NOMENCLATURA INORGANICA

Número de Oxidación Fórmula y nomenclatura de compuestos inorgánicos Óxidos Óxidos metálicos o básicos Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación Óxidos de metales que actún con más de un estado de oxidación Óxidos no metálicos o ácidos Hidróxidos Ácidos Oxigenados u Oxácidos Compuestos binarios del Hidrógeno Hidrácidos Aniones Sales Peróxidos Otros aniones utilizados frecuentemente en este curso Masas Moleculares Composición centesimal Reacción Química y Ecuación Química Reactivo limitante PROBLEMAS CAPITULO III PROPUESTA EXPERIMENTAL   EJERCICIOS INTERACTIVOS

Objetivos:

Calcular números o estados de oxidación.

Escribir las fórmulas químicas de compuestos inorgánicos sencillos.

Reconocer los distintos tipos de sustancias.

Nombrar sustancias inorgánicas sencillas utilizando diferentes nomenclaturas.

Comprender el significado de la ecuación química

Resolver problemas estequiométricos.

La caparazón de este molusco se debe a la reacción de precipitación entre los iones calcio, que el organismo fue secretando, y los iones carbonato presentes en el agua. El color del mismo se debe a impurezas de hierro que fueron capturadas cuando el sólido se iba formando

I.- NÚMERO DE OXIDACIÓN

Se denomina número de oxidación a la carga que se le asigna a un átomo cuando los electrones de enlace se distribuyen según ciertas reglas un tanto arbitrarias.

Las reglas son:

v      Los electrones compartidos por átomos de idéntica electronegatividad se  distribuyen en forma equitativa entre ellos.

v      Los electrones compartidos por átomos de diferente electronegatividad se le asignan al más electronegativo.

Luego de esta distribución se compara el número de electrones con que ha quedado cada átomo con el número que posee el átomo neutro, y ése es el número de oxidación. Éste se escribe, en general, en la parte superior del símbolo atómico y lleva el signo escrito.

Por ejemplo: Vamos  a determinar el número de oxidación del Cl en Cl2 y en HCl.

Los dos electrones de enlace se reparten uno para cada átomo, ya que por tratarse de átomos del mismo elemento, obviamente tendrán igual valor de electronegatividad. Cada átomo de Cl queda ahora con 7 electrones de valencia, que son los mismo que tiene el átomo neutro, lo que determina que su número de oxidación sea 0.

Los dos electrones de enlace se le asignan al Cl por ser el átomo de mayor electronegatividad, quedando así, con 8 electrones de valencia, uno más que los del átomo neutro, por lo que su número de oxidación es –1. El H ha quedado sin su único electrón, y su número de oxidación es +1.

De las dos reglas anteriores surge una serie de reglas prácticas que permiten asignar números de oxidación sin necesidad de representar las estructuras de Lewis, las cuales  a veces pueden ser complejas o desconocidas.

Las reglas prácticas pueden sintetizarse de la siguiente manera:

En las sustancias simples, es decir las formadas por un solo elemento, el número de oxidación es 0.  Por ejemplo:  Auo,   Cl2o,  S8o.

El 0xígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con -2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación  -1.

El Hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuando está combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con -1 cuando está combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.

En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.

Por ejemplo:

Na+1 (Carga del ión)    +1 (Número de oxidación)

S-2                        -2 (Número de oxidación)

Al+3                                +3 (Número de oxidación)

v      Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de  carga +1 y +2 respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2 cuando son monoatómicos.

v      La suma de los números de oxidación es igual a la carga de la especie; es decir, que si se trata de sustancias, la suma será 0, mientras que si se trata de iones, será igual a la carga de éstos.

Por ejemplo:

a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos basaremos en los elementos que no tienen opción, que son el Na: +1 y  el O: -2

+1  X -2

Na2 S O3

Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento.

La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual:

(+1) x  2   +  X   + (-2) x  3 =  0

2 + X - 6 = 0

X =  + 4

+1  +4  -2

Na2 S O3

En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.

b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el Cr2O7=  nos basaremos en el O: -2

X     _2

(Cr2 O7)-2

2 x X  + (-2) x 7  =   -2   (Suma igual a la carga del ión)

resolviendo, encontramos que   X = + 6

+6   _2

(Cr2 O7)-2

Autoevaluación 1: Indicar el estado de oxidación de cada elemento en el KMnO4. Elige la respuesta correcta: a) K = +2; O = -2; Mn = +6 b) K = +1; O = -2; Mn = +7 c) K = +1; O = -1; Mn = +3 Ver resultado

II.-  FORMULA Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

En la primera parte de esta asignatura se determinaron los números de oxidación de los átomos en diferentes especies químicas cuyas fórmulas se dieron como dato. Ahora invertiremos el proceso, es decir, que conociendo los estados de oxidación se podrá deducir la fórmula química, y a partir de ella el nombre de la especie.

Se seguirán las reglas dictadas por la IUPAC  (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada). En las fórmulas, la porción positiva de un compuesto se escribe en primer término, a excepción de algunas especies que por su difundido uso se mantienen con la formulación tradicional. Tal es el caso, entre otros, del amoníaco, NH3; del ión amonio, NH4+; del metano, CH4. En cuanto a la nomenclatura, subsisten diferentes sistemas en uso,  aunque es recomendable la utilización de la nomenclatura sistemática, ya que aún sin mayores conocimientos puede ser deducida a partir de la fórmula química; o  en el caso inverso, dada la nomenclatura, puede escribirse la fórmula correspondiente.

II.- 1.- Óxidos

Los óxidos son compuestos binarios, es decir, formados sólo por dos elementos, uno de los cuales es oxígeno actuando con número de oxidación –2.

a) Óxidos metálicos o básicos:

a1) Óxidos de metales que actúan con un solo estado de oxidación:

Recorriendo la tabla periódica de izquierda a derecha, encontramos en primer término el grupo IA (1) o de los alcalinos, los que por tener un solo electrón por encima de la estructura de gas noble actúan con carga +1. Para obtener la fórmula química, se debe recordar que la sumatoria de los números de oxidación debe ser cero. En este caso se necesitarán dos iones del metal para neutralizar la carga del oxígeno. En otras palabras la fórmula de estos óxidos será:  Li2O, Na2O, K2O, etc., y en general, será  M2O siempre que el metal actúe como +1.

Para nombrar estos óxidos, se sigue la siguiente regla:

La parte variable del nombre figura entre paréntesis. Así, las sustancias anteriormente escritas se denominarán respectivamente óxido de litio, óxido de sodio y óxido de potasio. Es incorrecto escribir óxido de Li u óxido de Na, ya que es una mezcla de nomenclatura con fórmula.

Los metales alcalino térreos o del grupo IIA (2), por poseer dos electrones en el último nivel, actúan con número de oxidación +2 por lo que la fórmula de su óxido será: MgO, CaO, BaO, etc., y en general, será MO. Como ejercitación, nombre los óxidos escritos anteriormente.

El aluminio pertenece al grupo IIIA (13) y su número de oxidación es +3. Escriba la fórmula del óxido y nómbrelo.

a2) Óxidos de metales que actúan con más de un estado de oxidación:

En el caso de los metales de transición, éstos suelen actuar con más de un número de oxidación; así, el hierro actúa con +2 y +3, originando dos óxidos diferentes: FeO y Fe2O3 respectivamente. Nótese que si se sigue la regla anterior, ambos se llamarían óxido de hierro y no se sabría a cuál de las sustancias se está refiriendo. Eso es incorrecto, ya que el nombre debe ser lo suficientemente preciso como para que no quepa la pregunta “¿cuál?” . ¿Cómo se subsana? Utilizando la siguiente regla:

En este caso los nombres serán óxido de hierro (II) y óxido de hierro  (III).

¿Cuál es la fórmula del óxido de manganeso (IV)?

En primer término se escriben los elementos que forman la sustancia: MnO, y nos ayudamos con los números de oxidación, –2 para el oxígeno y +4 para el Mn, indicado por los números romanos; luego haremos que la sumatoria de los números de oxidación sea cero, quedando: MnO2.

Esta nomenclatura también es utilizada con los elementos representativos que actúan con más de un estado de oxidación (G IIIA (13) al VIA (16)). Ejemplo: PbO  se denomina óxido de plomo (II)

Resumiendo: la nomenclatura que hemos utilizado en a1 (no es necesario aclarar el número de oxidación) y a2 (es indispensable aclarar el número de oxidación) se denomina nomenclatura sistemática de Stock o de numeración romana. Es la de uso más frecuente para los compuestos metálicos.

b) Óxidos no metálicos o ácidos:

Para ellos seguimos las mismas reglas de escritura, pero la nomenclatura más frecuente es la de los prefijos griegos; éstos indican el número de átomos de cada elemento y los más usados son:

Prefijo mono di tri tetra penta hexa hepta octa nona deca Número de átomos 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10

La regla para nombrarlos es:

El primer prefijo indica el número de átomos de oxígeno, y cuando termina con

las letras a u o, se elimina antes de la palabra óxido: así, no se dice heptaóxido, sino, heptóxido. El segundo prefijo indica el número de átomos del no metal y no se usa cuando tiene un solo átomo: así, el CO2 se nombra dióxido de carbono y no dióxido de monocarbono.

Por ejemplo:

N2O    monóxido de dinitrógeno

P4O10  decóxido de tetrafósforo

Nótese lo fácil que resulta escribir la fórmula de una sustancia si se utiliza esta nomenclatura; inténtelo con: dióxido de azufre, pentóxido de dicloro, tetróxido de dinitrógeno.

Nota: Es correcto utilizar ambas formas de nomenclatura para metales y no metales. Lo que se explicó anteriormente, es la utilizada con preferencia y no con exclusión. Así, Cu2O se denomina óxido de cobre (I) (más común) o monóxido de dicobre y CO se denomina monóxido de carbono (más común) u óxido de carbono (II).

Anteriormente se utilizaba la llamada nomenclatura clásica que utiliza el sufijo oso cuando el elemento que tiene número de oxidación positivo actúa con su menor estado de oxidación, y el sufijo ico cuando actúa con el mayor. Volviendo a ejemplos ya citados el FeO se denomina óxido ferroso, y el Fe2O3, óxido férrico, igualmente  el SO2 se denomina óxido sulfuroso y el SO3, óxido sulfúrico. El inconveniente de esta nomenclatura estriba en que exige el conocimiento de los estados de oxidación del elemento, puesto que sólo nos indica que es el mayor o el menor, pero no cuál es su valor. Además, no sirve para especies que presentan más de dos números de oxidación.

II.- 2.- Hidróxidos

Estas sustancias se caracterizan por la existencia del ion OH- o ion hidroxilo combinado con un catión.

Si simbolizamos a un catión metálico como M +n, la fórmula general será: M(OH)n. Se denominan de igual manera que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidróxido (nomenclatura sistemática o de Stock).

Por ejemplo:

Mg(OH)2   Hidróxido de magnesio

Fe(OH)3  Hidróxido de hierro (III)

Cuando el NH3 se disuelve en agua, se encuentran en solución OH- y NH4+ por lo que habitualmente se lo denomina hidróxido de amonio y se lo formula NH4OH.

La regla para nombrar a los hidróxidos  es:

II.- 3.- Ácidos Oxigenados u Oxácidos

Pueden representarse por la fórmula general Hx A Oy donde A representa a un no metal, actuando con número de oxidación positivo (a veces, puede tratarse de un metal de transición).

Existen dos nomenclaturas:

a) La clásica o funcional es la misma que se utiliza en los óxidos ácidos; así, si un elemento es capaz de formar 2 oxácidos, el construido con el elemento actuando con su mayor estado de oxidación llevará el nombre del elemento seguido de la terminación ico y si está actuando con el menor llevará el nombre del elemento seguido de la terminación oso anteponiendo en ambos casos el término ácido. Los oxácidos más frecuentes con los que trabajaremos son:

Grupo IV A (14) Grupo V A (15) Grupo VI A (16) H2CO3 ácido carbónico HNO2 ácido nitroso H2SO3 ácido sulfuroso * HNO3 ácido nítrico H2SO4 ácido sulfúrico * H3PO3 ácido fosforoso * * H3PO4 ácido fosfórico *

En el caso del Grupo VII A (17)  los oxácidos formados responden a la fórmula general H X On donde n puede variar entre 1 y 4, y X representa al Cl, Br o I. ¿Podría Ud. justificar por qué X no representa al F?

El sufijo oso corresponde al estado de oxidación +3 para X y el sufijo ico corresponde al estado de oxidación +5 para X. Ambos estados son intermedios. Cuando el estado de oxidación de X es +1, por ser menor que el designado con oso, se le antepone el prefijo hipo, y cuando el estado de oxidación es +7, por ser mayor que el designado con ico, se le antepone el prefijo hiper, abreviado per.

En general:

Por ejemplo:

HBrO  ácido hipobromoso

HClO2 ácido cloroso

HIO3   ácido yódico

HClO4 ácido perclórico

b)La nomenclatura sistemática indica el número de átomos de oxígeno mediante el uso de los prefijos griegos (a excepción de mono) seguido del sufijo oxo y luego se agrega el nombre del elemento siempre terminado en ico, y su estado de oxidación en números romanos.

En general:

Ejemplos:

H2SO3  ácido trioxosulfúrico (IV)

H2SO4 ácido tetraoxosulfúrico (VI)

¿Cuál es la fórmula del ácido tetraoxosilícico (IV)? Pondremos los símbolos de los elementos: HSiO, luego utilizamos el subíndice 4 para el oxígeno quedándonos HxSiO4 y finalmente a través del número de oxidación del silicio dado en la nomenclatura (IV), se puede calcular el número de átomos de H:

1.X + 4 – 8 = 0,  por lo tanto,   X = 4 , quedando así la fórmula H4SiO4.

Utilizando esta nomenclatura, no es necesario conocer si el elemento tiene o no diferentes estados de oxidación. Lamentablemente su uso no es lo suficientemente habitual y la mayoría denominaría simplemente al ácido HClO como ácido hipocloroso (funcional o clásica) y no ácido oxoclórico (I) (sistemática).

II.- 4.- Compuestos binarios del Hidrógeno

a) Los compuestos de hidrógeno con metales son los llamados hidruros.

En estas sustancias el metal es el elemento que lleva el número de oxidación positivo, correspondiéndole al hidrógeno –1. La fórmula general para un metal con estado de oxidación +n será MHn, denominándose igual que los óxidos metálicos sólo que sustituyendo el término óxido por hidruro:

Ejemplos:

KH  hidruro de potasio

CuH  hidruro de cobre (I)

b) El hidrógeno también forma compuestos con los no metales.

En este caso el hidrógeno actúa con número de oxidación +1 y se denominan

Los elementos del grupo VII A (17) forman con el hidrógeno sustancias de fórmula HX, donde X  es F, Cl, Br o I y sus nombres serán Fluoruro de Hidrógeno, Cloruro de Hidrógeno, etc. El S por pertenecer al Grupo VIA (16) formará H2S, cuyo nombre es Sulfuro de Hidrógeno. Los elementos N y P, que pertenecen al Grupo VA (15), forman con el hidrógeno NH3 y PH3, que se nombran frecuentemente en forma trivial amoníaco y fosfina respectivamente. (Nótese la excepción en la forma de escritura de la fórmula ya mencionada anteriormente). Dé la nomenclatura sistemática de estas especies.

II.- 5.- Hidrácidos

Cuando los compuestos hidrogenados derivados de elementos de los grupos VIA (16) y VIIA (17) se disuelven en agua, originan iones Hidrógeno y pasan a denominarse Hidrácidos (ácidos sin oxígeno).

Para nombrarlos debemos decir así:

Las sustancias del inciso 4 pasarán a denominarse: ácido fluorhídrico, ácido clorhídrico, ácido bromhídrico y ácido sulfhídrico.

Nótese que no se incluyen en este grupo los derivados de no metales de los Grupos IVA (14) y VA (15).

II.- 6.- Aniones

Los ácidos, como hemos visto, generan H+ en solución acuosa, originando simultáneamente un anión que posee tantas cargas negativas como Hidrógenos se hayan cedido.

Se denominan con los siguientes sufijos:

a) Anión de hidrácido

Por ejemplo:

F- Fluoruro, S= Sulfuro. Como el ácido sulfhídrico posee más de un H, podrá perder un solo protón,  originando el anión HS-, y para denominarlo hay que añadir el término hidrógeno. Este ion se denominará por lo tanto, ion hidrógeno sulfuro.

b) Los oxoácidos originan aniones que sustituyen la terminación ico por ato tanto en la nomenclatura funcional como en la sistemática, y se sustituye la de  oso por ito si se trabaja con la funcional.

Veamos a continuación algunos ejemplos y complete los espacios vacíos:

Anión Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática NO3- Nitrato Trioxonitrato (V) NO2- Nitrito Dioxonitrato (III) ClO- Hipoclorito Oxoclorato (I) ClO2- Clorito Dioxoclorato (III) ClO3- ClO4-

En resumen:

En resumen:     Ácido      Anión Sin oxígeno -----hídrico ------uro Con oxígeno -------ico ------ato -------oso ------ito

Las celdas sombreadas no existen en la nomenclatura sistemática.

Cuando los oxácidos poseen más de dos hidrógenos originan diferentes aniones hidrogenados y deben diferenciarse usando los prefijos griegos para indicar el número de hidrógenos que aún contienen.

Veamos los siguientes ejemplos y complete los espacios vacíos.

Anión Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática H2PO4- Dihidrógenofosfato Dihidrógenotetraoxofosfato (V) HPO4-2 Hidrógenofosfato Hidrógenotetraoxofosfato (V) HSO4- Hidrógenosulfato Hidrógenotetraoxosulfato (VI) HSO3- HCO3-

II.- 7.- Sales

Estas sustancias se componen de un anión proveniente de un ácido y de un catión generalmente metálico.

Se denominan

Durante el curso utilizaremos frecuentemente un catión no metálico: NH4+ denominado amonio, y sus compuestos se denominan siguiendo las mismas reglas dadas.

Veamos algunos ejemplos usando la nomenclatura funcional, dejando la sistemática como ejercitación.

Sal Nomenclatura funcional Nomenclatura sistemática K2SO4 Sulfato de Potasio FePO4 Fosfato Férrico NH4NO3 Nitrato de amonio Al2(CO3)3 Carbonato de aluminio HgI2 Ioduro mercúrico Cr(H2PO4)3 Dihidrógenofosfato de cromo(III) NH4(HCO3) Hidrógenocarbonato de amonio Ca(HS)2 Hidrógenosulfuro de calcio

II.- 8.- Peróxidos

Son compuestos binarios del oxígeno, que presentan la particularidad de que dos átomos de oxígeno se unen entre sí, lo que determina que su número de oxidación sea   –1.

Se denominan sustituyendo la palabra óxido por peróxido.

Así:

Na2O2  Peróxido de sodio

BaO2  Peróxido de bario

H2O2  Peróxido de hidrógeno (más conocido por su nombre trivial de agua

oxigenada).

II.- 9.- Otros aniones utilizados frecuentemente en este curso:

a)       Oxoaniones cuyo elemento central es un metal

Anión Nomenclatura funcional MnO4- Permanganato CrO4-2 Cromato Cr2O7-2 Dicromato

b) Aniones no oxigenados

Anión Nomenclatura funcional CN- Cianuro SCN- Sulfocianuro

Resumen de reacciones típicas: