Uniones Quimicas Nomenclatura Y Formuleo

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ELECTRONEGATIVIDAD Y UNIONES QUÍMICAS Casi en su totalidad las sustancias presentes en la naturaleza se presentan como átomos o iones unidos. Sólo los gases nobles se presentan sin enlazar sus propios átomos ni unirse con otros átomos. Se denominan enlaces químicos a las fuerzas que mantienen unidos átomos o iones en los compuestos químicos. La electronegatividad de un elemento es la capacidad que tiene un átomo de dicho elemento para atraer hacia sí los electrones, cuando forma parte de un compuesto. Si un átomo tiene una gran tendencia a atraer electrones se dice que es muy electronegativo (como el flúor y los elementos próximos) y si su tendencia es a perder esos electrones se dice que es muy electropositivo (como los metales alcalinos). La electronegatividad es un concepto relativo, es decir, se mide en relación a otros elementos. Linus Pauling construyó una escala de electronegatividades relativas. Los elementos más electronegativos como los halógenos, el oxigeno, el nitrógeno y el azufre se encuentran en el extremos superior derecho de la Tabla Periódica, siendo el flúor el elemento más electronegativo con un valor asignado de 4,0. Los elementos menos electronegativos, metales alcalinos y alcalinotérreos, por oposición, se presentan en el extremo inferior izquierdo, siendo el cesio el de menor valor de electronegatividad, 0,7. La electronegatividad está relacionada con la afinidad electrónica, pero no son lo mismo. La afinidad electrónica indica la capacidad de un átomo aislado de atraer un electrón adicional, pudiendo medirse experimentalmente. En cambio la electronegatividad se refiere a la capacidad de un átomo enlazado con otro átomo, para atraer los electrones compartidos. El conocimiento de la electronegatividad permite establecer qué tipo de enlace une a los átomos en un compuesto. La Teoría del Octeto A principios del siglo XX, se consideraba que los gases nobles se diferenciaban de los demás elementos químicos presentes en la naturaleza por qué no formaban compuestos. Se relacionó, posteriormente, la baja reactividad de dichos gases con la estructura electrónica de sus átomos, llegando a la conclusión de que debido a su estructura estable, los átomos de los gases nobles no se unen a otros átomos y forman moléculas monoatómicas. Posteriormente, en 1962, se obtuvieron en el laboratorio compuestos de gases nobles como el hexafluoruro de platino y el trióxido o tetraóxido de xenón. Esa estabilidad se atribuyó a la configuración electrónica de 8 electrones en el último nivel que presentan estos gases, excepto el helio que sólo presenta 2. Sobre estas ideas se propuso la " teoría del Octeto", que fue enunciada por el químico estadounidense Gilbert Newton Lewis (1875-1946) en la que se establece que en las uniones químicas entre los átomos intervienen los electrones de la capa externa, llamados electrones de valencia. La regla del octeto dice que, cuando se forman las uniones químicas entre átomos, cada uno de ellos adquiere la estructura electrónica del gas inerte más cercano, quedando el último nivel de energía de cada uno de éstos átomos con ocho electrones, excepto los átomos que se encuentran cerca del helio, que completan su último nivel con sólo dos electrones. Para que los átomos se unan y el conjunto se mantenga es necesario que la agrupación de átomos sea más estable que los átomos por separado.

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En todos los casos los enlaces químicos se producen por la acción de fuerzas electrostáticas entre núcleos y electrones. Clasificación de las uniones químicas El siguiente cuadro ilustra la clasificación de los diferentes tipos de enlaces: Unión Iónica Entre átomos

Unión covalente

Común Dativa

Polar No Polar

Unión metálica

Enlaces Químicos Fuerzas dipolo-dipolo Entre moléculas

Fuerzas de London Puente de hidrógeno

Los distintos tipos de enlaces están asociados con las electronegatividades de los átomos que componen las sustancias. En las uniones iónicas, los átomos de los elementos enlazados tienen diferencias de electronegatividades muy marcadas, de 2 ó más. En las uniones covalentes, los átomos que se unen tienen electronegatividades altas y la diferencia entre ellas es menor a 2, pudiendo ser cero. Por ejemplo cuando se unen átomos de un mismo elemento para formar moléculas de una determinada sustancia. Las reglas mencionadas se cumplen para una amplia cantidad de compuestos, pero no es estricta. Se utiliza el concepto de “carácter porcentual iónico” para caracterizar el tipo de enlace y este porcentaje de carácter iónico está asociado a la diferencia de electronegatividades. Un enlace 100% iónico no existe en la naturaleza. La sustancia más iónica que se conoce es CsF (fluoruro de cesio) que presenta un 90% de de carácter iónico. En contraposición un enlace covalente puro no polar tiene un 0% de carácter iónico, por ejemplo el diamante o el grafito, existiendo además de estos extremos toda una gama de compuestos intermedios en su ionicidad, por ejemplo el NaCl (cloruro de sodio) con un 60% de carácter iónico o el SiO2 con un 50 % de ionicidad. Las uniones metálicas se producen entre átomos de elementos de electronegatividad baja e idéntica. Unión Iónica o electrovalente Fue propuesto por W Kossel en 1916 y se basa en la transferencia de electrones de un átomo a otro. Se define la electrovalencia como la capacidad que tienen los átomos para ceder o captar electrones hasta adquirir una configuración estable, formándose así combinaciones donde aparecen dos iones opuestos. Este tipo de enlace se produce entre un elemento muy electronegativo y alta afinidad electrónica, que tiende a formar aniones, es decir iones negativos y otro electropositivo con baja energía de ionización que tiende a formar cationes, es decir iones positivos. La cantidad de electrones cedida y captada debe ser la misma, de forma tal que las cargas eléctricas estén equilibradas (regla de la electroneutralidad)

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Estos iones de distinto signo se atraen fuertemente por fuerzas electrostáticas, esa fuerza se llama unión o enlace iónico. Generalmente se produce entre metales de los grupos I y IIA (metales alcalinos y alcalinotérreos) con elementos del grupo VII (halógenos) y el oxigeno. El ejemplo típico de unión iónica es el compuesto cloruro de sodio. Este compuesto está formado por un catión sodio Na+ y un anión cloruro Cl-. El catión sodio se forma por la tendencia del elemento sodio a alcanzar estabilidad perdiendo un electrón y tomando la CEE (configuración electrónica externa) del gas noble más próximo, el neón. El anión cloruro se forma por la tendencia del elemento cloro a tomar un electrón y lograr mayor estabilidad al tomar la CEE del gas noble más próximo, el argón. Los iones formados al agruparse forman en una red cristalina .En el caso del cloruro de sodio, es una red cúbica en la que en los vértices del paralelepípedo fundamental alternan iones Cl- y de esta forma cada ion Cl- queda rodeado de seis iones Na+ y recíprocamente. Se llama índice de coordinación al número de iones de signo contrario que rodean a uno determinado, en una red cristalina. En el caso del NaCl, el índice de coordinación es 6 para ambos iones. Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cl-1 Na+1

Cristal de Cloruro de Sodio

Esquema de Cristal NaCl

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Existen una serie de condiciones que explican la geometría del cristal: -Cada catión debe agrupar a su alrededor (preferiblemente en contacto) con el máximo número posible de aniones y viceversa -La separación entre iones de la misma carga debe ser la máxima posible compatible con la mínima separación entre iones de signo contrario (optimización de las fuerzas de atracción-repulsión electrostáticas) -Siempre debe respetarse la neutralidad eléctrica de la estructura En algunos casos los iones que forman parte del cristal no tienen la misma carga, por ejemplo en el caso del cloruro de calcio (CaCl2), el catión Ca tiene carga +2 por perder dos electrones de valencia y el anión cloruro -1, por ganar un electrón. Para que el cristal sea neutro el número de coordinación del catión calcio tiene que ser el doble del anión cloruro. Se denomina celdilla unidad a la menor unidad que se repite en toda la extensión de la red cristalina. Formas de representación de las uniones iónicas Los compuestos iónicos se representan utilizando dos fórmulas: la fórmula de Lewis y la fórmula mínima. Cuando los átomos interactúan para formar enlaces químicos, lo hacen a través de sus regiones externas, sus electrones de valencia. G. Lewis propuso un diagrama de puntos, llamada fórmula de Lewis o representación de Lewis, que representa la estructura atómica de cada elemento: -Se utiliza el símbolo del elemento como representación del núcleo y los niveles energéticos con los electrones más internos. -Los electrones de valencia se representan por puntos, cruces o cualquier otro símbolo, alrededor del símbolo del elemento. - Los símbolos de los electrones se colocan en cuatro posiciones diferentes: arriba, abajo, a la izquierda y a la derecha del símbolo atómico. Cuando se tengan hasta cuatro electrones representables, sus símbolos deberán ocupar posiciones diferentes; si hay más de cuatro, se representan por pares. Por ejemplo, la representación del átomo de cloro, que tiene siete electrones de valencia, al igual que el resto de los halógenos, sería:

** * Cl **

**

*

*

La del átomo de carbono, como el de todos los elementos del grupo IV A sería:

*

*

*

C

*

*

*

*

*

En el caso de los aniones el o los electrones ganados se suelen representar con otro símbolo, y el ión se encierra entre corchetes indicando en el extremo superior derecho la carga. Los iones positivos se representan colocando la carga en el extremo superior derecho sin necesidad de indicar los electrones de valencia. Por ejemplo para representar el compuesto cloruro de sodio la fórmula de Lewis sería:

Na

**

+ **

Cl

*º

** 4

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En el caso de que hubiera mayor cantidad de iones del mismo tipo, la cantidad se indica anteponiendo a la representación del ión la cantidad presente en la celdilla unidad. En el caso del cloruro de calcio:

+2

Ca

**

2

**

Cl

-

*º

** La representación indica que por cada catión calcio se rodea de dos aniones cloruros. La fórmula mínima o empírica corresponde a la menor relación iónica de la celdilla unidad que permite la electroneutralidad. Para representarla se utilizan los símbolos de los elementos presentes, colocando, por convención, primero el elemento menos electronegativo y luego el más electronegativo. Si hay más de un ión de cada tipo, la cantidad de cada uno se escribe como subíndice a la derecha de cada símbolo. Por ejemplo: NaCl; CaCl2 Propiedades de los compuestos iónicos Las sustancias iónicas están constituidas por iones ordenados en el retículo cristalino; las fuerzas que mantienen esta ordenación son fuerzas electrostáticas, muy intensas, en todas direcciones. Todos son sólidos a temperatura ambiente debido a la red cristalina. La fusión de compuestos iónicos implica necesariamente el rompimiento de la red cristalina, esto requiere una considerable energía de tal manera que los puntos de fusión y de ebullición son generalmente altos. El aporte de energía necesario para la fusión, en forma de energía térmica, debe ser igual al de energía reticular, que es la energía desprendida en la formación de un mol de compuesto iónico sólido a partir de los correspondientes iones en estado gaseoso. Cuando un compuesto iónico se introduce en un disolvente polar, los iones de la superficie de cristal provocan a su alrededor una orientación de las moléculas dipolares, que enfrentan hacia cada ion sus extremos con carga opuesta a la del mismo. En este proceso de orientación se libera una energía que, si supera a la energía reticular, arranca al ion de la red. Una vez arrancado, el ion se rodea de moléculas de disolvente: queda solvatado. Las moléculas de disolvente alrededor de los iones se comportan como capas protectoras que impiden la reagrupación de los mismos. Todo esto hace que, en general, los compuestos iónicos sean solubles en disolventes polares. Así, un compuesto como el NaCl, es muy soluble en disolventes como el agua. La solubilidad aumenta cuando aumenta la diferencia de electronegatividad entre los átomos En un cristal iónico, los iones están atrapados en sitios fijos en la red cristalina, estos no pueden migrar y por lo tanto no pueden conducir la corriente eléctrica, excepto que estén disueltos o fundidos. Los compuestos iónicos son duros porque el enlace es fuerte y se resisten bastante a ser rayados. Y cuanto mayor es la energía reticular mayor es su dureza. Sin embargo, son frágiles. Esto es debido a que un golpe puede originar un desplazamiento de los planos de los iones y, al dejar enfrentados iones de igual signo, daría lugar a una fractura en el cristal por fuerzas repulsivas electrostáticas. Unión metálica Es el enlace que se da entre elementos de electronegatividades bajas y muy parecidas, en estos casos ninguno de los átomos tiene más posibilidades que el otro de perder o ganar los electrones. La forma de cumplir la regla de octeto es mediante la compartición de electrones entre muchos átomos. Se crea una nube de electrones que es compartida por todos los núcleos de los átomos

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que ceden electrones al conjunto. Los electrones que se comparten se encuentran deslocalizados entre los átomos que los comparten Los elementos metálicos sin combinar forman redes cristalinas con elevado índice de coordinación. Los átomos de los metales tienen pocos electrones en su última capa, por lo general 1, 2 ó 3. Estos átomos pierden fácilmente esos electrones y se convierten en iones positivos, por ejemplo Na +, Cu 2+, Mg 2+. Los iones positivos resultantes se ordenan en el espacio formando la red metálica. Los electrones de valencia desprendidos de los átomos forman una nube de electrones que puede desplazarse a través de toda la red. De este modo todo el conjunto de los iones positivos del metal queda unido mediante la nube de electrones con carga negativa que los envuelve. Este modelo de enlace metálico es conocido como modelo de la nube o del mar de electrones. Propiedades de los metales -Presentan brillo metálico, ya que tienen una alta capacidad para reflejar la luz. La mayoría son blancos o plateados como el sodio, la plata, el níquel. Como excepción está el oro, amarillo y el cobre, rojizo. -Temperaturas de fusión y ebullición muy elevadas, siendo menores en los metales alcalinos, pero siempre son mayores que los de los no metales. -Son sólidos a temperatura ambiente (excepto el mercurio que es líquido). -Buenos conductores de la electricidad debido a la nube de electrones deslocalizada y del calor debido a la facilidad de movimiento de los electrones y de vibración de los restos atómicos positivos. -Resisten la acción de la presión sin romperse, son tenaces. Son dúctiles, es decir pueden formar hilos con facilidad y maleables, porque se pueden transformar en láminas al aplicar presión. Esto no ocurre en los sólidos iónicos ni en los sólidos covalentes dado que al aplicar presión en estos casos, la estructura cristalina se rompe. Esto es posible porque los iones pueden desplazarse sin que se produzcan repulsiones por cargas del mismo signo. -Son en general duros porque resisten al rayado, aunque los metales alcalinos son blandos y de poca densidad. -La mayoría se oxida con facilidad. Unión covalente Los no metales, elementos situados a la derecha de la tabla periódica, tienen varios electrones de valencia y para alcanzar estabilidad tienen tendencia a ganar electrones para adquirir la CEE del gas noble más próximo. Cuando dos átomos del mismo elemento, por ejemplo dos átomos de hidrógeno se unen para formar la molécula de hidrógeno, ambos deben ganar un electrón para alcanzar la configuración del helio. En este caso el enlace se forma al compartir un par de electrones entre los dos átomos, uno procedente de cada átomo. El par de electrones compartido es común a los dos átomos y los mantiene unidos, de manera que ambos adquieren la estructura electrónica de gas noble. Cada par de electrones compartidos constituye un enlace covalente. Los enlaces covalentes pueden representarse a partir de los símbolos de Lewis de los elementos participantes. Por ejemplo para la molécula de hidrógeno:

H••H

En este caso se dice que el enlace es covalente simple, ya que se comparte un solo par de electrones. Cada átomo aporta un electrón al par compartido y el par pertenece a ambos núcleos.

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En otros casos se comparten dos pares y hasta tres pares entre los dos átomos enlazados. Los ejemplos son la molécula de oxigeno, que presenta un enlace covalente doble y la molécula de nitrógeno que presenta un enlace covalente triple. Cada átomo de oxigeno posee 6 electrones en el último nivel, por lo tanto debe ganar dos electrones para alcanzar estabilidad. Al unirse a otro átomo de oxígeno compartirán dos pares electrónicos. En el caso del nitrógeno, cada átomo tiene 5 electrones de valencia, por lo tanto debe ganar tres electrones para que su CEE sea de ocho electrones. De esta forma compartirán 3 pares electrónicos. Una forma de representación de las situaciones descriptas, es reemplazar cada par compartido por una línea o guión que enlace los símbolos de ambos elementos enlazados. Esta forma de representación se denomina fórmula desarrollada. En el caso del hidrógeno, la molécula se representa por un guión que une dos núcleos (el símbolo del hidrógeno representa un núcleo). En la molécula de oxigeno se unen los dos núcleos por un guión doble y en el caso del nitrógeno ambos núcleos se unen por un guión triple.

En todos los casos un guión representa un par compartido. Los ejemplos anteriores son todos homonucleares, es decir se unen átomos del mismo elemento. Pero existen otras moléculas, la mayoría, en las que los átomos que se unen son de distinto tipo. Algunos ejemplos: Molécula de amoníaco, NH3. En este caso el nitrógeno que posee cinco electrones de valencia comparte tres pares de electrones para completar su octeto con tres átomos de hidrógeno, cada uno de los cuales alcanza estabilidad adquiriendo la CEE de dos electrones del helio.

Otro ejemplo es la molécula de agua, H2O. En ella el oxigeno, con 6 electrones de valencia comparte dos pares de electrones con dos átomos de hidrógeno

Polaridad de las moléculas En los enlaces homonucleares la diferencia de electronegatividad entre los átomos es nula, ya que se trata de átomos del mismo elemento químico. Cuando se trata de átomos de de diferentes elementos, los electrones de enlace permanecen más tiempo cerca del elemento más electronegativo, ya que atraerá más fuertemente hacia sí al par electrónico compartido estableciéndose una diferente densidad de carga. El resultado es un desplazamiento de la carga negativa hacia el átomo más electronegativo, quedando entonces el otro con un ligero exceso de carga positiva.

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Por ejemplo en el caso del fluoruro de hidrógeno la mayor electronegatividad del flúor hace que sobre éste aparezca una fracción de carga negativa, mientras que sobre el hidrógeno aparece una positiva de igual valor absoluto. Resulta así una molécula polar, con un enlace intermedio entre el covalente y el iónico. H +δ F -δ La letra +δ y -δ indica la densidad de carga y su signo. Es posible predecir la polaridad de un enlace covalente a partir de la diferencia de electronegatividad de los átomos unidos por el enlace. Sin embargo, una molécula que tiene enlaces polares puede ser polar o no polar. Dependiendo de la forma tridimensional de la molécula (geometría), las contribuciones de dos o más enlaces polares podrían cancelarse mutuamente, y en este caso se trataría de una molécula no polar. Unión covalente dativa o coordinada Es el enlace que se produce cuando dos átomos comparten un par de electrones, pero dicho par es aportado solamente por uno de los átomos combinados. El átomo que aporta el par de electrones recibe el nombre de donante, y el que los recibe, aceptor. Esta situación se representa en la fórmula de Lewis con una flecha (representa el par compartido) que sale del dador y se dirige al aceptor. Por ejemplo en el dióxido de azufre, el azufre comparte con un átomo de oxigeno dos pares de electrones estableciendo un enlace covalente doble y comparte un par con otro átomo de oxigeno, aportándolo totalmente.

Propiedades de los compuestos covalentes Los compuestos covalentes pueden formar redes tridimensionales, en las que los átomos se unen entre sí por covalencia, como el diamante (C), el cuarzo (SiO2) La fuerza de la unión es intensa. Las propiedades de este tipo de compuesto son:

• • • •

Presentan elevados puntos de fusión (generalmente subliman si se sigue calentando) Muy poco solubles en cualquier tipo de disolvente. Suelen ser duros. Suelen ser malos conductores de la electricidad.

En la mayoría de los casos los compuestos covalentes forman entidades moleculares individuales, que interaccionan entre sí mediante fuerzas intermoleculares que influyen sobre el tipo de propiedades de las sustancias

•

• •

Se pueden presentar en estado sólido, líquido o gaseoso a temperatura ambiente. En general, sus puntos de fusión y ebullición no son elevados, aunque serán mayores cuando la fuerza intermolecular que une a las moléculas sea más intensa. Suelen ser blandas y elásticas, pues al rayarlas sólo se rompen las fuerzas intermoleculares. La solubilidad es variable, siendo solubles en disolventes de polaridad similar. Los compuestos polares se disuelven en disolventes polares, los no polares en los disolventes no polares.

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En general, son malos conductores de la electricidad. Aunque la conductividad eléctrica se ve favorecida si aumenta la polaridad de las moléculas. Algunos ejemplos de este tipo de compuestos: agua, amoniaco, compuestos orgánicos. •

NOMENCLATURA DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS La nomenclatura de los compuestos químicos es la forma de nombrarlos en el lenguaje ordinario. La enorme cantidad de compuestos que existen hace imprescindible el establecimiento de un conjunto de reglas, acordadas universalmente, que permitan nombrar de igual manera en todo el mundo a un mismo compuesto. La elaboración de estas normas está a cargo de un organismo internacional, la I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry). La nomenclatura incluye el conjunto de reglas que permiten identificar una sustancia, nombrándola, clasificándola y escribiendo su fórmula química. Permite deducir su fórmula química a partir de su nombre o viceversa. Clasificar significa señalar a qué función química corresponde (óxido, hidróxido, oxácido, etc.). Número de oxidación y reglas de adjudicación El número de oxidación es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado. Puede considerarse como el número de electrones perdidos o ganados en el ión correspondiente (en el supuesto de que todos los compuestos fueran iónicos). El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos. Existen ciertas relaciones entre el índice de oxidación de un elemento y su posición en el sistema periódico, de modo que es posible deducir las siguientes reglas básicas: a) Los elementos metálicos tienen índices de oxidación positivos. b) Los elementos no metálicos pueden tener índices de oxidación tanto positivos como negativos. c) El índice de oxidación positivo de un elemento alcanza como máximo el valor del grupo (columna) al que pertenece dentro del sistema periódico. En el caso de que tome otros valores, éstos serán más pequeños, soliendo ser pares o impares según el grupo en cuestión sea par o impar. d) El índice de oxidación negativo de un elemento viene dado por la diferencia entre ocho y el número del grupo al que pertenece dentro del sistema periódico. e) Los números se asignan a los diferentes elementos cuando se hallan formando un compuesto. El índice de oxidación de un elemento sin combinar es cero. Los diferentes números o estados de oxidación de los elementos químicos pueden obtenerse de la tabla periódica. Algunos números de oxidación son claves, porque están referidos a elementos químicos como el oxígeno y el hidrógeno que tiene gran poder de combinación y están presentes en una gran variedad de compuestos, son: -El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos que es -1 -El número de oxidación del oxigeno es -2 excepto en los peróxidos que es -1 Algunos ejemplos: -El elemento químico cloro presenta los siguientes estados de oxidación:-1, +1, +3,+5,+7 -El elemento químico calcio, que es un metal del grupo 2, tiene número de oxidación +2. -En un compuesto el número de oxidación es cero. Por ejemplo, en el caso del agua (H2O) la molécula tiene dos átomos de hidrógeno; el hidrógeno tiene número de oxidación +1, lo que hace un total de +2. El oxígeno tiene número de oxidación -2 El número de oxidación resultante es cero. Aspectos generales de la nomenclatura

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Para fijar tanto el orden en el que los elementos químicos se escriben como en el que habrán de leerse, la I.U.P.A.C. ha tomado como base el siguiente orden o secuencia de los diferentes elementos: METAL - HIDROGENO - NO METAL - OXIGENO Existen distintos tipos de nomenclaturas: tradicional, con numeral de Stock (es la recomendada por la IUPAC) y la sistemática. Usaremos la primera y la segunda. Las normas y generalidades de cada una son: Nomenclatura de la IUPAC con numeral de Stock: En este caso, si el o los elementos que forma el compuesto tienen más de un número de oxidación, se indica en números romanos al final y entre paréntesis. Ejemplo: Fe2S3 Sulfuro de hierro (III) Nomenclatura tradicional: Se indica el número de oxidación del elemento que forma el compuesto con una serie de prefijos y sufijos. También se indica qué elementos forman parte de la sustancia mediante, en algunos casos, prefijos especiales. a) Cuando sólo tiene un número de oxidación se usa el sufijo –ico (en óxidos, oxácidos e hidróxidos) o –ato (en oxosales), o el prefijo de y el elemento correspondiente. Por ejemplo: óxido cálcico u óxido de calcio. b) Cuando tiene dos números de oxidación diferentes se usan -Para el número de oxidación menor: -OSO (en óxidos, hidróxidos y oxácidos) e ITO (en oxosales) -Para el número de oxidación mayor: -ICO (en óxidos, hidróxidos y oxácidos) y ATO (en oxosales) c) Cuando tiene tres números de oxidación se usan, del menor al mayor número de oxidación: En óxidos y oxácidos:

En oxosales:

-oso

-ito

-ico

-ato

per-….. -ico

per-….-ato

d) Cuando tiene cuatro número de oxidación se utilizan (de menor a mayor) En óxidos y oxácidos: hipo-…. -oso

En oxosales: hipo-…..-ito

-oso

-ito

-ico

-ato

per-….. -ico

per-….-ato

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Ejemplo: Cl2O7 Óxido perclórico. Prefijos correspondientes a diversos elementos Elemento

Prefijo

Hierro (Fe)

Ferr

Cobre (Cu)

Cupr

Plomo (Pb)

Plumb

Estaño (Sn)

Estann

Oro (Au)

Aur

Manganeso (Mn)

Mangan

Arsénico (As)

Arseni

Antimonio (Sb)

Estib

Nitrógeno (N)

Nitr

Azufre (S)

Sulf: en hidrácidos, sales binarias y oxosales.

Sulfur: en óxidos y oxácidos. A cada tipo de sustancia se la llama "función química". Por ejemplo: los óxidos básicos son un función química, los hidróxidos otra, etc. Compuestos Binarios Se denominan compuestos binarios aquellos que resultan de la combinación de dos elementos; por tal razón en sus fórmulas intervendrán tan sólo dos símbolos. Compuestos Oxigenados Son aquellos que presentan en su composición el elemento químico oxigeno combinado con un metal u otro no metal. Según si este elemento es metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos, respectivamente. El oxígeno siempre tiene número de oxidación -2. Óxidos Básicos o Metálicos Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal. El metal actúa con números de oxidación positivos. Fórmula General: MnOx donde M es un metal; n y x indican la cantidad de cada átomo presente en la fórmula. Esos números serán los necesarios para alcanzar el número de oxidación cero del compuesto.

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Ejemplo

Stock

Tradicional

K2O

óxido de potasio

óxido potásico o de potasio

Fe2O3

óxido de hierro(III)

óxido férrico

FeO

óxido hierro (II)

óxido ferroso

SnO2

óxido de estaño (IV)

óxido estánnico

El potasio (K) tiene un único número de oxidación: +1. El hierro (Fe) tiene dos números de oxidación: +2 y +3. Se observa el prefijo ferr en la nomenclatura tradicional El estaño (Sn) tiene dos números de oxidación: +2 y +4, en el ejemplo está actuando con +4 Óxidos Ácidos o No Metálicos Son aquellos compuestos binarios formados por la combinación del oxigeno con un no metal. El no metal actúa con números de oxidación positivos. (Los del grupo VIA, como el azufre, con +4 ó +6). Antiguamente se los llamaba anhídridos Fórmula General: NMnOx donde NM es un no metal; n y x indican la cantidad de cada átomo presente en la fórmula. Esos números serán los necesarios para alcanzar el número de oxidación cero del compuesto.

Ejemplo

Stock

Tradicional

SO3

óxido de azufre(VI)

óxido sulfúrico

Cl2O7

óxido de cloro(VII)

óxido perclórico

El S (Azufre) tiene dos números de oxidación positivos: +4 y +6, en el ejemplo actúa con +6. Se observa el prefijo sulf en la nomenclatura tradicional. El cloro presenta u números de oxidación positivos: -1, +3, +5, +7, en el ejemplo actúa con +7 Un caso especial: los óxidos del Cromo y del Manganeso El Cr y el Mn son elementos anfóteros, es decir, pueden comportarse como metales o no metales. Con sus números de oxidación inferiores (+2, +3), presentan carácter metálico, dando óxidos básicos, hidruros e hidróxidos. Con los demás números de oxidación, carácter no metálico, dando óxidos ácidos (llamados en este caso anhídridos, para diferenciarlos), oxácidos y sales. Elemento

Carácter

Número de Oxidación

Nombre

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+2

Óxido cromoso

+3

Óxido crómico

+4

Anhídrido cromoso

+6

Anhídrido crómico

+2

Óxido manganoso

+3

Óxido mangánico

+4

Anhídrido manganoso

+6

Anhídrido mangánico

+7

Anhídrido per mangánico

Metálico Cromo No metálico

Metálico

Manganeso No metálico

Compuestos Hidrogenados Son aquellos compuestos binarios que presentan en su fórmula hidrógeno. Hidruros Son aquellos compuestos que presentan el hidrógeno combinado con un metal o un no metal, tratándose de hidruros metálicos o no metálicos, respectivamente. Hidruros metálicos Son compuestos binarios formados por hidrógeno con un metal. En estos compuestos, el hidrógeno siempre tiene número de oxidación -1 y los metales números de oxidación positivos. Se nombran con la palabra hidruro. Fórmula General: MHx donde x indica la cantidad de átomos de hidrógeno presentes en la fórmula y que coincide con el número de oxidación del metal, para alcanzar el número de oxidación cero del compuesto.

Ejemplo

Stock

Tradicional

KH

hidruro de potasio

hidruro de potasio o potásico

NiH3

hidruro de níquel(III)

hidruro niquélico

PbH4

hidruro de plomo(IV)

hidruro plúmbico

El potasio (K) tiene un solo número de oxidación: +1 El níquel presenta dos números de oxidación: 2 y +3, en el ejemplo actúa con +3 El plomo presenta dos números de oxidación: +2 y +4, en el ejemplo actúa con 4. Se observa el uso del prefijo del plomo: plumb en la nomenclatura tradicional. Hidruros no metálicos

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Son aquellos compuestos binarios constituidos por hidrógeno y un no metal. El hidrógeno siempre usa número de oxidación +1 y los no metales, el menor de sus números de oxidación y con signo negativo. Hay varios de ellos que tienen nombres especiales mucho más usados que los sistemáticos. Fórmula General: HnNM donde n indica la cantidad de átomos de hidrógeno presentes en la fórmula y que coincide con el número de oxidación del no metal, para alcanzar el número de oxidación cero del compuesto. Ejemplo

Nombre más usado

NH3

amoníaco o trihidruro de nitrógeno

PH3

fosfina o trihidruro de fósforo

BH3

borano o trihidruro de boro

AsH3

arsina o trihidruro de arsénico

SbH3

estibina o trihidruro de antimonio

CH4

metano o tetrahidruro de carbono

SiH4

silano o tetrahidruro de silicio

H2 O

agua o dihidruro de oxígeno

(Por tradición, en muchos hidrácidos el no metal se escribe delante)

Hidrácidos Son aquellos hidruros no metálicos que forman una solución ácida al disolverse en agua. Se nombran de forma diferente según si están disueltos o en estado puro. Son los formados con S, Se, Te, F, Cl, Br, I. Si están puros se nombran de la forma …..-uro de hidrógeno y si están disueltos ácido….-hídrico. El H se escribe delante. Ejemplo

en estado puro

en disolución

HF

fluoruro de hidrógeno

ácido fluorhídrico

HCl

cloruro de hidrógeno

ácido clorhídrico

Sales binarias -Sales haloideas Son compuestos binarios de un metal con halógeno (F, Cl, Br, I). Fórmula general es MXn, donde M es el metal, X el halógeno y n el número de oxidación del metal. Nomenclatura tradicional: se nombran estas sustancias haciendo terminar el nombre del halógeno en – uro, seguido del nombre del metal. Nomenclatura sistemática: se indican con prefijos las proporciones de los elementos del compuesto como en los hidruros Nomenclatura Stock: se diferencia de la tradicional en que no usa las terminaciones y prefijos para los diferentes números de oxidación, sino que indica el número de oxidación entre paréntesis con números romanos

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Ejemplo

Stock

Tradicional

FeCl2

cloruro de hierro (II) cloruro ferroso

FeCl3

cloruro de hierro (III)

cloruro férrico

-Combinaciones de no metal con metal Las combinaciones de los metales con los no metales de los grupos VIB (S, Se, Te), VB (N, P, As), IVB (C, Si) y (B) dan lugar a sales binarias cuya nomenclatura es análoga a la antes indicada para las sales haloideas.

Ejemplo

Stock

Tradicional

MnS2

sulfuro de manganeso sulfuro mangánico (IV)

Ni3N2

nitruro de níquel (II) nitruro niqueloso

-Combinaciones binarias entre no metales Estas combinaciones se nombran de igual modo que las anteriores haciendo terminar en – uro el elemento que figure delante de la serie siguiente: F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N, P, As, Sb, C, Si, B. Ejemplos.: BrCl cloruro de bromo, ClF fluoruro de cloro, Si3N4 nitruro de silicio, B2S3 sulfuro de boro. Compuestos Ternarios Son aquellos que presentan en su fórmula química tres elementos químicos diferentes Hidróxidos Son compuestos formados por la reacción de un oxido básico con el agua. Para formularlo se coloca al metal y el grupo hidroxilo OH, que siempre tiene número de oxidación -1. Fórmula General: M(OH)x siendo x el número de oxidación del metal. La nomenclatura sistemática no antepone el prefijo mono cuando sólo hay un OH Ejemplo

Nomenclatura Stock

Nomenclatura tradicional

LiOH

hidróxido de litio

Hidróxido lítico o de litio

Pb(OH)2

hidróxido de plomo(II)

Hidróxido plumboso

Fe(OH)3

hidróxido de hierro (III) Hidróxido férrico

El litio (Li) presenta un único número de oxidación: +1

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El plomo presenta dos números de oxidación: +2 y +4, en el ejemplo actúa con + 2. Se observa el uso del prefijo del plomo: plumb en la nomenclatura tradicional. El hierro (Fe) tiene dos números de oxidación: +2 y +3, en el ejemplo actúa con +3. Se observa el prefijo ferr en la nomenclatura tradicional Oxoácidos Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, no metal y oxígeno. Se obtienen por la combinación de los óxidos ácidos o no metálicos con el agua. Los no metales actúan con números de oxidación positivos. (Los del grupo VIA con +4 ó +6). Fórmula general: HaNMbOc siendo generalmente b=1 El producto de cada subíndice (a, b y c) multiplicado por los números de oxidación del hidrógeno, el no metal y el oxígeno, respectivamente, debe dar cero. En la nomenclatura de Stock se usa la terminación ato después de la raíz del nombre del no metal indicando entre paréntesis el número de oxidación, en números romanos, con el que actúa el no metal y siempre de hidrógeno La nomenclatura tradicional no cambia con respecto a compuestos anteriores tan sólo que empieza por la palabra ácido. Los ácidos llevan el mismo nombre del óxido del cual provienen. Ésta es la más frecuente.

Ejemplo

Nomenclatura Stock

Nomenclatura tradicional

H2SO3

sulfato (IV) de hidrógeno

ácido sulfuroso

HClO4

Clorato (VII) de hidrógeno

ácido perclórico

Otro caso especial: El fósforo (P), el arsénico (As) y el antimonio (Sb): Estos no metales pueden forman varios ácidos especiales según se agregue 1, 2 ó 3 moléculas de agua al óxido de origen, llevando los prefijos meta-, piro- (o di-), y orto- , respectivamente, en la nomenclatura tradicional y en la de Stock y, como siempre, los sufijos correspondientes en la tradicional. La nomenclatura sistemática, NO utiliza los prefijos meta, orto y para. Ejemplo

Nomenclatura Stock

Nomenclatura tradicional

HPO3 metafosfato (V) de (proviene de la reacción de 1 hidrógeno molécula de agua con el óxido fosfórico) H4P2O5

ácido metafosfórico

pirofosfato (III) de ácido pirofosforoso hidrógeno

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(cuando reaccionan 2 moléculas de agua con el óxido fosforoso) H3PO4

(cuando reaccionan 3)

ortofosfato (V) de hidrógeno

ácido ortofosfórico

Para el arsénico, la tradicional será: arsenioso o arsénico; para antimonio: estiboso o estíbico. El boro (B) puede formar el oxácido meta o el orto. Además, el silicio, para formar el ácido ortosilícico necesita 2 moléculas de agua. Ejemplo

Nomenclatura tradicional

HBO2

ácido metabórico

H3BO3

ácido bórico u ortobórico

H4SiO4

ácido ortosilícico o silícico

Los ácidos del cromo y del manganeso: El cromo (VI) puede formar dos ácidos, según provenga de la reacción de una o dos moléculas de anhídrido crómico con agua: el ácido crómico (H2CrO4) y el dicrómico (H2Cr2O7). En la nomenclatura con numeral de Stock serán cromato (VI) de hidrógeno y dicromato (VI) de hidrógeno, respectivamente. El cromo (IV) forma el ácido cromoso. Con Mn +4, +6 y +7, tenemos los respectivos oxácidos, todos provenientes de la reacción del óxido respectivo con una molécula de agua y con el mismo nombre tradicional (manganoso, mangánico y permangánico). Oxosales También llamadas sales neutras. Están formadas por una parte electropositiva constituida por elementos pertenecientes a los grupos I, II, III y los elementos de transición, y una parte electronegativa correspondiente elementos de los grupos IV, V, VI, VII, más oxígenos. Pueden considerarse como compuestos derivados de oxoácidos, en los que han sido sustituidos los protones por elementos electropositivos, por lo que su nomenclatura también se puede considerar derivada de la de los ácidos. Para las sales correspondientes a los ácidos oxoácidos, la nomenclatura tradicional se basa en cambiar las terminaciones -oso e -ico de los ácidos por "-ito" y "-ato" respectivamente indicando a continuación el nombre o el radical del elemento electropositivo seguido, si es necesario, con la terminación correspondiente a su número de oxidación. Siempre se escribe primero el elemento electropositivo. En el caso de la nomenclatura de Stock, se utiliza la raíz del ácido correspondiente (terminación -ato) indicando entre paréntesis el número de oxidación del metal con números romanos seguida

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de la palabra “de” y por último el nombre del metal indicando, si fuera necesario el número de oxidación entre paréntesis con números romanos. Ejemplo

Nomenclatura Stock

NaClO

Clorato ( I ) de sodio

Al (NO2)3

Nitrato (III) de aluminio

NiSO4

Sulfato ( VI ) de níquel (II)

Ca(BrO4)2

Bromato (VII ) de calcio

Nomenclatura tradicional Hipoclorito de sodio nitrito de potasio sulfato niqueloso perbromato de calcio

Ejercicios de aplicación I. Escribe la fórmula a los siguientes compuestos

2. 3. 4. 5. 6. Á 9. 10. 11. 1 13. A 14. 15. 17 18. 19. 21. 22. 23. 24.

Ácido clorhídrico Yoduro de hidrógeno óxido de estroncio hidruro de aluminio sulfuro de hidrógeno oxido de potasio Oxido de cloro (I) oxido bromhídrico oxido de bario hidruro de cesio óxido aurico acido perclórico hidróxido férrico sulfato (VI) de hidrógeno anhídrido sulfuroso oxido de calcio hidruro de plata hidróxido de cobre (I) anhídrido periódico anhídrido sulfúrico oxido de oro (I) oxido de cobalto (III) oxido nitroso oxido de cadmio nitrato (III) de hidrógeno bromato (III) de hidrógeno

II. Escriba el nombre de los siguientes compuestos:

2. 3. 4. 5. 6. 7. 8. 9. 10. 11. 12. 13. 14. 15. 16. 17. 18. 19. 20. 21. 22. 23. 24.

HF HgO CaH2 CO2 Rb2O I2O SO3 Br2O7 As2O5 Fe(OH)2 ZnO PtO2 SiO2 CsH HI CdH2 HCl I2O CuO Ni(OH)3 LiH SO2 HSe Cl2O3 H2SO3 HIO3

Ca (OH)2 Na2O Au2O3 HNO3

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ácido hipoydoso

III- Escribir las fórmulas de las siguientes sales e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a. Yoduro cúprico. b. Perclorato de calcio. c. Sulfato de bario. d. Bromuro de sodio. e. Sulfuro férrico. f. Hipoclorito de sodio g. Nitrato cúprico. h. Ortofosfato de bario. i. Carbonato de calcio. j. Yoduro de magnesio. IV-Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a. Acido ortofosfórico + hidróxido de potasio b. Hidróxido cúprico + ácido nítrico c. Acido sulfuroso + hidróxido ferroso d. Acido sulfhídrico + hidróxido cuproso e. Hidróxido de potasio + ácido dicrómico f. Hidróxido de sodio + ácido permangánico V- Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas: a. HNO3 + Mg (OH)2 b. HCl + NaOH c. HI + LiOH d. H2S + Ba (OH)2 e. H2SO4 + KOH f. H2CO3 + Ca (OH)2

Fin de la guía

Bibliografía: CHANG R. (2003) Química. McGraw-Hill-Interamericana. México. ANGELINI, M. (1995). Temas de Química General: Versión Ampliada. 2º Edic. EUDEBA. Buenos Aires.

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