heptaoxidodisulfato)
H3PO4
trihidrogeno(tetraoxidofosfato)
Formulación de los oxoácidos
Formular los ácidos a partir del método anterior es sencillo puesto que la nomenclatura nos dice el número de
hidrógenos, oxígenos y átomos del elemento central que posee la fórmula.
Ejemplos:
tetrahidrogeno(heptaoxidodifosfato)
H4P2O7
hidrogeno(trioxidoyodato)
HIO3
OXOANIONES
La mayoría de los oxoaniones se pueden considerar provenientes de moléculas que han perdido o ganado uno
o más hidrógenos.
•
La pérdida de hidrógeno en un oxoácido genera un anión cuya carga coincide con el número de hidrógenos perdidos.
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•
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Si a un oxoácido cualquiera, tal como el H2SO4, le quitamos los hidrógenos obtenemos un ion SO42- con
carga negativa -2 (tantas cargas negativas como hidrógenos se han quitado).
Ejemplos:
ClO-
HClO
ClO2-
HMnO4
MnO4-
H2Cr2O7
Cr2O72-
H2SO4
SO42-
HNO3
NO3-
PO43-
H3PO4
•
HClO2
BO33-
H3BO3
Si al H2SO4 le quitamos un solo hidrógeno de los dos posibles, se obtiene el anión HSO4-, con carga -1,
que sigue teniendo carácter ácido porque le quedan hidrógenos. Este tipo de aniones dan lugar a sales
ácidas (que estudiaremos más adelante).
Ejemplos:
H2Cr2O7
HCr2O7-
H3PO4
HPO42-
H2PO4-
H3PO4
HSO3-
H2SO3
Nomenclatura tradicional
•
Es análoga a la de los ácidos, sustituyendo la terminación oso por ito e ico por ato.
•
Si el metal o no metal tiene un único número de oxidación, terminará en ato.
•
En caso de tener dos números de oxidación, se usará la terminación ito para el menor y ato para el mayor.
•
En caso de más de dos números de oxidación usaremos:
...............ito
hipo...........ito
..............ato
per............ato
empezando por el menor de ellos.
Ejemplo: Nombrar el ion SO32- .
Teniendo en cuenta que el ion tiene carga -2, trataremos de encontrar el número de oxidación n del azufre. La carga del azufre más la carga de los tres oxígenos tiene que ser igual a la carga que posee el ion:
n + 3·(-2) = -2 de donde resulta n = +4. El número de oxidación del azufre es +4. Como el azufre tienen
números de oxidación +2 (hiposulfito), +4 (sulfito) y +6 (sulfato), se trata del ion sulfito.
Ejemplos:
ClOMnO4-
ion hipoclorito
ClO2-
ion clorito
ion permanganato
Cr2O72-
ion dicromato
SO42-
ion sulfato
Para los aniones ácidos se añade la palabra hidrogeno, sin tilde, y con el prefijo correspondiente:
HCr2O7HPO42-
ion hidrogenodicromato
H2PO4-
ion dihidrogenofosfato
ion hidrogenofosfato
HSO3-
ion hidrogenosulfito
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Nomenclatura IUPAC
•
Utiliza la carga del ion y lo nombra de la siguiente forma:
ion (n)oxido(m).......ato(carga del ion)
donde (n) y (m) son prefijos di, tri, tetra, etc., que indican el número de oxígenos y el de átomos metálico o no metálico que forma parte del ion.
S2O72-
Ejemplos:
NO3Cr2O72•
ion heptaoxidodisulfato (2-)
ion trioxidonitrato (1-)
CO32-
ion trioxidocarbonato (2-)
ion heptaoxidodicromato (2-)
SO42-
iontetraoxidosulfato (2-)
Para los iones con carácter ácido se antepone la palabra hidrogeno, sin tilde, con el correspondiente
prefijo:
Ejemplos:
HCr2O7-
ion hidrogeno(heptaoxidodicromato) (1-)
H2PO4-
ion dihidrogeno(tetraoxidofosfato) (1-)
HPO42-
ion hidrogeno(tetraoxidofosfato) (2-)
HSO3-
ion hidrogeno(trioxidosulfato) (1-)
SALES NEUTRAS (OXOSALES)
•
Son compuestos ternarios formados por un anión proveniente de un ácido y un catión metálico.
•
Escribimos el metal seguido del anión y se formulan como si fuesen compuestos binarios: intercambian
los números de oxidación escritos como subíndices de tal manera que la fórmula final posea número
de oxidación 0.
Ejemplo:
Un anión proveniente de un ácido, por ejemplo el SO42-, y un catión metálico, por
ejemplo el Ca2+.
Ca2+ SO42-
→ [Ca]2 [SO4]2 → [Ca]2 [SO4]2
→ CaSO4
Nomenclatura de sales neutras
Tradicional
Se nombran de derecha a izquierda: primero el ion, seguido del metal y un número romano
entre paréntesis (en caso de ser necesario indicar el número de oxidación del metal).
Ejemplos: Cu(NO3)2
IUPAC
nitrato de cobre (II)
KClO2 clorito de potasio
[n] ([m]oxido[t]……….ato) de [r]………….
Se escribe entre paréntesis la información del oxoanión, utilizando los prefijos [m] y [t] para
indicar los oxígenos y los átomos metálicos o no metálicos que posee el ion. Si en la fórmula el
ion aparece escrito entre paréntesis, se utilizarán en [n] los prefijos bis (2), tris (3), tetrakis (4),
pentakis (5), hexakis (6), etc., para indicar la cantidad de veces que esas entidades complejas
se repiten en el compuesto. El prefijo [r] indica el número de átomos metálicos presentes.
IES El Majuelo (Gines)
Departamento de Física y Química
4º ESO/1º Bachillerato. Curso 2015-16.
Ejemplos:
Li2SO4
tetraoxidosulfato de dilitio
KClO2
dioxidoclorato de potasio
Ca(BrO4)2
bis(tetraoxidobromato) de calcio
Fe2(SO3)3
tris(trioxidosulfato) de dihierro
Más ejemplos:
Tradicional
IUPAC
NaClO
Hipoclorito de sodio
oxidoclorato de sodio
NaClO2
Clorito de sodio
Dioxidoclorato de sodio
CaSO4
Sulfato de calcio
Tetraoxidosulfato de calcio
Li2CO3
Carbonato de litio
Trioxidocarbonato de dilitio
Fe2(CO3)3
Carbonato de hierro (III)
Tris(trioxidocarbonato) de dihierro
FeSO4
Sulfato de hierro (II)
Tetraoxidosulfato de hierro
Formulación de sales neutras
•
Primer ejemplo de formulación: dicromato de calcio.
1.- Se combinan el ion dicromato Cr2O72- y el ion calcio Ca2+.
2.- Escribimos los dos elementos que se combinan en el orden correcto: Ca2+ Cr2O723.- Intercambiamos sus números de oxidación:
(Ca)2 (Cr2O7)2
4.- Simplificamos los subíndices: (Ca)2 (Cr2O7)2
5.- Fórmula final: CaCr2O7
•
Segundo ejemplo de formulación: bis(trioxidonitrato) de cobre.
Observamos que el compuesto está formado por oxígeno (O), nitrógeno (N) y cobre (Cu). Los
prefijos nos indican directamente cuál es la fórmula: Cu(NO3)2
Ejemplos:
Perbromato de calcio
Ca(BrO4)2
Sulfito de hierro (III)
Fe2(SO3)3
Trioxidocarbonato de calcio
CaCO3
Tris(dioxidonitrato) de oro
Au(NO2)3
Tris(trioxidocarbonato) de dicobalto
Co2(CO3)3
SALES ÁCIDAS
•
Las sales ácidas provienen de la sustitución parcial de los hidrógenos de un oxoácido por un catión.
•
El carácter ácido de la sal se debe a la presencia de los hidrógenos que quedan en el anión.
Por ejemplo, el ácido H2SO4 puede perder un sólo hidrógeno (de número de oxidación +1) y ser sustituido por un átomo de un metal, por ejemplo el Na (también de número de oxidación +1), obteniéndose NaHSO4.
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Departamento de Física y Química
4º ESO/1º Bachillerato. Curso 2015-16
Cuando el metal puede actuar con más de un número de oxidación, hay que indicar, entre paréntesis y
con números romanos, el número de oxidación que está utilizando.
•
La nomenclatura tradicional y la propuesta por la IUPAC siguen las reglas ya establecidas anteriormente
en estos apuntes.
Nomenclatura tradicional
En general, se formulan siguiendo las reglas de los compuestos binarios. Por ejemplo, el ácido dicrómico,
H2Cr2O7, puede perder un hidrógeno y convertirse en el ion HCr2O7-. Este anión puede unirse a un catión metálico, como el magnesio, Mg2+, y formar el siguiente compuesto:
Mg(HCr2O7)2
hidrogenodicromato de magnesio.
Ejemplos:
Cr(HSO3)3
hidrogenosulfito de cromo (III)
Fe(HSO4)2
hidrogenosulfato de hierro (II)
NaHCO3
hidrogenocarbonato de sodio
IUPAC
Se nombran utilizando los prefijos bis, tris, tetrakis, etc., representados por {k}, para indicar el número de veces
que el oxoanión ácido está presente en la fórmula. A continuación se escribe un corchete y se escribe dentro
de él el nombre del oxoanión ácido, escrito entre paréntesis, anteponiéndole la palabra hidrogeno (con el correspondiente prefijo multiplicativo {n}: di, tri,... si fuera necesario). Se acaba uniéndole el nombre del metal
con el correspondiente prefijo multiplicativo {r} si fuera necesario:
{k}[{n}hidrogeno({m}oxido{t}……….ato)] de {r}(nombre del metal)
Ejemplos:
K2HPO4
hidrogeno(tetraoxidofosfato) de dipotasio
KH2PO4
dihidrogeno(tetraoxidofosfato) de potasio
NaHCO3
hidrogeno(trioxidocarbonato) de sodio
Cr(HSO3)3
tris[hidrogeno(trioxidosulfato)] de cromo