Formulación y nomenclatura inorgánica

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Índice

||1|| Introducción ||2|| El problema de la sustancia, elementos y compuestos ||3|| Historia de la nomenclatura química ||4|| Generalidades de la nomenclatura tradicional ||5|| Generalidades de la nomenclatura Stock ||6|| Generalidades de la nomenclatura IUPAC ||7|| Semántica de la nomenclatura IUPAC ||8|| Gramática de la nomenclatura IUPAC ||9|| Nomenclatura de elementos e isótopos ||10|| Formulación química ||11|| Fórmulas químicas teóricas

||12|| Formulación y nomenclatura de sustancias elementales ||13|| Formulación y nomenclatura de los hidruros metálicos ||14|| Formulación y nomenclatura de los hidruros no metálicos ||15|| Formulación y nomenclatura de los óxidos ||16|| Formulación y nomenclatura de los hidróxidos ||17|| Formulación y nomenclatura de los ácidos oxácidos ||18|| Formulación y nomenclatura de los iones ||19|| Formulación y nomenclatura de las sales ||R|| Referencias bibliográficas ||E|| Ejercicios resueltos

Portada

1. Introducción

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En este capítulo realizaremos una descripción de los conceptos básicos de nomenclatura y formulación en química inorgánica. El tema es extenso, tanto en los conceptos que hay que manejar como en los aspectos históricos que se podrían abordar, sin embargo –y aunque algunos opinen otra cosa –el objeto primordial de estos escritos es que los estudiantes puedan abordar la resolución de ejercicios de lápiz y papel de nomenclatura y formulación químicas. La nomenclatura se define como el modo en que le damos nombre a un material químico.  El modo de dar nombre a las sustancias ha variado mucho a lo largo de la historia, por ejemplo, durante la época de la alquimia era común que las sustancias químicas recibieran nombres crípticos son entidades religiosas o astronómicas, creando un código secreto que solo podía ser leído por unos pocos iniciados (Crosland, 2004).

Todo cambió con las propuestas de Lavoisier y su comunidad, de aquí en adelante el concepto sustancia pura simple “elemento” y sustancia pura compuesta “compuesto” serían vitales a la hora de darle nombre a las sustancias. Una sustancia compuesta se nombra en base a las sustancias simples que la componen (Hendry, 2006). La propuesta no estuvo libre de controversias, muchos químicos que empleaban la teoría del flogisto se opusieron a esta nueva forma de nombrar las sustancias, pues la acusaban de ser teóricamente sesgada (Sánchez & Belmar, 2006).

Independientemente a las disputas históricas, la idea de nombrar a los compuestos por sus elementos constitutivos fue la que ha perdurado, por lo menos para aquellas sustancias relativamente simples, y es la idea sobre la cual fundamentamos las reglas que describiremos a continuación. La nomenclatura química requiere que usted como estudiante tenga la noción, al menos utilitaria, de los siguientes conceptos: elemento químico, formulas, y estados de oxidación. Por tal razón, antes de ingresar directamente a las reglas de nomenclatura, realizaremos una breve introducción de estos conceptos.

1.1 Marie-Anne Pierrette Paulze Lavoisier (20 de enero de 1758 en Montbrison, Loire, Francia - 10 de febrero de 1836) 

(Montbrison, Francia, 20 de enero de 1758 - París, 10 de febrero de 1836), conocida como Marie Lavoisier está considerada como "la madre de la química moderna". Marie Lavoisier ha sido frecuentemente mencionada en su papel de esposa del científico Antoine Lavoisier, aunque son menos difundidos sus logros científicos en la química.

 Figura 1.1. Marie-Anne Pierrette Paulze.

A la edad de tres años, se quedó huérfana de madre, Claudine Thoynet Paulze. Su padre, Jacques Villee, abogado parlamentario y financiero, la envió a un convento donde recibió su educación. Con casi catorce años fue pedida en matrimonio por el Conde de Amerval, que la triplicaba en edad. Su padre intentó oponerse, pero fue amenazado con perder su empleo si rehusaba, debido a lo cual consultó con uno de sus colegas, si no estaría dispuesto a casarse con su hija. Antoine Lavoisier tenía 28 años, era noble, abogado, economista y químico. Se casaron el 16 de diciembre de 1771.

En 1775 la pareja se mudó a París, donde floreció el interés de Lavoisier por la química. Pronto Marie comenzó a involucrarse en las investigaciones científicas de su esposo y a participar activamente en el trabajo del laboratorio. Antoine seguía trabajando para Ferme-Générale pero había sido designado como administrador de la pólvora, en el Arsenal de París. Con la seguridad económica que había alcanzado estuvo en condiciones de construir un laboratorio.

A medida que el interés de Marie Anne avanzaba, recibió instrucción formal en el campo de parte de Jean-Baptiste Bucquet y Philippe Gingembre, ambos colegas de Antoine. El matrimonio Lavoisier pasaba la mayor parte de su tiempo juntos en el laboratorio, trabajando en equipo, en varias direcciones.

En mayo de 1793, durante la Revolución francesa, ya en la etapa del Reinado del Terror, Antoine fue acusado de traición, debido a su posición prominente en la Ferme Générale. Con la misma acusación, fue arrestado primero el padre de Marie-Anne y luego, el 28 de noviembre, el propio Antoine, siendo recluido en Port-Libre. Durante la prisión de su esposo, Marie-Anne lo visitaba regularmente y luchó por obtener su libertad. Ella misma lo defendió ante Antoine Dupin, quien lo había denunciado, y quien tenía también el poder de salvarlo. Marie-Anne apeló a las investigaciones científicas que realizaban y la importancia que ellas tenían para Francia. Sus apelaciones fueron inútiles y Antoine fue finalmente enjuiciado y ejecutado el 8 de mayo de 1794 en París, cuando tenía 50 años. El mismo día fue ejecutado también su padre.

Después de esto, Marie-Anne se volvió retraída. Todos sus bienes fueron confiscados por el gobierno revolucionario, incluyendo los cuadernos de notas y el laboratorio. A pesar de ello, logró reunir mucha documentación que organizó y publicó como las Memorias de Química de Lavoisier, sentando las bases de la química moderna.

El primer volumen contiene los trabajos sobre el calor y la formación de los líquidos, mientras que el segundo está dedicado a las ideas sobre combustión, aire, calcinación de metales, acción de los ácidos, y la composición del agua. En la copia original Marie-Anne escribió el prefacio y atacó a los revolucionarios y contemporáneos de Antoine, a quienes les atribuía la responsabilidad por su muerte. Este prefacio no fue finalmente incluido en la publicación, pero el libro permitió preservar las contribuciones de su marido y las suyas propias en el campo de la química.

Algunos años después, Marie-Anne volvió a casarse, esta vez con Benjamin Thompson, Conde de Rumford. Rumford era uno de los físicos más conocidos de su tiempo, pero la pareja no logró asentarse y terminaron separándose. Marie-Anne mantuvo a lo largo de toda su vida el apellido de su primer esposo, Lavoisier, demostrando la devoción que le guardó. Murió el 10 de febrero de 1836 en su casa en París, a los 78 años de edad.

Marie-Anne Lavoisier asistía a su marido Antoine en el laboratorio durante el día, anotando observaciones en el libro de notas y dibujando diagramas de sus diseños experimentales. Los estudios que realizó con el pintor Jacques-Louis David le permitieron dibujar con precisión los aparatos del laboratorio, algo que finalmente resultó de gran utilidad cuando se buscó entender los métodos y resultados de Antoine. Madame Lavoisier fue también la organizadora y editora de los informes.

Conjuntamente, el matrimonio Lavoisier rehízo el campo de la química que, habiendo tenido sus raíces en la alquimia se había convertido en un saber dominado por la noción de flogisto difundida por Georg Stahl. En el siglo XVIII la idea del flogisto (un elemento similar al fuego que se libera durante la combustión) fue usada para describir las propiedades aparentes de los cambios que la materia experimentaba cuando se quemaba. Debido a su dominio del inglés, latín y francés, Marie-Anne, realizó traducciones de varios trabajos sobre flogisto para que su esposo los leyera. Probablemente su traducción más importante haya sido el Ensayo sobre Flogisto de Richard Kirwan, traducido y a la vez criticado por Madame Lavoisier, con notas al pie en la que puntualizaba los errores químicos del trabajo. También tradujo obras de Joseph Priestley, Henry Cavendish y otros investigadores, que resultaron un aporte invalorable para Antoine. En el caso del flogisto, fue la traducción de Marie-Anne la que lo llevó a la convicción de que la hipótesis era incorrecta, lo que a su vez orientó a su marido en sus estudios sobre la combustión y su descubrimiento del gas oxígeno.

A la postre resulta difícil distinguir cuales son los aportes de Marie-Anne y Antoine, por lo que justamente, en todas las citas posteriores a Antoine Lavoiser, cada vez que hablemos de Lovoiser deberemos asumir implícitamente como el fruto del trabajo de la pareja.

2. El problema de la sustancia, elementos y compuestos

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La química es una ciencia experimental y como tal damos por presupuestos principios que provienen desde la experimentación a la hora de definir elemento, compuesto y sustancia. De lo que el estudiante, el químico o el filósofo pueden dar cuenta en el mundo sensible y tangible de lo macroscópico es de sustancias continuas, las cuales al combinarse parecen transmutar en otras sustancias nuevas. En este sentido la transmutación hace referencia al cambio de las propiedades de las sustancias iniciales a las finales.  De aquí que la teoría atómica tenga como fin último –al menos en la química –dar una explicación metodológicamente útil al asunto de la reacción/transmutación de las sustancias al inicio del cambio químico en las sustancias al final. Uno de los aspectos que permitiría la definición de los átomos fue la definición de elemento o sustancia simple. Boyle fue el primero en dar una definición de elemento que cortaba con las tradiciones de la alquimia y el flogisto, y posteriormente Lavoisier la retomaría (Hendry, 2006; Paneth, 2003) . Para ellos un elemento era:

Ser sustancias que no pueden dividirse en otras por métodos químicos.

Esto es, a pesar de que muchas sustancias cambian sus propiedades y presentación en el mundo macroscópico, algunas parecían estar compuestas por las mismas sustancias simples. Sin el presunto de una sustancia elemental, es imposible pensar posteriormente en los átomos. Ahora el problema estaría definido por las posibilidades experimentales para poder identificar correctamente las sustancias simples de las compuestas, ya que al nivel de lo macroscópico son indistinguibles. Un ejemplo es el aire, por milenios se lo consideró como un elemento, pero para el siglo XVIII-XIX los adelantos tecnológicos permitieron dar cuenta de los componentes del aire, haciéndolo una sustancia compuesta y no un elemento. El propio Dalton tendría problemas con este asunto experimental.

La nomenclatura química se enfocará en primera instancia de dar nombre a sustancias puras, sean estas elementales o compuestas  (Hendry, 2006; Ruthenberg, 2009). Sin embargo, una vez que tenemos esto claro, ahora surge la pregunta, ¿cuáles son los tipos de sustancias puras? Por lo general los libros de texto se enfocan en cuatro: óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. Esta visión, aunque útil es sesgada, ya que deja de lado a muchas otras sustancias de uso común. Como las sustancias elementales y los hidruros no ácidos. Así que antes de avanzar en los modelos de estas sustancias, primero describiremos en términos generales de que hablaremos.

2.1 Átomos elementales que no son sustancias

Corresponde al modo en que nombramos a los átomos tomando en cuenta la naturaleza de su composición subatómica y no a su naturaleza como sustancia. Concretamente en esta categoría estudiamos el modo en que se escriben los símbolos de los elementos y la nomenclatura de los isótopos. De hecho, en el propio libro rojo de la nomenclatura inorgánica (Connelly, Damhus, Hartshorn, & Hutton, 2005) se diferencia en la sección IR-3 donde se da el nombre de los elementos, pero no relacionado a las sustancias.

2.2 Sustancias elementales

Son sustancias elementales aquellas sustancias puras compuestas por átomos que poseen la misma cantidad de cargas positivas, es decir el mismo número atómico, pero que pueden diferir en su composición isotópica. Los isótopos, aunque poseen diferente masa, poseen una configuración electrónica y energética semejante, y en consecuencia se comportan de forma química igual, por lo que las sustancias elementales, aun cuando compuestas por diferentes isótopos son puras en términos químicos, reaccionan igual con otras sustancias. De las sustancias elementales distinguimos tres estados de la materia en las cuales se presentan en condiciones estándar. Cuando no hacemos referencia a su estado, lo que hacemos es refiere al asunto de que forman moléculas, por ejemplo, el oxígeno molecular es una molécula de dos átomos de oxígeno, pero también lo podemos denominar como oxígeno gaseoso ya que es un gas a temperatura ambiente. Los únicos elementos que no forman sustancias moleculares son los gases nobles. 

2.3 Hidruros metálicos

Los hidruros metálicos se emplean como catalizadores u reactivos clave en las síntesis orgánicas, y como agentes desecantes. Sin embargo, en la actualidad se investigan los hidruros de los metales de transición por sus propiedades quimioelectricas para el desarrollo de baterías, y superconductores.  Cabe destacar que el hidrógeno es el único elemento donde el isótopo sí importa, por lo que muchos hidruros generados con deuterio se emplean en la fabricación de armas nucleares(Akiba & Okada, 2002; Ashcroft, 2004; Bowman Jr & Fultz, 2002).

2.4 Hidruros del boro

Algunos elementos son capaces de generar más de un compuesto o sustancia diferente con el hidrógeno, y aunque el más famoso es el carbono, este no es el púnico. El boro también es capaz de generar cierta variedad de compuestos de hidrógeno denominados boranos. Los boranos son sustancias sintéticas que se emplean como reactivos en síntesis orgánicas. Algunos con puestos como el etilborano tienen potencial como combustibles de aeronaves, especialmente de aeronaves experimentales de alta velocidad como el famoso SR-71 Blackbird (H. C. Brown, Kramer, Levy, & Midland, 1975; Crickmore, 2016).

2.5 Hidruros de los grupos del nitrógeno

Los hidruros del nitrógeno no pueden ser considerados metálicos, pero tampoco son ácidos, de hecho, muchos poseen propiedades básicas. El más importante es el amoniaco, que es un componente importante del ciclo del nitrógeno en la naturaleza. En general se los conoce como los hidruros pnictogenos a los hidruros con una estructura semejante al amoniaco formado por tres hidrógenos y un átomo central del grupo 15. Todos los hidruros pnictogenos son muy tóxicos, disminuyendo su solubilidad en el agua a medida que aumenta la masa molecular, siendo los más masivos gases térmicamente inestables (Mendeleev, Meyer, & Grupos, s/f). Tienen un comportamiento básico anulando a los ácidos, esto debido a que en presencia de agua absorben protones, que son la parte liberada por un ácido que le confiere su naturaleza corrosiva.

2.6 Hidruros del carbono

Son increíblemente diversos ya que el carbono posee propiedades de estabilidad al enlazarse con sigo mismo y con otros elementos, siendo estos compuestos la base de las sustancias orgánicas. El estudio de los hidruros del carbono es tan extenso que corresponde a su propia sección y año escolar completo, el cual estudiaremos como nomenclatura orgánica (McMurry, 2012; Solomons, Fryhle, & Snyder, 2014; Wade, 2012). 

Brady & Humiston, 1986; Brown et al., 2015; Brown, LeMay, Bursten, Murphy, & Woodward, 2009; Chang, 2006, 2010; Chang & Overby, 2011; Ebbing & Gammon, 2008; Gilbert, Kirss, Foster, & Davies, 2012; Gorzynski, 2010; Jespersen, Brady, & Hyslop, 2012; Matamála, M., & Gonzalez, 1976; Petrucci, Harwood, & Herring, 2003; Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2010; Raymond, 2014; Silberberg, 2009; Timberlake, 2015; Whitten, Davis, Peck, & Stanley, 2010; Zumdahl & Zumdahl, 2007; Zumdahl, Zumdahl, & DeCoste, 2018)

2.7 Hidruros ácidos

Los más famosos son ácidos muy fuertes, pero también incluye sustancias débilmente ácidas como el agua, algunos son gases otros son solubles en agua, pero es raro poder aislarlos en formas puras líquidas sin que se volatilicen (Matamála, & Gonzalez, 1976). Son ácidos debido a que liberan total o parcialmente hidrógenos también llamados protones como catión.

2.8 Óxidos

Los ácidos son combinaciones de los elementos con el oxígeno excepcionado al flúor. Dependiendo de con que elemento se forma pueden variar en propiedades y estado de la materia. Los óxidos metálicos tienden a ser más iónicos, con una naturaleza de sólidos densos que conforman la corteza terrestre, mientras que los óxidos de los no metales tienden a ser más covalentes, y por lo tanto a tener una menor polaridad, menores interacciones atómicas y en consecuencia a volatilizarse gaseosamente. Las reacciones con el agua difieren igualmente, la mayoría de los óxidos metálicos forman hidróxidos, mientras que los óxidos no metálicos forman ácidos (Matamála, & Gonzalez, 1976).

2.9 Hidróxidos

Surgen de la unión de la mayoría de los óxidos metálicos con el agua. Al igual que los hidruros no metálicos del nitrógeno poseen un comportamiento de base, o lo que es lo mismo, tienden a neutralizar a los ácidos cuando se mezclan. Los hidróxidos secos son sólidos, pero se solubilizan en agua rápidamente liberando cationes metálicos y al grupo hidroxilo como anión (Matamála, & Gonzalez, 1976).

2.10 Ácidos ternarios u oxoácidos

Los ácidos ternarios se componen de un catión protónico y un anión que proviene de un óxido ácido. Los aniones son bastante complejos tomando una estructura resonante. Son ácidos debido a que en agua ellos se disocian del protón, y a mas protones más ácida se vuelve una solución acuosa o gaseosa (Matamála, & Gonzalez, 1976).

2.11 Iones

Son entidades con cargas permanentes, los aniones son entidades con carga positiva y los cationes entidades con carga negativa. Dichas entidades pueden ser átomos desnudos o grupos de átomos que se comportan como una sola unidad (Matamála, & Gonzalez, 1976).

2.12 Sales

Son sustancias fuertemente iónicas formadas por diferentes aniones y cationes. Puede haber sales binarias, ternarias y amónicas, aunque se pueden dar más tipos (Matamála, & Gonzalez, 1976).

2.13 Compuestos de adición

Los compuestos de adición son supramoléculas, o en otras palabras supermoléculas formadas por moléculas más pequeñas. Un ejemplo típico son los hidratados, en los cuales hay una molécula central rodeada por muchas moléculas de agua (Matamála, & Gonzalez, 1976).

2.14  Nomenclatura de compuestos no estequimétricos

Los compuestos que pueden ser nombrados con facilidad son aquellos que se denominan estequimétricos y que siguen la regla de formar moléculas con átomos que pueden describirse por medio de números enteros sencillos. Pero ese no es siempre el caso (Bevan & Hagenmuller, 2013; Cormack, 1987; Gusev, Rempel, & Magerl, 2013; Mandelcorn & Mandelcorn, 1964). Los compuestos no estequiométricos o berthólidos son un tipo de compuestos químicos en los cuales los elementos que los forman no mantienen proporciones simples y enteras, sino mixtas y variables, en contraposición a los compuestos estequiométricos o daltónidos, que sí lo hacen, complementando con ello la ley de las proporciones definidas de Proust.

Mientras los compuestos que forman moléculas discretas cumplen la ley de Proust, en sólidos no moleculares con estructuras cristalográficas definidas pueden aparecer defectos por ausencia, reemplazo o cambio en el estado de oxidación de alguno de los elementos. Sólo afectan a las proporciones aquellas imperfecciones llamadas no estequiométricas, y que aparecen sobre todo en óxidos y sulfuros de metales de transición debido a la capacidad del metal de existir en más de un estado de oxidación. El caso más conocido es el del óxido de hierro, FeO, constituido por un empaquetamiento cúbico compacto de iones óxido con todos los huecos octaédricos llenos en principio de iones hierro(2+). En realidad algunos de los sitios están vacantes, mientras otros, los suficientes para mantener la neutralidad eléctrica, contienen iones hierro(3+), con lo que la estequiometría real se sitúa entre Fe_0,84O y Fe_0,95O. Otro ejemplo clásico es el del óxido de titanio, TiO, que presenta composiciones variables entre Ti_0,74O y Ti_1,67O dependiendo de la presión del oxígeno gaseoso usado al preparar el material. Otros compuestos como el NaCl y el CdO, a pesar de no tener metales con varios números de oxidación pueden dar lugar también a este tipo de defectos.

Las imperfecciones, aunque tienen poca influencia en las propiedades químicas de la substancia, sí pueden afectar crucialmente a sus propiedades físicas, como las eléctricas, magnéticas, ópticas y mecánicas. Los defectos que resultan de la presencia de impurezas constituyen la base de la tecnología electrónica del estado sólido, como por ejemplo la de los semiconductores. Un ejemplo es el cristal de germanio, que puede contaminarse con trazas de galio o arsénico creando huecos o partículas electrónicas que definen las bandas de semiconducción de carga. El nombre de bertólidos proviene del químico francés Claude Louis Berthollet, quien mantuvo una larga polémica con el también químico francés Joseph Louis Proust sobre la composición de las substancias. Proust acabó prevaleciendo en su definición de compuestos estequiométricos, los más frecuentes, y enunció la ley de las proporciones definidas, fundamental para que el químico inglés John Dalton elaborara su teoría atómica. Los compuestos estequiométricos se denominan también daltónidos.

Dado lo anterior, los compuestos no estequiométricos tienden a nombrarse por medios triviales o determinando su naturaleza cristalina. Sin embargo, debido a que son muy poco comunes haremos de cuenta como si no existieran de momento.

 

3. Historia de la nomenclatura química

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La nomenclatura química es un sistema de comunicación científico, que después de las expresiones de unidades de medición, conforma uno de los lenguajes más básicos y universales con los que los científicos forman comunidades. A diferencia de otros lenguajes mucho más especializados como los que se emplean en física de partículas o en genética de poblaciones, el lenguaje química trasciende a múltiples campos, permitiendo a los científicos poco especialistas tener puntos de anclaje a nuevos campos, o incluso dando la puerta de acceso a cambios de campo de investigación, como ocurrió a finales de la segunda guerra mundial, cuando muchos físicos horrorizados con el inconmensurable poder de las bombas atómicas que ellos mismos habían ayudado a construir decidieron dedicarse a otros aspectos de las ciencias de la naturaleza, específicamente la química orgánica. Aunque en ambos campos los lenguajes especializados son diferentes, había un aspecto común, tanto en física como en química se trabaja con sustancias que requieren nombres, nombres que no cambiaban al cambiar de campo científico. Por tal razón se puede decir que el lenguaje químico, como el lenguaje de las unidades de medición, son metalenguajes científicos, que integran a los diferentes campos de las ciencias de la naturaleza y les confiere una identidad como metacomunidad, la comunidad de los científicos a secas. 

La nomenclatura química crea un conjunto de símbolos económicos en tamaño, pero potentes en significado, que permiten el entendimiento entre las comunidades de diferentes campos científicos, no solo de químicos, sino de todos los científicos. Debido a tan cosmopolita uso, es de crucial importancia, tanto en la actualidad, como en el pasado, disponer de un sistema de reconocimiento de la sustancia con la cual se está trabajando. El principal objetivo de la nomenclatura química es la de proveer una metodología para asignar descriptores a las sustancias químicas para que puedan ser identificadas sin ambigüedad, y así permitir la comunicación, la cual según Kuhn (1970; 2010) es el prerrequisito fundamental para la creación de una comunidad científica, aunque evidentemente aquí estaríamos hablando de crear la comunidad de comunidades científicas. Los descriptores que se emplean son de dos tipos, estructuras y nombres, y esa es la razón por la cual el capítulo de nomenclatura química está íntimamente al de formulación, ambos en sentido laxo de la palabra son modos de dar una descripción a una sustancia química (Connelly et al., 2005). 

Hay que destacar que la nomenclatura química comparte mucho de su más antigua pero menos conocida hermana mayor, la nomenclatura biológica, y no es solo que una se funda bajo los preceptos de la otra, sino también que ambas comparten problemas semejantes. En biología es común asignar un nombre científico a una especie, y luego darte cuenta de que lo que creías era una especie única en realidad es un conjunto de especies evolutivamente relacionadas, por lo que tu descriptor se transforma en un género y las demás se vuelven especies. En química pasa algo semejante, das un nombre a una sustancia, pero con el mejoramiento tecnológico y los requisitos de la industria te das cuenta de que lo que has estado fabricando no es una, sino un conjunto de sustancias estrechamente relacionadas estructural y reactivamente. Aunque dependiendo del campo de estudio no es estrictamente necesario tener un nombre único para cada sustancia única, ese es el objetivo ideal. En caso de no lograrlo, el objetivo secundario es el de minimizar la cantidad de nombres aceptables (Connelly et al., 2005).

Figura 3.1. El oro es uno de los elementos más antiguos reconocidos por la civilización humana.

3.1 Nombrando sustancias en la antigüedad

El origen de la nomenclatura química inorgánica se remonta desde la Edad Antigua con los aportes realizados por diferentes civilizaciones que se constituían en Egipto, Mesopotamia, China, India y Grecia, pasando por la Edad Medieval con el inicio de la alquimia y la Edad Moderna donde se presentan los mayores aportes generados por diferentes científicos dentro de los que se destacan Lavoisier, Dalton y Berzelius, para la consolidación de la nomenclatura química inorgánica y finalmente la Edad Contemporánea donde surge la IUPAC que se encarga de unificar por medio de reglas los nombres de las sustancias inorgánicas (Suárez, Rojas, & Miranda, 2009).

En Egipto se conoció el oro y la plata debido a su alto grado de utilidad para embellecer los templos, palacios y tumbas de las clases más altas que constituían el poder, así como el uso de adornos y bordados que se hacían a los sacerdotes para la decoración de su cuerpo y sus vestidos como los creados al sacerdote levita Aarón hermano de Moisés perteneciente al clero que era la clase social más alta de la época. Estos metales se obtenían por el proceso de levigación que consistía en pulverizar la roca para un posterior lavado en artesas de madera, finalmente se trataba con esponjas las cuales se quedaban adheridas a este recipiente formándose una lámina del metal oro que causaba gran admiración debido al color atractivo que poseía (Suárez et al., 2009).

Figura 3.2.  El deseo de los humanos por el oro, la plata, el hierro, el cobre y el estaño impulsó el desarrollo de las civilizaciones.

Para el año 2.500 a.C. el oro fue llamado “Nub” nombre que adquirió porque era explotado de la Nubia (Díaz, 1981), región que queda al sur de Egipto conquistada por el tercer faraón de la dinastía I, según su origen se conocían dos clases de oro, el que provenía de las montañas llamado “Nub-en-set” y el que provenía de los ríos llamado “Nub-en-um”, por el contrario la plata era llamada “electrón” además existía otro metal muy conocido el cual se observaba cuando se utilizaba el oro que contenía proporciones altas de plata, por lo tanto se obtenía un metal de color blanco llamado “asem” o “electrum” nombre otorgado por otras civilizaciones de Grecia, en donde además los metales como el cobre, estaño, hierro, plata y oro eran usados en la fabricación de vasos, trípodes y vasijas empleados para satisfacer las necesidades de las clases sociales más bajas y los lujos de la nobleza y el clero (Suárez et al., 2009).

De la misma manera en el año 2.500 a.C. las dinastías egipcias III y VI conocieron otros metales como el cobre al cual se le denomino “chomit” nombre que correspondería a las aleaciones de este metal, sin embargo, en las épocas primitivas lo llamaron “kalkos” y “aes chyprium” nombre que se le otorgó por encontrarse en la isla Chipre ó “operet” debido al color que presentaba, pues esta palabra deriva de la palabra “aphar”, que significa tierra rosada. Por otro lado, Huertas (1981) sostiene que la civilización egipcia le otorgó nombres como “chomit” y después se le conoció como “men”, “tehsel”, “opheret”. “Opheret” y “Baen-pet” significa hierro del cielo debido a su origen meteórico obtenido a partir de la fundición de minerales como limonita y magnetita (Suárez et al., 2009).

En China se generaron aportes con respecto a la formación de la materia que la concebían como el universo, de allí surge el YIN y el YANG, el primero correspondía al principio femenino, lo negativo, lo pesado y lo seco regido bajo la luna, y el segundo era lo masculino, lo positivo, lo activo, lo ardiente regido bajo el poder del sol, teoría que generó la idea que decía que la materia estaba constituida por cinco elementos tales como: el metal, la madera, la tierra, el agua y el fuego (Brock, 1992). Más adelante en la civilización griega se dan dos escuelas de pensamiento, la materialista y la espiritualista, la primera y más importante surge en Jonia que representa el primer intento conocido de brindar una descripción del universo sin recurrir a fuerzas superiores en donde surge una lista de símbolos para sustancias químicas y palabras técnicas (López Cancio, 1984), de ahí la existencia del Código Marcianus “imagen siguiente” (Suárez et al., 2009).

De otro modo según Huertas, (1981), la cultura babilónica perteneciente a Mesopotamia, pudo observar el cosmos relacionándolo con la humanidad a partir del horóscopo, de esto se decía que todo en la tierra estaba regido por los cinco planetas figura siguiente, el sol y la luna incluido los metales que eran importantes en el común de la humanidad y se relacionaban además con los días de la semana, sin embargo al adicionar a las diferentes formas un rasgo en particular se podían presentar diferentes sustancias, así por ejemplo al adicionarle tres líneas cortas a la parte cónica del símbolo oro se representaba la limadura de oro, diferente de cómo se presentaba la limadura de plata debido a que las líneas largas cubrían la luna que representaba la plata. Un rectángulo en la parte inferior de los símbolos de estos metales representaba las hojas de los mismos (Suárez et al., 2009).

Figura 3.3. En la alquimia algunos elementos fueron asociados a los planetas conocidos y por ende a los dioses que estos representaban.

Para los alquimistas, su objetivo principal era el de trasmutar los cuatro metales viles o bajos: cobre, hierro, plomo y estaño en metales nobles: oro y plata, para esto se utilizaba el plomo fundido y ennegrecido, sin embargo, este fue sustituido por el mercurio fluido a temperatura ambiente. Para poder trasmutar estos elementos, era necesaria la presencia de la “piedra filosofal” o “elixir de la vida”, la cual debía eliminar las enfermedades, devolver la juventud, prolongar la vida e incluso asegurar la inmortalidad, y en presencia necesariamente de un disolvente simbolizado en varias ocasiones con un dragón (Huertas, 1981).

Figura 3.4. Las ciencias en el mundo antiguo eran un conocimiento hermético e iniciático, por lo que sus símbolos se generaron apropósito para que solo los iniciados pudieran entenderlos.

Figura 3.5. Con el descubrimiento paulatino de nuevas sustancias, el sistema de símbolos alquimistas se hizo muy complejo y hasta caótico.

La particularidad de estos alquimistas al escribir en un lenguaje claro era de gran relevancia en la época, sin embargo, la tendencia a ocultar la ciencia en la que ellos participaban conllevo a que sus publicaciones y prácticas tuvieran un lenguaje ocultista en cuanto al nombramiento de las sustancias, debido a esto algunas sustancias y elementos cambiaron sus nombres, generando que la sociedad ignorará este lenguaje, desconocimiento que forjaría un atraso cultural. A partir de esto se dice que los alquimistas mostraban una posición positivista al creer que eran los poseedores de la verdad absoluta, por lo tanto, decidieron utilizar una nueva simbología, en donde se propagaba la confusión y el misterio haciendo que la alquimia no tuviera un progreso rápido y avanzado, pero constituyendo el primer paso para la consolidación de un lenguaje propio de la química (Suárez et al., 2009).

3.2 Iatroquímica

En el siglo XV el continente europeo se caracterizaba por el alto índice de mortalidad a causa de las malas condiciones sanitarias de la época, debido a que la medicina estaba poco desarrollada y la higiene era casi nula se desarrollaron enfermedades como la peste, la lepra, el tifus y la sífilis traída por los mercenarios desde Italia. Para esta época Paracelsus (1493 – 1541) fundador de la iatroquímica o rama de la química y la medicina preparó el “ALCAHEST”, un remedio casero que según él era capaz de curar todas las enfermedades entre ellas la sífilis que según Paracelsus debía ser curada por los “alcahest” específicos. Por otro lado, Paracelsus logra hacer la diferenciación entre alumbres y “vitriolos” que se denominaban igual en aquella época, además fue el primero en introducir el término “alcohol”, correspondiente a la sustancia denominada “espíritu del vino” (Suárez et al., 2009).

Un seguidor de Paracelsus e iatroquímico fue Van Helmont (1577 – 1614) o también llamado “filosofo del fuego”, quien Introdujo la palabra “gas” del latín Chaos, (carente de forma). Al calentar 28 kg de carbón vegetal y luego al quedar expuesto al aire el carbón quedó reducido a 2.2 kg de cenizas, el resto había desaparecido en forma de gas “gas carbónico”, al que llamó “espíritu silvestre”. De otro lado uno de los aportes que realizó Glauber (1604 – 1670), a la nomenclatura química fue la distinción que hizo entre los ácidos sulfuroso “spiritus volatilis vitrioli” y ácido sulfúrico “óleum acidum vitrioli”. Preparó el ácido nítrico “spiritis nitri” y el “ácido muriático” ácido clorhídrico ó “spiritus salis” (Suárez et al., 2009).

Figura 3.6. Aunque el flogisto fue la primera versión de una química no esotérica, aun siguió empleando los símbolos alquimistas para las sustancias.

3.3 El flogisto

La capacidad que tenía un cuerpo para arder se debía, según esta teoría a la existencia en su composición de una determinada y especifica sustancia llamada flogisto. De acuerdo con la doctrina del químico y médico Alemán Stahl (1660 – 1743), si una sustancia ardía o algún metal se calcinaba se producía flogisto. Stahl explicó la combustión del azufre y su recuperación después de tratarlo con “sal de tártaro” carbonato potásico. Por su parte Joseph Black (1728 – 1799) reconoció la existencia de un gas en algunos minerales hoy conocidos como carbonatos que se desprendía de ellos por calentamiento y cuyas propiedades eran distintas a las del aire común a la que le dio el nombre de “aire fijado” por ser fijado por la cal, actualmente este aire es conocido como dióxido de carbono. Black considera el cloro como uno de los cuerpos más notables de la química, en 1774 Mr. Scheele (1742 ¬ 1786) le da el nombre de “ácido muriático deflogisticado”, cuando Black le añadió oxígeno al “ácido muriático” y al observar cambios de aspecto y propiedades lo llama “ácido oximuriático” (Huertas, 1981).

Más adelante, Geoffroy (1672 – 1731) retoma el simbolismo alquimista “figura anterior” representando los ácidos y las bases, aunque con algunas adiciones (Mosquera, 2000). Los símbolos de Geoffroy sirvieron de inspiración para muchos trabajos como el realizado por Bergman (1734 – 1784), que retoma algunos de sus símbolos y reconoce en 1775 el carácter acido de una disolución de gas carbónico, además tiene del aire una concepción exacta al considerarlo una mezcla de tres fluidos, el “ácido aéreo” (gas carbónico), el “ácido viciado” (nitrógeno) y el “aire puro” (oxígeno). Además, a Bergman se le debe el inicio del simbolismo químico especialmente para representar ácidos y álcalis. Tomando viejos símbolos alquímicos los resignifica para nombrar grupos de sustancias comunes como los álcalis o los ácidos (Huertas, 1981). Los trabajos de Bergman fueron de gran importancia para la creación de una nueva terminología química basada en la visión moderna de la composición, en otras palabras, los típicos grupos de sustancias que enseñamos en la actualidad: óxidos, bases, ácidos y sales. En 1774 Priestley comunicó a Lavoisier que había recogido una nueva clase de aire al calentar la “cal roja de mercurio” este aire favorecía más la combustión que el aire común. Comunicó sus resultados hasta un año después, y dio al nuevo aire el nombre de “aire deflogisticado” u oxígeno (Suárez et al., 2009).

3.4 La caída del flogisto

En el siglo XVIII Lavoisier (1743 – 1794) ataca los constructos del flogisto sin contemplaciones, tras encontrar varias dificultades en esta teoría como la explicación poco satisfactoria que tenían los seguidores del flogisto al afirmar que cuando un metal se calcinaba perdía su flogisto y la cal que quedaba pesaba más que el metal original, algo muy contradictorio que un cuerpo gane peso por la pérdida de parte de su composición. De manera que una vez excluida la idea del flogisto, Lavoisier produce una verdadera revolución química. Guyton, Berthollet, Fourcroy, G Monge, A. Seguin y N. L. Vauquelin se unieron a las ideas de Lavoisier y decidieron vincularse a la revista Annals de Chimien fundada por Lavoisier y su joven discípulo Pierre Adet (1763 – 1834), en el año 1789.

Figura 3.7. Louis Bernard Guyton de Morveau (Dijon, 4 de enero de 1737 - París, 2 de enero de 1816), fue un químico y político francés. Su más importante contribución a la química fue la creación de un método racional de nomenclatura química, que se sigue utilizando, junto con los también químicos franceses Lavoisier, Fourcroy y Berthollet.

3.5 Origen de la nomenclatura tradicional

La gran preocupación que tenía Lavoisier y sus seguidores era que, hasta su época, el lenguaje de los químicos había llegado a ser bastante confuso y pintoresco, debido a la ausencia de unas normas mínimas adoptadas, así nombres como “aceite de vitriolo”, “crema de tártaro”, “manteca de antimonio”, “azafrán de marte”, “sal amarga”, “azúcar de Saturno”, recordaban más el lenguaje del arte culinario que el de una ciencia. En 1782 Guyton de Morveau (1737 – 1816) postuló un sistema de nomenclatura en el libro Methode de Nomenclature Chimie en colaboración con Lavoisier y otros autores, éste fue publicado en 1787, gran parte del libro consiste en un diccionario identificando el nuevo nombre de las sustancias y el antiguo, así gracias a las traducciones, se convirtió rápidamente en el lenguaje internacional de la química (Brock, 1992). De manera que con la publicación del Methode de Nomenclature Chimie se establece un lenguaje propio de la química al desaparecer nombres como el “aceite de vitriolo” que pasa a ser el ácido sulfúrico, “el espíritu de venus” a ácido acético; el “azafrán de marte” a óxido de zinc; el “vitriolo de Chipre” a sulfato cúprico entre otros (Smeaton, 1989).

El sistema de Morveau fue expandido por las contribuciones conjuntas de Lavoisier, Berthollet, y de Fourcroy, aunque claro está solo nos acordamos de Lavoisier debido a que fue el quien afrontó el debate científico contra los defensores del flogisto, quienes acusaban a este nuevo sistema de nomenclatura como teóricamente sesgado. Y pues era cierto hasta cierto punto, los nombres del nuevo sistema asumían a priori la existencia de los elementos químicos al interior de las sustancias químicas. Posteriormente Berzelius asumió las banderas de Lavoisier adaptando la nomenclatura química francesa a las lenguas germánicas, expandiendo el sistema y adicionando nuevos términos.

La nomenclatura tradicional requería el concepto de elemento, mas no el de átomo, por lo que la construcción del sistema fue basada por analogía al sistema de descriptores de la historia natural, el sistema binomial de Linneo para los seres vivos (Shimao, 1972). Cada especie química al igual que cada especie biológica recibe un nombre binomial, compuesto por dos partes, la primera un nombre genérico “homólogo al Género biológico” y el segundo un nombre específico “homólogo a la especie biológica”. El igual que con el sistema biológico, el primero de los nombres es el genérico y representa el TIPO de sustancia a la cual nuestra especie pertenece, es decir, si estamos tratando con un óxido, un ácido, una sal, un hibrido o un ión. Esta idea también se extiende a los gases y alótropos que ya hemos trabajado con anterioridad. Por lo general el elemento más electronegatividad determina el nombre genérico. El nombre específico representa la sustancia concreta con la que se está trabajando. Al igual que el nombre biológico, el nombre químico no debe ser ambiguo, es decir un solo nombre debe representar a una sola especie química sin ambigüedades. A diferencia de la nomenclatura biológica, el sistema químico es sistemático, es posible en base a una serie de reglas simples, deducir los nombres de muchas sustancias reales o teóricas.

Cuando la teoría atómica comenzó a popularizarse fue un gran momento de eureka, ya que permitió vincular una serie de temáticas químicas que parecían no relacionadas. La teoría atómica concordaba de forma bastante buena con muchísimas sustancias, lo cual dio origen a las fórmulas químicas, primero empíricas y luego, cuando los métodos estequiométricos mejoraron, otros tipos de estructuras más cercanas. Básicamente se abrió el camino a la capacidad de contar los átomos en una sustancia y en una transformación química (Connelly et al., 2005). Poco a poco las técnicas de aproximación teóricas permitieron predecir fórmulas concretas de varias sustancias binarias como los óxidos y las sales simples, aunque los nombres para las sales ternarias seguían siendo un problema. Cuando Arrhenius señaló que la nomenclatura debía preocuparse por las sustancias cargadas y no solo por las neutras se decidió que estos nombres se derivarían de las sales correspondientes. Los cationes se asignaron al nombre del metal y los aniones al del grupo no metálico con respectivos prefijos y sufijos.

A medida que el número de sustancias inorgánicas crecía el sistema básico de la nomenclatura tradicional cambió poco hasta el final del siglo XIX. La sistematización de cierta manera nació y murió con la propuesta de Lavoisier y colaboradores, por lo que después de que se entablaron las reglas básicas y se ajustaron algunos detalles, el sistema creció más por impulso tradicional que por una verdadera sistematización. Esto es muy cierto especialmente para los nombres de los ácidos no predecibles teóricamente, que adquirieron un sistema de nomenclatura bastante pomposo y muy poco sistemático, lo cual dificulta su formulación, memorización e incluso notoriedad de su mera existencia (Connelly et al., 2005).

Figura 3.8. Alfred Stock (Gdansk, 16 de julio de 1876 – Aken, 12 de agosto de 1946) fue un científico alemán en Química Inorgánica, primer investigador en estudiar los hidruros de boro1 y de silicio en el campo de la Química de Coordinación. También son destacados sus trabajos sobre el mercurio y el envenenamiento por mercurio. El premio Memorial Alfred Stock es otorgado en su memoria por la Sociedad de Químicos Alemanes - Gesellschaft Deutscher Chemiker.

3.6 Origen de la nomenclatura Stock

En 1892 en una conferencia en Genova se desarrollaron las bases para un sistema internacionalmente aceptado para la nomenclatura química inorgánica, sin embargo, para la época lo único que medio se acercaba era el sistema tradicional. De esta forma el sistema tradicional fue siendo ampliado con soluciones ad hoc, es decir soluciones no sistemáticas para usos ultra-específicos que complicaban la memorización o la predicción. La discusión se dilató hasta el inicio de la primera guerra mundial, por lo que el problema tuvo que dilatarse (Connelly et al., 2005). De pronto se llegó a una instancia semejante a la que había dado inicio al intento de sistematización de Lavoisier, la nomenclatura química se había vuelto a desorganizar tremendamente, y la nomenclatura tradicional había adquirido nuevamente tintes no sistemáticos, con la adición de nombres triviales. Por esta razón en la actualidad a la nomenclatura tradicional también se la denomina semi-sistemática, y sus nombres, aunque de uso muy extendido se los considera como triviales en muchas ocasiones.

En este contexto ingresa Alfred Stock (1876-1946) quien introdujo un nuevo sistema para nombrar a las sustancias, y debido a que gran influencia, facilidad de uso y amplia aceptación es denominado simplemente como el sistema Stock en 1919. El sistema 

Stock fue diseñado para compuestos binarios con el objeto de ser un sistema simple, claro y entendible de forma inmediata, así como aplicable generalmente de forma inmediata. Para 1921 la Asociación internacional de química pura y aplicada reasumió el objetivo de buscar un nuevo sistema más racional para nombrar sustancias a nivel orgánico, inorgánico y biológico (Kauffman & Jørgensen, 1985). En 1924 una comisión de químicos alemanes recomendó que el sistema Stock debía aceptarse sobre el viejo sistema tradicional con algunas modificaciones.

En lo personal las recomendaciones alemanas fueron igual de rimbombantes, pues el sistema original Stock era aún más sencillo. En el sistema original Stock el nombre del metal en la sustancia binaria estaba acompañado por su número de estado de oxidación en arábigo” como en el caso del óxido de hierro(2+). Sin embargo, después de 1934 se obligó a Stock a aceptar que se emplearan numerales romanos en lugar de arábigos para tal propósito, aunque manteniendo el paréntesis, de forma tal que, en el anterior ejemplo, el nombre se transformó a óxido de hierro (II). En la actualidad el sistema Stock sigue siendo muy empleado, especialmente para aquellas especies químicas fuertemente iónicas y de preferencia de estructura binaria. 

3.7 Origen de la nomenclatura sistemática o IUPAC

A pesar de que la nomenclatura Stock ya llevaba varias décadas circulando, no fue del todo exitosa. El primer reporte de la comisión de la IUPAC para la nomenclatura inorgánica se dio en 1940, casi 20 años después de que fuera formulada, donde al fin se le daba luz verde para ser académicamente válida y por lo tanto objeto de enseñanza en los centros de entrenamiento universitario y en las aulas escolares básicas. Durante los años siguientes la comisión para la nomenclatura inorgánica se fue organizando más y más publicando lo que ahora se conoce como el libro rojo de la nomenclatura inorgánica en los años sucesivos de 1959, 1971, 1977, 1990 y 2005 (Connelly et al., 2005). 

Figura 3.9. El libro rojo es la máxima autoridad en nomenclatura inorgánica, lo que hacen los libros de texto es retomar algunas de sus indicaciones pero no todas.

Con el paso de los años la nomenclatura Stock también fue quedando en desuso en favor de un sistema nuevo, que se conoce como la nomenclatura sistemática. Aunque al igual que con otras nomenclaturas, se ha convertido en algo problemático. El problema emerge por el hecho de que los textos de química no nos introducen la nomenclatura sistemática completa, sino más bien una mezcla más bien rara del sistema Stock, el sistema tradicional y el sistema IUPAC para usos concretos (Chang & Overby, 2011; Chang, 2010). De esta manera los compuestos binarios se nombran por cualquiera de las tres, pero los ácidos y sales siguen enseñándose casi que exclusivamente bajo el sistema tradicional, que ya para inicios del siglo XX estaba haciendo agua. En la próxima sección discutiremos las reglas generales de los tres sistemas de nomenclatura, enfocándonos en el sistema IUPAC, el cual teóricamente es el que deberíamos estar enseñando.

4. Generalidades de la nomenclatura tradicional

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Los textos de química, especialmente los más antiguos hacen referencia a tres tipos de nomenclatura. O lo que es lo mismo, existen tres lenguajes químicos, el problema es que, por lo general, los artículos especializados mezclan estos diferentes lenguajes de modo indiferenciado, asumiendo que el lector puede pasar de uno a otro con extremada facilidad. Lo anterior se debe a que uno tipo de nomenclatura puede facilitar dar nombre a un tipo de sustancias, pero dificultando nombrar a otras sustancias, y si estas segundas sustancias se nombran más fácil por otro de los métodos el escritor empleará los dos tipos de nomenclatura. En otras palabras, no existe regla alguna que impida escribir los nombres en diferentes tipos de nomenclatura en un texto de investigación especializada, y para colocarle la cereza al pastel, incluso se pueden aceptar nombres triviales. Por tal razón, la enseñanza debe dar a los estudiantes las herramientas para entender dicho lenguaje. Los tres tipos de lenguaje químico son denominados: nomenclatura tradicional, nomenclatura sistemática y nomenclatura stock. Los tres se relacionan con la nomenclatura biológica o binomial.

La historia de cada una de las tres fue enunciada en la sección anterior, donde pudimos ver como históricamente la más vieja fue la tradicional, posteriormente se propuso la Stock y finalmente se supondría que en la actualidad vivimos en la hegemonía de la nomenclatura sistemática recomendada por la IUPAC. Lo anterior solo es cierto para la nomenclatura orgánica, pero la nomenclatura inorgánica aún permanece en un absoluto caos, donde se mezclan los nombres triviales con los tres tipos de nomenclatura química. Dado lo anterior describiremos las reglas generales de cada tipo de nomenclatura, iniciando los la tradicional, luego por la Stock y terminando en la más reciente, la IUPAC.

La nomenclatura que fue desarrollada en base a las reglas de Lavoisier y colaboradores, así como una expansión no sistemática durante el siglo XIX, por lo que en principio parece bastante sencilla, pero luego cuando vamos a ver las sustancias como tal, se desdibuja complicándose tremendamente. También se la puede denominar como la nomenclatura de prefijos y sufijos literales, ya que las diferentes sustancias que pueden generarse con los mismos elementos se describen a través de sílabas antes o después del nombre del elemento respectivamente. Ejemplos de prefijos son hipo- y per-, y ejemplos de sufijos son –ico y –oso (Matamála, & Gonzalez, 1976).

Este tipo de nomenclatura es útil para muchas sustancias, y es muy empleada en los textos de biología, pero presenta problemas con elementos con muchos estados de oxidación como el osmio. Sin embargo, el principal problema de esta nomenclatura es que es relativa, y al depender de la cantidad relativa de números de oxidación se abre el camino a que una sustancia nombrada de un modo en un momento en el tiempo deba cambiar de nombre en el futuro en la medida que se van descubriendo más estados de oxidación. El caso típico es el de los ácidos y sales del bromo, pues originalmente la tabla periódica solo describía dos estados de oxidación del bromo, pero luego se descubrieron más estados, y como mínimo en la actualidad el bromo se lo describe o con tres o con cuatro estados de oxidación.

En cualquier caso, describiremos a continuación los componentes y reglas básicas de la nomenclatura tradicional, las cuales solo están presentes de manera relativamente completa en libros de química general ya bastante viejos como: (Matamála & Gonzalez, 1976).

4.1 Cualidades de la nomenclatura binomial

👉         Carácter binomial

La nomenclatura tradicional es binomial, por lo que cada descriptor textual de sustancia se compone de dos palabras. La primera palabra es genérica y describe el tipo de sustancia con la cual se está trabajando. Clásicamente en la escuela se nos describen los óxidos, los hidróxidos, las sales y los ácidos, sin embargo, en este tipo de nomenclatura también debemos tener en cuenta a los hidruros metálicos y a los hidruros covalentes. El segundo nombre es el nombre específico, y salvo algunas excepciones en las que se mantuvo el nombre trivial, le otorga una identidad a la sustancia. De este modo cuando hablamos de óxido de sodio, hablamos de una sustancia que pertenece a la familia de los óxidos y específicamente a un óxido que se forma con el sodio (Matamála & Gonzalez, 1976).

Tabla 4.1. Nombres latinos de algunos elementos de importancia histórica.

👉         Cambios de nombre

Algunos elementos cambian de nombre, o lo que es más justo, con algunos elementos empleamos nombres originales. Los elementos en los cuales se emplea el nombre arcaico se describen en la Tabla 4.1.

4.2 Nombres de familias

Como se mencionó anteriormente, la tradición nos compele a hablar de cuatro tipos de sustancia, óxidos, hidróxidos, ácidos y sales, aunque existen otras, que básicamente representan toda la línea del hidrógeno.

👉         Óxidos

Es un óxido toda combinación binaria con el oxígeno en la que este se encuentre en estado de oxidación -2 y a demás sea el miembro más electronegativo de la pareja, lo cual en la práctica es todos los elementos menos con sigo mismo y con el flúor.

👉         Hidróxidos

Son hidróxidos todas las sustancias que poseen grupos hidroxilo molecularmente y que al disociarse iónicamente pierden el grupo hidroxilo de forma completa.

👉         Ácidos ternarios

Estos compuestos estructuralmente hablando se asemejan a los hidróxidos, pero tienen dos diferencias. La primera y que casi no se nota es que poseen una sustitución parcial de grupos hidroxilo donde antes había oxígenos, aunque hay excepciones. La segunda y que los distingue como ácidos, es que el grupo hidroxilo no se disocia completamente, sino que por el contrario solo el hidrógeno se libera y el oxígeno restante se coordina al elemento central en un enlace resonante.

👉         Sales ternarias

Las sales ternarias se forman entre un grupo oxigenado que funciona como anión y un metal que funciona como un catión. 

👉         Hidruros metálicos

Con el equivalente de los óxidos, pero en lugar de un oxígeno el grupo oxidante es el hidrógeno con carga de -1, sin embargo, las propiedades se van alterando a medida que el enlace se hace más covalentes.

👉         Hidruros no metálicos

Generalmente se conocen como ácidos hídricos, pero eso solo funciona para unas pocas sustancias generadas con los elementos del grupo 16 y 17, además también se forman hidruros no metálicos con elementos desde el grupo 13 hasta el 17 y existe una amplia gama de isómeros. En la actualidad de distingue entre los hidruros progenitores que son la versión más simple de cada hidruro no metálico y los posibles isómeros que se pueden generar, ya sea alterando el estado de oxidación del no metal o aumentando la masa por polimerización. La nomenclatura tradicional que se enseña en la escuela generalmente solo lidia con los ácidos hidrácidos, y solo habla someramente de los hidruros del carbono.

👉         Sales binarias

Se forman entre un metal y un no metal.

👉         Sales amónicas

Muchos hidruros no metálicos no se comportan como ácidos, un ejemplo de eso es el amoniaco que en agua se comporta como una base, y en consecuencia puede formar una sal, pero en estos casos el amonio es el catión y puede unirse con aniones, ya sean estos elementos individuales no metálicos o grupos aniónicos como los que se generan con los óxidos ácidos.

4.3 Los prefijos y sufijos para óxidos, hidróxidos y ácidos

Teóricamente la sistematización de la nomenclatura tradicional se organiza en base a la adición de prefijos y sufijos dependiendo de la cantidad de estados de oxidación que presenta un elemento. Por lo general los prefijos y sufijos se aplican al nombre específico de la sustancia, siendo excepciones los iones y las sales, pero allí se plantea una modificación al anión. La cantidad de estados de oxidación mencionados a continuación incluye exclusivamente los positivos. 

👉         En caso de que un elemento posea un único estado de oxidación.

Ejemplos de esto abundan en la tabla, por ejemplo, todos los metales del grupo uno como el sodio, el litio o el potasio, así como los elementos del grupo 2 como el calcio, el berilio o el magnesio tienen un único estado de oxidación. Para este caso se tienen dos opciones igual de válidas: La primera es no agregar ningún sufijo y simplemente se plantea como x de elemento, siendo x el nombre de la familia de sustancia y elemento el nombre del elemento específico con el cual se está trabajando. La segunda opción es agregan el sufijo –ico al terminar el nombre del elemento eliminando su última vocal, que generalmente es una –o.

👉         En caso de que un elemento tenga dos estados de oxidación

El menor estado de oxidación emplea el sufijo -oso y el mayor estado de oxidación el sufijo -ico: ocurre en el hierro o en el cobre. Cabe anotar que con el sufijo -ico siempre hay un cambio de acentuación, y la sílaba previa al -ico debe poseer una tilde en nuestro idioma español dado que la palabra siempre se transforma en una esdrújula. Con el sufijo oso también hay un cambio de acento y la palabra se transforma en una palabra grave den el idioma español y no posee tilde nunca. 

👉         En caso de que el elemento tenga tres estados de oxidación

Se emplea ya el primer prefijo llamado hipo- en conjunción con el sufijo -oso para el menor estado, y los dos siguientes operan como en el caso anterior.

👉         En caso de que el elemento tenga cuatro estados de oxidación

En este caso se emplean los tres anteriores para las valencias menores, y para la valencia más alta se emplea el prefijo per- y el sufijo -ico.

4.4 Prefijos para aniones

Cuando hablamos de aniones hablamos de la parte negativa de una molécula, incluso las moléculas ternarias actúan como binomios con una parte positiva y otra negativa. En caso de que el anión sea un elemento no metálico sin compañía del oxígeno se emplea la terminación –uro como en los hidruros. De esta forma se crea el nombre genérico de las salves binarias como los sulfuros, cloruros o bromuros. En caso de que estemos hablando de un anión compuesto por un no metal y oxígenos, las terminaciones –oso se cambian por –ito y las terminaciones –ico por –ato.

Como se mencionó anteriormente, la nomenclatura tradicional sufrió de adiciones poco sistemáticas durante los siglos que duró en uso, por lo que algunos ácidos pueden presentar pre-prefijos como orto-, meta-, para-, di-, bi- entre otros. Dado que la nomenclatura tradicional se supone en desuso, asumiremos estos nombres simplemente como nombres triviales, y nos enfocaremos en la nomenclatura IUPAC para enfrentar a los ácidos y iones complicados que requerían estas expansiones a las reglas básicas.

5. Generalidades de la nomenclatura Stock

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La nomenclatura Stock emplea la misma estructura binomial y los mismos nombres de familia, sin embargo, se intenta representar el estado de oxidación del elemento que da el nombre específico por medio de un paréntesis y un numeral romano. Hay que destacar que Alfred Stock propuso originalmente que fueran numerales arábigos, pero lamentablemente su propuesta fue dejada de lado, aunque sería retomada en la nomenclatura IUPAC (Clugston & Flemming, 2000; Connelly et al., 2005; Housecroft & Sharpe, 2008).

5.1 Nombres sencillos

En los óxidos, hidróxidos, hidruros, y ácidos el nombre genérico representa entidades que poseen estados de oxidación fijos, por lo que únicamente al nombre específico se le da la descripción de su estado de oxidación en numerales romanos.

5.2 Nombres en los que dos componentes tienen estados de oxidación variables

Ya sé que no es muy sistemático, pero la idea es que los dos componentes del nombre pueden variar en estados de oxidación, como ocurre en las sales, esta parte casi nunca se menciona escolarmente, pues la Stock solo se trabaja para aquellos compuestos como los que mencionamos en el numeral anterior, en el que un elemento del nombre posee estado de oxidación constante. Así que ¿Qué sucede en las sales con la nomenclatura Stock? Las sales se resuelven por medio de una mezcla de reglas, el anión o parte negativa funciona por las reglas de la nomenclatura tradicional, mientras que el catión o parte positiva, que generalmente es un metal, funciona por medio de la regla Stock con paréntesis y numerales romanos. La nomenclatura Stock no está desarrollada para los casos de los ácidos y correspondientes sales complicadas, así que nuevamente se reitera que la nomenclatura más adaptable a situaciones extrañas es la IUPAC.

6. Generalidades de la nomenclatura IUPAC

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La nomenclatura sistemática o IUPAC es el sistema que más se desearía emplear, en especial porque toda la nomenclatura orgánica se basa en este sistema. Sería más fácil aprender un solo juego de reglas, para la nomenclatura orgánica y para la nomenclatura inorgánica, sin embargo, algunos nombres sistemáticos pueden llegar a ser bastante complejos (además la nomenclatura orgánica NO es binomial). Sin embargo, la nomenclatura IUPAC tiene sus propias combinaciones, ya que no hablamos que un púnico juego de reglas, sino de varios sistemas que habían de forma concomitante y que se relacionan en el libro rojo de la nomenclatura inorgánica. 

6.1 Niveles de complejidad

La IUPAC reconoce que el nombre de una determinada sustancia dependerá de los objetivos y avance tecnológico de un campo de investigación. De acuerdo a lo anterior, tenemos varios niveles de complejidad, a los cuales asociamos diferentes tipos de nombres, sean estos IUPAC, simi-sistemáticos o triviales.

👉         Nivel cero, uso

Aquellos que requieren el uso de sustancias químicas para uso cotidiano, pero no necesitan conocer la estructura o propiedades más allá del uso que se da en un oficio particular, Estos nombres son localizados, y se denominan como triviales. Muchos de ellos se heredaron de la era previa a la revolución química de Lavoisier y colaboradores. Un ejemplo muy común en Colombia es el ácido muriático (HClO₄).

👉         Nivel 1, iniciación

Más allá del nombre trivial, tenemos algunos que han sido iniciados en los caminos de la química, para ellos tenemos los nombres semi-sistemáticos, los cuales dan alguna información de la sustancia, aunque dicha información sea limitada y no permita obtener la predicción de la composición. La mayoría de los nombres comunes de los oxoácidos y sus respectivas sales caen bajo esta categoría. Esto se debe a que la etiqueta básica puede esconder muchas otras sustancias semejantes a las que denominamos en conjunto cono isómeros. Estos nombres son conocidos como semi-sistemáticos, dado que pueden ser empleados en investigaciones básicas o que no necesitan una descripción más detallada. Cabe destacar que este es el nivel al que se aspira si solo se estudia la nomenclatura tradicional.

👉         Nivel 2, formulación

Cuando el nombre permite recrear una formula molecular estequimetricamente válida se la denomina como verdaderamente sistemática. Solo un nombre en este nivel de complejidad se considera válido para la IUPAC.

👉         Nivel 3, tridimensionalidad

El tercer nivel de complejidad hace referencia a la configuración tridimensional de las sustancias en el espacio, como ocurre con los estereoisómeros en orgánica. El interés en generar descriptores de este tipo ha ido creciendo rápidamente al interior de las comunidades de químicos inorgánicos, aunque la mayor diversidad de sustancias con las que hay que tratar hacen de esto una tarea particularmente complicada.

6.2 Tipos de nomenclatura IUPAC

Durante el desarrollo de la nomenclatura sistemática han surgido a su vez varios subsistemas para la construcción de los nombres. Cada sistema posee su propia lógica inherente. Algunos sistemas son remarcablemente más fáciles que otros y en consecuencia más aceptables. Hay que estar pendientes de no combinar los sistemas. La nomenclatura sistemática en consecuencia puede dividirse en tres sistemas de nomenclatura: composicional, substitutiva y aditiva.

👉         Nomenclatura de composición

Se basa en los componentes y omite la información estructural de las sustancias. Y nuevamente podemos tener alternativas, pero la más común es la generación de nombres estequiométricos. Esta es por mucho la nomenclatura sistemática más aceptada, y la que intentaremos trabajar siempre que sea posible: O₂ Dioxígeno; O₃ Trioxígeno; Fe₂O₃ Dioxido de trioxígeno; Na₃Ni Bismuturo de trisodio.

La forma más compleja de nomenclatura estequiométrica es la denominada nomenclatura del hidrógeno empleada para nombrar los ácidos oxoácidos y sus correspondientes aniones. Existen otros tipos de nomenclatura de adición, pero que más allá de la mera información estequiométrica también proporciona información sobre la configuración tridimensional de la molécula, el problema es que para usarla hay que ser muy bueno prediciendo la fórmula estructural de la sustancia, o tener acceso al índice de la fórmula estructural.

👉         Nomenclatura de sustitución

Se la puede considerar como la hermana de la nomenclatura orgánica y se emplea para las sustancias homólogas al primer hidrocarburo, el metano o CH₄. Dado que se trata de sustancias homólogas al metano estamos tratando con los hidruros más simples de los no metales, los cuales reciben el nombre genérico de hidruros progenitores. Aunque es una nomenclatura semejante, posee algunas diferencias notables, por lo que se la diferencia de la nomenclatura orgánica y de la nomenclatura de los hidruros del boro. Dado que se trata de una nomenclatura empleada ad hoc para los hidruros no metálicos, la veremos precisamente cuando estudiemos a estas sustancias.

👉         Nomenclatura de adición

La nomenclatura aditiva trata a una especie química como una combinación de un átomo central asociado a unos ligandos, o en niveles de complejidad mayor, una molécula central rodeada de ligandos. En consecuencia, es una nomenclatura diseñada específicamente para los compuestos de coordinación, los cuales no veremos en esta sección, así que si es lo que busca es conveniente ir al libro rojo.

7. Semántica de la nomenclatura IUPAC

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Para evitar el colapso del sistema, como le ocurrió a la tradicional, la nomenclatura sistemática debe revisarse constantemente a medida que la investigación de frontera sigue produciendo nuevas sustancias, que plantean nuevos retos a los sistemas de nombramiento. La IUPAC a través de la División de Nomenclatura Química y Representación Estructural formada en el año de 2001 estudia todos los aspectos de la nomenclatura inorgánica recomendando las prácticas más racionales para enfrentar los retos específicos de cada campo, como escribir una fórmula o dar un nombre semántico. Nuevas reglas deben surgir constantemente para impedir la generación de descriptores ad hoc que no se ajusten al sistema general, o que solo sean conocidos por unos cuantos.

El bautizo sistemático de una sustancia inorgánica involucra la construcción de un nombre a partir de entidades que son manipuladas de acuerdo a procedimientos que proveen información de la composición y la estructura de sus respectivas moléculas. La base de la nomenclatura son los nombres de los elementos, y a este respecto es importante destacar que la nomenclatura IUPAC si emplea raíces latinas para algunos de ellos, especialmente cuando estos están involucrados en aniones. Los nombres de los elementos son combinados con prefijos y sufijos para construir un nombre. La nomenclatura sistemática emplea principalmente prefijos numéricos que se dividen en dos ramas principales, los prefijos numerales y los prefijos numeralis. Y a su vez los prefijos numerales se dividen en dos, los orgánicos y los inorgánicos. Estos últimos dos se diferencian únicamente en los descriptores para las primeras cuatro magnitudes de repetición atómica, y de allí en adelante son iguales. Por otro lado, los sufijos tienden a ser rezagos y reciclados de algunos sufijos de la nomenclatura tradicional.

Existen múltiples formas aceptadas para la construcción de los nombres: composición, sustitución, adición. Por lo que una misma sustancia puede tener más de un nombre IUPAC aceptable con diferentes grados de complejidad. Esto es especialmente verdadero en los ácidos, en los cuales tenemos nombres que indican la cantidad de átomos y otros que indican el modo en que estos se enlazan. Independiente de eso, los nombres IUPAC poseen los siguientes componentes:

7.1 Nombre o raíz: 

Es el nombre de los elementos involucrados, y en ocasiones se debe emplear las raíces latinas, especialmente cuando el elemento en cuestión se encuentra en un anión, y eso incluye si estamos tratando de aniones metálicos, lo cual es raro, pero es posible.

7.2 Prefijos multiplicatorios:

Indican la cantidad de veces que se repite un átomo “prefijo numeral” o la cantidad de veces que se repite un grupo “prefijo numeralis”.

7.3 Indicadores de carga:

Que pueden ser sufijos numéricos a la Stock o sufijos semánticos a la tradicional.

7.4 Indicadores de familia de sustancia: 

Esto se conserva desde la tradicional excepto para los ácidos. Estos pueden ser palabras en nombres binomiales como en los óxidos o pueden ser sufijos indicando que se trata de un anión como en os ácidos o sales.

7.5 Otros prefijos y sufijos: 

Estos indican características especiales de átomos o grupos, por ejemplo, que uno de los átomos posea un estado de oxidación diferente del resto.

7.6 Localizadores: 

Funcionan igual que en química orgánica e indican donde se encuentra algo raro en un compuesto largo.

7.7 Descriptores geométricos: 

Que indican si estamos hablando de cadenas lineales, ramificadas o con configuraciones geométricas más complicadas.

7.8 Puntuaciones: 

Que indican estados de la sustancia poco comunes o especiales como en el caso de los radicales. 

8. Gramática de la nomenclatura IUPAC

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Como se inició en este relato, la nomenclatura química debe considerarse como un idioma independiente con sus propias reglas de sintaxis. Los nombres de los elementos son la base, y estos se ensamblan con otros símbolos para crear descriptores de sustancias. La sintaxis son reglas gramaticales para la construcción de expresiones con significado, en este caso, el significado hace referencia a sustancias, sean reales o teóricas. Después del nombre de elemento o raíz latinizada hay otro elemento importante en la nomenclatura y son los prefijos, sufijos o infijos. Estos son palabras o sílabas colocadas al inicio “prefijo”, en medio “infijo” o al final “sufijo” de una expresión para dar significado químico. Estas sílabas dan información sobre la cantidad de átomos, la cantidad de grupos, o la carga. Sin embargo, estos componentes solo funcionan para sustancias binarias simples como los óxidos, y a ocasiones en los que la cosa se complica. A continuaciones realizaremos un resumen de los componentes gramaticales de los nombres de sustancia en la nomenclatura IUPAC. Cabe destacar que el libro rojo contiene mucha información que escapa del objetivo del presente escrito, así que solo realizaré una adaptación conveniente de los símbolos que veremos en las siguientes secciones. Si desea ampliar la información lo mejor es revisar el libro rojo.

8.1 Nombre de elemento

Fundamento de construcción, y serán descritos en el siguiente capítulo.

8.2 Prefijos numerales

I ndican la cantidad que se repite un determinado átomo. También se pueden emplear en grupos, pero estos generalmente son grupos que provienen de los hidruros progenitores. Como se mencionó anteriormente, estos prefijos se dividen en dos, los empleados en orgánica y en inorgánica, aunque no son todos.

Tabla 8.1. Tabla de prefijos numerales, los de uso más común son los del 20 hacia abajo.

8.3 Prefijos numeralis

Son empleados especialmente cuando se repiten grupos aniónicos en las sales ternarias. El prefijo numeralis debe ser seguido por un corchete que encierra al grupo que se repite.

Tabla 8.2. Tabla de prefijos numeralis.

8.4 Símbolos de agrupación

Los símbolos de agrupación son tres, paréntesis (), llaves {} y corchetes []. Para casos de agrupaciones simples, que es virtualmente todo lo que se ve en términos básicos, lo que se emplea es el paréntesis. En caso de una anidación simple el corchete encierra al paréntesis [()]. Para grupos más complejos se emplea la siguiente regla: [( )], {[( )]}, ({[( )]}), etc. En caso de que necesitemos encerrar fórmulas, el orden es el siguiente [ ], [( )], [{( )}], [({( )})], [{({( )})}], etc. Los corchetes pueden emplearse de forma inmediata en fórmulas moleculares para compuestos de coordinación. Los paréntesis también se pueden emplear como sufijos que indican cargas como en el caso de los iones: hierro(2+). Existen otros usos que serán expresados en los capítulos específicos para cada tipo de sustancia.

8.5 Prefijos geométricos

Determinan la configuración geométrica de una molécula larga. Los más comunes son ciclo-, catena-, cis-, trans- ya que estos también son de uso común en orgánica, pero adicionalmente pueden presentarse otras configuraciones geométricas como: triangulo, quadro, tetrahedro, octahedro, closo, nido y aracno.

8.6 Superíndices

Los superíndices se emplean para determinar la carga y/o la radicalización de una sustancia. Los exponentes de carga emplean los símbolos positivos y negativos precedidos por la cantidad de cargas. La primera carga de ambos polos solo se presenta como exponente + o -. De allí en adelante antecede un numeral arábigo, así para dos cargas positivas el exponente es 2+, para tres es 3+. Es importante no invertir el órden +2 o +3 ya que allí ya no serían cargas reales, sino meros estados de oxidación, valla que los conceptos de parecen, pero no son lo mismo.

8.7 Designadores de carga en los nombres.

También con los símbolos positivo o negativo en el mismo orden anterior, pero haciendo parte de un sufijo encerrado entre paréntesis, indica la carga del ion en un nombre: hierro(3+).

8.8 Guiones largos

Se emplean para designar enlaces metal a metal o para separar los componentes de una sustancia hidratada.

8.9 Fracción estequimétrica

Permite indicar la cantidad de moléculas en un compuesto hidratado por ejemplo BF₃·2H₂O se denominará trifluoruro de boro – agua (1/2). También se emplea para coordinaciones homólogas al agua: BiCl₃·3PCl₅ trocloruro de birsmuto–pentacloruro de fósforo (1/3).

8.10 Puntos grandes

Los puntos grandes se emplean en el superíndice o como parte del sufijo numérico encerrado en un paréntesis para indicar la cantidad de electrones desapareados en un grupo radical. Su uso será resaltado en la sección de iones. Sin embargo, si en el exponente no está acompañado por un indicador de carga su significado cambia al de ser la parte positiva en la notación de estado sólido de Kroger–Vink.

8.11 Puntos medios

Los puntos medios se emplean para denotar la unión de dos especies químicas diferentes como ocurre en las sustancias hidratadas como BF₃·2H₂O.

8.12 Las comas

Al igual que en la química orgánica, las comas se emplean para separar los numerales localizadores que se emplean a su vez para señalar donde hay algo poco común en una molécula compleja.

8.13 Espacios

Se emplean en los nombres para separar la parte genérica de la parte específica, excepto en varias nomenclaturas de los ácidos, donde se genera un nombre monomial. Las fórmulas nunca contienen espacios.

8.14 Conjunciones vocales

Cuando se ensamblan los nombres con prefijos multiplicadores y quedan diptongos, incluso aquellos con la misma vocal, se los deja tal cual y no se fusiona la palabra. Por ejemplo, se consideraría un error tetragua, y por consiguiente debe emplearse prefijo y nombre completo tetraagua. Sin embargo, esta regla no parece ser muy estricta ya que el nombre aceptado para el primer óxido del carbono es monóxido de carbono y no monoóxido de carbono.

8.15 Numerales arábigos de subíndice

Indican la atomicidad, en las fórmulas, en otras palabras, la cantidad de átomos de un determinado elemento. Los 1 no se escriben.

8.16 Numerales arábigos como superíndice

Indican las cargas y/o electrones radicales presentes. Los 1 no se escriben.

8.17 Numerales arábigos indicadores de molecularidad

Las sustancias hidratadas y homólogas vienen con valores que indican que tanta molécula de una especie química se encuentra en el complejo, esos valores son arábigos grandes a la izquierda de la molécula.

8.18 Indicadores isotópicos

Siendo subíndices o superíndices a la izquierda del símbolo del elemento dan información sobre la naturaleza física, como el número de masa y el numero atómico. A no ser que estemos trabajando con isótopos raros estos casi nunca se expresan, ya que se asume que se trabaja con el isótopo más común en el planeta Tierra.

8.19 Numerales arábigos como sufijo

Al interior del paréntesis y antes del signo de carga indican la cantidad de cargas existentes, en este casi si se escriben los 1 por ejemplo en sodio(1+). Si al interior del paréntesis no hay signo positivo o negativo y además se trata de una molécula del boro el significado cambia a indicar la cantidad de átomos de hidrógeno presentes en la molécula.

8.20 Indicadores de posición.

Hay dos tipos, los normales que se emplean igual que en química orgánica, y en la notación λ de los hidruros progenitores como un superíndice a la derecha, que indica la cantidad de enlaces raros de un determinado elemento central.

8.21 Procedimientos generales

Para elegir cual nomenclatura usar simplemente hay que preguntarse qué es lo que se necesita. Para un nivel introductorio a la química en la cual no nos preocupamos por los hidruros no metálicos raros, simplemente es necesario estudiar la nomenclatura de composición estequiométrica, si se desea estudiar los hidruros hay que darle a la de sustitución, y si se desea estudiar los compuestos de coordinación la mejor opción es la de adición.

9. Nomenclatura de elementos e isótopos

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Aunque todo elemento es una sustancia compuesto por átomos de un mismo tipo, no todos los átomos de un mismo tipo alcanzan para formar una sustancia elemental reconocible. Es paradójico en el sentido de estar acostumbrados a diferencia entre los dos asuntos, sin embargo, la propia nomenclatura química nos permite plantear la diferencia. Cuando nombramos átomos elementales, pero no sustancias, generalmente empleamos el nombre del elemento a secas sin hacer referencia a su estado elemental, además para ser más precisos empleamos una nomenclatura más física que nos permite distinguir entre los isótopos. Cuando hablamos de un elemento como sustancia debemos hacer referencia a su estado de sustancia, por ejemplo, el gas de oxígeno molecular, o el hierro metálico. En esta sección nos enfocaremos en los nombres de los elementos en cuanto a átomos aislados de toda realidad sustancia, o sea, sin tomar en cuenta que tipo de sustancias forman, refiriéndonos casi que exclusivamente a como se los entiende en base a la teoría del átomo.

9.1 Reglas para la escritura del símbolo químico

Un detalle fundamental para la nomenclatura y la formulación en química, ya sea orgánica o inorgánica es la capacidad de escribir en un lenguaje común, independiente del lugar o el idioma. En este sentido la nomenclatura química creada por Lavoisier y sus sucesores toma estas ideas de estandarización de la nomenclatura biológica linneana (Hendry, 2010; Shimao, 1972). Por lo anterior, las sustancias puras simples o elementos han recibido una serie de nombres que pueden ser abreviados en lo que denominamos el símbolo químico. A diferencia de los nombres que pueden cambiar en diferentes países, los símbolos son estandarizados independientemente al idioma, siendo en últimas el verdadero lenguaje químico. Escribir los nombres de los elementos no es muy complejo, pero del mismo modo que son pocas reglas, su aplicación es sumamente estricta: Primera regla para escribir el nombre de un elemento químico: La primera letra debe escribirse en mayúscula estándar: 

Ejemplo 9‑1: H Hidrógeno; K potasio; C carbono; N nitrógeno; O oxígeno; F Flúor.

Segunda regla para escribir el nombre de un elemento químico: Las letras restantes deben escribirse en minúsculas estándar.

Ejemplo 9‑2: Li litio; Na sodio; Rb rubidio; Mg magnesio.

Decimos estándar debido a que muchos estudiantes pueden manejar una caligrafía modificada, por ejemplo, emplear un único set de símbolos “todas mayúsculas” y diferencias las letras capitales solo por su tamaño. Aunque para el lenguaje ordinario este sistema es aun entendible –pero me da la impresión de que es un error caligráfico –en los símbolos químicos esto ¡NO SIRVE! Un ejemplo son los símbolos para el titanio y el talio, si no se distingue ( ) por el símbolo, el estudiante puede confundir estos dos elementos (  y Tl). En consecuencia, apreciado alumno, sea estricto con la escritura de sus símbolos, y especialmente, sea consiente de diferenciar las letras capitales.

Tabla 9.1. Elementos cuyos símbolos derivan de nombres latinos o latinizados. Con asterisco se señala aquellos que son usados en la nomenclatura tradicional todavía.

9.2 Los nombres de los elementos químicos

Debido a que las sustancias puras simples o elementos son la base sobre la cual vamos a crear los nombres de los compuestos, resulta conveniente saber al menos un poco de su nomenclatura. Los nombres de los elementos químicos son en su mayoría arbitrarios, no existe una razón sistemática para llamarlos de un modo o de otro, por lo que su descripción lingüística obedece más a los accidentes de la historia que a una planificación exhaustiva.

Sin embargo, podemos describir dos grupos grandes dependiendo de la relación que tiene el símbolo del elemento con su nombre, especialmente en español. En primera instancia están los nombres que guardan relación directa con su símbolo atómico, y en segunda los que no lo guardan. Cuando usted analiza su tabla periódica puede observar que el símbolo del elemento suele ser la primera letra del nombre, y si está acompañado por otras letras, estas se encuentran también en el nombre del elemento. Otros elementos por el contrario no guardan relación alguna con sus símbolos atómicos. Continuación analizaremos algunas razones para la nomenclatura de los elementos químicos, haciendo énfasis en aquellos que poseen nombres variables.

👉         Nombres de elementos químicos que no concuerdan con sus símbolos

Los elementos químicos que no concuerdan con sus nombres en español o en inglés –casi que son los mismos –provienen de raíces mayoritariamente latinas. Conocerlos es muy importante para el adecuado manejo de uno de los tres grandes tipos de nomenclatura química, la nomenclatura tradicional, que aún hoy sigue siendo muy empleada a la hora de la comercialización de las sustancias.  Los nombres anteriores son o muy antiguos o relativamente antiguos como el fósforo que data más o menos de finales de la edad media y principios de la ilustración, otros nombres con aparente estructura latina son recientes, pero fueron bautizados con una estructura latina terminada en (-um) por parte de sus descubridores, incluyendo algunos que se bautizaron en honor a científicos célebres.

Sin embargo, la nomenclatura sistemática nos dice que se emplean los nombres latinos para los casos en que están involucrados en aniones, por lo que en ocasiones si es bueno tener en cuenta toda la lisa. Adicionalmente en ocasiones se emplean prefijos que reemplazan el nombre del elemento, por ejemplo, el nombre carbono es reemplazado completamente con prefijos numerales en la nomenclatura orgánica, y el nombre nitrógeno es reemplazado por la raíz az- de su nombre arcaico azote en la nomenclatura de sustitución de los hidruros progenitores en la nomenclatura sistemática.

👉         Nombres de elementos químicos que si concuerdan con sus símbolos

Los restantes elementos poseen nombres en español que si concuerdan con sus símbolos. Nuevamente reiteramos que la causa por la cual se da un nombre es completamente arbitraria e histórica. 

👉         Nombres de elementos químicos de dioses y/o planetas

Algunos elementos modernos recibieron nombres relacionados a dioses antiguos, aparentando ser elementos conocidos desde la antigüedad, un ejemplo es el helio, aislado por primera vez en 1895 por Sir William Ramsay, aunque los espectrómetros ya habían indicado evidencias de su existencia desde 1868 (Jensen, 2004). La historia del nombre latinizado del helio (helium) muestra un detalle gracioso, originalmente la finalización latinizante (-um) estaba propuesta solo para los metales, pero el astrónomo que propuso el nombre para el helio parece que no estaba enterado de tal propuesta, adicionalmente debido a la probable notación electrónica del helio, semejante a la de los metales alcalinotérreos pudo haberse inferido que este poseía un comportamiento metálico (Jensen, 2004).

👉         Nombres de elementos químicos generadores (-genos)

Tres elementos poseen el sufijo (-genos) que quiere decir creación o principio de. Estos elementos son el hidrógeno, el nitrógeno y el oxígeno. Como esto sugiere, sus nombres refieren a la propiedad de generar compuestos determinados. El hidrógeno ayuda a la formación del agua (hidro-geno), por lo que su nombre se lee como generador de agua. Aunque el oxígeno significaba originalmente generador de ácidos, debido a que la palabra ácido y oxido ahora significan cosas diferentes, el oxígeno aún posee el nombre apropiado de designar a un generador de óxidos. El nitrógeno significa generador de sales nítricas (está muy relacionado con natrium/sodio, por lo que es de esperar que la sal de nitrato de sodio sea la fuente de ambos nombres de elemento).

👉         Nombres de elementos químicos de lugares geográficos

En honor a lugares geográficos como países (Polonio → Polonia), continentes (Europio → Europa), regiones (Californio → California), o ciudades antiguas (Magnesio → Magnesia). En inglés estos elementos llevan típicamente el sufijo latinizante (-um).

👉         Nombres de elementos químicos de científicos ilustres

Por lo general los elementos radioactivos más pesados, y que tienden a ser sintéticos fueron nombrados en honor a científicos ilustres que trabajaron en la teoría atómica, la física nuclear y la mecánica cuántica: Erns Rutheford (Ruterfordio); Pierre y Marie Curie (Curio). En inglés estos elementos llevan típicamente el sufijo latinizante (-um).

👉         Nombres de elementos bautizados en 2016

Los elementos más recientes llevaban una nomenclatura sistemática que empleaba como base la palabra en inglés para desconocido (Unknown) pero que en español se traduce a (Unun-). Por ejemplo, el elemento del grupo ocho tiene la terminación –octium (Ununoctium), el del grupo seis (Ununhexium) entre otros. Dado que estos elementos han sido identificados en una comunidad científica que usa el inglés como lengua base, estos portan la terminación latinizante (-um) común para la mayoría de los elementos en lengua inglesa. Sin embargo los ununs solo fueron nombres provisionales a la espera de que pudieran sintetizarse sus átomos en laboratorios de forma real, cosa que solo se logró hasta el año 2016, por lo que ahora poseen nombres: nihonio (Nh), flerovio (Fl), moscovio (Mc), livermorio (Lv), tenesio (Ts) y oganesón (Og) (Francis, 2017).

9.3 Nombres de isótopo

Ahora bien, una cosa es el nombre base y otra cosa es la entidad física que existe en la naturaleza y que etiquetamos con dicho nombre. Los designadores que aparecen en la tabla periódica generalmente se emplean para nombrar al isótopo más común, sin embargo, un mismo elemento puede estar compuesto por más de un tipo de átomo, es lo que denominamos un isótopo. Los isótopos se distinguen por su número de masa, aunque su número atómico es el mismo, lo cual mantiene a sus propiedades químicas constantes. Existe una nomenclatura especial para escribir los símbolos y los nombres de los isótopos

👉         El símbolo de un isótopo

Sea X el símbolo de un elemento cualquiera, A su número de masa y Z su número atómico, entonces el símbolo del isótopo se escribe de la siguiente manera   (Connelly et al., 2005).

Ejemplo 9‑3: 

El número Z es quien guarda la identidad del átomo como perteneciente a un elemento determinado, mientras que el número A determina la masa del átomo, algunas masas son más estables que otras, por lo que la distribución de los átomos a cada isótopo no es homogénea. En el hidrógeno por ejemplo el isótopo dominante es el de masa 1. En algunos casos es aceptable colocar solo el número de masa (A) y el símbolo del elemento omitiendo el número Z ya que la información del número Z y del símbolo atómico es redundante, ambas hacen referencia a que el átomo pertenece a un elemento determinado. En esta segunda forma la estructura del símbolo es X-A:

Ejemplo 9‑4: H-1; H-2; H-3; He-4; Li-7.

👉         Nombre de un isótopo

Tradicionalmente los isótopos del hidrógeno reciben nombres propios: 

Ejemplo 9‑5:  

os demás elementos reciben una nomenclatura sistemática que sigue la siguiente estructura nombre-A:

Ejemplo 9‑6: Helio-4; Litio-7; Carbono-12; Nitrógeno-14; Uranio-238.

10. Formulación química

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Hasta ahora hemos visto a los elementos de forma reduccionistas, como entidades aisladas del todo que no se unen, sin embargo, en la naturaleza esto es cierto únicamente para los gases nobles, elementos que existen como átomos aislados con mínimas interacciones con otros átomos. Sin embargo, como se puede apreciar en la naturaleza, la materia interactúa para formar sustancias. La formulación química es el modelo que intenta representar las diferentes interacciones entre los diferentes átomos para formar moléculas y sustancias, ya sean elementales o compuestas. Sin embargo, como todo modelo, las fórmulas químicas tienen sus propias reglas.

Los nombres de los elementos y de las sustancias están sometidos a las particularidades de cada idioma, pero las fórmulas no, ellas están escritas a través de una serie de reglas que permiten su lectura por cualquier individuo entrenado en cualquier parte del mundo. En consecuencia, son las fórmulas quienes constituyen el verdadero lenguaje químico universal. En química inorgánica la formulación por lo general está encerrada a un tipo de fórmula, las fórmulas empíricas. De hecho, en su capítulo sobre formulación y nomenclatura química Matamala y Gonzalez (1976) nos hablaban que: abundan bachilleres con escasas nociones de formulación, y lo que es peor, que incurren en falsedades y disparates ofensivos a la vista. Sencillamente no les fue enseñado y más adelante fracasan en la resolución de problemas, por desconocer las fórmulas correctas de los compuestos que intervienen.

Las fórmulas empíricas son útiles para describir algunas propiedades de las fórmulas, pero no todas, es por esto que en este capítulo introduciremos otros tipos de fórmula que nos ayudaran a la hora de dar nombre a los compuestos y de tener mayor idea a la hora de abordar conceptos posteriores de la química inorgánica como el balanceo y los procesos de oxidación/reducción, aunque vale la pena aclarar que estas fórmulas no necesariamente representan la verdadera naturaleza de los enlaces al interior de una molécula. Podemos crear una hipótesis de fórmula que nos describe correctamente la cantidad de átomos, pero puede que físicamente el tipo de enlace que describimos y algunas propiedades eléctricas sean incorrectas. Eso no significa que nuestro modelo esté mal, sino que no sirve para todas las situaciones. Los modelos aquí descritos están enfocados a la nomenclatura química.

10.1 Fórmula y molécula química

Al igual que un modelo atómico es una forma de representar la realidad de un átomo, o que un mapa es la forma teórica de representar un lugar geográfico, durante el estudio de las moléculas emerge nuevamente la dualidad teoría/ fenómeno. Las fórmulas químicas son un mecanismo teórico, un modelo que intenta representar algunas de las propiedades de un fenómeno conocido como molécula química. Aunque en el lenguaje cotidiano del aula de química incluso los profesores solemos intercambiar ambas palabras como si se tratara de sinónimos, siempre debemos tener en cuenta que el fenómeno es por mucho, más complejo que la representación, generalmente bidimensional, que realizamos en el papel mediante las fórmulas. 

Figura 10.1.  Las fórmulas son el mejor intento de describir a las moléculas, teniendo en cuenta los datos experimentales y las necesidades del contexto de trabajo. En ocasiones el contexto requiere de fórmulas poco precisas.

Esta tendencia a unificar la teoría con el fenómeno no es exclusiva de la química, en la biología también sucede que no se hace diferencia entre la teoría de la evolución que es un modelo teórico que intenta representar algunas de las propiedades de los fenómenos evolutivos que son mucho más complejos (Gould, 1981). Esta complejidad molecular se lleva a su sentido más extremo en aquellas sustancias denominadas como “no estequiométrica”. Las moléculas no estequiométrica no pueden ser representadas por las leyes que empleamos normalmente durante la formulación química (Bevan & Hagenmuller, 2013), básicamente son sustancias que violan la ley de las proporciones definidas de Proust. Pero no se traumen, las sustancias no estequiométricas son sistemáticamente dejadas de lado por la química escolar, aunque si hay que decir que muchas de ellas son empleadas por los ingenieros como en superconductores de alta temperatura para crear super-imanes (Bevan & Hagenmuller, 2013).

10.2 Tipos de fórmulas moleculares

Antes de formular hay que entender que existen diferentes tipos de fórmulas, cada una con su propio reglamente, simbología y nivel de precisión. No siempre necesitamos una estructura muy precisa para describir un fenómeno. Las fórmulas moleculares se caracterizan por poder escribirse en texto, en medio de un párrafo, siendo consideradas texto normal.

👉         Fórmulas empíricas

Las fórmulas empíricas son expresiones lineales en las que se describe la cantidad relativa de átomos involucrados en la unión, aunque no necesariamente es la cantidad de átomos en la molécula real, está referenciada más al hecho de medir que al hecho de predecir. Sin embargo, a pesar de su simplicidad, con las fórmulas empíricas podemos dar inicio a la descripción de las propiedades generales que van a ir adquiriendo las demás fórmulas. Específicamente los subíndices de cantidad (Connelly et al., 2005).

El subíndice de cantidad indica la cantidad de átomos, pero afecta al elemento que se encuentra inmediatamente a la izquierda del elemento. Para acostumbrar al lector a este hecho de los modelos de formulación química, el subíndice será expresado con el código de color del elemento al cual afecta, sin embargo, en los ejercicios a lápiz y papel donde todo está con un solo color debe estar instintivamente memorizado este aspecto de las fórmulas químicas.

Ejemplo 10‑1: Las fórmula empírica para la glucosa: CH₂O.

👉         Fórmula molecular

En la fórmula molecular tenemos, idealmente, una representación de la cantidad absoluta de átomos presente en una molécula. Este es el tipo de fórmulas que más analizaremos en este capítulo de química inorgánica (Connelly et al., 2005). El problema fundamental es que, en muchas moléculas simples, la fórmula empírica y la fórmula molecular son las mismas y eso lleva a confusiones.

Ejemplo 10‑2: La fórmula molecular para la glucosa C₆H₁₂O₆. 

👉         Fórmula molecular de compuestos coordinados o hidratados

Formalmente denominados como compuestos de adición, estos se forman por la unión de dos especies químicas aparentemente independientes, donde una molécula actúa como centro y las demás como ligandos. La proporción de ligandos se indica con numerales arábigos a la derecha de la molécula (Connelly et al., 2005). Tenga en cuenta que los compuestos hidratados tienen propiedades físicas y químicas diferentes de sus versiones no hidratadas, además se las considera mezclas homogéneas en estado sólido.

Ejemplo 10‑3: Carbonato de calcio hidratado NaCO_3*H₂O; ácido sulfhídrico hidratado H₂S_*H₂O.

👉         Estructural condensada

La fórmula estructural condensada se asemeja a la fórmula molecular en el sentido de que es una entidad lineal que podemos escribir al interior de un texto. La fórmula estructural condensada intenta representar la conectividad de los átomos sin dibujar los enlaces, y al mismo tiempo representa la cantidad absoluta de átomos en la molécula. Este tipo de fórmulas es más complejo y requiere conocer algunas reglas, como el tipo de sustancia con el cual se está trabajando (Connelly et al., 2005). 

Ejemplo 10‑4: Fórmula estructural condensada de la glucosa HCO(CHOH)₅H.

10.3 Fórmulas estructurales

Las fórmulas estructurales buscan representar la conectividad y distribución de los átomos al interior de la molécula, pero igual hay varios tipos. Estas fórmulas no pueden hacer parte del texto y se consoderan figuras.

👉         Balones y palos

En química, el modelo bolas-y-palos es un modelo molecular de una sustancia química que sirve para mostrar tanto la posición tridimensional de los átomos y los enlaces entre ellos. Los átomos están típicamente representados por esferas daltonianas, conectadas por varillas que representan los enlaces. 

Figura 10.2.  Modelos de bolas y palos. Las fórmulas de bolas y palos sirve ya sea en modelos abstractos o en modelos físicos de plástico para representar la conectividad de las moléculas y su geometría molecular.

Los enlaces dobles y triples suelen estar representados por dos o tres barras curvadas, respectivamente, aunque esto no represente adecuadamente las entidades matemáticas que predicen sus formas en el espacio llamadas orbitales. En un buen modelo, los ángulos entre las varillas deben ser los mismos que los ángulos entre los enlaces, y las distancias entre los centros de las esferas deben ser proporcionales a las distancias entre los correspondientes núcleos atómicos. El elemento químico de cada átomo se indica a menudo por el color de la esfera.

En un modelo de bolas-y-palos, el radio de las esferas es generalmente mucho menor que las longitudes de varilla, con el fin de proporcionar una visión más clara de los átomos y los enlaces a lo largo del modelo. Como consecuencia, el modelo no proporciona una visión clara sobre el espacio ocupado por la molécula. En este aspecto, los modelos de bolas-y-palos son distintos de los modelos de llenado de espacio (Calotte), donde los radios de la esfera son proporcionales a los radios atómicos en la misma escala que las distancias de los átomos y, por tanto, muestran el espacio ocupado, pero no los enlaces. Los modelos de bolas-y-palos pueden ser artefactos físicos o modelos de computadora virtual. Los primeros se construyen generalmente a partir de kits de modelado molecular, que consta de varios resortes helicoidales o varillas de plástico flexible, y una serie de bolas de plástico con orificios preperforados. Los colores de la esfera comúnmente siguen la coloración CPK. Algunos cursos universitarios sobre química requieren que los estudiantes compren estos modelos como material de aprendizaje.

En 1865, el químico alemán August Wilhelm von Hofmann fue el primero en fabricar modelos moleculares de bolas-y-palos. Él usó tales modelos en la conferencia en la institución real de Gran Bretaña (Coleman, 2014; Zeinalipour-Yazdi, Pullman, & Catlow, 2016).

👉         Modelos de Lewis o punto-enlace

Figura 10.3.  Modelos de punto y enlace. Los pares de electrones entre átomos representan enlaces, y los pares de electrones libres los no enlazantes, aquí aplicamos la ley del octeto, excepto para el hidrógeno.

Son diagramas que muestran la unión entre los átomos de una molécula y los pares solitarios de electrones que pueden existir en la molécula.

Se puede dibujar una estructura de Lewis para cualquier molécula unida covalentemente, así como para compuestos de coordinación. La estructura de Lewis fue nombrada después de Gilbert N. Lewis, que lo introdujo en su artículo de 1916 el átomo y la molécula.  Las estructuras de Lewis pueden ser dos tipos, las mas comunes son las de punto-enlace “imagen anterior” que representan a todos los electrones como puntos, pero también pueden ser de enlace y electrón donde los electrones compartidos que forman enlaces se representan como vínculos o líneas, cada línea representa dos electrones enlazantes.

Las estructuras de Lewis muestran cada átomo y su posición en la estructura de la molécula usando su símbolo químico. Las líneas se dibujan entre átomos que están unidos entre sí (se pueden usar pares de puntos en lugar de líneas). El exceso de electrones que forman pares solitarios se representan como pares de puntos y se colocan junto a los átomos. Aunque los elementos del grupo principal del segundo período y más allá reaccionan generalmente ganando, perdiendo o compartiendo electrones hasta que han logrado una configuración de electrón de la cáscara de valencia con un octeto completo de electrones, otros elementos obedecen reglas diferentes. El hidrógeno (H) sólo puede formar enlaces que compartan sólo dos electrones, mientras que los metales de transición a menudo se ajustan a un duodecteto.

👉         Fórmula de barra y enlace

En las fórmulas de líneas se representa cada pareja de electrones enlazantes covalentes como una línea, pero los enlaces iónicos se siguen representado con una expresión de punto-enlace o simplemente representando las cargas del dipolo iónico. En resumen, solo presentamos como líneas los enlaces covalentes y covalentes polares. En ocasiones los electrones no enlazantes también se presentan como puntos. Básicamente es una estructura de enlace de Lewis sin los electrones desapareados. Se denomina completa debido a que se representan todos los átomos en l molécula, lo cual para las moléculas orgánicas resulta un poco molesto, debido a la gran cantidad de hidrógenos que hay.

Figura 10.4.  Modelo de barra y enlace. Por mucho son lo más común que vamos a tener en este capítulo introductorio, cada enlace representa a dos electrones compartidos.

👉         Fórmula de esqueleto

La fórmula esquelética, también llamada fórmula lineal o fórmula taquigráfica, de un compuesto orgánico es un tipo de fórmula estructural molecular que sirve como representación abreviada de la unión de una molécula y algunos detalles de su geometría molecular. 

Figura 10.5.  Modelo de esqueleto. Los carbonos e hidrógenos unidos a estos están implícitos en puntas y vértices, para enfocarnos únicamente en los grupos funcionales.

Una fórmula esquelética muestra la base de una molécula, que se compone de los átomos de carbono que forman la molécula. Se representa en dos dimensiones, como en una página de papel. Emplea ciertas convenciones para representar átomos de carbono e hidrógeno, que son los más comunes en química orgánica, así como la tridimensionalidad si es necesario.

La técnica fue desarrollada por el químico orgánico Friedrich August Kekulé von Stradonitz. Las fórmulas esqueléticas se han vuelto omnipresentes en la química orgánica, en parte porque son relativamente rápidas y fáciles de dibujar. Pueden considerarse estructuras de Lewis abreviadas observando las siguientes convenciones: 

👉           un átomo de carbono se indica como el término de un segmento de línea o el punto de encuentro de segmentos de línea; 

👉           los átomos de hidrógeno conectados a los átomos de carbono no se muestran, sino que están implícitos, de modo que cada átomo de carbono está unido al número de átomos de hidrógeno que satisfaría la regla del octeto “en términos practicos es satisfacer el poder de enlace de cada átomo, por ejemplo, para el carbono es 4, para el nitrógeno es 3 o para el oxígeno 2”, o de otra manera mantener la consistencia con la carga formal y el número de Electrones no enlazantes en el carbono; 

👉           heteroátomos y átomos de hidrógeno unidos a ellos se muestran como un solo grupo (por ejemplo, OH, NH₂) sin mostrar explícitamente los enlaces heteroátomo - hidrógeno; 

👉           se muestran opcionalmente pares de electrones no unidos en heteroátomos. Como en una estructura de Lewis, un segmento de línea doble o triple indica unión doble o triple, respectivamente.

Aunque las proyecciones de Haworth y las proyecciones de Fischer parecen algo similares a las fórmulas esqueléticas, existen diferencias en las convenciones utilizadas, que el lector necesita conocer para comprender los detalles de una molécula. Adicionalmente, las fórmulas de esuqleto serán las fórmulas estructurales preferidas a todo lo largo de la química orgánica, así que la describiremos con mayor profundidad en el siguiente capítulo.

👉         Proyecciones de Haworth

Una proyección de Haworth es una forma común de escribir una fórmula estructural para representar la estructura cíclica de los monosacáridos con una perspectiva tridimensional simple. La química orgánica y especialmente la bioquímica son las áreas de la química que más utilizan las proyecciones de Haworth.

Figura 10.6.   Proyección de Haworth para la glucosa.  Se usa para modelar azúcares cíclicos.

La proyección de Haworth fue nombrada en honor del químico inglés Sir Norman Haworth. Una proyección de Haworth tiene las siguientes características: 

👉           El carbono es el tipo implícito de átomo. En el ejemplo anterior los átomos numerados de 1 a 6 son todos átomos de carbono. El carbono 1 se conoce como carbono anomérico; 

👉           Los átomos de hidrógeno en el carbono están implícitos. En el ejemplo, los átomos 1 a 6 tienen átomos de hidrógeno adicionales no representados; 

👉           Una línea más gruesa indica los átomos que están más cerca del observador. Los átomos 2 y 3 (y sus correspondientes grupos OH) son los más cercanos al observador. Los átomos 1 y 4 están más alejados del observador. El átomo 5 y los otros átomos son los más lejanos; 

👉           Los grupos por debajo del plano del anillo en las proyecciones de Haworth corresponden a los del lado derecho de una proyección de Fischer. Esta regla no se aplica a los grupos en los dos carbonos del anillo unidos al átomo de oxígeno endocíclico.

👉         Proyecciones de Fischer

La proyección de Fischer, ideada por Hermann Emil Fischer en 1891, es una representación bidimensional de una molécula orgánica tridimensional por proyección. Las proyecciones de Fischer fueron propuestas originalmente para la representación de carbohidratos y usadas por los químicos, particularmente en química orgánica y bioquímica. El uso de proyecciones de Fischer en no carbohidratos no es aconsejable, ya que tales dibujos son ambiguos cuando se confunden con otros tipos de moléculas.

10.4 Isómeros, la importancia de las fórmulas estructurales

La teoría estructural les permitió a los primeros químicos orgánicos comenzar a resolver varios problemas fundamentales que los acosaban. En especial el problema del isomerismo. Estos químicos frecuentemente se encontraban con ejemplo de diferentes sustancias que tenían las mismas formulas moleculares pero que presentaban propiedades físicas y/o químicas diferentes. A estas sustancias se las denominó isómeros. Consideremos un ejemplo. Tenemos dos compuestos con la formula molecular C₂H₆O que son claramente diferentes debido a sus diferentes propiedades.

Observe que estos dos isómeros poseen puntos de ebullición y por eso uno es un gas a temperatura ambiente y el otro es un líquido. Debido a que la fórmula molecular de ambos compuestos es la misma, esta no nos sirve para entender las diferencias entre las propiedades físicas de ambas sustancias. La teoría estructural remedia esta situación al adjudicarle a cada sustancia una fórmula estructural diferente, con diferentes tipos de conexiones entre los átomos.

Posteriormente en 1874 las fórmulas estructurales originadas por kekulé, Couper y Butlerov fueron expandidas a las tres dimensiones por medio de trabajos independientes de JD van´t Hoff y JA Le Bel. Ambos propusieron que los hidrógenos en la molécula del metano (CH₄) se encontraban dispuestos como si estuvieran apuntando a las puntas de un polímero regular llamado tetraedro. Hasta entonces a la molécula de metano se la dibujaba plana como si fuera una cruz. El conocimiento de la disposición en tres dimensiones de las moléculas es vital para el entendimiento de la química orgánica y cualquier otra ciencia que dependa de ella como la bioquímica.

11. Fórmulas químicas teóricas

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Típicamente los libros de texto solo nos exponen un solo tipo de fórmulas en química inorgánica y es la fórmula molecular, sin embargo, para este capítulo trataremos de ver la fórmula estructural condensada y la fórmula estructural completa, pues en ellas podemos discutir algunas propiedades importantes de algunas sustancias comunes. Para esto nos enfocaremos primero en formular las sustancias químicas, recordando siempre que las fórmulas que proponemos a lápiz son en general hipótesis aproximadas de lo que ocurre en la naturaleza empleando la ley de la conservación de la carga.

11.1 Estabilidad de cargas de las moléculas

El truco para intentar predecir la fórmula empírica de una molécula es que hay que asegurar una NO ionización, eso implica que la molécula teórica debe ser estable electrónicamente. ¿y cómo se hace eso? Por lo general los elementos al formar moléculas adquieren cargas concretas, positivas o negativas. Los valores numéricos de dichas cargas se encuentran consignados en las tablas periódicas bajo la etiqueta de los estados de oxidación.

11.2 Estados de oxidación implícitos y explícitos

Por lo general cuando tratamos con una familia de sustancias uno o más de los miembros posee un estado de oxidación fijo, por ejemplo, para los hidruros el estado de oxidación del hidrógeno será -1, el cual se representa momentáneamente como un superíndice a lápiz sobre el símbolo del elemento. Mientras que el elemento central de la sustancia puede poseer uno o más estados de oxidación posibles. Dado que un elemento puede tener más de un estado de oxidación, repasaremos primero ese detalle. En la tabla periódica por lo general no se presentan todos los estados de oxidación de uso común, lo cual puede interpretarse como hacer trampa. De hecho, es muy común que así suceda con el hidrógeno.

👉           Estados de oxidación del hidrógeno. En la tabla periódica aparece como 1 generalmente, sin embargo, debería estar consignado como  1. Un estado de oxidación de  1 debe interpretarse como que el hidrógeno puede comportarse eléctricamente de tres formas diferentes H⁺¹; H⁰; H^-1. El hidrógeno de carga positiva se forma cuando este interactúa con sustancias de mayor electronegatividad como el oxígeno, la carga positiva se manifiesta cuando interactúa con elementos menos electronegativos como el hierro, y la carga cero cuando interactúa con otros átomos de hidrógeno de igual electronegatividad.

👉           Los metales como el calcio solo tienen estados de oxidación positivos, en este caso 2, pero nuevamente debe interpretarse como: Ca⁺²; Ca⁰. Nuevamente debe asumirse la existencia implícita del estado de oxidación cero.

👉           Los no metales tienen varios de estados de oxidación, el cloro por ejemplo aparece en las tablas periódicas de mano como ±1, 3, 5, 7, es importante tener en cuenta que el designador de carga ± solo afecta al número inmediatamente a su derecha, por lo que los estados del cloro se leen como Cl^-1; Cl⁰; Cl⁺¹; Cl⁺³; Cl⁺⁴; Cl⁺⁵; Cl⁺⁷.

11.3 Formulando compuestos binarios

Los compuestos binarios son aquellos formados por dos átomos de elementos diferentes que al unirse adquieren cargas virtuales, no se los denominan iones como tal hasta que se separan de nuevo y dichas cargas se hacen reales al intercambiar electrones. También se pueden formar entre iones complejos, siendo un ion complejo un grupo de átomos con una carga constante que funciona como si fuera un estado de oxidación al unirse en una molécula. Por ejemplo, el ion complejo hidroxilo o grupo hidroxilo posee una carga real de -1, por lo que al unirse en moléculas ese -1 funciona semejante a un estado de oxidación.

Dicho esto, a la hora de formular compuestos binarios para generar una fórmula teórico-empírica “una predicción de cómo debería ser la fórmula empírica o fórmula más simple” se debe aplicar la regla de aspa. Dicha regla permite obtener rápidamente una formula empírica. La regla de aspa es muy empleada en los libros de texto, especialmente los más modernos ya que facilita la introducción de varios conceptos de forma rápida (Chang & Overby, 2011; Ebbing & Gammon, 2008; Petrucci, Herring, Madura, & Bissonnette, 2010), aunque también es trabajada por libros más antiguos (Matamála, & Gonzalez, 1976). Emplearemos un ejemplo concreto para ilustrar los pasos de la regla de aspa:

Emplee la regla de aspa para la hipotética la fórmula empírica de la molécula binaria formada por el oxígeno en estado de oxidación 2 y el hierro en estado de oxidación 3. Los pasos a seguir son: (1) escriba los datos que el ejercicio entrega, (2) cruce los valores, pero como subíndice, (3) si ambos tienen un divisor común simplifique, (4) escriba la fórmula de respuesta.

Ejemplo 11‑1: Prediga la fórmula molecular binaria formada entre el ion férrico (hierro +3) y el ion óxido (oxígeno -2):

1- Escriba los datos que el ejercicio entrega. Fe⁺³   ;   O^-2

2- Cruce    los   valores    de     las    cargas, pero    como subíndices. Fe₂  ;   O₃

3- Revisar y los subíndices tienen común divisor, si lo tienen se simplifican dividiendo entre dicho común divisor. El 1 no se escribe.

4- Escribir la fórmula final: Fe₂O₃

En el caso anterior como los dos subíndices no poseen un divisor común no ejecutamos el paso (3). Segundo ejemplo, emplee la regla de aspa para la hipotética la fórmula empírica de la molécula binaria formada por el oxígeno en estado de oxidación 2 y el carbono de estado de oxidación 4.

Ejemplo 11‑2: Prediga la fórmula molecular binaria formada entre el ion carbono (carbono +4) y el ion óxido (oxígeno -2):

1- Escriba los datos que el ejercicio entrega. C⁺⁴  ;   O^-2

2- Cruce    los   valores    de     las    cargas, pero    como subíndices. C₂  ;   O₄

3- Revisar y los subíndices tienen común divisor, si lo tienen se simplifican dividiendo entre dicho común divisor. El 1 no se escribe. C  ;   O₂

4- Escribir la fórmula final: C O₂

En el caso anterior los valores 2 y 4 ambos son divisibles entre 2. Hay que destacar que a la hora de expresar la respuesta final hay que quitar todos los 1 ya que este valor no se escribe, pues seguimos las mismas reglas del álgebra. 

11.4 Regla de aspa para grupos

Un grupo es una asociación de átomos que se comporta como una unidad, y es susceptible de ser ejecutado bajo la regla de aspa. Por ejemplo. Formular el hidróxido formado entre el calcio de estado de oxidación 2 y el grupo hidroxilo “nota, el grupo hidroxilo posee una carga real de -1”. En la regla de aspa no nos importa la carga sino el valor, así que tomamos la carga del grupo hidroxilo del siguiente modo. (1) Escribir los datos que nos dan, las cargas de los grupos se escriben como valores sin signos, además es mejor encerrar los grupos entre paréntesis, (2-3) proceder como se hace normalmente en la regla de aspa, (4) si el subíndice del paréntesis/grupo es 1 se borra el paréntesis y el 1 en la respuesta final, aunque no es obligatorio se ve mejor, (5) escriba la respuesta.

Ejemplo 11‑3: Prediga la fórmula molecular binaria formada entre el ion carbono (carbono +4) y el ion óxido (oxígeno -2):

1- Escriba los datos que el ejercicio entrega. Ca⁺²   ;   OH^-1

2- Cruce    los   valores    de     las    cargas, pero    como subíndices: Ca  ;   (OH)₂

3- Revisar y los subíndices tienen común divisor, si lo tienen se simplifican dividiendo entre dicho común divisor. El 1 no se escribe.

4- Escribir la fórmula final: Ca(OH)₂

Dado que muchas moléculas inorgánicas son dipolos, la regla de aspa es bastante útil, aunque claro, el secreto está en conocer las cargas de los grupos iónicos, lo cual para los estudiantes nuevos no es el caso. Es por esto que es necesario conocer el comportamiento de los átomos individuales en cada una de las familias principales de sustancias.

Ejemplo 11‑4: Prediga la fórmula molecular binaria formada entre el ion amonio   y el ion sulfato  :

1- Escriba los datos que el ejercicio entrega. NH₄⁺ ; SO₄^2-

2- Cruce    los   valores    de     las    cargas, pero    como subíndices. (NH₄⁺)₂;  SO₄^2-

3- Revisar y los subíndices tienen común divisor, si lo tienen se simplifican dividiendo entre dicho común divisor. El 1 no se escribe.

4- Escribir la fórmula final: (NH₄)₂SO₄

11.5 Fórmulas estructurales en química inorgánica

Las fórmulas estructurales son el método de visualización de las moléculas orgánicas, pero también son empleadas en química inorgánica. De hecho, se siguen relativamente las mismas reglas, estas pueden ser bidimensionales o emplear la notación de cuñas para determinar la configuración tridimensional mediante la Teoría de Repulsión de Pares de Electrones de Valencia de un átomo central. Sin embargo, no nos meteremos con ninguna de esas complicaciones por el momento, sin embargo, si indicaremos la diferencia entre enlaces iónicos y los enlaces covalentes.

Los compuestos puramente iónicos como los óxidos metálicos y los hidróxidos no tienen fórmulas estructurales, a lo sumo se los representa iónicamente empleando una notación de corchetes: 

 

Figura 11.1. Fórmulas pseudomoleculares para el óxido férrico y el hidróxido de berilio. Las denominamos como pseudomoleculares debido a que estas son sustancias iónicas que no forman moléculas verdaderas.

Para compuestos puramente covalentes o moleculares empleamos la notación de fórmula de líneas. Por lo general la cantidad de líneas/enlaces que se proyectan desde un elemento dado será igual al valor absoluto del número de oxidación del elemento en la fórmula molecular. Así por ejemplo en la fórmula H₂SO₄ cada hidrógeno proyecta un enlace único, cada azufre proyecta 6 enlaces y cada oxígeno 2 enlaces, y cada átomo puede estar unido por más de un enlace. En estos casos debe tener en cuenta que la unión por cargas generalmente indica que se une negativo-positivo-negativo. 

 

Figura 11.2. Fórmula estructural para el ácido sulfúrico H₂SO₄.

Esta diferencia que puede parecer tonta refiere a entidades físicas, los enlaces covalentes forman entidades físicas en medio de los dos núcleos, mientras que en el enlace iónico lo que atrae es un campo magnético no una entidad con masa en medio de los dos átomos.

Para el caso de sustancias covalente-iónicas, en las que una parte de la molécula posee un componente iónico y otra un componente covalente se emplea el corchete en la fórmula molecular. Los grupos que expresan una carga iónica general se encierran entre corchetes:

Figura 11.3. Fórmula estructural para el sulfato de berilio BeSO₄.

Al interior del grupo sulfato se observan enlaces segmentados que indican una estructura de resonancia propia de los iones complejos, esto se debe a que los electrones sobrantes o faltantes crean un desequilibrio que resuena en todos los átomos del complejo y que a su vez hace que el complejo como un todo sea más estable y manifieste una carga eléctrica común homogénea. Muchos óxidos que deberían poder representarse por barras de enlaces covalentes en realidad son estructuras resonantes como el caso del óxido nítrico así que hay que tener cuidado en cuanto a la extensión de nuestras hipótesis de lápiz y papel.

Las estructuras químicas están más relacionadas con la historia de la química orgánica que de la inorgánica. Entre 1585 y 1861, Agust Kekulé, Archibald Scott Couper y Alexander M Butlerov (Lewis, 2010; Rocke, 1981), trabajando independientemente, propusieron las bases para una de las teorías más importantes de la química. La TEORIA ESTRUCTURAL. Esta teoría nos indica que los átomos al interior de una molécuola al ser entidades físicas con masa deben ocupar un lugar en el espacio, y al enlazarse con otros átomos deben tener patrones de enlace estrictos. Lo átomos pueden formar un número de enlaces fijo, en especial en la química orgánica, aunque en la inorgánica también se cumple, solo hay que estar pendiente de las estructuras resonantes que son un dolor de cabeza. Por lo general los estados de oxidación nos ayudan a saber cuántos enlaces puede formar un átomo. Un átomo formará un numero de enlaces igual al valor del estado de oxidación en que se encuentra en la molécula. Como se puede ver en el modelo anterior en el sulfato de berilio, el azufre está en estado de oxidación +6, el valor es por lo tanto 6 y forma 6 enlaces. El oxígeno se encuentra en estado de oxidación -2, el valor sin el signo es 2 y por lo tanto forma 2 enlaces.

Figura 11.4. Posibles estructuras moleculares resonantes del monóxido de carbono CO.

Sin embargo, como se mencionó anteriormente esto no siempre es el caso, el monóxido de carbono por ejemplo es resonante, dado que el carbono se encuentra en estado de oxidación +2 y el oxígeno en estado de oxidación -2 se esperaría una estructura de doble enlace. Sin embargo, eso no se cumple, o mejor dicho se cumple a medios, la investigación sobre la estructura del monóxido de carbono ha mostrado que es un resonante que puede oscilar entre un enlace simple, un enlace doble y un más estable enlace triple con generación de dipolos.

Esta tramilla solo parece afectar a los compuestos binarios ya que cuando se forma el ácido respectivo, es como si el monóxido de carbono adquiere mágicamente la estructura y luego reaccionara. Debido a que emplearemos la teoría estructural para predecir estructuras durante una reacción omitiremos la realidad de la resonancia y realizaremos la formula tal cual como se esperaría de los estados de oxidación, sabemos que no es así, pero hagamos de cuenta.

Recordemos entonces que una formula estructural es un medio que nos permite representar “aproximada e hipotéticamente” como se enlazan los átomos en una molécula y si estos se enlazan mediante enlaces simples, dobles o triples, aunque en ocasiones la realidad no se ajuste a nuestras expectativas. Hay que destacar que para la química orgánica funciona mucho mejor y de allí que se aplique más en ese campo, pero en la inorgánica también se aplica.

Figura 11.5.  Hasta cierto punto la nomenclatura química es teórica y por ende predictiva, aunque alguna sustancia no exista, se sabe que es posible obtenerla bajo las condiciones adecuadas. Esto implica que mucho de lo que se puede nombrar y formular es una entidad que o no existe, o su existencia es efímera en el tiempo.

12. Formulación y nomenclatura de sustancias elementales

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Las sustancias elementales son entidades físicas macroscópicas formadas por un único tipo de átomos, definiendo único tipo de átomos como aquellos con una misma carga positiva, o lo que es lo mismo, como átomos pertenecientes a un mismo elemento “pero pueden estar mezclados varios isótopos”. Una característica de la mayoría de las sustancias elementales es que su carga o estado de oxidación corresponde a la que se toma como referencia de estabilidad, en otras palabras, estas sustancias marcan el 0 electrónico sobre el cual se determinan los estados de oxidación cuando reaccionan. Al ser entidades físicas macroscópicas, estas entidades poseen propiedades físicas, químicas y lo más importante, poseen estados de materia a determinadas temperaturas y presiones. Los dos estados más comunes son los gases y los metales puros, aunque algunas sustancias pueden presentarse como líquidos como en el caso del bromo  (Bird, 1976; Finlayson-Pitts & Pitts Jr, 1999; Nikitin, 1974).

Aunque formalmente se los conoce como moléculas diatómicas, la verdad es que la mayoría son gases bajo las condiciones termodinámicas estándar. Son aquellos que están formados por dos átomos del mismo elemento químico. Este arreglo se debe a la existencia de un mínimo en el potencial al cual se encuentran sometidos los átomos. Aunque el prefijo di sólo significa dos, normalmente se sobrentiende que la molécula tiene dos átomos del mismo elemento. Los gases nobles no forman moléculas diatómicas: esto puede ser explicado usando la teoría orbital molecular.

Una molécula diatómica se caracteriza por poseer un enlace covalente casi perfecto, y si no tomamos en cuenta las fluctuaciones indeterministas de la cuántica esto implica que los electrones que forman el enlace entre los dos núcleos son compartidos de manera perfecta, lo cual a su vez implica la no generación de momentos polares/cargas fijos. Dado que la generación de polos es muy momentánea, estos gases apenas si interactúan molecularmente, por lo que poseen puntos de fusión y ebullición muy bajos. Recordemos que si una molécula posee polaridad puede interactuar tendiendo a unirse con otras moléculas del mismo tipo o de otros tipos, lo cual conlleva a la formación de los estados líquido y sólido más fácilmente a menores temperaturas.

Los elementos que se encuentran en estado diatómico bajo una situación de 100 000 Pa (1 bar) y 298 K (25 °C) son: hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y los halógenos: flúor, cloro, bromo, yodo, y probablemente también el astato. La astatina es tan rara en la naturaleza (su isótopo más estable tiene una vida media de sólo 8,1 horas) que habitualmente no se la tiene en cuenta. Muchos metales son también diatómicos cuando se encuentran en estado gaseoso, aunque sus puntos de fusión y ebullición son más altos. Además, algunas moléculas diatómicas como el difósforo son altamente reactivas.  

Durante el siglo XIX se pensaba que los elementos en estado gaseoso podían ser diatómicos, pero no se había confirmado. De hecho, John Dalton dijo en su teoría atómica que los elementos eran monoatómicos y que los átomos del mismo elemento tenían el mismo peso atómico. Por ejemplo, Dalton pensó que la fórmula del agua era HO. En consecuencia, de esto se realizaron cálculos erróneos sobre la masa y pesos moleculares de algunos compuestos básicos. En 1805, Gay-Lussac y von Humboldt mostraron que el agua estaba formada por dos hidrógenos y un oxígeno. En 1811, Amedeo Avogadro concretó la exacta composición del agua, basándose en lo que hoy se conoce como Ley de Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares. No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860. Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de Avogadro. En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas y pesos atómicos, Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla periódica de pesos atómicos, que tenían bastante similitud con los actuales valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer (Gardner, 1979; Giunta, 2001).

12.1 Formulación de las moléculas diatómicas

La mayoría de los textos de química no se molestan en presentar la formulación y la nomenclatura de las sustancias diatómicas, así como de los sólidos moleculares compuestos por elementos en estado de pureza, lo cual puede llegar a ser problemático una vez iniciado el tema de estequiometria y balanceo de ecuaciones químicas. Para la formulación de los gases diatómicos hay que tener en cuenta que estos se forman con enlaces covalentes perfectos, por lo que no existen diferencias de electronegatividades. De hecho, durante los procesos redox a los gases diatómicos se los asume como estado de oxidación cero 

Figura 12.1. Fórmulas de bolas y palos de los gases diatómicos.

A pesar de lo anterior, la cantidad de enlaces que forman las moléculas de dos átomos si es directamente proporcional a uno de los estados de oxidación, por lo que podemos enunciar como regla general que: La cantidad de enlaces de una molécula diatómica monoelementaria es igual al valor absoluto del menor estado de oxidación. Como son solo siete gases diatómicos, mostraremos sus menores estados de oxidación: H(-1), N(-3), O(-2), F(-1), Cl(-1), Br(-1), I(-1).

👉         Fórmula molecular

En la fórmula molecular simplemente colocamos el símbolo del elemento seguido por un dos como subíndice:  .

👉         Fórmula estructural

La cantidad de enlaces covalentes en la formula estructural será igual al valor absoluto del menor estado de oxidación, y al ser gases diatómicos simplemente emparejados dos núcleos del mismo elemento de los antes mencionados:  .

👉         Suma cero de las moléculas diatómicas

Dado que los gases elementales son formados por enlaces covalentes puros, estos son el punto de referencia eléctrico y termodinámico para los demás cambios químicos, siendo precisamente el cero eléctrico y el 0 energético para cada elemento. Aunque aparentemente las sustancias diatómicas forman una cantidad de enlaces igual a un estado de oxidación, formalmente para la suma cero asumiremos que el estado de oxidación formal es precisamente el cero.

12.2 Indicador de estado

El estado de la materia en el que se presenta una determinada sustancia se coloca como un sibíndice entre parétesis. Los estados reconocidos en las fórmulas químicas son: (g) gas, (l) líquido, (s) sólido y (aq) en una mezcla acuosa llamada disolución. Sin embargo, se debe recordar que el estado de la materia depende también de las condiciones termodinámicas externas y de la concentración de la sustancia pura, pues por ejemplo el bromo y el iodo oscilan entre los estados gaseoso, líquido y sólido en sus contenedores.

12.3 Nomenclatura

👉         Tradicionales

A diferencia de otras sustancias, los las sustancias diatómicas no poseen un sistema complejo de nomenclatura, normalmente en la literatura científica, ya sea de química, física, biología o geología emplean dos formas de nombrarlos. La primera es señalando el estado en que se encuentra “sólido, líquido o gaseoso”.   Sin embargo, en caso de que no quieran molestarse con señalar cual es el estado de la materia, simplemente es necesario referirse a estas sustancias como moléculas.

Tabla 12.1. En la nomenclatura tradicional se asume que estas moléculas sin diatómicas. En la fórmula molecular se indica el estado en que se encuentran en condiciones estándar.

👉         Sistemática

Actualmente se emplea una nomenclatura sistemática para nombrar a las sustancias diatómicas empleando los prefijos numéricos para indicar la cantidad de átomos presentes, que es di- ya que son dos siempre en estos casos. En otras palabras, se aplica la nomenclatura sistemática de composición.

Esto implica que además de los gases diatómicos podemos nombrar gases monoelementarios poliatómicos como el ozono que posee tres átomos de oxígeno y en consecuencia su nombre sería trioxígeno. Al ser esta la nomenclatura IUPAC es la que se supone que deberíamos emplear.

Tabla 12.2. En la nomenclatura tradicional se asume que estas moléculas sin diatómicas.

12.4 Algunos gases elementales de importancia

Los gases diatómicos son muy importantes tanto para el estudio de la química como para el desarrollo de la vida en el planeta Tierra.

👉         Hidrógeno molecular

Es el gas más abundante en el universo y principal fuente de energía de las estrellas (Almqvist, 2003). El hidrógeno puede ser fuente de energía para la fusión nuclear por medio de los isótopos del deuterio o del tritio, aunque también se lo puede aprovechar como una fuente de energía más simple por medio de la combustión con el dioxígeno, esta combustión es muy potente, y genera agua como residuo. En la actualidad ya existen motores de combustión interna que funcionan a hidrógeno, pero el problema es producir dihidrógeno en cantidades industriales, pues no es un gas que se genere naturalmente en nuestro planeta “lo cual es paradójico, siendo la cosa más común del universo”. En la actualidad hay dos maneras de producir el dihidrógeno, la primera por electrolisis y la segunda por supercalentamiento, ambas requieren insertar energía al agua para separarla en sus dos gases. Se dice que una vez que se obtenga una fuente de energía alterna para la electrólisis la tecnología de la combustión interna quedaría automáticamente obsoleta, pues se puede obtener hidrógeno del agua de mar, también oxígeno y sal, además la combustión de los dos gases genera agua pura, lo cual sería un beneficio energético para las ciudades costeras. Sin embargo, esto aún está fuera del alcance, por lo que para producir hidrógeno la industria debe emplear una reacción de oxidación del metano para producir monóxido de carbono o dióxido de carbono más dihidrógeno, por lo que sí, en la actualidad producir hidrógeno industrial es contaminante (Holladay, Hu, King, & Wang, 2009).

El hidrógeno diatómico gaseoso,  , fue formalmente descrito por primera vez por T. Von Hohenheim (más conocido como Paracelso, 1493 - 1541) que lo obtuvo artificialmente mezclando metales con ácidos fuertes. Paracelso no era consciente de que el gas inflamable generado en estas reacciones químicas estaba formado por un nuevo elemento químico. En 1671, Robert Boyle redescubrió y describió la reacción que se producía entre limaduras de hierro y ácidos diluidos, y que generaba dihidrógeno gaseoso. En 1766, Henry Cavendish fue el primero en reconocer el dihidrógeno gaseoso como una sustancia discreta, identificando el gas producido en la reacción un metal y un ácido como "aire inflamable" y descubriendo que la combustión del gas generaba agua. Cavendish tropezó con el dihidrógeno cuando experimentaba con ácidos y mercurio. Aunque asumió erróneamente que el dihidrógeno era un componente liberado por el mercurio y no por el ácido, fue capaz de describir con precisión varias propiedades fundamentales del dihidrógeno. Tradicionalmente, se considera a Cavendish el descubridor de este elemento. En 1783, Antoine Lavoisier dio al elemento el nombre de hidrógeno que significa engendrador de agua cuando comprobó (junto a Laplace) el descubrimiento de Cavendish de que la combustión del gas generaba agua.

👉         Oxígeno molecular

El oxígeno líquido y sólido tienen una ligera coloración azulada y en ambos estados es muy paramagnético (Almqvist, 2003). El oxígeno líquido se obtiene usualmente mediante la destilación fraccionada del aire líquido junto con el nitrógeno. Prácticamente reacciona con la totalidad de los metales (exceptuando los metales nobles) provocando la corrosión.

La principal utilización del oxígeno, se usa oxígeno líquido en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales y en el transporte el oxígeno para la combustión se toma directamente del aire. Otras aplicaciones industriales son la soldadura y la fabricación de acero y metanol. Junto con el hidrógeno se lo conoce como uno de los dos gases del futuro, debido a que la producción de hidrógeno a partir de la hidrólisis del agua también genera oxígeno más sal de cocina. El oxígeno puede o bien liberarse a la atmósfera o venderse para mejorar el rendimiento de muchas máquinas que funcionan con motores de combustión interna.

La medicina también hace uso del oxígeno suministrándolo como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; y se emplean botellas de oxígeno en diversas prácticas deportivas como el submarinismo o laborales, en el caso de acceder a lugares cerrados, o escasamente ventilados, con atmósferas contaminadas (limpieza interior de depósitos, trabajo en salas de pintura, etc.) El oxígeno provoca una respuesta de euforia en los que lo inhalan, por lo que históricamente se ha usado como divertimento, práctica que persiste hoy día. En el siglo XIX también se utilizó, mezclado con óxido nitroso, como analgésico.

El oxígeno no es un gas que se produzca inorgánicamente en cantidades masivas, esto precisamente a su alta reactividad con todas las sustancias menos los metales nobles y los gases nobles. Cuando el oxígeno oxida a otras sustancias este cambia y se hace parte de una sustancia llamada óxido, y por lo general los óxidos son o sólidos o líquidos, por lo que queda atrapado como parte de la corteza de los planetas rocosos. El planeta Tierra es rico en el gas dihidrógeno debido a que los seres vivos equipados con el fotosistema II lo generan como un desecho de su metabolismo, al cual denominados simplemente como la fotosíntesis.

Figura 12.2. Carl Wilhelm Scheele fue un químico sueco nacido en Pomerania, en la actual Alemania. Se le conoce por sus trabajos farmacéuticos y por el descubrimiento de muchos elementos y sustancias químicas, de los que el más importante fue el oxígeno, de forma independiente y algún tiempo antes que Joseph Priestley. Scheele fue uno de los mejores químicos del siglo XVIII, contribuyendo significativamente a poner a Suecia a la vanguardia de la ciencia química y, principalmente, de la mineralógica de la época. Además, su nombre puede verse asociado con uno de los mayores misterios de la astrofísica y astroquímica actuales: la composición de la materia oscura.

El nombre oxígeno que significaba originalmente generador de ácidos fue dado por Lavoisier en 1774 que a la postre se ha demostrado inexacto en la medida en que hay numerosos ácidos que no contienen oxígeno— fue descubierto por el farmaceútico sueco Carl Wilhelm Scheele en 1771 "imagen anterior", pero su trabajo no obtuvo reconocimiento inmediato y en ocasiones se atribuye a Joseph Priestley quien lo descubrió independientemente el 1 de agosto de 1774. Sin embargo, el nombre oxígeno permaneció siendo adecuado en la medida que las palabras ácido y óxido se dividieron para distinguir sustancias diferentes. En la actualidad todos los óxidos son generados a partir del oxígeno, por lo que el nombre generador de óxidos sí que es bastante adecuado.

👉         Nitrógeno molecular

El nitrógeno es el gas más abundante de la atmósfera de nuestro planeta, el aire que respiramos es 78,1% dinitrógeno y 21% dioxígeno, pero lo que pasa es que el gas del nitrógeno es severamente inerte, casi no reacciona con nada, por lo que para usarlo los seres vivos requieren de procesos metabólicos complejos que solo poseen las bacterias nitrificantes (Almqvist, 2003). Los seres humanos hemos dominado el proceso de la nitrificación a nivel industrial a través del proceso de Haber. El proceso de Haber transforma el dinitrógeno en amoniaco que puede emplearse como fertilizante (Erisman, Sutton, Galloway, Klimont, & Winiwarter, 2008). También se usa, por su baja reactividad, como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos, durante la fabricación de componentes electrónicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) y en la fabricación del acero inoxidable.

Figura 12.3. Daniel Rutherford (Edimburgo, Escocia, 3 de noviembre de 1749-ibídem, 15 de noviembre de 1819) fue un médico, químico, y botánico escocés. Siendo aún estudiante, descubrió la existencia del nitrógeno (1772), de manera independiente a estudios paralelos de Scheele, Henry Cavendish (1731-1810), y Joseph Priestley (1733-1804). Este fue uno de los más famosos aficionados químicos, y describió la atmósfera como el oxígeno vital (1778), que llamó «aire desflogisticado», un nombre que significa aire sin flogisto.

El nitrógeno líquido, producido por destilación del aire líquido, se usa en criogenia, ya que a presión atmosférica se condensa a −195,8 °C; una aplicación importante es también la de refrigerante, para la congelación y el transporte de comida y la conservación de cuerpos y células reproductivas (espermatozoides y óvulos) o cualesquiera otras muestras biológicas. Se utiliza además en la industria alimenticia dentro de las mezclas para atmósfera modificada, donde sustituye al aire de empaque, con esto se disminuye el crecimiento microbiano y se evita la oxidación del alimento, puesto que el nitrógeno desplaza al oxígeno. Las sales del ácido nítrico incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.

El nombre nitrógeno significa engendrador de nitros, o mejor dicho generador de sales nítricas, e considera que fue descubierto formalmente por Daniel Rutherford en 1772 al dar a conocer algunas de sus propiedades, sin embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo aisló, Cavendish, y Priestley. El nitrógeno es un gas tan inerte que Lavoisier se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida. Se clasificó entre los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo líquido a 50 atm y -110 °C, hasta los experimentos de Pictet y Cailletet que en 1877 consiguieron licuarlo. Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la Edad Media; así, los alquimistas llamaban aqua fortis al ácido nítrico y aqua regia a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de disolver el oro.

👉         Flúor molecular

Es empleado para síntesis orgánicas e inorgánicas de materiales de alta tecnología, o para crear sustancias dentífricas (Dolbier, 2005). Al estar compuesto con el elemento más electronegativo el diflúor sufre el mismo destino del dioxígeno, reaccionar con casi todo lo que encuentra a su paso, siendo en el proceso encerrado como parte de la corteza del planeta, pero a diferencia del dioxígeno no hay un proceso que lo retorne a la atmósfera.  A causa de ser tan reactivo y peligroso, el flúor no fue aislado hasta tiempos relativamente recientes, puesto que en estado puro es sumamente peligroso y es necesario manejarlo con extremo cuidado.

El primer compuesto de flúor (del latín fluere, que significa "fluir") que se conoce data de los años 1500, en Alemania. Se trata de la fluorita (CaF₂), por entonces llamada flúores, después espato de flúor. Es un mineral raro, que se funde fácilmente y era utilizado como fundente, para fundir otros minerales con mayor facilidad al mezclarlo con flúores. El mineralogista Georgius Agricola describió el mineral en 1529. En ese sentido el nombre fluor se puede interpretar como un inductor de flujo o luqefacción de otras sustancias. En 1670, Enrique Schwandhard descubrió que, al someter al mineral a algunos ácidos, desprendía un vapor muy corrosivo, que incluso corroía el vidrio. Utilizó esta propiedad para elaborar dibujos sobre el vidrio, por lo que mantuvo en secreto la forma de obtenerlo. Solo muy lentamente se avanzó en el estudio de este mineral. En 1768, Andrés Segismunod Sargraf estudió el mineral y obtuvo nuevamente el extraño vapor, informando sobre la característica que ataca al vidrio.

Sin embargo, el primero en estudiar el gas fue Carlos Sabéele en 1780. A él se le atribuye el descubrimiento del ácido fluorhídrico. Murió a los 44 años, muy probablemente a causa de una intoxicación sistemática con los productos que manejaba. En 1813, Ampére hizo la hipótesis de que el ácido fluorhídrico era un compuesto de hidrógeno con un elemento todavía no descubierto. Esta hipótesis la hizo por la analogía que tiene este ácido con el muriático, del que se descubrió el cloro apenas tres años antes. Comunicó su hipótesis a Humphry Davy. Ampére sugirió el nombre de "pthor" al nuevo elemento, pero Davy se inclinó por el nombre "flúor".

Desde entonces se sucedió una serie de intentos de aislar el flúor, todos fallidos, y la mayoría con accidentes de intoxicación. Comenzó el mismo Davy por medio de electrólisis, descomponiendo el fluoruro cálcico, pero no lo logró debido a que una vez aislado el flúor en el electrodo positivo, se combinaba rápidamente con cualquier elemento que estuviese cerca. En el proceso se intoxicó y probablemente a causa de eso tuvo una muerte temprana. En 1830 los hermanos Tomás y Jorge Knox intentaron aislar el flúor por medios químicos usando cloro. No lo lograron y también se intoxicaron seriamente. P. Louyel también lo intentó en la misma época, fracasando también, pero en esta ocasión la intoxicación le causó la muerte. Edmond Frémy (inicialmente ayudante de Louyel) abordó el tema con mucha mayor cautela y seguridad, lo que le valió librarse de la intoxicación. Regresó a la electrólisis, y en el proceso fue el primero en obtener ácido fluorhídrico puro (anteriormente solo se lo obtenía mezclado con agua), pero tampoco logró el objetivo.

El químico francés Henri Moissan, inicialmente ayudante de Frémy, continuó con el intento. probó métodos químicos (usando fluoruro de fósforo) pero fracasó por lo que decidió intentar con electrólisis. Usó fluoruro arsénico pero al comenzar a intoxicarse paso al ácido fluorhídrico, continuando la labor de su maestro. Para que condujera la electricidad agrego fluoruro de potasio al ácido fluorhídrico puro y logró la electrólisis.6 Para que el fluor no atacara al electrodo positivo, usó una aleación de platino e iridio, apoyado en fluorita como aislante, y adicionalmente realizó la electrólisis a 50 grados bajo cero.6 Finalmente, el 26 de junio de 1886, Moissan fue el primero que obtuvo flúor en forma pura, lo que le valió el Premio Nobel de Química de 1906. La primera producción comercial de flúor fue para la bomba atómica del Proyecto Manhattan, en la obtención de hexafluoruro de uranio, UF6, empleado para la separación de isótopos de uranio. Este proceso se sigue empleando para aplicaciones de energía nuclear.

👉         Cloro molecular

El dicloro se obtiene por electrólisis del cloruro de sodio, generando sodio metálico y dicloro en el proceso “a diferencia de la electrpólisis del agua, en este caso no se consume tanta energia” (Wisniak, 2002b). El dicloro es famoso debido a que fue empleado como arma qupímica en la segunda guerra mundial, debido a que al reacionar con el agua genera el ácido clorídrico que es fuertemente corrosivo. Una exposición aguda a altas (pero no letales) concentraciones de dicloro puede provocar edema pulmonar, o líquido en los pulmones. Una exposición crónica a concentraciones de bajo nivel debilita los pulmones aumentando la susceptibilidad a otras enfermedades pulmonares. El nombre cloro obedece a su color verde, dado por el sueco Carl Wilhelm Scheele en 1774. 

👉         Bromo molecular

El bromo es importante especialmente en la industria química como reactivo. El bromo (del griego bromos, que significa "hedor" o pestilencia) fue descubierto en 1826 por Antoine-Jérôme Balard, pero no se produjo en cantidades importantes hasta 1860. Generalmente es un líquido o gas rojizo oscuro (Wisniak, 2002a).

👉         Yodo molecular

Es el más fácil de obtener de todos los halógenos al ser uno de los menos electronegativos. Por años se lo ha empleado como colorante de telas, químicos y tejidos orgánicos, así como potente desinfectante (Abraham, 2006). También se emplea en el tratamiento de desórdenes de la tiroides. El yodo (del griego iodes, que significa "violeta") fue descubierto en Francia por el químico francés Barnard Courtois en 1811 a partir de algas marinas, aunque no continuó con sus investigaciones por falta de dinero. Posteriormente, el químico inglés Humphry Davy y el químico francés Gay-Lussac estudiaron por separado esta sustancia y terminaron identificándola definitivamente como un nuevo elemento. Ambos dieron el crédito del descubrimiento a Courtois.

12.5 Formulación y nomenclatura de los metales

A parte de las sustancias diatómicas, las sustancias puras pueden presentarse como sustancias metálicas, sustancias no metálicas y gases monoatómicos. Los metales puros son sustancias metálicas que están compuestas por un mismo tipo de elementos, sin importar la distribución de los isótopos. A nivel macroscópico esto implica sustancias brillantes con gran conducción eléctrica y térmica (Chang & Overby, 2011). Como modelo los metales no conforman moléculas en sí, sino una intrincada red de átomos con miles de millones de unidades flotando en un super-hiper-mega-macro enlace que los rodea a todos, denominado el enlace metálico (Anderson, Burdett, & Czech, 1994). Por lo anterior no se emplean subíndices para indicar la cantidad de átomos en una molécula ya que el mismo concepto de molécula no aplica para las sustancias metálicas. Al igual que sucede con los gases diatómicos, los textos de química no se toman mucho tiempo en explicarnos cuál es el estado de oxidación o la nomenclatura de los elementos en estado de pureza tal como se manifiestan en su estado de sustancia macroscópica. De hecho, lo más cercano que tenemos de eso es la distinción general entre los metales y los no metales.

👉         Fórmula molecular

Aunque el concepto de fórmula no aplica, sí que es necesario representar o modelar los metales de alguna manera en las ecuaciones químicas donde empleamos precisamente las fórmulas moleculares. Para ello simplemente se coloca el símbolo del elemento seguido por el subíndice del estado, que generalmente es sólido: Na(s); Fe(s); Hg(l).

👉         Suma cero

Los estados de oxidación de los metales elementales puros, es cero.

👉         Nomenclatura

Los metales puros poseen una nomenclatura más bien simple, se los describe con su nombre de elemento seguido por la palabra metálico: sodio metálico; hierro metálico; mercurio metálico.

👉         Alótropos

Los alótropos son diferentes modos en que un cristal metálico se cristaliza, aunque la apariencia no cambia mucho –no se emplean fotos para distinguir los alótropos –sus propiedades fisicoquímicas pueden variar, como las temperaturas de fusión de la solubilidad para formar aleaciones. Por lo general los alótropos se designan con letras griegas antes de elementos determinado, un ejemplo serían los alótropos de hierro: alfa-hierro, gamma-hierro, delta hierro y épsilon hierro. También pueden emplearse colores como en el caso de los alótropos del fósforo, donde la diferente organización del cristal amorfo conlleva a la formación de una sustancia de colores diferentes, como el fósforo rojo, el fósforo blanco o el fósforo negro.

Tabla 12.3. Nomenclatura sistemática y nombres comunes de algunos sólidos no metálicos.

Las formas cristalizadas más comunes generalmente reciben nombres tradicionales, por ejemplo, el alfa-hierro es la forma más común del hierro y recibe el nombre clásico de ferrita, mientras que el gamma-hierro recibe el nombre de austenita, mientras que para el carbono se emplean los nombres de sus minerales macroscópicos grafito, carbón y diamante. El libro rojo de la nomenclatura inorgánica recomienda que estos nombres sean provisionales a la espera de que la tecnología permita elucidar la fórmula cristalina y en consecuencia proponerse un sistema sistemático-racional para nombrar este tipo de sustancias (Connelly et al., 2005).

12.6 Sólidos no metálicos 

Los sólidos no metálicos son sustancias elementales que se solidifican a temperaturas estándar pero cuyo sólido es opaco, no transmite bien el calor y/o la electricidad. Muchas de estas sustancias son afectadas por el fenómeno de la alotropía antes mencionado.  En consecuencia, si no se sabe la fórmula de la sustancia se empleará el nombre de la sustancia geológica que forma como grafito o diamante. En caso de conocer la fórmula de la molécula, simplemente se empleará igual que con los gases diatómicos, sindicando el número de átomos de la molécula seguido por el nombre del elemento (Connelly et al., 2005). 

Figura 12.4. Fórmula molecular para el Hexaazufre.

En caso de que la molécula en cuestión sea un ciclo, debe anteponerse el prefijo ciclo al indicador del número de átomos separado por un guion. Todas las sustancias anteriores tienen estados de oxidación cero. Esta nomenclatura también sirve para nombrar gases poliatómicos con estados de oxidación diferentes de cero. Existe otro tipo de nomenclatura para los casos de redes cristalinas más complejas, pero no nos meteremos con eso en esta sección, para más información puede consultar el libro rojo de la nomenclatura inorgánica.

12.7 Aleaciones

El libro rojo de la IUPAC no nos da reglas sistemáticas paras las aleaciones, que serían las sustancias generadas por las combinaciones no estequiométricas de varios elementos metálicos y cuyo producto es otro metal con propiedades nuevas. Dado lo anterior aún seguimos en el mundo de los nombres triviales en el peor de los casos, o en el mejor de los casos por medio de una designación porcentual como en la famosa aleación del cual está hecho el prototipo internacional del kilogramo IPK el cual se describe como 90% platino y 10 % iridio (BIPM, 2016a, 2016b; Robinson, 2009).

12.8 Gases nobles

La nomenclatura IUPAC de los gases nobles se desprenden de lo que ya hemos visto anteriormente, y al ser sus moléculas monoatómicas, el nombre de dichos gases será antecedido por el prefijo mono. Sin embargo, esta nomenclatura es rarísima y en su lugar simplemente los llamamos con la expresión gaseoso: helio gaseoso; xenón gaseoso.

13. Formulación y nomenclatura de los hidruros metálicos

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Los hidruros son compuestos químicos binarios en los que el hidrógeno tiene un comportamiento aniónico (hidrógeno con carga negativa) (Akiba & Okada, 2002; Bowman & Fultz, 2002; Joubert, Latroche, & Percheron-Guégan, 2002). Su comportamiento químico varía dependiendo de la familia de sustancias y sus respectivas electronegatividades. Los hidruros en consecuencia se forman con elementos cuyas electronegatividades son inferiores a la del hidrógeno, lo cual trae como consecuencia que todos son metales o metaloides. Es decir, todos los elementos desde el grupo I hasta el grupo III, incluyendo los metales de transición y los elementos lantánidos y actínidos pueden teóricamente formar hidruros. Decimos teóricamente porque muchos hidruros que podemos formar y nombrar, no se presentan en la naturaleza, en el laboratorio son muy raros de sintetizar, se han sintetizado muy recientemente o simplemente aún no han sido sintetizados. Con los metales del grupo 1 y 2 forman los hidruros salinos debido a que sus enlaces tienden a ser iónicos.

Figura 13.1. El hidruro de sodio es un compuesto químico que tiene por fórmula NaH. Es utilizado como base fuerte en síntesis orgánica. El NaH es representativo de los hidruros salinos, compuesto de iones Na⁺ (catión) e H^- (anión). A diferencia de otros hidruros no metálicos como el borano, metano y amoniaco el NaH es ionizable, insoluble en solventes orgánicos y soluble en sodio fundido. Por su insolubilidad, todas las reacciones del NaH tienen lugar en la superficie del sólido.

Con los elementos del grupo 3 “del escandio”, 4 “del titanio”, metales de transición, lantánidos y actínidos, se generan los hidruros metálicos verdaderos, ya que son sustancias con brillo y textura metálica, además poseen propiedades típicas de los metales como la conducción de electricidad y calor. Aunque podemos formular a estos hidruros en términos estequiométricos, muchos en realidad no lo son. La formación de hidruros con otros elementos de los metales de transición (grupos, 5-12) es muy complicada y requiere de condiciones de laboratorio, en otras, los hidruros no han sido formados naturalmente (Bowman & Fultz, 2002; Latroche, 2004). Los elementos del grupo 13 “del boro” forman hidruros covalentes debido a que sus electronegatividades son semejantes a las del hidrógeno. Cabe anotar que la molécula que se forma entre el boro y el hidrógeno no sería un hidruro, sería un boruro debido a que el boro posee mayor electronegatividad. Sin embargo, en la actualidad se lo clasifica como boranos (Connelly et al., 2005).

13.1 Formulación

En los hidruros metálicos la electronegatividad del hidrógeno es superior, y por lo tanto el adquiere una carga de -1, esto implica que forma un enlace simple. La fórmula empírica de los hidruros simples puede obtenerse mediante la regla de aspa. Como sabemos que el hidrógeno es más electronegativo para este tipo de compuestos lo colocaremos siempre a la izquierda. Por otro lado, debido a que el hidrógeno siempre posee 1 como valor absoluto de su estado de oxidación, la regla de aspa para su fórmula estructural puede resumirse del siguiente modo (XH_n):

Donde n es el valor absoluto del estado de oxidación del metal. Todo hidruro metálico en el que la diferencia de electronegatividades sea superior a 1,7 se considera iónico y por lo tanto su fórmula debe obedecer a la de las sustancias iónicas. Físicamente eso implica la formación de redes cristalinas. Si aceptamos esto, eso implica que todos los miembros del grupo 1 forman compuestos iónicos con el hidrógeno. De allí que la forma visual para los hidruros metálicos se reduzca a fórmulas empíricas o moleculares, pues no forman barras covalentes en sus estructuras.

Los hidruros que quedan con una diferencia de electronegatividades cercana al 1,7 son ambiguos y tenderían a ser iónicos, aunque después del grupo 1 tales hidruros son más bien raros, por lo que solo valdría la pena formularlos por cuestiones académicas. Los hidruros con diferencias de electronegatividades más bajas de 1,7 son covalentes y pueden ser formulados estructuralmente con barras.

Ahora con muchos de los hidruros teóricos de los metales de transición el problema es que no existen… por ejemplo, el hidruro del hierro de estado de oxidación (+2)  solo fue aislado hasta 2014 (Morris, Trudeau, Lees, Hanna, & Antonelli, 2014), mientras que no hay noticias del hidruro de estado de oxidación (+3) FeH₃ (Andrews, 2004). Sin embargo, es necesario comenzar a practicar las reglas de las distintas nomenclaturas, así que regresamos al problema de la nomenclatura, supongamos que todo lo que formulamos existe, aunque no exista.

13.2 Nomenclatura tradicional

La nomenclatura tradicional emplea como nombre genérico hidruro. En sí mismo es hidrógeno más el sufijo –uro empleado para el anión de una sal: hidruro prefijometalsufijo.

Sin embargo, la fórmula general depende del estado de oxidación, por lo que podemos tener varias formas. Eso depende de la cantidad de estados de oxidación, ya que hipotéticamente cada elemento debería formar una cantidad de hidruros igual a su cantidad de números de oxidación. Los elementos referenciados en la Tabla 9.1 con asterisco deben ser empleados con sus nombres latinos.

Para elementos con un solo estado de oxidación no se emplean prefijos, y el sufijo empleado es -ico, aunque se puede omitir, Ejemplos:

NaH hidruro sódico.

LiH hidruro lítico.

MgH₂ hidruro magnésico.

Para elementos con dos estados de oxidación, el menor emplea el sufijo oso y el menor ico:

FeH₂ hidruro ferroso; FeH₃ hidruro ferrico.

CuH hidruro cuproso; CuH₂ hidruro cúprico.

TiH₃ hidruro titanioso; TiH₄ hidruro titánico.

El hidrógeno tiene un poder oxidante limitado, por lo que es poco común que pueda sacar el tercer estado de oxidación de metales con tres o más estados de oxidación.

13.3 Nomenclatura Stock

Emplea la misma raíz hidruro, pero el nombre del elemento va sin modificaciones, no se modifican a los nombres, así que el estado de oxidación del metal se indica con números romanos entre paréntesis, que en este caso es igual a la cantidad de hidrógenos de la fórmula: hidruro de metal(estado de oxidación enromano)

NaH hidruro de sodio(I).

LiH hidruro de litio(I).

MgH₂ hidruro de magnesio(II).

TiH₃ hidruro de titanio(III).

TiH₄ hidruro de titanio(IV).

13.4 Nomenclatura sistemática

Se sigue la nomenclatura sistemática de composición. Los prefijos son los mismos excepto para cuando hay un solo átomo, pues para el hidrógeno se emplea el prefijo mono, por lo que quedaría monohidruro, pero para el elemento que da el nombre específico no se emplea el prefijo mono, lo cual para el caso de los hidruros metálicos simples es siempre: numeralhidruro de metal.

NaH monohidruro de sodio.

LiH monohidruro de litio.

MgH₂ dihidruro de magnesio.

TiH₃  trihidruro de titanio.

TiH₄ tetrahidruro de titanio.

14. Formulación y nomenclatura de los hidruros no metálicos

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A medida que el enlace entre el hidrógeno y el elemento específico se hace más covalente, también lo hace la estabilidad del hidruro, a tal punto que tenemos la generación de polihidruros estructuralmente complejos. El elemento con el que se forman los hidruros más complejos es el carbono, siendo esto conocidos como hidrocarbonos o más comúnmente como hidrocarburos, y objeto de la química orgánica. Sin embargo, otros elementos pueden generar estructuras complejas como es el caso del boro, por lo que el libro rojo de 2005 de la química inorgánica (Connelly et al., 2005) publicó algunas recomendaciones para estas sustancias, que para ser justos son bastante similares a las reglas de la química orgánica.

Figura 14.1. Formula estructural de diborano.

14.1 Los boranos

Para el caso de los hidruros del boro, y aquí es donde empezamos a poseer problemas, pues aparte de las formas básicas, también es posible obtener hidruros de doble unidad, los cuales son particularmente raros, especialmente desde el punto de vista del hidrógeno. En el diborano el hidrógeno es capaz de entablar aparentemente dos enlaces que sirven de puente a los dos átomos del boro. Muchos otros hidruros del grupo pueden hacer lo mismo como en el caso del aluminio y el galio. La principal consecuencia de esto es que las nomenclaturas de estos hidruros requieren de un sistema complejo que permita describir las estructuras. Dado que dicha nomenclatura está íntimamente ligada a la nomenclatura sistemática de los hidrocarburos nos enfocaremos únicamente en ella. Adicionalmente mencionaremos los nombres tradicionales o regulares para sustancias cuando haga falta. En cualquier caso, las recomendaciones para 2005 de los hidruros hacen referencia a algo llamado nomenclatura de sustitución.

14.2 Los ácidos hidrácidos

Los ácidos hidrácidos se forman con algunos de los elementos del grupo 16 (VI) o del oxígeno y con algunos de los elementos del grupo 17 (VII) o del flúor. Decimos algunos porque los elementos radioactivos más pesados de cada columna –el astato y el polonio –no presentan ácidos o hidruros reportados (Matamála, & Gonzalez, 1976), además de tener tendencia a comportarse como metales. Estos hidruros se caracterizan por una tendencia a liberar hidrógenos al diluirse en agua, algunos son ácidos muy potentes como el que se forma con el cloro, pero otros son débiles como el que se forma con el oxígeno. El nombre de ácido hidrácido es el más común, pero en realidad no es el nombre de ellos como sustancias puras sino el de una mezcla homogénea entre ellos y el agua. Como sustancias puras se los puede denominar como hidruros con las mismas reglas de los hidruros metálicos.

Tabla 14.1. Nomenclaturas tradicionales de los ácidos hídricos

Una característica importante es que en estos hidruros el elemento más electronegativo deja de ser el hidrógeno y por lo tanto su estado de oxidación para a ser el +1, y cuando la sustancia se ioniza se liberan iones de hidrógeno(1+) en lugar del ion de hidruro(1-) que generan los hidruros iónicos metálicos. Dado que todos los ácidos hídricos tienden a evaporarse en sus formas moleculares, la nomenclatura depende mucho de sí están mezclados en agua o liberados en el aire. Para algunas nomenclaturas solo se les da el nombre de ácido cuando están en solución acuosa, mientras que se les da el nombre de hidruro cuando están en forma gaseosa. Adicionalmente en las fórmulas moleculares el hidrógeno pasa a la izquierda puesto que es menos electronegativo.

Todas estas sustancias forman enlaces covalentes polares, y eso incluye al hidruro del flúor. Aunque la diferencia de electronegatividades es de 1,9 esta cosa no forma redes cristalinas iónicas, y se disuelve muy débilmente en agua. Esto se debe a que el tamaño del flúor altera sus propiedades siendo una excepción dentro de la regla que empleamos generalmente para determinar la ionicidad de una sustancia. Esto prueba una vez más que la química es una ciencia cuyos modelos tienen muchas excepciones y que depende más del trabajo experimental que del teórico en muchas instancias.

👉         Nomenclaturas tradicionales

Las nomenclaturas tradicionales para estas sustancias son dos, la de ácidos hidrácidos, y la de sales binarias en las que el catión es el hidrógeno. Los nombres a la izquierda se emplean especialmente cuando estamos hablando se soluciones acuosas, mientras que la de la derecha cuando hablamos de gases o sólidos.

👉         Nomenclaturas IUPAC

La nomenclatura IUPAC para estas sustancias puede dividirse en dos, la de composición y la de sustitución. Por composición componemos el nombre contando átomos y empleamos los prefijos adecuados, teniendo en cuenta que el prefijo mono no es empleado para el descriptor específico. En este caso el sufijo -uro lo lleva el elemento más electronegativo.  La segunda nomenclatura, de sustitución es la de los hidruros progenitores en la que se emplea el nombre o raíz latina del elemento terminado en -ano. 

Tabla 14.2. Nomenclaturas sistemáticas de los ácidos hídricos

Algunos nombres cambian debido a que ya son empleados en otras sustancias. Por otra parte, el oxidano casi nunca se nombra así, pues es el agua, e incluso en textos superformales, se la llama agua. La nomenclatura Stock parece no ser empleada para los ácidos hidrácidos debido a que esta se emplea para compuestos de carácter fuertemente iónico. Finalmente, de las dos nomenclaturas, se prefiere la segunda, la de los hidruros progenitores ya que permite nombrar no solo los ácidos hidrácidos, sino también otras sustancias que se forman a partir de ellos mediante las reglas que vimos en la sección anterior.

14.3 Nomenclatura sistemática del hidruro progenitor

Los hidruros progenitores son aquellos hidruros de los grupos 13, 14 y 15 e incluso los del 16 y 17 que poseen un solo átomo central diferente del hidrógeno, siendo semejantes a lo que se esperaría de un hidruro metálico simple. Estos hidruros establecen la base de nombramiento. Cabe destacar que en casos como el carbono no se emplearía el nombre sistemático esperable “carbano” aunque técnicamente debería ser aceptable. Sin embargo, solo emplearemos la nomenclatura de sustitución para algunos hidruros del grupo 14, 14 y 15 ya que para el grupo 16 y 17 es más común nombrar por la nomenclatura de composición. Adicionalmente algunos hidruros metálicos en el grupo 13 y 14 no se tomarán en cuenta en esta sección. Eso se debe a que los hidruros del 13, 14 y especialmente del 15 tienden a ser básicos en sus propiedades químicas, mientras que los hidruros del 16 y 17 son ácidos.

Todos los hidruros progenitores se nombran por homología al hidrocarburo más simple, el metano, que deriva su nombre de un indicador de numero de carbonos “met-“ que representa un carbono y el sufijo “-ano” que indica que no existen dobles enlaces entre enlaces de carbono. En consecuencia, todas estas sustancias terminarán con el sufijo ano. El nitrógeno es una segunda excepción igual que el carbono, y en lugar del sistemático nitrano emplearemos la raíz “az-“ de su nombre arcaico azote. Y el antominio es la tercera excepción empleando la raíz “estib-“ de su nombre arcaico stibium. En nomenclaturas tradicionales los hidruros del grupo del nitrógeno empleaban el sufijo “-ina” dando lugar a fosfina, estibina o arsina, pero en la actualidad se recomienda el desuso de estos nombres.

Tabla 14.3. Hidruros protenitores.

En la nomenclatura de sustitución los nombres se basan en los de los hidruros progenitores en los que se ha realizado la sustitución de átomos de hidrógeno por grupos sustituyentes. Este sistema de nomenclatura se recomienda solamente para los derivados de los hidruros progenitores cuyos nombres se encuentran en la siguiente tabla y para los derivados de los hidruros polinucleares que contienen solamente estos elementos. Hay que destacar que en el caso de que algunos hidruros de los grupos 6 y 17 formen moléculas homólogas a las siguientes, es mejor asumirlos como hidruros progenitores. 

14.4 Nomenclatura de los boranos

El hidruro progenitor se denomina borano, sin embargo, con los boranos ocurre que el hidrógeno nos puede hacer trampas en su capacidad de enlace, especialmente con el diborano. Por esta razón en la nomenclatura de los boranos se debe indicar entre paréntesis la cantidad de hidrógenos presentes en la fórmula molecular, el número se expresa en arábigo:

 BH₃ borano; B₂H₆ diborano(6); B₂₀H₁₆ icosaborano(16). Los boranos pueden formar estructuras tridimensionales polihédricas no lineales increíblemente complejas, las cuales se describen por medio de prefijos que toman en cuenta una relación entre cantidad de átomos de boro y cantidad de átomos de hidrógeno, para indagar sobre este asunto se aconseja consultar el libro rojo de la química inorgánica.

14.5 Características especiales de los hidruros del grupo 15

La razón principal para separar a los hidruros es más o menos de desarrollo de esta presentación y se relaciona con el error conceptual del amoniaco. Cuando se estudia clásicamente los hidruros no metálicos, generalmente se presta atención a tres categorías, los pacidos hidrácidos que son los hidruros de los grupos 16 y 17 que trataremos luego, los hidrocarburos que tienen todo un capítulo dedicado a ellos exclusivamente y el amoníaco, que es de alguna manera una anomalía. Anomalía porque para el grado en que uno enseña nomenclatura inorgánica se hace hincapié en la acides de los ácidos hidrácidos, por lo que al ver la fórmula del amoniaco el estudiante repetitivamente salta a juzgarlo como un ácido más debido a que posee hidrógenos. 

Sin embargo, ese error conceptual es un poco más justificable si analizamos los hidruros no metálicos de 13 y el 14. El borano en agua no genera acides o basicidad directa, pero produce el ácido bórico y por lo tanto indirectamente poseería un comportamiento acidificante, eso además de generar dihidrógeno (Tillman, 1995). El metano por su parte al reaccionar con el agua genera también dihidrógeno y monóxido de carbono que a su vez podría formar el hidrogeno(dioxidocarbonato) o ácido carbonoso (Araki, Mohri, Yoshimitsu, & Miyake, 2007; Joesten, Hogg, & Castellion, 2006).

El amoniaco y las sustancias homólogas formadas por elementos del mismo grupo del nitrógeno tienen un comportamiento básico (Gal & Maria, 1990), opuesto a los ácidos, lo cual los hace una excepción al comportamiento ácido, ya sea indirecto como en los hidruros del grupo 14 y 14 o directo como en los hidruros del grupo 16 y 17.

15. Formulación y nomenclatura de los óxidos

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Ya hemos visto los principales compuestos que se forman con el hidrógeno. Ahora veremos los principales compuestos que se forman con el oxígeno. Las moléculas del oxígeno son de las primeras sustancias en ser estudiadas en los capítulos de formulación y nomenclatura (Chang & Overby, 2011; Matamála & Gonzalez, 1976), aunque como hemos visto no es necesario comenzar con ellos. Al igual que los hidruros, los óxidos son compuestos binarios en los que el oxígeno es el agente oxidante adquiriendo los electrones con carga negativa para sí mismo. Esto es verdad para todas las combinaciones binarias con oxígeno, excepto cuando se une consigo mismo o cuando se une con el elemento más electronegativo de la tabla periódica, el flúor. Descontando estas dos excepciones, diremos que en los óxidos el oxígeno siempre se encuentra en un estado de oxidación de -2, por lo que su acompañante sea metal o no metal posee un estado de oxidación positivo. Teóricamente podemos formar óxidos con muchos estados de oxidación de un mismo elemento, pero al igual que sucede con los hidruros, algunos de estos óxidos no son estables en la naturaleza o en condiciones de laboratorio no fáciles de obtener, eso asumiendo que sean estequimétricos.

A pesar de lo anterior, los óxidos son infinitamente más comunes en la naturaleza, además que son más sencillos de producir en laboratorios de escuela. La razón es simple, la atmósfera suministra el reactivo oxígeno al metal o no metal que deseamos oxidar; si deseamos sintetizar un hidruro requerimos un ambiente libre de oxígeno y eso ya es más costoso. Los óxidos metálicos tienden a ser sólidos granulosos o talcos, mientras que los óxidos de los no metales tienden a ser líquidos o mucho más comúnmente, gases, algunos de los cuales son muy importantes para los seres vivos como el agua y el dióxido de carbono.

15.1 Formulación

Los óxidos tienden a formar estructuras resonantes, por lo que muchas de las cosas que esperamos teóricamente no se dan completamente en la naturaleza, sin embargo, intentaremos introducir la teoría hasta donde se pueda y luego hablaremos de las desviaciones. Lo importante de la teoría es que nos permite entender la formación de los ácidos y las sales, pues, aunque un óxido no se comporte teóricamente como tal cuando existe como óxido, al momento de reaccionar su comportamiento si concuerda con la teoría.

La fórmula molecular de los óxidos se obtiene por medio de la regla de aspa, colocando el oxígeno a la derecha debido a que es el más electronegativo, excepto cuando se combina con el flúor. Debido a que solo hay 8 estados de oxidación comunes en la tabla periódica, solo hay 8 fórmulas teóricas plausibles. Estas fórmulas se pueden dividir en dos grupos, los óxidos pares y los óxidos impares. Adicionalmente hay dos alternativas de fórmulas estructurales, dependiendo de si la molécula es iónica o de si es covalente, solo se puede elegir una de las dos.

Tabla 15.1. Las fórmulas de los óxidos son limitadas, y sus patrones de estructura dependen de si el estado de oxidación del elemento central es par o impar, además de solo ser válidas para óxidos moleculares que son los óxidos de los no metales u óxidos ácidos, también llamados anhídridos.

Todos los óxidos de una diferencia de electronegatividades mayor a 1,7 son iónicos y debe elegirse en consecuencia la fórmula iónica. Existen algunas excepciones donde la diferencia de electronegatividades es de 1,4 y aun así se generan sólidos iónicos experimentalmente. En otros casos como en el óxido del hierro de estado de oxidación +3 se genera una molécula covalente. Hay dos desviaciones importantes de lo antes mencionado.

👉         Moléculas resonantes

Las formulas estructurales de los óxidos ofrecen más cosas que solo moléculas iónicas que forman cristales de cargas organizadas o moléculas covalentes predecibles y neutras. 

Figura 15.1. Las estructuras resonantes implican que aparte de la estructura predicha, existen otras alternantes.

A medida que nos acercamos a los no metales como los grupos del carbono y el nitrógeno nos encontramos con anormalidades que no pueden predecirse por medio del modelo de los números de oxidación (Olivares Campillo, 2014), pero que tampoco concuerdan completamente con otros modelos como el de Lewis, por mucho que algunos autores se esfuercen en así afirmarlo, porque el problema principal es que estas estructuras vibran, o cambian su organización constantemente, es decir, son estructuras resonantes. Esto hace que todos los modelos de estas moléculas estén al mismo tiempo en lo cierto y al mismo tiempo en un error.

Algunos óxidos de este tipo son los que se forman con: carbono(2+), nitrógeno(1+), nitrógeno(2+), nitrógeno(3+), nitrógeno(4+), nitrógeno(5+) (Haynes, 2010). Lo bueno es que al menos la regla de aspa si nos predice adecuadamente la fórmula molecular, aunque no las cargas, estas sustancias no son neutras. Aquí no hay más opción que memorizar, o rogar que el profesor no le dé por colocar uno de estos, que es lo más común. 

👉         Moléculas complejas

A parte de las resonancias, tenemos la generación de moléculas complejas, es decir, momentos en los que las fórmulas que concluimos teóricamente son a lo sumo aproximaciones a la fórmula empírica, ya que las estructuras y fórmulas moleculares son diferentes. Esto se debe a la formación de polímeros, los cuales varían de ser estructuras relativamente simples, hasta poliedros tridimensionales complejos en el caso del fósforo: Boro(3+), fósforo(3+), fósforo (4+), fósforo(5+), arsénico(5+), antimonio(5+). Sin embargo, estas sustancias pueden ser tratadas mediante el concepto de monómero-polímero. La fórmula que predecimos teóricamente es un monómero que se encadena rápidamente para formar polímeros complejos, adicionalmente, estos casos no son trabajados regularmente en un curso de química general.

15.2 Clasificación 

Figura 15.2. Los óxidos de los metales tienen tendencias básicas con algunas excepciones, y los óxidos de los no metales tienen tendencias ácidas.

Se llama óxidos a los compuestos binarios de oxígeno y otro elemento. Se dividen en dos grupos:

a- Anhídridos u óxidos ácidos, porque al ser mezclados con agua generan ácidos oxoácidos.

b- Óxidos básicos porque al reaccionar con agua generan hidróxidos los cuales tienen un comportamiento básico.

La tabla periódica generalmente distingue entre metales, no metales, metaloides y gases nobles. En la presente imagen respectivamente se encuentra codificados del siguiente modo: verde, amarillo, rojo, gris y en blanco los elementos sintéticos que no han sido caracterizados en cuanto a sus propiedades químicas. Anhídridos son casi todos los óxidos de los no metales y algunos óxidos metálicos en que el metal posee elevada valencia como en el cromo y el manganeso. Los óxidos que dan lugar a las bases al ser tratados con agua, son los de los metales, particularmente cuando el metal funciona con valencia pequeña. Hay también óxidos cuyos productos de reacción con el agua poseen carácter anfótero, comportándose como ácidos y como bases (Zink y aluminio) y otros óxidos que no reaccionan con el agua, como el CO y el NO₂.

15.3 Nomenclatura tradicional

Debido a que es posible formar muchos óxidos con cada elemento, podemos emplear las reglas de la nomenclatura tradicional de forma casi completa excepto por aquellos elementos que poseen más de cuatro números de oxidación. Debido a que la nomenclatura tradicional solo puede formar cuatro nombres específicos no ambiguos, los elementos con mayores estados de oxidación serán nombrados exclusivamente por la nomenclatura sistemática o Stock. Todas las nomenclaturas emplean un nombre genérico y un nombre específico para nombrar los óxidos. El nombre genérico es óxido y va al principio, mientras que el nombre específico depende del elemento diferente del oxígeno y va al final: óxido prefijoelementosufijo.

La fórmula anterior depende de la valencia, y al igual que con los hidruros, muchas de las cosas que nombramos no existen normalmente o no han sido aisladas experimentalmente por medio de síntesis artificial. Finalmente hay que recordar tener en cuenta la tabla de elementos que cambian de nombre a sus formas arcaicas.

👉         Elemento central con un solo número de oxidación

Cuando el elemento solo tiene un estado de oxidación reportado en la tabla periódica hay dos opciones para nombrarlo, empleando el sufijo –ico o con un nombre básico, lo más común es la segunda opción:

Li₂O óxido lítico.

Na₂O óxido sódico.

BeO óxido berílico.

Sc₂O₃ óxido escándico.

B₂O₃ óxido bórico.

👉         Elemento central con dos números de oxidación

Al tener dos estados de oxidación se implica que se forman dos óxidos diferentes con propiedades físicas y químicas diferentes, de allí la necesidad de dar nombres diferentes a las dos sustancias. Un ejemplo simple es el óxido férrico que es de color rojo mientras que el óxido ferroso es de color negro:

Ce₂O₃ óxido ceroso; CeO₂ óxido cérico.

FeO óxido ferroso; Fe₂O₃  óxido férrico.

👉         Elemento central con tres números de oxidación

Al tener tres estados de oxidación se emplea el sufijo -ico para el estado de oxidación más alto, oso para el intermedio y la combinación hipo- -oso para el estado de oxidación más bajo:

CrO óxido hipocromoso; Cr₂O₃ óxido cromoso; CrO₃ óxido crómico.

SO óxido hiposulfuroso; SO₂ óxido sulfuroso; SO₃ óxido sulfúrico.

👉         Elemento central con cuatro números de oxidación

Al tener cuatro estados de oxidación se emplean las cuatro combinaciones de sufijo y prefijo:

Cl₂O óxido hipocloroso; Cl₂O₃ óxido cloroso; Cl₂O₅ óxido clórico; Cl₂O₇ óxido perclórico.

👉         Elemento central con más de cuatro números de oxidación

Francamente la nomenclatura tradicional fue propuesta antes de que se empezaran a reportar elementos con más de cuatro estados de oxidación, sin embargo, para tales casos se puede emplear un prefijo extra hiper- para la quinta valencia, siendo esta la más alta, aunque claro está el problema es que ya nadie se molesta en describir nuevos nombres tradicionales para sustancias nuevas, ya que es una nomenclatura ¡OBSOLETA! para sustancias nuevas, aunque es la más común para ir de compras de sustancias viejas.

15.4 Nomenclatura Stock

Recordemos que la estructura básica de esta nomenclatura es la siguiente: Óxido de elemento(número de oxidación en romano)

Se emplea el nombre genérico óxido, seguido del nombre del elemento siempre en su forma moderna seguido por el estado de oxidación del elemento oxidado en romano.

Li₂O óxido de litio(I).

Na₂O óxido de sodio(I).

BeO óxido de berilio(II).

Sc₂O₃ óxido de escandio(III).

B₂O₃ óxido de boro (III).

SO óxido de azufre (II).

SO₂ óxido de azufre(IV).

SO₃ óxido de azifre(VI).

15.5 Nomenclatura sistemática

La nomenclatura sistemática de composición para los óxidos es un poco extraña, ya que los nombres de distintos óxidos pueden ser diferentes e incluso mezclarse con la nomenclatura stock. Clásicamente la nomenclatura sistemática de los óxidos involucra los prefijos numéricos para indicar la cantidad de átomos. El prefijo mono se emplea para el nombre genérico, pero no para el nombre específico como en monóxido de carbono “CO”. Hay que destacar que el elemento específico es el catión, y en tal caso solo se usan nombres modernos para los elementos: Numeraloxido de numeralelemento.

Li₂O monóxido de dilitio.

Na₂O monóxido de disodio.

BeO monóxido de berilio.

Sc₂O₃ trióxido de diescandio.

B₂O₃ trióxido de diboro.

SO monóxido de azufre.

SO₂ dióxido de azufre.

SO₃ trióxido de azufre.

15.6 Peróxidos

Los peróxidos se forman en base al dihidruro del oxígeno  , en donde el oxígeno a pesar de tener sus dos enlaces de siempre, uno de ellos no cuenta para estado de oxidación ya que está siendo generado entre oxígenos. Los peróxidos se forman cuando los hidrógenos se reemplazan por metales. Para nombrar estas sustancias asumimos al oxígeno como grupo   el cual recibirá el nombre de  . Como principal diferencia para las nomenclaturas es que no se agrega el prefijo mono en la sistemática.

Na₂O₂, tradicional: peróxido de sodio; stock: peróxido de sodio(I); sistemática peróxido de disodio.

BaO₂, tradicional: peróxido de bario; stock: peróxido de bario(II); sistemática peróxido de dibario.

Fe₂O₆, tradicional: peróxido de férrico; stock: peróxido de hierro(III); sistemática triperóxido de dihierro.

16. Formulación y nomenclatura de los hidróxidos

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Los hidróxidos son las primeras sustancias que podemos clasificar como parte de la química del agua, ya que emergen de la reacción entre el agua y un óxido básico. 

 

Figura 16.1. Ecuación química general e ideal para la síntesis de un hidróxido. Tenga en cuenta que no es la única ruta para sintetizar un hidróxido.

Los óxidos básicos son aquellos óxidos formados por metales, generalmente con bajos estado de oxidación (+1, +2, +3). Muchos hidróxidos tienen un comportamiento de base en agua, es decir, al disociarse en agua liberan grupos hidroxilo. Los hidróxidos son bases fuertes, aun los que no se solubilizan en agua, cuando están en ella, se disociación iónicamente:

Figura 16.2. Fórmula general de la disociación de un hidróxido.

Los hidróxidos de los elementos del grupo 1 y del grupo 2 son bases fuertes, especialmente los del litio y el sodio, los cuales poseen múltiples aplicaciones industriales, además de ser bastante iónicos, a demás son solubles completamente en agua. 

Figura 16.3. Los hidróxidos tienden a ser sólidos cristalinos debido a su naturaleza prácticamente iónica. En la imagen podemos apreciar el hidróxido de potasio.

Los hidróxidos que se forman con los metales de transición, lo hacen generalmente en los estados de oxidación +2 y +3 del metal. Sin embargo, existen algunas excepciones, por ejemplo, el vanadio en estado de oxidación +3 tiene un comportamiento no metálico, por lo que cuando su óxido reacciona con el agua sintetiza un ácido y no un hidróxido. 

El cromo es un ejemplo de lo que sucede en estados de oxidación más elevados ya que cuando se encuentra en su estado de oxidación de +6 se comporta como un no metal del grupo 16/(VI) “grupo del oxígeno”, generando un ácido en lugar de un hidróxido. 

Nuevamente, realizaremos los siguientes procedimientos de nomenclatura y formulación, más como un esfuerzo de sistematización de reglas que otra cosa, después de todo muchos de los compuestos que formulamos teóricamente no existen, son muy inestables o como en el vanadio, se comportan como no metales.

16.1 Formulación  

Los hidróxidos se forman por reacción de un óxido básico y agua.  La característica principal de los elementos con comportamiento metálico es que todos sus enlaces se liberan del oxígeno en su óxido, para recibir un grupo hidróxido(-1). En consecuencia, el grupo hidroxilo puede ser modelado como un grupo de valencia -1 y se lo puede ejecutar por medio de la regla de aspa, la cual genera la siguiente fórmula general (M(OH)_y).

Donde el subíndice (y) representa: (1) la cantidad de hidróxidos que pueden liberarse y (2) el valor de la carga positiva del metal. Los hidróxidos son sustancias iónicas, y por ende no poseen fórmulas moleculares basadas en barras.

16.2 Nomenclatura tradicional  

Con los hidróxidos nos encontramos con el mismo problema que con los hidruros, el poder oxidante del grupo hidroxilo es bajo y solo se generan los hidróxidos con los menores estados de oxidación, en casos como el cromo el tercer estado de oxidación lo que forma es un ácido. Por tal razón solo haremos ejemplos hasta el segundo estado de oxidación. La fórmula general para nombrar a los óxidos es la siguiente: Hidróxido de metalsufijo.

Para elementos con estado de oxidación empleamos la forma base: 

LiOH hidróxido de lítio

NaOH hidróxido de sodio

KOH hidróxido de potasio

Sc(OH)₃ hidróxido de escandio

Para elementos con dos estados de oxidación: 

Fe(OH)₂  hidróxido ferroso para Fe(+2); Fe(OH)₃  hidróxido Férrico para Fe(+3).

CuOH hidróxido cuproso para Cu(+1); Cu(OH)₂  hidróxido cúprico para Cu(+2).

16.3 Nomenclatura Stock  

Se escribe el estado de oxidación del elemento metálico en número romano del siguiente modo general: Hidróxido de metal(número de oxidación en romano).

LiOH hidróxido de lítio(I)

Cu(OH)₂ hidróxido de cobre(II)

16.4 Nomenclatura sistemática  

Debido a la valencia (-1) del grupo hidroxilo, los elementos metálicos de la molécula de un hidroxilo siempre se encuentran en forma única, es decir hay un solo átomo metálico en la molécula. En la nomenclatura sistemática esto trae como consecuencia que siempre sean monometálicos, y en esta nomenclatura el prefijo mono- no se aplica al nombre específico, pero si al nombre genérico: Numeralhidróxido de metal.

LiOH Monohidróxido de lítio.

Cu(OH)₂ Dihidróxido de cobre.

17. Formulación y nomenclatura de los ácidos oxácidos

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Estos fueron los primeros ácidos en ser descritos, bajo la teoría de Lavoisier todos los ácidos portaban oxígeno, pero posteriormente se dieron cuenta que el ácido clorhídrico no poseía oxígeno. Dado que este tipo de ácidos si porta oxígeno se los denomina oxácidos oxoácidos u oxiácidos. También reciben el nombre de ácidos ternarios ya que están compuestos por tres elementos, el hidrógeno, el oxígeno y generalmente un elemento no metálico, aunque hay bastantes excepciones en los metales de transición. Los ácidos ternarios son compuestos que se forman a partir de la reacción del agua con los óxidos ácidos o anhídridos.

Figura 17.1. Ecuación química general e ideal para la síntesis de un oxoácido. Tenga en cuenta que no es la única ruta para sintetizar un hidróxido.

Aunque la mayoría de los óxidos ácidos provienen de los no metales, hay metales que se comportan no-metálicamente en su óxido. Para tener una imagen clara, describiremos los elementos que generan oxácidos:

Elementos del grupo 17 (VIIA): se forman ácidos oxoácidos con todos los elementos de la columna menos con el flúor, ya que su electronegatividad altera el funcionamiento del oxígeno en la molécula. El astato en estado de oxidación +5 posee dos isómeros posibles denominados antiguamente meta y piro a parte de la isómero "predecible".

Elementos del grupo 16 (VIA): se forman ácidos oxoácidos con el azufre, el selenio y el telurio. Con el oxígeno no se genera el ácido respectivo por razones evidentes, mientras que con el polonio no hay ácidos pues se comporta como un metal. A parte de la orientación normal, el telurio +4 posee otros dos isómeros denominadas antiguamente como piro y orto, mientras que en telurio +6 posee el isómero orto. El azufre por su parte posee tantos isómeros que no se pueden contar con los dedos de una mano y de los cuales solo podemos predecir estructuralmente tres isómeros.

Elementos del grupo 15 (VA): Se forman ácidos con el nitrógeno y el fósforo. La gama de ácidos producidos por estos elementos es altamente variable, y pueden llegar a ser vitales, los ácidos derivados del fósforo son vitales para la vida misma, ya que moléculas como el ATP y el ADN son en esencia ácidos del fósforo con modificaciones pesadas.

Elementos del grupo 14 (IVA): Se forman ácidos con el carbono y el selenio. El selenio en estado de oxidación +4 puede presentar los isómeros orto y meta.

Elementos del grupo 13 (IIIA): Solo se forman ácidos con el boro ya que el aluminio se comporta como metal y forma el hidróxido respectivo. El boro presenta una amplia gama de isómeros debido a su capacidad de polimerizar.

Elementos del grupo 6 (VIB): cromo +6 con dos posibles isómeros.

Elementos del grupo 7 (VIIB): manganeso +6 y +7; tecnecio +5 y +7; renio +5 y +7.

17.1 Formula general de los ácidos oxácidos

Los ácidos oxácidos son sustancias moleculares, el enlace a los hidrógenos es polar e ionizable, mientras que los enlaces entre los oxígenos y el elemento central tiende a hacerse resonante, por lo que son estables y tienden a mantenerse como grupos negativos.

Tabla 17.1. Fórmulas de los ácidos ternarios impares y pares más comunes.

La fórmula estructural nos permite ver que el hidrógeno queda como parte positiva periférica, y por eso tiende a separarse del grupo no-metálico. Esto tiene sentido, recuerde que los enlaces covalentes son más estables que los iónicos y estos se forman entre no metales, aunque son tendencias con excepciones.

Como características generales podemos decir que los oxácidos con elemento central de carga impar son monopróticos, es decir, solo tienen un hidrógeno; mientras que los de carga par son dipróticos, con dos hidrógenos.

17.2 Ácidos no predecibles

Las estructuras anteriores es lo esperable para los ejercicios de lápiz y papel de nivel escolar. Uno puede sobrevivir a la mayoría de los exámenes con estas fórmulas estructurales en mente, pero la realidad es un tanto más compleja. Al igual que sucede con los óxidos o con los hidruros se pueden formar estructuras más complejas. Por tal razón haremos una lista de los ácidos comunes y raros a continuación.

Para el cromo podemos tener la forma normal en estado de oxidación +6, H₂CrO₄, o un polímero que normalmente recibe el nombre de ácido dicrómico H₂Cr₂O₇.

Los ácidos del boro de estado de oxidación +3 normalmente tendrían la fórmula, HBO₂, pero tienen la tendencia a polimerizar en formas complejas como H₃B₃O₆, H₄B₆O₁₁ o H₅B₉O₁₆ entre otros. Con el boro tenemos nuestra segunda estructura rara, comúnmente todos reciben el nombre de ácido metabórico, pero al polimerizar podemos tener diferentes tipos de ácido metabórico.

El ácido del silicio en estado de oxidación +4 puede presentarse en la forma estándar H₂SiO₃, pero también puede presentarse como si todos sus oxígenos originales hubieran sido reemplazados por grupos OH, generando la siguiente fórmula molecular H₄SiO₄.

El nitrógeno puede formar ácidos extraños, por ejemplo, para el estado de oxidación +1 H₂N₂O₂,  para el estado de oxidación +2 H₄N₂O₄, en los cuales ambos se generan a partir de la forma polimerizada del hidruro progenitor o diazano. Para el estado de oxidación +3 podemos tener HOONO que surge de la unión del peróxido de hidrógeno y el azano. Para el estado de oxidación +5 tenemos dos formas extrañas, el H₃NO₄  y el HNO₄.

El fósforo también presenta muchas variantes, por ejemplo, para el estado de oxidación +1 HPH₂O₂; para el estado de oxidación +3 H₂PHO₃,H₂P₂H₂O₅; Para el estado de oxidación +4 H₄PO₆; Para el estado de oxidación +5 H₃PO₅, H₄P₂O₅, H₃PO₄ “siendo esta su forma más común conocida como ácido fosfórico”, HPO₃. El ácido fosfórico puede polimerizarse casi de manera indefinida, consigo mismo y con otras sustancias como azúcares hemiacetales para formar los ácidos nucleicos como el ADN y el ARN.

Para el arsénico +3 H₃AsO₃; +5 H₃AsO₄.

El azufre es uno de los elementos que más ácidos peculiares genera, e incluso con estados de oxidación que no aparecen regularmente en las tablas periódicas. Estado de oxidación 0: HSOH. Estado de oxidación +3 con -1: HSSOOH. Estado de oxidación +3: H₂S₂O₄. Estado de oxidación +4 con 0: H₂S₂O₃. Estado de oxidación +5 con 0: H₂S₃O₆, H₂S₄O₆, H₂S₅O₆. Estado de oxidación +5: H₂S₂O₆. Estado de oxidación +6: H₂S₃O₈, H₂S₃O₆, H₂SO₅, H₂S₂O₇.

Telurio +6: H₆TeO₆.

Aunque es verdad que hay más excepciones que concordancias, también hay que destacar que por ácidos predecibles mediante el modelo son los más comunes a nivel escolar, los no predecibles son sustancias raras que no se venden con facilidad y se emplean más con fines de investigación. Sin embargo, fueron estos ácidos no predecibles, una de las principales causas que sepultaron a la nomenclatura tradicional, nombrarlos hubiera requerido de un aumento injustificable en la cantidad de prefijos y sufijos literales, lo cual no es congruente con un sistema que debería mantenerse simple, al menos a este nivel.

17.3 Nomenclatura tradicional

La nomenclatura tradicional de los ácidos oxoácidos es un verdadero problema debido a la existencia de los ácidos no regulares. Generalmente se emplean prefijos como orto, para, meta y piro, pero la normatividad para aplicarlos no es sencilla. Por lo anterior enunciaremos las reglas simples para nombrar los ácidos estándar como los del cloro y el azufre estándar. Recordemos que la nomenclatura tradicional la estudiamos solo como un recordatorio histórico, debido a que se supone que es un tipo de nomenclatura que se encuentra en desuso paulatino, a las nuevas generaciones se les debe inculcar la idea de emplear la nomenclatura sistemática o IUPAC. La fórmula general para nombrar los ácidos es la siguiente: Ácido prefijoelementosufijo.

La verdad es que no existen elementos que solo formen un solo ácido, así que comenzamos con lo que sucede cuando tenemos dos estados de oxidación. La razón para esto radica en que el único que podría hacerlo es el flúor, pero el flúor no es oxidado por el oxígeno, sino que lo oxida, por esa razón no existen óxidos de flúor u ácidos del flúor.

Para dos estados de oxidación, ejemplo carbono +2 y carbono +4 “cabe destacar que, para el carbono, solo el de estado de oxidación +4 es de uso común.”:

H₂CO₂ Ácido carbonoso.

H₂CO₃ Ácido carbonico.

Para tres estados de oxidación, ejemplo azúfre +2, azufre +4 y azufre +6 “el azufre +6 es el más común”:

H₂SO₂ Ácido hiposulfuroso.

H₂SO₃ Ácido sulfuroso.

H₂SO₄ Ácido sulfúrico. 

Para cuatro estados de oxidación, ejemplo cloro +1, cloro +3, cloro +5 y cloro +7.

HClO Ácido hipocloroso.

HClO₂ Ácido cloroso.

HClO₃ Ácido clórico.

HClO₄ Ácido perclórico.

Con el bromo la cuestión es bastante interesante ya que sus estados de oxidación cambian de unas tablas periódicas a otras. Mi vieja tabla por ejemplo lista solo dos valores absolutos de sus estados de oxidación, +1 y +5, pero en otras tablas aparece también el +3. Consultando, también se ha reportado la existencia del estado +7, por lo que en la actualidad se considera igual que el cloro, con cuatro valencias para dar nombre. Estos cambios evolutivos son incompatibles con la vieja nomenclatura tradicional. Por esta razón, al menos para los ácidos se aconseja fuertemente dejar en desuso la nomenclatura tradicional y asumir únicamente la nomenclatura IUPAC o sistemática.

Con otros elementos las reglas son un poco más raras, por ejemplo, para los ácidos del manganeso a pesar de tener solo dos ácidos posibles, se emplean los nombres ácido mangánico y ácido permangánico para los estados de oxidación +6 y +7 respectivamente.

17.4 Nomenclatura Stock

Dado que el catión “el hidrógeno” es constante, los oxoácidos se nombran de acuerdo al anión empleando el designador Stock, en otras palabras, se señala el estado de oxidación del átomo central que forma el anión. Sin embargo, este tipo de nomenclatura es problemática debido a que en casos como en el cromo se daría un nombre ambiguo para el mismo ácido.

Lo anterior implicaría la necesidad de memorizar más reglas para nombrar a los diferentes isómeros de un ácido conformado por un elemento central con mismo estado de oxidación. Sin embargo, tal esfuerzo es notablemente superfluo en el sentido de que la nomenclatura Stock no es oficial. La mejor nomenclatura para afrontar los ácidos no estándar es la sistemática, mientras que para los ácidos “normalitos” la tradicional es suficiente, aunque claro está, el hecho de que los ácidos del nitrógeno hay que memorizarlos.

17.5 Nomenclatura sistemática

La nomenclatura sistemática es el modo que favorece la IUPAC (Campillo, Floridablanca, & Hernández, 2005), y para los ácidos será el único modo que deberíamos evaluar. A pesar de que el nombre parece ser relativamente complejo, la ventaja definitiva es que permite nombrar cualquier tipo de ácido, ya sean los ácidos predecibles o los no predecibles, con un mismo conjunto de reglas. Esta nomenclatura presenta una ventaja extra, sirve también para nombrar sales, solo requiere cambiar el hidrógeno por el catión respectivo y listo. Adicionalmente varios autores señalan que tarde o temprano las pruebas externas terminarán asumiendo los nombres IUPAC como los únicos a emplear (Fernández-González, 2014).  La IUPAC actualmente reconoce dos estilos para dar nombres sistemáticos a los ácidos oxácidos, el método del hidrógeno que en realidad es la nomenclatura de composición y la nomenclatura de adición.

👉         El método del hidrógeno

Un aspecto interesante de la nueva nomenclatura es que abandona definitivamente el sistema binomial, y lo reemplaza por un monomio bien largo. La fórmula general es la siguiente: numeralhidrogeno(numeraloxidonumeralelementoato):

La fórmula aparenta ser compleja, pero es bastante directa. El único detalle a tener en cuenta es que el prefijo mono nunca se escribe. Los prefijos -oxido- e -hidrogeno- no portan tildes. Por otro lado, el no metal cambia a su forma arcaica en el azufre. En esta nomenclatura a veces se emplea el prefijo –oxo- en lugar de –oxido- pero bajo las reglas de la IUPAC lo más formal es emplear –oxido-. Varias son las ventajas de este método:

No hay que mirar la tabla periódica.

Permite dar nombres que no cambian si se reportan nuevos estados de oxidación en futuras tablas periódicas.

Permite nombrar los casos especiales, con la nomenclatura tradicional estas especies químicas son muy complejas de trabajar.

Permite dar nombres sin conocer la hipótesis de la fórmula estructural

H₂CO₃ dihidrogeno(trioxidocarbonato).

HClO hidrogeno(oxidoclorato).

HClO₂ hidrogeno(dioxidoclorato).

HClO₃ hidrogeno(trioxidoclorato).

HClO₄ hidrogeno(tetraoxidoclorato).

H₂SO₄ dihidrogeno(tetraoxidosulfato).

H₂Cr₂O₇ dihidrogeno(heptaoxidodicromato).

H₃B₃O₆ trihidrogeno(hexaoxidotriborato).

H₄B₆O₁₁ tetrahidrogeno(undecaoxidohexaborato).

👉         Método aditivo

En el método aditivo se hace como si se identificara al grupo hidroxilo adicionado como si fuera eso, un grupo hidroxilo, aunque realmente no se comporte como tal: Numeralhidroxidonumeraloxidonumeralelemento.

La principal desventaja del  método aditivo con respecto al método del hidrógeno, es que en el método aditivo hay que conocer la fórmula estructural para reconocer cuales oxígenos hacen parte del grupo hidroxilo-ácido y cuáles no, es por esto que para el presente curso nos basaremos exclusivamente en el método del hidrógeno.

17.6 Ácidos fuertes y débiles

De todos los ácidos conocidos, solo tenemos ocho ejemplos de ácidos fuertes: Ácido clorhídrico (HCl); Acido bromhídrico (HBr); Ácido yodhídrico (HI); Ácido nítrico (HNO₃); Ácido perclórico (HClO₄); Ácido sulfúrico (H₂SO₄); Ácido Clórico (HClO₃); Ácido Peryódico (HIO₄); todos los demás son ácidos débiles. Un ácido fuerte es un electrolito fuerte que se disocia totalmente en sus iones al diluirse en agua, de forma tal que no queda nada de su forma molecular, la cual bien puede ser una entidad teórica o solo existir en condiciones muy especiales.

18. Formulación y nomenclatura de los iones

|| REGRESAR AL INDICE || 

Tradicionalmente los iones se trabajan después de los ácidos y las sales, o en conjunción con las sales, sin embargo, resulta mucho más cómodo trabajar la formulación y la nomenclatura de los iones inorgánicos antes de trabajar las sales. Esto es porque las sales son ensamblados de iones positivos y negativos, tanto en términos estructurales como en términos de lenguaje químico. Un ión es un átomo o molécula que ha adquirido o ha perdido cierta cantidad de electrones y que al mismo tiempo no se encuentra enlazado con el átomo que es fuente o depositario de esos electrones, por lo que adquiere una carga permanente. Esta carga permanente es simbolizada por un superíndice (No algebraico) en el que las cargas son pre cedidas por un numeral arábigo que indica su magnitud, este sistema es denominado Ewens-Bassett. Los iones se asocian principalmente a soluciones, mezclas homogéneas entre un material y el agua, en la que ocurre una reacción química de ionización o disociación. Sin embargo, la ionización también puede ocurrir en el estado gaseoso a altas temperaturas (Yau & Kawamoto, 1989). A pesar de lo anterior, para la química escolar, los iones más relevantes son los que se forman a partir de la reacción con el agua líquida.

Si un material al mezclarse con el agua es atacado por esta y rompe su estructura molecular, será denominado electrolito y a sus productos los llamaremos iones. Un electrolito fuerte es aquel material que rompe todas sus moléculas al mezclarse con el agua, un electrolito débil es aquel material que al mezclarse con el agua solo rompe algunas de sus moléculas. Al rompimiento de la molécula lo denominamos formalmente disociación. El chiste del asunto es que, al disociarse, las partes no se reparten equitativamente los electrones, una de las partes se queda con más electrones y se denomina anión, la que se queda con menos electrones se denomina catión.

Dado que los electrones son literalmente las cargas diremos que el anión posee cargas negativas al robar electrones, y el catión es positivo porque le han robado sus electrones y ahora manifiesta la carga generada por sus protones en el núcleo. Hay que resaltar que la carga de un ion no es el mismo concepto que el estado de oxidación del elemento. Si bien, ambos adquieren el mismo valor en los iones monoatómicos, la diferencia se hace más patente en los iones poliatómicos.

18.1 Formulación

Las fórmulas de los iones dependen de si hablamos de iones simples o de grupos.

👉         Iones simples

Los iones simples se conforman de un solo núcleo con carga permanente, estos se representan con un superíndice en el cual el numeral arábigo indica la magnitud de la carga y posteriormente se emplea el símbolo de la carga, ya sea positiva o negativa. Es importante no confundir los estados de oxidación Fe⁺³ con las cargas de los iones Fe³⁺. Un estado de oxidación es una carga virtual que no se manifiesta en la molécula como un todo debido a que la molécula se mantiene neutra de forma neta, el ion por el contrario manifiesta la carga de forma permanente. Es importante destacar las cargas de adquieren los iones serán iguales a alguno de sus estados de oxidación y por ende ambos conceptos tienden a confundirse.

👉         Los grupos

Los grupos son varios átomos que actúan como una unidad y manifiestan una carga neta global como por ejemplo el grupo hidroxilo OH^-. los grupos tienden a ser resonantes, lo cual implica que generan múltiples estructuras de enlace igualmente válidas, en la práctica esto nos implica que la carga negativa no se manifiesta en un oxígeno particular sino en el ion como un todo. 

Figura 18.1. Ion sulfato.

Figura 18.2. Ion carbonato.

Las estructuras de los iones SO₄^2-  y CO₃^2-, la carga iónica se representa como que rodea a todo el grupo, este tipo de enlace resonante es muy estable, por lo que este tipo de grupos tiene la tendencia a pasar intacto en muchas reacciones químicas.

👉         Disociaciones

Con el fin de poder predecir la fórmula del ion, es importante reconocer el concepto de ionización. La ionización es cuando un ácido o un hidróxido pierden alguno de sus grupos importantes creando iones. De esta forma el ácido carbónico al perder sus dos hidrógenos se transforma en el ion carbonato:

Figura 18.3. Ionización total el ácido carbónico en los iones protio y carbonato.

Lo anterior nos da una pista importante, la cantidad de hidrógenos del ácido respectivo indica la cantidad de cargas del ion. 

18.2 Nomenclatura tradicional

La nomenclatura tradicional distingue entre los iones de carga positiva y los cationes de carga negativa que a su vez generalmente son grupos.

👉         Cationes

Los cationes generalmente son iones simples –si no consideramos la hidratación –conformados por un metal que ha perdido sus electrones. Generalmente la cantidad de electrones que pierden es igual a uno de sus estados de oxidación (positivos) registrados en la tabla periódica. Su nombre genérico catión seguido del nombre del elemento con los prefijos y sufijos de la nomenclatura tradicional.

Li⁺ ion litio.

Be²⁺ ion berilio.

Fe²⁺ ion ferroso.

Fe³⁺ ion férrico.

El catión del hidrógeno +1 es una particularidad, ya que, aunque lo representamos desnudo en realidad hace parte de un grupo positivo conocido como el grupo hidronio.

👉         Aniones

Los aniones inorgánicos generalmente se producen a partir de los ácidos hidrácidos u oxoácidos cuando estos pierden uno o más de sus protones. 

Aniones monoatómicos

Son aniones que emergen de la disociación de un ácido hídrico o una sal binaria, si era un ácido hidrácido se emplea el nombre del elemento terminado en –uro, teniendo en cuenta que el azufre cambia a su forma tradicional.

H^- ion hidruro.

C^4- ion carburo.

N^3- ion nitruro.

S^2- ion sulfuro.

F^- ion fluoruro.

Cl^- ion cloruro.

Br^- ion bromuro. 

La excepción más importante es el anión del oxígeno que recibe el nombre de:

O^2- óxido.

Aniones poliatómicos

Son aniones que emergen de la disociación de ácidos o sales oxácidos, formados por un elemento central y oxígenos resonantes. Cuando el grupo cambia es un ácido a un ion, la estructura cambia de enlaces covalentes polares a enlaces resonantes que aumentan la estabilidad del grupo, pero también cambian su comportamiento estructural, de allí que en nomenclatura tradicional se indica esta transformación estructural cambiando las terminaciones –oso por –ito e –ico por –ato.

SO₂^2- ion hiposulfito.

SO₃^2-  ion sulfito.

SO₃^2-  ion sulfato.

ClO^- ion hipoclorito.

ClO₂^- ion clorito.

ClO₃^-  ion clorato.

ClO₄^- ion perclorato.

Aniones parcialmente disociados

Adicionalmente para los ácidos pares con dos protones, el ion de disociación parcial emplea el prefijo bi.

HSO₂^- ion bihiposulfito.

HSO₃^- ion bisulfito.

HSO₄^- ion bisulfato.

HCO₃^- ion bicarbonato.

HS^- ion bisulfuro. 

Los iones anteriores tienen una segunda forma de nombrarse bajo la nomenclatura tradicional, y es colocando el nombre ácido al final de la expresión como si se tratara de un nombre trinomial.

HSO₂^- ion hiposulfito ácido

HS^- ion sulfuro ácido.

18.3 Nomenclatura Stock

Un aspecto gracioso de la nomenclatura química es que:

1- Deberíamos usar un solo sistema de nombres para todas las sustancias basado en reglas congruentes, este sistema es el de la IUPAC.

2- Pero aparentemente nadie emplea el sistema de la IUPAC al nombrar los iones.

3- Lo más inconcordante es que los cationes se nombran bajo un sistema diferente al de los aniones de forma MUY común, incluso al interior de la literatura científica.

En el caso de los aniones que acabamos de ver en la entrada anterior, la nomenclatura más común es el sistema tradicional. Pero para el caso de los cationes monoatómicos lo más común es nombrarlos por el sistema Stock. Forma general ion elemento (romano):

Li⁺ ion litio(I).

Be²⁺ ion berilio(II).

Fe²⁺ ion hierro(II).

Fe³⁺ ion hierro(III).

18.4 Nomenclatura sistemática

Al igual que la nomenclatura tradicional, en la sistemática se manejan reglas diferentes dependiendo de si tratamos con iones monoatómicos o con grupos.

👉         Cationes monoelementarios

Los cationes monoelementarios en la nomenclatura sistemática se indican con la cantidad de átomos que compone el grupo, pero que debe ser de un mismo elemento, luego viene el nombre del elemento, y en tal caso se emplean los nombres modernos, y finalmente se escribe la carga neta del ion entre paréntesis en arábigo “elemento(arábigo+)”.

Li⁺ litio(1+).

Be²⁺ berilio(2+).

Fe²⁺ hierro(2+).

Fe³⁺ hierro(3+).

S₄²⁺ tetraazufre(2+).

👉         Cationes heteroelementarios

Los cationes heteroelementarios son básicamente los que se forman a partir de los hidruros progenitores, las especies más conocidas son el grupo amonio y el grupo hidronio, sin embargo, como vimos anteriormente, este tipo de sustancias es diversa. Los iones correspondientes derivan en consecuencia del nombre del hidruro progenitor cambiando la vocal final –a por –io “elementoanio”.

NH4⁺ azanio.

H3O⁺  oxidanio.

PH4⁺ fosfanio.

BH4⁺ boranio. 

👉         Aniones monoelementarios

En los aniones monoelementarios se emplea casi lo mismo que en los cationes, solo que aquí debemos emplear los nombres arcaicos en todos los metales de transición cuando sea posible, lo cual indica que debemos nombrar a todos los elementos del grupo del oro por sus formas arcaicas y se adiciona la terminación uro. La única excepción es el oxígeno que no se denominará oxuro sino óxido “numralelementouro(arábigo–)”.

H^- hidruro(1–).

C^4- carburo(4–).

N^3- nitruro(3–).

S^2- sulfuro(2–).

F^- fluoruro(1–).

Cl^- cloruro(1–).

Br^- bromuro(1–).

O^2- óxido(2–).

O2^2- dióxido(2–).

👉         Aniones heteroelementarios

Los aniones heteroelementarios derivados del respectivo ácido se nombran como se los nombró en la sección de ácidos, indicando la carga del ión entre paréntesis:

SO₂^2- dioxidosulfato(2–).

SO₃^2- trioxidosulfato(2–).

SO₄^2- tetraoxidosulfato(2–).

ClO₃^- trioxidoclorato(1–).

HSO₂^- hidrogeno(dioxidosulfato)(1–).

HSO₃^- hidrogeno(trioxidosulfato)(1–).

HSO₄^- hidrogeno(tetraoxidosulfato)(1–).

HCO₃^- hidrogeno(trioxidocarbonato)(1–). 

En caso de que estemos tratando con aniones derivados de los hidruros progenitores “elementoanuro”.

NH₂^- azanuro.

HO^-  oxidanuro/hidróxido.

PH₂^- fosfanuro.

BH₂^- boranuro. 

19. Formulación y nomenclatura de las sales

|| REGRESAR AL INDICE || 

Las sales son compuestos iónicos, es decir, un enlace formado por atracciones electrostáticas y no por puentes de materia como en los enlaces covalentes, pero eso no es lo que nos interesa particularmente en este punto, debemos dar nombres. El punto con las sales es que, para el día de hoy, año 2017 un mismo compuesto puede tener al menos 6 nombres aceptables. De los anteriores solo vamos a enumerar dos, el sistema tradicional para aprender a leer los textos antiguos y el sistema IUPAC para aprender a escribir como se hará en el futuro (Connelly et al., 2005), asumiendo que la IUPAC no le dé por sacar otro libro rojo en poco tiempo.

19.1 Formulación

Las sales se forman por la unión de un catión y un anión cumpliendo la ley de la conservación de la carga. En este caso la formula molecular es fácil de obtener, ya que se emplea la regla de aspa para el catión y el anión para asegurarnos que la carga cero de la sal se conserve adicionando una cantidad mínima de aniones y cationes. Hay que tener en cuenta que los aniones son unidades estructurales, por lo que pueden salir formulas muy complejas que nos interesan muy poco. Por ejemplo, la sal formada por el catión Fe(3+) hierro(3+) y el anión SO₄(2-) tetraoxidosulfato(2–), tendrá la siguiente fórmula Fe₂(SO₄ )₃.

19.2. Estructura iónica de la sal compuesta entre el catión hierro(3+) y el anión tetraoxidosulfato(2-).

Cualquiera que sea el caso, el ion tetraoxidosulfato(2–) actúa como una sola unidad, un bloque que puede ser manipulado mediante la regla de aspa. Observemos un planteamiento. En este caso tenemos dos iones, los superíndices no indican estados de oxidación, sino la carga del ion, pero los podemos emplear exactamente del mismo modo, transferimos el valor absoluto de la carga al elemento opuesto como subíndice, y de esta manera obtenemos la formula molecular. Hay que tener cuidado con el ion complejo, como este funciona en bloque, debe encerrárselo siempre entre paréntesis, a menos que el superíndice del catión y del anión sean iguales. Si los dos iones tienen la misma carga entonces se unen binariamente como en el ion Cu(+) cobre(1+) y el ion ClO₃(-) trioxidoclorato(1–) para generar la sustancia CuClO₃.

Para sales más simples como la formada entre el catión Fe(3+) hierro(3+) y el anión S(2-) sulfuro(2–), el proceso se repite Fe₂S₃.

19.3 Nomenclatura tradicional

En la nomenclatura tradicional lo que se hace es combinar el nombre del anión respectivo, luego el conector de y finalmente el catión correspondiente, si el catión está modificado por sufijos no se emplea el conector de.

Fe₂(SO₄)₃ sulfato férrico.

FeSO₄ sulfato ferroso.

BeSO₄ sulfato de berilio.

Na₂SO₂ hiposulfito de sodio.

Fe₂S₃ sulfuro férrico.

FeS sulfuro ferroso.

NaHCO₃ bicarbonato de sodio.

(NH₄)SO₂ sulfato de amonio.

NH₄HCO₃ bicarbonato de amonio.

19.4 Nomenclatura sistemática

La nomenclatura sistemática para las sales es el mayor enredo que puede tener la IUPAC, y es en serio, pues hay por lo menos 4 modos de nombrarlas. Nosotros emplearemos siempre por sencillez las más fáciles, y para ello aplicamos unas categorías: En caso de tratar con una sal estrictamente binaria se emplea la nomenclatura de adición. Tenga en cuenta que el prefijo mono solo se escribe para el nombre genérico, en este caso el que termina en -uro:

Fe₂S₃ trisulfuro de dihierro.

FeS sulfuro de hierro.

En caso de ser una forma ternaria o de mayor nivel emplearemos los nombres de los cationes inorgánicos sin los indicadores de carga, siguiendo la presente estructura. Tenga en cuenta en que este caso el prefijo mono, nunca se escriben. Un detalle a tener en cuenta es la introducción del prefijo numeralis que indica que tanto se repite un anión completo. El prefijo numeralis comienza desde la segunda repetición “bis” y de allí en adelante se sigue de acuerdo a la tabla numeralis descrita en la sección las reglas de la nomenclatura sistemática.

Fe₂(SO₄)₃ tris[tetraoxidosulfato] de dihierro.

FeSO₄ tetraoxidosulfato de hierro.

BeSO₄ tetraoxidosulfato de berilio.

Na₂SO₂ dioxidosulfato de disodio.

NaHCO₃ hidrogeno(trioxidocarbonato) de sodio.

Be(HCO₃)₂ bis[hidrogeno(trioxidocarbonato)] de berilio.

(NH₄)SO₂ dioxidosulfato de diazanio.

NH₄HCO₃ hidrogeno(trioxidocarbonato) de azanio.

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Ejercicios resueltos

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