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FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA
CONTENIDOS.
1.2.3.4.-

Fórmulas empíricas y moleculares.
Concepto de número de oxidación.
Determinación del nº de oxidación
Combinaciones binarias. Nomenclatura Stock y sistemática.
4.1.
4.2.
4.3.

5.6.7.-

Óxidos
Combinaciones binarias con H.
Sales binarias.

Hidróxidos y cianuros
Ácidos oxácidos. Nomenclatura tradicional y sistemática.
Sales.
7.1.7.2.

Sales ternarias.
Sales ácidas.

FÓRMULAS QUÍMICAS
•
•
•
•

Empírica.
Molecular.
Semidesarrollada.
Desarrollada o estructural.

Fórmula empírica
Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto y
la relación mínima en que sus átomos e iones están presentes en él (proporción ente
átomos).
Ejemplo:
CH.
No existe ninguna molécula formadaexclusivamente por un átomo de C y uno de
H.

Fórmula molecular
Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto
químico y el nº de átomos de cada elemento que están presentes en una molécula de
éste.
NO PUEDE SIMPLIFICARSE.
Ejemplos:
C6H6 (benceno), C2H2 (etino)

Ambas sustancias tienen la fórmula empírica anterior (CH)

Fórmula desarrollada o estructural
Esuna representación que indica la forma de unión de los átomos que constituyen
el compuesto químico.
Ejemplos
H H H
| | |
H–C–C–C–O–H
| | |
H H H C3H8O

H–O–H.
H2O

Fórmula semidesarrollada
Se utiliza preferentemente en química orgánica.
Se desarrollan solo algunos enlaces (normalmente los que constituyen las
cadenas).
Ejemplo:
CH3–CH2–CH2OH

ESTADO O NÚMERO DE OXIDACIÓN
Es lacarga que tendría un átomo si todos su enlaces fueran iónicos. No es, pues,
carga real.
Los estados de oxidación positivos de los no-metales sólo se dan cuando se
combinan con otro no metal más electronegativo (generalmente Oxígeno).
Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen
E.O. = 0.
Ejemplo:
Fe, H2, P4
Todos tienen estado de oxidación igual a 0.Principales números de oxidación de los elementos.
Grupos principales
Grupo 1:

H: –1,+1; Li, Na, K, Rb, Cs: + 1

Grupo 2:

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

Grupo 13:

B: –3,+3; Al: +3

Grupo 14:

C: –4,+2,+4; Si: –4,+4; Sn, Pb: +2,+4

Grupo 15:

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

Grupo 16:

O: –2; S, Se. Te: –2,+2,+4,+6

Grupo 17:

F: –1 (elemento máselectronegativo); Cl, Br, I: –1;+1,+3,+5,+7

Elementos de transición
Grupo 4:

Ti: +4;

Grupo 5:

V: + 5

Grupo 6:

Cr: +2,+3,+6

Grupo 7:

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

Grupo 8:

Fe: +2,+3

Grupo 9:

Co: +2,+3

Grupo 10:

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

Grupo 11:

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

Grupo 12:

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

Estado de oxidación (E.O.) en elementos, oxígeno ehidrógeno.
Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen
E.O. = 0
Ejemplo: Fe, H2, P4
El oxígeno suele tener E.O. = –2, excepto en O2 (0), peróxidos (–1) y cuando se
une al F (+2).
El hidrógeno suele tener E.O. = +1. excepto en los hidruros metálicos (–1)

Cálculo del estado de oxidación (E.O.)
La suma de los E.O. de una molécula neutra es “0” y en el caso de union coincide
con su carga.
Ejemplo:
Determinar el E.O. del S en el H2SO4.
Como es una molécula neutra: (+1) x 2 + E.O. (S) + (–2) x 4 = 0
De donde, despejando queda:

E.O. (S) = +6

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

AlCl3 :

+3 + 3x = 0

⇒

x = –1

•

LiClO2 :

+1 + x +(–2) x 2 = 0

⇒

x =+3

•

HCl :

+1 + x = 0

⇒

x = –1

•

NaClO3 :

+1 + x + (–2) x 3 = 0

⇒

x = +5

•

ClO–:

x + (–2) = –1

⇒

x = +1

•

ClO4–:

x +(–2) x 4 = –1

⇒

x = +7

TIPOS DE NOMENCLATURA
Tradicional (no la vamos a usar salvo en ácidos y sales que contengan oxígeno).
Stock (se pone en números romanos entre paréntesis el estado de oxidación).
Sistemática...