Quimica Nomenclatura 26493

CATIÓN

Oxido (O2 )

Hidroxilo (OH-1)

Al2O3

Al(OH)3

Arsénico (III) o arsenioso (As+3)

As2O3

As(OH)3

Arsénico ( V) o arsénico ( As+5)

As2O5

As(OH)5

Astato ( I) o hipoastatoso ( As+1)

As2O

Astato (III) o astatoso ( As+3)

As2O3

Astato (V) o astatico ( As+5)

As2O5

Astato ( VII) o perastatico ( As+7)

As2O7

ANIÓN Aluminio ( Al

+3

)

Azufre ( IV) o sulfuroso ( S+4)

SO2

Azufre ( VI) o sulfurico ( S+6)

SO3

Bario ( Ba+2)

BaO

Ba(OH)2

Berilio ( Be+2)

BeO

Be(OH)2

Boro ( B+3)

B2O3

B(OH)3

Bromo (I) o bromoso ( Br+1)

Br2O

Bromo (V) o bromico ( Br+5)

Br2O5

Cio ( Cd+2)

CdO

Cd(OH)2

Calcio ( Ca+2)

CaO

Ca(OH)2

Carbono (II) o carbonoso ( C+2)

CO

Carbono ( IV) o carbonico ( C+4)

CO2

Cesio ( Cs+1)

Cs2O

Cloro (I) o hipocloroso ( Cl+1)

Cl2O

Cloro (III) o cloroso ( Cl+3)

Cl2O3

Cloro (V) o clorico ( Cl+5)

Cl2O5

Cloro (VII) o perclórico ( Cl+7)

Cl2O7

Cobalto ( II) o cobaltoso ( Co+2)

CoO

Co(OH)2

Cobalto ( III) o cobaltico ( Co+3)

Co2O3

Co(OH)3

Cobre (I) o cúproso ( Cu+1)

Cu2O

CuOH

Cobre (II) o cúprico ( Cu+2)

CuO

Cu(OH)2

Cromo ( II) o crómoso ( Cr+2)

CrO

Cr(OH)2

Cromo ( III) o crómico ( Cr+3)

Cr2O3

Cr(OH)3

Cromo ( VI) o percrómico ( Cr+6)

CrO3

Cr(OH)6

Escandio ( Sc+3)

Sc2O3

Sc(OH)3

Estaño ( II) o estannoso ( Sn+2)

SnO

Sn(OH)2

Estroncio (Sr+2)

SrO

Sr(OH)2

CsOH

Fosforo (III) o fosforoso ( P+3)

P2O3

Fosforo ( V) o fosforico ( P+5)

P2O5

Francio ( Fr+1)

Fr2O

FrOH

Germanio ( Ge+4)

GeO2

Ge(OH)4

Hidrogeno ( H+1)

H2O

H2O

Hierro (II) o ferroso ( Fe+2)

FeO

Fe(OH)2

Hierro ( III) o férrico ( Fe +3 )

Fe2O3

Fe(OH)3

Magnesio ( Mg+2)

MgO

Mg(OH)2

Manganeso ( II) o manganoso (Mn+2)

MnO

Mn(OH)2

Manganeso ( III) o manganico (Mn+3)

Mn2O3

Mn(OH)3

Manganeso ( VII) o Permanganico (Mn+7)

Mn2O7

Mn(OH)7

Mercurio (II) o mercúrico (Hg+2)

HgO

Hg(OH)2

Molibdeno ( II) o molibdenoso (Mo+2)

MoO

Mo(OH)2

Molibdeno ( III) o molibdenico ( Mo+3)

Mo2O3

Mo(OH)3

Niquel ( II) o niqueloso ( Ni+2)

NiO

Ni(OH)2

NIquel ( III) o niquelico ( Ni+3)

Ni2O3

Ni(OH)3

Nitrogeno (II) o ( N+2) hiponitroso

N2O

Nitrogeno (III) o ( N+3) nitroso

N2O3

Nitrogeno (V) nitrico ( Ni+5)

N2O5

Litio (Li+1)

Li2O

LiOH

Plata ( Ag+1)

Ag2O

AgOH

Plomo ( II ) plumboso ( Pb+2)

PbO

Pb(OH)2

Potasio ( K+1)

K2O

KOH

Radio ( Ra+2)

RaO

Ra(OH)2

Rubidio ( Rb+1)

Rb2O

RbOH

Sodio ( Na+1)

Na2O

NaOH

Silicio ( Si+4)

SiO2

Selenio (IV) o selenioso( Se+4)

SeO2

Selenio (VI) o selenurico ( Se+6)

SeO3

Telurio (IV) o telurioso ( Te+4)

TeO2

Telurio (VI) o telurico ( Te+6)

TeO3

Titanio (III) o titanoso ( Ti+3)

Ti2O3

Ti(OH)3

Titanio (IV) o titanico ( Ti+4)

TiO2

Ti(OH)4

Vanadio (II) o vanadioso ( V+2)

VO

V(OH)2

Vanadio (III) o vanadico ( V+3 )

V2O3

V(OH)3

Yodo (I) o yodoso ( I+1 )

I2O

Yodo (V) o yodico ( I+5 )

I2O5

Yodo (VII) o peryodico ( I+7 )

I2O7

Zinc ( Zn+2)

ZnO

Zn(OH)2

Zirconio ( Zr+4 )

ZrO2

Zr(OH)4

ÁCIDOS OXÁCIDOS E HIDRÁCIDOS ÁCIDOS OXÁCIDOS NO METALES Óxidos ácidos

H2O

Boro ( B+3)

B2O3

H3BO3

Carbono (II) o carbonoso ( C+2)

CO

H2CO2

Carbono ( IV) o carbónico ( C+4)

CO2

H2CO3

Silicio ( Si+4)

SiO2

H2SiO2

Fósforo (III) o fosforoso ( P+3)

P2O3

H3PO3

Fósforo ( V) o fosforico ( P+5)

P2O5

H3PO4

Azufre ( IV) o sulfuroso ( S+4)

SO2

H2SO3

Azufre ( VI) o sulfúrico ( S+6)

SO3

H2SO4

Cloro (I) o hipocloroso ( Cl+1)

Cl2O

HClO

Cloro (III) o cloroso ( Cl+3)

Cl2O3

HClO2

Cloro (V) o clórico ( Cl+5)

Cl2O5

HClO3

Cloro (VII) o perclórico ( Cl+7)

Cl2O7

HClO4

Arsénico (III) o arsenioso (As+3)

As2O3

H3AsO3

Arsénico ( V) o arsénico ( As+5)

As2O5

H3AsO4

Selenio (IV) o selenioso ( Se+4)

SeO2

HSeO2

Selenio (VI) o selénico ( Se+6)

SeO3

H2SeO4

Bromo (I) o bromoso ( Br+1)

Br2O

HBrO

Bromo (V) o brómico ( Br+5)

Br2O5

H3BrO4

Telurio (IV) o telurioso ( Te+4)

TeO2

HTeO2

Telurio (VI) o telúrico ( Te+6)

TeO3

H2TeO4

Yodo (I) o yodoso ( I+1 )

I2O

HIO

Yodo (V) o yódico ( I+5 )

I2O5

HIO3

Yodo (VII) o peryodico ( I+7 )

I2O7

HIO4

Astato ( I) o hipoastatoso ( As+1)

As2O

HAsO

Astato (III) o astatoso ( As+3)

As2O3

H3AsO3

Astato (V) o astatico ( As+5)

As2O5

H3AsO4

Astato ( VII) o perastatico ( As+7)

As2O7

HAs2O7

Nitrógeno (II) o hiponitroso ( N+2)

N2O

HNO

Nitrógeno (III) o nitroso ( N+3)

N2O3

HNO2

Nitrógeno (V) o nítrico ( Ni+5)

N2O5

HNO3

ÁCIDOS HIDRÁCIDOS NOMBRE DEL HIDRÁCIDO (H-+)

No metal

Ácido bromhídrico

HBr

Br+1

Ácido clorhídrico

HCl

Cl+1

Ácido fluorhídrico

HF

F+1

Ácido sulfhídrico

H2S

S+2

Ácido yodhídrico

HI

I+1

NTRODUCCIÓN La química tiene su propio lenguaje, a lo largo de su desarrollo se han descubierto miles y miles de compuestos y con ellos un gran numero de nombres que los identifican . En la actualidad el número de compuestos sobrepasa los 13 millones, en respuesta a esto, a lo largo de los años los químicos han diseñado un sistema aceptado mundialmente para nombrar las sustancias químicas lo que ha facilitado el trabajo con la variedad de sustancias que existen y se descubren constantemente. La primera distinción básica en la nomenclatura química, es entre los compuestos orgánicos e inorgánicos donde el primer termino se refiere a la mayoría de aquellos compuestos que contienen el elemento carbono. A continuación se expondrá gran parte de la nomenclatura básica para los compuestos inorgánicos. estos compuestos se pueden dividir por conveniencia en cuatro clases o funciones ; oxido, base, ácido y sal. Veamos la primera distinción para efectos de la nomenclatura inorgánica:

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 a la derecha . Cuando se comparan dos elementos, el mas metálico es el que se encuentra mas hacia la izquierda o mas 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.

REGLAS: 1. El número de oxidación de cualquier átomo sin combinar o elemento libre por ejemplo;Cl2 es cero.

2. El número de oxidación para oxigeno es -2 ( en los peróxidos es de -1)

3. La suma de los números de oxidación para los átomos de los elementos en una fórmula determinada es igual a cero; cuando se trata de un ion poliatómico es una partícula cargada que contiene más de un átomo , por ejemplo, el nitrógeno es +5.

4. el numero de oxidación para el hidrogeno es +1 ( en los hidruros es de - 1)

5. Para los iones simples, el número de oxidación es igual a la carga de un ión. (Así, para Mg +2 , el numero de oxidación es +2)

CATIONES Y ANIONES CATIONES ( iones positivos ) Cuando un elemento muestra una simple forma cationica, el nombre del cation es el mismo nombre del elemento. Ejemplos: Na+ ion sodio Ca+2, ion calcio Al+3, ion aluminio Cuando un elemento puede formar dos cationes relativamente comunes (con dos estados de oxidación respectivamente diferentes),cada ion debe nombrarse de tal manera que se diferencie del otro. Hay dos maneras de hacer esto, el sistema establecido por la IUPAC y el sistema tradicional El SISTEMA ESTABLECIDO POR LA IUPAC; consiste en que los iones positivos se nombran como elemento indicando el número de oxidación mediante numerales entre paréntesis; así, por ejemplo: Cu

+1

es cobre (I) y Cu

+2

es cobre ( II)

EL SISTEMA TRADICIONAL; usa los sufijos -oso- e -ico- unidos a la raíz del nombre del elemento para indicar respectivamente, el mas bajo y el mas alto estados de oxidación. Así;

a Cu

+1

se le denomina ion cuproso y a Cu

+2

ion cúprico ( II)

ANIONES (iones negativos) Los iones negativos se derivan de los no metales. La nomenclatura de los aniones sigue el mismo esquema de los ácidos , pero cambian las terminaciones como sigue; Terminación del anión

Terminación del ácido hídrico

uro

ico

ato

oso

ito

FUNCIONES QUÍMICAS

ÓXIDOS

Se define un óxido como la combinación binaria de un elemento con el oxígeno. Con el oxígeno, es corriente que los elementos presenten varios grados de valencia o numero de oxidación, mientras que el O2= siempre es divalente excepto en los peróxidos donde actúa con una valencia de -1. Para saber la valencia o valencias de un elemento cualquiera con O2 y poder formular el correspondiente óxido, basta con observar su ubicación en la tabla periódica, en la cual el número de la columna indica la valencia más elevada que presenta un elemento para con el O. Los óxidos se dividen en dos categorías según sea el tipo del elemento que se combina con el oxígeno . ÓXIDOS BÁSICOS ( Combinación del oxígeno con elementos metálicos) Las combinaciones del oxígeno con los metales, se llaman óxidos básicos o simplemente óxidos. El método tradicional para nombrar los óxidos básicos consiste en usar el nombre óxido de seguido de nombre del metal EJEMPLO:

Li2O

= óxido de litio

CaO

= óxido de calcio

Cuando un metal presenta dos números de oxidación diferentes, para designar el óxido se emplean las terminaciones oso ( para el elemento de menor numero de oxidación) e ico ( para el de mayor numero de oxidación) EJEMPLO:

CoO

= óxido cobaltoso

Co2O3

= óxido cobaltico

Para este caso, en el sistema moderno de nomenclatura, recomendado por la IUPAC, el número de oxidación del metal que se combina con el oxígeno se indica con números romanos entre paréntesis agregado al final del nombre del elemento en español: EJEMPLO:

Co2O

= óxido de cobalto ( II)

ÓXIDOS ÁCIDOS metálicos)

Co2O3

=

óxido de cobalto ( III)

( Combinación del oxigeno con elementos no

Las combinaciones del oxígeno con los elementos no metálicos se llaman óxidos ácidos o anhidros ácidos EJEMPLO:

SiO2

=

SeO2

=

dióxido de silicio dióxido de selenio

Estos óxidos reaccionan con el agua para dar ácidos ( tipo oxácido) EJEMPLO:

CO2

+

H2O

→

oxido ácido

ácido

H2CO3 carbónico oxácid o

Para nombrar estos compuestos, la IUPAC recomienda el uso de la palabra óxido y los prefijos griegos; mono, di tri, tetra, etc. que indican el numero de átomos de cada clase en la molécula EJEMPLOS:

TeO2

= dióxido de telurio As2O3 = trióxido de diarsenico

2Cl2

+

O2

TeO3

= trióxido de telurio = pentaóxido de diarsenico

As2O5

→

= monóxido dicloro

Cl2O de oxido ácido

Cuando un elemento presenta dos valencias diferentes, se usa la terminación oso para el oxido que tiene el elemento de menor valencia y la terminación ico para el de menor valencia: EJEMPLO:

TeO2

= oxido teluroso

TeO3

= oxido telúrico

Sin embargo, el mejor método y el que ofrece manos confusión es el de la IUPAC o sistema Stock, donde el numero de oxidación o valencia se indica con números romanos entre paréntesis. Para los óxidos de los halógenos todavía se usan los prefijos hipo y per combinados con los sufijos oso e ico. EJEMPLO:

2N2

+

3O2

→

2N2O3

= óxido de nitrógeno (III)

oxido ácido

2Cl2

+

O2

→

2Cl2O

= óxido hipocloros o

oxido ácido

2Cl2

+

7O2

→

=

óxido

2Cl2O7 perclórico oxido ácido

VER TABLA DE OXIDOS Y BASES

BASES O HIDRÓXIDOS Según la definición de Bronsted - Lowry, una base es cualquier sustancia que puede aceptar reaccionar con un ion hidrogeno . Se entiende por hidróxido cualquier compuesto que tiene uno o mas iones hidróxido remplazables (OH-) .Las bases se obtienen por la reacción de los óxidos metálicos con el agua EJEMPLO:

Na2O

+

H2O

→

Al2O3

+

3H2O

→

= 2NaOH hidróxido de sodio = hidróxido 2Al(OH)3 de aluminio

Como el grupo hidroxilo es monovalente, para formular una base se añade al metal que lo forma, tantos iones OH- como indica la valencia del metal. Las bases se nombran con las palabra hidróxido de seguidas del nombre del metal.

Cuando un elemento presenta dos estados de oxidación diferentes como ya se vio , el nombre termina en oso en los compuestos en que el elemento tiene la menor valencia y en ico en los que el elemento tienen la mayor valencia EJEMPLO:

Ni(OH)2 = hidróxido

niqueloso

Ni (OH)3

= hidróxido niquelico

VER TABLA DE OXIDOS Y BASES

ÁCIDOS Un ácido se puede describir como una sustancia que libera iones hidrogeno (H+) cuando se disuelve en agua: Las formulas de los ácidos contienen uno o mas átomos de hidrogeno, así como un grupo aniónico. Según la definición de Bronsted -Lowry, ácido es toda sustancia capaz de ceder protones,(H+).En las formulas de todos los ácidos el elemento hidrogeno se escribe en primer lugar. Hay dos clases de ácidos; (a) HIDRÁCIDOS Que no contienen oxígeno. Son ácidos binarios formados por la combinación del hidrogeno con un elemento no metal. Se nombran empleando la palabra genérica ácido seguida del nombre en latín del elemento no metálico con la terminación hídrico. A los hidrácidos se les considera como los hidruros de los elementos de los grupos Vi y VII. EJEMPLOS:

H2S HI HBr HF HCl

ácido sulfhídrico ácido yodhídrico ácido bromhídrico ácido fluorhídrico ácido clorhídrico

RECUERDE QUE ; HX ( X= F, Cl; Br, I ) en estado gaseoso no es un ácido; en agua se disocia para producir iones H+, su solución acuosa se llama ácido

EJEMPLO:

HCl(g)

+

H2O(l)

Cloruro de hidroge no

→

HCL(ac) ácido clorhídrico

(b) OXÁCIDOS Que contienen oxígeno. Son ácidos ternarios que resultan de la combinación de un oxido ácido con el agua; por tanto, son combinaciones de hidrógeno, oxigeno y un no metal. EJEMPLO: = ácido

PO3

+

H2O

→

H3PO3 fosforoso

PO4

+

H2O

→

H3PO4 fosfórico

= ácido

Los oxácidos se nombran como los anhídridos u óxidos de donde provienen. La fórmula general de los oxácidos u oxácidos es:

( HO)mXOn donde m es el numero de grupos OH enlazados covalentemente al central X y n es el numero de oxígenos enlazados covalentemente a X VER TABLA DE ACIDOS

SALES Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :

BASE ÁCIDO

EJEMPLO;

+

→

SAL

+

AGUA

Na

OH H

+

Cl

→

NaCl

+ H2O

Se observa que el ácido dona un H+ a cada OH- de la base para formar H2O y segundo que la combinación eléctricamente neutra del ion positivo Na+, de la base y el ion negativo del ácido, Cl-, es lo que constituye la sal. Es importante tener en cuenta que el elemento metálico, Na+, se escribe primero y luego el no metálico, Cl-. También se considera una sal a el compuesto resultante de sustituir total o parcialmente los hidrógenos ( H+) de un ácido por metales: las sales se dividen en sales neutras, sales haloideas o haluros, oxisales , sales ácidas y sales básicas. 

SALES NEUTRAS

Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ; NOMBRE DEL ÁCIDO __________________hídrico

NOMBRE DE LA SAL __________________uro

hipo_______________oso hipo________________ito __________________ oso ___________________ito __________________ ico ___________________ato per________________ico per________________ ato se da primero el nombre del ion negativo seguido del nombre del ion positivo

FeCl2 = cloruro ferroso

FeCl3 = cloruro férrico

Sin embargo para este caso el esquema de nomenclatura de la IUPAC, que se basa en un sistema ideado por A Stock, indica el estado de oxidación del elemento mediante un numero romano en paréntesis a continuación del nombre del elemento así; Ejemplo:

FeCl2 = cloruro de hierro ( II)

FeCl3 = cloruro de hierro (III)

Si el elemento metálico forma un ion de un solo estado de oxidación no se usa numero romano ejemplo; Ejemplo: de Litio



LiI

= Yoduro

SALES HALOIDEAS O HALUROS

Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal. EJEMPLO;

Cu(OH) HCl

+

ácido clorhídrico

2Fe(OH)3 H2S

CuCl

→

+

ácido sulfhídrico

+ H2O

cloruro cuproso

→

Fe2S 3

+ 6H2O

sulfuro férrico

Si un par de no metales forman más de un compuesto binario, como es el caso más frecuente, para designar el número de átomos de cada elemento En este el estado de oxidación del elemento se usan los prefijos griegos: bi: dos, tri: tres, tetra: cuatro, penta: cinco, hexa: seis, etc, antecediendo el nombre del elemento, por ejemplo;

PS3 = trisulfuro PS5 = pentasulfuro de fósforo de fósforo VER TABLA SALES HALOIDEAS 

OXISALES

Se forman por la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al

metal se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del numero de hidrógenos del ácido. Las oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido porito e ico por ato Ejemplo;

KOH HClO

+

→

+ H2O

hipoclorit o de sodio

ácido hipocloroso

Al(OH)3 + HNO3

KClO

→

Al(NO3)3

+ H2O

nitrato de aluminio

ácido nítrico

VER TABLA DE OXISALES



SALES ÁCIDAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidrógenos del ácido por el metal. en la formula se escribe primero el metal, luego el hidrogeno y después el radical. EJEMPLO:

NaOH H2CO3

+

ácido carbónico



→

NaHCO3

+ H2O

carbonato ácido de sodio ( Bicarbon ato de sodio)

SALES BÁSICAS

Resultan de la sustitución parcial de los hidróxidos (OH) de las bases por no metales. En la formula se escribe primero el metal, luego el OH y finalmente el radical.

EJEMPLO:

CuOHNO3 = nitrato básico de cobre (II) Se aplican las reglas generales para nombra oxisales, pero se coloca la palabra básica entre nombre del radical y el metal EJEMPLO:

Cu(OH)2 HNO3

+

→ CuOHNO

+

H2O

nitrato básico de cobre (II)

ácido nitrico 

3

SALES DOBLES

Se obtienen sustituyendo los hidrógenos de ácido por mas de un metal. en la formula se escribe los dos metales en orden de electropositividad y luego el radical. Se da el nombre del radical seguido de los nombres de los metales respectivos. EJEMPLO:

Al(OH)3 + KOH + H2SO4

→

ácido sulfurico

KAl(SO4)

+ H2O

sulfato de aluminio y potasio ( alumbre)

PERÓXIDOS En el agua ordinaria, H2O, el oxigeno tiene un numero de oxidación de -2. en el agua oxigenada , H2O2, el número de oxidación del oxigeno es -1. el ion O2= se llama ion peroxido. Los peróxidos resultan de sustituir los dos hidrógenos del agua oxigenada por elementos metálicos. Se nombran con la palabra peróxido seguida del correspondiente metal. EJEMPLO:

Na2O2

= peróxido de sodio

Ba2O2 = peróxido de

bario

VER TABLA PEROXIDOS

HIDRUROS La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. el hidrogeno es siempre monovalente y en el caso de los hidruros metálicos presenta un estado de oxidación de -1 ( en los demás casos aparece como +1). Para saber la valencia que tiene un elemento cualquiera, al combinarse con el hidrogeno para formar el correspondiente hidruro, basta con observar la tabla periódica y tener en cuenta las siguientes reglas; 1. Los elementos de las tres primeras columnas, presentan con el Hidrogeno la valencia que indica el numero de la columna; así: primera columna= monovalentes, segunda columna= divalentes, tercera columna= trivalentes. 2. Para saber la valencia con el hidrogeno de los elementos de las columnas IV a VIII, se resta de 8 el numero característico de la columna que ocupa el elemento, Así, los elementos de la columna V serán trivalentes porque 8-5 = 3 En cuanto a la nomenclatura, los hidruros formados por los metales reciben el nombre ; Hidruro de ... ( nombre del elemento combinado por el H). Los hidruros de los no metales reciben nombres especiales EJEMPLO:

NaH NH3 CoH3 PH3

hidruro de sodio = amoniaco hidruro de = cobalto = fosfina =