Formulacion

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Formulación Inorgánica

Óscar González Díaz

Grupos Principales• Grupo 1 ó IA: Hidrógeno, H. (-1, +1)• Grupo 1 ó IA: Alcalinos. (+1)

– Li, Na, Rb, Cs, Fr.• Grupo 2 ó IIA: Alcalino-Térreos.

– Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. (+2)• Grupo 13 ó III A: Boro.

– B, Al, Ga, In, Tl. (+3)• Grupo 14 ó IV A: Carbono.

– C(+4, -4, +2), Si (+4), Ge (+4), Sn (+2,+4), Pb (+2, +4).• Grupo 15 ó V A: Nitrógeno.

– N (+3, -3, 2, 4, 5), P (-3, +3, +5), As (-3, +3, +5), Sb (-3, +3, +5), Bi (+3, +5).• Grupo 16 ó VI A: Oxígeno (anfígenos).

– O(-1, -2), S (-2, +2, +4, +6), Se (-2, +4, +6), Te(-2, +4, +6), Po.• Grupo 17 ó VII A: Flúor (halógenos).

– F (-1), Cl(-1, +1, +3, +5, +7), Br(-1, +1, +3, +5, +7), I(-1,+1, +3, +5, +7), At.• Grupo 18 ó VIII A: Gases Nobles.

– He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn

Elementos de Transición.• Grupo 3 ó III B: Escandio (Sc, +3), Ytrio (Y, +3), Lantano (La, +3), Actinio

(Ac, +3).• Grupo 4 ó IV B: Titanio (Ti, +3, +4), Circonio (Zr, +4), Hafnio (Hf, +4).• Grupo 5 ó V B: Vanadio (V, +2, +3, +4, +5), Niobio (Nb, +3, +5), Tántalo

(Ta, +5).• Grupo 6 ó VI B: Cromo (Cr, +2, +3, +6), Molibdeno (Mo, +2, +3, +4, +5, +6),

Wolframio (W, +2, +3, +4, +5, +6).• Grupo 7 ó VII B: Manganeso (Mn, +2, +3, +4, +6, +7), Tecnecio (Tc, +7),

Renio (Re, +2, +4, +7).• Grupo 8 ó VIII: Hierro (Fe, +2, +3, +6), Rutenio (Ru, +3,+4, +8), Osmio (Os,

+2, +3, +4, +6, +8).• Grupo 9 ó VIII: Cobalto (Co, +2, +3), Rodio (Rh, +1, +2, +3, +4), Iridio (Ir,

+1, +2, +3, +4, +6).• Grupo 10 ó VIII: Níquel (Ni, +2, +3), Paladio (Pd, +2, +4), Platino (Pt, +2,

+4).• Grupo 11 ó I B: Cobre (Cu, +1, +2), Plata (Ag, +1), Oro (Au, +1, +3).• Grupo 12 ó II B: Zinc ó Cinc (Zn, +2), Cadmio (Cd, +2), Mercurio (Hg, +1,

+2).

Elementos de Transición Interna.

• Lantánidos: – Cerio, Ce (+3, +4)– Praseodimio, Pr (+3, +4)– Neodimio, Nd (+3)– Prometio, Pm (+3)– Samario, Sm (+2, +3)– Europio, Eu (+2, +3)– Gadolinio, Gd (+3)– Terbio, Tb (+3, +4)– Disprosio, Dy (+3)– Holmio, Ho (+3)– Erbio, Er (+3)– Tulio, Tm (+2, +3)– Iterbio ó Yterbio, Yb (+2, 3)– Lutecio, Lu (+3)

•Actínidos:–Torio, Th (+4).–Protactinio, Pa–Uranio, U (+3, +4, +5, +6)–Neptunio, Np–Plutonio, Pu–Americio, Am–Curio, Cm–Berkelio, Bk–Californio, Cf–Einstenio, Es–Fermio, Fm–Mendelevio, Md–Nobelio, No–Laurencio, Lw

SUBSTANCIAS SIMPLES

• Constituidas por átomos de un solo elemento.– Hidrógeno, H2 - Helio, He– Flúor, F2 - Neón, Ne– Cloro, Cl2 - Argón, Ar– Bromo, Br2 - Criptón, (Kriptón) Kr– Yodo, I2 - Xenón, Xe– Nitrógeno, N2 - Radón, Rn– Oxígeno, O2

– Ozono, O3 - Estaño, Sn– Azufre, λ, S8 - Zinc, Zn– Azufre, μ, Sn - Plata, Ag– Fósforo blanco, P4 - Oro, Au– Deuterio, D2

– Tritio, T2

Combinaciones binarias del hidrógeno. Hidrácidos.

• Hidrógeno con un no metal del grupo de los halógenos y del azufre (hidrácidos).

• Hidrógeno con valencia I y los halógenos o los anfígenos (grupo del S) con su menor valencia, respectivamente (I y II).

• Se debe tener presente dos cuestiones:– La valencia del no metal que se combina con el

hidrógeno es un número de oxidación negativo, por lo que el elemento se sitúa a la derecha.

– La nomenclatura es diferente si el compuesto se halla en estado gaseoso o en disolución acuosa.

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Combinaciones binarias del hidrógeno. Hidrácidos.

• Fase gas:– HF, fluoruro de hidrógeno.– HCl, cloruro de hidrógeno.– HBr, bromuro de hidrógeno.– HI, yoduro de hidrógeno.– H2S, sulfuro de hidrógeno.– H2Se, seleniuro de hidrógeno.– H2Te, teloruro de hidrógeno.

• Fase acuosa:– HF(ac), ácido fluorhídrico.– HCl(ac), ácido clorhídrico.– HBr(ac), ácido bromhídrico.– HI(ac), ácido yodhídrico.– H2S(ac), ácido sulfhídrico.– H2Se(ac), ácido selenhídrico.– H2Te(ac), ácido telurhídrico.

Combinaciones binarias del hidrógeno. Con otros no metales.

• Estos compuestos como la mayoría de los anteriores tienen sus elementos unidos por un enlace covalente bastante acusado, pero se clasifican aparte ya que no presentan en agua propiedades ácidas, como los anteriores:– NH3, amoníaco (trihidruro de nitrógeno).– PH3, fosfina (trihidruro de fósforo).– AsH3, arsina (trihidruro de arsénico).– SbH3, estibina (trihidruro de antimonio).– CH4, metano.– SiH4, silano (tetrahidruro de silicio).

Combinaciones binarias del hidrógeno. Metales.

• Existe bastante diferencia entre las propiedades de los hidruros de los metales más electropositivos (hidruros salinos) y las de los hidruros de los metales tales como el Al, Sn, Pb, etc., cuyas características metálicas son menos acentuadas.

• No obstante, desde el punto de vista de la formulación esto no se tiene en cuenta

• Se coloca a la izquierda el metal y a la derecha el hidrógeno.

Combinaciones binarias del hidrógeno. Metales.

• Grupo 1 ó IA, alcalinos:– LiH, hidruro de litio.– NaH, hidruro de sodio.– KH, hidruro de potasio.– RbH, hidruro de rubidio.– CsH, hidruro de cesio.

• Grupo 2 ó IIA, alcalino-térreos:– BeH2, MgH2, CaH2, BaH2

• Grupo 13 ó IIIA, aluminio:– AlH3, GaH3

• Grupo 14 ó IV A, germanio:– GeH4, SnH4, PbH4

Resumen.

• Recordamos la capacidad de combinación de los elementos más comunes que actúan en combinaciones binarias con el hidrógeno:– Grupo 1 ó IA: I

– Grupo 2 ó IIA: II

– Grupo 13 ó IIIA: III

– Grupo 14 ó IVA: IV, II

– Grupo 15 ó VA: III

– Grupo 16 ó VIA: II

– Grupo 17 ó VIIA: I

Otros compuestos del hidrógeno binarios con no metales.

• Hidrazina (tetrahidruro de dinitrógeno) N2H4.

• Difosfina, P2H4.

• Disilano, Si2H6.

• Trisilano, Si3H8.

• Tetrasilano, Si4H10.– Fórmula de construcción de los silanos, SinH2n+2.

• Diborano, B2H6.

• Tetraborano, B4H10.– Fórmula de construcción de los boranos, BnH2n+2.

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Combinaciones binarias del oxígeno.

• La capacidad de combinación del oxígeno es II, (número de oxidación -2, excepto en los peróxidos -1).

• Es electronegativo, tiene tendencia a adquirir dos electrones para tomar configuración electrónica tipo gas noble.– 1s22s22p4 1s22s22p6, eso explica su

valencia II.

Óxidos de los grupos 1 y 2 (IA y IIA)

• Se reproducen unas cuantas fórmulas conocidas experimentalmente de estos compuestos.– Li2O óxido de litio, Na2O óxido de sodio, K2O óxido de potasio,

Rb2O óxido de rubidio, Cs2O óxido de cesio.– BeO óxido de berilio, MgO óxido de magnesio, CaO óxido de

calcio, SrO óxido de estroncio, BaO óxido de bario.• Se observa en primer lugar que el metal se sitúa a la

izquierda (IUPAC) y el oxígeno a la derecha, aunque para el nombre en castellano se antepone la palabra óxido al nombre del metal.

• La valencia con la que actúan los metales del grupo IA es la mitad que con la que actúan los metales del grupo IIA. Esto es, los alcalinos actúan con valencia I y los alcalino-térreos con valencia II.

Óxidos del resto de elementos

• No todo es tan fácil como con los grupos IA y IIA, ya que:– Se encuentran en la Naturaleza combinaciones del oxígeno con

metales de transición en forma de varios óxidos.– Algunos metales de los casi intermedios entre metales y no

metales (Pb, Bi, etc.) se presentan con más de una valencia.– Los no metales dan a menudo varios compuestos cuando se

combinan con el oxígeno: N2O, NO, N2O3, N2O4, N2O5, etc.

• En resumen los metales de los grupos 1 y 2 actúan con valencia fija frente al oxígeno, pero no podemos decir lo mismo del resto de los elementos.

Valencia más frecuente que presentan los elementos.

• Lo que se acaba de decir respecto a los óxidos puede generalizarse a otros tipos de compuestos.

• En la siguiente tabla se indica la valencia con la que actúan los elementos en compuestos oxigenados tales como óxidos, oxoácidos, sales derivadas de éstos, y ciertos derivados halogenados.

• En los casos que existan varias valencias se subrayan las más estables o las más comunes. Así, por ejemplo, en el caso del hierro se destacan las valencias II y III, pero esto no significa que no existan compuestos en donde el hierro actúe con valencias inferiores o superiores a estos valores mencionados.


Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

I

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

II

B

Al

Ga

III

In

TlI, III

C

SiIV

Ge

Sn

PbII, IV

N I a VF I

S

Se

Te

Po

IV, VI

P

As

Sb

Bi

III, V

Cl

Br

I

At

I, III, V, VII

Elementos de los grupos 1, 2 y 13 a 17 (IA a VIIA)


Elementos de los grupos 3 a 12

• Grupo 3, IIIB: Sc, Y, La, Ac, valencia III.

• Grupo 4, IVB: Ti, Zr, Hf, valencias II, III, IV.

• Grupo 5, VB: V, Nb, Ta, valencias II, III, IV, V.

• Grupo 6, VIB: Cr, Mo, W, valencias II, III, IV, V, VI.

• Grupo 7, VIIB: Mn, Tc, Re, valencias II a VII.

• Grupo 8, VIIIB: Fe (II, III), Ru (II a VIII) y Os (II a VIII).

• Grupo 9, VIIIB: Co (II, III), Rh (II, III, IV, VI) e Ir (II, III, IV, VI).

• Grupo 10, VIIIB: Ni (II, III), Pd (II, IV) y Pt (II, IV, V, VI).

• Grupo 11, IB: Cu (I, II), Ag (I) y Au (I, III).

• Grupo 12, IIB: Zn (II), Cd (II), Hg (I, II).

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Elementos lantánidos y actínidos.

• Lantánidos:

• Cerio, Ce (III, IV)

• Europio, Eu (II, III)

• Actínidos:

• Uranio, U (III, IV, V, VI)

• Torio, Th (III, IV)

Nomenclatura de Óxidos• Para el examen se exigirá la siguiente nomenclatura:

– Óxidos de metales:• Si el metal tiene dos valencias, para la menor usaremos el sufijo “oso”

después de la raíz del nombre del metal y para la mayor el sufijo “ico”.– Ejemplos: Fe2O3, óxido férrico; CoO, óxido cobaltoso; NiO, óxido

niqueloso; Ni2O3, óxido niquélico, etc.• Si el metal tiene un número mayor de valencias se pone el nombre del metal

seguido entre paréntesis por la valencia que usa en números romanos, nomenclatura Stock.

– CrO, óxido de cromo (II), Cr2O3,óxido de cromo (III).– Óxidos de no metales:

• Grupo del nitrógeno: Nomenclatura Stock, por ejemplo, N2O5 óxido de nitrógeno (V).

• Grupo del Azufre: Sufijo “oso” valencia menor (IV) e “ico” para la mayor (VI). SO2 óxido sulfuroso (anhídrido sulfuroso); SO3 óxido sulfúrico (anhídrido sulfúrico).

• Grupo del Cloro: Prefijo “hipo” y sufijo “oso” para la menor (I), sufijo “oso”para la siguiente (III), sufijo “ico” para la siguiente (V) y prefijo “per” y sufijo “ico” para la mayor (VII). Cl2O óxido (anhídrido) hipocloroso, Cl2O3 óxido cloroso (anhídrido cloroso), Cl2O5 óxido (anhídrido) clórico, y Cl2O7 óxido (anhídrido) perclórico.

Ejercicios.

• Nombrar:– Na2O, MgO, FeO, Fe2O3, ZnO, CdO, HgO,

CaO, BaO, CoO, Co2O3, Cu2O, CuO, Ag2O, Au2O3, K2O, SnO, SnO2, PbO, PbO2, NiO, Li2O.

– SrO, Ti2O3, TiO2, La2O3, TeO3, MnO2, B2O3, CO2, CO, ZrO2, MoO3, I2O5, GeO2, As2O3

Ejercicios.

• Formular:– Óxido cuproso.– Óxido de magnesio.– Óxido de nitrógeno (V).– Óxido niqueloso.– Óxido mercúrico.– Óxido mercurioso.– Óxido de molibdeno (IV).– Óxido de titanio (II).– Anhídrido sulfúrico.– Óxido de uranio (IV).– Óxido de torio (IV).

Otras combinaciones binarias

• No metales con metales. Sales binarias.– El metal como elemento electropositivo, se escribe a

la izquierda, el no metal a la derecha.– El no metal se presenta siempre en el estado de

oxidación más bajo y negativo. Excepción: En los carburos el C actúa con valencia IV negativa.

– Se nombra el no metal terminado en “uro” y se siguen las reglas para las valencias de los metales vistas en los óxidos:

• Metales con dos valencias, menor “oso” mayor “ico”.• Metales con más de dos valencias se sigue la nomenclatura

de Stock.

Otras combinaciones binarias

• Formular:– Cloruro ferroso.– Cloruro férrico.– Bromuro de escandio.– Sulfuro de manganeso (II).– Sulfuro de manganeso (IV).– Nitruro mercúrico.– Fosfuro de magnesio.– Arseniuro de bario.– Boruro niquélico.– Antimoniuro de magnesio.– Fluoruro antimónico.– Fluoruro antimonioso.– Siliciuro niqueloso.– Boruro de cromo (III).

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Otras combinaciones binarias• No metales con no metales.

– El no metal más electronegativo se coloca a la derecha y se nombra primero terminado en “uro”.

– El no metal más electropositivo se coloca a la izquierda.– El no metal más electronegativo actúa con la valencia más pequeña y negativa.– El no metal más electropositivo puede actuar con diferentes valencias, se usa la

nomenclatura Stock.• Fluoruro de bromo (I) BrF• Fluoruro de bromo (III) BrF3

• Fluoruro de bromo (V) BrF5

• Cloruro de bromo (I), BrCl.• Bromuro de Yodo (III), IBr3

• Fluoruro de azufre (IV), SF4• Fluoruro de azufre (VI), SF6

• Cloruro de nitrógeno (III), NCl3• Seleniuro de arsénico (V), As2Se5• Sulfuro de carbono, CS2

• Nitruro de silicio, Si3N4• Fosfuro de boro, BP

Ácidos

• Las combinaciones binarias del hidrógeno con los halógenos y los anfígenos muestran propiedades ácidas, ya los hemos estudiado.

• Aquí se consideran los compuestos con propiedades ácidas (hidrógenos transferibles como protones) que contienen oxígeno en la molécula. Estos obedecen a la fórmula general: HaXbOc, que se denominan oxoácidos.

• En donde X es normalmente un no metal, pero a veces, puede ser un metal de transición en estado de oxidación alto.

• La nomenclatura que se utiliza admitida por la IUPAC es la tradicional en “oso” e “ico”.

Oxoácidos de los halógenos

• Antes de hacer generalizaciones y aprender reglas nemotécnicas debemos saber cuál es el estado de oxidación del átomo X implicado en el oxoácido. Así es preciso preguntarse: ¿cuál es el estado de oxidación del halógeno implicado en cada uno de los compuestos siguientes?– HClO, HClO2, HClO3, HClO4

– HBrO, HBrO2, HBrO3, HBrO4

– HIO, HIO3, HIO4, H5IO6

• Una forma más sencilla es partiendo de la fórmula general HaXbOc es: 2

. .c a

n ox Xb

Oxoácidos de los halógenos• Sufijos “oso e ico” y Prefijos “hipo y per”.

– Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación se usa el sufijo “oso” para el menor estado y el “ico” para el mayor.

– Si el elemento actúa con más de dos valencias, tal es el caso de los halógenos en los oxoácidos se usa “hipo” como prefijo junto con el sufijo “oso” para indicar el menor de todos, y el prefijo “per” junto con el sufijo “ico” para el mayor de los estados posibles.

• Excepciones:– No existe el ácido yodoso.– Existen varios ácidos peryódicos, aunque aquí sólo se estudiarán dos: HIO4 y H5IO6. El que

mayor interés tiene es el H5IO6 ya que tiene un mayor número de derivados conocidos. Ambos ácidos tienen el mismo estado de oxidación para el halógeno (+7), la diferencia estáen la cantidad de agua que contienen, o al grado de asociación entre sus moléculas (dímeros, trímeros, etc.).

– Se suele usar el prefijo “meta” para indicar el menor contenido en agua y el prefijo “orto”para indicar el mayor contenido en agua, así el ácido HIO4 se suele denominar metaperyódico (una molécula de agua) y al H5IO6 ácido ortoperyódico (HIO4 + 2H2O H5IO6).

• Hay otros prefijos que se utilizan “di (piro), tri, tetra, “, etc., que indican el número de átomos del elemento X que aparecen en el oxoácido. El prefijo “di” indica que el número de átomos del elemento X es el doble al esperado (también se admite la voz “piro”).

Regla de construcción oxoácidoshalógenos.

• Hipo-oso, estado de oxidación para el halógeno (+1), se construye el óxido:– X2O.

• Se añade agua:– X2O+H2O H2X2O2, se simplifica a HXO

• Oso, estado de oxidación para el halógeno (+3), se construye el óxido:– X2O3.

• Se añade agua:– X2O3+H2O H2X2O4, se simplifica a HXO2.

• Ico, estado de oxidación para el halógeno (+5), se construye el óxido:– X2O5.

• Se añade agua:– X2O5+H2O H2X2O6, se simplifica a HXO3.

• Per-ico, estado de oxidación para el halógeno (+7), se construye el óxido:– X2O7.

• Se añade agua:– X2O7+ H2O H2X2O8, se simplifica a HXO4 excepción metaperyódico y

ortoperyódico.

Oxoácidos de los anfígenos• Los oxoácidos del azufre de mayor relieve son el ácido sulfúrico y el sulfuroso, pero

se conocen otros menos estables (de hecho de algunos de éstos sólo se conocen sus sales derivadas más estables) en los que el azufre se presenta en estados de oxidación ciertamente curiosos.

• Normales Regla de construcción:– Ácido sulfuroso: S2O4 , simplifica a SO2 + H2O H2SO3.– Ácido sulfúrico: S2O6, simplifica a SO3 + H2O H2SO4– De la misma forma se construyen los ácidos selenioso, selénico, teluroso y el

ácido telúrico no es estable, el que es estable es el ortotelúrico (H2TeO4 + 2H2O H6TeO6).

• Especiales “Regla de construcción”:– Ácido disulfuroso (pirosulfuroso): 2(ácido sulfuroso)-(agua): 2(H2SO3)-H2O

H2S2O5.– Ácido disulfúrico (pirosulfúrico): 2(ácido sulfúrico)-(agua): 2(H2SO4)-H2O

H2S2O7.– Ácido sulfoxílico: Número de oxidación del S (+2): SO+H2O H2SO2.– Ácido Ditionoso: Número de oxidación del S (+3): S2O3+ H2O H2S2O4.– Ácido Ditiónico: Número de oxidación del S (+5): S2O5 + H2O H2S2O6.– El único ácido especial del selenio es el diselénico (piroselénico), no existe el

diselenioso (piroselenioso).

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Oxoácidos del grupo del Nitrógeno. Grupo 15 ó VA.

• Los oxoácidos normales del Nitrógeno son el ácido nítrico y el ácido nitroso (+5 y +3, respectivamente).– N2O5 + H2O H2N2O6, tras simplificar, HNO3.– N2O3 + H2O H2N2O4, tras simplificar, HNO2.

• Los oxoácidos especiales del nitrógeno son también dos:– Número de oxidación +1, ácido hiponitroso: N2O +

H2O H2N2O2.– Número de oxidación +2, ácido nitroxílico: NO +H2O H2NO2.


• Los ácidos más corrientes del fósforo son:– Fosfónico, antes llamado fosforoso, número de oxidación +3.– Fosfórico, número de oxidación +5.– La construcción de estos ácidos es a partir del óxido o anhídrido

correspondiente y la adición de 3 moléculas de agua, esto es, son ácidos ortos.

– La existencia del ácido metafosfónico (metafosforoso) es muy dudosa y la del metafosfórico no existe como tal, sino que el compuesto parece que se polimeriza formando polimetafosfóricos: (HPO3)n.

– Los di- o los piro-, para estos ácidos del fósforo la construcción se puede realizar usando la siguiente regla nemotécnica:

• Pirofosfónico (difosfónico, antiguo pirofosforoso): 2 Ácido fosfónico – Agua: 2H3PO3 – H2O H4P2O5.

• Pirofosfórico (difosfórico) se construye igual: 2 Ácido fosfórico –Agua.

– Los trifosfóricos (no existen los trifosfónicos), A partir del difosfórico + fosfórico – Agua H5P3O10.

– La fórmula general de los polifosfóricos es (Hn+2PnO3n+1).


• Los ácidos más corrientes del arsénico y del antimonio son:– El arsenioso, ortoarsenioso (+3),

H3AsO3

– El arsénico, ortoarsénico (+5). H3AsO4.– El antimonioso, ortoantimonioso (+3).

H3SbO3.– El antimónico, ortoantimónico (+5).

H3SbO4.• No se conocen ácidos especiales

para estos elementos.

Oxoácidos del Carbono y Silicio

• Este grupo es bastante sencillo dado que sólo forman oxoácidosestables el Carbono y el Silicio.

• Los estados de oxidación del Germanio, Estaño y Plomo, son lo suficientemente pequeños y sus óxidos no dan disoluciones ácidas, sino más bien alcalinas.

• Hay infinidad de ácidos que se pueden considerar como ácidos del carbono aunque la gran mayoría de ellos son orgánicos. El único ácido inorgánico que se conoce es el ácido carbónico (número de oxidación +4):– C2O4, tras simplificar, CO2 + H2O H2CO3. Además este ácido es poco

estable y está en disolución como CO2 + H2O.• El Silicio, forma dos tipos de ácidos:

– Metasilícico, que se forman a partir de una molécula de agua, y que sería equivalente al carbónico, con la salvedad de que se polimeriza dando (H2SiO3)n.

– Ortosilícico, con dos moléculas de agua: SiO2 + 2H2O H4SiO4.

Oxoácidos del Boro.

• El estado de oxidación del boro cuando se une al oxígeno (más electronegativo que él) es +3.

• Se conocen los metabóricos (una molécula de agua) y que se polimerizan (HBO2)n.

• El ortobórico, con tres moléculas de agua H3BO3. Este último se conoce como ácido bórico.

Oxoácidos de los metales de transición.

• En los metales de transición, los estados de oxidación altos, forman óxidos que dan lugar a disoluciones acuosas ácidas.

• Así se conocen ácidos del manganeso para los estados de oxidación (+6 y +7), que se nombran respectivamente, mangánico y permangánico, y que se construyen formando el óxido y después añadiendo una molécula de agua.

• Se conocen ácidos del cromo para el estado de oxidación +6. Este ácido tiene dos formas:

– Ácido crómico: Cr2O6, tras simplificar CrO3 + H2O H2CrO4.– Ácido dicrómico (parecido a los piros del fósforo): 2crómicos –agua: 2H2CrO4 –

H2O H2Cr2O7.• Se conoce del molibdeno, el ácido molíbdico (+6).• Del wolframio, el ácido wolfrámico (+6).• Del Vanadio (+5) se conocen:

– Metavanádico (1 molécula de agua).– Ortovanádico (3 moléculas de agua).

• Del Renio (+6) el ácido rénico y el perrénico (+7).

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Resumen para los oxoácidos• Prestar atención a los sufijos “oso e ico”, al posible prefijo “hipo y per”. Esta

información nos da el estado de oxidación del elemento “X” en el oxoácido.– Así, por ejemplo, si nos dan ácido perclórico tenemos que pensar en el estado superior de

oxidación del elemento cloro.• Tener en cuenta que el prefijo meta o el orto se refieren a distintos grados de

hidratación de los ácidos.• Los prefijos di ó piro, tri, tetra, etc., nos indican el grado de polimerización de los

oxoácidos.• Finalmente en los casos más complicados, basta acordarse de:

– Todos los oxoácidos del grupo del cloro tienen 1 hidrógeno, con excepción del ortoperyódico, único ácido “orto” del grupo.

– Todos los oxoácidos del grupo del azufre tienen dos átomos de hidrógeno en su fórmula con excepción del ortotelúrico, único ácido “orto” del grupo.

– Todas las formas “orto” del grupo del nitrógeno, tienen 3 átomos de hidrógeno en sus moléculas, las formas di (piro) se pueden calcular a partir de aquellas.

• Sabiendo el número de átomos de hidrógeno y el estado de oxidación calcularemos el número de átomos de olxígeno.

• Además, téngase en cuenta que si el número de oxidación del elemento es impar, el número de átomos de hidrógeno debe ser impar, y viceversa. Esto nos permite tantear, hasta acercarnos a la solución.

Formulación y Nomenclatura de Cationes y Aniones

Cationes

• Cuando un átomo pierde electrones (los que se pierden son los que se encuentran más alejados del núcleo: electrones situados en el orbital más externo, orbital de valencia, capa de valencia) adquiere como es lógico carga positiva neta.

Cationes

• Estos cationes pueden ser elementales, formados por un solo átomo o poliatómicosformados por varios átomos.

• Los cationes elementales o monoatómicos se forman cuando el elemento pierde uno o varios electrones de su capa de valencia.

• Los cationes poliatómicos se forman cuando la molécula pierde uno o varios electrones.

Nomenclatura tradicional de cationes monoatómicos.

• Si el átomo pierde un único electrón y éste tiene sólo un electrón de valencia, se entiende que la valencia del átomo es I, por lo que se nombra usando la palabra ion seguida del nombre del elemento.

• En la mayoría de los casos los cationes se forman a partir de la pérdida de electrones en elementos metálicos, a excepción del ion hidrógeno.


• Ejemplos:– H+, ion hidrógeno.– Li+, ion litio.

• Cuando el elemento presenta la posibilidad de perder uno ó más electrones estamos ante el caso de que el elemento puede actuar con diferentes valencias, así que, se aplican las reglas que hemos visto hasta ahora. Si el elemento tiene dos valencias: “oso” para la menor e “ico” para la mayor. Esto es, “oso” para la pérdida más baja e “ico” para la más alta.

• Ejemplos:– Cu+, ion cuproso.– Cu2+, ion cúprico.– Fe2+, ion ferroso.– Fe3+, ion férrico.– Co2+, ion cobaltoso.– Co3+, ion cobáltico.– Ni2+, ion niqueloso.– Ni3+, ion niquélico.– Sn2+, ion estannoso.

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• Si el elemento exhibe más de dos valencias se usaría la nomenclatura Stock.– Mn2+, ion manganeso (II).

– Cr3+, ion cromo (III).

Nomenclatura tradicional de cationes poliatómicos.

• Se usa una nomenclatura tradicional modificada.

• Ejemplos:– NO+, catión nitrosilo.– NO2

+, catión nitroilo.– VO+, catión vanadilo (III).– VO2+, catión vanadilo (IV).– VO3+, catión vanadilo (V).– UO2

+, catión uranilo (V).– UO2

2+, catión uranilo (VI).– SO2+, catión sulfinilo ó tionilo.– SO2

2+, catión sulfonilo o sulfurilo.

Nomenclatura tradicional de cationes poliatómicos.

• Observaciones de interés:– Cuando hablamos de cationes en los que

intervienen elementos metálicos se nombran usando la palabra ion y no catión.

– Cuando se trata de cationes poliatómicos o bien estamos ante un elemento no metálico se usa la palabra catión.

– Los poliatómicos suelen acabar con el sufijo “ilo”.

Cationes poliatómicos especiales.

• Existen una serie de cationes poliatómicos que se nombran de una manera que prevalece desde hace mucho tiempo, y que la IUPAC acepta mantener:– NH4

+, ion amonio.– PH4

+, ion fosfonio.– AsH4

+, ion arsonio.– SbH4

+, ion estibonio.– H3O+, ion oxonio o hidronio.– H3S+, ion sulfonio.– H3Se+, ion selenonio.– H2F+, ion fluoronio.– H2I+, ion yodonio.

Aniones.• Al igual que en el caso de los cationes vamos a distinguir entre los aniones

monoatómicos y los poliatómicos.• Los monoatómicos se forman por la captura de un electrón por parte de un

elemento electronegativo (no metal), de ahí que para este caso, al igual que para el de los cationes, no hace falta usar la palabra anión, sino simplemente ion, además se nombra el elemento con el sufijo “uro”:

– H-, ion hidruro.– D-, ion deuteruro.– Cl-, ion cloruro.– Br-, ion bromuro.– I-, ion yoduro.– Se2-, ion seleniuro.– S2-, ion sulfuro.– Te2-, ion telururo.– N3-, ion nitruro.– P3-, ion fosfuro.– As3-, ion arseniuro.

Aniones.

• Observamos que para el caso de la formación de aniones monoatómicos, la captación de electrones está determinada por la valencia (número de oxidación negativo) del elemento no metálico, de ahíque no haya posibilidad de confusión. En otras palabras, el anión sulfuro siempre será S2- y no la especie S-.

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Aniones poliatómicos.

• Estos se forman mediante la pérdida de uno o más iones hidrógeno en una molécula, generalmente un oxoácido. Excepción hecha del ion hidróxido (hidroxilo) OH- que procede de la pérdida de un ion hidrógeno a partir de la molécula de agua. Un comentario adicional: Se debe destacar que se permite escribirlo poniendo el oxígeno delante, aunque se debería colocar el hidrógeno. Esta es la única excepción conocida a la regla de colocar primero al electropositivo.


• Nomenclatura:– Partiendo del oxoácido correspondiente se elimina el

ión hidrógeno.– Se genera por tanto la carga negativa.– A continuación si el oxoácido tiene el sufijo “oso”, el

anión que se deriva se nombra con el sufijo “ito”.• HClO (ácido hipocloroso) ClO- (ion hipoclorito).• H2SO3 (ácido sulfuroso) SO3

2- (ion sulfito).

– Si el oxoácido se nombra con el sufijo “ico”, el anión que se deriva se nombra con el sufijo “ato”.

• HClO3 (ácido clórico) ClO3- (ion clorato).

• HClO4 (ácido perclórico) ClO4- (ion perclorato).


• Observación:– La nomenclatura es con la palabra “ion” y no

anión.

– Hasta ahora hemos visto los aniones que proceden de la pérdida de todos los hidrógenos de los oxoácidos, pero puede pasar que se pierda una parte de todos ellos, generándose lo que se denominan aniones ácidos, que dan lugar a las sales ácidas.

Aniones poliatómicos ácidos.

• Por ejemplo, si tenemos el oxoácido H3PO4, vemos que se puede perder 1, 2 ó 3 hidrógenos, si se pierden 3, tendríamos el oxoanión: ion fosfato. Si se pierde 1, se tendría el oxoanión: H2PO4

-, ¿cómo se nombraría?– Aquí se admite la estructura actual de la nomenclatura sistemática,

porque la vulgar se prestaba a mucha confusión.– Se nombra anteponiendo la palabra “hidrógeno” para indicar que el

anión tiene hidrógeno, y si hay más de uno usar un prefijo numeral: mono, di, etc. Así en el caso que nos ocupa el nombre correcto sería “ion dihidrógenofosfato”.

• Si se pierden 2 hidrógenos, el oxoanión sería: HPO42-, el nombre

sería “ion monohidrógenofosfato”.• Si el oxoácido tiene únicamente dos hidrógenos, la pérdida parcial

siempre dejará un hidrógeno en el oxoanión, por lo que se puede prescindir del prefijo “mono”. Y para estos casos se acepta la denominación antigua con el prefijo “bi”.– H2SO4 HSO4

- (ion hidrógenosulfato o ion bisulfato).

Formulación y Nomenclatura de los hidróxidos

Génesis• Los hidróxidos, bases o álcalis se forman por la disolución en agua de

óxidos de metales alcalinos, alcalino-térreos o metales de transición con estados de oxidación bajos (valores iguales o menores a +3).

• La formación de los hidróxidos al igual que la de los oxoácidos es sencilla, consiste en añadir agua al óxido de procedencia:– Na2O + H2O Na2O2H2, tras simplificar se forma Na(OH), donde entre

paréntesis se destaca la “actuación” del ion hidróxido que es el que define el grupo molecular en cuestión.

– Se nombra anteponiendo la palabra hidróxido al nombre del metal.– Si el metal exhibe una única valencia el nombre sería hidróxido de

“nombre del metal”.– Si exhibe 2, hidróxido “nombre del metal+oso” para la menor e

hidróxido “nombre del metal+ico” para la mayor.– Si exhibe más de dos se admite la nomenclatura Stock: Hidróxido +

“nombre del metal” (valencia en números romanos).• Caso especial hidróxido de amonio, NH4(OH).• La “valencia” del grupo hidróxido es siempre 1, y la carga del grupo

hidróxido es negativa, como anión que es. Así que se coloca siempre a la derecha. En el caso de que la valencia del electropositivo sea la unidad, se puede prescindir del paréntesis para destacarlo.

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Formulación y Nomenclatura de las sales

Génesis• Las sales que derivan de los oxoácidos se forman por la reacción entre el

oxoácido y un hidróxido u óxido que contenga al metal.• De forma que por regla general se trata de compuestos iónicos donde el

elemento electropositivo es el metal y el electronegativo es el oxoanión.• Sabiendo como se nombran los oxoaniones es fácil entender que la

nomenclatura será:– Nombre del oxoanión seguido de la preposición “de” y el nombre del metal,

cuando éste tiene valencia única.– Nombre del oxoanión seguido del nombre del metal terminado en “oso” o en

“ico” si el metal exhibe dos valencias. “Oso” para la menor e “ico” para la mayor.– Las reglas de nomenclatura para los oxoaniones son las mismas que las que

hemos visto.• Oxoácido en “oso” Oxoanión en “ito”.• Oxoácido en “ico” Oxoanión en “ato”.• Tener en cuenta si el oxoanión contiene hidrógeno, sal ácida.

– Si el metal exhibe más de dos valencias, se sigue para nombrarlo la nomenclatura Stock.

Formulación y Nomenclatura de los peróxidos

Peróxidos

• Si en un ejercicio de nomenclatura o formulación se tuvieran que comparar los óxidos de potasio y calcio vistos anteriormente: K2O y CaO con los compuestos K2O2 y CaO2, lo primero que pensaríamos es que estos últimos son una pura invención y que se ponen para confundir.

• Nada más lejos de la realidad, estos óxidos existen realmente.• Lo que tienen en común es que presentan un contenido en oxígeno

superior al normal.• Lo que si no se debe admitir nunca es que los números de

oxidación de los metales en estos óxidos sean, respectivamente, +2 para el potasio ó +4 para el calcio.

• Lo que ha sucedido es que el número de oxidación del oxígeno en estos compuestos no es -2, como habitualmente, sino -1.

• Este tipo de compuestos óxidos con más oxígeno que el habitual se denominan peróxidos.

Construcción nemotécnica de los Peróxidos

• Para no confundirnos en la formulación debemos siempre partir del óxido normal.

• O sea, cuando nos pregunten por la fórmula de un peróxido, buscamos el óxido normal del compuesto.– Ejemplo, peróxido de bario.

• Óxido normal de bario: BaO.

• Sustituimos el oxígeno por el puente peroxo osuperóxido: O2

2- y nos queda sencillamente BaO2.

Nomenclatura.

• Para nombrarlos, o sea, cuando nos den la fórmula del peróxido y nos pidan el nombre. Debemos seguir los siguientes pasos:– El número de oxidación del metal nunca cambia cuando se trata de un

peróxido.– Si para dicho número de oxidación, vemos que el único número de

oxidación del oxígeno que satisface la fórmula es -1, estamos ante un peróxido.

– Se nombra con la palabra peróxido seguido por la preposición “de” y el nombre del metal, cuando éste tiene una única valencia: BaO2 peróxido de bario.

– Si el metal tiene dos valencias se utilizan los sufijos “oso” e “ico” como ya sabemos.

– Si el metal tiene más de dos valencias posibles, se sigue la nomenclatura Stock.

• Ejemplos:– Li2O2, Na2O2, BaO2, CuO2, ZnO2

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Peroxoácidos.

• Son oxoácidos en los que hay un grupo peroxo (-O-O-) en lugar del oxígeno.

• El oxígeno que está unido al hidrógeno es el que se sustituye por un puente peroxo.

• Ejemplo: H2SO4, ácido sulfúrico. H2SO5 ótambién H2SO3(O2) ácido peroxosulfúrico.

• O sea, se antepone el prefijo “peroxo” al nombre del oxoácido normal.

Ejemplos.

• Dada la fórmula encontrar el nombre:– H2S2O8 ó H2S2O6(O2) ácido peroxodisulfúrico.– HOONO, no se debe confundir con HNO3 de ahí que se formule

de esta forma, es el ácido peroxonitroso.– HNO4 es el ácido peroxonítrico.– H3PO5 es el ácido peroxofosfórico.– H4P2O8 es el ácido peroxodifosfórico.

• Si se elimina el hidrógeno en forma de ion hidrógeno y se sustituye por un metal es posible formar sales de los peroxoácidos.

• Se nombran como las sales ya vistas anteponieno el prefijo “peroxo”.– Ejemplo: Peroxosulfato de sodio: Na2SO5

Ejemplos

• Dado el nombre, encontrar la fórmula:– Ácido peroxosulfúrico.

– Ácido peroxonitroso.

– Ácido peroxoarsénico.

– Ácido peroxodifosfórico.

– Ácido peroxocrómico.

– Ácido peroxopermangánico.

– Ácido peroxomangánico.

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