Introducción a la Formulación y Nomenclatura de las Sustancias Inorgánicas

Transcripción

1 D EPA R T A M ENTO D E FÍSICA Y Q UÍM ICA Introducción a la Formulación y Nomenclatura de las Sustancias Inorgánicas José Manuel Ramírez Fernández

2 Valencias y estados, grados o números de oxidación Con la base experimental de las leyes de la combinación química se llegó al establecimiento del concepto de valencia que hoy día puede explicarse y justificarse a partir del conocimiento profundo de la estructura del átomo. Experimentalmente se observó que siempre que dos elementos se combinaban para formar un compuesto lo hacen en proporción de masa fija e invariable. Por ejemplo, cuando se combinan el cloro y el cinc para formar cloruro de cinc la proporción es: Esto significa que por cada átomo de cinc son necesarios dos átomos de cloro y, por tanto, la forma de representar esto mediante una fórmula es: ZnCl 2. Debe quedar claro que la base de partida son los datos experimentales de los cuales se deducen y justifican las leyes y las fórmulas de las sustancias. Evidentemente sería muy laborioso seguir este camino cada vez que quisiéramos formular una sustancia química (en el laboratorio habría que combinar distintas masas de los elementos y deducir la proporción para expresarlo mediante una fórmula). Por eso, se han establecido unas reglas y unas normas que nos van a permitir escribir las fórmulas y los nombres de las sustancias químicas. Con esta base de planteamiento experimental pudo introducirse el concepto de valencia, como la capacidad de combinación de los elementos químicos. Así pues, en el caso del ZnCl 2 la valencia de cinc es dos ya que se combina con dos átomos de cloro y, lógicamente la valencia del cloro es uno al combinarse en este compuesto con un átomo de cinc. De forma más esquemática podemos representar esta estructura: Zn Cloro 2 = Cinc 1 Cl Es evidente que la valencia viene dada por el número de enlaces que utilizan los átomos en las uniones. De aquí podemos sacar una regla práctica para la formulación de las sustancias binarias, consistente en escribir como subíndice de un elemento la valencia del otro con el que se combina. Por eso en la fórmula ZnCl 2 escribimos como subíndice del cloro un 2 (= valencia de cinc) y como subíndice del cinc un 1 (= valencia del cloro). De forma más correcta hablaremos de grados, estados o números de oxidación que, si bien es un concepto distinto al de valencia, en la mayoría de los casos coinciden y de ahí que se empleen a veces, indistintamente, ambas denominaciones. Además, según las especies se distinguen valencia iónica y valencia covalente. Para salvar esta dificultad, el número de oxidación presupone que hay enlaces iónicos entre elementos unidos por enlaces covalentes, es decir que, utilizando como unidad de carga el electrón, se les va a asignar carga total positiva o negativa, como si hubieran perdido o ganado electrones. Obviamente todas las moléculas son neutras, por lo Cl

3 que las cargas positivas deben estar compensadas con las negativas (las especies con carga son los iones). Así, para especies monoatómicas el número de oxidación es la carga neta de dicha especie. Resulta evidente que en iones monoatómicos el número de oxidación será la carga del ion (positiva en cationes y negativa en aniones) y el número de oxidación de un elemento libre es cero ya que no soporta ninguna carga. Ejemplos: Especie Estado de oxidación Fe I O C 0 Para especies poliatómicas (moléculas e iones constituidos por más de un átomo) el concepto no es tan sencillo, ya que no resulta fácil asignar un número de oxidación a cada uno de los átomos constituyentes, porque necesitaríamos conocer exactamente cómo está distribuida la carga en la molécula o ion, cosa que normalmente no sería posible sin unas reglas prácticas que nos permitan conocer en cualquier circunstancia el número de oxidación. Estas reglas son las siguientes: 1. El estado de oxidación de un elemento libre es cero. 2. El estado de oxidación del oxígeno es 2, excepto en los peróxidos que es El estado de oxidación del hidrógeno es + 1, excepto en los hidruros metálicos que es El estado de oxidación de los metales combinados coincide con su valencia iónica, aunque a veces presentan estados de oxidación menores. Ejemplos: el estado de oxidación de los metales alcalinos es +1 y el estado de oxidación del Cr es +6, aunque también presenta los estados +2 y +3 y menos estable con +4 y Los no metales presentan los estados de oxidación de acuerdo con el grupo de la tabla periódica en el que se encuentran (el número en que termina) y los inferiores son los de su misma paridad. Ejemplos: el Cl está en el grupo 17, como termina en 7, sus estados de oxidación más estables son +7, +5, +3 y +1, es decir el 7 y, como es impar, los impares inferiores a 7. En el caso del S como está en el grupo 16 tendrá como estado de oxidación máximo +6 y, al ser par, los pares inferiores a En las combinaciones de los no metales con el hidrógeno o con los metales el estado de oxidación es negativo. Por ejemplo, en todos los haluros el estado de oxidación de los halógenos es 1. El Flúor sólo presenta estado de oxidación 1. En todos los sulfuros el estado de oxidación del azufre es La suma algebraica de los estados de oxidación (positivos y negativos) de todos los átomos constituyentes de un ion nos da la carga del ion. 8. La suma algebraica de los estados de oxidación (positivos y negativos) de todos los átomos constituyentes de un compuesto tiene que ser igual a cero. En la tabla de la página siguiente se recogen los estados de oxidación más estables de los elementos más utilizados.

4 ESTADOS DE OXIDACIÓN MÁS ESTABLES DE LOS ELEMENTOS MÁS UTILIZADOS Li Be Clave Gases Nobles H He Metales (en negro) No metales (en azul) B C N O F Ne Na Mg Al Si P S Cl Ar K Ca +3 Rb Sr Sc Cs Ba +3 La Fr Ra +3 Ac Ti +2, V Cr ,+3 +4,+5 +6 Mo +2,+3 +4,+5 +6 W +2,+3 +4,+6 +7 Mn Fe Co Ir Ni Pd Pt Cu +1 Ag Au +2 Zn +2 Cd Hg OBSERVACIONES: 1.- Los estados de oxidación más estables del Uranio son +3, +4 y Generalmente, el grupo nos da el estado de oxidación máximo y los inferiores serían los de su misma paridad. Las excepciones se producen en los elementos de transición. Ge As Se Br Kr Sn Sb Te I Xe Pb Bi At Rn Estados de oxidación utilizados en las combinaciones con el hidrógeno y los metales 3.- Los elementos anfóteros están sombreados en azul. En los anfóteros de transición utilizaremos los estados de oxidación menores cuando actúen como metales y los mayores cuando actúen como no metales.

5 PARA RECORDAR LAS DISTINTAS SUSTANCIAS INORGÁNICAS COMPUESTO TIPO DE FUNCIÓN C O M P O S I C I Ó N Elementos Sustancias simples Son sustancias constituidas por átomos de un mismo elemento y pueden ser mono o poli atómicos (gases diatómicos o triatómicos, sólidos covalentes o metálicos) Fórmula simbólica E / E n Binarios Ternarios Otros Hidruros metálicos Son los hidruros en los que el elemento que se combina con el hidrógeno es un metal MH x Ácidos Son los hidruros en los que el elemento que se combina con el hidrógeno es un no Hidruros hidrácidos metal de los grupos halógenos o anfígenos no Hidruros Son los hidruros en los que el elemento que se combina con el hidrógeno es un no metálicos covalentes metal de los grupos que no son halógenos o anfígenos nmh x nmh x Óxidos metálicos Son los óxidos en los que el elemento que se combina con el oxígeno es un metal M 2 O x Óxidos no metálicos Son los óxidos en los que el elemento que se combina con el oxígeno es un no metal nm 2 O x Peróxidos 2- Son el resultado de la combinación de un metal con el ión peróxido: O 2 - O O - Sales binarias Hidróxidos haloideas Son las sales binarias en las que un elemento es un metal y el otro elemento es un no metal, principalmente halógeno o anfígeno (sustitución de H en ácidos hidrácidos) M a nm b covalentes Son las sales binarias en las que los dos elementos que las componen son no metales M a nm b M(OH) x Son el resultado de la combinación de un metal con oxígeno e hidrógeno (grupo OH - ) Ácidos oxácidos Son el resultado de la combinación de un no metal con oxígeno e hidrógeno H a nmo b Ácidos especiales Tioácidos Son ácidos oxácidos en cuya fórmula se sustituyen átomos de oxígeno por átomos de azufre Peroxoácidos Son ácidos oxácidos en cuya fórmula aparece el ión peróxido (O 2 2- ) H a nm b O c-d S d H a nm b O c+d Oxisales neutras Son el resultado de sustituir todos los hidrógenos de los oxácidos por un metal M a nmo b Aniones Son especies químicas con carga negativa A - Cationes Son especies químicas con carga positiva C + Sales ácidas Son sales que aún contienen hidrógenos del ácido original M a H b nmo c Sales básicas Son sales que aún contienen grupos OH de la base original M a (OH) b nmo c Sales dobles, triples,... Son sales que contienen más de un catión o / y más de un anión C a C b A c A d Símbolos utilizados: Elemento = E; Metal = M; no metal = nm; Oxígeno = O; Hidrógeno = H.

6 PROCESO PARA LA FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA (Sustancias Inorgánicas) NOMBRE FÓRMULA TIPO DE FUNCIÓN (elementos constituyentes) TIPO DE FUNCIÓN (elementos constituyentes) Determinar el estado de oxidación de los elementos SI EL NOMBRE ES FUNCIONAL SI EL NOMBRE ES SISTEMÁTICO Nomenclatura Funcional (nombre genérico) NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Observar afijos y escribir todos los estados de oxid. Determinar el est. de oxi. del elemento principal Proporciones de los elementos y est. de oxi. (Stock) FORMULAR EL ANIÓN FORMULAR EL CATIÓN Escribir todos los est. de oxi. del elemento principal Catión + Anión mono (uro) o poli (ato) Proporciones de los elementos (prefijos numéricos) Recordar y aplicar normas y proceso sobre la función Compensar las cargas de anión y catión Asignar afijos (hipo..oso/...oso/...ico/per...ico) según el estado de oxidación Notación de Stock (est. de oxi. del elemento) FÓRMULA NOMBRE