Fundamentos de Nomenclatura Inorgánica y Enlaces Químicos

Nomenclatura Química Inorgánica

Nomenclatura Tradicional

Esta nomenclatura utiliza prefijos y sufijos según el número de estados de oxidación del elemento:

• Un estado de oxidación: Terminación -ico. (Ej: Óxido sódico)
• Dos estados de oxidación:
  • Menor estado: Terminación -oso. (Ej: Óxido ferroso)
  • Mayor estado: Terminación -ico. (Ej: Óxido férrico)
• Tres estados de oxidación:
  • Menor estado: Prefijo hipo-, terminación -oso. (Ej: Ácido hipocloroso)
  • Estado intermedio: Terminación -oso. (Ej: Ácido cloroso)
  • Mayor estado: Terminación -ico. (Ej: Ácido clórico)
• Cuatro estados de oxidación:
  • Menor estado: Prefijo hipo-, terminación -oso. (Ej: Ácido hipobromoso)
  • Estado medio-menor: Terminación -oso. (Ej: Ácido bromoso)
  • Estado medio-mayor: Terminación -ico. (Ej: Ácido brómico)
  • Mayor estado: Prefijo per-, terminación -ico. (Ej: Ácido perbrómico)

Óxidos Metálicos (Óxidos Básicos)

Se nombran como: Óxido + [prefijo/sufijo] + raíz del metal + [sufijo] según la nomenclatura tradicional.

Nomenclatura Sistemática (IUPAC)

Utiliza prefijos numerales griegos para indicar la cantidad de átomos de cada elemento en la fórmula. Los prefijos son:

• 1: Mono-
• 2: Di-
• 3: Tri-
• 4: Tetra-
• 5: Penta-
• 6: Hexa-
• 7: Hepta-
• 8: Octa-
• 9: Nona-
• 10: Deca-

En la nomenclatura sistemática, se nombra de derecha a izquierda según la fórmula química:

[Prefijo] + óxido + de + [prefijo] + nombre del metal

Nota: El prefijo 'mono-' suele omitirse para el segundo elemento (el metal).

Nomenclatura Stock

Se nombra el compuesto indicando el estado de oxidación del elemento metálico (o el elemento más electropositivo) con números romanos entre paréntesis, inmediatamente después del nombre del elemento y sin espacio.

Función química + de + nombre del elemento + (Estado de oxidación en números romanos)

Ejemplo: Óxido de hierro (III)

Tipos de Compuestos Inorgánicos

Peróxidos

Son compuestos que contienen el ion peróxido (O₂²⁻). Su fórmula general implica este ion.

• Nomenclatura Tradicional: Peróxido + [prefijo/sufijo] + raíz del metal + [sufijo]
• Nomenclatura Sistemática: [Prefijo] + óxido + de + [prefijo] + nombre del metal (indicando la atomicidad completa) o usando el término 'peróxido'.
• Nomenclatura Stock: Peróxido + de + nombre del metal + (Estado de oxidación en números romanos)

Ejemplos:

• Fe³⁺ + O₂²⁻ → Fe₂(O₂)₃ (Peróxido de Hierro (III))
  • Tradicional: Peróxido férrico
  • Sistemática: Trióxido de dihierro (menos común para peróxidos); Hexaóxido de dihierro (considerando O individuales); Triperóxido de dihierro (más específica)
  • Stock: Peróxido de hierro (III)
• Cr⁶⁺ + O₂²⁻ → Cr(O₂)₃ (Peróxido de Cromo (VI))
  • Tradicional: Peróxido crómico
  • Sistemática: Hexaóxido de cromo; Triperóxido de cromo
  • Stock: Peróxido de cromo (VI)

Ácidos Hidrácidos

Son compuestos binarios formados por hidrógeno y un no metal (generalmente de los grupos 16 y 17), disueltos en agua.

• Nomenclatura Tradicional (en disolución acuosa): Ácido + raíz del no metal + terminación -hídrico.
• Nomenclatura Sistemática (en estado gaseoso o puro): Raíz del no metal + terminación -uro + de + hidrógeno.

Ejemplo: HCl

• Tradicional (aq): Ácido clorhídrico
• Sistemática (g): Cloruro de hidrógeno

Sales Binarias (Hidruros Metálicos)

Compuestos formados por un metal y hidrógeno, donde el hidrógeno actúa con estado de oxidación -1.

• Nomenclatura Tradicional: Hidruro + [prefijo/sufijo] + raíz del metal + [sufijo]
• Nomenclatura Sistemática: [Prefijo] + hidruro + de + [prefijo] + nombre del metal
• Nomenclatura Stock: Hidruro + de + nombre del metal + (Estado de oxidación en números romanos)

Ejemplo: AuH₃ (Oro con estado de oxidación +3)

• Tradicional: Hidruro áurico
• Sistemática: Trihidruro de oro
• Stock: Hidruro de oro (III)

Sales Volátiles (Compuestos Binarios No Metal-No Metal)

Compuestos formados por dos no metales diferentes. Se nombra primero el elemento más electronegativo con la terminación -uro.

• Nomenclatura Sistemática: [Prefijo] + nombre del no metal más electronegativo terminado en -uro + de + [prefijo] + nombre del no metal menos electronegativo.
• Nomenclatura Stock: Nombre del no metal más electronegativo terminado en -uro + de + nombre del no metal menos electronegativo + (Estado de oxidación en números romanos del menos electronegativo).
• Nota: La nomenclatura tradicional no se usa sistemáticamente para estos compuestos.

Ejemplo: IF₇ (Yodo con estado de oxidación +7)

• Sistemática: Heptafluoruro de yodo
• Stock: Fluoruro de yodo (VII)

Hidruros Volátiles (Hidruros No Metálicos)

Compuestos binarios de hidrógeno con no metales de los grupos 13, 14 y 15. El hidrógeno suele ser el elemento más electronegativo (excepto en NH₃, PH₃, etc., donde H es +1).

• Nomenclatura Tradicional: Utiliza nombres comunes aceptados.
• Nomenclatura Sistemática: [Prefijo] + hidruro + de + nombre del no metal.
• Nomenclatura Stock: Hidruro + de + nombre del no metal + (Estado de oxidación en números romanos del no metal, si aplica).

Ejemplo: SiH₄ (Silicio con estado de oxidación +4)

• Tradicional: Silano (nombre común)
• Sistemática: Tetrahidruro de silicio
• Stock: Hidruro de silicio (IV) (Aunque menos común para este tipo de hidruros)

Compuestos Ternarios: Hidróxidos

Formados por un catión metálico y el anión hidróxido (OH⁻).

• Nomenclatura Tradicional: Hidróxido + [prefijo/sufijo] + raíz del metal + [sufijo]
• Nomenclatura Sistemática: [Prefijo] + hidróxido + de + [prefijo] + nombre del metal
• Nomenclatura Stock: Hidróxido + de + nombre del metal + (Estado de oxidación en números romanos)

Ejemplo: Pb(OH)₄ (Plomo con estado de oxidación +4)

• Tradicional: Hidróxido plúmbico
• Sistemática: Tetrahidróxido de plomo
• Stock: Hidróxido de plomo (IV)

Compuestos Ternarios: Oxiácidos

Formados por hidrógeno, un no metal y oxígeno. Se pueden considerar como la combinación de H⁺ con un oxoanión. Se recomienda usar una tabla de aniones y cationes.

• Nomenclatura Tradicional: Es la más utilizada. Se nombra como: Ácido + [prefijo] + raíz del no metal + [sufijo]. Los sufijos y prefijos dependen del estado de oxidación del no metal central, siguiendo una correlación con los nombres de los oxoaniones:
  • Anión termina en -ato → Ácido termina en -ico
  • Anión termina en -ito → Ácido termina en -oso
  • Se mantienen los prefijos hipo- y per- del anión.

Ejemplos:

• H⁺ + NO₃⁻ → HNO₃: Anión nitrato → Ácido nítrico
• H⁺ + SO₃²⁻ → H₂SO₃: Anión sulfito → Ácido sulfuroso

Compuestos Ternarios: Oxisales

Formadas por un catión metálico (o amonio, NH₄⁺) y un oxoanión.

• Nomenclatura Tradicional: Es la más común. Se nombra como: Nombre del anión + [prefijo/sufijo] + raíz del metal + [sufijo].

Ejemplos:

• Fe³⁺ + SO₄²⁻ → Fe₂(SO₄)₃: Anión sulfato + catión férrico → Sulfato férrico
• Fe²⁺ + SO₃²⁻ → FeSO₃: Anión sulfito + catión ferroso → Sulfito ferroso

Enlaces Químicos (Fuerzas Intramoleculares)

Son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos dentro de una molécula o compuesto.

Enlace Iónico

• Ocurre generalmente entre un metal y un no metal.
• Se basa en la transferencia de uno o más electrones desde el átomo metálico (menos electronegativo) al átomo no metálico (más electronegativo).
• El átomo que cede electrones se convierte en un ion positivo (catión).
• El átomo que acepta electrones se convierte en un ion negativo (anión).
• La atracción electrostática entre cationes y aniones forma el enlace iónico y una red cristalina.
• El objetivo es que ambos átomos alcancen una configuración electrónica estable, similar a la de un gas noble.

Enlace Covalente

• Ocurre generalmente entre átomos de no metales.
• Se basa en la compartición de pares de electrones entre los átomos para alcanzar una estructura electrónica estable (generalmente, la del gas noble más cercano).

Tipos de Enlace Covalente:

• Enlace Covalente No Polar:
  • Se da entre átomos idénticos (ej., H₂, Cl₂, O₂).
  • La diferencia de electronegatividad es cero o muy pequeña.
  • El par (o pares) de electrones compartido(s) es atraído por igual por ambos núcleos.
• Enlace Covalente Polar:
  • Se da entre átomos diferentes con distinta electronegatividad (ej., H₂O, HCl).
  • El par (o pares) de electrones compartido(s) es atraído con más fuerza por el átomo más electronegativo.
  • Esto genera una distribución desigual de la carga eléctrica, creando polos (dipolo): una carga parcial negativa (δ⁻) en el átomo más electronegativo y una carga parcial positiva (δ⁺) en el menos electronegativo. No hay una transferencia total de electrones como en el enlace iónico.
• Enlace Covalente Coordinado o Dativo:
  • Es un tipo especial de enlace covalente donde el par de electrones compartido es aportado por un solo átomo (el donador) a otro átomo (el aceptor) que tiene un orbital vacío.
  • Se representa a menudo con una flecha que va del átomo donador al aceptor (ej., en el ion amonio NH₄⁺ o en el ion hidronio H₃O⁺).

Enlace Metálico

• Se da entre átomos de metales.
• Los átomos metálicos ceden sus electrones de valencia, formando una red de cationes metálicos fijos.
• Los electrones cedidos (electrones de valencia) se mueven libremente por toda la red, formando una "nube" o "mar" de electrones deslocalizados que envuelve a los cationes.
• Esta estructura explica las propiedades características de los metales: brillo, alta conductividad eléctrica y térmica, ductilidad y maleabilidad.

Fuerzas Intermoleculares

Son atracciones entre moléculas (no dentro de ellas, como los enlaces). Son considerablemente más débiles que los enlaces intramoleculares (iónico, covalente, metálico).

Interacciones Dipolo-Dipolo

• Ocurren entre moléculas polares.
• El extremo positivo (δ⁺) de una molécula atrae al extremo negativo (δ⁻) de otra molécula cercana.

Puente de Hidrógeno

• Es un tipo especial de interacción dipolo-dipolo, particularmente fuerte (aunque sigue siendo más débil que un enlace covalente).
• Ocurre cuando el hidrógeno está unido covalentemente a un átomo muy electronegativo y pequeño (principalmente F, O, N).
• Este átomo de hidrógeno (con una carga parcial positiva δ⁺ significativa) es atraído fuertemente por un par de electrones libres de un átomo electronegativo (F, O, N) de una molécula vecina.
• Es crucial en las propiedades del agua, ADN y proteínas.

Fuerzas de Van der Waals (o Fuerzas de Dispersión de London)

• Son interacciones electrostáticas débiles presentes en todas las moléculas, incluso en las no polares.
• Se deben a la formación de dipolos temporales o instantáneos, causados por el movimiento aleatorio de los electrones, que inducen dipolos en moléculas vecinas.
• Su intensidad aumenta con el tamaño de la molécula (mayor número de electrones).
• Energía típica: 1-7 kJ/mol.