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NOMENCLATURA a m e T QUÍMICA INORGÁNICA
INTRODUCCIÓN : * Cuando la química era una ciencia joven y el número de compuestos conocidos era pequeño, era posible memorizar todos los nombres. En la actualidad el número de compuestos conocidos sobrepasa los 13 millones. Pero no te asustes, ya que por fortuna no es necesario memorizar sus nombres. Debido a que a través de los años, los químicos han diseñado un sistema claro para nombrar las sustancias químicas. Las reglas propuestas son aceptadas mundialmente, lo que facilita la comunicación entre los químicos y proporciona una forma útil para trabajar con la abrumadora variedad de sustancias.
*
Julio Oria
NaOH
CO2 NH
ác nít ido ric o
CAPÍTULO
Profesor:
H
2
3
O 2
IMPORTANCIA : Para saber entre otras cosas, las propiedades que tienen los diversos compuestos que existen en la naturaleza, así por ejemplo: Leemos y escuchamos a diario en las noticias, cosas como: “El problema de la contaminación ambiental se debe al monóxido de carbono. Se investiga de donde obtienen ácido sulfúrico y éter los narcotraficantes para la elaboración del clorhidrato de cocaína. Las personas actualmente usan veneno para matarse, que en muchos casos contiene altas dosis de cianuro, ácido muriático……”
¿Para qué sirve conocer la fórmula y nombre de los compuestos químicos?
CONCEPTOS PREVIOS : * VALENCIA Es la capacidad de combinación que posee el átomo de un elemento para * formar compuestos. Su valor es un número entero sin signo. - En compuestos iónicos es igual al número de electrones ganados o perdidos. ¨ NH <> N - En compuestos covalentes es igual al
El “N” tiene 3e- para compartir: valencia (N) = 3 (trivalente)
3
H
número de electrones compartidos, aportados o recibidos al formar el enlace.
H H
El “H” tiene 1e- para compartir: valencia (H) = 1 (monovalente)
ESTADO DE OXIDACIÓN (E.O): Refleja el número de electrones que un átomo pierde, * gana, o bien parece que utiliza para unirse a otros átomos en los compuestos. Su valor pertenece al campo de los números reales y posee un valor entero. - Representación: ±x Reglas para determinar los E.O: x: EO individual del elemento E n nx: EO total del elemento E 1. SUSTANCIA SIMPLE: E.O= 0 Ejemplos: H20, Cu0, O20, P40, S80, Fe0 0 0 0 0 Na + H2O ® NaOH + H2 N2 + H2 ® NH3
*
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E
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Química 2. EN COMPUESTOS * Metales: - Alcalinos (IA) actúan con EO= +1
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- Alcalinos terreos (IIA) actúan con EO= +2
.
* En compuestos binarios - Halógenos (7A) presentan EO= -1
- Anfígenos (6A) presentan EO= -2
.
* Hidrógeno: - EO (H) = +1, (generalmente) - EO (H) = -1, en hidruros metálicos.
Ejemplos: H2SO4 , C5H12 , CH4 , NH3 , H2S. Ejemplos: CaH2 , KH, NaH
.
* Oxígeno: - EO (O) = -2, (generalmente) - EO (O) = -1, en los peróxidos (O2)-2 - EO (O) = +2, sólo en el fluoruro de oxígeno F2O. 3. EN UN COMPUESTO NEUTRO
S(E.O.) = 0
Esto permite identificar el EO del átomo (elemento) no señalado en las reglas anteriores. Ejemplos: K2SO4, C2H5OH, C12H22O11
.
4. EN UN ION MONOATÓMINO O POLIATÓMICO Ejemplos: NO3-, SO2-2 , MnO4-
S(E.O.) = Carga del Ión
En el Fe3O4 el estado de oxidación para los átomos de hierro es +8/3. ¿Cómo aparece este número fraccionario? Generalmente procede de suponer que todos los átomos de un mismo elemento tienen el mismo estado de oxidación, en un compuesto dado. Normalmente es así, pero no siempre. Por ejemplo, el Fe3O4 , probablemente esta mejor representado por FeO.Fe2O3, es decir, mediante una combinación de dos formulas mas simples. En el FeO, el átomo de Fe posee EO +2. En el Fe2O3, los dos átomos de Fe están con EO +3. Cuando promediamos los estados de oxidación de los tres átomos de Fe, obtenemos un valor no entero (2 + 3 + 3)/3 = 8/3. A veces, también puede ser necesario “dividir” una formula en sus partes constituyentes antes de asignar los estados de oxidación. El compuesto iónico NH4NO3, por ejemplo, + + esta formado por los iones NH4 y NO3 . El estado de oxidación del N en el NH4 es -3 , y en el NO3 , +5, y no queremos promediarlos. Es mucho mas útil conocer los estados de oxidación de los átomos de N individuales que considerar un estado de oxidación medio de +1 para los dos átomos de N. FUNCIÓN QUÍMICA : Es el conjunto de compuestos que presentan propiedades químicas * semejantes, este comportamiento análogo se debe a que poseen el mismo grupo funcional. .
.
En química inorgánica existen 5 funciones principales: Hidruro, óxido, hidróxido, ácido y sal. GRUPO FUNCIONAL : Es el átomo o conjunto de átomos comunes a todos los compuestos,
* que confiere a estos ciertas propiedades y comportamiento químico análogos.
Ejemplo: FUNCIÓN QUÍMICA: Hidróxido: NaOH, Ca(OH)2, Al(OH)3, .... GRUPO FUNCIONAL: (OH)CLASIFICACIÓN DE LAS FUNCIONES INORGÁNICAS : * que poseen:
De acuerdo al número de elementos
- Binarios : óxido, hidruro metálico, hidruro no metálico, ácido hidrácido, sal haloidea neutra, peróxidos. - Ternarios : hidróxido, ácido oxácido, sal oxisal neutra, sal haloidea ácida, sal haloidea doble - Cuaternarios: Sal oxisal (ácida, básica, doble), sal haloidea básica.
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Química
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ELEMENTO Puede ser:
METAL
+O2 ÓXIDO BÁSICO
NO METAL
+H2 HIDRURO METÁLICO
+H2
+O2
HIDRURO NO METÁLICO
ÓXIDO ÁCIDO
Puede ser:
HIDRUROS ESPECIALES (IIIA, IVA, VA)
+H2O
+H2O
(B HIDRÓXIDO
(Polihidratados, poliácidos, tioácidos peroxiácidos)
C Si
ÁCIDO OXÁCIDO
N P As Sb )
HIDRUROS ÁCIDOS (VIA, VIIA)
(S DISUELTOS Se EN H2O Te
F Cl Br I )
ÁCIDO HIDRÁCIDO
SAL OXISAL (neutra, ácidas, básicas, dobles, hidratadas)
SAL HALOIDEA (neutra, ácidas, básicas, dobles, hidratadas)
* *
SISTEMA DE NOMENCLATURA INORGÁNICA
“acción de llamar por el nombre” La nomenclatura constituye el conjunto de reglas mediante las cuales se nombran a las sustancias o iones. En química inorgánica se utilizan principalmente 3 sistemas de nomenclatura: Clásica o tradicional, Stock, Sistemática o Iupac. Clásica o tradicional: Al iniciarse la química moderna, a fines del siglo XVIII, Lavoisier y otros científicos, con su método de nomenclatura química, inician el camino hacia la nomenclatura actual, complementada más tarde por Berzelius, donde agruparon a los compuestos de acuerdo a la presencia de grupos funcionales. A semejanza de la nomenclatura ideada por Linneo para los seres vivos, se propuso la adopción de nombres que tienden a formarse con solo dos términos diferentes: uno genérico que se refiere a la función, y otro específico que nos indica la composición cualitativa. Así, por ejemplo para nombrar un óxido se emplea el termino genérico óxido, seguido del nombre del metal que lo forma, como sodio, potasio, etc. Ejemplo: Na2O: oxido de sodio Posteriormente se complemento esta Nombre Si el elemento tiene: nomenclatura con diversas reglas para PREFIJO SUFIJO 1EO 2EO 3EO 4EO Menor E.O diferenciar dos o más compuestos análogos HIPO OSO * * formados por los mismos elementos, empleándose para ello, principalmente, OSO * * * prefijos y sufijos tales como: hipo..oso,oso, ICO * * * * ico, per..ico. Mayor PER
ICO
*
E.O
NOTA: Este sistema de nomenclatura aun tiene un cierto uso, aunque presenta algunas limitaciones. Así por ejemplo: Los sufijos “oso” e “ico” por mencionar algunos, no proporcionan información con respecto a la carga real con que actúan los elementos al +3 momento de combinarse. Así el ión férrico es Fe , pero el catión de cobre llamado cúprico +2 tiene la fórmula Cu
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Stock: Fue propuesta por el químico polaco Alfred Stock y recomendada por la IUPAC en * 1941. Consiste en colocar entre paréntesis e inmediatamente después del nombre del
*
elemento un número romano que indica la valencia de aquél. En general, suele omitirse el uso del número romano para elementos que poseen valencia única (una sola valencia) Ejemplo: FeO óxido de hierro (II) Fe2O3 óxido de hierro (III) Al2O3 óxido de aluminio* * 1 solo EO Sistemática o IUPAC : MONO DI TRI TETRA PENTA HEXA HEPTA PREFIJO Se escribe de acuerdo a la cantidad de átomos que 1 2 3 4 5 6 7 # DE ÁTOMOS tengan los elementos.
.
- El prefijo “mono” puede omitirse para el primer elemento. Ejemplo: PCl3 se nombra tricloruro de fósforo y no tricloruro de monofósforo. - Para el caso de los óxidos, en algunas ocasiones se omite la terminación “a” del prefijo. Ejemplo: N2O4 se denomina tetroxido de dinitrógeno y no tetraóxido de dinitrógeno. ,
Nota: Hacia 1961 se adoptaron las normas universales IUPAC, que aunque son de uso obligatorio, no han sido acatadas aun por todos, y se emplean simultáneamente con los otros sistemas. Por tal razón, en este capitulo utilizaremos los sistemas de nomenclatura mas importantes y que en algunos casos aun están en uso.
*
*
FUNCIÓN HIDRURO : Son compuestos binarios que forma el “H”. El hidrógeno se comporta como un metal Elemento + hidrógeno ® hidruro débilmente electronegativo y forma compuestos iónicos con metales muy VALENCIA FRENTE AL “H” electropositivos, y compuestos covalentes con GRUPO IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA VIIIA todos los no metales. Además, forma hidruros metálicos con algunos de los metales de 2 3 4 3 2 1 0 VALENCIA 1 transición. HIDRURO METÁLICO : Por lo general son sólidos a temperatura ambiente. E.O (Metal) = + EO (H)= -1
.
Metal +
Hidrógeno ®
Hidruro Metálico
.
Para nombrarlos se emplea la nomenclatura stock y IUPAC. Ejemplos: · 2Li(s) + H2(g) ® 2LiH(s) N. Stock: Hidruro de litio · Ca(s) + H2(g) ® CaH2(s) N. Stock: Hidruro de calcio * KH : * AlH3 : Los hidruros suelen formarse con metales en su más bajo E.O. * FeH2 : hidruro de hierro (II) * PbH4 : hidruro de plomo (IV) / plumbano (excepción) Cuando se unen quimicamente dos hidruros metalicos, se forman hidruros dobles, que se nombran indicando el vocablo doble antes del nombre de los metales. Ejemplos: LiH + AlH3 ® AlLiH4 tetrahidruro doble de aluminio y litio CaH2 + NaH ® CaNaH3 trihidruro doble de calcio y aluminio
*
HIDRURO NO METÁLICO
E.O No Metal (-) E.O. (H) = +1 No Metal + Hidrógeno ® Hidruro No Metálico
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Hidruros Especiales: En general son sustancias gaseosas y muy tóxicas, poseen nombres * especiales (comunes). En soluciones acuosas no poseen carácter ácido. Se forman: No Metal (3A, 4A, 5A)
+
Hidrógeno ®
Ejemplos: · BH3 borano o boruro de hidrógeno. B 2H 6 diborano · CH4 metano o carburo de hidrógeno. · SiH4 silano o silicianuro de hidrógeno. · GeH4 germano o germanuro de hidrógeno. · NH3 amoniaco o nitruro de hidrógeno. · PH3 fosfina o fosfuro de hidrógeno · AsH3 arsina o arseniuro de hidrógeno. · SbH3 estibina.
*
Hidruros del 6A y 7A:
Se forman: No Metal + Hidrógeno ® (VIA, VIIA) Cuando estos compuestos están en estado gaseoso o en estado líquido puro, normalmente se les nombra con la terminación URO, acompañadas de la palabra hidrógeno. Nomenclatura: nombre del elemento (uro) de hidrógeno. Ejemplos: · HCl cloruro de hidrógeno · H2O oxigenuro de hidrógeno (agua) · HF fluoruro de hidrógeno · H2S sulfuro de hidrógeno · HBr bromuro de hidrógeno
Ácidos hidracidos : Para conservarlos y guardarlos casi siempre se les tiene disueltos en * agua, entonces se denominan ácidos hidrácidos ya que presentan propiedades ácidas, los que se nombran usando la terminación HÍDRICO. Nombre: Ácido nombre del elemento (Hídrico) Ejemplos: · H2S(ac) ácido sulfhídrico · H2Se(ac) ácido selenhídrico · HF(ac) ácido fluorhídrico · H2Te(ac) ácido telurhídrico · HBr(ac) ácido bromhídrico · HCl(ac) ácido clorhídrico · HI(ac) ácido yodhídrico
*
ÓXIDO :
Son compuestos binarios, se obtienen generalmente: Elemento Químico (M o NM) + O2 ® Óxido
.
Formulación General: E2OX
*
E.O (O) = -2
Óxidos Básicos : Son generalmente sólidos a temperatura ambiente y poseen enlace iónico. Metal + Oxígeno ® Óxido básico Formulación: M2OX Se nombran con la nomenclatura clásica, stock y IUPAC (poco común). Ejemplos: N. clásica / N. Stock / N. IUPAC * Al2O3 óxido de aluminio (ico) / óxido de aluminio / trióxido de dialuminio. * K 2O óxido de potasio / óxido de potasio * CaO * FeO * Fe2O3
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Química * * * *
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CuO óxido cúprico / óxido de cobre (II) Cu2O Na2O NiO
* Oxidos dobles, se forman al mezclar 2 óxidos básicos del mismo elemento pero con diferente estado de oxidación, generalmente (+2,+3) o (+2,+4). Presentan la siguiente forma general: M3O4. Ejemplos: Fe (+2,+3) y Pb (+2,+4) FeO + Fe2O3 ® Fe3O4
oxido ferroso
oxido férrico
oxido doble de hierro oxido ferroso-férrico
2PbO + PbO2 ® Pb3O4 oxido oxido oxido doble de plomo plumboso plúmbico oxido plumboso-plúmbico
*
Óxidos ácidos :
*
FUNCIÓN PERÓXIDO : Son compuestos iónicos binarios, que se forman generalmente entre:
Fe3O4 (Magnetita -Imán natural)
No Metal + Oxígeno ® Óxido ácido Formulación: E2OX E: No metal Se nombran con la nomenclatura clásica, stock y IUPAC. En la nomenclatura clásica se cambia la palabra óxido por anhídrido (que quiere decir “sin H2O”) Ejemplos: N. Clásica / N. Stock / N. Iupac anhídrido bórico / óxido de boro / Trióxido de diboro * B2O3 * Br2O * S2O6 * CO * CO2 * N2O3 * N2O5 * SeO * SeO2 * P4O6 anhidrido fosforoso / óxido de fósforo (III) / hexaóxido de tetrafósforo * P4O10 anhidrido fosfórico / óxido de fósforo (V) / decaóxido de tetrafósforo
ÓXIDO BÁSICO (1A,2A) + O ® -2 Se caracterizan por la presencia de ion peróxido (O2 ) donde cada átomo de oxígeno actúa con E.O. = -1 Ejemplos: Na2O + O ® Na2O2 peróxido de sodio (oxilita (s)) * BaO2 : peróxido de bario * CaO2 : peroxido de calcio * SrO2 : peróxido de estroncio * H2O2 : peróxido de hidrógeno....es un líquido, pegajoso y transparente * H2O2(ac) : agua oxigenada Los peróxidos son muy inestables y son almacenados en frascos de color oscuro para evitar que se descompongan debido al contacto con la luz. FUNCIÓN HIDRÓXIDO : Son compuestos ternarios que poseen al ión hidróxido o hidroxilo * (OH) , unido por enlace iónico a un catión generalmente metálico. -1
Poseen propiedades básicas (ejm: enrojecen la fenolftaleina, azulean al papel de tornasol,
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desnaturalizan proteínas, etc.) Se obtienen: Oxido básico + agua ® Hidróxido (1A, 2A) Ejemplos: clásica / stock Na2O + H2O ® NaOH hidróxido sódico / Hidróxido de sodio Ca(OH)2 : hidróxido de calcio / hidróxido de calcio Co(OH)2 : hidróxido cobaltoso / hidróxido de cobalto (II) Co(OH)3 : hidróxido cobáltico / hidróxido de cobalto (III) ÁCIDO OXÁCIDO : * Son compuestos ternarios formados por hidrógeno, oxígeno y un no metal (elemento
.
central). Se forman a partir de: óxido ácido + agua ® ácido oxácido Ejemplos: CO + H 2O ® H2CO2 Anh. Carbonoso Ácido Carbonoso
Formulación directa: SI EL ELEMENTO CENTRAL (E) PRESENTA
E.O impar
FÓRMULA DEL ÁCIDO OXÁCIDO
HEO x+1 2
CO2 + H 2O ® H2CO3 Anh. Carbónico Ácido Carbónico
E.O par
H2 EO x+ 2 2
B, P, As, Sb
común / iupac / stock
H3 EO x+ 3 2
* * * * *
HNO2 HNO3 H2SO3 H2SO4 HClO4
: ácido nitroso / dioxonitrato de hidrógeno / dioxonitrato (III) de hidrógeno : ácido nítrico / trioxonitrato de hidrógeno / trioxonitrato (V) de hidrógeno : ácido sulfuroso / trioxosulfato de dihidrógeno / trioxosulfato (IV) de hidrógeno : ácido sulfúrico / tetroxosulfato de dihidrógeno / tetroxosulfato (VI) de hidrógeno : ácido perclórico / tetroxoclorato de hidrógeno / tetroxoclorato (VII) de hidrógeno
* IONES * CATIONES MONOATÓMICOS * Ejemplos:
.
+2
Mg + Li + Cu +2 Cu +2 Fe Fe+3 .
*
STOCK ion magnesio ion litio ion cobre (I) ion cobre (II) ion hierro (II) ion hierro (III)
TRADICIONAL ion magnésico ion lítico ion cuproso ion cúprico ion ferroso ion férrico
* El mercurio(I) existe como un par, según se señala. 2+ Hg2 : ion mercurio (I) o mercurioso Hg2+ : ion mercurio (II) o mercurico
POLIATÓMICOS Se nombran citando los elementos constituyentes, generalmente con nombres comunes o + vulgares. En el caso de cationes formados al adicionar 1 protón (H ) a una molécula neutra, se añade el sufijo ONIO a la raíz del nombre común de la molécula. Ejemplos: + + + + H2O + H ® H3O ion hidronio NH4 ion amonio PH4 ion fosfonio + + AsH4 ion arsonio SbH4 ion estibonio Otros cationes que poseen “O” se nombran con el sufijo ILO. Ejemplos: CO+2 ion carbonilo NO+ ion nitrosilo VO+ ion vanadilo +2 + + UO2 ion uranilo ClO ion clorosilo Cl2 ion clorilo
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Química Cl3+ ion perclorilo +2 SO2 ion sulfonilo ANIONES
* *
NO2+ ion nitrilo PO+3 ion fosforilo
MONOATÓMICOS Ejemplos: -2 6A: S ion sulfuro
Se
-1
-2
ion selenuro
-1
Julio Oria SO+2 ion sulfinilo CrO2+2 ion cromilo
Te
-2
ion teluro
-1
7A: F ion fluoruro Cl ion cloruro Br ion bromuro -1 I ion yoduro Otros aniones: N-3 ion nitruro C-4 ion carburo Sb-3 ion antimoniuro P-3 ion fosfuro As-3 ion arseniuro POLIATÓMICOS Se pueden formular en la mayoría de casos al quitar 1 o más iones hidrógeno de un ácido oxácido. ÁCIDO __________ OSO Þ ION _________ ITO
*
ÁCIDO __________ ICO Þ ION _________ ATO (PO4)3ion fosfato 3(BO3) ion borato 1MnO4 ion permanganato 1ClO4 ion perclorato ClO21ion clorito SO42ion sulfato CO32ion carbonato 1BrO ion hipobromito 1IO ion hipoyodito -1 IO4 ion peryodato
AsO432B4O7 -2 MnO4 -1 ClO NO3-1 SO3-2 Cr2O7-2 -1 BrO2 -1 IO2 -2 SeO4
ion arseniato ion tetraborato ion manganato ion hipoclorito ion nitrato ion sulfito ion dicromato ion bromito ion yodito ion seleniato
Aniones de ácidos especiales CNion cianuro Fe(CN)6-3 ion ferricianuro -1 CNS ion tiocianato CNO-1 ion cianato
AsO33-1 PO3 -2 CrO4 -1 ClO3 NO2-1 SO2-2 CrO21-1 BrO3 -1 IO3
ion arsenito ion metafosfato ion cromato ion clorato ion nitrito ion hiposulfito ion cromito ion bromato ion yodato
Fe(CN)6-4 ion ferrocianuro
Número de iones Aniones ácidos Prefijo Sufijo hidrógeno no sustituidos Derivan de ácidos oxácidos o de hidrácidos por sustitución parcial de sus hidrógenos, por lo tanto, bi La mitad -----el anión posee átomos de hidrógeno ionizables o hidrógeno 1H ácido sustituibles. 2H dihidrógeno diácido Se nombran de acuerdo a la nomenclatura tradicional teniendo en cuenta el siguiente 3H trihidrógeno triácido cuadro:d -1 HS : bisulfuro / hidrógeno sulfuro / sulfuro ácido -1 HSe : biseleniuro / hidrógeno seleniuro / seleniuro ácido -1 HSO4 : bisulfato / hidrógeno sulfato / sulfato ácido HCO3-1 : bicarbonato / hidrógeno carbonato / carbonato ácido H2PO4-1 : / dihidrógeno fosfato / fosfato diácido HPO32- : / hidrógeno fosfito / fosfito ácido
*
FUNCIÓN SAL
Se obtiene generalmente: I. Reacción de Neutralización: ACIDO + BASE ® SAL + H2O
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Química II. Reacción de desplazamiento (Corrosión)
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ACIDO + METAL ® SAL + H2
Formulación general: C+m + A-n ® CnAm (Sal) Nomenclatura: .............de.............. anión catión Ejemplos: NaCl cloruro de sodio Ca3(PO4)2 fosfato de calcio TIPOS DE SALES I. De acuerdo al tipo de ácido que provienen: A) Sal Oxisal, Provienen de los ácidos oxácidos Ejemplos: H2SO4 + NaOH ® Na2SO4 + H2O ácido hidróxido sulfato de sulfúrico de sodio sodio
*
® FeSO3 + H2O H2SO3 + Fe ácido hierro sulfito sulfuroso ferroso B) Sal Haloidea, deriva de un ácido hidrácido Ejemplos: HCl + Ca(OH)2 ® CaCl2 + H2O ácido hidróxido cloruro de clorhídrico de calcio calcio H2S + Ba ácido sulfhídrico
BaS + H2 sulfuro de bario
®
Nota: Se observan que las oxisales poseen átomos de oxígeno, mientras que las haloideas no. .
II. De acuerdo a su constitución: Las sales oxisales y haloideas pueden ser de 5 tipos: neutras, ácidas, básicas, dobles, hidratadas. * Oxisales: a) Oxisales neutras, son aquellas que derivan de la sustitución total de iones hidrógeno de un ácido oxácido con cationes. Esto significa que los aniones también son neutros, es decir, no llevan hidrógenos sustituibles o ionizables. Ejm: Pb(SO4)2 sulfato de plomo (IV) CuClO2 clorito de cobre (I) Fe2(SO2)3 hiposulfito de hierro (III) K2Cr2O7 dicromato de potasio Ca3(PO4)2 fosfato de calcio b) Oxisales ácidas, derivan de la sustitución parcial de iones hidrógeno de un ácido oxácido con cationes, es decir, poseen aniones ácidos. Ejm: NaHCO3 bicarbonato de sodio (NH4)2HPO4 fosfato ácido de amonio Zn(H2BO3)2 borato diácido de zinc FeHPO3 fosfito ácido ferroso / hidrógeno fosfito de hierro (II) -1 c) Oxisales básicas, se originan por sustitución parcial de iones hidróxido (OH) de la
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correspondiente base con anión procedente de un ácido oxácido. Ejemplo: Mg(OH)ClO3 clorato básico de magnesio Al(OH)2MnO4 permanganato dibásico de aluminio d) Oxisales dobles, son aquellas que poseen dos clases o categorías de cationes o aniones en su estructura cristalina. Para su nomenclatura se usa la palabra doble antes del nombre de los cationes, que se nombran en orden alfabético. Ejemplo: LiNaSO4 sulfato doble de litio y sodio Ca3Cu3(PO4)4 fosfato doble de calcio y cobre (II) FeLi2(CO3)2 carbonato doble ferroso-lítico e) Oxisales hidratadas, presentan moléculas de agua de hidratación o cristalización en su estructura, unidos mediante enlace coordinado o dativo, en los que el agua mantiene su individualidad molecular. Ejm: CaSO4.2H2O sulfato de calcio dihidratado (yeso) Na2CO3.10H2O carbonato de sodio decahidratado (sosa) AlK(SO4)2.12H2O sulfato doble de aluminio y potasio dodecahidratado (alumbre) Na2B4O7.10H2O tetraborato de sodio decahidratado (borax) MgSO4.7H2O sulfato de magnesio heptahidratado Sr(NO3)2.4H2O nitrato de estroncio tetrahidratado * Haloideas: a) Haloidea neutra, derivan de la sustitución total de hidrógenos de un ácido hidrácido por cationes, por lo cual sus aniones son iones monoatómicos de los grupos VIA y VIIA. Ejm: común / stock KI yoduro de potasio / yoduro de potasio CaF fluoruro de calcio / fluoruro de calcio PbS sulfuro plumboso / sulfuro de plomo (II) AuCl3 cloruro aúrico / cloruro de oro (III) FeCl2 cloruro ferroso / cloruro de hierro (II) b) Haloidea ácida, Ejm: NH4HS sulfuro ácido de amonio
Co(HSe)2
seleniuro ácido de cobalto (II)
c) Haloidea básica, Ejm: Fe(OH)2Br bromuro dibasico de hierro (III) d) Haloidea doble, Ejm: FePtCl5 cloruro doble férrico platinoso CuFeS2 CaLiI3 yoduro doble de calcio y litio
sulfuro doble cúprico ferroso
e) Haloidea hidratada, Ejm: CaCl2.5H2O cloruro de calcio pentahidratado BaS.7H2O sulfuro de bario heptahidratado LiCl.H2O cloruro de litio monohidratado
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Química
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SUSTANCIAS COMERCIALES FÓRMULA
NOMBRE DEL COMPUESTO
USOS
.
NH3 NaHCO3 CaCO3 CO2
Amoniaco
Fertilizantes
Bicarbonato de sodio
Polvo para hornear
Carbonato de calcio (Mármol, greda, piedra caliza) Dióxido de carbono
Antiácido Agua carbonatada
Mg(OH)2
Hidróxido de magnesio (leche de magnesia)
H3PO4
Ácido fosfórico
NaOH
Hidróxido de sodio (soda caústica)
H2SO4
Ácido sulfúrico
Antiácido Saborizante de bebidas Limpieza de cañerías Ácido de las baterías
Na2SO4.10H2O Sulfato de sodio decahidratado (sal de Glaubert) KOH
Hidróxido de potasio (potasa caústica)
MgSO4.7H2O
Sulfato de magnesio heptahidratado (sal de Epsom)
NaClO
Hipoclorito de sodio (lejía)
CaSO4.2H2O
Sulfato de calcio dihidratado (Yeso)
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