Quimica Nomentlatura

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

Todos los compuestos son combinaciones, en unas determinadas proporciones, de átomos de elementos de la Tabla Periódica que guardan entre sí una cierta afinidad. Las limitaciones vienen prefijadas por la capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es función de la configuración electrónica de los átomos implicados. Esto permite establecer una clasificación por tipos de compuestos que ayuda a simplificar la Química.

Debido al gran número de compuestos distintos que se conocen, es necesario someterse a unas normas para nombrar y escribir los mismos. En otras palabras, es necesario establecer un lenguaje químico suficientemente sistematizado para evitar que un mismo compuesto sea nombrado de distintas formas. Por ello, existe en la I.U.P.A.C. (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada) una Comisión que, de forma periódica, revisa y actualiza la nomenclatura Química. En este tema se lleva a cabo una revisión de los sistemas de nomenclatura sistemática y clásica, o nombres triviales admitidos por la IUPAC de los compuestos inorgánicos, excluyendo los compuestos de coordinación, basada en la localización de los elementos implicados en la Tabla Periódica. En ocasiones, se recurrirá a los modelos más simples sobre el enlace químico, incluidos las estructuras de Lewis, para justificar la existencia de formas particulares de elementos y compuestos.

1.- LOS ELEMENTOS: ALOTROPÍA

Los elementos más electronegativos suelen presentarse, en condiciones estándares, como gases constituidos por moléculas diatómicas.

Nombre trivial Nombre sistemático

H2 Hidrógeno Dihidrógeno

D2 Deuterio* Dideuterio

T2 Tritio** Ditritio

F2 Flúor Diflúor

N2 Nitrógeno Dinitrógeno

*: Isótopo del hidrógeno de masa 2 (2H)

**: Isótopo del hidrógeno de masa 3

Son isótopos aquellos átomos que tienen el mismo número atómico pero distinto número másico.

La disminución en la electronegatividad resulta en la evolución hacia redes tridimensionales:

Cuando se presentan agrupaciones distintas del mismo átomo, se habla de formas alotrópicas:

(a) O3, O4 (ozono y oxozono)

(b) Anillos y cadenas (S8, Sn)

(c) Cadenas y láminas (fósforo rojo y negro, aparte del denominado blanco P4)

(d) Diamante, grafito, carbón y fullereno (figura)

Grafito Diamante Fullereno

Los elementos metálicos se representan simplemente mediante el símbolo del elemento, por ejemplo, Zn representa el elemento Cinc y también el metal. Forman redes de un gran número de átomos, siendo aplicable el modelo de esferas con tendencia al máximo empaquetamiento

Los gases nobles se presentan como moléculas monoatómicas y se formulan mediante el símbolo del elemento: He, Ne, Ar, Kr, Xe y Rn.

2.- COMPUESTOS QUÍMICOS: CLASIFICACIÓN FORMAL Y NÚMEROS DE OXIDACIÓN

2.1. CLASIFICACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

¿Cómo se puede conseguir la configuración de gas noble? Para ello existen tres formas distintas: ganando, perdiendo o compartiendo electrones con otros átomos

Según la electronegatividad de los elementos que se combinen entre sí, los compuestos químicos se clasifican en:

- iónicos: combinación de elementos metálicos y no metálicos

- covalentes: combinación de elementos no metálicos entre sí

- intermetálicos: combinación de elementos metálicos entre sí

La electronegatividad de los elementos ligeros hidrógeno y carbono se aproxima al valor medio del intervalo de la escala completa de Pauling (Cs a F). De los compuestos respectivos, de una diversidad manifiesta, se estudian en particular, hidruros y compuestos orgánicos. Asimismo, el oxígeno es un elemento singular en su abundancia y elevada electronegatividad, y dedicaremos atención particular a las combinaciones binarias y ternarias del mismo.

2.2. NÚMEROS DE OXIDACIÓN

El número de oxidación es el número de electrones que un átomo pone en juego formalmente, en ocasiones muy lejos de la realidad, cuando forma un compuesto determinado. El nº de oxidación es positivo si el átomo formalmente pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

Para asignar un número de oxidación a cada átomo de un compuesto, se emplean un conjunto de reglas que se pueden resumir de la siguiente manera:

- el número de oxidación de todos los elementos es cero

- el número de oxidación de cualquier ion monoatómico, hidratado o formando parte de un sólido iónico, es su carga eléctrica

- el número de oxidación del H es +1, excepto en los hidruros de elementos de los Grupos 1 y 2 que es -1

- el número de oxidación del oxígeno en los óxidos es -2, excepto frente al flúor, en los peróxidos (O2=) e hiperóxidos (O2-)

- el número de oxidación del F en sus compuestos es -1

- la suma algebraica de los números de oxidación de un compuesto es cero si éste es neutro y si es un ion es igual a la carga del mismo.

Conviene insistir en que el número de oxidación no representa la carga real eléctrica de un átomo en un compuesto. Por ejemplo, tanto en el NO como en CaO el número de oxidación del O es -2; sin embargo, en el NO no existe una carga real -2 en el O y +2 en el NO ya que se trata de un compuesto covalente; el CaO es un compuesto iónico, pero las cargas reales no son +2 y -2. Por tanto, a partir de ahora representaremos al número de oxidación con números romanos entre paréntesis, sobre todo cuando la carga real sea muy diferente.

Por otro lado, no se debe confundir el concepto número de oxidación con valencia, ya que la valencia de un átomo es el nº de átomos que se combinan con él mediante enlace simple. Por ejemplo, en los siguientes compuestos: CH4, CH3Cl, CH2Cl2 y CCl4 la valencia del C es siempre 4, en cambio su número de oxidación varía (-IV, -II, 0 , +IV)

A continuación, se realiza un estudio de los estados de oxidación que pueden presentar los átomos de los distintos elementos a lo largo de la Tabla Periódica

2.2.1. Elementos del bloque s y del bloque (n-1)d10ns

2.2.2. Elementos del bloque p

En el caso de número de oxidación menor que –II, el enlace es apreciablemente covalente. El boro, único elemento no metálico del Grupo 13, posee deficiencia electrónica para satisfacer la regla los ocho electrones (boranos) y se forman enlaces extensivos a otros centros.

2.2.3. Elementos de transición y tierras raras

3.- COMBINACIONES BINARIAS DE UN ELEMENTO METÁLICO Y OTRO NO METÁLICO

El metal, más electropositivo, se escribe a la izquierda de la fórmula. Para nombrar al no metal se le añade el sufijo –uro.

El no metal suele presentarse en un único estado de oxidación (ver sección 2.2.2):

Algunos ejemplos:

Fórmula IUPAC Nomenclatura antigua

Nombre estequiométrico Nomenclatura de Stock

CaF2 Difluoruro de calcio Fluoruro de calcio Fluoruro cálcico

CuBr Monobromuro de cobre Bromuro de cobre (I) Bromuro cuproso

CuBr2 Dibromuro de cobre Bromuro de cobre (II) Bromuro cúprico

V2S5 Pentasulfuro de divanadio Sulfuro de vanadio (V) Pentasulfuro de vanadio

Mg3N2 Dinitruro de trimagnesio Nitruro de magnesio Nitruro magnésico

4.- COMBINACIONES BINARIAS DE DOS ELEMENTOS NO METÁLICOS

Estas combinaciones se nombran igual que las anteriores, añadiendo –uro al elemento más electronegativo. Debe colocarse a la izquierda del elemento que aparece primero, en la siguiente secuencia:

B Si C Sb As P N H Se Te S At I Br Cl F

Fórmula IUPAC

Nombre estequiométrico Nomenclatura de Stock

BrF Monofluoruro de bromo Fluoruro de bromo (I)

BrF3 trifluoruro de bromo Fluoruro de bromo (III)

BrF5 pentafluoruro de bromo Fluoruro de bromo (V)

IBr3 Tribromuro de yodo Bromuro de yodo (III)

CS2 Disulfuro de carbono Sulfuro de carbono

Si3N4 Tetranitruro de silicio Nitruro de silicio

BP Fosfuro de boro Fosfuro de boro

5.- COMBINACIONES BINARIAS DEL HIDRÓGENO

Como el hidrógeno puede ceder fácilmente su único electrón o también captar uno adicional para adquirir la configuración electrónica del He, las combinaciones binarias del H son muy diversas y en ellas el H puede ser formalmente positivo o negativo, según sea la electronegatividad del otro elemento.

5.1.- Hidruros iónicos o salinos: Son las combinaciones del hidrógeno con elementos alcalinos y alcalinotérreos (Grupos 1 y 2). Los metales del Grupo 1 actúan con número de oxidación +I y los del 2, con número de oxidación +II (ver sección 2.2.1.)

Fórmula nombre sistemático

LiH hidruro de litio

BeH2 hidruro de berilio

5.2.- Hidruros covalentes: Son combinaciones del hidrógeno con elementos de los Grupos 13 a 17. El número de oxidación del no metal en cada caso es la que surge de considerar al H con número de oxidación +I, pero realmente es el número de electrones necesarios para completar el octete. Las combinaciones del H con los no metales de los Grupos 16 y 17 (F, Cl, Br, I, S, Se

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