La guerra por el fuego

FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA
Contenidos.
1.- Fórmulas empíricas y moleculares.
2.- Concepto de número de oxidación.
3.- Determinación del nº de oxidación
4.- Combinaciones binarias. Nomenclatura Stock y sistemática.
4.1. Óxidos
4.2. Combinaciones binarias con H.
4.3. Sales binarias.
5.- Hidróxidos y cianuros
6.- Ácidos oxácidos. Nomenclatura tradicional y sistemática.
7.- Sales.
7.1.Sales ternarias.
7.2. Sales ácidas.
Fórmulas químicas
Empírica.
Molecular.
Semidesarrollada.
Desarrollada o estructural.
Fórmula empírica
Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto y la relación mínima en que sus átomos e iones están presentes en él (proporción ente átomos).
Ejemplo:
CH.
No existe ninguna molécula formada exclusivamente por un átomo deC y uno de H.
Fórmula molecular
Expresa mediante símbolos y subíndices los elementos que forman el compuesto químico y el nº de átomos de cada elemento que están presentes en una molécula de éste.
NO PUEDE SIMPLIFICARSE.
Ejemplos:
C6H6 (benceno), C2H2 (etino)
Ambas sustancias tienen la fórmula empírica anterior (CH)
Fórmula desarrollada o estructural
Es una representación que indica laforma de unión de los átomos que constituyen el compuesto químico.
Ejemplos
H H H
  
H–O–H. H–C–C–C–O–H
  
H2O H H H C3H8O
Fórmula semidesarrollada
Se utiliza preferentemente en química orgánica.
Se desarrollan solo algunos enlaces (normalmente los que constituyen las cadenas).
Ejemplo:
CH3–CH2–CH2OH
Estado o número de oxidaciónEs la carga que tendría un átomo si todos su enlaces fueran iónicos. No es, pues, carga real.
Los estados de oxidación positivos de los no-metales sólo se dan cuando se combinan con otro no metal más electronegativo (generalmente Oxígeno).
Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o con varios tienen E.O. = 0.
Ejemplo:
Fe, H2, P4
Todos tienen estado de oxidación igual a 0.Principales números de oxidación de los elementos.
Grupos principales
Grupo 1: H: –1,+1; Li, Na, K, Rb, Cs: + 1
Grupo 2: Be, Mg, Ca, Sr, Ba: + 2
Grupo 13: B: –3,+3; Al: +3
Grupo 14: C: –4,+2,+4; Si: –4,+4; Sn, Pb: +2,+4
Grupo 15: N: –3,+1,+2,+3,+4,+5; P: –3,+1,+3,+5; As, Sb: –3,+3,+5
Grupo 16: O: –2; S, Se. Te: –2,+2,+4,+6
Grupo 17: F: –1 (elemento más electronegativo); Cl, Br, I:–1;+1,+3,+5,+7
Elementos de transición
Grupo 4: Ti: +4; Grupo 5: V: + 5
Grupo 6: Cr: +2,+3,+6 Grupo 7: Mn: +2,+3,+4,+6,+7
Grupo 8: Fe: +2,+3 Grupo 9: Co: +2,+3
Grupo 10: Ni: +2,+3, Pt: +2,+4
Grupo 11: Cu: +1,+2; Ag: +1; Au: +1,+3
Grupo 12: Zn, Cd: +2: Hg: +1,+2
Estado de oxidación (E.O.) en elementos, oxígeno e hidrógeno.
Los átomos de los elementos, formen moléculas con un átomo o convarios tienen E.O. = 0
Ejemplo: Fe, H2, P4
El oxígeno suele tener E.O. = –2, excepto en O2 (0), peróxidos (–1) y cuando se une al F (+2).
El hidrógeno suele tener E.O. = +1. excepto en los hidruros metálicos (–1)
Cálculo del estado de oxidación (E.O.)
La suma de los E.O. de una molécula neutra es “0” y en el caso de un ion coincide con su carga.
Ejemplo:
Determinar el E.O. del S en el H2SO4.Como es una molécula neutra: (+1) x 2 + E.O. (S) + (–2) x 4 = 0
De donde, despejando queda: E.O. (S) = +6
Ejercicio:
Determinar el E.O. del cloro en las siguientes especies: AlCl3, LiClO2, HCl, NaClO3, ClO–, ClO4–.
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 (IUPAC) (se ponen prefijos griegos: mono, di, tri... Indicando el número de átomos).
Compuestos binarios (formados sólo por dos átomos o grupos).
Óxidos...