Nomenclatura Binaria

TRABAJO DE QUIMICA: NOMENCLATURA BINARIA

FORMULACION y NOMENCLATURA INORGÁNICA
INTRODUCCIÓN
El nombre que se da a una sustancia química, la debe distinguir con claridad y sin ambigüedad de todas las
sustancias que se conocen. Nombrar los elementos no es problema alguno por que ahora solo hay 106 (y solo
103 están reconocidos oficialmente); pero la existencia de más de 1 millón de compuestos químicos hace muy
difícil la tarea de nombrarlos. Hace varios siglos los científicos han venido desarrollando un sistema racional
de nomenclatura química que sirva también como forma de clasificación. Sin embargo, hasta ahora ningún
sistema de nomenclatura ha logrado un éxito completo, pero uno de los más usados hoy en día es el
recomendado por la UNIÓN INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA Y APLICADA (IUPAC) y que
constituye la nomenclatura moderna.
La primera distinción básica en la nomenclatura es entre compuestos orgánicos e inorgánicos, donde
orgánicos se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento Carbono (C). En este
informe se revisará la gran de la nomenclatura básica para compuestos inorgánicos, que son los que no
contienen Carbono. Estos compuestos se dividen por conveniencia en cuatro clases o funciones: óxido, Base,
ácido y sal.
1) ELEMENTOS METÁLICOS Y NO METALICOS
Para efectos de nomenclatura y estudios de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los
elementos es en metálicos y en no metálicos. Se puede determinar si un elemento es o no metal por su
posición en la tabla periódica. Los metales se encuentran en el centro y a izquierda de la tabla periódica y los
no metales se encuentran en el extremo derecho. En la tabla siguiente se da una distribución de los elementos
en las dos categorías. Obsérvese la línea diagonal escalonada que divide la tabla en elementos metálicos y en
no metálicos.
TABLA 1
CLASIFICACION DE LOS ELEMENTOS EN LA
TABLA PERIÓDICA
EN METALES Y NO METALES
METALES
NO METALES
IA
IIA
IIIA
IVA
VA
VIA
VIIA
Gas
H
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Be
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
B
Al
Ga
In
Tl
C
Si
Ge
Sn
Pb
N
P
As
Sb
Bi
O
S
Se
Te
Po
F
Cl
Br
I
At
He
Ne
Ar
Kr
Xe
Rn
IIIB
IVB
VB
VIB
VIIB
Sc
Y
La
Ac
Ti
Zr
Hf
V
Nb
Ta
Cr
Mo
W
Mn
Tc
Re
 VIIIB 
Fe
Ru
Os
Co
Rh
Ir
Ni
Pd
Pt
IB
IIB
Cu
Ag
Au
Zn
Cd
Hg
Cuando se comparan dos elementos el más metálico es el que se encuentra más hacia la izquierda o más hacia
la parte inferior de la tabla periódica.
Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las
fórmulas de un gran número de compuestos.
2) ESTADOS DE OXIDACIÓN
Una de las propiedades más importantes de los elementos es su Estado de oxidación o número de oxidación.
Este está determinado por las siguientes reglas:
1. El Estado de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre (por ejemplo, N 2) es cero.
2. El Estado de oxidación para el oxígeno es –2 (en los peróxidos es de –1)
3. El Estado de oxidación para el Hidrógeno es de +1 (en los Hidruros es de –1).
4. Para iones simples, el Estado de oxidación es igual a la carga del ión. (Así, para Ba2+ el Estado de
oxidación es +2).
5. La suma de los Estados de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es
igual a cero; ene el caso de un ión poliatómico la suma es igual a la carga total. (Un ión poliatómico es
una partícula cargada que contiene más de un átomo, por ejemplo, el ión NO --3).
Existe una correlación definida entre los Estados de oxidación y los grupos en donde están localizados los
elementos de la tabla periódica. Todos los elementos del grupo IA tienen un Estado de oxidación de +1, los
elementos del grupo IIA tienen un Estado de oxidación de +2 y así sucesivamente. En general, un Estado de
oxidación positivo par cualquier elemento es igual al numero del grupo del elemento en la tabla periódica. Por
ejemplo el nitrógeno es de +5.
El Estado de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener sustrayendo de 8 el numero del
grupo y dándole a la diferencia un signo negativo. De acuerdo con la tabla anterior el del flúor es de –1, del
azufre es –2 y del nitrógeno es de –3.
TABLA 2
ESTADO DE OXIDACIÓN ESPERADOS
PARA LOS ELEMENTOS
DE LOS GRUPOS PRINCIPALES
Grupo en la tabla periódica
I
+1
II
+2
III
+3
IV
+4
-4
V
+5
-3
VI
+6
-2
VII
+7
-1
Para predecir una fórmula química simplemente se unen los elementos con Estado de oxidación positivo a
aquellos que tienen Estado de oxidación Negativo, sin olvidar que la suma de ellos al final debe ser cero.
Desgraciadamente, hay muchas excepciones en este sistema de asignación de los Estado de oxidación a partir
de la posición de los elementos en la tabla periódica. Muchos elementos, especialmente los de transición,
tienen más de un Estado de oxidación , por lo tanto, estos Estado de oxidación deberán memorizarse. En la
tabla 3 se dan a conocer algunos de estos elementos.
TABLA 3
ESTADO DE OXIDACIÓN DE ALGUNOS
.ELEMENTOS DE TRANSICIÓN COMUNES
ELEMENTO
COBALTO
CROMO
COBRE
HIERRO
PLOMO
ESTADO DE
OXIDACIÓN
+2
+3
+2
+3
+1
+2
+2
+3
+2
+4
IUPAC
Cobalto (II)
Cobalto (III)
Cromo (II)
Cromo (III)
Cobre (I)
Cobre (II)
Hierro (II)
Hierro (III)
Plomo (II)
Plomo (IV)
NOMBRE
STOCK
Cobaltoso
Cobáltico
Cromoso
Cromíco
Cuproso
Cúprico
Ferroso
Férrico
Plumboso
Plúmbico
MERCURIO
+1
+2
+2
+4
+1
+3
ESTAÑO
ORO
Mercurio (I)
Mercurio (II)
Estaño (II)
Estaño (IV)
Oro (I)
Oro (III)
Mercurioso
Mercúrico
Estanoso
Estánico
Auroso
Aurico
3) IONES NEGATIVOS CON CARGAS INVARIABLES
Los iones de la siguiente tabla tienen los mismos nombres de los elementos de los cuales derivan. Por
ejemplo, Na y Mg son átomos de sodio y de magnesio. Esos elementos normalmente forman aniones que
tienen solamente las cargas que se muestran tal como se aprecia en la tabla siguiente.
Tabla 4
CATIONES CON CARGAS INVARIABLES
Carga sencilla
(Estado de oxidación +1)
Hidrógeno
H+
Litio
Li+
Potasio
Na+
Rubidio
K+
Cesio
Rb+
Plata
Cs+
Armonio
Ag+
NH+4
Carga doble
(Estado de oxidación +2)
Berilio
Be+2
Magnesio
Mg+2
Calcio
Ca+2
Estroncio
Sr +2
Bario
Ba+2
Zinc
Zn+2
Cadmio
Cd+2
Carga triple
(Estado de oxidación +3)
Aluminio
Al+3
4) IONES POSITIVOS CON CARGAS VARIABLES
Los átomos de algunos metales pueden perder dos números distintos de electrones y formar dos iones
positivos. Para estos átomos ha sido añadir el sufijo oso a la raíz latina del átomo de Estado de oxidación más
bajo (ion de menor carga) y el sufijo ico para el Estado de oxidación más alto (o ion de mayor carga).Así a
Fe+2 se le denomina ion Ferroso y a Fe +3 ion Férrico.
‘[; sin embargo hay problemas de
nomenclatura cuando un elemento tiene distintos Estado de oxidación . Para obviar este problema la IUPAC
ha recomendado últimamente la opción de adoptar un sistema que consiste en que los iones positivos se
nombran como el elemento indicando el estado de oxidación mediante numerales romanos entre paréntesis;
así por ejemplo Fe+2 es Hierro (II) y Fe+3 es Hierro (III) y se lee “hierro dos y “Hierro tres” respectivamente.
Sin embargo, es indispensable estar familiarizado con los dos sistemas. En la tabla 3 se dan ejemplos.]
5) IONES NEGATIVOS
Los iones negativos se derivan de los no metales. En general, la carga de un ion negativo (andino)obtenido de
un ácido es igual al Nº de Hidrógenos que se han sustituido. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo
esquema de los ácidos, pero cambian las terminaciones como sigue:
Terminación del ácido
Hídrico
Ito
Oso
Ejemplos:
ácido
ácido bromhídrico HBr



Terminación del anión
Uro
Ato
ito


Anión
Br – (ión bromuro)
Ácido nítrico HNO3 
Ácido nitroso HNO2 
NO-3 (ión nitrato)
NO-2 (ión nitrito)
En la siguiente tabla damos algunos aniones comunes y su carga.
TABLA 5
ANIONES COMUNES
Carga-1
Nombre
Bromuro
Carbonato de
Hidrogeno
Cloruro
Perclorato
Çclorato
Hidróxido
Nitrato
Cianuro
Tiocianato
Fórmula
Br HCO3-
Carga-2
Nombre
Sufato
Sulfito
Fórmula
SO4-2
SO3-2
ClCIO4CIO3OHNO3CNSCN-
Cromato
Dicromato
Carbonato
Tiosulfato
Oxido
Peróxido
Oxalato
CrO4-2
Cr2O7-2
CO3-2
S2O3-2
O-2
C2O4-2
O2-2
Carga -3
Nombre
Fosfato
Fosfito
Fórmula
PO4-3
PO3-3
Arseniato
Borato
Nitruro
AsO4-3
BO3-3
N-3
6) FORMULAS
Todos los compuestos son eléctricamente neutros a pesar de estar constituidos por unidades que son de
naturaleza eléctrica. Al escribir las formulas de los compuestos se debe conservar esta neutralidad eléctrica.
Así, el compuesto formado entre Ag+ y SO4+2 requiere dos iones plata por cada ion sulfato, de suerte que para
que exista neutralidad eléctrica la formula debe ser Ag 2SO4.
7) OXIDOS
Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el Oxigeno. Con el oxigeno, es corriente
que los elemento presenten varios grados de valencia o Estado de oxidación , mientras que el Oxigeno
siempre es bivalente excepto en los peróxido, don de tiene una valencia de –1. Para saber “la o las” valencias
de un elemento cualquiera con Oxigeno y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su
colocación en la tabla periódica, en la cual el Nº de la columna indica la valencia más elevada que presenta un
elemento para con el Oxigeno. Los óxidos se dividen en 2 categorías según sea el elemento que se combina
con el Oxigeno.
COMBINACION DE OXIGENO CON ELEMENTO NO METÁLICOS
Las combinaciones de oxigeno con elemento no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhídridos ácidos.
Ejemplo:
CO 2= dióxido de Carbono
SO 2 = dióxido de azufre
Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos (tipo oxácido):
CO2 +
óxido ácido
H2O = H2CO3
ácido carbónico
oxácido
Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos mono,
di, tri, etc., que indican el Nº de átomos de cada clase en la molécula.
Ejemplo:
SO 2 = dióxido de azufre
NO 2 = dióxido de nitrógeno
SO3 = trióxido de azufre
N 2O5 = pentaóxido de dinitrógeno
Cuándo un elemento presenta dos valencias diferentes, As+3 y As+5 , se usa la terminación oso para el óxido
que tiene el elemento de menor de valencia y la terminación ico para el de mayor valencia.
As 2O3 =óxido arsenioso
As 2O5 =óxido arsénico
Sin embargo, el mejor método es el de Stock, donde el Estado de oxidación o valencia se indica con
Nºs romanos entre paréntesis:
As 2O3 =óxido de arsénico (III)
As 2O5 =óxido de arsénico (V)
Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico.
Ejemplo:
Cl2O
Cl2O3
Cl2O5
Cl2O7
=
=
=
=
Nombre tradicional
óxido hipocloroso
óxido cloroso
óxido clórico
óxido perclórico
Sistema de Stock
óxido de cloro (I)
óxido de cloro (III)
óxido de cloro (V)
óxido de cloro (VII)
COMBINACION DEL OXIGENO CON ELEMENTOS METÁLICOS
Las combinaciones del oxigeno con los metales se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos.
K2O = óxido de potasio
MgO = óxido de Magnesio
Los óxidos básicos reaccionan con el agua para dar bases:
óxido básico
Na2O + H2O
CaO + H2O
=
=
base
2Na(OH)
Ca(OH)2
El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido del
nombre del metal:
Na2O = óxido de sodio u óxido sódico;
CaO =óxido de Calcio u óxido cálcico
Cuando un metal presenta dos Estado de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las
terminaciones oso (para el elemento de menor Estado de oxidación)e ico ) para el elemento de mayor Estado
de oxidación).
Ejemplos:
Cu2O = óxido cuproso;
CuO =óxido cuprico
En este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, llamado Stock, el Estado de oxidación del metal que se
combina con el Oxígeno se indica con Nºs romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del
elemento en español:
Cu2O = óxido de cobre (I);
CuO =óxido de cobre (II)
8) BASES
Se define una base (según Brönsted-Lowry) como cualquier sustancia que puede aceptar o reaccionar con un
ion Hidrógeno, H+. Esta definición incluye una variedad muy grande de compuestos, pero por ahora
limitaremos nuestra discusión a un tipo especial de base llamado hidróxido.
HIDRÓXIDO: Cualquier compuesto que tiene uno o más iones hidróxido reemplazables (OH -). El grupo OHtambién se denomina óxidrilo o hidróxilo. Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos en el
agua.
Ejemplos:
Na2O + H2O
=
2NaOH
hidróxido de sodio
CaO + H2O
=
Ca(OH)2
hidróxido de calcio
Cualquiera de los iones positivos citados en las tablas 3 y 4 se puede combinar con el ión hidróxido en forma
tal que el compuesto sea eléctricamente neutro. Como el grupo hidróxilo es monovalente, para formular una
base se añadse al metal que la forma, tantos iones como indica la valencia del metal.
Las base se nombran con las palabras hidróxido seguido del nombre del metal tal como aparece en
los ejemplos anteriores. Cuando un elemento presenta dos Estado de oxidación diferentes (Cu + y Cu+2 ) el
nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que tiene
la mayor valencia.
CU(OH) = hidróxido cuproso
y
CU(OH)2 =hidróxido cúprico
Es recomendable usar el sistema Stock, con el Estado de oxidación con Nºs romanos entre paréntesis , como
sigue:
CU(OH) = hidróxido de cobre (I) y
CU(OH)2 =hidróxido de cobre(II)
9) ACIDOS
Según la definicion de Brönsted-Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder¿protones?.
En las formulas de todos los ácidos el elemento H se escribe en primer lugar.
Hidrácidos, no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrógeno con
un elemento no metal. Se nombran con la palabra genérica ácido seguido del nombre en latín del elemento no
metálico seguido de la terminación hídrico. A los hidrácidos se los considera como los hidruros de los
elementos de los grupos VI y VII.
Ejemplos:
HF
HCl
HBr
HI
H2S
ácido fluorhídrico
ácido Clorhídrico
ácido Bromhídrico
ácido Yodhídrico
ácido sulfhídrico
Nota: HX (X= F, Cl, Br, I), en estado gaseoso no es un ácido; en agua se asocia para producir iones H+, su
solución acuosa se llama ácido.
Ejemplo:
HCl (gas) +
Cloruro de
Hidrógeno
H2O
Agua
=
HCl (ac)
ácido
clorhídrico
10) SALES
Una sal es el producto de una reacción entre una base y un ácido; en esta reacción también se produce agua.
En términos general es esta reacción se escribe como:
Base + ácido
Ejemplo:
K OH + HBr
Base
ácido
=
=
sal + Agua
KBr + H2O
sal
Se puede observar primero que el ácido dona un H + a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la
combinación eléctricamente neutra del ion positivo K+ de la base y el ion negativo del ácido, Br – es lo que
constituye la sal. ES muy importante tener en cuenta que primero se escribe el elemento metalico y luego el
no metalico.
También se puede considerar una sal el compuesto de sustituir total o parcialmente los hidrógenos de
un ácido por metales. Las sales se dividen en ácidas y neutras.
a) Sales neutras: Resultan de la sustitución total de los Hidrógenos pòr un metal.
El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual precede; las terminaciones cambian según las
siguiente tabla:
Nombre del ácido
Nombre de la sal
_______________________hídrico
_______________________uro
Hipo___________________oso
Hipo___________________ito
_______________________oso
_______________________ito
_______________________ico
_______________________ato
Per____________________ico
Per____________________ato
Se da primero el nombre delk ion negativo seguido del ion positivo.
Ejemplo:
Ca(OH)2 + 2HNO3
=
Ca(NO3)2 + 2H2O
Ácido
nitrato
Nítrico
de calcio
NaOH + HClO
=
NaClO + H2O
Ácido
Hipoclorito
hipocloroso
de sodio
Cuando el metal tiene dos Estado de oxidación diferentes el nombre de la sal termina en oso para el Estado de
oxidación más bajo y en ico par el mayor.
Ejemplos:
CuCl = Cloruro cuproso;
CuCl2 = cloruro cúprico
También se puede nombrar con el sistema de Stock.
CuCl = Cloruro de cobre (I);
CuCl2 = cloruro de cobre (II)
Si el elemento metálico forma un ion de un solo Estado de oxidación no se usa Nº romano.
Ejemplo: KBr Se llama Bromuro de potasio
b) Sales ácidas: resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos de un ácido por un metal.
Ejemplo: KHS el cual deriva del ácido H2S.
KHS
Nombre tradicional
Bisulfuro de potasio
NaHSO4
Bisulfato de sodio
Nombre IUPAC
Sulfuro ácido de potasio (o sulfuro
de potasio e hidrógeno).
Sulfato ácido de sodio (o sulfato de
sodio e hidrógeno).
11) COMPUESTOS BINARIOS FORMADOS POR DOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
Cuando un par de no metales forma sólo un compuesto, éste puede nombrarse fácilmente. El nombredel
elemento que aparece primero en la formula se escribe en segundo lugar, como si se tratara de un compuesto
ionico por ser el más electropositivo. A la primera parte del mimbre se le añade el sufijo uro, como si se
tratara de un andino, al nombre del segundo no metal que figura en la formula.
Ejemplo:
NF3
fluoruro de nitrógeno
Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frrecuente, para
designar el Nº de átomos de cada se usan los prefijos griegos bi =dos, tri =tres, tetra =cuatro, penta =cinco,
hexa =seis, etc.
Ejemplos. PCl3 = tricloruro de fosforo;
PCl5 = pentacloruro de fosforo
Muchos de los compuestos binarios de los no metales más conocidos, han adquirido nombres comunes que se
usan mucho, por ejemplo:
H 2O
H 2O 2
NH3
PH3
AsH3
= agua
= agua oxigenada
= amoníaco
=fosfina o fosfamina
=arsina o arsenamina
12) HIDRUROS
La combinación de cualquier elemento con un hidrógeno constituye un hidruro. El Hidrogeno es siempre
monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un Estado de oxidación de –1(en los demás casos
aparece como +1).
Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el H para formar un el
correspondiente Hidruro, basta observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas:
1) los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el H la valencia que indica el Nº de la
columna; así: primera columna = monovalentes; segunda columna = divalentes; tercera columna =
trivalentes.
2) Par saber la valencia con el Hidrógeno de los elementos de las columnas IV a la VIII, se resta de 8 el Nº
característico de la culmina que ocupa el elemento. Así, los elemento de la columna V serán trivalentes
porque 8-5=3.
En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre Hidruro de...(nombre
del elemento combinado con el hidrógeno). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales.
Ejemplo:
LiH
NH3
MgH2
POH3
= hidruro de Litio
= amoniaco
= hidruro de magnesio
= fosfina
13) PERÓXIDO
En el agua ordinaria, H2O, el oxígeno tiene un Estado de oxidación de –2. En el agua oxigenada, H2O2, el
Estado de oxidación del O es de –1. El ion O2+2 se llama ion peróxido. Los peróxido resultan de sustituir los
dos hidrógenos del agua oxigenada, H2O2, por elementos metálicos.
Se nombran con la palabra peróxido seguida del nombre del metal correspondiente.
Ejemplo:
Na2O2 = peróxido de sodio;
BaO2 = peróxido de bario
Nota: las formulas de los peróxido no se simplifican; así, por ejemplo, Na2O2 no se puede simplificar
escribiendo NaO.
CONCLUSION
En este trabajo he tratado de exponer varios sistemas de nomenclatura de los distintos tipos de compuestos
que forman la nomenclatura binaria y además he hablado sobre propiedades de los Estado de oxidación
La mejor forma de nombrar un elemento es conociendo varios sistemas y ocupando que sea mejor para cada
caso.