Plan nacional de Formaci贸n Docente Modulo I - 2015 Fundamentos de Qu铆mica
UNIDAD IV Nomenclatura de los compuestos inorgรกnicos
Objetivos Aprender a describir los compuestos químicos inorgánicos,
por medio de la valencia y números de oxidación, para iniciar de forma lógica la manera en que éstos se nombran. Conocer la forma en que se escriben las fórmulas de los compuestos químicos, por medio de las reglas establecidas, para poder iniciar el estudio de las reacciones y procesos químicos. Nombrar los diferentes tipos de compuestos inorgánicos, a través del reconocimiento de sus grupos funcionales, para identificar el lenguaje químico de las reacciones. 3
Introducción No es hasta finales del siglo XVIII cuando las sustancias químicas comienzan a recibir nombres lógicos y racionales pues hasta ahora se las nombraba con nombres, heredados de la alquimia. En 1780 Lavoisier junto con otros tres químicos franceses, Guyton de Morveau, Berthollet y Fourcony inician la creación de un sistema de nomenclatura más lógico y racional que sustituya al heredado de los alquimistas.
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Introducción Lavoisier ve la luz cuando publica su Tratado Elemental de Química en el que expone de forma organizada y sistemática la nueva nomenclatura. A principios del siglo XIX, Berzelius asigna a cada elemento un símbolo que coincide con la inicial del nombre en latín.Así pues, las fórmulas de las sustancias consistirían en una combinación de letras y números que indican el número de átomos de cada elemento que se combinan. 5
Clasificaci贸n de los compuestos Qu铆micos
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Introducción Nomenclaturas Al existir una gran variedad de compuestos químicos es necesario desarrollar un método que permita entenderse y evite que un mismo compuesto sea nombrado de formas distintas según el criterio personal. La nomenclatura actual está sistematizada mediante las reglas propuestas por la IUPAC (Internacional Union of Pure and Applied Chemistry). La asignación de nombres a las sustancias se denomina nomenclatura química, de las palabras en latín nomen (nombre) y calare (llamar). Existen tres formas para nombrar los compuestos inorgánicos: Sistemática o Stock, Estequiometríca y Tradicional o común. Aunque según la IUPAC la nomenclatura sistemática es de uso obligatorio, también es necesario conocer la estequiometríca y la tradicional ya que para determinados compuestos, como los oxoácidos y oxisales, son admitidas. 7
Introducción Las reglas que gobiernan los nombres sistemáticos han sido desarrolladas por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC), que se reunió por primera vez a principios del siglo XX, con el objeto de elaborar una nomenclatura oficial, fundamentada en base científica.
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Clasificación de los compuestos Químicos Son dos las clasificaciones principales de los compuestos químicos: Orgánicos e inorgánicos. El gran grupo de compuestos que contienen átomos de Carbono, tales como los productos químicos derivados del petróleo, los plásticos, las fibras sintéticas, el papel, fertilizantes, medicamentos y muchos más, son sustancias orgánicas.Todas los demás son sustancias químicas inorgánicas. En el sistema IUPAC, se considera a la sustancia compuesta de dos partes, una positiva y una negativa. Antes de escribir específicamente la nomenclatura inorgánica, es necesario aprender un método para registrar el valor positivo, negativo o cero que tiene un elemento dentro de un compuesto o ion.
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Valencia y Números de Oxidación El número de oxidación o estado de oxidación de un elemento, es un número asignado a dicho elemento en un compuesto o ion. Este valor está asociado a los electrones que un átomo pierde, gana o que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos.
(+2) + 2(-1) = 0
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Valencia y Números de Oxidación Los números de oxidación tienen varios usos en química, desde la escritura de fórmulas, la predicción de las propiedades de los compuestos, incluso la ayuda en el balanceo de reacciones de oxidación-reducción en las que se transfieren electrones.
En conclusión, podemos definir al número de oxidación como la carga aparente (+ o -) que se le asigna arbitrariamente a un elemento cuando se combina con otro para formar un compuesto. En cambio, valencia se define como la capacidad de combinación de un elemento con relación a otro, numéricamente igual al número de oxidación, pero no tiene carga.
+ + 11
+ +
-
Reglas para asignar Números de Oxidación Para asignar el número de oxidación a los elementos, se deben guardar ciertas reglas, que se verán a continuación: 1. El estado de oxidación de un átomo individual en un elemento libre o natural (sin combinar con otros elementos) es cero. Ejemplos: Na, Cu, Mg, Li, Ca, Fe, Ba, Cr, Pb, Ag, Au, etc. A todo elemento unido consigo mismo formando sustancias elementales moleculares en su estado libre o natural, se le asigna un número de oxidación de cero. Ej.: H2, O2,N2, F2, Cl2, Br2, I2, P4, S8.
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Reglas para asignar Números de Oxidación 2. Los números de oxidación asignados convencionalmente a los siguientes átomos combinados son: Grupo 1 Alcalinos = +1 Ejemplo: NaCl, KBr Grupo 2 Alcalinos terreos = +2 Ejemplo: CaCl2, BaI2 Halógenos en compuestos binarios = -1 Ejemplo: NaF, CsCl, LiBr y KI
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Reglas para asignar Números de Oxidación 3. El número de oxidación del Hidrógeno en un compuesto o en un ion generalmente es +1. Excepto: en los hidruros metálicos, donde el Hidrógeno es el segundo de la fórmula y tiene un número de oxidación de (-1).
Ejemplo: En la función Ácidos Hidrácidos HCl, HBr, HI, en donde H es +1 Función Hidruros: NaH, CaH2, LiAlH4 en donde H es -1 14
Reglas para asignar Números de Oxidación 4. En la mayoría de compuestos el número de oxidación del oxígeno es (2-) Excepto: En los peróxidos en que su número de oxidación es (-1 ) Ej.: Na2O2, MgO2, H2O2. Cuando se combina con el Flúor el número de oxidación es (+2). Ej.: OF2 Cuando reacciona con los elementos más pesados del Grupo I (K, Rb, Cs) pueden formar superóxidos y el número de oxidación es (-1/2). Ej.: KO2, RbO2.
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Reglas para asignar Números de Oxidación 5. En los iones simples, monoatómicos o iones de un solo átomo el número de oxidación es igual a la carga del ion, Ej.: Cl- : número de oxidación = -1 Mg2+ : número de oxidación = +2 Fe3+ : número de oxidación = +3 K1+ : número de oxidación = +1 6. Los números de oxidación de todos los átomos deben estar de acuerdo con la conservación de la carga: a) En las especies neutras los números de oxidación de todos los átomos deben sumar cero. Ej.: HCl, H2O, H2SO4, AlCl3, K2Cr2O7.
+ + 16
+ +
-
Reglas para asignar Números de Oxidación b) En los iones que contienen más de un átomo (iones poliatómicos), la suma de los números de oxidación de todos los átomos deben ser igual a la carga del ion. Ej.: HPO42-, HCO3-, PO43-.
+ +
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-
Reglas para asignar Números de Oxidación Como establecer el número de oxidación de una especie
a. Multiplicar el número de oxidación de cada elemento por el subíndice apropiado que se indica en la fórmula para luego ser sumados. El subíndice da el número de átomos de cada elemento. b. Anotar los números de oxidación encima o debajo de los símbolos correspondientes y hacer las operaciones. c. En caso de iones poliatómicos recordemos la regla “la suma de los números de oxidación de todos los átomos debe ser igual a la carga del ión”. Ejercicios: Determinar los números de oxidación para el HCl, AlCl3,KCr2O7-, RbMnO4, NH4+, MnO4- . 18
Función química Grupo funcional: es un átomo o conjunto de átomos, enlazados de determinada forma, que presentan una estructura y propiedades fisicoquímicas determinadas que caracterizan a los compuestos que los contienen, es lo que se denomina como grupo funcional (determina las propiedades comunes que caracterizan a un grupo de sustancias que tienen estructuras semejantes ).
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Función química: Cinco Familias Ácidos Hidróxidos.
Óxidos
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Sales
Funciones Químicas Inorgánicas
Hidruros
Función química: Óxidos Neutros Básicos
Ácidos
Peróxidos
Óxidos
Superóxidos
Función química: Ácidos
Hidrácidos
Oxácidos
Ácidos
Funciﾃｳn quﾃｭmica: Sales
ﾃ…idas Bﾃ｡sicos
Haloideas
Dobles
Sales
Oxisales
Función química: Ácidos
No Metálicos
Metálicos Hidruros
Reglas para escribir fórmulas a. Se aplica el “Principio de la electrovalencia”: Cargas de distinto signo se atraen. Ejemplo: 1+ 11+ 12+ 22+ 2NaCl HCl MgO NiO b. Se coloca primero el elemento con carga positiva, luego el elemento con carga negativa. Ejemplo:
1+ 1NaF
1+ 1KBr
2+ 2MgO
c. Cuando dos elementos que componen una fórmula tienen la misma valencia, no hay necesidad de escribir subíndices. Ejemplo: MgO, CaO, KCl, FeS 25
Reglas para escribir f贸rmulas d. Cuando en los compuestos binarios la valencia de los elementos es diferente, el n煤mero que representa la valencia de uno de los elementos de la f贸rmula se coloca en la parte inferior derecha del otro elemento y viceversa (Regla de Cruz). Ejemplos: OoO
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Reglas para escribir fórmulas
e. Cuando la valencia de un elemento es uno y se combina con otro elemento cuya valencia es diferente se intercambian las valencias pero donde corresponde el número uno, ésta no se escribe (Regla de Cruz).Ej. Cl valencia: 1 Fe valencias: 23 Fe2+ + Cl 1FeCl2 Fe3+ + Cl 1FeCl3 Ca valencia: 2 Br valencia: 1 CaBr2 27
Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas Al escribir la fórmula química de un compuesto que contiene un ion poliatómico, el ion se encierra entre paréntesis seguido de un subíndice que indica el número de iones poliatómicos presentes. Esta regla sobre el uso del paréntesis debe seguirse invariablemente, a menos que el subíndice sea “1”, que no se escribe, en cuyo caso no se necesitan paréntesis. Ejemplos: Cloruro de amonio donde, NH4+ y Cl1-, no hay necesidad de encerrar en paréntesis, ni de colocar el subíndice 1, NH4Cl
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Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas Ejemplos: Dicromato de amonio donde, NH4+ y Cr2O72-, se necesitan dos iones amonio por cada ión dicromato con el fin de neutralizar cargas.
(NH4)2Cr2O7. Fosfato de magnesio donde, Mg2+ y PO43-, se necesitan tres iones magnesio por cada dos iones fosfato para poder neutralizar las cargas (Regla de Cruz). Mg3(PO4)2 Observe que el magnesio no se encierra entre paréntesis, por el contrario, el ión fosfato si se encierra entre paréntesis, es un ión poliatómico.
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Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas Hay que recordar: Al escribir fórmulas químicas, no se usan paréntesis donde no se necesitan. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice.
Ba2+ y SO42-, se escribe correctamente BaSO4 y NO Ba(SO4). NH4+ y SO42-, se escribe correctamente (NH4)2SO4 y NO (NH4)2(SO4)
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Uso de paréntesis en la escritura de fórmulas químicas Al escribir fórmulas químicas, no se usan paréntesis donde no se necesitan. a. Los paréntesis no se usan a menos que vayan seguidos de un subíndice. Ejemplo: Ca2+ y SO42-, se escribe correctamente CaSO4, NO Ca(SO4)
NH4+ y SO42-, se escribe correctamente (NH4)2 SO4, NO (NH4)2(SO4) Los iones monoatómicos no se encierran entre paréntesis en las fórmulas. Por ejemplo Ca2+ y Cl-, se escribe correctamente CaCl2, NO Ca(Cl)2 Al3+ y Cl-, se escribe correctamente AlCl3, NO Al(Cl)3 Al3+ y SO42-, se escribe correctamente Al2(SO4)3, NO (Al)2(SO4)3 31
Reglas para nombrar iones Los compuestos iónicos por lo regular consisten en combinaciones químicas de metales y no metales. Los metales al perder electrones de la capa de valencia forman iones positivos o cationes; y los no metales, al ganar electrones forman los iones negativos o aniones. Los iones que se forman a partir de un sólo átomo se llaman iones monoatómicos. Los iones poliatómicos son aquellos en los que hay dos o más átomos.
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Reglas para nombrar iones positivos: Cationes Muchos compuestos son combinaciones de iones positivos y negativos. Los nombres de los iones positivos simples o cationes con número de oxidación fijo, se derivan del nombre del elemento del cual proceden, anteponiendo la palabra ion. Ejemplo: Na+ ion Sodio, Ca2+ ion Calcio, Al3+ ion Aluminio, Zn2+ ion Cinc.
Si un metal puede formar cationes con diferente carga, la carga positiva se indica con un número romano entre paréntesis después del nombre del metal (sistema Stock): Fe2+ ion Hierro (II) Fe3+ ion Hierro (III) 33
Cu+ ion Cobre (I) Cu2+ ion Cobre (II)
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes La mayor parte de los metales que tienen carga variable son metales de transici贸n. Los iones met谩licos comunes que no tienen carga variable son los iones del grupo:
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1
Li+, Na+, K+, Rb+ y Cs+
2
Mg2+, Ca2+, Sr2+ y Ba2+
13 11 12
Al3+ Ag+ Zn2+
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes
Un método antiguo, clásico o tradicional que todavía se usa para distinguir entre dos iones de un metal con carga diferente es aplicar la terminación –oso o –ico. Estas terminaciones representan los iones con carga menor y mayor, respectivamente y se agregan a la raíz del nombre del elemento en latín: Fe2+ ion Ferroso Fe3+ ion Férrico
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Cu+ ion Cuproso Cu2+ ion Cúprico
Reglas para nombrar iones positivos: Cationes Los cationes formados a partir de átomos no metálicos tienen nombres que terminan en -io. NH4+ Ión Amonio H3O+ Ión Hidronio En la tabla siguiente se muestran los nombres y fórmulas de algunos de los cationes más comunes:
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Reglas para nombrar iones negativos: Aniones a. Los aniones monoatómicos (de un átomo) tienen nombres que se forman eliminando la terminación del nombre del elemento y agregando la terminación -uro; en el caso del oxígeno la terminación es -ido. H- :ion Hidruro
O2- : ion Oxido
N3- : ion Nitruro
F− fluoruro Cl− cloruro Br− bromuro I− ioduro S2− sulfuro (se emplea la raíz latina sulfurum) La única excepción es el anión O2−, donde la terminación es –ido: O2- ión óxido
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Reglas para nombrar iones negativos: Aniones b. Los aniones poliatómicos que contienen oxígeno (oxianiones) tienen nombres que terminan en –ato o –ito. La terminación -ato se emplea para el oxianión más común de un elemento. La terminación -ito se usa para un oxianión que tiene la misma carga pero un átomo menos de O:
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NO3 - : Nitrato
SO42- : Sulfato
NO2 - : Nitrito
SO32- : Sulfito
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones Se emplean prefijos cuando la serie de oxianiones de un elemento se extiende a cuatro miembros, como es el caso de los halógenos. El prefijo perindica un átomo de oxigeno más que el oxianión que termina en –ato; El prefijo hipo- indica un átomo de oxígeno menos que el que termina en – ito.
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ClO4 -
Ion Perclorato (un oxigeno más que el Clorato)
ClO3 ClO2 ClO-
Ion Clorato Ion Clorito Ion Hipoclorito (un oxigeno menos que el Clorito)
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones Resumiendo el procedimiento para nombrar aniones:
La raĂz del nombre (como Clor en el caso del Cloro) se coloca en el espacio en blanco. Oxianiones:
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Reglas para nombrar iones negativos: Aniones
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Ani贸n
N煤mero de oxidaci贸n de 谩tomo central
Nombre del ion
HClO
+1
Hipo-clor-ito
HClO2
+3
Clorito
HClO3
+5
Clorato
HClO4
+7
Per- Clor-ato
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones c. Los aniones que se obtienen agregando H+ a un oxianión se designan agregando como prefijo la palabra hidrógeno o dihidrógeno, según resulte apropiado:
CO32PO43HCO3H PO42-
Ion Carbonato Ion Fosfato Ion Hidrógenocarbonato (bicarbonato) Ion Hidrógenofosfato (bisulfato)
Las fórmulas de los iones cuyo nombre termina con –ito se pueden derivar de los que terminan con –ato quitando un átomo de oxígeno. Advierta la posición de estos iones en la Tabla Periódica. Los iones monoatómicos del grupo 17 siempre tienen carga 1- (F-, Cl-, Br-, I- ), mientras que los del grupo 16 tienen carga 2- (O2-,S2-). 42
Reglas para nombrar iones negativos: Aniones En la tabla siguiente se muestran los nombres y f贸rmulas de algunos de los aniones comunes:
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Reglas para nombrar compuestos Los compuestos inorgánicos que se estudiarán se pueden clasificar de la siguiente forma: BÁSICOS ÓXIDOS COMPUESTOS BINARIOS
ÁCIDOS
PERÓXIDOS HIDRUROS ÁCIDOS HIDRÁCIDOS SALES DE ÁCIDOS HIDRÁCIDOS ÁCIDOS OXÁCIDOS
COMPUESTOS TERNARIOS
OXISALES HIDRÓXIDOS
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Sistemas de Nomenclatura Existen tres sistemas de nomenclatura para nombrar a los compuestos químicos: Sistema clásico, sistema estequiométrico y sistema Stock.
Sistema Clásico En el sistema clásico o antiguo los compuestos se nombran utilizando prefijos y sufijos, así: hipo, –oso, per,- ico, –ato, -ito, –uro, -ido. Ejemplos: Ácido Cloroso (HClO2) Ácido hipoCloroso (HClO) Perclorato de potasio (KClO4) Cloruro Ferroso (FeCl2) Cloruro Férrico (FeCl3) Óxido Ferroso (FeO) 45
Sistemas de Nomenclatura: Estequiométrico Existen muchos compuestos que no pueden nombrarse por el sistema clásico, debido a que existen elementos que presentan más de dos estados de oxidación. Un método aprobado por la IUPAC para nombrar compuestos es el sistema estequiométrico, mediante el cual se hace uso de prefijos numéricos griegos que indican la proporción relativa de cada elemento en el compuesto. En general, se usan prefijos griegos para indicar el número de átomos de cada elemento. Nunca se usa el prefijo mono- con el segundo elemento.
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# elementos
Prefijo
Ejemplo
1
Mono-
CO
Monóxido de carbono
2
Di-
CO2
Dióxido de carbono
3
Tri-
Fe(OH)3
Trihidróxido de hierro
4
Tetra-
CCl4
Tetracloruro de carbono
5
Penta-
PBr5
Pentabromuro de fósforo
6
Hexa-
CrI6
Hexayoduro de cromo
Sistemas de Nomenclatura: Estequiométrico Ejemplos:
N2O4 Tetróxido de dinitrógeno
P2O5 Pentóxido de difósforo
NF3 Trifluoruro de nitrógeno
SO3 Trióxido de azufre
N2O5 Pentoxido de di nitrógeno PCl5 Pentacloruro de fósforo
CO Monóxido de carbono CO2 Dióxido de carbono
Nota: Recuerde que los compuestos se nombran al contrario de cómo se escriben.
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Sistemas de Nomenclatura: Sistema Stock Otro método aprobado por la IUPAC es el sistema Stock (se coloca un número romano entre paréntesis al final del nombre indicando el estado de oxidación del metal). Compuesto
CuCl2 Fe(NO3)3. 9H2O
MnO2
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Nombre
Cloruro de Cobre (II) Nitrato de Hierro (III) nonahidratado
Oxido de Manganeso (IV)
Nombres y fórmulas:
Óxidos Son aquellos compuestos que poseen átomos de oxígeno con número de oxidación (-2 ) y otro elemento, un metal o un no metal. Óxidos metálicos Son aquellos compuestos que poseen átomos de oxígeno con número de oxidación (-2 ) y un metal. Cuando el metal pertenece a los grupos 1 y 2 se conocen como óxidos básicos. Su nombre se forma de dos palabras:
óxido + preposición “de” + (nombre del metal) Cuando los átomos tienen número de oxidación fijo se nombran igual en los tres sistemas de nomenclatura. 49
Óxidos metálicos
Cuando los átomos tienen número de oxidación fijo se nombran igual en los tres sistemas de nomenclatura.
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Óxidos metálicos Óxidos de átomos de metales de transición que tengan más de dos estados de oxidación, se nombran por el Sistema Estequiométrico y Stock. Estequiométrico óxido + preposición “de” + nombre del metal Stock óxido + preposición “de” + nombre del metal + (n°de oxidación del metal)
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Nombres y fórmulas: Óxidos
Óxidos no metálicos Se forman entre el oxígeno y un no metal. Se les conoce también como anhídridos u óxidos ácidos. óxido + preposición “de” + nombre del no metal + (n°de oxidación del no metal)
Recuerde: Nunca se usa el prefijo mono para nombrar al segundo elemento. 52
Peróxidos Los peróxidos se forman entre algunos metales de los grupos 1 y 2 con el oxígeno. En estos compuestos el oxígeno presenta un estado de oxidación de 1-, y se nombran por el sistema clásico.
Hidruros metálicos Son compuestos formados por un metal e hidrógeno, en los cuales este último presenta un estado de oxidación de (-1). Su nombre se forma con la palabra hidruro seguido del nombre del metal.
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Nombres y fórmulas: Ácidos Los ácidos son una clase importante de compuestos que contienen hidrógeno. Podemos considerar que un ácido se compone de un anión enlazado a suficientes iones hidrógeno como para neutralizar la carga del anión. Ácidos hidrácidos Son compuestos que tienen hidrógeno unido a un no metal. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes: a)Todos los halógenos con estado de oxidación (-1) b) S, Se y Te del grupo 16 con estado de oxidación (-2).
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Nombres y fórmulas: Ácidos Ácidos hidrácidos Los ácidos hidrácidos se nombran de dos maneras; dependiendo del estado físico en que se encuentren: a) En disoluciones acuosas, se nombran utilizando la palabra “ácido” seguida de la raíz del no metal terminada con el sufijo hídrico. b) En estado gaseoso se nombran escribiendo el nombre del no metal terminado en –uro seguido de la preposición “de” terminando con la palabra hidrógeno.
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Nombres y fórmulas: Sales de Ácidos hidracidos Resultan de la sustitución parcial o total de los hidrógenos de los ácidos hidrácidos por un metal. Los nombres de las sales iónicas inorgánicas resultan de escribir: Nombre del anión + “de” + nombre del catión: Las sales de los ácidos hidrácidos se nombran por los tres sistemas de nomenclatura. Formula de la sal MgCl2
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Sistema Clásica Cloruro de Magnesio
Fe2S3
Sulfuro Férrico
NaBr
Bromuro de Sodio
Sistema Estequiométrica Cloruro de Magnesio Trisulfuro de dihierro
Bromuro de Sodio
Sistema Stock Cloruro de Magnesio Sulfuro de Hierro (III) Bromuro de Sodio
Nombres y fórmulas: Ácidos Oxácidos Son ácidos basados en aniones cuyo nombre termina en –ato o –ito. Son compuestos que se forman por combinación de un óxido ácido con agua:
Si el no metal tiene varios estados de oxidación, puede originar varios ácidos ternarios, los cuales difieren en el número de oxígenos (cuanto mayor sea el número de oxidación del elemento central, mayor será el número de oxígenos).
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Nombres y fórmulas: Ácidos Oxácidos Los aniones cuyos nombre terminan en –ato están asociados a ácidos cuyo nombre tiene la terminación –ico, en tanto que los aniones cuyo nombre termina en –ito están asociados a ácidos cuyo nombre tiene terminación – oso. Los prefijos del nombre del anión se conservan en el nombre del ácido.
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Nombres y fórmulas: Ácidos Oxácidos Los ácidos oxácidos, además, de contener hidrógeno contienen oxígeno. Como el ión ClO4- requiere un ion hidrógeno para formar HClO4 . El nombre del ácido se deriva del nombre de su anión.
Otros ácidos oxácidos importantes: H2SO4 HNO3 H3PO4 59
H2CO3
Nombres y fórmulas:
Oxisales Son compuestos que resultan de la sustitución total de los hidrógenos de los oxácidos por un metal. El ion poliatómico que resulta de eliminar los hidrógenos de los oxácidos, se le domina oxianión, el cual se nombra dependiendo de la terminación del oxácido:
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Nombres y fórmulas: Bases o hidróxidos Las bases o hidróxidos, son compuestos que se obtienen como producto de la reacción entre un óxido básico y el agua.
Se caracterizan por contener en su estructura al ion hidróxilo u oxhidrilo. Su estado de oxidación es -1, su fórmula general es M(OH)n en donde: M : Metal “n” : Número de oxidación del metal. Se nombran anteponiendo la palabra hidróxido, precedido de la preposición 61 “de” seguido del nombre del metal.
Bases o hidróxidos Si el metal es de número de oxidación fijo se nombran de la misma forma por los tres sistemas de nomenclatura. En caso de que el metal posea dos estados de oxidación se usa los prefijos „‟oso‟‟ e „‟ico‟‟, pero si tiene más de dos estados de oxidación sólo se nombra por el sistema de Stock
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Nombres y fórmulas: Resumen Oxígeno
→ Óxido Metálico
+ Metal
Oxigeno + No Metal
→ Óxido No Metálico u Óxido Ácido → Ácido Hidrácido
Hidrógeno + Halógeno, S, Se y Te Ácido Hidrácido +
→
Metal
→
Oxido Básico + Agua Oxido Ácido + Agua
Ácido Oxácido +
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Sal + Hidrógeno Hidróxido
→ Ácido Oxácido
Metal
→ Oxisal
Formulas moleculares y empíricas La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica. La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas. Puede coincidir o no con la fórmula molecular, que indica el número de átomos presentes en la molécula. 64
DeterminaciĂłn experimental de fĂłrmulas empĂricas Ejemplo: La alicina es el compuesto responsable del olor caracterĂstico del ajo. Un anĂĄlisis de dicho compuesto muestra la siguiente composiciĂłn porcentual en masa: C: 44,4%; H: 6,21%; S: 39,5%; O: 9,86%. Calcular la fĂłrmula empĂrica. Paso 1: Se inicia suponiendo que hay 100 gramos de compuesto en este caso alicina . Paso 2: Las cantidades de gramos se convierten a moles đ??śđ?‘Žđ?‘&#x;đ?‘?đ?‘œđ?‘›đ?‘œ
:100đ?‘”Ă—(44.4%/100%)= 44.4đ?‘”Ă—(1đ?‘šđ?‘œđ?‘™/12đ?‘”)= 3.7đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ đ?‘‘đ?‘’ đ?‘?đ?‘Žđ?‘&#x;đ?‘?đ?‘œđ?‘›đ?‘œ
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65
đ??´đ?‘§đ?‘˘đ?‘“đ?‘&#x;đ?‘’
:100đ?‘”Ă—(39.5%/100%)= 39.5đ?‘”Ă—(1đ?‘šđ?‘œđ?‘™/32đ?‘”) = 1.234đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ đ?‘‘đ?‘’ đ?‘?đ?‘Žđ?‘&#x;đ?‘?đ?‘œđ?‘›đ?‘œ
đ?‘‚đ?‘ĽĂđ?‘”đ?‘’đ?‘›đ?‘œ
:100đ?‘”Ă—(9.86%/100%)= 9.86đ?‘”Ă—(1đ?‘šđ?‘œđ?‘™/16đ?‘”) = 0.616đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ đ?‘‘đ?‘’ đ?‘œđ?‘ĽĂđ?‘”đ?‘’đ?‘›đ?‘œ
DeterminaciĂłn experimental de fĂłrmulas empĂricas Paso 3: Una vez obtenidos los moles de cada elemento se procede a realizar la divisiĂłn de cada uno de ellos entre los moles de menor valor que en este caso corresponden al oxĂgeno a fin de hallar los cocientes para escribir la formula empĂrica: đ??ś: 3.7 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ /0.612 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ = 6.004 ≈ 6 đ??ť: 6.21 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ /0.612 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ = 10.07 ≈ 10 đ?‘†: 1.234 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ /0.612 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ = 2.002 ≈ 2 đ?‘‚: 0.612 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ /0.612 đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘ =1 La fĂłrmula empĂrica es: C6H10S2O
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Determinación experimental de fórmulas Moleculares
Para calcular la fórmula molecular, o real, se requiere conocer la masa molecular aproximada del compuesto, además de su fórmula empírica. Conociendo que la masa molar de un compuesto debe ser un múltiplo entero (n) de la masa molar de la fórmula empírica. Por tanto: (Masa Molar de la Fórmula Empírica)*n = (Masa Molar de la Fórmula Molecular)
Ejemplo: Determinar la fórmula molecular de la alicina (ejemplo anterior), sabiendo que la masa molar de su fórmula molecular es 162g/mol. Peso molecular de la Formula empírica: C = 12g x 6 = 72g/mol H = 1g x 10 = 10g/mol S = 32g x 2 = 64g/mol O = 16g x 1 = 16g/mol Peso Molecular = 162g/mol 67
DeterminaciĂłn experimental de fĂłrmulas Moleculares (Masa Molar de la FĂłrmula EmpĂrica)*n = (Masa Molar de la FĂłrmula Molecular)
Ejemplo: Determinar la fĂłrmula molecular de la alicina (ejemplo anterior), sabiendo que la masa molar de su fĂłrmula molecular es 162g/mol. Peso molecular de la Formula empĂrica: C = 12g x 6 = 72g/mol H = 1g x 10 = 10g/mol S = 32g x 2 = 64g/mol O = 16g x 1 = 16g/mol Peso Molecular = 162g/mol đ?‘›=đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’ đ?‘™đ?‘Ž đ?‘“Ăłđ?‘&#x;đ?‘šđ?‘˘đ?‘™đ?‘Ž đ?‘’đ?‘šđ?‘?Ăđ?‘&#x;đ?‘–đ?‘?a/đ?‘šđ?‘Žđ?‘ đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘‘đ?‘’ đ?‘™đ?‘Ž đ?‘“Ăłđ?‘&#x;đ?‘šđ?‘˘đ?‘™đ?‘Ž đ?‘šđ?‘œđ?‘™đ?‘’đ?‘?đ?‘˘đ?‘™đ?‘Žđ?‘&#x; đ?‘›= 162đ?‘”đ?‘šđ?‘œđ?‘™â „162đ?‘”đ?‘šđ?‘œđ?‘™=1
đ??ś6đ??ť10đ?‘†2đ?‘‚Ă—1=đ??ś6đ??ť10đ?‘†2đ?‘‚ En este caso: 68
FĂłrmula molecular = FĂłrmula empĂrica
Formulas moleculares y empĂricas
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Formulas moleculares y empĂricas
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