Formulación química inorgánica

Departamento Física y Química IES Nicolás Copérnico APUNTES BÁSICOS DE QUÍMICA GENERAL

FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA

1.- CONCEPTOS GENERALES: PROPIEDADES SUSTANCIAS Y ENLACES

Podemos dividir las sustancias en dos grandes grupos:
 Las que están formadas por redes tridimensionales de átomos o iones llamadas REDES
CRISTALINAS sin limitación concreta en cuanto al tamaño.
 Las que están formadas por agrupaciones independientes de átomos enlazados entre sí formando unas
unidades básicas llamadas MOLÉCULAS.

En las redes cristalinas los subíndices de la fórmula señalan la proporción atómica del compuesto. Esta
proporción se indica con números enteros lo más pequeños posibles y la fórmula se conoce como fórmula
empírica. En las moléculas la fórmula señala la composición molecular en cuanto al número de átomos. Los
subíndices que aparecen en la fórmula molecular nos indican el número de átomos de cada elemento que forma
la molécula del compuesto. Por supuesto una molécula también tiene una fórmula empírica (proporción atómica
más sencilla). La fórmula molecular siempre será múltiplo de la fórmula empírica en cuanto al número de
átomos. En la fórmula molecular los símbolos se escriben en orden creciente de electronegatividad (más
EN a la derecha); en la fórmula empírica se utiliza el orden alfabético: CClHNO.

REDES CRISTALINAS

1) REDES COVALENTES: están formadas por átomos unidos por enlace covalente, esto es, átomos
compartiendo electrones (aunque sean
enlaces polares). Se llaman sólidos
covalentes o macromoléculas. Ejemplos
típicos: las formas alotrópicas más
estables del carbono, diamante (C con
enlaces tetraédricos de hibridación sp3);
grafito (planos con C trigonales de
hibridación sp2 y cada plano unido al
inferior y superior con enlace );
nanotubos de fibra de carbono
(semejantes a planos de grafito enrollados
formando tubos de grosor nanométricos);
sílice (redes donde un átomo de Si con sp3
se une a cuatro átomos de O con sp3 y
donde cada O está unido a dos átomos de
Si, por tanto con una fórmula empírica
SiO2). Romper una red covalente requiere
bastante energía ya que se trata de
romper muchos enlaces covalentes. Por
eso son sustancias muy duras (difíciles de
rayar) y con altos puntos de fusión (aunque algunas sean muy buenos combustibles, como el diamante o el
grafito) y por supuesto, insolubles. Al carecer de electrones libres no conducen la electricidad (salvo el
grafito cuyas nubes de electrones  entre los planos sí permite el paso de la corriente eléctrica).

2) REDES IÓNICAS: están formadas por iones. Cationes rodeados de aniones en todas direcciones y
aniones rodeados de cationes. El número de iones de un signo que rodean al de otro signo se llama ÍNDICE
DE COORDINACIÓN. El valor de los índices de coordinación depende del tamaño relativo de los iones y de
la carga de los mismos (el compuesto debe ser neutro).

Formulación básica Química Inorgánica
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Fórmula Relación iónica Coordinación
tipo R+/R-
MX > 0’732 8:8
MX Entre 0’414 y 0’732 6:6
MX < 0’414 4:4
MX2 > 0’732 8:4
MX2 Entre 0’414 y 0’732 6:3
MX2 < 0’414 4:2

La red se mantiene unida por fuerzas eléctricas de Coulomb. La intensidad de estas fuerzas dependerá de:
a) El número de iones que rodean al contrario (número o índice de coordinación).
b) La carga iónica de los iones (hay que recordar que la fuerza eléctrica es proporcional al producto de
las cargas).
c) La distancia que separa los iones (radios iónicos, hay que recordar que la fuerza eléctrica es
inversamente proporcional a esa distancia).

La intensidad de la fuerza eléctrica determina la propiedad fundamental de las redes iónicas: la
ENERGÍA RETICULAR U. Es la energía implicada en el proceso de formación de un mol de compuesto
a partir de los iones en estado gaseoso:
A(g)n+ + B(g)m-  AmBn (s)

U es prácticamente imposible de medir y se determina por métodos que se verán en el tema de
Termoquímica. La ecuación de Born-Landé permite obtener valores aproximados de U:

donde:
Na: número de Avogadro A: constante de Madelung (depende de la forma de la red)
Z+ y Z-: cargas iónicas q: carga del electrón en cul
0: conductividad del vacío d0: distancia entre iones
n: otro factor que depende de la sustancia (exponentes de Born)

La dureza y el punto de fusión de estos compuestos vienen determinados por los valores de Energía
reticular siendo mayores al aumentar U (los puntos de fusión son muy altos).

La red puede romperse por acción de otras fuerzas eléctricas
+- (la atracción de moléculas polares como las que forman el agua)
- +- dando lugar a disoluciones iónicas. La solubilidad será más o
Cl
menos alta en función de la energía reticular U. Compuestos
iónicos del grupo 1 son, por lo general, muy solubles en agua. El
corindón (dureza 9 en la escala de Mohs) es insoluble: está
formado por óxido de aluminio (Al2O3).
Ión Cl- + - Molécula agua

En estado sólido no conducen la corriente eléctrica por no disponer de cargas libres. Sí conducen la
electricidad en estado líquido (fundidos) o en disolución (iones libres).

Las redes cristalinas iónicas son fáciles de romper al golpearlas: los planos de iones se pueden
desplazar como consecuencia del golpe y hacer coincidir iones del mismo signo; la fuerza de repulsión
entre ellos rompe el cristal. En consecuencia los sólidos iónicos son frágiles.

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3) REDES METÁLICAS: formadas por los elementos metálicos. Estas redes están formadas por átomos del
metal con sus electrones de valencia deslocalizados en forma de bandas electrónicas por toda la red. La
presencia de estas bandas de electrones hace que sean conductores de electricidad. Al golpear un cristal
metálico los planos de iones se pueden desplazar pero la red no sufre alteración y por tanto son maleables
y dúctiles. El agua no disuelve las redes metálicas pero sí puede reaccionar con los metales formando
otros compuestos y rompiendo la red metálica. En cuanto al punto de fusión es muy variable: hay metales
que funden a temperaturas bajas (Hg) y otros que lo hacen a temperaturas muy altas (W).

El índice de coordinación suele ser 8 (cúbica simple: un átomo en el centro de un cubo rodeado de 8 en los
vértices del cubo) o 12 (cúbica compacta: un átomo en el centro de un cubo rodeado de 12 en los centros
de cada arista). Esta última explica la mayor densidad de los metales.

Otra propiedad importante de los metales es que los electrones pueden absorber fácilmente la energía
luminosa correspondiente al visible y devolverla con la misma facilidad: por eso son opacos a la luz visible y
brillan cuando son iluminados. En caso de absorber energía de frecuencia alta el electrón puede salir del
metal: son los llamados efectos termoiónicos (producidos por calefacción) y efectos fotoeléctrico
(producidos por radiación electromagnética).

MOLÉCULAS

En las SUSTANCIAS MOLECULARES existen fuerzas de interacción entre sus moléculas (fuerzas
intermoleculares):
 Fuerzas de Van der Waals o de dispersión: son interacciones eléctricas debido a las
polaridades transitorias que se producen cuando una molécula pasa cerca de otra (las nubes
electrónicas exteriores se repelen y producen desplazamientos temporales de cargas). Estas
fuerzas aumentan con el tamaño de la molécula. Son muy pequeñas en moléculas como F2 y
altas en I2. La masa molecular nos sirve para relacionar el tamaño de las moléculas.
 Dipolos permanentes: son fuerzas eléctricas entre moléculas polares: NH3, H2O, CH3F, etc.
 Puentes de hidrógeno: son fuerzas intermoleculares intensas producidas en las moléculas que
tienen átomos pequeños y muy electronegativos (F, O y N) unidos a un átomo de hidrógeno.
Son dirigidas y tienen características de enlace (se les llama enlaces de H).

Las propiedades físicas de las sustancias moleculares dependen de las fuerzas existentes entre las moléculas:
 Los puntos de fusión y ebullición aumentan con el valor de las fuerzas intermoleculares.
 La solubilidad de unas sustancias en otras dependerá de la naturaleza de las fuerzas en unas y
otras: lo semejante disuelve a lo semejante, formándose disoluciones moleculares.

UN CONCEPTO FUNDAMENTAL: EL NÚMERO DE OXIDACIÓN

La formación de las sustancias supone compartir o ceder/coger electrones para adoptar una configuración
electrónica más estable (estructuras simétricas con orbitales semillenos o llenos). El número de electrones
compartidos, cedidos o captados recibe el nombre genérico de COVALENCIA ó VALENCIA IÓNICA. En
Química hay otro concepto mucho más útil: el número de oxidación.

El número de oxidación es el número neto de enlaces polares o carga iónica neta de un átomo dentro de
una molécula o red cristalina. La valencia iónica coincide con el número de oxidación pero no ocurre lo mismo
con la covalencia. El número de oxidación requiere enlace polar: un extremo será 1- y el otro será 1+, en función
de la electronegatividad de los átomos que enlazan. Así en el enlace Cl-Cl cada átomo comparte un electrón
(covalencia 1) pero a cada átomo de cloro le corresponde un número de oxidación cero dado que no hay
polaridad en el enlace.

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Nada mejor que analizar un compuesto orgánico para entender la
diferencia entre covalencia y número de oxidación. Los enlaces C-
C suponen número de oxidación cero. Los enlaces C-H suponen 1-
para el C (es más electronegativo que el H) y 1+ para el H. Los
enlaces C=O suponen 2- para el O y 2+ para el C. Así cada átomo
de carbono en la molécula puede tener distintos números de
oxidación. La covalencia en todo caso es 4.

Como norma general, los metales, con pocos electrones en la capa
de valencia, son poco electronegativos y tendrán número de
oxidación positivo. Los no metales tendrán número de oxidación
negativo cuando enlacen con otro elemento menos electronegativo
y positivo en caso contrario.

Nº OXIDACIÓN DE ELEMENTOS METÁLICOS (CATIONES EN ENLACE IÓNICO)

ELEMENTOS GRUPO I: 1+
ELEMENTOS GRUPO II: 2+
ELEMENTOS GRUPO III: 3+
ELEMENTOS GRUPO IV: 2+ 4+ (interacción de los 2 electrones p o de los 4 electrones de valencia)
ELEMENTOS GRUPO V: 3+ 5+ (interacción de los 3 electrones p o de los 5 electrones de valencia)
ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Las interacciones pueden implicar a los orbitales d. Son abundantes los
estados de oxidación 2+ y 3+, pero se dan muchos otros:
Ag: 1+ Cu y Hg: 1+ 2+ Au: 1+ 3+ Sc, Y, La y Ac: 3+
Zn y Cd: 2+ Pd y Pt: 2+ 4+ Mn: 2+ 3+ 4+ 6+ 7+

Nº DE OXIDACION DE NO METALES (ANIONES EN ENLACE IÓNICO)

Por lo general coincide con el número de electrones que le faltan al elemento para adoptar la configuración de
gas noble: N3-, Cl1-, S2-, etc.

2.- FORMULACIÓN INORGÁNICA (IUPAC 2005)

2.1 ELEMENTOS

Los elementos moleculares (no metálicos) tienen composición definida: O2, O3, N2, F2, Cl2, Br2, I2, H2, …
Los elementos cristalinos (covalentes o metálicos) forman macromoléculas y por tanto la fórmula señala la
proporción entre los átomos, de ahí que sólo se utilice el símbolo para representar la sustancia: C, S, P, Fe, Na,
Ag…
Los gases nobles existen en forma monoatómica. Su fórmula es el símbolo del gas nobel: He, Ne, Ar, etc.

Nomenclatura IUPAC 2005: se nombran con los prefijos (di-, tri-, tetra-, penta-, hexa- etc.) aunque es
frecuente que aparezcan sin prefijos. Los átomos de estas moléculas cuando aparecen aislados llevan el prefijo
mono-.

N2 : dinitrógeno O3 : trioxígeno S8 . octaazufre Br: monobromo

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2.2 NOMENCLATURA IONES HOMOATÓMICOS

CATIONES MONOATÓMICOS Cn+:

Notación de Stock: Fe3+ : catión hierro(lll) Cu+ : catión cobre(l)
Notación de Ewens-Bassett: Fe3+ : ión hierro(3+) Cu+ : ión cobre(1+)

ANIONES MONOATÓMICOS An-: Se utiliza la notación de Ewens-Bassett con prefijo correspondiente al
átomo y sufijo –uro. Para el ión O2- se utiliza la palabra óxido.

H- : ión hidruro(1-) C4- : ión carburo(4-) O2- : ión óxido(2-) P3- : ión fosfuro(3-)

MUY IMPORTANTE: En caso de que el elemento tenga un número de oxidación fijo NO HACE FALTA
indicarlo entre paréntesis. Por tanto hay que aprenderse de memoria estos elementos.

IONES HOMOPOLIATÓMICOS Cmn+ ó Amn-: Se sigue el sistema de Ewens-Bassett con un prefijo que
indique el número de átomos: Hg22+ : ión dimercurio(2+) O3- : ión trióxido(1–) C22- : ión dicarburo(2-)

OTROS IONES POLIATÓMICOS: amonio (NH4+) oxonio (H3O+) cianuro (CN-)

2.3 COMPUESTOS BINARIOS Y DERIVADOS

Dentro de este grupo de compuestos hay sustancias moleculares (NH3, HCl, etc.) aunque puedan tener cierto
carácter polar y sustancias iónicas (NaCl, Li2S, etc.). La presencia del metal distingue a los compuestos
iónicos.

NOVEDAD IUPAC 2005 A efectos de formulación el orden de electronegatividad decreciente que se
sigue no es el establecido por Pauling sino otro más simple (por convenio): grupo 17 hacia abajo, grupo
16 hacia abajo, hidrógeno, grupo 15 hacia abajo, etc. Esto supone la gran novedad de considerar a
todos los halógenos como más electronegativos que el oxígeno, lo que implica cambios en el nombre de
los compuestos que forman el oxígeno con los halógenos y en la colocación de los símbolos

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NOMENCLATURA DE COMPOSICIÓN: utiliza el sufijo -uro para el más electronegativo. Cuando el más
electronegativo es el oxígeno se utiliza la palabra ÓXIDO. La proporción atómica se puede indicar de
varias formas:
1. Nomenclatura estequiométrica. Por prefijos numerales (mono = ningún numeral = 1): tricloruro de
hierro, dibromuro de oxígeno, nitruro de boro, hexafluoruro de azufre, pentaseleniuro de diarsénico,
difluoruro de calcio, dióxido de disodio, dibromuro de pentaóxigeno, dióxido de cobre, sulfuro de
diplata, triseleniuro de dialuminio.
2. Nomenclatura de Stock. Para nombrar se utiliza el elemento más electronegativo, de acuerdo al
convenio, con el sufijo –uro y se le añade el nombre del electropositivo colocando entre paréntesis y
con números romanos el número de oxidación sin el signo: Yoduro de oro(lll). Para formular escribimos
el electropositivo a la izquierda y el electronegativo a la derecha colocándoles los subíndices
adecuados para que el número de cargas positivas y negativas sea igual.
3. Nomenclatura de Ewens-Bassett. Igual que la de Stock pero usando el número de oxidación con
signo y en números arábigos: Cloruro de hierro(3+).

PERÓXIDOS: es el anión (O-O)2-, es decir O22-. Debido a la unión de dos átomos de oxígeno, este número no
debe simplificarse en la escritura de fórmulas. El peróxido más conocido es el PERÓXIDO DE HIDRÓGENO
(H2O2) cuyas disoluciones reciben el nombre comercial de agua oxigenada.

MUY IMPORTANTE: Cuando los elementos tienen un único estado de oxidación, no se indica en el
nombre del compuesto.

EL HIDRÓGENO PUEDE ACTUAR CON Nº DE OXIDACIÓN +1 ó -1 (HIDRUROS, cuando se combina
con elementos de los grupos 15 al 1). Los compuestos que forma con los elementos de los grupos 16 y 17
(donde actúa con número de oxidación +1: HCl, H2S…) producen disoluciones acuosas con carácter ácido, de ahí
que estos compuestos sean llamados HIDRÁCIDOS cuando se encuentran en disolución:

COMPUESTO NOMBRE COMPUESTO NOMBRE DISOL.ACUOSA
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
HI Ioduro de hidrógeno Ácido iodhídrico

NUEVA RECOMENDACIÓN IUPAC 2005: Nomenclatura por sustitución. Se basa en considerar como
compuestos “padres” los hidruros de los elementos de los grupos 13 al 17 que reciben nombres específicos:

Grupo 13 Grupo 14 Grupo 15 Grupo 16 Grupo 17
BH3 borano CH4 metano NH3 azano H2O oxidano HF fluorano
AlH3 alumano SiH4 silano PH3 fosfano H2S sulfano HCl clorano
GaH3 galano GeH4 germano AsH3 arsano H2Se selano HBr bromano
InH3 indigano SnH4 estannano SbH3 estibano H2Te telano HI yodano
TlH3 talano PbH4 plumbano BiH3 bismutano H2Po polano HAt astatano

Se admiten los nombres comunes de amoniaco para el NH3 y de agua para el H2O; pero dejan de ser aceptados
los nombres comunes de fosfina (PH3), arsina (AsH3) y estibina (SbH3).

Los hidrógenos pueden ser sustituidos por otros átomos (o radicales orgánicos) y sus nombres derivan del
hidruro padre: bromoclorofosfano: PHBrCl Etilyodoborano: BCH3HI

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El protón H+ puede unirse a compuestos con pares de electrones sin compartir (como NH3 y H2O) para formar
los cationes NH4+ y H3O+ . Para nombrar estos cationes se utiliza el nombre del hidruro padre cambiando la
terminación –o por –io: azanio y oxidanio. También se aceptan los nombres comunes de amonio y oxonio (pero
no se acepta el nombre de hidronio).

FI-01 Formula o nombra (según corresponda) los siguientes compuestos:
sulfuro de calcio HCl hidruro de litio AlBr3
bromuro de potasio Na2Se amoniaco BeF2
nitruro de cobre(ll) FeS arseniuro de plata CoI3
carburo de aluminio PH3 sulfuro de titanio(lV) ZnBr2
cloruro de cromo(ll) Sb2S5 seleniuro de estaño(lV) MnP
cianuro de potasio NH4Cl sulfuro de amonio CuCN
hidruro de estaño(lV) O3Cl2 dihidruro de cinc Cu2O
monóxido de hierro (NH4)2S óxido de hierro(2+) Na2O2
dibromuro de plomo NO nitruro de boro N2O5
heptacloruro de yodo OI2 hexafluoruro de azufre B2O3
seleniuro de arsénico(V) CO arseniuro de escandio La2O3
yoduro de platino(4+) Ag3Sb diyoduro de trioxígeno Au4Si
dibromuro de heptaoxígeno Be2Sn óxido de carbono(2+) MoO3
cloruro de amonio BeH2 peróxido de litio HgO
peróxido de rubidio ZnS óxido de plomo(ll) V2O5
óxido de estaño(lV) TiO2 telururo de estroncio PdH4
seleniuro de niobio(lll) MgO2 nitruro de amonio Au2O3
trióxido de wolframio H2S sulfuro de manganeso(ll) AlH3
dibromofosfano NHCl2 cloroyodosilano HSF
difluorbromoborano PH2F triclorosulfano GeHClF

2.4 COMPUESTOS TERNARIOS: HIDRÓXIDOS

Son compuestos iónicos formados por el anión (OH)- y un catión metálico (también con el catión amonio NH4+).
La estequiometria debe ser la adecuada para que el número de cargas positivas sea igual al de negativas, es
decir, el número de iones (OH)- será igual a la carga positiva del catión. Se obtienen por reacción de los óxidos
metálicos con el agua.

Para nombrarlos se pueden utilizar la nomenclatura estequiométrica o la notación de Stock:

Fórmula Nomenclatura estequiométrica Notación de Stock
Ca(OH)2 dihidróxido de calcio hidróxido de calcio
NaOH monohidróxido de sodio hidróxido de sodio
o hidróxido de sodio
Sn(OH)4 tetrahidróxido de estaño hidróxido de estaño(lV)

FI-02 Formula y nombra los siguientes compuestos:
hidróxido de magnesio Fe(OH)2 hidróxido de aluminio Pd(OH)4
hidróxido de germanio(ll) Sr(OH)2 hidróxido de amonio Au(OH)3
hidróxido de plata Ca(OH)2 hidróxido de cesio RbOH
hidróxido de cobre(l) Zn(OH)2 hidróxido de estroncio Co(OH)2
hidróxio de paladio(ll) Ni(OH)2 hidróxido de amonio Tl(OH)3

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2.5 COMPUESTOS TERNARIOS: OXÁCIDOS

Son compuestos tipo HaXbOc donde X es un elemento no metálico y algunos metales de transición con alto
número de oxidación (especialmente: V5+ , Cr6+ y Mn7+). El número de oxidación del H es 1+ y el del O es 2-. Se
obtienen cuando los óxidos no metálicos reaccionan con el agua.

La IUPAC recomienda tres formas de nomenclatura: la tradicional (clásica o común), nomenclatura de adición y
nomenclatura de hidrógeno.

NOMENCLATURA CLÁSICA: Hay que conocer todos los estados de oxidación que puede tener el elemento X
y distinguirlos haciendo uso de prefijos y sufijos según la tabla:

Elementos hipo- -oso -oso -ico Per- -ico
Halógenos Cl, Br, I 1+ 3+ 5+ 7+
Anfígenos S, Se, Te 2+ 4+ 6+
Nitrogenoideos N, P, As, Sb 1+ 3+ 5+
Carbonoideos C, Si, Ge Sn 2+ 4+
Térreos o boroideos B, Al 3+
Mn 4+ 6+ 7+
Cr, Mo, W 6+
V V+

 Para formularlos: Se escribe el símbolo del elemento con el estado de oxidación adecuado Xn+,
se pone el mínimo número de O2- para superar las cargas positivas de Xn+ y se añaden los H+
necesarios para la neutralidad de cargas.

 PREFIJOS META Y ORTO: Los elementos B, Si, P y As forman oxácidos con un O2- más de los
necesarios para superar las cargas positivas, lo que supone la adición de dos H+ más. Los
oxácidos de estos elementos con el número mínimo de O2- para superar las cargas positivas son
más inestables y se distinguen con el prefijo meta- (las moléculas con un O2- más de los
necesarios se distinguen con el prefijo orto- que no es necesario especificar para B, Si, P y
As).

 PREFIJO DI: dos moléculas de un ácido pueden unirse a costa de perder una molécula de agua
(se rompe un enlace OH- de una molécula y un enlace H- de otra, se unen los restos y se forma
agua). En la práctica se formula el ácido correspondiente, se multiplican los subíndices por 2 y
se le resta una molécula de agua). Antiguamente se utilizaba el prefijo piro- porque estos
compuestos se obtenían al calentar el ácido original.

 PREFIJO TIO: un O2- del ácido es sustituido por un S2- (el número de H no cambia)

 Sustitución de un –OH por un –X (generalmente un halógeno): se antepone al nombre del ácido el
nombre del halógeno acabado en –o. Ejemplo ácido fluorosulfúrico.

HClO: ácido hipocloroso H2CO3: ácido carbónico HNO2: ácido nitroso
H2SO4: ácido sulfúrico HMnO4: ácido permangánico HBrO3: ácido brómico
HPO3: ácido metafosfórico H3PO4: ácido fosfórico H2CrO4: ácido crómico
H2Cr2O7: ácido dicrómico H2S2O3: ácido tiosulfúrico HSO3Cl: ácido clorosulfúrico

Para nombrarlos: habrá que determinar el número de oxidación del átomo central realizando un balance de
cargas (el compuesto es neutro).

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ácido silícico HBrO ácido nitroso H2SO3
ácido fosforoso H3BO3 ácido perclórico H2MnO4
ácido crómico HVO3 ácido brómico H2SeO3
ácido tiosulfuroso HBO2 ácido disulfúrico HNO
ácido bórico H2WO4 ácido molibdénico HVO3
ácido arsénico H2SiO4 ácido metasilícico HPO2
ácido metaarsenioso HClO3 ácido disulfuroso H2S2O7

NOMENCLATURA DE ADICIÓN: Es una nomenclatura estructural. Por regla general un oxácido está
formado por un átomo central unido a grupos llamados ligandos: –OH (hidróxido) o =O (óxido). Así:

H2SO4 = SO2(OH)2 : dihidróxidodióxidoazufre HNO3 = NO2OH : hidróxidodióxidonitrógeno

Los ácidos di- son dos unidades ácidas unidas entre sí por medio de un puente –O-. El oxígeno puente se
llama -óxido- y las dos unidades se nombran como bis(nombre de la unidad):

H2Cr2O7 = (CrO2OH)-O-(CrO2OH) = -óxido-bis(hidróxidodióxidocromo)

Si hay otros grupos –X se nombran delante del átomo central por orden alfabético.

FI-04 Formula y nombra todos los ácidos del ejercicio FI-03 de acuerdo a la nomenclatura de adición.

NOMENCLATURA DE HIDRÓGENO. Se utiliza la siguiente composición:

Prefijo cantidad hidrógeno (prefijo cantidad óxido prefijo cantidad raíz nombre átomo central – ato)
(sin espacios ni guiones entre ellos)

H2SeO4 : dihidrógeno(tetraóxidoselenato) H2S2O7 : dihidrógeno(heptaóxidodisulfato)

FI-05 Formula y nombra todos los ácidos del ejercicio FI-03 de acuerdo a la nomenclatura de
hidrógeno.

2.6 ANIONES DERIVADOS DE OXÁCIDOS (OXOANIONES)

Los ligandos –OH de los oxácidos tienen un enlace muy polar entre el oxígeno y el hidrógeno. De esta forma,
ese enlace muy polar puede ser atacado por otras moléculas polares de manera que el enlace se rompe dando
lugar a aniones y cationes H+ (que pueden enlazar con moléculas de agua formando el ión oxonio H3O+). Si el
ácido tiene varios grupos –OH puede formar varios aniones:

H3PO4 puede formar los aniones H2PO4- , HPO42- y PO43-

Estos aniones reciben los siguientes nombres:

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NOMENCLATURA TRADICIONAL: nombre del ácido cambiando la terminación –oso por –ito ó –ico por –ato y
con el prefijo hidrógeno, dihidrógeno, etc. en su caso (son los llamados aniones ácidos).

H2PO4- : anión dihidrógenofosfato HPO42- : anión hidrógenofosfato PO43- : anión fosfato

Para nombrarlos habrá que determinar el número de oxidación del átomo central (balance de cargas teniendo
en cuenta el exceso de carga negativa).

FI-06: Formula o nombra los siguientes aniones:
sulfato HCO3- vanadato IO- cromato BO33-
nitrato S2O72- wolframato NO2- permanganato HSO3-
aluminato PO3- metafosfato SnO32- hidrógenocarbonato ClO2-
arsenito BrO4- borato SeO2- dimolibdato SbO3-

NOMENCLATURA DE HIDRÓGENO Y ESTEQUIOMÉTRICA. Se utiliza la siguiente combinación:

Anión con hidrógeno:
 Prefijo cantidad hidrógeno (prefijo cantidad óxido cantidad raíz nombre
átomo central –ato)(carga neta en notación Ewens-Basset)
C) OXISALES
Anión sin hidrógeno:
 Igual pero sin el primer paréntesis

HSiO43- : hidrógeno(tetraóxidosilicato)(3-)
SO32- : trióxidosulfato(2-)
Cr2O72- : heptaóxidodicromato(2-)

NOMENCLATURA DE ADICIÓN. Se usa la misma que para los oxácidos pero en lugar del nombre del
átomo central se pone la raíz terminada en –ato y se coloca la carga neta al final con notación de Ewens-
Basset. Como se ve, en caso de no tener hidrógeno, el nombre del anión con la nomenclatura de adición
coincide con la nomenclatura estequiométrica.
HSO4- = SO3(OH)- = hidróxidotrióxidosulfato(1-)
Cr2O72- = -(CrO3)-O-(CrO3)- = -óxido-bis(trióxidocromato)(2-)

FI-07 Nombra los aniones del ejercicio FI-06 según la nomenclatura de hidrógeno, estequiométrica y de
adición.

2.7 ANIONES DERIVADOS DE ÁCIDOS ORGÁNICOS

Los ácidos orgánicos pueden ionizar (por el enlace muy polar –O-H del grupo carboxílico) dando lugar a aniones
tipo R-COO-. El nombre que reciben estos aniones es el nombre del ácido (sin la palabra ácido) y cambiando la
terminación –ico por –ato:

HCOO- : formiato o metanoato CH3COO- : acetato o etanoato C6H5COO- : benzoato
ácido 2-hidroxi-1,2,3-propanotricarboxílico: da lugar al anión citrato C6H5O73-

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2.8 OXISALES Y OXIASALES BÁSICAS

Se trata de la unión iónica entre un oxoanión y un catión. El nombre del compuesto es el del anión seguido del
nombre del catión (como se ha visto antes). Las oxisales básicas están formadas por un anión que contiene
grupos –OH.

NOMENCLATURA CLÁSICA: nada nuevo.

sulfato de amonio Al(NO3)3 fosfato de arsénico (lll) LiClO4
silicato de magnesio CoBO3 dicromato de plomo(4+) CuCO3
clorato de sodio CrSO3 arseniato de antimonio(V) KMnO4
tiosulfato de niquel(lll) (NH4)NO2 yodito de aluminio Cd(VO3)2
carbonato de calcio Fr2SeO4 hipobromito de estroncio ZnSO4
fosfato de aluminio (NH4)2CO3 clorato de hierro(2+) Rb2MnO4
metafosfato de calcio K2Cr2O7 permanganato de rubidio Fe(ClO3)3
hidrógenosulfato de oro(3+) Ca3(PO4)2 nitrito de plata Mg(BrO3)2
hidrogenosulfito de cobre (ll) SrHAsO4 disulfato de manganeso(2+) CsIO
metaborato de escandio PbWrO4 aluminato de itrio Pd(MoO4)2
hidrógenofosfito de cadmio Mg(H2PO4)2 dihidrógenodifosfato de oro(l) FeHBO3
hidrógenocromato de mercurio(2+) Cd(HS2O7)2 dihidrógenosilicato de cinc CuHSO3
acetato de potasio Ca(HCOO)2 benzoato de berilio NaCH3COO

NOMENCLATURA ESTEQUIOMÉTRICA (COMPOSICIÓN): el nombre del anión sin la carga iónica
seguido del nombre del catión. Si el anión está entre paréntesis, el número de iones se indica con
prefijos de cantidad alternativos (bis- tris- tetrakis- pentakis- etc.) delante del nombre del anión
y encerrando éste en un paréntesis:

Fe(ClO3)2 : bis(tetraóxidoclorato) de hierro NaNO2 : dióxidonitrato de sodio
(NH4)2CO3 : trióxidocarbonato de diamonio
Al(HCr2O7)3: tris[hidrógeno(heptaóxidodicromato)] de aluminio
Mg(H2PO4)2 : bis[dihidrogeno(tetraoxidofosfato)] de magnesio

NOMENCLATURA DE ADICIÓN: Nombre del anión con carga seguido del nombre del catión con
carga (notación Ewens-Basset). Los números para igualación de las cargas iónicas no se dicen
puesto que con la especificación de las cargas iónicas no hay dudas.

Fe(ClO3)3 : trioxidoclorato(1-) de hierro(3+) Rb2MnO4 : tetraoxidomanganato(2-) de rubidio(1+)
K2Cr2O7 : μ-oxido-bis(trioxidodicromato)(2-) de potasio(1+)
KHCr2O7 : las dos unidades que se unen al oxígeno puente no son iguales (CrO2OH)-O-(CrO2O)- por lo que
se utiliza las nomenclaturas anteriores

FI-09: Nombra las fórmulas del ejercicio FI-08 con las notaciones estequiométrica y de adición.

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2.8 SALES BÁSICAS DE HIDRÁCIDOS

Los hidrácidos que tienen dos hidrógenos pueden perder uno y formar aniones ácidos. El anión se formula
anteponiendo la palabra hidrógeno a la raíz del nombre del átomo terminado en –uro siguiendo las reglas de los
compuestos binarios:

Fórmula Nomenclatura estequiométrica Nomenclatura de Stock
Ca(HSe)2 bis(hidrógenoseleniuro) de calcio hidrógenoseleniuro de calcio
Cu(HTe)2 bis(hidrógenotelururo) de cobre hidrógenotelururo de cobre(ll)
NH4HS hidrógenosulfuro de amonio hidrógenosulfuro de amonio

3.- REACCIONES INORGÁNICAS BÁSICAS:

3.1 FORMÁCIÓN DE ÓXIDOS

Elementos + oxígeno  óxidos
(si el elemento tiene varios estados de oxidación se pueden formar mezclas de los diferentes óxidos)

3.2 REACCIÓN ÓXIDOS CON AGUA

Óxido metálico + agua  hidróxido del metal
Óxido no metálico + agua  oxácido del no metal

3.3 REACCIÓN METAL CON ÁCIDO

Puede producirse el desplazamiento del hidrógeno del ácido por el catión metálico. En el tema de reacciones
red-ox se estudiará con detalle cuando se produce esta reacción.

Zn + 2 HCl  ZnCl2 + H2
Mg + H2SO4  MgSO4 + H2
2K + H2O  2KOH + 2H2

3.4 REACCIÓN ÁCIDO – BASE ARRHENIUS

Se estudiará con más detalle en el tema 5.

Cuando un hidróxido reacciona con un ácido se produce una reacción muy típica en Química: REACCIÓN
ACIDO-BASE. En este tipo de reacción el átomo de hidrógeno del ácido se combina con el grupo hidróxido de
la base para formar agua. El catión restante del hidróxido se une al anión restante del ácido para formar sales
o sales ácidas, en su caso:

Ácido nítrico + hidróxido de potasio  nitrato de potasio + agua
Ácido sulfúrico + hidróxido de amonio  sulfato de amonio + agua
Ácido perclórico + hidróxido de aluminio  perclorato de aluminio + agua

FI-10 Formula y ajusta las ecuaciones químicas anteriores.

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4.- COMPUESTOS DE COORDINACIÓN Ó COMPLEJOS (ampliación)

La posibilidad del enlace covalente coordinado donde intervengan orbitales de nivel energético próximos al
nivel de la capa de valencia (en mucho casos favorecidos por la formación de estructuras simétricas), hace que
el número de compuestos inorgánicos se incremente día a día, de manera que hoy constituye uno de los
grandes campos de investigación de la Química. Las reglas de formulación clásicas no eran aplicables a este
tipo de compuestos, de manera que en 1957 la IUPAC aceptó unas nuevas reglas debidas a Alfred Werner
(1866-1919) con ciertas modificaciones.

Un complejo está formado por un ÁTOMO CENTRAL (cargado positivamente, algunas veces neutro, pero nunca
negativo) rodeado de átomos, moléculas ó aniones (neutros o negativos) llamados LIGANDOS y unidos
mediante enlace covalente coordinado. Esta unión es tan fuerte que en muchos casos las propiedades del
átomo central quedan totalmente alteradas. La geometría de la molécula dependerá del índice de coordinación:
DIGONAL(2 ligandos), TRIGONAL(3), CUADRADA(4 en plano), TETRAÉDRICA(4 espacial), OCTAÉDRICA
(6), CÚBICA o HEXAÉDRICA (8)…

El átomo o catión central actúa como ácido Lewis (aporta orbitales vacíos) y los ligandos actúan como bases
Lewis (aportan pares de electrones sin compartir). Este conjunto de átomo/ión central y ligandos forma una
estructura fuertemente unida que se llama PRIMERA ESFERA DE COORDINACIÓN. Esta primera esfera de
coordinación puede tener carga y unirse a otros iones (enlace iónico simple) para formar la SEGUNDA ESFERA
DE COORDINACIÓN. Este enlace iónico puede disociarse en disolución acuosa.

NOMENCLATURA IONES COMPLEJOS

 1ª Regla: Los nombres de los iones deben terminar con el nombre del átomo central. Los ligandos se
nombran en orden alfabético (sin tener en cuenta los prefijos de cantidad).

 2ª Regla: Si el ión es negativo (anión) se añade el sufijo -ATO al nombre del átomo central. En algunos
casos se utilizan nombres latinos: FERRATO, SULFATO, En caso de ser catión no se añade sufijo alguno
aunque debe especificarse que se trata de un catión.

 3ª Regla: El número de oxidación del átomo central se indica por notación de Stock. Este número debe
determinarse en función de la carga neta del ión complejo y de las cargas específicas de cada ligando.

 4ª Regla: Delante del nombre del átomo central se anteponen los nombres de los ligandos, sin separaciones,
y con los prefijos de cantidad adecuados: DI, TRI, TETRA, PENTA, HEXA, HEPTA, OCTA, etc. Los
nombres utilizados para los ligandos más usuales son: ACUO(H2O), AMIN(NH3), OXO(O2-), CLORO(Cl-),
FLUORO(F-), TIO(S2-), CIANO(CN-), TIOCIANATO(SCN-), HIDROXO(OH-), CARBONIL(CO),
NITROSIL(NO).

El nombre del compuesto será el nombre específico del anión más el nombre
específico del catión (sea cuál sea el complejo)

[Fe(CN)6]3-: Hexacianoferrato(lll) [Fe(CN)6]4-: Hexacianoferrato(ll)
[CoCl(NH3)5]2+: Cloropentamincobalto(lll) SO42-: tetraoxosulfato(Vl)
[PtCl(H2O)3]Br: Bromuro de clorotriacuoplatino(ll)
[Co(NH3)4Cl2Cl: cloruro de diclorotetramincobalto(lll)

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COLORES Y COMPLEJOS

Los iones M que tienen los subniveles d completamente vacíos (como Al3+ y Ti4+) o completamente llenos
(como 3d10 en Zn2+) son incoloros. Si presentan subniveles d parcialmente llenos, absorben unos
determinados fotones con frecuencias correspondientes al visible y por tanto alteran el color de la luz
blanca con que son iluminados.

Un objeto tiene un color específico por una de dos razones:
1) refleja o emite fotones con frecuencia correspondiente a ese color
2) absorbe fotones de luz blanca con frecuencia correspondiente al color complementario

Los colores complementarios se determinan fácilmente por la
llamada rueda cromática:

Complementario del verde = rojo (lado opuesto de la rueda)

Cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes
de onda de luz. Si la transición absorbe longitudes de onda
dentro del rango visible (420 a 750 nm), entonces el
compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y
precisamente del color complementario al color absorbido. Por
ejemplo un compuesto que absorbe luz roja mostrará un color
verde.

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Formulación química inorgánica

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