Los Compuestos Qu Micos

8/18/2019 Los Compuestos Qu Micos

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LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

3Si un compuesto químico se forma,perdura para siempre, a no ser quesobrevengan alteraciones en su entorno.

Thomas Henry Huxley (1825-1895), biólogo inglés, evolucionista

3.1 Clasificación

de los compuestos

3.2 Iones y compuestos iónicos

3.3 Moléculas y fórmulas

químicas

3.4 Nomenclatura química

3.5 Masa molecular y mol

de un compuesto

3.6 Composición porcentual

de los compuestos químicos3.7 Determinación de las

fórmulas químicas

Durante la Edad Media, los precursores de los químicos actuales, los alquimistas, identi-

ficaron cientos de sustancias a las cuales les asignaban nombres y símbolos aleatorios.

Como el número de dichas sustancias era tan sólo de algunos cientos, este método no

implicaba grandes problemas y, al mismo tiempo, contribuía a mantener el carácter se-

creto y misterioso que llevaba consigo la manipulación de las sustancias cuyo fin último

era llegar a convertir el plomo en oro, o preparar el elixir de la eterna juventud.

A finales del siglo XVII , sin embargo, los químicos conocían ya más de 10 000

compuestos diferentes y el número crecía continuamente. Además, el carácter empírico

del método de manipulación de las sustancias propio de los alquimistas se había transfor-mado en procedimiento auténticamente científico, basado en la experimentación sistemá-

tica y reproducible de medidas exactas, acompañado de la interpretación racional de los

resultados. Los químicos tenían ante sí el reto de asignar nombre y símbolo a cada una de

las sustancias de forma que su sola mención permitiera identificarlas de modo inequívo-

co, tarea que, con el tiempo, consiguieron mediante el establecimiento de una serie de

reglas.

El químico francés Antoine Lavoisier merece el reconocimiento de haber desarro-

llado, a finales del siglo XVIII , el primer método sistemático para nombrar los compuestos

químicos. Su propuesta de que los nombres químicos de las sustancias deben reflejar su

composición es todavía válida y constituye la idea básica de las normas actuales, perfec-

cionadas a través de los años y universalmente aceptadas por la comunidad científica,

que estudiaremos en la primera parte de este capítulo.

Las fórmulas químicas son el «lenguaje» abreviado de la química y, a la vez, una

fuente de información acerca de la composición de las sustancias que representan. Por

esta razón, con posterioridad, se explica cómo las fórmulas de los compuestos se relacio-

nan con sus composiciones cuantitativas y los procedimientos utilizados para establecer

estas magnitudes.

Estos aspectos cuantitativos de la química se denominan genéricamente estequio-

metría, que significa literalmente medir los elementos (del griego, setoicheion, elemento).

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3.1. Clasificación de los compuestosDespués de haber estudiado diferentes aspectos de los elementos químicos, vamosa centrar nuestra atención en las sustancias que se forman cuando los elementos secombinan entre sí; es decir, los compuestos químicos. En el Capítulo 1, cuando

nos ocupamos de la clasificación de la materia, definíamos a un compuesto comouna sustancia constituida por dos o más elementos combinados en proporcionesfijas. El número de compuestos que se pueden formar a partir de la combinaciónde los más de cien elementos químicos que se conocen, es prácticamente ilimitado,de forma semejante a lo que ocurre con el número de palabras que se pueden cons-truir a partir de tan sólo las 27 letras del alfabeto. El número de compuestos quími-cos que hoy se conocen sobrepasa los 10 millones; la cifra exacta no tiene mucharelevancia, porque cada día se incorporan a esta lista una buena cantidad de miem-bros gracias al constante trabajo que los científicos llevan a cabo en sus laborato-rios sintetizando nuevas sustancias, concebidas previamente para fines específicos.En este aspecto son de destacar los producidos como medicamentos por los labora-torios de investigación de las grandes empresas farmacéuticas.

Antes de que el número de compuestos alcanzara la cifra actual, a principiosdel siglo XX el número de sustancias conocidas era lo suficientemente grande paraque empezaran a surgir problemas en cuanto a la posibilidad de identificarlos deforma inequívoca por un solo nombre. A falta de normas comunes, existía porentonces más de una forma de identificar un compuesto, lo cual restringía la capa-cidad de comunicación e intercambio de información entre los químicos. Para sol-ventar el problema, en el año 1940, la IUPAC1 dictó una serie de normas que, conel tiempo, fue necesario ampliar y modificar, las cuales constituyen el sistema ofi-cial internacional para nombrar los compuestos químicos. Cuando nos referimos aesta serie de normas, los químicos las denominamos reglas de nomenclatura de la IUPAC .

Antes de utilizar estas normas, aplicándolas para asignar un nombre específico

a cada compuesto, es necesario distinguir entre los distintos tipos de compuestosexistentes. De acuerdo con la nomenclatura de la IUPAC, todos los compuestosson bien orgánicos, o bien inorgánicos. Un compuesto orgánico es aquel que con-tiene el elemento carbono, mientras que compuesto inorgánico es un compuestoque no contiene el elemento carbono.

Existen algunas excepciones a los límites rígidos que imponen estas definicio-nes. Así, por ejemplo, compuestos tan comunes como la tiza o el mármol pertene-cen a la familia de compuestos inorgánicos llamada carbonatos, cuyo nombre leviene del ion carbonato, CO2.3 , obviamente un compuesto de carbono. Este mismoion carbonato es el que coexiste con su pariente, el bicarbonato HCO.3 , disuelto enla sangre, y ambos juegan un papel fundamental en el proceso de transporte deoxígeno en nuestro organismo y el de muchos otros vertebrados. Ésta, junto con

otras excepciones, no son inconveniente para que la división resulte útil desde el

1 Acrónimo, en inglés, de la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada. Entre sus muchasactividades, la IUPAC elabora recomendaciones sobre la terminología y nomenclatura químicas. En1892 se celebró en la ciudad suiza de Ginebra una conferencia de prestigiosos científicos, que sentó lasbases para establecer un sistema de nomenclatura para los compuestos orgánicos, pronto internacional-mente aceptado. Con posterioridad, se constituyó un grupo que pasó a llamarse Unión Internacional deQuímica Pura y Aplicada (IUPAC). Más de 20 años transcurrieron hasta que la IUPAC estableció unaserie de normas sistemáticas para la nomenclatura de los compuestos inorgánicos. En la actualidad, eldenominado coloquialmente por los químicos Libro rojo (por el color de su cubierta), publicado en1990, es la guía más autorizada, internacionalmente aceptada, para nombrar de forma sistemática loscompuestos químicos.

78 QUÍMICA. La ciencia básica

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punto de vista de organizar los compuestos para su estudio. Al establecer dos cla-

ses de compuestos lo único que se intenta es separarlos entre sí, porque así su

estudio se puede llevar a cabo más fácilmente; ello no quiere decir, sin embargo,

que existan compuestos que obedecen a unas leyes distintas a las que gobiernan el

comportamiento de los otros. Debe quedar bien claro que las leyes físicas y quími-

cas que condicionan la formación y propiedades de un compuesto son leyes im-

puestas por la naturaleza y, por tanto, son las mismas para todas las sustanciasindependientemente del tipo de clasificación que, por conveniencia, puedan hacer

los científicos. A lo largo de este texto, con frecuencia haremos mención de dife-

rentes compuestos para ilustrar los principios químicos estudiados, sin hacer dis-

tinción alguna de si se trata de compuestos orgánicos o inorgánicos.

Las peculiaridades de los compuestos que llamamos orgánicos se deben a la

singular capacidad del elemento carbono para unirse a sí mismo y con un número

reducido de elementos, para formar una enorme cantidad y variedad de compues-

tos. Por esta razón su estudio se realiza de forma conjunta en un apartado que,

genéricamente, denominamos Química Orgánica. En la parte final de este libro

dedicaremos el último capítulo al estudio de las características más sobresalientes

de estos compuestos, pero ahora vamos a ocuparnos de la clase de sustancias in-

cluidas en el otro grupo, los compuestos inorgánicos.Existen tres clases perfectamente diferenciadas de compuestos inorgánicos:

iónicos, moleculares y ácidos acuosos, cada una con características diferenciales

propias, que dan como resultado global la existencia de los cinco tipos o categorías

de compuestos que se indican en la Figura 3.1.

Los compuestos iónicos binarios están formados por dos elementos, un metal

y un no metal; ejemplos de este tipo de compuestos son KCl, PbI2 o Al2O3. Un

compuesto iónico terciario contiene tres elementos, de los cuales uno al menos

tiene que ser un metal; a este grupo pertenecen compuestos iónicos tales como

AgNO3, CaSO4 o Na2(CO3). Un compuesto molecular binario es aquel formado

por dos no metales; el agua, H2O, el amoníaco, NH3 y el metano, CH4, son ejem-

plos representativos de este grupo.

Los compuestos moleculares de bajopeso molecular por lo general, a tem-peratura ambiente, son líquidos o ga-ses.

Una disolución acuosa es la mezcla homogénea que se forma cuando un compuesto se disuelve en agua; esta circunstancia se indica mediante la abreviatura(ac). Por ejemplo, NaCl(ac) significa que el compuesto NaCl se encuentra disuelto

en agua. Un ácido binario es una disolución acuosa de un compuesto que contienehidrógeno y otro no metal. Ejemplos de este tipo de sustancias son el HCl(ac) y

H2S(ac). Los oxiácidos terciarios son disoluciones acuosas de compuestos quecontienen hidrógeno, oxígeno y otro elemento. HNO3(ac) o H2CO3(ac) son ejem-

plos de oxiácidos terciarios.

Figura 3.1. Clasificación de los compuestos

inorgánicos de acuerdo con las categorías

establecidas en las normas de la IUPAC.

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EJEMPLO 3.1 Diferencias entre los distintos tipos de compuestos inorgánicos

Asignar cada uno de los compuestos que se indican a continuación a la categoría

que le corresponde de las indicadas en la Figura 3.1.

a) SO2 b) Na2S c) KMnO4 d) H2SO4(ac) e) HI(ac)

Respuesta:

a) El SO2 contiene dos elementos, ambos no metales; por lo tanto, se trata de un

compuesto molecular binario semejante al H2O.

b) Na2S está formado por dos elementos, un metal y un no metal; por consi-

guiente, es un compuesto iónico binario.

c) KMnO4 contiene tres elementos, dos metales y un no metal. Se trata de un

compuesto iónico terciario.

d) H2SO4 es un compuesto que contiene tres elementos, que incluyen hidrógeno

y oxígeno, disuelto en agua; por lo tanto, el H2SO4(ac) es un oxiácido ter-

ciario.

e) HI(ac) es un compuesto de hidrógeno y un no metal, disuelto en agua. Por

consiguiente, HI(ac) es un ácido binario.

PROBLEMAS SIMILARES: 1, 2, 3

3.2. Iones y compuestos iónicosComo se ha indicado en el capítulo anterior, en los procesos químicos ordinarios,

los núcleos de los átomos permanecen inalterados, pero los átomos pueden ganar o

perder electrones. Cuando un átomo gana o pierde un electrón, se convierte en una

partícula cargada o ion. El que un átomo tenga tendencia a perder o ganar electro-

nes depende de su propia naturaleza; en general, los átomos de elementos metáli-

cos pierden electrones con relativa facilidad, mientras que los átomos de elemen-

tos no metálicos tienen tendencia a ganarlos. Por consiguiente, los compuestos

iónicos generalmente son combinaciones de metales y no metales. En capítulos

posteriores tendremos ocasión de estudiar en profundidad las razones por las cua-

les unos átomos tienen tendencia a ganar electrones, en tanto que otros presentan

un comportamiento opuesto.

Los átomos pueden ganar o perderelectrones para convertirse en partícu-las cargadas llamadas iones.

Pero además de los iones formados por los átomos aislados, existen otros iones

que están constituidos por más de un átomo, ampliándose así el abanico de posibi-

lidades de la existencia de distintos tipos de iones (Figura 3.2).

Monoatómico

Cationes(+)

Aniones( _ )

Poliatómico

IONES

Monoatómico Poliatómico Figura 3.2. Diferentes tipos de iones positivos (cationes)y negativos (aniones).


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De acuerdo con la IUPAC, existen cuatro categorías diferentes de iones. Losiones cargados positivamente se denominan cationes, mientras que los iones car-gados negativamente son aniones. Un ion monoatómico es un átomo que poseecarga neta positiva o negativa como resultado de haber perdido o ganado uno o

más electrones de valencia. Una partícula formada por dos o más átomos y que posee carga neta positiva o negativa se denomina ion poliatómico.

EJEMPLO 3.2 Diferentes tipos de iones

Clasificar cada uno de los iones que se indican a continuación como cationes oaniones monoatómicos y cationes o aniones poliatómicos.

a) Al3! b) S2. c) NH!4 d) PO3.

4

Respuesta:

a) Al3! es un átomo con carga positiva, por lo que es un catión monoatómico.

b) S2. es un átomo con carga negativa y, por tanto, se trata de un anión mono-

atómico.

c) NH!4 es un catión poliatómico porque es una partícula que contiene más de unátomo, y posee carga positiva.

d) PO3.4 es un anión poliatómico porque es una partícula formada por más de un

átomo y posee carga negativa.

PROBLEMAS SIMILARES: 4-8, 55

Según las normas IUPAC, para designar los cationes se utiliza el nombre del

átomo del que proceden, precedido de la palabra ion. Así, Na! es el ion sodio;Mg2!, el ion magnesio, etc. Muchos metales forman un solo tipo de ion, como es

el caso de los ejemplos indicados anteriormente, Na! y Mg2!; pero, además, esta

característica la exhiben no sólo estos iones, sino también todos los miembros dela familia a la que pertenecen. La tabla periódica (Figura 3.3) puede servirnos de

ayuda para seguir el hilo de los comentarios que realizamos. Los metales delgrupo 1A forman siempre iones !1 y los elementos del grupo 2A iones !2,

Li+ N3– O2– F –

Na+ Mg2+ Al3+

H+

Cl – S2–

K + Ca2+ Sc3+Sc3+ Ti2+

3+TiMnMn

2+

4+FeFe

2+

3+CoCo

2+

3+NiNi

2+

3+CuCu

+

2+ Zn2+ Ga

Ga

+

3+ Br –

Rb+ Sr2+ Y3+ Ag

Ag

+

2+

AuAu

+

3+

CdCd

+

2+InIn

+

3+SnSn

2+

4+ I –

Cs+ Ba2+ Hg2+ TlTl

+

3+PbPb

2+

4+

1A 2A

3A 4A 5A 6A 7A 8a 1B 2B

3B 4B 5B 6B 7B

0

Figura 3.3. Iones de algunos elementos y su posición en la tabla periódica. Obsérvese la correlación entre la carga iónica y el número del grupo.

Los elementos de transición con frecuencia tienen más de una carga iónica.


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y se puede predecir en los dos casos su valencia a partir del número del grupo de

la tabla periódica. Sin embargo, no siempre se puede predecir la carga del ion a

partir de su posición en la tabla periódica; así, por ejemplo, el indio y el talio, que

están situados en el grupo 3B, forman los iones In! y Tl!, mientras que, al mismo

tiempo, el aluminio, que pertenece a su mismo grupo, forma siempre el ion Al3!.

Las cargas de muchos iones se pue-den determinar a partir del grupo detabla periódica en el que se encuen-tran situados.

La variedad de posibilidades es todavía más amplia. Así los elementos estaño y

plomo, situados en el grupo 4B, forman los iones Sn

4!

y Pb

4!

, pero además for-man también iones con carga !2, Sn2! y Pb2!, que no son predecibles a partir de

su posición en la tabla periódica. En el caso de los elementos de transición, mu-

chos de ellos pierden dos electrones y forman iones con cargas !2, como, por

ejemplo, Cu2! o Zn2!; pero, además, muchos de ellos forman otros iones que son

impredecibles a partir del lugar en que se encuentran situados en la tabla periódi-

ca. Cuando decimos que las valencias que presentan algunos iones no son predeci-

bles, no debe entenderse que no se pueda justificar su formación. Después de estu-

diar en posteriores capítulos la forma en que los electrones se encuentran

distribuidos en los átomos, estaremos en condiciones de comprender las razones de

por qué los átomos se comportan de esta manera.

El número de electrones que ganan los metales para convertirse en aniones se

puede predecir a partir de su posición en la tabla periódica. Así, los halógenos, que

son los elementos del grupo 7B, forman todos iones con carga.

1; el criterio para

justificarlo es que se encuentran en una columna a la izquierda de los elementos

llamados gases nobles, que son los del grupo 0. Por la misma razón, el oxígeno y

el azufre forman aniones con cargas .2: O2. y S2.. Para nombrar estos iones se

mantiene la raíz del nombre del no metal y se añade el sufijo - uro. Así, fluoruro,

F., o bromuro, Br., son los aniones que forman el flúor y el bromo, respectiva-

mente.

En la Tabla 3.1 aparecen los nombres y símbolos de los cationes monoatómi-

cos más comunes.

Tabla 3.1. Cationes monoatómicos comunes

Catión

Nombre

sistemático

Nombre

latino Catión

Nombre

sistemático

Nombre

latino

ion- ion- ion- ion-

Al3! aluminio H! hidrógeno

Ba2! bario Fe2! hierro(II) ferroso

Bi3! bismuto Fe3! hierro(III) férrico

Cd2! cadmio Li! litio

Ca2! calcio Mg2! magnesio

Cs! cesio Mn2! manganeso(II) manganoso

Zn2! cinc Hg2!2

mercurio(I)1 mercurioso

Co2! cobalto(II) cobaltoso Hg2! mercurio(II) mercúrico

Co3! cobalto(III) cobáltico Ni2! niquel(II) niqueloso

Cu! cobre(I) cuproso Pb2! plomo(II) plumboso

Cu2! cobre(II) cúprico Pb4! plomo(IV) plumbicoCr3! cromo(III) Ag! plata

Sr2! estroncio K! potasio

Sn2! estaño(II) estannoso Rb! rubidio

Sn4! estaño(IV) estánnico Na! sodio

1Obsérvese cómo el mercurio(I) es un ion diatómico.

Para diferenciar entre los iones de un mismo metal que forma más de un ion se

utiliza el nombre del metal del que procede, seguido de su carga expresada me-

diante el número romano entre paréntesis. Así el Fe2! se denomina ion hierro(II) y

el Fe3!, ion hierro(III). Este procedimiento se denomina método sistemático o

también sistema Stock , en memoria del químico alemán Alfred Stock (1876-1946),


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por su valiosa aportación a la elaboración de las normas sistemáticas de la nomen-

clatura. También se puede utilizar el llamado sistema latino o sistema de sufijos;

en éste se usa el nombre latino del metal seguido del sufijo -oso o -ico, asignandola terminación «oso», al ion de menor carga y la terminación «ico» al de mayor

carga. Así el Fe2! se denomina ion ferroso y el Fe3!, ion férrico. Los dos métodosson igualmente válidos y se utilizan de forma indistinta, aunque este último tiene

limitaciones que no existen en el primero. Una de ellas es que los términos «oso» e«ico» no proporcionan información alguna sobre la carga del ion; solamente sirven

para distinguir entre cargas diferentes: !2 y !3 en el ejemplo precedente de losiones ferroso y férrico; en el caso del cobre, sin embargo, la misma terminación,

cuproso para el Cu! y cúprico para el Cu2!, se utiliza para diferenciar entre lascargas !1 y!2. Además, este sistema es inadecuado, por insuficiente, cuando es

necesario distinguir entre las cargas de más de dos iones del mismo átomo, que sepresentan en algunos elementos.

Un número romano entre paréntesisdespués del nombre de un elementode transición indica la carga del ionmetálico.

En la Tabla 3.2 se muestran los aniones monoatómicos más comunes según laposición en que se encuentran en la tabla periódica los átomos de que derivan.

Tabla 3.2. Aniones monoatómicos más comunes

Grupo Anión Nombre Grupo Anión Nombre Grupo Anión Nombre

5B/ 15 N3. nitruro 6B/ 16 O2. óxido 7B/ 17 F. fluoruro

P3. fosfuro S2. sulfuro Cl. cloruro

Se2. seleniuro Br. bromuro

Te2. teluriuro I. yoduro

Los químicos tienen pruebas fundadas para poder afirmar que existen com-

puestos que están constituidos por iones y, precisamente por ello, este tipo de sus-

tancias se denominan compuestos iónicos. Antes de pasar revista al otro tipo deiones que nos queda por considerar, los poliatómicos, es importante recordar quetodo compuesto químico necesariamente posee carga neta cero, lo cual significa

por un lado que en el mismo compuesto están presentes simultáneamente cationes

y aniones y, además, el número de estas especies es tal, que la carga neta tiene queser igual a cero. Los poliiónes más comunes se encuentran en la Tabla 3.3.

Por lo general, los compuestos iónicosson sólidos cristalinos de gran dureza.

Tabla 3.3. Iones poliatómicos más comunes

Ion Nombre Ion Nombre

NH!4

amonio HPO2.4

hidrógeno fosfato

C2

H3

O.2

acetato* H2

PO.4

dihidrógeno fosfato

CO2.3

carbonato OH. hidroxilo

HCO.3

hidrógeno carbonato NO.2

nitrito

(bicarbonato) NO.3 nitrato

CN. cianuro MnO.4

permanganato

ClO. hipoclorito O2.2

peróxido

ClO.2

clorito SO2.3

sulfito

ClO.3

clorato HSO.3

hidrógeno sulfito

ClO.4

perclorato (bisulfito)

CrO2.4

cromato SO2.4

sulfato

Cr2O2.7

dicromato HSO.4

hidrógeno sulfato

PO3.4

fosfato (bisulfato)

* Este ion acetato es el único de la tabla que pertenece al grupo de compuestos orgánicos. A lo largo del texto lo

encontraremos con bastante frecuencia; de ahí la conveniencia de incluirlo en esta lista.


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Los iones poliatómicos son grupos deátomos con una carga fija.

Obsérvese que tan sólo existe un catión poliatómico de uso común que es el

ion amonio NH!4 ; los restantes son aniones poliatómicos, muchos de los cuales

contienen al elemento oxígeno. Los aniones de este tipo se denominan oxianiones.

Es frecuente que un elemento forme más de un oxianión, y, cuando esto sucede,

existen reglas para poder indicar el número relativo de átomos de oxígeno. En el

caso de que el elemento forme tan sólo dos oxianiones, el nombre del que posee el

menor número de átomos de oxígeno termina en -ito y el del que tiene más oxíge-

nos finaliza en -ato. Así:

SO2.3 ion sulf ito NO.

2 ion nitrito

SO2.4 ion sulf ato NO.

3 ion nitrato

Cuando el número de oxianiones de una serie que forma un elemento es supe-

rior a dos, se utilizan los prefijos hipo- (menos que) y per- (más que) para nombrar

los miembros de la serie que contienen, respectivamente, el menor y el mayor nú-

mero de átomos de oxígeno de la serie. La serie de oxianiones que forma el átomo

de cloro sirve para ilustrar lo anteriormente dicho:

ClO. ion hipoclorito (un oxígeno menos que el clorito)

ClO.

2 ion clorito (un oxígeno menos que el clorato)ClO.3 ion clorato

ClO.4 ion perclorato (un oxígeno más que el clorato)

Algunos iones poseen cargas suficientes para incorporar uno o más iones hi-

drógeno (H!), sin dejar de ser aniones, aunque, lógicamente, con carga inferior a

la original. Estos iones se nombran anteponiendo el término hidrógeno o dihidró-

geno, según el caso, al nombre del ion libre de hidrógeno, aunque existe un méto-

do más antiguo que utiliza el prefijo bi-. Comprobemos esto con un ejemplo:

HCO.3 ion hidrógeno carbonato (o bicarbonato)

HSO.4

ion hidrógeno sulfato (o bisulfato)

H2PO.

4 ion dihidrógeno fosfato

Existen muchas excepciones a las reglas comentadas debido a que, por la iner-

cia de la costumbre, se mantienen los nombres de los iones, anteriores al estableci-

miento de dichas normas. Como ejemplo podemos mencionar al ion permanganato,

MnO.4

; de su nombre sería de esperar la especie MnO.3

como ion manganato, y la

verdad es que tal ion no existe. El nombre de manganato se le da al ion MnO 2.4 .

Al llegar a este punto, una vez que conocemos los nombres de los cationes y

aniones, estamos en condiciones de poder acometer la tarea de asignar un nombre

a los compuestos que se pueden formar mediante la combinación de cualquiera de

estas especies. Abordaremos esta importante cuestión una vez que, en el apartado

siguiente, nos ocupemos del otro grupo de compuestos, los moleculares, que he-

mos mencionado al principio de este capítulo en el esquema de la Figura 3.1.

Por el momento, nuestro esfuerzo se debe concentrar en tratar de memorizar

todos y cada uno de los nombres y símbolos de los iones, con sus correspondientes

valencias, que hemos presentado; pero ¡que a nadie le entre el pánico! Lo que

estamos proponiendo no es que el estudiante, «de una sentada», memorice todos

los iones de las tablas que hemos introducido en el texto, y sea capaz de repetirlas

de la misma forma que lo haría un pájaro parlante. El proceso de aprendizaje que

se sugiere a continuación, pretende que el alumno consiga llegar a memorizar los

iones más comunes a base de realizar un pequeño esfuerzo durante su estudio a lo

largo del curso. A medida que se vayan desarrollando los distintos temas, en el

libro aparecerán los nombres de todos los iones que se han insertado en las tablas,

obviamente unos con más frecuencia que otros. Cuando el estudiante tenga alguna

duda sobre el símbolo, número de carga, nombre, etc., de un ion, ahora que sabe


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en qué lugar del libro se encuentran, debe consultar la tabla correspondiente y, una

vez resuelta la incertidumbre, tratar de memorizar la especie en cuestión. El dispo-

ner de una tabla periódica siempre a mano, una lista de los iones, o cualquier otroprocedimiento que cada individuo puede ingeniar a su conveniencia, será de gran

ayuda a la hora de memorizar. No importa que se tenga que consultar la mismasustancia o la misma regla muchas veces; lo importante es hacerlo siempre que se

necesite. De esta forma, y sin apenas esfuerzo, se terminará memorizando todos ycada uno de los iones casi sin notarlo, de forma similar a como memorizamos

algunos de los teléfonos de nuestra agenda, porque hacemos uso de ellos con granfrecuencia, o, sin proponérnoslo también, hemos memorizado el nombre de callespor las que caminamos habitualmente. Para que el estudiante comience a practicar

el método indicado, se proponen a continuación los siguientes ejemplos.

EJEMPLO 3.3 Cómo se representan los iones monoatómicos

Indicar la fórmula de cada uno de los siguientes iones monoatómicos:

a) Ion potasio. b) Ion aluminio. c) Ion cloruro.

d) Ion sulfuro. e) Ion cobalto(II). f) Ion hierro(III).

Respuesta:

Podemos utilizar la tabla periódica para ayudarnos a encontrar la fórmula:

a) El potasio lo encontramos en el grupo 1A, en donde todos los átomos tienen

valencia !1. Por tanto, podemos predecir de forma correcta que la represen-tación es K!.

b) El aluminio lo encontramos en el grupo 3B, al que le corresponden 3 electro-nes de valencia. La forma de representarlo es Al3!.

c) El ion cloruro lo encontramos en el grupo 7B. Todos los elementos de estegrupo tienen una carga negativa. Así pues, el ion cloruro es Cl..

d) El azufre se encuentra en el grupo 6B, dos columnas a la izquierda de la últi-ma, 0, que corresponde a los gases nobles. Su carga es

.2 y, por lo tanto, el

ion se representa por S2..

e) El cobalto es un elemento de transición. Como se indica la carga que posee el

ion mediante el número romano II, no hay dificultad para designarlo por Co 2!.

f) El hierro es un elemento de transición que forma iones de diferentes valen-cias. En el caso del hierro(III), su valencia está especificada por el número

romano; por lo tanto, se representa por Fe3!.

PROBLEMAS SIMILARES: 4, 5

EJEMPLO 3.4 Aprendiendo a reconocer por su nombre los iones poliatómicos

Indicar los nombres sistemáticos de cada uno de los siguientes iones poliatómicos:

a) CO2.3 b) HPO2.

4 c) BrO.

2 d) NO.

2

Respuesta:

Con frecuencia podemos hacer predicciones bastante razonables acerca de losnombres de los iones poliatómicos. Nuestras predicciones las podemos comprobar

en la Tabla 3.3. Si previamente hemos memorizado la fórmula y el nombre del iony nos surge alguna duda, para cercionarnos, debemos recurrir también a la mismatabla.

a) El CO2.3 contiene el no metal carbono. Podemos predecir que la terminacióndel ion es -ato; por tanto, podemos arriesgarnos a denominarlo ion carbonato.


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b) HPO2.4 está relacionado con el ion fosfato PO3.

4 . Con un hidrógeno presente

su nombre correcto es ion hidrógeno fosfato.

c) En la Tabla 3.3 no encontramos ningún ion que contenga al elemento Br.

Echando una ojeada a la tabla periódica podemos ver que el bromo es de la

misma familia que el cloro y, por tanto, no es arriesgado pensar que formaniones poliatómicos similares; BrO.2 sustituye en la tabla a ClO

.

2 . El ion BrO.

2

está relacionado con el BrO.

3 , el ion bromato. Dado que BrO.

2 tiene un átomode oxígeno menos, se puede predecir que el sufijo de la terminación cambia a-ito; por lo tanto, BrO.2 será el ion bromito.

d) El razonamiento final que acabamos de hacer en el apartado anterior nos sirvepara darle nombre al ion NO.2 si recordamos que NO

.

3 es el ion nitrato. NO.

2

tiene un oxígeno menos y, por tanto, su terminación cambia a ion nitrito.


3.3. Moléculas y fórmulas químicasLos compuestos moleculares están formados exclusivamente por no metales. Lapartícula más pequeña que representa a un compuesto es una molécula; en este

sentido, una molécula es a un compuesto lo que un átomo es a un elemento. Una

molécula se puede definir como un agregado de dos o más átomos unidos entre sí mediante enlaces químicos. En los compuestos moleculares, la partícula individualmás pequeña que conserva las propiedades del compuesto es su molécula; en el

caso de los compuestos iónicos también es la molécula la partícula más pequeña

en la que se reproducen todas las características del compuesto, pero dicha molé-cula está constituida por unidades más pequeñas perfectamente diferenciadas que

son los iones. La naturaleza de las fuerzas que mantienen unidos a los átomos enuna molécula se estudiará en los Capítulos 10 y 11. De momento, nos basta consaber que el conjunto de átomos que constituye una molécula se comporta como

una unidad independiente, de forma similar a la actitud que mantenemos con nues-tra calculadora de bolsillo: cuando la utilizamos, lo único que merece nuestra aten-ción es el resultado de las operaciones que realiza bajo nuestras instrucciones, sinpreocuparnos en absoluto de los componentes de los que está construida.

Las moléculas son grupos de átomosunidos entre sí.

Al igual que para diferenciar a los elementos químicos unos de otros le asigná-

bamos a cada uno de ellos un símbolo, una molécula se representa mediante sufórmula química. La fórmula química expresa el número relativo de cada unode los átomos presentes en el compuesto químico. Una fórmula química contienesiempre la siguiente información:

1. Los elementos presentes en el compuesto.2. El número relativo de átomos de cada elemento en el compuesto.

La presencia de los elementos se hace patente a través de sus símbolos, y elnúmero relativo de átomos se expresa mediante números escritos como subíndices.

Cuando no existe subíndice alguno se entiende que el número de átomos es 1.

Consideremos la fórmula del compuesto tetracloruro de carbono como ilustración:

Carbono y cloro son los elementosque forman la molécula

CCl4

Al no existir subíndicealguno, se quiere indicar que tan sólo existe un átomode carbono en la molécula

Cuatro átomos de cloro por molécula


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Cl

CCl

ClCl

Figura 3.4. Un modelo dela molécula de CCl4.

Cl –

Na+

(a)

Na+

Cl –

(b)

Figura 3.5. (a) Estructura del NaClsólido. (b) En realidad, los cationes yaniones están en contacto mutuoformando una red a la que llamamoscristal. La combinación de un ionNa! y un ion Cl., denominadafórmula unidad, es la porción máspequeña de iones que representa lafórmula NaCl.

Otros ejemplos de fórmulas químicas son

Compuestos moleculares Compuestos iónicos

NH3 NaClCH4 PbI2

La Figura 3.4 es un modelo de una molécula de tetracloruro de carbono comoun grupo de átomos enlazados que por sí solos constituyen una partícula indepen-

diente. De forma similar, en la Figura 3.5 se representa un cristal de cloruro sódico

tal como éste existe en la realidad. Aquí la situación es sensiblemente diferente a

la existente en el caso de la molécula del CCl4, dado que la combinación más

simple de iones Na! y Cl. que se pueden formar, NaCl, no existe como unidad

independiente. Lo que sucede en la realidad es que cada uno de los iones Na! y

Cl. se encuentran rodeados de seis iones de signo contrario, y si fijamos nuestra

atención sobre, por ejemplo, un ion Cl., no se puede decir que sea compartido por

un solo ion Na!. Sin embargo, en su conjunto la relación número de iones Na!/

número de iones Cl. es 1:1 y, por tanto, de forma arbitraria, se puede seleccionar

la combinación de un ion Na! y un ion Cl. para definir la fórmula unidad. Una

fórmula unidad es el conjunto más pequeño de iones positiv

os y negativ

os que esnecesario tomar para obtener la fórmula más simple que representa al compuesto;

es decir, la fórmula con los subíndices más pequeños. En realidad, la unidad más

pequeña del compuesto NaCl se encuentra enterrada en la estructura gigante de

todo el cristal y no existe como una unidad independiente, razón por la que no

debería considerarse como una molécula propiamente dicha; pero, aunque la sus-

tancia iónica no contiene moléculas, no existe inconveniente alguno para que po-

damos diferenciar la unidad más pequeña de ella. La fórmula unidad de la sustan-

cia cloruro sódico es NaCl y está formada por los iones Na! y Cl. , que no

existen de forma independiente, a diferencia de la fórmula unidad del tetracloruro

de carbono que es una molécula de CCl4.

Aunque todos los compuestos químicos se representan por una fórmula, existe

alguna situación en la que una fórmula no representa necesariamente a un com-

puesto. Es el caso que ofrecen los elementos que en la naturaleza se presentan

formando moléculas, generalmente diatómicas, constituidas por átomos de un solo

elemento que se unen entre sí. Elementos tan comunes como el hidrógeno, oxíge-

no o nitrógeno están formados por moléculas diatómicas, y cuando hablamos de

cómo se presentan en la naturaleza, nos estamos refiriendo a H2, O2 o N2, respecti-

vamente. Los elementos del grupo 7B de la tabla periódica, los llamados halóge-

nos (F2, Cl2, Br2 e I2), pertenecen a este mismo grupo de moléculas diatómicas

(Tabla 3.4). El oxígeno existe también en otra forma molecular, el ozono; las mo-

léculas de ozono están formadas por tres átomos de oxígeno y, por tanto, su fór-

mula química es O3.

Tabla 3.4. Elementos que existen como moléculas diatómicasen su estado natural

Elemento Forma como se presenta a 25oC Molécula

hidrógeno gas incoloro H2

nitrógeno gas incoloro N2

oxígeno gas azul pálido O2

flúor gas amarillo pálido F2

cloro gas amarillo verdoso Cl2

bromo líquido pardo rojizo Br2

yodo sólido púrpura oscuro, brillante I2


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Algunas veces el químico se encuentra con que el producto de una reacción o

de la separación de una mezcla de sustancias es un compuesto que no se ha

obtenido previamente o, simplemente, no le resulta familiar. En tales circunstan-

cias, se pondrá a trabajar con entusiasmo para descubrir de qué compuesto se trata,

determinando los elementos que están presentes en él y la cantidad de cada uno de

ellos. Un poco más adelante, en este mismo capítulo, tendremos ocasión de apren-

der cómo se consiguen obtener estos datos en la práctica, que, de momento, no nosconcierne.

Supongamos que, por el procedimiento adecuado, nuestro químico ha podido

comprobar que el compuesto desconocido está formado por los elementos C, H y

O y, además, contiene el mismo número de átomos de C y O, y el doble de H que

de los dos anteriores. Con esta información se puede representar el compuesto por

la fórmula CH2O, que expresa el tipo de átomos y su número relativo presentes

en el compuesto. Pero podemos preguntarnos: ¿es ésa la verdadera fórmula del

compuesto?, o, en otras palabras, ¿existen en el compuesto las moléculas CH2O

como unidades independientes? La respuesta puede ser afirmativa; es decir, pue-

den existir moléculas CH2O, pero las unidades independientes pueden ser tam-

bién moléculas de C2H4O2, moléculas de C3H6O3, moléculas de C4H8O4, molécu-

las de C6H12O6, etc., porque todas estas moléculas cumplen el mismo requisito: larelación C:H:O es 1:2:1, que es lo que nuestro químico determinó experimental-

mente.

En las fórmulas empíricas de los com-puestos iónicos la suma de las cargasde los iones es cero.

Cuando se separan los elementos de un compuesto y se determina el número

de átomos presentes, la información que se obtiene es tan sólo la relación en la que

se encuentran presentes los átomos. La fórmula de un compuesto que expresa la

relación entre átomos con los números enteros más pequeños se denomina fórmu-

la empírica o la fórmula más simple. Un compuesto que contiene moléculas de

C4H8O4 tiene la misma fórmula empírica que uno que contiene moléculas de

C6H12O6; en ambos casos es CH2O. Para conocer con certeza el tipo de moléculas

que forman el compuesto, las unidades más pequeñas que encarnan todas sus ca-

racterísticas, es necesario conocer su fórmula molecular. La fórmula molecular

expresa el número real de átomos que forman una molécula. La sustancia queconocemos como glucosa es un compuesto formado por moléculas de C6H12O6(exactamente 6 átomos de C por cada 6 de O y 12 de H) y su fórmula empírica es

CH2O. La fórmula molecular se puede representar siempre como un múltiplo ente-

ro de la fórmula empírica:

C6H12O6%(CH2O)6

Para especificar la naturaleza de un compuesto se prefieren las fórmulas mole-

culares a las empíricas porque las primeras proporcionan más información acerca

de la verdadera naturaleza de las moléculas. Sin embargo, en muchos casos te-

nemos que conformarnos con poder utilizar la fórmula empírica porque algunas

La fórmula molecular de un compues-

to nos informa mediante sus símbolosde la clase y número de átomos queforman la molécula.

sustancias no existen como moléculas individuales; tal es el caso del elemento

carbono, que, normalmente, se presenta en la naturaleza formando estructuras tri-

dimensionales gigantes en las cuales es imposible distinguir átomos o moléculas

independientes.

EJEMPLO 3.5 Cómo se establece la fórmula empírica de una sustancia, conociendosu fórmula molecular

Escribir la fórmula empírica de cada uno de los compuestos que se indican a conti-

nuación:

a) H2O2 b) C6H6 c) C6H16N2 d) P2O5


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Respuesta:

a) H2O2% (HO)2; HO es la fórmula empírica. Cada subíndice en la fórmula em-

pírica se multiplica por 2 para obtener la fórmula molecular.

b) C6H6% (CH)6; CH es la fórmula empírica. Cada subíndice en la fórmula em-

pírica se multiplica por 6 para obtener la fórmula molecular.

c) C6H16N2%(C3H8N)2; C3H8N es la fórmula empírica. Cada subíndice de lafórmula empírica se multiplica por 2 para obtener la fórmula molecular.

d) P2O5% (P2O5)1; P2O5 es la fórmula empírica que coincide con la fórmula mo-

lecular. La fórmula molecular P2O5 es también la fórmula empírica porque no

existen números enteros más pequeños para expresar la relación de los átomos

en la molécula.


Cuando los átomos se unen para formar una molécula, no se distribuyen de

forma anárquica al azar; por el contrario, se encuentran unidos de forma específica

y definida. Una fórmula estructural es una fórmula química en la que se muestracómo los átomos están unidos entre sí en una molécula. Por ejemplo, se sabe que

cada uno de los átomos de hidrógeno en la molécula del agua están unidos al áto-

mo de oxígeno, por lo que su fórmula estructural es H—O—H, en la que la línea

que une los símbolos de los átomos representa el enlace químico que los mantiene

unidos. En la Figura 3.6 se muestran las fórmulas estructurales de varias sustancias

comunes. Los átomos en las moléculas no solamente están entrelazados entre sí de

forma específica sino que, además, presentan una orientación en el espacio perfec-

tamente definida, que le confieren un tamaño y forma características a cada molé-

cula. Para ayudar a visualizar la conformación que poseen las moléculas en el es-

pacio, nos servimos de modelos moleculares a nuestra conveniencia. Cuando, por

ejemplo, lo que nos interesa resaltar es la orientación de algún átomo o el ángulo

de los enlaces en la molécula, utilizamos modelos en los que cada átomo se repre-

senta por una esfera y los enlaces por una varilla. A veces la característica de la

molécula que interesa reseñar es su volumen, y entonces se utiliza un modelo que,

de forma más real, reproduzca el espacio que llenan los átomos, en el que cada

uno de ellos se sustituye por una esfera.

H

H

H N

HH O

H

H

H

H C

H

H

H

H

CH

H

H

N

H

O

H

Modelomolecular(esferas yvarillas)

Modelomolecular(radios devan der Waals)

Fórmulamolecular

N

H

HH C

H

H

HHOHH

H O2

CH4

NH3

Agua Amoníaco Metano

Fórmulaestructural

Figura 3.6. Fórmulas moleculares y

estructurales de algunas moléculas comunes,

y sus diferentes tipos de modelos moleculares.


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3.4. Nomenclatura químicaLas sustancias tales como H2O, NH3 o CH4 son conocidas desde hace mucho tiem-

po y, además, como son tan corrientes, enseguida nos familiarizamos con sus nom-

bres propios, que son agua, amoníaco y metano. Lo mismo sucede con otras sus-

tancias como el N2O, gas hilarante; el Na2SO4, sal de Glauber, o el H2CO2, ácidofórmico, que reciben sus nombres de sus propiedades, nombre del descubridor, o

su origen. Sin embargo, al nombrar los compuestos mediante sus nombres comu-

nes no se proporciona información alguna acerca de su composición, y, sobre todo,

al sobrepasar el número de compuestos conocidos en la actualidad la cifra de algu-

nos millones, sería para los químicos una tarea más que imposible el poder recor-

dar las fórmulas de los compuestos mediante sus nombres.

Por estas razones resulta imprescindible poder contar con un conjunto de nor-

mas que nos permitan asignar a cada compuesto un nombre del que se pueda dedu-

cir la fórmula de la molécula que lo representa. La nomenclatura química es laaplicación de un conjunto de reglas que nos permiten asignar un nombre a cada

compuesto químico. Ahora que hemos estudiado la clasificación de los distintos

tipos de compuestos inorgánicos, estamos en condiciones de representarlos me-diante su fórmula y asignarles un nombre, para lo cual utilizaremos el esquema de

la clasificación indicada en el Apartado 3.1.

Compuestos iónicos

La partícula más pequeña mediante la cual se puede representar un compuesto

iónico es su fórmula unidad. En una fórmula unidad, el número total de cargas

positivas tiene que ser idéntico al número total de cargas negativas. Así, en el caso

del compuesto iónico binario cloruro sódico, que contiene iones Cl. y Na!, cada

ion sodio contiene una carga!1 y cada ion Cl. una carga.1; por tanto, necesa-

riamente tienen que estar presentes en igual número y su fórmula es NaCl:

Y esta situación particular se puede generalizar para cualquier compuesto iónico:

Carga totalde los cationes

Carga totalde los aniones

Carga netacero

Cuando se utiliza este criterio para el compuesto iónico que contiene los iones

Mg2! y Cl., la combinación de los mismos que da lugar a un compuesto de carga

cero es:


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Para obtener la fórmula que representa al compuesto formado por los iones

Bi3! y S2. podemos proceder de la siguiente forma:

Carga del ionaislado

Carga del ionen el compuesto Fórmula

Bi3 3

2S2

Iones presentes

Carga neta: 1 Carga neta: 0

2( 3) 6

3( 2) 6 Bi S

2 3

Para determinar los subíndices que corresponden a cada elemento podemos

ayudarnos del siguiente esquema:

Bi 3

S2

Bi S2 3

es decir, la valencia del catión pasa a ser el subíndice del anión [n.o total de cargas:3(.2)%.6] y la valencia del anión pasa a ser el subíndice del catión [n.o total

de cargas: 2(!3)%!6], obteniéndose, de esta forma, cero como carga neta delcompuesto. Utilizando este criterio para asignar la fórmula al compuesto formado

por los iones Ca2! y O2., obtenemos Ca2O2. Sin embargo, como las fórmulas delos compuestos iónicos se escriben utilizando la relación de los números enteros

más pequeños, la fórmula se simplifica a CaO.Todas estas normas son igualmente válidas para los compuestos iónicos forma-

dos por iones poliatómicos. Así la fórmula del compuesto formado por los ionespotasio, K!, carga !1 y nitrato, NO.3 , carga .1, es KNO3. De forma similar,

Carga del ionaislado

Carga del ionen el compuesto Fórmula

Na 1

2CO32

Iones presentes

Carga neta: 1 Carga neta: 0

2( 1) 2

1( 2) 2

Na CO2 3

Para cumplir con la regla establecida por la IUPAC, tal como se puede obser-

var, se ha escrito siempre en primer lugar el ion positivo, seguido del ion negativo.Para nombrarlos se invierte el orden; es decir, primero se nombra el anión (véanse

las Tablas 3.2 y 3.3) y a continuación se nombra el catión, que se designa por suraíz seguida del sufijo -ico. Alternativamente, se puede designar al anión y a conti-

nuación se nombra al ion positivo, separándolos por la preposición de, tal como seilustra a continuación:

Compuesto Nombre

NaCl Cloruro sódico o cloruro de sodioKNO3 Nitrato potásico o nitrato de potasio

CaSO4 Sulfato cálcico o sulfato de calcio

Para nombrar los compuestos que contienen metales que poseen más de un ion

es necesario especificar la carga de este último. Para ello existen las dos alternati-

vas indicadas en la Tabla 3.1; es decir, utilizar el nombre sistemático del ion (sis-

tema Stock), o el nombre latino más antiguo:

Compuesto Nombre

FeS Sulfuro de hierro(II) o sulfuro ferroso

Fe2S3 Sulfuro de hierro(III) o sulfuro férrico


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EJEMPLO 3.6 Asignación del nombre químico a un compuesto iónico cuando se conocesu fórmula

Indicar el nombre de cada uno de los compuestos cuya fórmula se indica a conti-

nuación:

a) Mg3N2 b) SnCl2 c) Cu(NO3)2 d) BaCrO4

Respuesta:

a) Nitruro de magnesio o nitruro magnésico.

b) Cloruro de estaño(II) o cloruro estannoso.

c) Nitrato de cobre(II) o nitrato cúprico.

d) Cromato de bario o cromato bárico.


Compuestos moleculares binarios

Los compuestos moleculares binarios están constituidos exclusivamente por no

metales. Para indicar su fórmula molecular, el elemento más no metálico se escri-be en segundo lugar, atendiendo al siguiente orden: C, P, N, H, Se, S, I, Br, Cl, O,F. Los compuestos binarios del elemento hidrógeno, que se encuentra en el medio

de la serie, sirven para ilustrar esta norma: CH4, PH3, NH3, H2Se, H2Se, H2S, HI,

HBr, HCl, H2O y HF.Para nombrar este tipo de compuestos se sigue el mismo criterio general que

en el caso de los compuestos iónicos: el segundo elemento se nombra en primer

lugar añadiéndole el sufijo -uro y, a continuación, separado por la preposición de,

se nombra el segundo elemento. Así, HCl se nombra como cloruro de hidrógeno.El número de átomos de cada elemento se especifica mediante los prefijos griegos

que se indican en la Tabla 3.5. Así, el compuesto SF6 se nombra como hexafluoru-

ro de azufre y el N2O3 como trióxido de dinitrógeno. El prefijo mono- se omitesiempre que sea posible y tan sólo se incluye cuando es necesario para evitar con-

fusión.

Tabla 3.5. Prefijos utilizados para indicar el número de átomosen los compuestos binarios moleculares

Prefijo N.o de átomos Prefijo N.o de átomos

mono- 1 hexa- 6di- 2 hepta- 7tri- 3 octa- 8tetra- 4 nona- 9penta- 5 deca- 10

Así, por ejemplo, el compuesto NO se denomina monóxido de nitrógeno y el

N2O óxido de dinitrógeno, omitiendo en este último caso el prefijo mono- para elóxido porque no es necesario.

EJEMPLO 3.7 Asignación del nombre de un compuesto molecular binario cuandose conoce su fórmula

Indicar el nombre de cada uno de los compuestos cuya fórmula se indica a conti-nuación:

a) CCl4 b) Cl2O5 c) N2O3 d) P4S10


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Respuesta:

a) Tetracloruro de carbono.

b) Pentaóxido de dicloro (para una pronunciación más fácil, se suele suprimir laa final de penta, resultando pentóxido de dicloro).

c) Trióxido de dinitrógeno.

d) Decasulfuro de tetrafósforo.

EJEMPLO 3.8 Establecer la fórmula de un compuesto molecular binario a partirde su nombre químico

Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:

a) Trióxido de azufre. b) Monocloruro de bromo.

c) Tetróxido de dinitrógeno. d) Hexaóxido de tetrafósforo.

Respuesta:a) SO3 b) BrCl c) N2O4 d) P4O6


Ácidos binarios y terciarios

Los ácidos binarios son hidruros de los no metales que al disolverse en agua secomportan como ácidos. Para nombrarlos se añade el sufijo hídrico a la raíz delnombre del elemento no metálico, tal como se muestra en la Tabla 3.6

Tabla 3.6. Nombres de los ácidos binarios

Hidruro binario Fórmula Nombre del ácido

en disolución acuosa

Fluoruro de hidrógeno HF Ácido fluorhídricoCloruro de hidrógeno HCl Ácido clorhídricoBromuro de hidrógeno HBr Ácido bromhídricoYoduro de hidrógeno HI Ácido yodhídricoCianuro de hidrógeno HCN Ácido cianhídricoSulfuro de dihidrógeno H

2S Ácido sulfhídrico

Es importante no confundir los nombres de los ácidos binarios con los de loscompuestos moleculares binarios. Un ácido binario es un compuesto de hidrógenoy un no metal disuelto en agua; por ejemplo, HCl(ac) es un ácido binario y sunombre es ácido clorhídrico. El HCl en estado gaseoso es un compuesto molecularbinario y su nombre es cloruro de hidrógeno.

Los ácidos terciarios son compuestos de hidrógeno y un ion poliatómico que secomportan como ácidos cuando se disuelven en agua. Para nombrarlos, los forma-dos a partir de oxianiones terminados en -ato (véase la Tabla 3.3) cambian la ter-minación del ácido en -ico. Por su parte, los aniones cuyos nombres terminan en-ito, forman ácidos cuyo nombre finaliza en -oso. Cuando el ion poliatómico tienealgún prefijo, es decir, hipo-, per-, etc., éste se mantiene invariable al formarse elácido. Como ilustración de lo indicado, a continuación se muestran los cuatrooxiácidos terciarios que forma el cloro:


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Ion poliatómico Oxiácido terciario

ion perclorato, ClO.4 ácido perclórico, HClO4ion clorato, ClO.3 ácido clórico, HClO3ion clorito, ClO.2 ácido cloroso, HClO2ion hipoclorito, ClO. ácido hipocloroso, HClO

Los ejemplos que se presentan a continuación tienen por objeto ofrecer laoportunidad de ejercitarse en el uso de la nomenclatura de los ácidos binarios yterciarios.

EJEMPLO 3.9 Asignación del nombre químico a un ácido binario o terciario cuyafórmula se conoce

Nombrar mediante su nombre químico cada uno de los siguientes ácidos:

a) HI b) H2S c) H2CO3 d) H3PO3

Respuesta:

a) Ácido yodhídrico. b) Ácido sulfhídrico.

c) Ácido carbónico. d) Ácido fosforoso.

PROBLEMAS SIMILARES: 59

EJEMPLO 3.10 Escribir la fórmula de un ácido binario o terciario conociendo su nombre químico

Escribir las fórmulas químicas de los siguientes ácidos:

a) Ácido bromhídrico. b) Ácido sulfuroso.

c) Ácido cianhídrico. d) Ácido peryódico.Respuesta:

a) HBr b) HSO3 c) HCN d) HIO4

Hidratos

Existen algunos compuestos que llevan asociado a su fórmula unidad un ciertonúmero de moléculas de agua, que se conocen como hidratos. Normalmente esassustancias se obtienen mediante evaporación de su disolución acuosa. Considere-mos, por ejemplo, el compuesto sulfato de cobre(II). Cuando una disolución acuo-

sa de dicha sustancia se evapora, se forman cristales azules en los que cada fórmu-la unidad de CuSO4 está asociada con cinco moléculas de agua. La fórmula de estehidrato se escribe de la forma CuSO4 · 5 H2O, donde un punto en el centro separael CuSO

4 y las cinco moléculas de agua, 5 H

2O. Este compuesto tiene un color

azul característico que cambia completamente al calentarlo, produciendo el com-puesto sulfato de cobre anhidro, que significa sin agua, y el agua:

CuSO4 · 5 H2O(s)rCuSO4(s)! 5 H2O(g)

Las moléculas de agua presentes en el hidrato y que se desprenden al formarseel anhidro se denominan de forma conjunta agua de hidratación, o también aguade cristalización. Por lo tanto, del sulfato de cobre se puede decir que tiene cincomoléculas de agua de cristalización.


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Agua de hidratación y agua de cristali-zación significan lo mismo: las molé-culas de agua unidas a la fórmula uni-dad en un hidrato.

Los hidratos se nombran mencionando en primer lugar el compuesto anhidroseguido de la palabra hidratado con el prefijo que indica el número de moléculas

de agua. Así el CuSO4 · 5 H2O se conoce como sulfato de cobre(II) pentahidratado.Otros ejemplos de hidratos son:

LiCl·H2O Cloruro de litio monohidratado

CaSO4 · 2 H2O Sulfato de calcio dihidratadoSi de un compuesto se dice que esanhidro, es que no contiene agua.

CaCl2 · 6 H2O Cloruro de calcio hexahidratado

Na2CO3 · 10 H2O Carbonato cálcico decahidratado

3.5. Masa molecular y mol de un compuestoLa fórmula de un compuesto, al representar la relación de moles de sus elementos

constituyentes, permite el cálculo de las masas de los elementos y su suma total, ladel compuesto. Cuando realizamos cálculos de las relaciones mol/ masa practica-mos aritmética química, y al referirnos a ellos utilizamos la palabra estequio-

metría (del griego stoicheion, elemento, y metro, medida). Así, por ejemplo, eltetracloruro de carbono es una sustancia líquida utilizada como disolvente que estáformada por moléculas, cada una de las cuales contiene un átomo de carbono y

cuatro átomos de cloro: CCl4. ¿Cómo se puede calcular la masa de un mol deCCl4?, o lo que es lo mismo, ¿cuál es la masa de 6.022# 10

23 moléculas de CCl4?

Para contestar a esta pregunta basta con tener en cuenta que una molécula de CCl 4está formada por 1 átomo de carbono y 4 átomos de cloro; por lo tanto,

masa molecular de CCl4%masa atómica del C! 4# (masa atómica del Cl)%

% 12.0 g! 4# 35.45 g% 153.80 g

La cantidad 153.80 g es la masa de un mol de tetracloruro de carbono o masamolar de dicha sustancia. El cálculo realizado para la molécula del CCl4 se puede

generalizar para cualquier otro compuesto, y así se puede decir que la masa mole-cular de cualquier sustancia es la masa en gramos de un mol de sustancia. Lamasa molar o masa molecular se obtiene sumando la masas de los átomos que

constituyen las moléculas. Con mucha frecuencia, y de forma rutinaria, se utilizael término peso molecular en vez del más apropiado de masa molecular; los dos

indican exactamente lo mismo, pero el concepto se expresa de forma más rigurosadesignándolo como masa molecular, y por dicha razón, en este texto será el térmi-

no que utilizaremos.La masa molecular de un compuestoes la suma de las masas atómicas delos átomos que forman la molécula.

También designaremos como masa molecular la masa de los compuestos ióni-cos que, como en el caso del NaCl, se presentan en la naturaleza como un conjunto

de iones en lugar de unidades moleculares separadas, tal como indicamos en la

Sección 3.3. En algunos libros la masa molecular de estos compuestos se denomi-

na peso fórmula al peso de la fórmula unidad , pero su significado, valor numéricoy forma de cálculo siguen siendo válidos cuando se utiliza el término masa mole-cular.

Para calcular la masa molecular del NaCl hay que tener en cuenta que un molde NaCl contiene 1 mol de iones Na! y 1 mol de iones Cl.. Por lo tanto,

masa de 1 mol de NaCl%masa de 1 mol de Na!!masa de 1 mol de Cl.%

% 22.99 g! 35.45 g% 58.44 g

La masa molar de un compuesto es supeso molecular expresado en gramos.

La masa molar del NaCl es, por tanto, 58.44 g y representa la masa de un molde dicho compuesto.

Una vez que sabemos calcular la masa de un mol de moléculas, en la cual seencuentran contenidas 6.022# 1023 unidades, estamos en condiciones de poder


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calcular el número de moles y de partículas contenidas en una masa dada de sus-

tancia, y viceversa. Para ello utilizaremos los mismos factores de conversión que

hemos aprendido a manejar cuando estudiamos las relaciones de estas magnitudespara los átomos y que aparecen recopilados en la Figura 2.15. Los ejemplos que se

indican a continuación nos ayudarán a familiarizarnos con los conceptos de masamolecular, mol y número de unidades de los compuestos químicos.

EJEMPLO 3.11 Cálculo del número de moles y de moléculas de una sustancia,en una masa conocida de ésta

La cafeína es una sustancia orgánica del grupo de los alcaloides que posee efectos

estimulantes y diuréticos, y se encuentra en el té, café y otras plantas. Su fórmulaes C8H10N4O2. Una taza de café contiene alrededor de 100 mg de cafeína. Calcular

el número de moles y de moléculas de cafeína que ingerimos cuando tomamos unataza de café.

Respuesta:

Necesitamos conocer antes de nada la masa de un mol de cafeína. Para calcularla

tenemos que sumar las masas de los átomos presentes en una molécula de cafeína.En un mol de moléculas de cafeína hay 8 moles de átomos de carbono, 10 molesde átomos de hidrógeno, 4 moles de átomos de nitrógeno y 2 moles de átomos de

oxígeno. Por lo tanto,

masa de 8 moles de C: 8# 12.01 g % 96.08 gmasa de 10 moles de H: 10# 1.008 g%10.08 g

masa de 4 moles de N: 4# 14.01 g %56.04 gmasa de 2 moles de O: 2# 16.00 g %32.00 g

masa de un mol de C8H10N4O2 % 194.2 g%masa molecular

Como la masa de 1 mol de cafeína es 194.2 g, 100 mg de cafeína contienen

mucho menos de un mol de la misma, exactamente:

n.o moles cafeína: 100 mg C8H10N4O2#1 g C8H10N4O2

1000 mg C8H10N4O2#

#

1 mol C8H10N4O2

194.2 g C8H10N4O2% 5.15# 10.4 moles

Para calcular el número de moléculas utilizaremos el factor de conversión quenos proporciona el número de Avogadro:

n.o moléculas de cafeína: 5.15# 10.4 moles C8H10N4O2#

# 6.022#

10

23

moléculas C8

H10N4

O2

1 mol C8H10N4O2% 3.10# 1020 moléculas

PROBLEMAS SIMILARES: 16, 17, 19, 20

EJEMPLO 3.12 Cálculo de la masa de una sustancia conociendo su número de moles

La nicotina es una sustancia estimulante que se inhala al fumar. Inyectada pura de

forma intravenosa resulta mortal en pequeñas dosis; 0.31 milimoles de dicha sus-

tancia se considera una dosis letal para una persona de estatura media. Calcular lamasa en gramos de la cantidad indicada sabiendo que la fórmula de la nicotina esC10H14N2.


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Respuesta:

Comenzaremos por calcular la masa de un mol de moléculas de la nicotina que

contiene 10 moles de átomos de carbono, 14 moles de átomos de hidrógeno y 2moles de átomos de nitrógeno:

masa de 10 moles de C: 10# 12.01 g% 120.1 g

masa de 14 moles de H: 14#

1.008 g%

14.11 gmasa de 2 moles de N: 2# 14.01 g % 28.02 g

masa de un mol de C10H14N2 % 162.2 g

1 mol de C10H14N2 pesa 162.2 gramos, por lo que 0.31# 10.3 moles serán

una masa más pequeña que 162.2 g, exactamente:

masa, en g, de nicotina% 0.31# 10.3 moles C10H14N2#

#162.2 g C10H14O2

1 mol C10H14O2% 0.050 g% 50 mg C10H14O2


3.6. Composición porcentual de los compuestos químicosLa cantidad relativa de un elementoen un compuesto es siempre la mis-ma.

La fórmula de un compuesto expresa la composición de éste en lo referente alnúmero de átomos que lo constituyen. Sin embargo, en muchos casos es útil y

necesario conocer la composición de los compuestos en términos de las masas desus elementos constituyentes. La información sobre la cantidad de masa de cada

elemento presente en un compuesto se obtiene también a partir de la fórmula de

éste. Para ello no hace falta más que comparar la masa del elemento en cuestiónpresente en un mol de compuesto, con la masa total de un mol de compuesto me-

diante la siguiente relación:

Cantidad de masa de un elemento%Masa del elemento en un mol de compuesto

Masa de un mol de compuesto

Multiplicando por 100, la relación anterior se convierte en la composición por-

centual o porcentaje del elemento en cuestión, en un compuesto. La composiciónporcentual, también a veces llamada porcentaje en peso, es la relación entre lamasa de un elemento y la masa total del compuesto de la que el elemento formaparte, multiplicada por cien.

La composición porcentual de las ma-sas de los elementos en un compuestose puede calcular a partir de su fórmu-la empírica o molecular.

El porcentaje en peso, o composición porcentual, de cada uno de los elementoshidrógeno y oxígeno en el compuesto agua se obtiene a partir de la información

que nos proporciona la fórmula de la molécula de agua, de la siguiente forma.

Supongamos que tenemos 1 mol de H2O; la fórmula de la molécula de esta sustan-cia nos informa de que contiene 2 moles de átomos de hidrógeno y 1 mol de áto-mos de oxígeno; es decir,

2 moles H! 1 mol O% 1 mol H2O

2# (masa de un mol de H)!masa de 1 mol de O%masa de 1 mol de H2O

2# (1.008) g H)! 16.00 g O% 2.016 g H! 16.00 g O% 18.02 g H2O

Comparando por separado las masas de hidrógeno y oxígeno con la del com-

puesto, se obtienen las siguientes relaciones:

2.02 g H

18.02 g H2O# 100% 11.21% H ;

16.00 g O

18.02 g H2O# 100% 88.79% O


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Obsérvese que la suma de los porcentajes de cada elemento tiene que ser igual

a 100, y, por lo tanto, sumar todos los porcentajes es una buena forma de compro-

bar si nos hemos equivocado o no en los cálculos: 11.21%! 88.79%% 100%.

EJEMPLO 3.13 Cálculo de la composición porcentual a partir de la fórmula de un compuesto

Calcular el porcentaje en peso de cada elemento del compuesto nicotina,C10H14N2, la misma sustancia de la que hemos calculado la masa molecular en elEjemplo 3.12.

Respuesta:

Recordemos que a partir de la fórmula de la sustancia se puede calcular la fraccióncon que cada elemento contribuye a la masa total de la molécula, tal como hemos

hecho en 3.12:

masa de 10 moles de C: 10# 12.01 g% 120.10 gmasa de 14 moles de H: 14# 1.008 g% 14.11 g

masa de 2 moles de N: 2# 14.01 g % 28.02 g

masa de un mol de C10H14N2 % 162.2 g

Ahora que conocemos la masa de una molécula, podemos comparar indepen-

dientemente la masa con que contribuye cada átomo a la masa total de la molécula:

Porcentaje de C:120.10 g C

162.2 g C10H14N2# 100% 74.03%

Porcentaje de H:14.11 g H

162.2 g C10H14N2# 100% 8.70%

Porcentaje de N:28.02 g N

162.2 g C10H14N2# 100% 17.27%

Comprobación: 74.03%! 8.70%! 17.27%% 100.00%


3.7. Determinación de las fórmulas químicasEl procedimiento indicado en el Ejemplo 3.13 se puede invertir; es decir, podemos

determinar la fórmula de un compuesto si se conoce el tanto por ciento en peso decada elemento en dicho compuesto. Antes de realizar un cálculo de este tipo paraun compuesto concreto, vamos a indicar brevemente cómo se determinan en la

práctica los porcentajes de los elementos en los compuestos que, posteriormente,

se utilizan para el cálculo de sus fórmulas. El procedimiento aquí descrito se cono-ce como análisis térmico o de combustión, porque la muestra de la sustancia aanalizar se quema y, a continuación, se analizan los productos de la combustión.

En la práctica la operación se realiza en un aparato cuyo funcionamiento se esque-matiza en la Figura 3.7.

La mayor parte de los compuestos orgánicos están constituidos por los elemen-tos C, H y O. Cuando una muestra de peso conocido se quema, suministrándole

una cantidad ilimitada de oxígeno, todo el carbono que contiene se convierte endióxido de carbono.


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Horno de combustión

O2 Muestra

Catalizador Absorbente

de CO2

Absorbente

de H O2

Figura 3.7. Esquema de un aparato para la determinación del contenido en carbono e hidrógeno de un compuesto, mediante su combustión. Losgases originados en el proceso de combustión de una muestra pasan a través de un catalizador (CuO) en donde pequeñas cantidades de carbonoe hidrógeno residuales de una combustión incompleta son oxidados, respectivamente, a dióxido de carbono y agua. El H 2O y CO2 se absorben,respectivamente, sobre perclorato de magnesio, Mg(ClO4)2, e hidróxido sódico, NaOH, este último finamente dividido sobre lana de vidrio.

La combustión se puede representar de la forma

..... C .....!O2(g) ∫º CO2(g)

donde los puntos vecinales al átomo de carbono son átomos de otros elementos o

incluso de C mismo. El hecho importante a resaltar es que, al no existir límite deoxígeno que reacciona, todos los átomos de carbono terminan como CO2 después

de la combustión y, por tanto, la cantidad de CO2 que se forma está condicionada

por el número de átomos de C presentes en el compuesto. La relación entre la

cantidad de C en el compuesto y el CO2 que se obtiene es

1 mol de C% 1 mol CO2

Por consiguiente, la determinación del número de moles de CO2 que se produ-

cen en la combustión del compuesto nos permite saber la cantidad de moles del

elemento C, presente en el compuesto.

De forma similar, cuando no existe límite de oxígeno, el hidrógeno presente en

una muestra se convierte completamente en agua:

4 ( ..... H .....)!O2(g) ∫º 2 H2O(l)

y, por lo tanto, determinado el número de moles de moléculas de H2O que se pro-

ducen en la combustión, podemos saber el número de moles de hidrógeno en el

compuesto mediante la relación

4 moles H% 2 moles H2O

Si el compuesto contiene nitrógeno, éste se recoge como nitrógeno gas, dado

que

2 ( ..... N ..... ) ∫º N2(g)

y la relación entre los átomos de nitrógeno presentes en la muestra y el nitrógeno

desprendido es

2 moles de N% 1 mol de N2

Los productos que se forman en la combustión de la muestra se recogen al

pasarlos a través de sustancias que los absorben de forma selectiva (Figura 3.7).

Pesando antes y después de la combustión la sustancia sobre la cual se absorbe

cada producto, se obtiene la cantidad de este que se ha formado durante la com-

bustión. Generalmente, la cantidad de oxígeno presente en una muestra se obtiene

por diferencia entre la masa de la muestra y la masa del resto de los elementos. El

siguiente ejemplo nos permitirá aprender a interpretar los resultados de un análisis

de combustión y cómo dichos resultados se pueden utilizar para determinar la fór-

mula empírica de un compuesto.


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EJEMPLO 3.14 Cálculo de la composición porcentual de un compuesto a partir de los datosobtenidos mediante análisis térmico y posterior determinación de la fórmulaempírica del compuesto

El ácido ascórbico (vitamina C) contiene tan sólo C, H y O. En la combustión de1.176 g de ácido ascórbico se desprenden 1.763 g de CO2 y 0.4803 g de H2O. A

partir de esta información calcular:a) La composición en tanto por ciento en peso del ácido ascórbico.

b) Su fórmula empírica.

Respuesta:

a) Para calcular los porcentajes de cada elemento en el compuesto se necesita

conocer la masa de cada elemento presente en 1.176 g de ácido ascórbico. Las

masas de los elementos C e H se pueden determinar a partir del número demoles de cada uno de ellos y estos moles a partir de los moles de CO 2 y H2O,respectivamente, que se desprendieron en la combustión.

n.o

moles CO2% 1.763 g CO2#

1 mol CO2

44.01 g CO2% 0.04006 moles CO2

n.o moles H2O%0.4803 g H2O#1 mol H2O

18.02 g H2O% 0.02665 moles H2O

El número de moles de átomos de C e H en la muestra era, por tanto,

n.o moles C% 0.04006 moles CO2#1 mol C

1 mol CO2%0.04006 moles C

n.o moles H% 0.02665 moles H2O#2 moles H

1 mol H2O% 0.05330 moles H

y sus correspondientes masas:

masa de C: 0.04006 moles de C#12.01 g C

1 mol C% 0.4811 g C

masa de H: 0.05330 moles de H#1.008 g H

1 mol H% 0.05373 g H

La suma de las masas de estos dos elementos es 0.5348 g, por lo que la

masa de oxígeno en la muestra era 1.176 g.0.5348 g%0.6412 g. Ahoraestamos en condiciones de conocer la composición del ácido ascórbico expre-

sándola en porcentajes en peso de sus elementos:

masa % C%0.4811 g C

1.176 g muestra# 100%40.91% C

masa % H%0.05374 g H

1.176 g muestra# 100% 4.57% H

masa % O%0.6412 g O

1.176 g muestra# 100% 54.52% O

b) El número de moles de cada elemento presentes en 1.176 g de ácido ascórbico

es C: 0.04006; H: 0.05330 y O:0.6412 g O

16.00 g/ mol% 0.04008.


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Por lo tanto, la fórmula del ácido ascórbico es (redondeando el número de mo-

les a dos cifras significativas)

C0.040H0.053O0.040

pero, como el número de átomos tiene que ser un número entero, las relaciones

numéricas de cada uno de ellos en el compuesto tiene que ser un número entero

también. Para obtener esta relación, se dividen todos los subíndices por el valormás pequeño, que, necesariamente, tiene que ser múltiplo de todos los demás:

C0.0400.040

H0.0530.040

O0.0400.040

que equivale a

C1H1.33O1

De nuevo, 1.33 átomos de H no pueden existir combinados. Para obtener una

relación de número entero de átomos con los números más pequeños posibles mul-

tiplicamos cada uno de ellos por 6 y así se obtiene C6H8O6, que es la fórmulaempírica del ácido ascórbico.

Idéntico resultado para la fórmula empírica del ácido ascórbico se obtiene si,en vez de calcular el número de moles de cada elemento presentes en 1.176 g de

muestra, calculamos el número de moles de cada elemento que existen en 1 g demuestra, que es lo que nos expresan las cifras de sus porcentajes en peso.

Los porcentajes en peso nos indican que, por cada gramo de ácido ascórbico,

0.4091 g son de C; 0.0457 g son de H y 0.5452 son de O.Los moles de cada elemento en 1 g de ácido ascórbico son

n.o moles C% 0.4091 g C#1 mol C

12.01 g C%0.034 moles C

n.o moles H% 0.0457 g H#1 mol H

1.008 g H% 0.045 moles H

n.o moles O% 0.5452 g O#1 mol O

16.00 g O% 0.034 moles O

Por lo que la fórmula del ácido ascórbico es

C0.034H0.045O0.034

o bien

C0.0340.034

H0.0450.034

O0.0340.034

que se corresponde con C1H1.32O1, y multiplicando por 6 todos los subíndices:

C6H8O6

PROBLEMAS SIMILARES: 34-40, 42a, 78

La fórmula de un compuesto que se obtiene a partir de su composición porcen-

tual es siempre la fórmula empírica. El ejemplo anterior nos ayuda a comprendermejor el significado de la fórmula empírica porque, como se ha podido observar, a

partir de la composición en peso de sus átomos tan sólo se puede establecer la

relación numérica en que los átomos se encuentran presentes en una molécula.Dicha relación numérica es la misma tanto si se toma 1 g de sustancia como si seeligen 2.5 g o una tonelada.


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26/34

El procedimiento para determinar la fórmula empírica de un compuesto essiempre el mismo, cualquiera que sea la cantidad de muestra de que se trate, y sepuede resumir en las siguientes etapas:

1. Calcular la masa, en gramos, de cada elemento presente.2. Determinar el número de moles de cada uno de los átomos presentes.3. Dividir el número de moles de cada elemento por el número de moles más

pequeño para convertir éste en el número entero más pequeño 1. Si todoslos números así obtenidos son números enteros, éstos son los subíndices delos elementos en la fórmula empírica. Si alguno de estos números no esnúmero entero, proceder como se indica en 4.

4. Multiplicar los números encontrados en 3 por el número entero más pe-queño que los convierta a todos en números enteros. El conjunto de núme-ros enteros así obtenidos representa los subíndices de la fórmula empírica.

Para calcular la fórmula molecular de un compuesto es necesario conocer sumasa molecular, además de su fórmula empírica. El procedimiento más precisopara determinar el peso molecular de un compuesto lo proporciona el espectróme-tro de masas, cuyo fundamento hemos descrito en la Sección 2.7. Esta técnica estálimitada a compuestos con un número de átomos relativamente pequeño (no supe-

rior a unos 30), con el requisito añadido de que sean fáciles de volatilizar. Parasustancias difíciles de volatilizar o de pesos moleculares elevados, existen alterna-tivas al método anterior para la determinación de pesos moleculares que se men-cionarán en el momento oportuno al estudiar el Capítulo 13.

Para calcular la fórmula molecular apartir de la fórmula empírica es nece-sario conocer el peso molecular delcompuesto.

En este momento, más que ocuparnos del procedimiento mediante el cual sedeterminan los pesos moleculares, nos interesa destacar que la fórmula moleculares siempre un múltiplo entero de la fórmula empírica o, dicho de otra forma, la

fórmula molecular contiene un número entero de veces la fórmula empírica; esdecir,

Fórmula molecular%n# fórmula empírica

donde n en un número entero, generalmente pequeño. De aquí se deduce que

Masa molar%n#masa de la fórmula empírica

y

n%

masa molar

masa de la fórmula empírica

La relación que acabamos de indicar entre fórmula empírica y molecular se

pone de manifiesto en el siguiente ejemplo.

EJEMPLO 3.15 Cálculo de la fórmula molecular de un compuesto, indicando la relaciónde ésta con la fórmula empírica

De un compuesto gaseoso A, formado por C e H, se sabe que 0.9226 g de C están

combinados con 0.0774 g de H y que su peso molecular es 26.04 g / mol. Otro

compuesto B, formado también exclusivamente por C e H, es una sustancia líquidade masa molar 78.11 g/ mol que contiene 2.3065 g de C combinados con 0.1935 gde H. Calcular las fórmulas empírica y molecular de los compuestos A y B.

Respuesta:

La fórmula empírica de los dos compuestos se determina de forma idéntica, esdecir, calculando el número de moles de cada átomo en las moléculas.

Compuesto A: n.o moles C% 0.9226 g C#1 mol C

12.01 g C% 0.0768 moles C


1.008 g H% 0.0768 moles H


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27/34

Por lo tanto, la fórmula empírica de A es

C0.0768H0.0768%C0.07680.0768

H0.07680.0768

%C1H1%CH

Para el compuesto B:

n.o moles C% 2.3065 g C#1 mol C

12.01 g C%0.192 moles C


1.008 g H% 0.192 moles H

Por lo tanto, la fórmula empírica de B es

C0.192H0.192%C0.1920.192

H0.1920.192

%C1H1%CH

Como se puede observar, compuestos tan distintos en sus propiedades, uno gas

y otro líquido, están formados por los mismos elementos y en la misma relación

molar, 1 mol de C por cada mol de H, en los dos casos. Los dos compuestos tienenla misma fórmula empírica CH, pero al mismo tiempo se diferencian en sus masasmolares. Ello quiere decir que, en la fórmula molecular de A y en la de B, la

relación C:H va a seguir siendo 1:1, pero el número total de átomos de C y átomosde H en A y B será distinto; es decir, para que puedan cumplir la condición de que

tengan diferentes masas moleculares

Masa molecular% n#masa de la fórmula empírica

o bien, para nuestro caso particular,

(CH)n% n(CH)

n%(CH)n

(CH)%

masa molecular de la sustanciamasa molecular de la fórmula empírica

Aplicándolo para la sustancia A:

n%

26.04 g/ mol

13.02 g/ mol% 2

y la fórmula molecular de A es (CH)2%C2H2.

Para la sustancia B:

n%

78.11 g/ mol

13.02 g/ mol

% 6

siendo la fórmula molecular de B: (CH)6%C6H6.

Obsérvese cómo para los dos compuestos se cumple la afirmación hecha ante-riormente de que la relación moles C/ moles H sigue siendo la misma que hemosencontrado cuando determinamos la fórmula empírica, es decir, 1:1. Además, aho-

ra se puede comprobar también cómo se cumple lo indicado en el texto acerca deque la masa molecular es un múltiplo entero de la masa de la fórmula empírica: 2y 6 en el caso de A y B. Finalmente, diremos que el C2H2 es el compuesto gaseoso

acetileno y el C6H6 es el líquido benceno, ambos combustible y disolvente muycomunes, respectivamente.

PROBLEMAS SIMILARES: 41-43, 82, 84, 97


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28/34

La Química después de clase

Fullerenos

Algunos elementos existen en más de una forma en el

mismo estado físico; estas formas se llaman formas alo-trópicas. Diamante y grafito son dos sustancias conoci-

das desde hace siglos y, hasta el año 1985, las únicasformas alotrópicas del carbono conocidas. En esa fecha

se identificó una nueva forma del carbono como compo-nente del hollín, un material que se forma cuando com-

puestos que contienen carbono arden en atmósfera po-

bre en oxígeno. La nueva forma del carbono es una«jaula» esférica constituida por 60 átomos de carbono,C60, que forman 20 hexágonos y 12 pentágonos adosa-

dos regularmente por sus caras, dando lugar a una su-perficie idéntica a la de un balón de fútbol (Figura A).

Figura A. Estructura del C60.

Su forma les recordó a sus descubridores, Harold

Kroto, Robert Curl y Richard Smalley, la estructura co-

nocida como cúpula geodésica, inventada años atrás porel innovador filósofo y arquitecto norteamericano R.Buckminster Fuller. El nombre oficial del alótropo es,

por tanto, buckminsterfullereno, pero los químicos pre-fieren nombrar a las moléculas C60 «buckyballs». Ac-

tualmente se sabe que ésta es tan sólo un miembro de

una familia numerosa de jaulas de carbono conocidasgenéricamente como fullerenos. Algunos fullerenoscontienen menos de 60 átomos de carbono y otros un

número mayor, C70, o incluso mucho mayor, como C240,

C540 y C960 , que son moléculas alargadas en forma detubo conocidas como nanotubos de carbono.

Como ha sucedido con otros descubrimientos cientí-

ficos, el hallazgo de los fullerenos tubo lugar de manerafortuita. Los científicos que por primera vez reconocie-

ron su existencia se dedicaban a estudiar agregados mo-leculares y moléculas de carbono con el fin de explicar

por qué la luz de ciertas longitudes de onda procedentede algunas estrellas era absorbida cuando pasa a tra-

vés de nubes interestelares. Los interrogantes que trata-

ban de resolver pertenecían al área de la astrofísica,pero se encontraron con una nueva molécula que, aldecir de ellos mismos, «la teníamos delante de nuestras

narices desde tiempo inmemorial»; en el hollín de nues-tras chimeneas, sin ir más lejos.

Los progresos en el conocimiento de los fullerenosinmediatamente después de su descubrimiento fueron

muy lentos debido a la dificultad para sintetizarlos encantidades apreciables. En la actualidad se obtienen ca-

lentando varillas de grafito mediante un arco eléctricoen atmósfera de helio, por ser éste un gas inerte que no

reacciona con el grafito; si se hace en presencia de aire,

el carbón gaseoso caliente reacciona con el nitrógeno yoxígeno y no condensa como fullereno.Al contrario de lo que sucede con el diamante y gra-

fito, el C60 es una sustancia molecular y, por consi-guiente, soluble en disolventes orgánicos polares. Se

han podido preparar derivados de muy diversa naturale-za, como el C60F36, en el cual otros átomos se encuen-

tran unidos por la parte externa del enrejado molecular;o compuestos como el La@C60 , en el cual el átomo

metálico se encuentra atrapado en la parte interna del

enrejado del C60; eso es el significado del símbolo @.Los investigadores se han visto sorprendidos por las

extraordinarias caract

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