UNIDAD IV Compuestos y Nomenclatura

 

Compuestos y Números de Oxidación 

Los Números de Oxidación ó también llamados Valencias o Estados de Oxidación, son números enteros que representan el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.

El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos.

Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.

El número de oxidación se escribe de la siguiente manera: +1, +2, +3, +4, –1, –2, –3, –4, etc.

Relación del numero de Oxidación y la configuración Electrónica 

           Grupo        Número de Oxidación 

IA                            +1 

IIA                           +2 

IIIB                          +3 

El resto de elementos generalmente pueden tener dos o más números de oxidación positivos, en términos generales: 

•  Columna par números de oxidación par. 
• Columna impar números de oxidación impar. 

Sin embargo hay excepciones. Los números de oxidación probables para cada elemento están indicados en la tabla periódica.

El número de oxidación negativo corresponde a la cantidad de electrones que el elemento necesita para completar el octeto electrónico. 

Es un solo número y lo presentan por lo general los no metales, a excepción del boro y el silicio que no presentan número de oxidación negativo.

Reglas para determinar números de oxidación 

Reglas para asignar los Números de Oxidación de los Elementos:

1. El Número de Oxidación de todos los Elementos en Estado Libre, no combinados con otros, es cero (p. ej., Na, Cu, Mg, H2, O2, Cl2, N2). 

2. El Número de Oxidación del Hidrógeno (H) es de +1, excepto en los hidruros metálicos (compuestos formados por H y algún metal), en los que es de -1 (p. ej., NaH, CaH2).

3. El Número de Oxidación del Oxígeno (O) es de -2, excepto en los peróxidos, en los que es de -1, y en el OF2, donde es de +2.

4. El Número de Oxidación de los Metales, es su valencia con signo positivo. Por ejemplo, el Número de Oxidación del Mg2+ es +2.

5. El Número de Oxidación de los Iones monoatómicos coincide con la carga del ión. Por ejemplo, el Número de Oxidación del Cl- es -1

6. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un compuesto es cero.

7. La Suma algebraica de los Números de Oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion.

Además, en los Compuestos Covalentes, el Número de Oxidación Negativo se asigna al Átomo más electronegativo y todos los demás son Positivos.

EJERCITEMOS 

Deducir los Números de Oxidación de cada uno de los Elementos presentes en los siguientes compuestos:

a) H2

b)H2O

c) MnO4-

a) Para el H2 (Hidrógeno molecular): Aplicando la regla 1, sabemos que el Hidrógeno en la molécula de Hidrógeno Molecular tiene número de oxidación 0.

b) Para el H2O (Molécula de agua): Aplicando la regla 3, sabemos que el O tendrá número de oxidación -2, por lo tanto el H deberá tener número de oxidación +1 para que se cumpla la regla 6 ( (+1) x 2 + (-2) = 0).

Esto tiene sentido, si observamos la regla 2 que dice que el H siempre tiene número de oxidación +1 excepto en los hidruros metálicos (el agua NO es un hidruro metálico).

c) Para el MnO4- (Ion Permanganato que es un ion Poliatómico): Aplicando la regla 3, sabemos que el O tendrá número de oxidación -2.

Según la regla 7, la suma de los números de oxidación de los elementos de un ion poliatómico es igual a la carga del ion, es decir, en este caso deberá ser igual a -1.

Para que esto ocurra, el número de oxidación del Manganeso (Mn) deberá ser +7.

Si nos fijamos en la tabla periódica, ese es uno de los números de oxidación posibles del Manganeso. Ahora, confirmemos que la regla 7 se ha cumplido:  (+7) + 4 x (-2) = -1.

Predicción de Formulas con números de Oxidación 

El conocimiento de los números de oxidación ayuda a predecir las fórmulas de los compuestos químicos. 

Una formula química consiste en la unión de elementos de números de oxidación positivo con elementos de número de oxidación negativo. 

La suma de todos los números de oxidación de la fórmula final debe ser cero. 

EJERCITEMOS 

¿Cuáles serán las fórmulas posibles para el compuesto formado por calcio y azufre? 

• Ca 2 S 2 --> Ca S
• Ca 4 S 2 --> Ca 2 S
• Ca 6 S2 --> Ca 3 S      

Formula para ... ¿Aluminio y nitrógeno?         

• Al 3 N 3 --> Al N

NOMENCLATURA 

Es un conjunto de reglas que se utilizan para nombrar todas aquellas combinaciones que se dan entre los elementos y los compuestos químicos. Actualmente la IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y Aplicada, por sus siglas en inglés) es la máxima autoridad en nomenclatura, la cual se encarga de establecer las reglas correspondientes.

Compuesto 

Los compuestos no son combinaciones al azar de los elementos de la Tabla Periódica. Son el resultado de la combinación, en determinadas proporciones, de elementos que guardan entre sí una cierta “afinidad”. 

Depende de: Capacidad de combinación o valencia de los elementos que, a su vez, es función de la estructura electrónica de los átomos implicados. 

Consideraciones Importantes 

ESTADO DE OXIDACIÓN O NÚMERO DE OXICACIÓN 

1. Elementos libres No. Oxidación = 0 Ejemplo: Na, H2, O2, Xe, Ar, Fe. 

2. Para un ión monoatómico es igual a su carga. Ejemplo: Ba+2 N.O. = +2 Al+3 N.O. = +3 I -N.O. = -1 

3. Enlaces iónicos se le asigna el electrón al de mayor electronegatividad. Ejemplo: NaCl Na+1 Cl-1 

4. No. de Oxidación para el Oxígeno es -2 Excepto en peróxidos H2O2 = -1 

5. No. de Oxidación para el hidrógeno es igual a +1 Excepto en hidruros LiH, NaH, =-1 

6. Halógenos F siempre -1 Cl, Br, I = -1 iones halogenuro Ejemplo HCl, HBr, HI Cuando trabajan con Oxígeno tienen No. de oxidación + Ejm. HClO, HBrO2, HIO3. 2 

7. La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto eléctricamente neutro Ejm. K2SO4 H2SO4 

8. La suma de los números de oxidación igual a la carga global para una especie ión poli atómico Ejm. NH4+ PO4 -3 

Sustancias Simples 

Son aquellas que están constituidas por átomos de un solo elemento. En ellas las moléculas están formadas por átomos idénticos. En general, muchos elementos que son gases suelen encontrarse en forma diatómica (N2, O2, H2, etc.). 

Otro fenómeno curioso es que ciertos elementos (azufre, fósforo, etc.) se presentan, a veces, en agrupaciones de distinto número de átomos, estas agrupaciones se denominan formas alotrópicas.

 POR EJEMPLO 

Las sustancias simples son las que están compuestas únicamente por átomos del mismo tipo.

• Oxígeno molecular (O2)
• Una pepita de oro (Au)
• Fósforo (P)
• Nitrógeno molecular (N2)
• Cloro gas (Cl2)
• Carbono (C)
• Hidrógeno (H2)

Combinaciones Binarias de Oxigeno 

Deben nombrarse como óxidos tanto las combinaciones de oxígeno con metales como con no metales. 

Para formularlos se escribe siempre, a la izquierda, el elemento más electropositivo, intercambiándose los números de oxidación del oxígeno (-2) y del otro elemento.

EJERCITEMOS 

• CaO --> Óxido de calcio
• Al2O3 --> Óxido de aluminio  
• SiO2 --> Óxido de silicio
• MgO -->  Óxido de magnesio

Combinaciones binarias de Hidrogeno 

Los compuestos derivados de la combinación del hidrógeno con los restantes elementos son muy dispares, dada la peculiaridad del hidrógeno (puede ceder fácilmente su único electrón, pero también captar un electrón de otro átomo para adquirir la estructura electrónica del helio). 

Las combinaciones del hidrógeno con metales se denominan hidruros.

EJERCITEMOS

• NaH --> Hidruro de sodio 
• GaH3 -->  Hidruro de galio 
• KH --> Hidruro de potasio 
• GeH4 --> Hidruro de germanio

Las combinaciones binarias del hidrógeno con oxígeno, nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono y silicio tienen nombres comunes.

 POR EJEMPLO

• PH3 --> Fosfina 
• AsH3 -->  Arsina 
• SbH3 --> Estibina 
• CH4 --> Metano

Las combinaciones del hidrógeno con F, Cl, Br, I, S,y Se y Te se denominan hidrácidos debido a que tales compuestos, al disolverse en agua, dan disoluciones ácidas.

POR EJEMPLO

• HBr -->  Bromuro de hidrógeno-->  Ácido bromhídrico 
• HI  --> Yoduro de hidrógeno -->  Ácido yodhídrico 
• H2S --> Sulfuro de hidrógeno --> Ácido sulfhídrico 
• H2Se --> Seleniuro de hidrógeno --> Ácido selenhídrico

Otras combinaciones Binarias 

Las combinaciones binarias, que no sean ni óxidos ni hidruros, son las formadas por no metales con metales. 

Para formularlos se escribe a la izquierda el símbolo del metal, por ser el elemento más electropositivo. 

Para nombrarlos se le añade al nombre del no metal el sufijo –uro. 

POR EJEMPLO

• CaF2 --> Fluoruro de calcio 
• FeCl2 --> Cloruro de hierro(II) 
• FeCl3 --> Cloruro de hierro(III) 
• CuBr -->  Bromuro de cobre(I) 

ANHIDRIDOS 

Producto de la reacción del oxígeno con un elemento no metálico y con algunos metales de transición. 

• Forman anhidridos los no metales de columna IV A y VI A cuando trabajan con número de oxidación PARES. Cuando lo hacen con IMPARES, forman óxidos. 

• Los no metales de la familia VA y VIIA forman anhídridos cuando trabajan con número de oxidación IMPARES, y forman óxidos cuando lo hacen con PARES 

• Cuando el elemento solo forma una anhídrido. El nombre se forma con el nombre del no metal terminado en “ICO” 

No. de oxidación del no metal	Prefijos	Sufijos
1 o 2	Hipo	Oso
3 o 4	---	Oso
5 o 6	---	Ico
7	Per	Ico

Ácidos Oxoácidos 

Son compuestos capaces de ceder protones que contienen oxígeno en la molécula. 

Presentan la fórmula general -->  HaXbOc

Oxoacidos del Grupo de los Halógenos 

Los halógenos que forman oxoácidos son: cloro, bromo y yodo. En los tres casos los números de oxidación pueden ser +I, +III, +V y +VII. Al tener más de dos estados de oxidación junto a las terminaciones –oso e –ico, utilizaremos los prefijos hipo– (que quiere decir menos que) y per– (que significa superior).

POR EJEMPLO

• HClO3 -->  Ácido clórico 
• HClO4 -->  Ácido perclórico 
• HBrO --> Ácido hipobromoso 
• HBrO2 --> Ácido bromoso

Oxoácidos del grupo VIA

De los oxoácidos de azufre, selenio y teluro, los más representativos son aquellos en los que el número de oxidación es +IV y +VI. Para estos ácidos se utilizan los sufijos –oso e –ico.

POR EJEMPLO

• H2SO3 --> Ácido sulfuroso 
• H2SO4 --> Ácido sulfúrico 
• H2SeO3 --> Ácido selenioso
• H2SeO4 --> Ácido selénico

Oxoácidos del grupo V

Los ácidos más comunes del nitrógeno son el ácido nitroso y el ácido nítrico en los que el nitrógeno presenta número de oxidación +III y +V, respectivamente.

POR EJEMPLO 

• HNO2 --> Ácido nitroso 
• HNO3 --> Ácido nítrico

Oxoácidos del Carbono y del Silicio 

El estado de oxidación, en ambos casos, es de +IV.  Los oxoacidos más comunes son:

• H2CO3 --> Ácido carbónico 
• H4SiO4 --> Ácido ortosilícico

SALES 

Podemos considerar como sales los compuestos que son el resultado de la unión de una especie catiónica cualquiera con una especie aniónica distinta de H–, OH– y O2–. 6

 • Algunas sales ya las hemos visto cuando tratamos de las combinaciones binarias no metal–metal. Por ejemplo, compuestos como el KCl (cloruro de potasio) y Na2S (sulfuro de sodio) son sales. 

• Cuando el anión procede de un oxoácido debemos recordar que, los aniones llevan el sufijo –ito o – ato según del ácido del que procedan. 

• Para nombrar las sales basta tomar el nombre del anión y añadirle detrás el nombre del catión.

POR EJEMPLO

Sal	Oxoanion de procedencia	Nombre
NaClO	ClO–	Hipoclorito de sodio
NaClO3	NaClO3	Clorato de sodio
K2SO3	SO3 –2	Sulfito de potasio

SALES DOBLES 

Son sales que contienen más de un catión o más de un anión. Las sales dobles son compuestos cuaternarios . Se forman cuando al menos dos sales se disuelven en un mismo líquido y cristalizan de forma regular.

Estas sales dobles se forman mediante dos metales, donde se utilizan consecuentemente para formar la sal. 

POR EJEMPLO

• KNaSO4 --> Sulfato doble de potasio y sodio
• KNH4SO3  --> Sulfito doble de potasio y amonio

SALES ACIDAS 

Son compuestos que se obtienen cuando a un ácido se le sustituyen sus átomos de hidrógeno por radicales básicos, que en el caso específico de las sales ácidas, son de tipo negativo (cationes). En eso se distinguen de las sales neutras o sales binarias.

Las sales se forman usualmente a través de la reacción entre un ácido y un hidróxido (base). En estas reacciones, normalmente la base pierde sus grupos hidroxilo (-OH) y el ácido los átomos de hidrógeno (H), formando una sal neutra; pero si el ácido en cuestión conserva uno de sus átomos de hidrógeno, alterando la carga eléctrica de la reacción, obtendremos una sal ácida o sal hidrogenada.

POR EJEMPLO

• Bicarbonato de sodio (NaHCO3). 
• Bicarbonato de litio (LiHCO3). 
• Hidrogenofosfato de calcio (CaHPO4).  

SALES BASICAS 

Se forman cuando en una reacción de neutralización existe un exceso de hidróxido con respecto al ácido.

Son compuestos cauternarios (no metal, hidrógeno, oxígeno y metal) que se producen en una reacción de neutralización en la que existe un exceso de hidróxido respecto del ácido por lo que resultan de resultan de reemplazar parcialmente los oxhidrilos de un hidróxido o base por los aniones de un ácido, por lo que la base ha de contener más de un grupo hidróxido.

Ácido + base (exceso) → sal básica + agua

POR EJEMPLO

• CaOHNO3 Nitrato básico de calcio 
• BiOH(NO3)2 Nitrato monobásico de Bismuto (III) 
• Bi(OH)2NO3 Nitrato dibásico de bismuto

HIDROXIDOS 

Son compuestos formados por la combinación del anión hidroxilo(OH-) con diversos cationes metálicos.

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del grupo dependiente con la base de un ion de radical adecuado con hidróxido; este va entre paréntesis si el subíndice es mayor de uno. Dicho de otro modo, se escribe primero el metal y luego el grupo funcional OH, (ion hidróxido, OH^-), denominado grupo hidroxilo, que actúa con número de oxidación -1.

POR EJEMPLO

• LiOH Hidróxido de litio Ba(OH)2 
• Hidróxido de bario 
• Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)

CATIONES

Cuando un átomo pierde electrones (los electrones de sus orbitales más externos, también llamados electrones de valencia) adquiere, como es lógico, una carga positiva neta. 

• Para nombrar estas “especies químicas” basta anteponer la palabra catión o ión al nombre del elemento. 

POR EJEMPLO

• H+ -->  Ión hidrógeno 
• Li+ --> Ión litio 
• Cu+ -->  Ión cobre (I) 
• Cu+2 --> Ión cobre (II)

ANIONES

Se llaman aniones a las “especies químicas” cargadas negativamente. Los aniones más simples son los monoatómicos, que proceden de la ganancia de uno o más electrones por un elemento electronegativo. • Para nombrar los iones monoatómicos se utiliza la terminación –uro.

POR EJEMPLO

• H– Ión hidruro 
• S–2 Ión sulfuro 
• F– Ión fluoruro 
• Se–2 Ión seleniuro

PEROXIDOS 

Los peróxidos son compuestos formados por el grupo “peroxo”:

También, por cualquier otro elemento menos electronegativo que el oxígeno (como por ejemplo los metales).

Dentro de la Nomenclatura tradicional, se nombran con la palabra peróxido seguida del elemento metálico teniendo en cuenta la valencia del elemento metálico. 

POR EJEMPLO

• Na2O2 Peróxido de sodio
• BaO2 Peróxido de bario 
• CuO2 Peróxido de cobre (II)

PEROXOACIDOS 

Son moléculas derivadas de los oxoácidos en las cuales se ha sustituido un átomo de oxígeno (con estado de oxidación -2) por dos átomos de oxígeno (con estado de oxidación -1) que forman el grupo peroxo. La formulación de estas moléculas es análoga a los oxoácidos pero añadiendo el prefijo “peroxo”​.

POR EJEMPLO

• HNO4 Peroxodioxonitrato (V) de hidrógeno. 
• HOONO Peroxomonoxonitrat o (III) de hidrógeno.

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CALCULOS DE FORMULAS 

Recordemos un poco... MASA MOLAR 

Es el cálculo de la masa de una fórmula. Para esto se usan los subíndices de las fórmulas y las masas individuales de los elementos Los subíndices nos indican cuantos átomos de un elemento están presentes en dicha fórmula y las masas de los elementos se encuentran en la tabla periódica. La dimensional para indicar la masa de un elemento son las uma.

POR EJEMPLO

Calcular la Masa Molar del metanol: CH₃OH. 

Las Masas Molares de H, C y O son: 1,008, 12,011 y 15,999 gramos / mol respectivamente.

Solución:

M (CH₃OH) = M (C) + 4 · M (H) + M (O) = 12,011 + 4 · 1,008 + 15,999 = 32,042 gramos / mol.

Calcular la Masa molar del ácido sulfúrico H₂SO₄:

M (H₂SO₄) = 2 · M (H) + M (S) + 4 · M (O) = 2 · 1,008 + 32,065 + 4 · 15,999 = 98,077 gramos / mol. 

COMPOSICION PORCENTUAL DE UN COMPUESTO 

Se define como el porcentaje por masa de cada elemento presente en el compuesto. 

• Se calcula de la siguiente manera: 

1) Determinando primero la masa de los diferentes elementos que forman el compuesto.

 2) Después se determina la masa molar del compuesto 

3) Por último se calcula el porcentaje de cada elemento del compuesto

EJERCITEMOS

Calcular la composición porcentual del H, S y O en el ácido sulfúrico (H₂SO₄) si su peso molecular es 98 y los pesos atómicos del H, S y del O son 1, 32 y 16 respectivamente:

Composición Porcentual del H =	1 · 2	= 2 % de Hidrógeno
	98

Composición Porcentual del S =	32 · 1	= 32,6% de Azufre
	98

Composición Porcentual del O =	16 · 4	= 65,3% de Oxígeno
	98

• Verificamos que la suma da 100%: 2 + 32,6 + 65,3 = 99,9 ≈ 100%

FORMULA EMPIRICA Y MOLECULAR 

FORMULA QUIMICA 

Las fórmulas químicas sirven para representar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de símbolos químicos. 

• Composición no significa solo los elementos presentes sino también las proporcioes en la cual se combinan los átomos. 

• Hay 3 diferentes tipos de fórmulas: 

• A. fórmula empírica

 • B. fórmula molecular 

• C fórmula Estructural

POR EJEMPLO

• Dióxido de carbono. CO2
• Monóxido de carbono. CO
• Agua. H2O
• Amoníaco. NH3

FORMULA EMPIRICA 

Representa la fórmula más sencilla de un compuesto. Esta indica cuales elementos están presentes y la relación mínima en números enteros de los átomos de cada elemento que forman un compuesto pero no indica el número real de átomos de una molécula. 

• Varios compuestos diferentes pueden tener la misma fórmula empírica por ejemplo 

        • CH es la fórmula empírica del: • acetileno --> C2H2 

        • Benceno --> C6H6

EJERCITEMOS

Calcula la fórmula empírica de un hidrocarburo que en un análisis dio la siguiente composición: 85,63% de C y 14,3% de H.

• 85,63% de C = 85,63 g de C 

n = m/PM n= 85,63/12= 7,1358 moles (átomo gramo) 

• 14,3% de H = 14,3 g de H 
• n = m/PM 
• n= 14,3/1= 14,3 moles (átomo gramo) 
• C: 7,1358/ 7,1358=1 H: 14,3/7,1358=2 Por tanto tenemos C:1 H:2 
•  Fórmula empírica así: CH2

FORMULA MOLECULAR 

Una fórmula molecular es la molécula real de un compuesto químico. Indica el número exacto de átomos de cada elemento que están presentes en la unidad más pequeña de una sustancia.

Las fórmulas moleculares proporcionan más información acerca de las moléculas que las fórmulas empíricas. 

Siempre que conozcamos la fórmula molecular de un compuesto podremos determinar su fórmula empírica. En cambio, lo opuesto no se cumple; si conocemos la fórmula empírica de una sustancia no podremos determinar su fórmula molecular sin poseer más información.

• Representa la relación real entre os átomos.
• Como siempre los subíndices indican el número de átomos presentes de cada elemento dentro de la molécula

POR EJEMPLO

• El succinato de dibutilo es un repelente utilizado en casas para los insectos. Su composición es 62,58% de Carbono, 9,63% de Hidrógeno y 27,79% de Oxígeno. Si su peso molecular determinado experimentalmente es de 239g/mol, obtén su fórmula molecular.  

En primer lugar tenemos que calcular la fórmula empírica obteniendo el número de átomos de cada elemento químico:

• CARBONO = 62.58 /12.01 = 5.2106
• HIDROGENO = 9.63/1.01 = 9.53 
• OXIGENO = 27.79/16 = 1.73 

Debemos Reducir todos a la unidad y obtenemos el número de átomos de cada elemento: 

• Numero de átomos de Carbono: 5.21/ 1.73 = 3
• Numero de átomos de hidrogeno: 9.53/1.73 = 5.5
• Numero de átomos de Oxigeno: 31.73/1.73 = 1 

La fórmula empírica del compuesto es C3H5,5O1. Redondeamos los subíndices multiplicando todos los elementos por 2 y la fórmula empírica nos queda finalmente: C6H11O2

Para obtener la fórmula molecular tenemos que relacionar el peso molecular de ésta (PMc) con el peso molecular de la fórmula empírica.

• FE: 6 * 12,02 + 11 * 1.01 + 2 *16 = 115.117 g/mol 

 n = PM c/ PM fe = 230/ 115.17 = 2 --> Formula Molecular --> 2 (Fe).

Formula molecular --> Nuestra fórmula molecular es: C12H22O4. 

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REFERENCIAS 

1. Marroquín T. (2021) Formulas Quimicas, Empiricas y Moleculares. 
2. Moran Morales (2012) Formula quimica y molecular. https://www.quimicas.net/2015/10/calculo-de-composicion-porcentual.html 
3. Lopez Lozano (2018) Formulas quimicas. https://concepto.de/formula-quimica/#:~:text=Una%20f%C3%B3rmula%20qu%C3%ADmica%20es%20una,enlaces%20qu%C3%ADmicos%20que%20los%20unen. 
4. Zita Pisano (2012) Compuestos y Sustancias quimicas https://www.diferenciador.com/elementos-compuestos-y-mezclas/ 
5. Marroquín T. (2021) Nomenclatura Quimica.