FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA

CONTENIDOS.

1. Fórmulas empíricas y moleculares.
2. Concepto de número de oxidación.
3. Determinación del nº de oxidación
4. Combinaciones binarias. Nomenclatura Stock y sistemática.

1. Óxidos
2. Combinaciones binarias con H.
3. Sales binarias.

1. Hidróxidos y cianuros
2. Ácidos oxácidos. Nomenclatura tradicional y sistemática.
3. Sales.

1. Sales ternarias.
2. Sales ácidas.

FÓRMULAS QUÍMICAS

• Empírica.
• Molecular.
• Semidesarrollada.
• Desarrollada o estructural.

Fórmula empírica

Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto y la relación mínima en que sus átomos e iones están presentes en él (proporción ente átomos).

Ejemplo:

CH.

No existe ninguna molécula formada exclusivamente por un átomo de C y uno de H.

Fórmula molecular

Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto químico y el nº de átomos de cada elemento que están presentes en una molécula de éste.

NO PUEDE SIMPLIFICARSE.

Ejemplos:

C6H6 (benceno), C2H2 (etino)

Ambas sustancias tienen la fórmula empírica anterior (CH)

Fórmula desarrollada o estructural

Es una representación que indica la forma de unión de los átomos que constituyen el compuesto químico.

Ejemplos

                                    H  H  H
                                      |    |    |
H–O–H.                 H–C–C–C–O–H
                                     |    |    |
H2O                            H  H   H         C3H8O

Fórmula semidesarrollada

Se utiliza preferentemente en química orgánica.

Se desarrollan solo algunos enlaces (normalmente los que constituyen las cadenas).

Ejemplo:

CH3–CH2–CH2OH

ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN

Es la carga que tendría un átomo si todos su enlaces fueran iónicos. No es, pues, carga real.

Los estados de oxidación positivos de los no-metales sólo se dan cuando se combinan con otro no metal más electronegativo (generalmente Oxígeno).

Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen E.O. = 0.

Ejemplo:

Fe, H2, P4

Todos tienen estado de oxidación igual a 0.

Principales números de oxidación de los elementos.

Grupos principales

Grupo 1:        H: –1,+1; Li, Na, K, Rb, Cs: + 1

Grupo 2:        Be, Mg, Ca, Sr, Ba: + 2

Grupo 13:        B: –3,+3; Al: +3

Grupo 14:        C: –4,+2,+4; Si: –4,+4; Sn, Pb: +2,+4

Grupo 15:        N: –3,+1,+2,+3,+4,+5; P: –3,+1,+3,+5; As, Sb: –3,+3,+5

Grupo 16:        O: –2; S, Se. Te: –2,+2,+4,+6

Grupo 17:        F: –1 (elemento más electronegativo); Cl, Br, I: –1;+1,+3,+5,+7

Elementos de transición

Grupo 4:        Ti: +4;                        Grupo 5:         V: + 5

Grupo 6:        Cr: +2,+3,+6                Grupo 7:        Mn: +2,+3,+4,+6,+7

Grupo 8:        Fe: +2,+3                Grupo 9:         Co: +2,+3

Grupo 10:        Ni: +2,+3, Pt:  +2,+4

Grupo 11:        Cu: +1,+2; Ag: +1; Au: +1,+3

Grupo 12:        Zn, Cd: +2: Hg: +1,+2

Estado de oxidación (E.O.) en elementos, oxígeno e hidrógeno.

Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen E.O. = 0

Ejemplo: Fe, H2, P4

El oxígeno suele tener E.O. = –2, excepto en O2 (0), peróxidos (–1) y cuando se une al F (+2).

El hidrógeno suele tener E.O. = +1. excepto en los hidruros metálicos (–1)

Cálculo del estado de oxidación (E.O.)

La suma de los E.O. de una molécula neutra es “0” y en el caso de un ion coincide con su carga.

Ejemplo:

Determinar el E.O. del S en el H2SO4.

Como es una molécula neutra: (+1) x 2 + E.O. (S) + (–2) x 4 = 0

De donde, despejando queda:         E.O. (S) = +6

Ejercicio:

Determinar el E.O. del cloro en las siguientes especies: AlCl3, LiClO2, HCl, NaClO3, ClO–, ClO4–.

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