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1 Nomenclatura Química Lic. Raúl Hernández M. Facultad de Ciencias Médicas Lic. Raúl Hernández M. Facultad de Ciencias Médicas.

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2 1 Nomenclatura Química Lic. Raúl Hernández M. Facultad de Ciencias Médicas Lic. Raúl Hernández M. Facultad de Ciencias Médicas

3 2 La nomenclatura química contiene las reglas que nos permiten asignar un nombre a cada sustancia química. Su objetivo es identificar inequívocamente a una sustancia en particular. La nomenclatura sistemática que se usará en este tutorial, fue desarrollada por una organización de química, llamada: Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC). En algunos casos, se recomendará el uso de otros sistemas de nomenclatura ya que se ha generalizado mucho su uso. Introducción

4 3 Elementos metálicos y no metálicos Para efectos de nomenclatura y estudio de las propiedades químicas una clasificación muy importante de los elementos es en metálicos y no-metálicos. Se puede determinar aproximadamente si un elemento es metal o no-metal por su posición en la tabla periódica. Los metales se encuentran a la izquierda y en el centro de la tabla periódica y los no-metales en el extremo de la derecha.

5 4 En la tabla 1 se da una distribución de los elementos en las dos categorías. Obsérvese la línea diagonal escalonada que divide aproximadamente la tabla en elementos metálicos y no-metálicos.

6 5 Cuando se comparan dos elementos, el más metálico es el que se encuentra más hacia la izquierda o más hacia la parte inferior de la tabla periódica. Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos.

7 6 La porción más positiva se escribe de primero y se nombra de último. Este puede ser un metal, un ion poliatómico positivo, un hidrógeno, o simplemente la porción menos electronegativa del compuesto. La porción más negativa se escribe de último y se nombra primero. Este puede ser un anión o simplemente el átomo más electronegativo. Ejemplo: cloruro de sodio, yoduro de amonio y sulfato de potasio.

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9 8 Números de Oxidación Existen algunas reglas útiles basadas en el concepto del número de oxidación que permiten predecir las fórmulas de un gran número de compuestos. Una de las propiedades más importantes de los elementos es su estado de oxidación, o número de oxidación. El número de oxidación está determinado por las siguientes reglas: –El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre (por ejemplo, N 2 ) es cero. –El número de oxidación para el oxígeno es – 2 (en los peróxidos es de – 1).

10 9 –El número de oxidación para el hidrógeno es +1 (en los hidruros es de – 1). –Para iones simples, el número de oxidación es igual a la carga del ión. (Así, para Ba 2+ el número de oxidación es + 2.) –La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; en el caso de un ion poliatómico la suma es igual a la carga total. (Un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo, por ejemplo, el ion NO 3 - ).

11 10 Existe una correlación definida entre los números de oxidación y los grupos en donde están localizados los elementos en la tabla periódica. Todos los elementos del grupo IA tienen un número de oxidación de +1, los elementos del grupo IIA tienen un número de oxidación de +2 y así sucesivamente.

12 11 En general, un número de oxidación positivo para cualquier elemento es igual al número del grupo del elemento en la tabla periódica. Por ejemplo el nitrógeno es + 5. El número de oxidación negativo para cualquier elemento se puede obtener sustrayendo de 8 el número del grupo y dándole a la diferencia un signo negativo. De acuerdo con la tabla 2 el del flúor es – 1, el del azufre es – 2 y el del nitrógeno es – 3.

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14 13 Para predecir una fórmula química simplemente se unen los elementos con número de oxidación positivo a aquellos que tienen número de oxidación negativo, sin olvidar que la suma de todos los números en la fórmula final debe ser igual a cero.

15 14 Infortunadamente, hay muchas excepciones a este sistema de asignar los números de oxidación a partir de la posición de los elementos en la tabla periódica. Muchos elementos (principalmente los de transición), tienen más de un número de oxidación, por lo tanto, estos números deberán memorizarse. En la tabla 3 se dan algunos de estos elementos.

16 15 Para facilitar el aprendizaje de la nomenclatura química es importante conocer los iones (positivos y negativos) más comunes junto con sus nombres y cargas.

17 16 Iones positivos con cargas variables Los iones que aparecen en la tabla 4 llevan exactamente los mismos nombres de los elementos de los cuales se derivan. Por ejemplo, Na y Mg son átomos de sodio y de magnesio, mientras que Na 1+ y Mg 2+ son iones de sodio y de magnesio. Estos elementos normalmente forman iones que tienen solamente las cargas que se muestran tal como se aprecia en la tabla 4.

18 17 No existe uniformidad en cuanto a la forma de expresar la carga de un ion; así, por ejemplo, algunos autores escriben Mg++, CO3=, otros Mg2+, CO32- o Mg+2, CO3-2,las diferentes formas son equivalentes.

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21 20 Ejemplos para determinar los números de oxidación:

22 21 Todos los compuestos binarios toman la terminación –uro en el primer elemento nombrado. (e –ido) Si dos no metales se combinan para formar solamente un compuesto, éste se nombra escribiendo el nombre del segundo elemento con la terminación –uro y ligados ambos nombres con la preposición de. Compuestos de este tipo contienen hidrógeno con otro no metal. Compuestos binarios de dos no metales

23 22 Para otros compuestos binarios de este tipo, donde más de un compuesto binario puede formarse a partir de dos elementos, se utilizan los prefijos griegos que aparecen en la siguiente tabla. Este sistema corresponde al Sistema Estequiométrico.

24 23 PREFIJO GRIEGONUMEROPREFIJO GRIEGONUMERO Mono-1Hexa-6 Di-2Hepta-7 Tri-3Octa-8 Tetra-4Nona-9 Penta-5Deca-10 Tabla de prefijos griegos

25 24 El prefijo mono no se usa con el primer elemento. Ejemplo. Se acepta también el uso de números romanos para indicar los estados de oxidación de los elementos más positivos, esto corresponde al Sistema Stock, que es el más recomendado por la IUPAC. Ejercicios

26 25 El Sistema Clásico, que todavía se utiliza bastante, toma en consideración a los óxidos de no metales que pueden reaccionar con agua para formar ácidos. Estos óxidos de no metal (óxidos ácidos) se nombran como anhídridos. –Ejemplo:

27 26 A continuación se presenta una tabla en la que se indican cuáles son los no metales que pueden formar anhídridos y sus correspondientes números de oxidación. IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +2,+4 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +2,+4 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +2,+4 I +1,+5,+7 Valencia de no-metales para formar anhídridos

28 27 Como el no metal puede presentar distintas valencias, se hace necesario distinguir con nombres diferentes los distintos tipos de combinaciones. Esto se indica en el siguiente cuadro. Valencia del no metal Nombre del anhídrido 1 ó 2Hipo____oso 3 ó 4 ____oso 5 ó 6 ____ico 7 per____ico

29 28 En el caso del C y Si (valencia +4) y del boro (valencia +3) se les da exclusivamente la terminación –ico. Los anhídridos se nombran 1) con la palabra anhídrido y 2) con la terminación correspondiente de acuerdo con su valencia. –Ejemplos Anhídrido brómico Anhídrido sulfuroso Anhídrido peryódico

30 29 Anhídrido bórico Dada la fórmula del anhídrido decir su nombre. –Br 2 O 3 a.Se reconoce que es un anhídrido porque tiene un no metal (el Br) y el oxígeno. b.Para calcular la valencia del no metal se procede así: Se multiplica 3 que es el subíndice del oxígeno) por – 2 (que es su valencia). El producto, con signo cambiado, se divide entre el subíndice del nometal que es 2. O sea: +6 ÷ 2 = 3. c.Como el no metal funciona con valencia +3 ke corresponderá la terminación –oso. El nombre final es anhídrido bromoso. –SO 3 a.Es un anhídrido ya que posee el no metal S y oxígeno. b.Valencia del no metal: 3 x –2 = -6; +6 ÷ 1 = 6

31 30 c.Como tiene valencia +6 le corresponde la terminación –ico. El nombre final es anhídrido sulfúrico. Br 2 O 7 a.Es un anhídrido. b.Valencia del no metal: 7 x –2 = -14; 14 ÷ 2 = 7 c.El nombre final es anhídrido perbrómico. CO 2 a.Es un anhídrido. b.Valencia del no metal: 2 x –2 = -4; +4 ÷ 1 = 4 c.El nombre final es anhídrido carbónico. Algunos compuestos binarios de dos no metales tienen nombres comunes, como agua para H 2 O y amoníaco para NH 3 (el amoníaco es una excepción a la regla general de que la parte más positiva se escribe primero).

32 31 Compuestos binarios de metan con no-metal Hay dos tipos de metales que debemos considerar: –Metales con número de oxidación fijo (solamente uno). –Metales con número de oxidación variable (más de uno). Metales con número de oxidación fijos. Los metales con número de oxidación fijo (constantes) son los de los grupos IA y IIA, además del Al, Zn, Ag. Los nombres de estos compuestos se escriben como aparecen en los siguientes ejemplos, sin usar ningún prefijo.

33 32 KIyoduro de potasio Ag 2 Ssulfuro de plata CaF 2 fluoruro de de calcio BaOóxido de bario MgH 2 hidruro de magnesio Ca 3 N 2 nitruro de calcio Metal + oxígeno óxido Metales con número de oxidación variable De una manera práctica se puede decir, que excepto para los metales IA, IIA, Al, Zn y Ag, todos los demás tienen número de oxidación variable. Si el metal tiene número de oxidación variable, esto debe ser indicado en su nombre. Ejercicios

34 33 Hay dos sistemas que se deben considerar: –Sistema clásico: Se utiliza para metales con dos estados de oxidación. Usa el sufijo –oso para el menor estado de oxidación e –ico para el mayor. También usa los nombres latinos ferroso y férrico para el hierro. Cúproso y cúprico para el cobre. Estannoso y estánnico para el estaño. Plumboso y plúmbico para el plomo. Hay muchas desventajas en este sistema ya que el nombre no hace referencia al número de oxidación real del metal, sino únicamente si usa el más bajo o más alto.

35 34 –Sistema Stock o Sistema Numeral Romano: Es un sistema más preciso, ya que se indica el número de oxidación real del metal con números romanos entre paréntesis inmediatamente después del nombre del metal. El sistema estequiométrico prácticamente no se usa en este tipo de compuestos. Considere los siguientes ejemplos de los nombres de algunos cationes comunes utilizando ambos sistemas. –Cu + = cuprosoocobre (I) –Cu +2 = cúpricoocobre (II) –Fe +2 = ferrosoohierro (II) –Fe +3 = férricoohierro (III) Dada la fórmula del compuesto binario establecer su nombre:

36 35 FórmulaSistema ClásicoSistema Stock Fe +3 + O –2 Fe 2 O 3 Óxido férricoÓxido de hierro (III) Pt +2 + O –2 Pt 2 O 2 PtOÓxido platinosoÓxido de platino (II) Sn +2 + O –2 Sn 2 O 2 SnOÓxido estannosoÓxido de estaño (II) Cu +2 + Cl –- CuCl 2 Cloruro cúpricoCloruro de cobre (II) Hg +2 + Br –- HgBr 2 Bromuro mercúricoBromuro de mercurio (II) Au +3 + S –2 Au 2 S 3 Sulfuro áuricoSulfuro de oro (III) Ti +4 + P –3 Au 3 P 4 Fosfuro titánicoFosfuro de titanio (IV) Mn +2 + Cl –- MnCl 2 No tieneCloruro de manganeso (II) Ejercicios

37 36 Otros compuestos que se nombran como binarios Hay otros pocos compuestos que toman la terminación –uro al igual que los compuestos binarios. Ejemplo: –Compuestos de amonio (NH 4 + ). En estos el ion amonio actúa como un simple ion metálico. –(NH 4 ) + + S -2 (NH 4 ) 2 S, sulfuro de amonio (NH 4 ) + + Cl - NH 4 Cl, cloruro de amonio – Cianuros (CN - ). Aquí el ion cianuro actúa como simple anión de un no metal. Ejemplo: Na + + CN - NaCNcianuro de sodio Cu +2 + (CN) - Cu(CN) 2, cianuro cúprico o cianuro de cobre (II)

38 37 Acidos Binarios Las sustancias que producen H + en solución son ácidos. Un compuesto binario formado de hidrógeno con un elemento más electronegativo (no metal) puede actuar como un ácido binario. Por ejemplo cuando el gas cloruro de hidrógeno (HCl) es puesto en solución acuosa, forma ácido clorhídrico.

39 38 CompuestoNombreNombre del ácido formado en solución acuosa H + + Br - HBrBromuro de hidrógenoÁcido bromhídrico H + + S -2 H 2 SSulfuro de hidrógenoÁcido sulfhídrico H + + CN - HCNCianuro de hidrógenoÁcido cianhídrico Ejemplos:

40 39 Hidróxidos Estos son compuestos que contienen el grupo OH -. Son comúnmente llamados bases, álcalis, o simplemente hidróxidos. Para escribir la fórmula correcta debe recordarse que el grupo OH - tiene una carga de – 1. NombreFórmula Hidróxido de sodioNa + + OH - NaOH Hidróxido de calcioCa +2 + (OH) - Ca(OH) 2 Hidróxido de hierro (III)Fe +3 + (OH) - Fe(OH) 3 Hidróxido de estaño (IV)Sn +4 + (OH) - Sn(OH) 4

41 40 Acidos Ternarios y sus Sales Esquema general de la fórmula de un oxácido Esquema general de la fórmula de una oxisal Ejemplo:

42 41 Estado de oxidación del átomo central Nombre del ácido Nombre del oxianión 1 o 2Hipo – osoHipo – ito 3 o 4 - oso - Ito 5 o 6 - ico - ato 7Per - icoPer - ato Reglas para determinar nombres de oxácidos y oxianiones

43 42 Estados de oxidación del átomo central IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

44 43 Formación de oxácidos Los oxiácidos se forman cuando reacciona un anhídrido con agua. La nomenclatura más utilizada corresponde al Sistema Clásico. Ejemplo:

45 44 Acido carbónico y bicarbonatos

46 45 Carbonatos IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

47 46 Ácido nitroso El ácido nitroso se forma cuando reacciona el anhídrido nitroso con agua. IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

48 47 Nitritos IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

49 48 Ácido nítrico El ácido nítrico se forma cuando reacciona el anhídrido nítrico con agua. IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

50 49 Nitratos IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

51 50 Ácido fosforoso El ácido fosforoso se forma cuando reacciona el anhídrido fosforoso con 3 moléculas agua. Lo mismo ocurre con los oxácidos de arsénico (As) y antimonio (Sb). IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

52 51 Fosfitos IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

53 52 IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7 Ácido fosfórico El ácido fosfórico se forma cuando reacciona el anhídrido fosfórico con 3 moléculas agua. Lo mismo ocurre con los oxácidos de arsénico (As) y antimonio (Sb).

54 53 IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7 Fosfatos

55 54 Fosfato hidrogenado y dihidrogenado

56 55 Acidos y oxisales con halógeno como elemento central Estado de oxidación del átomo central Nombre del ácido Nombre del oxianión 1 o 2Hipo – osoHipo – ito 3 o 4 - oso - Ito 5 o 6 - ico - ato 7Per - icoPer - ato IIIAIVAVAVIAVIIA B +3 C +4 N +3,+5 Si +4 P +3,+5 S +4,+6 Cl +1,+3,+5,+7 As +3,+5 Se +4,+6 Br +1,+5 Sb +3,+5 Te +4,+6 I +1,+5,+7

57 56 Acidos y oxisales con halógeno como elemento central Estado de oxidación del átomo central Nombre del ácido Nombre del oxianión 1 o 2Hipo – osoHipo – ito 3 o 4 - oso - Ito 5 o 6 - ico - ato 7Per - icoPer - ato

58 57 Acidos y oxisales con halógeno como elemento central Estado de oxidación del átomo central Nombre del ácido Nombre del oxianión 1 o 2Hipo – osoHipo – ito 3 o 4 - oso - Ito 5 o 6 - ico - ato 7Per - icoPer - ato

59 58 Acidos y oxisales con halógeno como elemento central Estado de oxidación del átomo central Nombre del ácido Nombre del oxianión 1 o 2Hipo – osoHipo – ito 3 o 4 - oso - Ito 5 o 6 - ico - ato 7Per - icoPer - ato

60 59 Sales Mixtas Si una sal contiene dos cationes, el que tiene la carga más baja se escribe primero y se nombra después del anión; de otra manera la nomenclatura es la misma como para otras salels. Ejemplo:

61 60 Utilización de la tabla periódica para determinar nombres y fórmulas A partir de las reglas de nomenclatura estudiadas y con los conocimientos de la tabla periódica y estructura atómica, se debe poder deducir correctamente nombres y fórmulas de otras sustancias menos comunes. Ejemplo: determinar el nombre de la fórmula KMnO 4 25 Mn 7,6,4,2,3 Permanganato de potasio Ejercicios

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