FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Todos los compuestos son combinaciones, en unas determinadas proporciones, de átomos de elementos de la Tabla Periódica que guardan entre sí una cierta afinidad. Las limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es función de la configuración electrónica de los átomos implicados. Esto permite establecer una clasificación por tipos de compuestos que ayuda a simplificar la Química.
Debido al gran número de compuestos distintos que se conocen, es necesario someterse a unas normas para nombrar y escribir los mismos. En otras palabras, es necesario establecer un lenguaje químico suficientemente sistematizado para evitar que un mismo compuesto sea nombrado de distintas formas. Por ello, existe en la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) una Comisión que, de forma periódica, revisa y actualiza la nomenclatura Química. En este tema se lleva a cabo una revisión de los sistemas de nomenclatura sistemática y clásica, o nombres triviales admitidos por la IUPAC de los compuestos inorgánicos, excluyendo los compuestos de coordinación, basada en la localización de los elementos implicados en la Tabla Periódica. En ocasiones, se recurrirá a los modelos más simples sobre el enlace químico, incluidos las estructuras de Lewis, para justificar la existencia de formas particulares de elementos y compuestos.
1.- LOS ELEMENTOS: ALOTROPÍA
Los elementos más electronegativos suelen presentarse, en condiciones estándares, como gases constituidos por moléculas diatómicas.
Nombre trivial Nombre sistemático
H2 Hidrógeno Dihidrógeno
D2 Deuterio* Dideuterio
T2 Tritio** Ditritio
F2 Flúor Diflúor
N2 Nitrógeno Dinitrógeno
*: Isótopo del hidrógeno de masa 2 (2H)
**: Isótopo del hidrógeno de masa 3
Son isótopos aquellos átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número másico.
La disminución en la electronegatividad resulta en la evolución hacia redes tridimensionales:
Cuando se presentan agrupaciones distintas del mismo átomo, se habla de formas alotrópicas:
(a) O3, O4 (ozono y oxozono)
(b) Anillos y cadenas (S8, Sn)
(c) Cadenas y láminas (fósforo rojo y negro, aparte del denominado blanco P4)
(d) Diamante, grafito, carbón y fullereno (figura)
Grafito Diamante Fullereno
Los elementos metálicos se representan simplemente mediante el símbolo del elemento, por ejemplo, Zn representa el elemento Cinc y también el metal. Forman redes de un gran número de átomos, siendo aplicable el modelo de esferas con tendencia al máximo empaquetamiento
Los gases nobles se presentan como moléculas monoatómicas y se formulan mediante el símbolo del elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.
2.- COMPUESTOS QUÍMICOS: CLASIFICACIÓN FORMAL Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN
2.1. CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS
¿Cómo se puede conseguir la configuración de gas noble? Para ello existen tres formas distintas: ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otros átomos
Según la electronegatividad de los elementos que se combinen entre sí, los compuestos químicos se clasifican en:
- iónicos: combinación de elementos metálicos y no metálicos
- covalentes: combinación de elementos no metálicos entre sí
-
intermetálicos: combinación de elementos metálicos entre sí
La electronegatividad de los elementos ligeros hidrógeno y carbono se aproxima al valor medio del intervalo de la escala completa de Pauling (Cs a F). De los compuestos respectivos, de una diversidad manifiesta, se estudian en particular, hidruros y compuestos orgánicos. Asimismo, el oxígeno es un elemento singular en su abundancia y elevada electronegatividad, y dedicaremos atención particular a las combinaciones binarias y ternarias del mismo.
2.2. NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es el número de electrones que un átomo pone en juego formalmente, en ocasiones muy lejos de la realidad, cuando forma un compuesto determinado. El nº de oxidación es positivo si el átomo formalmente 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.
Para asignar un número de oxidación a cada átomo de un compuesto, se emplean un conjunto de reglas que se pueden resumir de la siguiente manera:
- el número de oxidación de todos los elementos es cero
- el número de oxidación de cualquier ion monoatómico, hidratado o formando parte de un sólido iónico, es su carga eléctrica
- el número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros de elementos de los Grupos 1 y 2 que es -1
- el número de oxidación del oxígeno en los óxidos es -2, excepto frente al flúor, en los peróxidos (O2=) e hiperóxidos (O2-)
- el número de oxidación del F en sus compuestos es -1
- la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto es cero si éste es neutro y si es un ion es igual a la carga del mismo.
Conviene insistir en que el número de oxidación no representa la carga real eléctrica de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, tanto en el NO como en CaO el número de oxidación del O es -2; sin embargo, en el NO no existe una carga real -2 en el O y +2 en el NO ya que se trata de un compuesto covalente; el CaO es un compuesto iónico, pero las cargas reales no son +2 y -2. Por tanto, a partir de ahora representaremos al número de oxidación con números romanos entre paréntesis, sobre todo cuando la carga real sea muy diferente.
Por otro lado, no se debe confundir el concepto número de oxidación con valencia, ya que la valencia de un átomo es el nº de átomos que se combinan con él mediante enlace simple. Por ejemplo, en los siguientes compuestos: CH4, CH3Cl, CH2Cl2 y CCl4 la valencia del C es siempre 4, en cambio su número de oxidación varía (-IV, -II, 0 , +IV)
A continuación, se realiza un estudio de los estados de oxidación que pueden presentar los átomos de los distintos elementos a lo largo de la Tabla Periódica
2.2.1. Elementos del bloque s y del bloque (n-1)d10ns
2.2.2. Elementos del bloque p
En el caso de número de oxidación menor que –II, el enlace es apreciablemente covalente. El boro, único elemento no metálico del Grupo 13, posee deficiencia electrónica para satisfacer la regla los ocho electrones (boranos) y se forman enlaces extensivos a otros centros.
2.2.3. Elementos de transición y tierras raras
3.- COMBINACIONES BINARIAS DE UN ELEMENTO METÁLICO Y OTRO NO METÁLICO
El metal, más electropositivo, se escribe a la izquierda de la fórmula. Para nombrar al no metal se le añade el sufijo –uro.
El no metal suele presentarse en un único estado de oxidación (ver sección 2.2.2):
Algunos ejemplos:
Fórmula
|
IUPAC
|
Nomenclatura antigua
| |
Nombre estequiométrico
|
Nomenclatura de Stock
| ||
CaF2
|
Difluoruro de calcio
|
Fluoruro de calcio
|
Fluoruro cálcico
|
CuBr
|
Monobromuro de cobre
|
Bromuro de cobre (I)
|
Bromuro cuproso
|
CuBr2
|
Dibromuro de cobre
|
Bromuro de cobre (II)
|
Bromuro cúprico
|
V2S5
|
Pentasulfuro de divanadio
|
Sulfuro de vanadio (V)
|
Pentasulfuro de vanadio
|
Mg3N2
|
Dinitruro de trimagnesio
|
Nitruro de magnesio
|
Nitruro magnésico
|
4.- COMBINACIONES BINARIAS DE DOS ELEMENTOS NO METÁLICOS
Estas combinaciones se nombran igual que las anteriores, añadiendo –uro al elemento más electronegativo. Debe colocarse a la izquierda del elemento que aparece primero, en la siguiente secuencia:
B Si C Sb As P N H Se Te S At I Br Cl F
Fórmula
|
IUPAC
| |
Nombre estequiométrico
|
Nomenclatura de Stock
| |
BrF
|
Monofluoruro de bromo
|
Fluoruro de bromo (I)
|
BrF3
|
trifluoruro de bromo
|
Fluoruro de bromo (III)
|
BrF5
|
pentafluoruro de bromo
|
Fluoruro de bromo (V)
|
IBr3
|
Tribromuro de yodo
|
Bromuro de yodo (III)
|
CS2
|
Disulfuro de carbono
|
Sulfuro de carbono
|
Si3N4
|
Tetranitruro de silicio
|
Nitruro de silicio
|
BP
|
Fosfuro de boro
|
Fosfuro de boro
|
5.- COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO
Como el hidrógeno puede ceder fácilmente su único electrón o también captar uno adicional para adquirir la configuración electrónica del He, las combinaciones binarias del H son muy diversas y en ellas el H puede ser formalmente positivo o negativo, según sea la electronegatividad del otro elemento.
5.1.- Hidruros iónicos o salinos: Son las combinaciones del hidrógeno con elementos alcalinos y alcalinotérreos (Grupos 1 y 2). Los metales del Grupo 1 actúan con número de oxidación +I y los del 2, con número de oxidación +II (ver sección 2.2.1.)
Fórmula nombre sistemático
LiH hidruro de litio
BeH2 hidruro de berilio
5.2.- Hidruros covalentes: Son combinaciones del hidrógeno con elementos de los Grupos 13 a 17. El número de oxidación del no metal en cada caso es la que surge de considerar al H con número de oxidación +I, pero realmente es el número de electrones necesarios para completar el octete. Las combinaciones del H con los no metales de los Grupos 16 y 17 (F, Cl, Br, I, S, Se y Te) se llaman Hidrácidos. Se denominan así porque tienden a disolverse en agua dando soluciones ácidas. El H se coloca a la izquierda de la fórmula por ser el elemento menos electronegativo. Respecto del nombre, se suele añadir la terminación –uro al nombre del elemento situado a la derecha de la fórmula; aunque la IUPAC recomienda la terminación –ano, generalizando la denominación metano.
Gruposà
|
13
|
14
|
15
|
16
|
17
|
Configuración electrónicaà
|
-s2p1
|
-s2p2
|
-s2p3
|
-s2p4
|
-s2p5
|
Fórmula
--
Nombre común
--
Nombre sistemático
|
BH3
--
Boranos
|
CH4
--
Metano
tetrahidruro de carbono
|
NH3
--
Azano (amoniaco)
Trihidruro de nitrógeno
|
H2O
--
Oxidano (agua)
|
HF
--
ácido fluorhídrico
Fluoruro de hidrógeno
|
----
|
SiH4
--
Silano
tetrahidruro de silicio
|
PH3
--
Fosfano (fosfina)
trihidruro de fósforo
|
H2S
--
Sulfano
(ácido sulfhídrico)
dihidruro de azufre
|
HCl
--
ácido clorhídrico
cloruro de hidrógeno
| |
----
|
GeH4
--
Germanano
tetrahidruro de germanio
|
AsH3
--
Arsano (arsina)
trihidruro de arsenio
|
H2Se
--
Selano
(ácido selenhídrico)
dihidruro de selenio
|
HBr
--
ácido bromhídrico
bromuro de hidrógeno
| |
----
|
SnH4
--
Estannano
tetrahidruro de estaño
|
SbH4
--
Estibano (estibina)
trihidruro de antimonio
|
H2Te
--
Telurano
(ácido telurhídrico)
dihidruro de teluro
|
HI
--
ácido yodhídrico
yoduro de hidrógeno
|
5.3.- Hidruros metálicos o intersticiales: Son combinaciones del hidrógeno con otros elementos metálicos de los Grupos 3 a 12 y la estequiometría es variable, existiendo fases límites
6.- COMBINACIONES BINARIAS Y TERNARIAS DEL OXÍGENO
6.1.- ÓXIDOS
El oxígeno es el elemento más electronegativo después del F, muestra una gran tendencia a ganar dos electrones para adquirir la configuración del Ne y, de ahí, su número de oxidación -II.
Óxidos de los grupos 1 y 2
Actúan con número de oxidación +I y +II, respectivamente. Para formularlos, se coloca siempre el elemento más electropositivo en primer lugar. Algunos ejemplos:
Na2O óxido de sodio
BeO óxido de berilio
Óxidos de otros grupos
Los elementos metálicos y no metálicos presentan una elevada gama de número de oxidación (ver secciones 2.2.1, 2.2.2. y 2.2.3)
La IUPAC permite indicar las proporciones en que se encuentran los elementos por medio de:
- prefijos griegos: mono-, di-, tri-, tetra- etc.
Está permitido también utilizar los prefijos hemi- (2/1) y sesqui-(2/3)
- el sistema Stock: el número de oxidación del elemento, distinto del oxígeno, se indica en números romanos y entre paréntesis inmediatamente después del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento de número de oxidación constante, no es necesario indicar las proporciones estequiométricas, ni su número de oxidación. La IUPAC no recomienda el uso de los sufijos –ico –oso para indicar que un elemento con dos número de oxidación actúa con el más alto o el más bajo, respectivamente, pero se sigue empleando.
Algunos ejemplos:
Fórmula
|
IUPAC
|
Nomenclatura antigua
| |
Nombre estequiométrico
(prefijos griegos)
|
Nomenclatura de Stock
| ||
FeO
|
Monóxido de hierro
|
Óxido de hierro (I)
|
Óxido ferroso
|
Fe2O3
|
Trióxido de dihierro
Sesquióxido de hierro
|
Óxido de hierro (III)
|
Óxido férrico
|
CrO
|
Monóxido de cromo
|
Óxido de cromo (II)
|
Óxido cromoso
|
Cr2O3
|
Trióxido de dicromo
|
Óxido de cromo (III)
|
Óxido crómico
|
CrO3
|
Trióxido de cromo
|
Óxido de cromo (VI)
|
Óxido crómico
|
N2O
|
Óxido de dinitrógeno/ Hemióxido de nitrógeno
|
Óxido de nitrógeno (I)
|
Óxido nitroso
Anhídrido hiponitroso
|
NO
|
Monóxido de nitrógeno
|
Óxido de nitrógeno (II)
|
Óxido nítrico
|
N2O3
|
Trióxido de dinitrógeno
Sesquióxido de nitrógeno
|
Óxido de nitrógeno (III)
|
Anhídrido nitroso
|
NO2
|
Dióxido de nitrógeno
|
Óxido de nitrógeno (IV)
|
Dióxido de nitrógeno
|
N2O4
|
Tetraóxido de dinitrógeno
|
Óxido de nitrógeno (IV) (dímero del anterior)
|
Tetróxido de nitrógeno
|
N2O5
|
Pentaóxido de dinitrógeno
|
Óxido de nitrógeno (V)
|
Anhídrido nítrico
|
SO2
|
Dióxido de azufre
|
Óxido de azufre (IV)
|
Anhídrido sulfuroso
|
SO3
|
Trióxido de azufre
|
Óxido de azufre (VI)
|
Anhídrido sulfúrico
|
Histórico: Según el comportamiento del óxido en disoluciones acuosas:
- soluble, disolución básica: óxido (Na2O, CaO)
- soluble, disolución ácida: anhídrido (SO2, SO3)
- insoluble, soluble en disoluciones ácidas y básicas: anfóteros (Al2O3)
Ejemplos:
CaO(s) + H2O(l) = Ca2+(aq) + 2OH-(aq)
SO2(g) + H2O(l) = H2SO3 (aq)
SO3(g) + H2O(l) = H2SO4 (aq)
Óxidos dobles
Existen óxidos en los que el elemento metálico parece hallarse en un estado de oxidación anómalo, intermedio entre los números de oxidación más usuales del mismo. Al investigarse la estructura de estos óxidos por difracción de rayos X, se ha observado que la red cristalina está formada por iones metálicos de distinta carga alternados, por lo que estos compuestos pueden considerarse como una combinación de dos óxidos simples. Por ejemplo, Fe3O4 = FeO + Fe2O3.
También se detectó, al analizar la estructura mediante difracción de rayos X, de ciertos compuestos a los que se daba el nombre de sales (titanatos, estannatos, etc), como muchos de ellos no contenían aniones discretos, sino que eran óxidos dobles. Por ejemplo: MgTiO3 = MgO + TiO2.
Tanto para nombrarlos como para formularlos, la IUPAC recomienda seguir el orden alfabético.
Fe3O4 tetraóxido (doble) de hierro (II) - dihierro (III)
Li2ZnO2 dióxido (doble) de dilitio zinc
MgTiO3 trióxido doble de magnesio-titanio
6.2.- PERÓXIDOS
Son combinaciones binarias del oxígeno que contienen el anión peróxido O22-. Se pueden nombrar de dos maneras:
- añadiendo el prefijo per- al óxido
- con la nomenclatura sistemática
H2O2 peróxido de hidrógeno, dióxido de dihidrógeno, agua oxigenada
BaO2 peróxido de bario, dióxido de bario
CuO2 peróxido de cobre (II), dióxido de cobre
6.3.- HIPERÓXIDOS
El ion O2- se conoce como hiperóxido. Los hiperóxidos son paramagnéticos, es decir, tienen un electrón desapareado. Los más conocidos son el KO2, RbO2, CsO2, NaO2, CaO4, SrO4, BaO4, MgO4, ZnO4 y CdO4.
6.4.- HIDRÓXIDOS
Son la combinación del ion hidróxido (OH-) con un metal.
Fórmula nomenclatura de Stock nombre sistemático
LiOH hidróxido de litio hidróxido de litio
Fe(OH)2 hidróxido de hierro (II) dihidróxido de hierro
Cr(OH)2 hidróxido de Cromo (II) dihidróxido de cromo
Hidróxidos dobles: Son la combinación del ion hidróxido (OH-) con dos elementos metálicos.
AlCa2(OH)7= Al(OH)3 + 2 Ca(OH)2 à heptahidróxido (doble) de aluminio dicalcio
Na2Pb(OH)6= 2 NaOH + Pb(OH)4 à hexahidróxido doble de plomo (IV)-disodio
6.5..- OXOÁCIDOS
hidrácidos HX
Ácidos inorgánicos
Oxoácidos HaXOb
Ya se han estudiado los hidrácidos, combinaciones binarias del H con F, Cl, Br, I, S, Se y Te. Aquí se presentan compuestos con propiedades ácidas que contienen oxígeno en la molécula y se denominan, de forma general, oxoácidos. Ellos obedecen a la fórmula HaXbOc, donde X es normalmente un elemento no metálico, pero también puede ser un metal de transición en estado de oxidación elevado.
El primer punto a estudiar es el conocimiento del estado de oxidación del elemento. Sabiendo que el no. de oxidación del O es –II y el del H +I, es fácil conocer el del elemento X:
H Cl O: +I
H Cl O2: +III
H Cl O3: +IV
H Cl O4: +VII
En general: número de oxidación de X = (2c-a)/b
NOMENCLATURA CLÁSICA:
- Sufijos -oso, -ico, prefijos hipo- y per-
- Sufijos meta- y orto-: meta- indica que el ácido sobre el que se aplica es el que tiene menor contenido en agua y orto- indica el de mayor contenido en agua
- Prefijos di- o piro-, tri-, tetra- etc. : el prefijo di- se emplea para dejar sentado que el número de átomos del elemento X es el doble de lo normal o de lo esperado; también se admite la voz “piro” (del griego fuego) ya que estos diácidos se obtienen por calentamiento de los ácidos normales, es decir, por eliminación de agua. El prefijo tri- deja constancia de la existencia de un trímero (triple número de átomos del elemento X), etc.
Para formular: tener en cuenta lo siguiente:
1) prestar atención al sufijo –ico, -oso y al posible prefijo hipo- per-
2) tener en cuenta que los prefijos meta y orto indican distinto grado de hidratación y que los prefijos di o piro, tri, tetra, etc indican el grado de polimerización
3) en los casos más complicados basta acordarse de que:
- todos los oxoácidos del grupo 17 tienen 1 hidrógeno en su fórmula, excepto el ortoperyódico
- todos los del grupo 16 tienen 2 hidrógenos
- las formas orto del P y As tienen 3 hidrógenos: H3PO3
4) sabiendo el estado de oxidación del elemento y el número de átomos de H, se calcula el número de átomos de oxígeno
6.5..a.- Oxoácidos de los halógenos (Grupo 17)
HBrO ácido hipobromoso
HBrO2 ácido bromoso
HBrO3 ácido brómico
HBrO4 ácido perbrómico
HIO ácido hipoyodoso
No se conoce el ácido HIO2
HIO3 ácido yódico
HIO4 ácido metaperyódico
H5IO6 ácido ortoperyódico (= HIO4 + 2 H2O)
6.5.b.- Oxoácidos del grupo 16
H2SO2 ácido sulfoxílico (Número de oxidación = +II)
H2S2O4 ácido ditionoso (N.o.= +III)
H2SO3 ácido sulfuroso (N.o.= +IV)
H2S2O5 ácido disulfuroso (N.o.= +4) (= 2 H2SO3 – H2O)
H2S2O6 ácido ditiónico (N.o.= +V)
H2SO4 ácido sulfúrico (N.o.= +VI)
H2S2O7 ácido disulfúrico (N.o.= +6) (2 H2SO4 – H2O)
H2TeO3 ácido teluroso (N.o.= +IV)
H6TeO6 ácido ortotelúrico (N.o.= +VI); este es el ácido telúrico realmente estable, y no el H2TeO4 (metatelúrico)
6.5.c.- Oxoácidos del grupo 15
H2N2O2 ácido hiponitroso
H2NO2 ácido nitroxílico
HNO2 ácido nitroso
HNO3 ácido nítrico
H3PO2 ácido fosfínico o hipofosforoso. Sólo tiene un hidrógeno ácido (PH2(OH)O)
H3PO3 ácido fosfónico o fosforoso (PH(OH)2O)
H4P2O5 ácido difosfónico
H3PO4 ácido fosfórico ((P(OH)3O)
H4P2O7 ácido difosfórico o pirodifosfórico
6.5.d.- Oxoácidos del carbono y del silicio
Tanto el C como el Si actúan con n.o. +IV:
H2CO3 ácido carbónico
H4SiO4 ácido ortosilícico
(H2SiO3)n ácidos metasilícicos
6.5.e.- Oxoácidos del boro
El estado de oxidación normal del boro, cuando está unido al oxígeno, es +III:
(HBO2)n ácidos metabóricos
H3BO3 ácido ortobórico
6.5.f.- Oxoácidos de los elementos de transición
La mayoría no son estables, pero su conocimiento es importante porque se conoce un elevado número de derivados. Generalmente el elemento metálico de transición actúa con un número de oxidación elevado.
HMnO4 ácido permangánico
H2MnO4 ácido mangánico
H2CrO4 ácido crómico
H2Cr2O7 ácido dicrómico
HVO3 ácido metavanádico
H3VO4 ácido ortovanádico
H3V3O9 ácido trivanádico
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA
No es la que se usa habitualmente, de ahí la importancia del estudio de la nomenclatura clásica, pero tiende a imponerse, por la simplificación que conlleva con respecto a la anterior.
Fórmula
|
Nomenclatura clásica
|
IUPAC
| ||
Nomenclatura sistemática funcional (Stock)
|
Nomenclatura sistemática (Stock)
| |||
HClO
|
Ácido hipocloroso
|
Ácido oxoclórico (I)
|
Oxoclorato (I) de hidrógeno
| |
HClO2
|
Ácido cloroso
|
Ácido dioxoclórico (III)
|
Dioxoclorato (III) de hidrógeno
| |
HClO3
|
Ácido clórico
|
Ácido trioxoclórico (V)
|
Trioxoclorato (V) de hidrógeno
| |
HClO4
|
Ácido perclórico
|
Ácido tetraoxoclórico (VII)
|
Tetraoxoclorato (VII) de hidrógeno
| |
H2SO3
|
Ácido sulfuroso
|
Ácido trioxosulfúrico (IV)
|
Trioxosulfato (IV) de hidrógeno
| |
H2S2O5
|
Ácido disulfuroso
|
Ácido pentaoxodisulfúrico (IV)
|
Pentaoxodisulfato (IV) de hidrógeno
| |
H2SO4
|
Ácido sulfúrico
|
Ácido tetraoxosulfúrico (VI)
|
Tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
| |
H2S2O7
|
Ácido disulfúrico
|
Ácido heptaoxodisulfúrico (VI)
|
Heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno
| |
HNO2
|
Ácido nitroso
|
Ácido dioxonítrico (III)
|
Dioxonitrato (III) de hidrógeno
| |
HNO3
|
Ácido nítrico
|
Ácido trioxonítrico (V)
|
Trioxonitrato (V) de hidrógeno
| |
H2CO3
|
Ácido carbónico
|
Ácido trioxocarbónico
|
Trioxocarbonato de hidrógeno
| |
H4SiO4
|
Ácido ortosilícico
|
Ácido tetraoxosilícico
|
Tetraoxosilicato de hidrógeno
| |
No se indica en la tabla el nombre estequiométrico porque no se usa en la práctica.
6.6.- SALES
Son el resultado de la unión de una especie catiónica y una aniónica. Algunas ya se estudiaron en las combinaciones no metal-metal. Cuando el anión procede de un oxoácido se emplean para la nomenclatura los sufijos –oso, -ico, hipo- y per-.
Fórmula
|
Oxoanión de procedencia
|
Nombre tradicional aceptado
|
Nombre sistemático
|
NaClO
|
ClO-
|
Hipoclorito sódico
|
Monoxoclorato (I) de sodio
|
NaClO3
|
ClO3-
|
Clorato de sodio
|
Trioxoclorato (V) de sodio
|
K2SO4
|
SO42-
|
Sulfato de potasio
|
Tetraoxosulfato (VI) de potasio
|
Para formular sales típicamente iónicas se utiliza el criterio de compensación de cargas o de números de oxidación. Por ejemplo, para formular el Bromato de Fe (III), como el bromato tiene una carga negativa y el hierro 3 positivas, harán falta tres aniones bromato para compensar las tres cargas del hierro. Para formular el sulfato de aluminio, como el Al tiene 3 cargas + y el sulfato 2 -, habrá que poner 2 Al y 3 sulfatos: Al2(SO4)3.
Bromato de litio LiBrO3
Bromato de hierro (III) Fe(BrO3)3
Fosfato de sodio Na3PO4
Sales ácidas
Los ácidos con más de un hidrógeno no los ceden todos con igual facilidad y dan lugar a aniones que contienen H:
H2SO4 – H+ à HSO4- - H+ à SO42-
H3PO4 – H+ à H2PO4- - H+ à HPO42- - H+ à PO43-
Los iones HSO4-, H2PO4-, HPO42-, etc. se nombran añadiendo el prefijo hidrógeno, dihidrógeno, etc. delante del nombre del anión. Sus sales correspondientes se denominan sales ácidas.
Fórmula
|
Nombre IUPAC
|
Nombre vulgar
|
NaHCO3
|
Hidrógenocarbonato de sodio*
|
Bicarbonato sódico
|
Fe(HSO4)2
|
Hidrógeno sulfato de hierro (II)
|
Bisulfato ferroso
|
KH2PO4
|
Dihidrógenofosfato de potasio
|
Bifosfato potásico
|
K2HPO4
|
Monohidrógenofosfato de potasio
|
Bifosfato dipotásico
|
Al2(HPO4)3
|
Monohidrógenofosfato de aluminio
|
Tribifosfato de aluminio
|
*el nombre sistemático sería hidrógenotetraoxocarbonato (VI) de sodio. Así para todos los demás.
Sales dobles, triples, etc
Cuando en una sal hay varios cationes, se escriben y citan en orden alfabético
AgK(NO3)2 nitrato (doble) de plata-potasio
CdFeSiO4 ortosilicato (doble) de cadmio-hierro (II)
CuK2Mg2(P2O7)2 difosfato (triple) de cobre (II)-dimagnesio-dipotasio
CURIOSIDADES:
La tabla periódica es una obra del Ruso Dimitri Mendeleev y a la vez es una culminación del estudio de las propiedades Químicas. Mendeleev fue recomendado para recibir el premio Nobel de Química en 1906 sin embargo no le fue otorgado y como homenaje luego de su muerte se nombró al elemento radiactivo número 101, mendelevium.
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