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FORMULACIÓN QUÍMICA INORGÁNICA

CONCEPTOS GENERALES: PROPIEDADES DE LAS SUSTANCIAS Y ENLACES 

Podemos  dividir las  sustancias en  dos grandes grupos: 

• LAS REDES CRISTALINAS 

• LAS SUSTANCIAS MOLECULARES 

 Cuando una  sustancia química  corresponde  al primer  grupo,  formada por  redes  cristalinas,    los subíndices  de   la   fórmula  señalan  la  proporción atómica en   la  que   intervienen  los elementos en el  compuesto. Esta proporción se viene  indicada   con    números enteros lo  más  pequeños posibles  y  la  fórmula  se  conoce como  fórmula empírica.     Cuando   l a   s u s t a n c i a   qu ím i c a   pe r t e n e c e   a l   s e gundo   g r upo ,   e s t á   f o rmada  po r   mo l é c u l a s   d i s c r e t a s ,   l o s   s u b í n d i c e s   de   l a   f ó rmu l a   s e ñ a l a n   e l   núme r o  de   á t omo s   de   c a d a   e l emen t o   que   i n t e r v i e n en   en   l a   f o rma c i ó n   de   l a  mo l é c u l a .   P a r a   e s t a s   s u s t a n c i a s   l a   f ó rmu l a   que   s e   emp l e e   debe   s e r  mo l e c u l a r ,   aunque   s i  b i e n   c a b e  e l  emp l e o  de  o t r a s   f ó rmu l a s .   Las  fórmulas,  ya  sean  empíricas, moleculares  o  estructurales,  proporcionan  un método  simple  y claro  para  identificar  los  compuestos.  Tienen  una  importancia  fundamental  en  las  ecuaciones químicas y en las descripciones de los procesos químicos.  La fórmula empírica de un compuesto, (IR‐4.2.1), expresa la composición del mismo y está formada por la yuxtaposición de los símbolos atómicos con los subíndices enteros adecuados que proporcionen  la fórmula más sencilla posible. El orden de citación de los  símbolos  en  las  fórmulas    empíricas,  a  falta  de  cualquier  otro  criterio  de ordenación, por ejemplo cuando no se dispone de    información estructural, debe ser siguiendo el orden alfabético de los símbolos atómicos, excepto para los compuestos que  contienen  carbono,  donde  C  e  H  se  citan,  respectivamente,  el  primero  y  el segundo de forma habitual. (Orden de Hill)  La  fórmula molecular  de  un  compuesto,  (IR‐4.2.2),    permite  indicar  la  composición  real  de  las moléculas, en  contraposición a  la  fórmula empírica, éstas  fórmulas    se utilizan en  los  compuestos constituidos por  moléculas discretas. Son fórmulas moleculares: OF2, N2O3, SO2 

 Principios  de  ordenación:  (IR‐4.4.2):  Los  símbolos  en  las  fórmulas  pueden  ordenarse  de  varios modos. Además existen convenios para algunas clases de compuestos importantes. Los dos principios 

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de ordenación aceptados por IUPAC 2005 son:  (IR‐4.4.2.2)   Si  se  toma  la electronegatividad  como   principio de ordenación, en  la  fórmula o en parte de  la fórmula,      los símbolos se escriben según  las electronegatividades relativas, de manera que  se  coloca  primero  el  menos  electronegativo.  Por  convenio  un  elemento  es  tanto  más electropositivo  cuanto más próximo al  final aparece el elemento en  la Tabla VI    al  recorrerla por completo en el sentido que indican las flechas.  Se utiliza la siguiente tabla a modo de guía. 

 TABLA VI 

(Según nuevo criterio IUPAC 2005, recogido en la Tabla (VI),  en contraposición al criterio de Pauling.)  

En  resumen: Las  fórmulas empíricas se emplean para  indicar  la proporción en que  intervienen  los elementos que forman parte de una red cristalina, ya sea iónica, MgCl2,  o covalente,  SiO2  mientras que  las  fórmulas moleculares  se  emplean  para  representar  las  sustancias moleculares  covalentes, H2O,  NH3,    formadas  por moléculas  discretas,    pues  permiten  indicar  la  composición  real  de  las mismas.  

Fórmula molecular 

8S   nS   6SF   2 2S Cl 

4 2 6H P O 2 2Hg Cl 

2 4N O   2 2H O   2 6B H  

Fórmula empírica 

S   S   6F S   ClS   2 3H O P   ClHg 2NO   HO   3BH  

 La elección del tipo de fórmula depende del contexto químico, en algunos casos la fórmula empírica puede corresponder también a una composición molecular, en cuyo caso  la única diferencia posible entre las dos fórmulas es  la ordenación de los símbolos atómicos. Cuando no sea posible o deseable especificar  la composición, como en el caso de  los polímeros, puede usarse un subíndice alfabético como por ejemplo –(BH2)n–   (IR‐4.2.2)  

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Existe   también  la fórmula estructural,  (IR‐4.2.3), ésta da una  información parcial o completa de  la forma en que  los átomos de una molécula están unidos y dispuestos en el espacio, se emplea, por ejemplo  en  la  glucosa  En  los  casos más  sencillos,  una  fórmula  en  línea,  que  es  solamente  una secuencia de símbolos atómicos, proporciona información estructural en el supuesto de que el lector sepa que la fórmula  representa el orden de los átomos en la estructura lineal. Ejemplos:  

Fórmula molecular  H2O2 HOCN (1) HNCO 

Fórmula estructural en línea  HOOH HOCN HNCO 

Fórmula empírica  HO CHNO CHNO  

En  el  caso  de  la  glucosa  C6H12O6  la  fórmula  en  línea    no  puede  proporcionar  información 

estructural 

 

Fórmulas de los compuestos de adición (formales), (IR‐4.2.4) En las fórmulas  de los compuestos 

de  adición  y  de  los  compuestos  que  pueden  considerarse  formalmente  como  tales  (incluidos 

clatratos  y  sales  múltiples)  se  usa  un  formato  de  fórmula  especial.  Las  proporciones  de  los 

constituyentes se indican  por números arábigos que preceden a la fórmula de los constituyentes y 

éstas se separan por un punto central.  

Ejemplos:   

2 3 2Na CO 10H O ⋅              2 28H S 46H O⋅           3 3BMe NH⋅  

 

ESTUDIO DE LAS DIFERENTES REDES CRISTALINAS 

REDES CRISTALINAS:  Las redes cristalinas, a su vez, pueden ser: 

Redes  Covalentes:  Formadas  por  átomos  unidos  por  enlace  covalente;  es  decir,  átomos 

compartiendo  electrones.  Se  llaman  sólidos  covalentes  o  macromoléculas  (aunque  en  su 

estructura  haya  enlaces  polares).  Son  ejemplos  típicos    las  diferentes  formas  alotrópicas  del 

carbono: 

Diamante, en  la que el  carbono emplea orbitales híbridos  3sp , dirigidos hacia  los vértices de un 

tetraedro, con ángulos de enlace de 109º, el grafito, en el que los átomos de carbono se disponen 

en planos paralelos, empleando orbitales atómicos híbridos  2sp , dirigidos hacia  los vértices de un 

triángulo equilátero, con ángulos de enlace entre orbitales híbridos de 120º, y quedando el  orbital 

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p  sin  hibridar    perpendicular  a  dichos  planos    dando  un  solapamiento  lateral  responsable  de  la 

formación de la  nube pi,  π,  que justifica la conductividad eléctrica de esta sustancia; nanotubos de 

Fibra  de  carbono,  semejantes  a  planos  de  grafito  enrollados,  formando    tubos  de  grosor 

nanométrico; ,  fullerenos (balón de futbol) 

 

Sílice,   que constituye una   red tridimensional donde un átomo de Si con hibridación  3sp  se une a 

cuatro átomos de O y donde cada átomo de O se une a dos átomos de Si, correspondiéndole, por 

tanto una fórmula empírica   2SiO .  

 

Los compuestos covalentes  son sólidos muy duros (difíciles de rayar, el diamante  tiene dureza 10 

en la escala de Mohs),  con elevados puntos de fusión y ebullición   porque para fundir y vaporizar 

hay que romper la  red  y este  proceso  requiere bastante  energía ya que  hay que romper muchos 

enlaces. No son solubles y en general no conducen  la corriente eléctrica debido a que  los enlaces 

son localizados, a excepción del grafito  en el que la deslocalización de la nube pi  entre planos de 

átomos de carbono es responsable de la conductividad eléctrica 

 Estructura interna del grafito 

 

 Estructura cistalina del grafeno 

 Estructura cristlina del fullereno 

 Estructura  cristalina  del 

diamante 

 Estructura  cristalina  del 

nanotubo(agregados  filamentosos 

de  micropartículas  de  grafito 

distribuidas al azar) 

 Estructura  cristalina  de  la 

lonsdeita    (emparentada  con  el 

diamante  aunque  con  una 

estructura  cristalina  distinta, 

hexagonal en vez de la tetraédrica 

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de éste)

Redes  iónicas. Están  formadas por  iones: en una red  iónica  los cationes se rodean de aniones en 

todas las direcciones y éstos a su vez de cationes. El número de iones de un signo que rodean a los 

iones de signo contrario se denomina   índice   de coordinación. El valor del  índice de coordinación 

depende del  tamaño  relativo de  los  iones  y del  valor de  la  carga,  cumpliéndose, por  añadidura, 

siempre, las condiciones de electroneutralidad. Los iones permanecen unidos en la red debido a las 

fuerzas  de  tipo  electrostático  que  aparecen  entre  ellos    de  acuerdo  con  la  ley  de  Coulomb.    La 

estabilidad de   una red iónica  la medimos por el valor de  la energía reticular U. Se define   energía 

reticular  como    la  energía  que  se  libera  cuando    a  partir  de  los  iones  en  estado  gaseoso  y 

fundamental se forma un mol de retículo cristalino. De todos los factores que influyen en el valor de 

la energía reticular, este curso nos interesa los que corresponden a   aspectos electrostáticos. 

 

 Las fuerzas electrostáticas  serán tanto más intensas:  

• Cuanto  mayor  sea  la  carga  de  los  iones    (la  fuerza  electrostática  es  directamente 

proporcional al producto de las cargas de los iones) 

• Cuanto mayor sea el número de iones de un signo que rodean a los iones de signo contrario 

• Cuanto menor sea la distancia que separa  a los iones (de acuerdo con la ley de Coulomb  la 

fuerza electrostática es inversamente proporcional al cuadrado de la distancia que separa  a 

las cargas) 

2

2

. . . . . 1( ) (1 )AK N Z Z e AU rr b+ −

+−

= − − 

Donde: 

  A: constante de Madelung,  contempla la influencia del tipo de red  

  B: factor de compresibilidad de Born‐landé, contempla la compresibilidad de la nube electrónica. 

 

La  dureza  y  el  punto  de    fusión  de   estos   compuestos  vienen    determinados  por    los 

valores de  la  energía reticular siendo  mayores al aumentar U  (los  puntos de  fusión son 

muy altos, pero no tanto como los compuestos que poseen redes cristalinas covalentes). 

Podemos romper una red iónica mediante la acción de otras fuerzas eléctricas, por ejemplo las que 

ejercen  las moléculas polares que solvatan  (rodean)   a  los  iones de  la  red  iónica, permitiendo su 

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solubilización para formar disoluciones  iónicas. La solubilidad de una red  iónica depende del valor 

de la energía reticular, sólidos iónicos de elevada energía reticular poseerán solubilidad baja; Los 

compuestos  iónicos  alcalinos  tienen  solubilidad  alta porque  su energía  reticular es baja,  (poseen 

carga 1+). El corindón,   (óxido de aluminio), posee dureza 9 en la escala Mohs es insoluble en agua. 

Los compuestos iónicos no conducen la corriente eléctrica en estado sólido por  carecer de cargas  

libres, pero se convierten en conductores de segunda especie (iones libres) cuando están fundidos o 

disueltos. Los compuestos iónicos son frágiles porque al golpearlos desplazamos los planos de iones 

y  quedan  enfrentados  iones  del mismo  signo,  apareciendo  fuerzas  de  repulsión  según  la  ley  de 

Coulomb tan intensas  que hacen que se rompa el cristal. 

     

 

 

 

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Redes cristalinas metálicas. Son  propias de los elementos metálicos. Están formadas por átomos 

de metal con sus electrones de valencia deslocalizados formando bandas  electrónicas  por toda 

la  red.  Los  electrones  deslocalizados  permiten  explicar  la  elevada  conductividad  eléctrica  (son 

conductores de primera especie). También la banda de electrones deslocalizados permite explicar 

por qué el metal no se parte al golpearlo    la razón es que el golpe desplaza  los planos de restos 

positivos (es dúctil, se transforma en hilos y maleable, se puede deformar).  Los restos positivos 

no se pueden solvatar por  lo que  los metales no son solubles en agua;   sin embargo   el agua 

puede  reaccionar  con  los metales  y  en  consecuencia  romperse  la  red metálica.  El  punto  de 

fusión es variable, por ejemplo el  mercurio funde a temperatura muy baja y el wolframio lo hace 

a  temperaturas  elevadísimas.  El  índice de  coordinación  en  la  red metálica  suele  ser  8:  cúbica 

simple con un átomo en el centro del cubo rodeado de 8 átomos situados en los vértices o bien 

puede  ser  12  (cúbica  compacta  con  un  átomo  en  el  centro  del  cubo  rodeado  de  12  átomos 

situados en los centros de cada arista, (esto  permite explicar bastante bien la elevada densidad 

de  los  metales).  Otra  propiedad  importante  de  los  metales  es    la  capacidad  para  absorber 

fácilmente  la energía  luminosa correspondiente al visible y devolverla con  la misma  facilidad, 

por  lo  que  son  opacos  a  la  luz  visible  y  brillan  cuando  son  iluminados,  incluso  en    algunos 

metales, es posible arrancar electrones al  iluminarlo con radiación de determinada frecuencia, 

(efecto fotoeléctrico),  o al calentarlos, (efecto termoiónico). 

 

 

Índice de coordinación 12 

 

Índice de coordinación 8 

 

El  segundo  grupo  de  sustancias  lo  constituyen  las  sustancias   moleculares  covalentes.  En  estas 

sustancias    las  fuerzas  intramoleculares  que  existen  son  enlaces  covalentes  homopolares  o 

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heteropolares,  pero  además  existe  una  interacción  intermolecular  que  es  la  responsable  del 

estado de agregación que presentan estas sustancias.  

Fuerzas    de  dispersión  o  de  London:  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  se  producen  desplazamientos  temporales  de  cargas).    Estas  fuerzas 

aumentan con el tamaño de la molécula. Entre  las moléculas de yodo son realmente importantes, 

razón por  la que esta sustancia se presenta   en estado sólido, siendo más débiles en el bromo, se 

halla  en  estado  líquido,  e  insignificantes  en  el  flúor    y  cloro,  razón  por  la  que  estas  últimas  se 

presentan      en  estado  gaseoso.  La  importancia    de    las  fuerzas  de  Van  de Waals    aumenta  al 

aumentar la masa molecular 

Dipolos  permanentes:  aparecen  entre  moléculas  formadas  por  átomos  que  poseen  diferente 

electronegatividad por lo que poseen dipolo permanente, por ejemplo cloruro de hidrógeno, sulfuro 

de hidrógeno.  

Ión‐  dipolo.  Dipolo  permanente‐  dipolo  inducido;  Dipolo  permanente‐dipolo  permanente  (  en 

general Fuerzas de Van der Waals) 

Enlaces  por  puente  de  hidrógeno:  Son  fuerzas  intermoleculares  intensas  que  sólo  son  posibles 

cuando la molécula posee átomo pequeño, muy electronegativo, con pares de electrones solitarios 

y  que  estén  unidos  al menos  a  un  átomo  de  hidrógeno.  Son  interacciones  “dirigidas”,    y  tienen 

naturaleza de enlace 

 Existen dipolos permanentes 

 Se  producen  dipolos 

instantáneos 

      Diferentes representaciones de enlace por puente de 

hidrógeno 

 

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Las propiedades físicas de las sustancias intermoleculares (puntos de fusión y ebullición bajos, solubilidad  según el principio “ semejante disuelve a semejante”,  formación de disoluciones moleculares,  dependen de las fuerzas intermoleculares.  

 

En Química se utilizan conceptos tales como: 

• Valencia: capacidad que posee un elemento para perder, ganar o compartir electrones. 

• Valencia  iónica:  número    de  electrones  que  el  elemento  pierde  para  formar  parte  de  un 

retículo cristalino iónico. 

• Valencia  covalente  o  covalencia:  número  de    electrones  que  el  átomo  de  un  elemento 

comparte  para formar un enlace covalente 

• Número de oxidación: a) Define el estado de oxidación de un elemento. b) Se define como  la 

carga que adquiriría  el átomo de un elemento si los electrones del par compartido recayeran 

sobre el átomo más electronegativo. c) El nº de oxidación coincide con la valencia iónica, pero 

no con la covalencia.  d) En los nombres indica el estado de oxidación formal  de un átomo,  se 

encierran entre paréntesis  y siguen inmediatamente al nombre del átomo al que cualifican,  (el 

nombre aparece modificado con  la determinación –ato si fuese necesario): hexaaquahierro(II)  

[Fe(H2O)6]2+     ; tetraoxidoferrato(VI)   [FeO4]

2‐ (IR‐2.8.2)     e) El número de oxidación puede ser 

positivo, negativo o cero (representado por 0). Se sobreentiende que un número de oxidación 

siempre es positivo, a menos que se use explícitamente el signo menos(‐), (el signo positivo no 

se usa nunca). f) Los números de oxidación fraccionarios no se utilizan nunca en nomenclatura. 

g) El número de oxidación cuando haya que ponerlo en la fórmula aparecerá  como superíndice 

a  la derecha para  indicar el estado de oxidación  formal  [MnVIIO4]‐      ;     FeIIFe2 

IIIO4       h)   Para 

deducir números de oxidación, cuyo uso es muy común en los nombres de los compuestos de 

los elementos de transición, se observan varios convenios: El hidrógeno se considera positivo 

(número  de  oxidación  I)  cuando  está  combinado  con  elementos  no  metálicos,  y  negativo 

(número de oxidación –I)  cuando está combinado con elementos metálicos. Los enlaces entre 

átomos de la misma especie no contribuyen al número de oxidación. Ejemplo Cl‐Cl  (el número 

de oxidación del Cloro es 0)   Ejemplos en  compuestos orgánicos: Etano; etanol, etanaldehido, 

ácido etanoico 

• Carga del ion o carga iónica: Número de electrones ganados o perdidos. Se indica mediante un 

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superíndice    superior  derecho  en  la  forma An+  o An‐    (no  como   A+n  o A‐n).  Si  se  escribe  la 

fórmula entre signos de  inclusión, el  índice superior derecho se coloca fuera de ellos. Cuando 

los  iones  sean polímeros,  la  carga de una  sola unidad  repetitiva debe  colocarse   dentro del 

paréntesis que  incluye  la estructura polimérica o bien,  la carga total de  la especie polimérica  

debe colocarse  fuera de los paréntesis del polímero. (IR‐4.3) 

2Cu +  Cu+   NO+   3As −  CN −   22 7S O −  [ ]32 6( )Al H O +

 [ ]46( )Fe CN −

 [ ]4PtCl + 

• Número  de  carga:    a)  Define  la  carga  iónica.  b)  El  número  de  carga  es  un  número  cuya 

magnitud  es  la  carga  iónica.    c)  Se  escribe  entre  paréntesis  inmediatamente  después  del 

nombre de un ion y sin espacio entre ellos, con números arábigos seguido de su signo. La carga 

(1+) se indica siempre, (para evitar ambigüedades  respecto a los símbolos de rotación óptica); 

Cuando  aparece  como  superíndice  a  la  derecha + ,  no  se  pone  el  1    (IR‐2.8.1)

 Después  del 

nombre de una especie neutra nunca aparecerá un número de carga.  

• En  la  nomenclatura  química  se  prefiere  el  número  de  carga,  porque  la  determinación  del 

número  de  oxidación  puede  ser  ambigua  y  subjetiva  en  ciertas  ocasiones.  Por  tanto  es 

aconsejable usar  los números de oxidación  solamente cuando no haya  incertidumbre   en  su 

asignación. 

Ejemplo:  

• Cl‐Cl la covalencia del Cl es 1, pero el nº de oxidación es cero;  

• En el C=O el átomo de C tiene covalencia 2  su nº de oxidación es 2+; para el oxígeno la 

covalencia es 2 y su nº de oxidación es 2‐ 

• En el HCOOH el nº de oxidación del C es (‐1+2+1= 2+)  

• Como regla general los metales con bajo nº de electrones en la capa de valencia son poco 

electronegativos y tienen nº de oxidación positivo y los no metales tendrán número  de 

oxidación negativo cuando enlacen con otro elemento que sea menos electronegativo que 

ellos 

• El número de oxidación de cada C en el etano es –III, en el  C que soporta el grupo OH del 

etanol es –I; en el C que soporta el grupo aldehído en el etanal es I; en el C del grupo 

carboxílico en el ácido etanoico es III 

 

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NOMBRES Y SÍMBOLOS DE LOS ELEMENTOS (IR‐3) 

Los  orígenes de los nombres de algunos elementos químicos, como el antimonio, se pierden en la 

antigüedad, otros recibieron su nombre atendiendo a su origen, propiedades físicas o químicas; y 

más recientemente en memoria de algunos científicos eminentes. En el pasado reciente, algunos 

elementos  llegaron    a  tener  dos  nombres,  y  para  evitar  este  tipo  de  confusiones,  en  1947,  se 

decidió que, una vez comprobada la existencia de un elemento, más allá de la duda razonable, los 

descubridores tenían el derecho de sugerir un nombre a  la  IUPAC, siendo el Consejo de  la  IUPAC 

quien tomaría la decisión final. (IR‐3.1) 

Los nombres de los átomos de números atómicos 1 al 111 aprobados por la IUPAC para su uso en 

lengua  española,  se  encuentran  recogidos  por  orden  alfabético  en  la  Tabla  I  que  aparece  a 

continuación.  Sería muy deseable que  los nombres  se parecieran  al máximo  a  sus nombres  en 

inglés,  pero  se  admite  que  existen  a  menudo  nombres  diferentes  y  muy  establecidos  para 

elementos  a  los que  se  les dio nombre en el pasado.  En  las notas  al pie de  la  tabla  I,  se  citan 

algunos nombres que no se usan en  la actualidad, pero que proporcionan  la base de su   símbolo 

atómico.  

En las fórmulas químicas, cada átomo se representa por un único símbolo, tal y como aparece en la 

Tabla I. Además, los símbolos D y T pueden usarse para los isótopos del hidrógeno con números de 

masa 2 y 3, respectivamente. (IR.3.3.2) 

 

NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Y SÍMBOLOS DE LOS NUEVOS ELEMENTOS (IR‐3.1.1) 

  Los  elementos  recién  descubiertos, mientras  no  hayan  recibido  nombre  y  símbolo  por 

decisión del  Consejo de la IUPAC, deben ser citados, por ejemplo: “elemento‐120”,  sin  embargo, 

la IUPAC ha aprobado  una nomenclatura sistemática  y una serie de símbolos de tres letras para 

ellos.  

  El nombre se obtiene directamente del número atómico del elemento usando las siguientes 

raíces numéricas: 

0 = nil  3 = tri  6 = hex  9 = enn 

1 = un  4 = quad (*)  7 = sept   

2 = bi  5= pent  8 = oct   

 

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(*) en español el número 4 se escribe “cuad”, pero  en el nombre del elemento y en el símbolo se mantiene “quad” 

  Para construir  el nombre, se unen las raíces en el orden de los dígitos que forman el  número atómico y se les añade la terminación “io”. La “n” final de “enn” se elimina cuando se encuentra antes de “nil”, así como la “i” final de “bi” y  de “tri” cuando aparece antes de “io”  (Ver TablaII) 

El símbolo del elemento se compone con las letras iniciales de las raíces numéricas que forman el nombre. Ejemplo:  110 ununnilio; 111 unununio; 112 ununbio; 113 ununtrio; 114 ununquadio; 118 ununoctio; 119 ununennio; 120 unbinilio; 121 unbiunio… 190 unennilio 

 

Indicación de la masa, la carga y el número atómico usando índice (subíndices y superíndices) 

 (IR‐3.2) 

La masa, la carga y el número atómico de un nucleido se indican por medio de tres índices (subíndices y superíndices) colocados alrededor del símbolo. Las posiciones se ocupan como sigue:  

Índice superior izquierdo  Número de masa (o número másico) Índice inferior izquierdo  Número atómico Índice superior derecho  Carga iónica 

 

A nZ X +

 

A nZ X −

 

3I− triyoduro( 1‐);   3( )I −

 ;  2

2O −dióxido(2‐) 

Una  carga    colocada  sobre  un  átomo  de  símbolo  A  se  indica  por  An+  o  An‐. No  son  válidas  las notaciones   A+n   o     A‐n. Si se escribe  la  fórmula entre signos de  inclusión  [        ], el  índice superior derecho se coloca  fuera de  los signos de  inclusión Ej:  [PCl4]

+. Cuando  los  iones sean polímeros,  la carga de una sola unidad repetitiva debe colocarse dentro del paréntesis que incluye la estructura polimérica o bien, la carga total de la especie polimérica debe colcoarse fuera de los paréntesis del polímero.  Ej: [Al(H2O)6]

3+ 

La posición inferior derecha de un  símbolo atómico se reserva para un  índice (subíndice) que indica el número de estos átomos en una  fórmula. Por ejemplo:  S8 es  la  fórmula de una molécula que contiene 8 átomos de azufre. 

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Ejemplo: 32 216 S +

  representa   un   átomo de azufre   doblemente  ionizado de número atómico 16 y número de masa 32. 

La reacción nuclear entre núcleos de  2612 Mg  y  4

2 He  para dar núcleos de    2913 Al  y  1

1 H  se escribe como 

sigue:  26 29( , )Mg p Alα  

Isótopos de un elemento  (IR‐3.3.1)  Todos  los  isótopos de   un mismo elemento  llevan el mismo nombre, (con la excepción de los isótopos del hidrógeno); y se designan  por sus números de masa. Por ejemplo, el átomo de número atómico 8 y número de masa 18 se  llama oxígeno‐18 y tiene el símbolo 18O 

Isótopos  del  hidrógeno  (IR‐3.3.2)    El  elemento  químico  hidrógeno  no  cumple  la  regla  anterior; existen  tres  isótopos  del  hidrógeno:  1H;  2H,  3H  que  pueden  ser  denominados  con  los  nombres alternativos: protio, deuterio y tritio, respectivamente. Los símbolos D y T pueden usarse para el deuterio y tritio, pero se prefieren  2H y 3H porque D y T pueden alterar la ordenación alfabética en las  fórmulas. Existe, además el muonio,  (Mu), combinación de un muón y de un electrón que  se comporta  como un  isótopo  ligero del hidrógeno.  Estos nombres dan  lugar  a  los nombres de  los cationes protón, deuterón, tritón y muón para 1H+,  2H+ ,  3H+ y  Mu+, respectivamente. Puesto que el  nombre  protón  se  usa  a  menudo  en  sentidos  contradictorios,  es  decir,  para  los  iones  1H+ 

isotópicamente puros, por   una parte, y para  la   mezcla  isotópica natural  indiferenciada, por otra, se recomienda que la mezcla isotópica natural se designe, en general, por el nombre de “hidrón”, que deriva de hidrógeno. 

Secuencia de citación de los símbolos en las fórmulas:  Los dos principios de ordenación son: 

• Electronegatividad:  Si  se  toma  la  electronegatividad  como  principio  de  ordenación  en  una fórmula  o  parte  de  una  fórmula,  los  símbolos  se  escriben  según  las  electronegatividades relativas, de manera que se coloca primero elemento menos electronegativo. Se usa la Tabla VI de  las recomendaciones de  la IUPAC 2005 como una guía. Por convenio, un elemento es tanto más electropositivo cuanto más próximo al final aparece el elemento en dicha tabla al recorrerla en el sentido que indica la flecha. 

• Orden  alfanumérico:  Los  símbolos  atómicos  en  las  fórmulas  en  línea  se  ordenan alfabéticamente, también se utiliza este principio en las fórmulas empíricas y en las que no   se dispone de suficiente información estructural. 

 

 

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