4° comp inorganicos

NOMENCLATURA QUIMICO-INORGANICA Quím Wong 黄

UNIDAD 4.- COMPUESTOS INORGÁNICOS
4.1.- DEFINICIÓN.- Los compuestos inorgánicos, son sustancias constituidas por
moléculas de átomos de dos o más elementos, sin que posean el Carbono como principal o
mas abundante constituyente molecular, como sucede en los compuestos orgánicos.

INTRODUCCIÓN
Características generales .- Son en su mayoría de carácter iónico, con altos puntos de
fusión y de ebullición , solubles sobre todo en agua , buenos conductores de la electricidad
a excepción de los covalentes. Estan construídos con enlaces iónicos y covalentes.

Reactividad de los compuestos inorgánicos.- Sus reacciones son casi siempre iónicas:
instantáneas, sencillas y rápidas.

De donde llegaron los compuestos inorgánicos: Según la Teoria del Big Bang. “La
materia un “huevo” condensado era un núcleo primitivo, con temperatuta de 1032K, que
explosionó distribuyendo la materia y radiación por el espacio. Con ello generó las
primeras partículas; “ quarks “ y las 4 principales fuerzas universales: gravitacional,
electro-magnética, nuclear fuerte y nuclear débil”. La energía solar y reacciones
nucleares de fisión y fusión favorecieron la generaron hidrógeno , helio, etc.. que por
interacción energética dieron forma a todos los compuestos inorgánicos.

4.2.- Clasificación de los compuestos por su número de elementos :

A). BINARIOS 1.Los Hidruros 1.1.Hídridos metálicos o salinos
De dos elementos. 1.2.Hídridos ácidos
1.3.Hídridos básicos o nitrogenoides
. 1.4. Hídridos Homólogos
2. Los Oxidos 2.1.Óxidos básicos ó metálicos. Fe2O3
2.2.Óxidos ácidos ó Anhídridos. SO2

3.- Las Sales sencillas o hidrasales = Metal con No metal. NaCl

B) TERNARIOS.-De 3 elementos 1.Hidróxidos ; Ca(OH)2,
. 2.Óxiácidos; H2SO4
. 3. Oxisales ; CuSO4 .
.
C) CUATERNARIOS De 4 elementos. 1.- Sales ácidas; NaHCO3
. 2.- Sales básicas; Al( OH )2NO3
. D) Con más de 4 elementos 3.- Sales Dobles: CuCoAsO4 Quím Wong 黄
Complejos de coordinación

1


4.3.- Valencia y número de Oxidación.

Valencia.- Es la capacidad de combinación que tienen los átomos de cada elemento,
depende de la participación de los electrones de su capa más externa.
El número o estado de oxidación.- Es la carga eléctrica del ión, sin que nos
importe si ésta es negativa ó positiva. O si es el compuesto es iónico o covalente..
Ver tabla de los números de oxidación.

4.4.- Formulación de un compuesto binario: Ejemplo del sulfuro férrico, éste, está
-2
formado por el anión sulfuro S ( de N° de oxidación de -2) y el catión férrico es
+3
Fe , (cuyo número o estado de oxidación es de +3 ) .
Anotación de la fórmula de las moléculas.- La suma de los estados de oxidación de
las moléculas dá CERO : son neutras
 Procedimiento: Primero anote los elementos con sus n° de oxidación y para
balancear las cargas de manera que la suma de ellas dé cero; baje ésos
números en forma cruzada para que queden como subíndices, que indican el
número de átomos requeridos para su neutralidad.
+3 -2 +3 -2 +3 -2 FORMULA CORRECTA
Fe con S = Fe2 S 3 Fe2 S3 Fe2 S3
metal no metal Balanceo + 6 - 6 = 0

Cationes.- La carga eléctrica del elemento es positiva cuando sus átomos han perdido suficientes
electrones en la oxidación para convertirse en CATIONES.
Aniones.-La carga eléctrica del elemento es negativa cuando sus átomos han ganado suficientes
electrones en la reducción para llamarse ANIONES.

REDUCCION Aniones Cationes OXIDACIÓN _
. .

. -7 -6 -5 -4 -3 -2 -1 0 +1 +2 +3 +4 +5 +6 +7
4.5.- Reglas para la formulación de compuestos inorgánicos
 1.-Al elemento en estado elemental se le anota cero de carga eléctrica.
Ejemplos; Metales = Cu°, fierro Fe° etc.. .Y los Gases nobles: He, Ne, Ar ,..Ojo:
Las moléculas de los gases son diatómicas: Dihidrógeno: H2,dioxígeno O2,
dinitrógeno N2, dicloro Cl2, También hay moléculas poliatómicas de un elemento,
como los alótropos, ejemplo: O3 ozono o trioxígeno, S8 octazufre o ciclooctazufre,
P4 tetrafósforo,
 2) En un compuesto, el elemento menos electronegativo tiene carga positiva,
y el más electronegativo tiene carga negativa. Los grupos IA y IIA, son los
metales más activos, sus números de oxidación describen muy bien la carga que
tiene cada metal de éstos; el carácter fuertemente iónico. En los compuestos los
metales alcalinos (IA) trabajan con +1 y los metales alcalino térreos(IIA) con +2
Los elementos de los grupos IIIA y IVA de la Tabla Periódica conforman
compuestos claramente de carácter covalente. .
 3) En un compuesto la suma de las cargas + y - debe ser igual a cero. Fe2 O3-2
+3

El Fierro que pierde 3 electrones trabaja con +3 y c/ oxígeno acepta 2 e- +6 – 6 = 0

2



 4) El Oxigeno trabaja con estado de oxidación de -2,
excepto en los peróxidos en los que trabaja con –1, que se caracterizan por
llevar el grupo PEROXO ( - O – O -) ,representado como O22-. Ejemplo en el
Peróxido de Hidrógeno = H2O2

 5) En un ion poliatómico su carga indica la suma de los estados de oxidación de
cada uno de los átomos que lo forman . Ejemplo: Ión sulfato y el ion sulfito

Sulfato S+6 O-24 -2
= SO4 -2
Sulfito S+4 O-23 -2
= SO3 -2

+6 -8 = carga +4 -6 = carga

 6) El Hidrógeno trabaja con estado de oxidación de +1, excepto en los
hidruros (Metal con hidrógeno) que es de –1. Ejemplo; Hidruro de sodio
Na+H-
 7)Los no metales, cuando se combinan con el hidrógeno, actúan con el
número de oxidación negativo, igual que cuando forman sales binarias.

 8) Ver en la tabla periódica los estados de oxidación posibles para cada elemento,
- Se permite “ hemi ”para la relación 1:2 y “sesqui” para la relación 2:3 .
Los grupos de átomos se indican mediante prefijos numéricos multiplicativos (bis, tris,
tetraquis, etc.) sobre todo si el nombre del grupo incluye otros prefijos numerales

4.6.-NUMEROS DE OXIDACION DE LOS ELEMENTOS MAS COMUNES
1) Números de oxidación posibles de los METALES

Elemento Símb.Valencias Elem. Símb.Valen. Elem.Símb.Valencias

Litio Li +1 Berilio Be +2 TRABAJAN CON+1(oso) Y +2(ico)
Sodio Na +1 Magnesio Mg +2 Cobre Cu+1 y Cu+2
potasio K +1 Calcio Ca +2 Mercurio Hg+1 y Cu+2
Rubidio Rb +1 Estroncio Sr +2 TRABAJAN CON+2(oso) y+3(ico)
Cesio Cs +1 Bario Ba +2 Hierro Fe+2 y Fe +3
Francio Fr +1 Radio Ra +2 Cobalto Co+2 y Co +3
Plata Ag +1 Cinc Zn +2 Niquel Ni+2 y Ni +3
+2 y +3
Oro Au +1 y +3 Cadmio Cd +2 Vanadio Vd Vd

TRABAJAN CON: Estaño Sn+2 y Sn +4 Plomo Pb+2 y
Pb +4
.
+2 (oso) Y +4 (ico) Platino Pt+2 y Pt +4 Paladio Pd+2 y
Pd +4
. Iridio Ir +2 y Ir +4
Aluminio Al-3 y Al+3

Cromo Cr+2, Cr+3, Cr+4 ( Óxidos) Cr6+ y Cr+7 ( Anhídridos)

Manganeso Mn+2,+3,+4( Óxidos),y Mn 6+, +7 (Anhídridos)

Molibdeno Mo+2, Mo +3, Mo +4 ,y Mo +7

3


2) Elementos, Símbolos y Valencias más comunes de los NO metales
+1 y -1 +1
Hidrógeno=H Ión Amonio= NH3

Boro = B-3 y +3
Carbono = C-4 +4, +2 Silicio = Si -4 +4, +2
-3, +5, +4, +3, +2, +1
FAMILIA VA, DEL NITRÓGENO Nitrógeno=N
-3,+5,+3 -3,+5,+3 -3,+5,+3 -3,+5,+3
Fósforo=P Arsénico= As Antimonio=Sb Bismuto= Bi

FAMILIA VIA, DEL OXÍGENO
-2 y -1 -2, +2, +4, +6 -2, +2, +4, +6 2, +2, +4, +6
Oxígeno=O Azufre=S Selenio=Se Telurio=Te-

FAMILIA DE VIIA, LOS HALÓGENOS -1, +1, +3, +5, +7
Fluor F-1, +1, +3, +5, +7 Cloro= Cl-1, +1, +3, +5, +7 Bromo= Br-1, +1, +3, +5, +7 Iodo=I -1, +1, +3, +5, +7
Astato = At -1, +1, +3, +5, +7

N° de oxidación______EJEMPLO DE ANIONES MONOATÓMICOS_______________
-1 -1 -1 -
Con -1 : Fluoruro F Cloruro Cl Bromuro Br Yoduro I 1
-2 -2 -2 -2
Con -2 : Óxido O Sulfuro S Seleniuro Se Telururo Te
Con -3 : Nitruro N-3 Fosfuro P-3 Arseniuro As-3 __
-4 -4
Con -4 : Carburo C Siliciuro Si
Algo más sobre el estado ó número de oxidación:Es difícil hablar del Sulfuro de Zinc,
+2 -2
como sustancia iónica,( con iones Zn más iones S ) o como sustancia covalente polar,
pues el Zinc y el Azufre comparten un par de electrones casi pero no totalmente por igual.
No hay un 100% en lo iónico, ni en lo covalente. Y hay veces, es difícil diferenciar entre
un compuesto iónico y un compuesto covalente, por éste motivo se creó el concepto de
estado de oxidación o número de oxidación, para quitarnos de éstas broncas confusas,
para manejar el mismo modelo tanto para describir los compuestos iónicos, como a los
covalentes (considerando a éstos como como si tuvieran iones; sabiendo que no los tienen).

El número de oxidación es la carga que tendría un átomo si su compuesto fuera iónico.
Por ejemplo el SrF2 Es un compuesto bastante iónico, el número de oxidación para el
estroncio es +2.
El CO es un compuesto muy covalente, el número de oxidación para éste Carbono es +2.
Observamos que no damos importancia si es iónico ó si es covalente cuando asignamos el
número de oxidación. Los grupos IA y IIA, son metales muy activos = Y POR LO
TANTO fuertemente iónicos. Los grupos IIIA y IVA describen compuestos que son
claramente definidos de carácter covalente.
Nota; Aunque se asigne un numero de oxidación de +3 al Aluminio y de -1 al bromo, en el

4


AlBr3 Bromuro de aluminio, ES ERRÓNEO SUPONER QUE el AlBr3 contiene iones
Al+3 con iones Br-1, YA QUE en realidad existe como moléculas Al2Br6 .

Estas observaciones se agravan cuando tratamos con los elementos de transición, por
ejemplo el Óxido de Manganeso MnO, es un compuesto suficientemente iónico como para
que la consideremos como tal, que contiene iones Mn+2 y O-2.

Por otro lado el Mn2O7 Anhídrido permangánico ( nombre tadicional) u Heptaóxido de
Manganeso II es un compuesto COVALENTE que hierve a temperatura ambiente. Por lo cual es
mejor considerar que el Mn2O7 tiene manganeso en estado de oxidación de + 7 en lugar de
+7
pensar en iones Mn .
Fórmula desarrollada
del Mn2O7 Anhídrido permangánico

Sabía usted que: El Manganeso proviene de la mena Pirolusita, MnO2 . Del griego pyrós, fuego y
lisis, descomposición. No se le encuentra nativo: El MnO2 tiene un 63% de .manganeso, pero se
usan otras como la braunita (MnS12O3) de 69%. Forma Critales tetragonales
Usos: industria siderúrgica, fabricación de baterías secas, producción de acero, aleaciones
ferromanganeso, purificador ; de hierro al que le quita el oxígeno y el azufre. Decolorante :
de vidrios . Se utiliza en pinturas y barnices, para pintar cristales y cerámica . En tintes para el
algodón como sulfato de manganeso (II) (MnSO4

4.7.- NUMEROS DE OXIDACION DEL MANGANESO y CROMO
+2 ,+3 +4 + 6 , +7
. Mn Mn Mn

 Al trabajar con +2 y +3 , el Mn se comporta como un METAL , formando OXIDOS
METALICOS o BASICOS ejemplo:
+2 -2
Óxido de manganeso II =Mn O = MnO
+3 -2
Óxido de manganeso III=Mn O = Mn2O3 Dados con NOMENCLATURA Stock
 Cuando el Mn trabaja con +4 produce un OXIDO que solo lo podemos nombrar como:
Dioxido de Manganeso: Mn2O4 = MnO2
 Cuando el Mn trabaja con +6 Y +7 se comporta como un NO METAL formando
OXIDOS NO METALICOS u Óxidos Ácidos, también llamados ANHÍDRIDOS.

Anhídridos del Manganeso

Si el Mn trabaja con +6 Y +7 Nombre Tradicional NOMENCLATURA Stock
+6 -2 Anhídrido mangánico Óxido de manganeso VI
Mn O 3 = MnO3
+7 -2 Anhídrido permangánico Óxido de manganeso VII
Mn 2O 7 = Mn2O7
Nota: Igual sucede con el Cr

4.8.- NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORG.

5


1.- Nomenclaturas.- La International Union of Pure and Applied Chemistry,( IUPAC ),
acepta tres sistemas de nomenclatura:
 1).- La nomenclatura sistemática, racional ó iupac:
Refiere la atomicidad de cada uno de los elementos de la molécula del
compuesto, con prefijos numéricos griegos: mono, di, tri, tetra, penta, hexa,
hepta, etc.. Ej: Fe2O3 Trióxido de dihierro
. Prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico.
 2).- La nomenclatura stock-Werner : Emplea números romanos para
indicar el estado de oxidación del metal. Ej. En lugar de “ ferroso “ Fe+2
se escribe Fe (II) . En vez de “férrico” Fe+3 es Fierro (III) .
Nombre genérico + de + nombre del elemento + el No. de valencia
Ejemplo: Fe2+3S3-2 Sulfuro de hierro (III)
 3).- La nomenclatura clásica, tradicional ó funcional. Si el metal trabaja
con una valencia menor y una mayor . “oso” para la menor e “íco” para
la mayor. Ej: Ferroso y Férrico.
Regla para las oxidaciones de los NO METALES

Para el NO metal de los ANHÍDRIDOS Para el NO metal de las OXISALES
y para el NO metal de los OXIÁCIDOS Valencias
Valencias +1 ó +2 Hipo _____ito
+1 ó +2 Hipo______oso +3 ó +4 _____ito
+3 ó +4 ______oso . +5 ó +6 _____ato
+5 ó +6 _______ico .

+7 per_______ico . +7 per ______ato

1.-.- COMBINACIONES BINARIAS HIDROGENADAS O HÍDRIDOS

1).- HIDRUROS METÁLICOS O SALINOS
. Son combinaciones binarias de HIDROGENO con un METAL .
-1
Son compuestos iónicos . El ion hidruro trabaja con valencia de H , y .
por ser más electronegativo que los metales, se anota a la derecha
del Metal. Tanto en la nomenclatura tradicional como en la de Stock, el .
nombre genérico es la palabra hidruro seguida del nombre del metal .

en genitivo o adjetivado . En la nomenclatura sistemática se utilizan prefijos
numerales para indicar el número de átomos de hidrógeno.

N O M E N C L A T U R A S DE LOS HIDRUROS
FORMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
LiH MONOHIDRURO DE LITIO Hidruro de litio HIDRURO DE LITIO
NaH MONOHIDRURO DE SODIO Hidruro de sodio HIDRURO SÓDICO
KH MONOHIDRURO DE POTASIO Hidruro de potasio HIDRURO POTÁSICO
CuH MONOHIDRURO DE COBRE Hidruro de cobre I HIDRURO CUPROSO

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BeH2 DIHIRURO DE BERILIO Hidruro de berilio HIDRURO CUPROSO
SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
CaH2 DIHIRURO DE CALCIO Hidruro de calcio HIDRURO CALCICO
BaH2 DIHIDRURO DE BARIO Hidruro de bario HIDRURO BÁRICO
AlH3 TRIHIDRURO DE ALUMINIO hidruro de aluminio HIDRURO ALUMÍNICO
FeH2 DIHIDRURO DE HIERRO hidruro de hierro II HIDRURO FERROSO
FeH3 TRIHIDRURO DE HIERRO hidruro de hierro III HIDRURO FÉRRICO
MnH3 TRIHDRURO DE MANGANESO Hidruro d Manganeso III HIDRURO MANGÁNICO
CoH2 DIHDRURO DE COBALTO hidruro DE COBALTO (II) HIDRURO COBALTOSO
SnH4 TETRAHIDRUDO DE ESTAÑO Hidruro de estaño (IV) HIDRURO ESTANNICO
PbH4 TETRAHIDRURO DE PLOMO Hidruro de Plomo (IV) HIDRURO PLÚMBICO

Sabía que: Una novedosa mezcla de hidruro de litio y nanotubos de carbono rellenos de oro
demostró ser capaz de convertir la radiación directamente en electricidad, por lo que podría
servir para impulsar las naves espaciales en misiones largas. Además los hidruros
metálicos son una buena opción en la fabricación de celdas del combustible hidrógeno.

2) HIDRUROS ÁCIDOS ó Ácidos de Halogenuro HnXn
Combinación del H con Halógenos (F, Cl, Br, I) o Calcógenos (S, Se, Te), los que
actúan con valencia 1 y 2 respectivamente. Son compuestos moleculares gaseosos y su
carácter ácido lo manifiestan cuando se disuelven en agua, dando soluciones ácidas.
NOMENCLATURA DE LOS HIDRÁCIDOS.- Ej. Escriba:
Acido Raíz del elemento, terminación hídrico.

HCl ACIDO CLOR + HIDRICO = ÁCIDO CLORHÍDRICO
O bien, agregue el sufijo -uro a la raíz del nombre del
elemento,seguido de la preposición de hidrógeno.
Ejemplo
Raíz del elemento Sufijo uro
HCl CLOR URO DE HIDRÓGENO = Cloruro de Hidrógeno
HCl Acido clorhídrico. Disolución acuosa del gas cloruro de hidrógeno
Es muy corrosivo y ácido. Es “Monoprótico”porque tiene solo un Hidrógeno.
H2S Acido sulfhídrico o sulfuro de hidrógeno gas, más pesado que el aire, infla-
mable, incoloro, tóxico , de olor a huevos podridos, gas de alcantarilla. “Diprótico = 2 H
Ejercicios. Nombrar los siguientes hidrácidos:HF _______ H2Se _________
Escribir las fórmulas químicas de los siguientes hidrácidos
Acido bromhídrico _____ Acido yodhídrico _____ Acido telurhídrico ___
Se acostumbra incluir también entre los hidrácidos al HCN (ácido cianhídrico) yal HN3 (azidade
hidrógeno)
Hay azidas iónicas y Azidas covalentes
Se le llama “ Azida “al anión con fórmula N3- .
Es la base conjugada del ácido hidrazóico. La
azida es también un grupo funcional en química
orgánica, es un anión linear que tiene
propiedades isoelectrónicas con CO2 y N2O.
Debido a la teoría enlaces valencia la azida

7


puede ser descrita con diferentes estructuras resonantes, una de las más importantes es
N-=N+=N-.

La azida sódica, NaN3, Sal muy tóxica, blanca, se emplea como “propelante” en
la fabricación de airbags .Aproximadamente 130g de azida de sodio producen 67 L
de nitrógeno gaseoso, lo que es suficiente para inflar la bolsa de aire del auto -
móvil. Investigar la reacción. A 275ºC = NaN3 Na + 3/2 N2
En menos de 40 milisegundos un mol de azida (65 gr.) produce 1,5 moles de N2 ,
es decir unos 35 L de gas nitrógeno. Con el impacto se cierra un circuito eléctrico
que enciende una mezcla de boro y nitrato sódico (B + NaNO3) cuyo calor de
reacción es el que produce la descomposición térmica de la azida NaN3 .
3.- HIDRUROS BÁSICOS_ O NITROGENOIDES
Así se les denomina a las combinaciones de átomos H con átomos de los elementos
Nitrogenoides (N, P, As, Sb ) , del grupo VA: Nitramina, Fosfina, Arsina, Estibina.
Se nombran agregando el sufijo -ina a la raíz del nombre del elemento.

NH3 Nitramina o amoníaco, trihidruro de nitrógeno,
hidruro de nitrógeno (III), gas de amonio o AM-FOL

PH3 Fosfina o trihidruro de fósforo, fosfuro de hidrógeno.
Es un gas incoloro que huele a pescado podrido. Usos; Insecticidas,
Fumigantes (para granos almacenados)
AsH3 Arsina o trihidruro de arsénico, Su principal uso es en la industria
electrónica, y como gas dopante para la formación de materialessemiconductores

SbH3 Estibina o Hidrógeno antimoniado, Antimoniuro de hidrógeno.- Gas
tóxico. Se forma cuando los compuestos del antimonio reaccionan con
algún ácido.
El carácter básico de éstos HÍDRIDOS se manifiesta porque fácilmente
son aceptores de los protones (H+) del agua (origina iones dando lugar a los
iones amonio, fosfonio, etc.
-
Ejemplo de sus reacciónes básicas con el OH ):
+ -
NH3 + H2 O NH4 + OH NH4OH
amoniaco ión amonio Ión oxhidrilo Hidróx. de amonio
+ -
PH3 + H2O PH4 + OH PH4 OH
Fosfina ion fosfonio Ión oxhidrilo Hidróx. de Fosfonio
-
AsH3 + H2 O AsH4+ + OH AsH4 OH
Arsina ion arsonio Ión oxhidrilo Hidróx. Arsonio
4) HIDRUROS O HÍDRIDOS HOMÓLOGOS____Terminan en-ANO
Son combinaciones del H con elementos CARBONOIDES( Gpo IVA).
Se nombran agregando el sufijo -ano a la raíz del nombre del elemento.
Son compuestos moleculares gaseosos.

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CH4 Metano
PbH4 Plumbano es muy inestable, se forma en trazas, cuando se tratan con
ácido aleaciones de magnesio-plomo.
SnH4 Estanano , tetrahidruro de estaño, hidruro de estaño (IV),ó hidruro
estánnico
SiH4 Silano o tetrahidruro de silicio
GeH4 Germanano
B2H6 diborano = Es un Gas incoloro a temperatura ambiente, dá un olor dulce
repulsivo, se mezcla con el aire, formando fácilmente mezclas explosivas,
propelentes de cohetes, como vulcanizador de gomas, como un
catalizador para la polimerización de hidrocarburos
COMBINACIONES DEL HIDRÓGENO
Del grupo IVA Del grupo VA VIA VIIA
CH NH HO HF
4(g) 3(g) 2 (l) (g)
SiH PH HS HCl
4(g) 3(g) 2 (g)
GeH AsH H Se HBr
4(g) 3(g) 2 (g) (g)
SbH H Te HI
3(g) 2 (g) (g)
Nota: En LA NOMENCLATURA SISTEMÁTICA Ó IUPAC
Puede haber confusión con algunos compuestos como en las sales dobles, triples, oxisales
y similares, se pueden emplear los prefijos bis-, tris-, tetras-, etc. Ejemplo:

Ca5F (PO4)3 Ya que si se usara el término trifosfato, se estaría hablando del anión
trifosfato que se escibe como [P3O10]5-, en cuyo caso la fórmula
sería: Ca8F (P3O10)3. Fluoruro tris (fosfato) de calcio
. Fluoruro tris (fosfato) de calcio

Los compuestos inorgánicos se clasifican según por su función química y por el número
de elementos químicos contenidos.

¿ Qué es una función química ? Es el átomo o grupo de átomos que caracterizan a los compuestos a que
reaccionen de manera semejante al contacto con otras sustancias. Por ej: Los ÁCIDOS tienen la función “Ácido” ion
H+1 , que se caracterizan por neutralizar a las BASES; que tienen función Hidróxido; ion OH-1 ; Para formar SAL Y
AGUA
Las principales funciones químicas son: Ácidos, Hidróxidos ó bases, Óxidos, y Sales.

Sabía que: El silano SiH4 o hidruro de silicio (IV) o tetrahidruro de silicio a temperatura
ambiente es un gas pirofórico = es decir que entra en combustión espontáneamente .
Si2H6 = disilano Si3H8 = trisilano

El gas Germano = muy empleado en la fabricación de semiconductores

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3.- SALES SENCILLAS O HALOIDEAS

4.- ÓXIDOS

4.1.-ÓXIDOS BÁSICOS
FOR- SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
MULA ( atomicidad ) ( N°romanos)

Li2O monóxido de dilitio óxido de litio Óxido de litio
Sirve como fundente en los vidriados cerámicos, crea blues con cobre, y rosados con
cobalto. Como cátodo en baterías . Se utiliza para alimentar los dispositivos
electrónicos,desde teléfonos móviles hasta computadoras portátiles a batería coches
Na2O monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido de sodio
Se utiliza en cerámica y cristales con agua produce hidróxido del sodio
K2O monóxido de dipotasio Oxido de potasio Oxido de potasio
Es soluble en agua .28% p/p (40% .p/v) favorece la planta a las heladas y a la sequía, y la
maduración de frutos .
Rb2O monóxido de dirrubidio Óxido de rubidio Óxido de rubidio
por su gran reactividad, al igual que el litio y el potasio, se emplea para eliminar
totalmente los gases en la manufactura de tubos de electrones al vacío, y en
aplicaciones electrónicas tales como los fotocátodos luminóforos semiconductores
BeO monóxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio
se emplea cuando son necesarias elevadas conductividades térmicas y propiedades
mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico .
MgO monóxido de magnesio Óxido de magnesio Óxido de magnesio
Periclasa, magnesia calcinada para la preparación de carbonatos básicos de magnesio y de
morteros resistentes al agua. Su uso en la fabricación de materiales refractarios , en la
fabricación de abonos y en la preparación de medicamentos contra la acidez de estómago.
Es un antídoto para muchos tipos de intoxicaciones. .

CaO monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido de calcio
Cal viva, uso en arcos de luz de alta intensidad (luz de cal) y como agente deshidratante
industrial.Reacciona violentamente con el agua, haciendo que ésta alcance los 90 °C. Se forma
entonces hidróxido de calcio, también llamado cal apagada, o Ca (OH)2. En el proceso de
nixtamal, para hacer sémola de maíz y masa para tortillas
BaO monóxido de bario Oxido de bario óxido de bario
Hay dos tipos básicos de vidrio óptico: Flint: es un vidrio que generalmente
contiene altos porcentajes de óxido de plomo, lo cual hace que presente un índice
de refracción y un grado de dispersión elevados. Y el Crown: es un vidrio que
contiene óxido de bario y combina un elevado índice de refracción con una baja
dispersión

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Al2O3 Trióxido de dialuminio Óxido de aluminio Óxido de aluminio
Es anfótero, es decir, presenta a la vez propiedades ácidas y básicas. En un
medio oxidante, en particular en el aire, se cubre de una densa película de óxido
que lo protege contra la corrosión. Por esta razón, los materiales hechos de
aluminio no se oxidan

Ga2O3 Trióxido de galio Óxido de galio (III) Óxido gálico
Son sustancias fosforescentes de óxidos, basadas en óxidos de galio dopados,
gelatos y germanatos alcalinotérreos, para materiales de dispositivos de
visualización electroluminicentes rojo-naranja
In2 0 3 Trióxido de diindio Óxido de indio Óxido de indio
En 1980 despertó interés el uso de fosfuros de indio como semiconductores y las
películas delgadas de óxidos de indio y estaño para el desarrollo de pantallas de
cristal líquido (LCD). Esto es debido a que el uso del indio permitió la obtención del
color azul en diodos LED .
El transistor es un dispositivo electrónico semiconductor que cumple funciones de
amplificador, oscilador, conmutador o rectificador. El término "transistor" es la
contracción en inglés de transfer resistor ("resistencia de transferencia").
Actualmente se los encuentra prácticamente en todos los aparatos

CoO Monóxido de cobalto Óxido de cobalto (II) Óxido cobaltoso .
El óxido de cobalto tiene el aspecto de un polvo de color que puede variar del gris
al negro. También conocido con el nombre de negro de cobalto, el cobalto óxido
es prácticamente insoluble en el agua, pero es soluble en los ácidos concentrados.
El negro de cobalto se utiliza principalmente como pigmento para la coloración de
cristales y esmaltes.

Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico
Hay 3 óxidos de cobalto: el cobaltoso gris, CoO; el cobáltico negro, Co2O3,
formado al calentar compuestos a baja temperatura en exceso de aire, y el
cobaltósico, Co3O4, el óxido estable.

CuO Monóxido de cobre Óxido de cobre II Óxido cúprico
Polvo negro irritante, daña al sistema endocrino y sistema nervioso central.,
causa conjuntivitis . Es un pigmento de cerámicas les produce esmaltes azul,
rojo y verde (y a veces gris, rosa o negro). Como soluciones de hidróxido de
cupramonio, para fabricar rayón. Se trata de un abrasivo usado para pulir los
equipos ópticos. Para producir pilas secas y húmedas como cátodo, con litio como
ánodo, y dioxalano mezclado con perclorato de litio como electrolito. En aleaciones
de cobre. El CuO elimina materiales peligrosos tales como cianuro, hidrocarburos,
hidrocarburos halogenados y dioxinas, a través de oxidación.

Cu2O óxido de dicobre óxido de cobre (I) óxido cuproso
PRODUCTO FITOSANITARIO. Toxicología: Xn - NOCIVO. Nocivo por ingestión.
No respirar el polvo. Es Muy Tóxico para los organismos acuáticos

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FeO óxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso
Sólido negro se puede absorber por inhalación : Puede incendiarse
espontáneamente en contacto con el aire
Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro III Óxido férrico
. ó sesquióxido de hierro
El óxido férrico, un polvo rojo amorfo, se obtiene por tratamiento de sales férricas
con una base o por oxidación de la pirita. Se usa como pigmento, conocido como
rojo hierro o rojo Veneciano; como un abrasivo para pulir y como medio
magnetizable sobre discos y cintas magnéticas.
PbO óxido de plomo óxido de plomo (II) óxido plumboso u

Litargirio = Sólido cristalino, anaranjado se utilizan para baterías de autos, para la
insonorización de máquinas, pues es muy efectivo en la absorción del sonido y de
vibraciones, Se usa como blindaje para la radiación en reactores nucleares y
en equipos de rayos X. para la producción de vidrios de alto índice de refracción
para fabricar lentes acromáticas. dos formas: roja: estructura cristalina tetragonal y
amarilla: estructura cristalina orthorhombica.

SnO Óxido de estaño Óxido de estaño (II) Óxido estannoso

Sólido Gris plateado brillante, ampliamente utilizado en aplicaciones tecnológi-cas,
destacándose como catalizador, sensor de gases, y en la fabricación de varistores,
conductores transparentes, electrodos electrocatalíticos y celdas fotovoltaicas

SnO2 Dióxido de estaño Óxido de estaño (IV) Óxido estánnico

Es un polvo blanco, insoluble en ácidos y álcalis. Es un excelente opacador de
brillo y componente de colorantes cerámicos rosas, amarillos y marrones y de
cuerpos refractarios y dieléctricos. Es un importante agente pulidor del mármol y
de las piedras decorativas. Las películas de óxido de estaño a distintas
temperaturas de cocción 300, 400 y 500 °C, todas tienen respuesta sensora a la
presencia de vapor de agua.

MnO Óxido de manganeso Óxido de manganeso (II) óxido manganoso

Manganesa o manganesia, es de textura terrosa, poco más dura que el yeso y
muy empleado en la industria para la obtención del oxígeno, preparación del cloro,
fabricación del acero y del vidrio, etc. material de la ferrita, del secador de la capa y
del barniz, catalizador, añadido de la alimentación, fertilizante del elemento de
rastro, o utilizado en el refinamiento de droga, . Su Polvo grisáceo o verdoso es
insoluble en agua, de densidad próxima a 5.1. Se emplea en el estampado de
textiles.
MnO2 Dióxido de Mn Óxido de manganeso IV Anhídrido manganoso u

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Peróxido de manganeso es un ÓXIDO COVALENTE
Es el color negro de las pinturas rupestres. Los Minerales que contienen
Manganeso son: la pirolusita (MnO2), la psilomelana (MnO2·H2O), la manganita
(MnO(OH)), la braunita (3Mn2O3·MnSiO3), la rodonita (MnSiO3), la rodocrosita
(MnCO3), la hübnerita (MnWO4), etc.. Se emplea como despolarizador en pilas
secas. También se puede usar para decolorar el vidrio que presente color

El MnO2 es Verde si tiene trazas de hierro. Este óxido también se emplea para dar color
amatista al vidrio, y es responsable del color de la amatista (una variedad del cuarzo).
Además, se utiliza en la producción de cloro y oxígeno. peróxido de manganeso.. Reacciona
con el peroxido de hidrogeno y lo descompone:
2H2O2 + MnO2 2H2O + MnO2 + O2

Mn2O3 Trióxido de Dimanganeso Óxido de manganeso III Óx. mangánico
o Sesquióxido de manganeso
Conocido como braunita Es un polvo de color pardo a negro, insoluble en agua, de
densidad próxima a 4.8. Se utiliza en el estampado de textiles, como colorante en alfarería
o en la industria del vidrio, en la preparación de secantes (linoleato de manganeso), como
catalizador en química inorgánica (obtención de ácido nítrico) o en química orgánica. Es un
óxido básico.
NO Monóxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno II Oxido de nitrógeno
Es sintetizado por las células endoteliales, macrófagos y cierto grupo de neuronas del
cerebro. En las neuronas puede funcionar como neurotransmisor, atravesando fácilmente las
membranas celulares por su carácter lipófilo. Cuando es producido en las células
NO2 Dióxido de nitrógeno Óxido de nitrógeno IV Bióxido de nitrógeno
El N2O MONÓXIDO DE DINITRÓGENO, Óxido de nitrógeno(I) Óxido nitroso
Anhídrido nitroso, Gas hilarante o Gas de la risa , Protóxido de nitrógeno ,
Óxido jaloso. El químico Humphry Davy descubrió las propiedades narcóticas de
este gas incoloro en el año 1799 , de un olor dulce y ligeramente tóxico. Provoca
alucinaciones, un estado eufórico y en algunos casos puede provocar pérdida de
parte de la memoria humana. Se le atribuye el 5 % del efecto invernadero artificial
a este gas. Además ataca la capa de ozono, reduciendo el ozono a oxígeno
molecular y liberando dos moléculas de monóxido de nitrógeno. En la industria
alimenticia se utiliza para hacer los alimentos (natas, yogures etc.) más
espumosos. Se utiliza en las combustiones de los motores convencionales
o en algunos cohetes. El óxido de nitrógeno con la gasolina aumenta
repentinamente la potencia del motor ya que la explosión dentro de la cámara
de combustión es mayor.
BeO Óxido de berilio Óxido de berilio Óxido de berilio
Se emplea cuando se necesita de una elevada conductividad térmica y fuertes
propiedades mecánicas, punto de fusión elevado y aislamiento eléctrico.
Fabricación de Tweeters en altavoces de la clase High-End por su gran rigidez.
Es empleado como foco frío para el aislamiento electrónico. Tiene una resistencia
dieléctrica alta y una constante dieléctrica baja.Su resistencia al impacto térmico es
buena y es químicamente estable hasta 2000C lo que explica su uso como crisol y
tubo para termopar

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Au2O3 Trióxido de dioro Óxido de oro III Óxido áurico
El óxido auroso (Au2O) es un polvo insoluble de color violeta oscuro. El óxido
áurico (anhídrido áurico) (Au2O3) es un polvo pardo cuyo ácido correspondiente es
el ácido áurico . Au(OH)3 El Hidróxido aúrico es un polvo negro que se
descompone con la luz y del que se derivan los auratos alcalinos
ZnO óxido de cinc óxido de cinc óxido de cinc El
de alta pureza tiene excelentes propiedades térmicas, electrónicas, químicas y
ópticas. Su elevada calidad posibilita su uso en diversas aplicaciones industriales .
como vulcanización de gomas, cosméticos, fosfatados de zinc, medicamentos,
vidriados cerámicos, polímeros, etc. .
ZnO/BeO.- Es muy empleado en las industrias de goma y cerámica.: Polvo blanco
a amarillento ambar. Inodoro sabor amargo. Absorbe dióxido de carbono expuesto
al aire. Gran poder de absorción de radiación UV. Soluble en ácidos y álcalis,
insoluble en agua y alcohol. No combustible con capacidad de arresta-llama. No es
tóxico en polvo. Complemento dietario en la sanidad animal. ACTIVO:
Acelerador, activador, para la vulcanización del caucho ..BLANCO INDUSTRIAL
Pigmento e inhibidor del crecimiento de hongos en las pinturas. Micronutriente en
fertilizantes para agricultura. Pigmento protector de la radiación UV en la industria
del plástico …FARMA: Principio activo en medicamentos y cosméticos.
Complemento dietario en la sanidad humana. …IH: Pigmento y modificador de
viscosidad en la industria del vidrio y la cerámica. Su bajo coeficiente de expansión
térmica es aprovechado para la composición de vidrios resistentes al shock
térmico.
…ROJO: Materia prima en la industria química. …VERDE: Acelerador, pigmento
y agente endurecedor para la vulcanización del caucho. Su alta capacidad
calorífica lo indica en la formulación de compuestos para alta exigencia de flexión.
Presentación: El óxido de cinc fabricado por OXIDO METAL sa es comercializado
en bolsas de 25 kg. La fabricación regular es producida en lotes de 1000 kg (40
bolsas de 25 kg c/u) los que palletizados constituyen la unidad de entrega a granel.

El Cromo forma 3 series de compuestos con otros elementos:

 De cromo con valencia II = CrO óxido de Cr(II) u óxido cromoso;
 Con valencia III = Cr2O3 óxido de Cr(III) u óxido crómico,
 Y con valencia VI = CrO3, anhídrido de Cr(VI) o anhídrido
. crómico.

El cromo es capaz de formar compuestos con otros elementos, presentándose en estados
de oxidación: I, II, III, y VI
CrO Monóxido de cromo Óxido de cromo(II) Óxido cromoso

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Cr2O3 trióxido de dicromo Óxido de cromo (III) Óxido crómico El
óxido de cromo III, ó verde de cromo, tiene el aspecto de un polvo de color verde
cuya intensidad puede variar. También conocido con el nombre de Sesquióxido
de cromo o Verde de cromo, el óxido de cromo es insoluble en el agua y también
es insoluble en ácidos y álcali.
USOS .- El óxido de cromo se utiliza para la elaboración del cristal y de la
porcelana y en la industria química como catalizador.

Consultar en: http://www.todiniandco.es/productos/antimonio/index.html

HgO Óxido de mercurio Óxido de mercurio II Óxido mercúrico
El Oxido de mercurio Rojo-Amarillo es
teratogénico . ¿ Teratología ?
Evite los vapores tóxicos del mercurio. No inflamable
pero se descompone y desprende oxigeno y prduce
un incendio. Usos: Se emplea en las cedas de
mercurio, pinturas antisuciedad y como catalizador.
El uso de la pila de mercurio está muy extendidas en
las industrias electrónicas (aparatos para la sordera-
audífonos, en las calculadoras de bolsillo fotoelectrónicos. Actualm´ se emplean
pilas de Zn-aire.
Hg2O Óxido de dimercurio Óxido de mercurio (I) Óxido mercurioso

El mercurio tiene tres estados de oxidación estables. En el estado de oxidación
cero (Hg0), el mercurio existecomo elemento metálico. La pérdida de un electrón
da lugar al ion mercurioso (Hg2++), que realmente consiste en dos átomos de
mercurio. La pérdida de dos electrones da lugar a la formación del ion mercúrico
(Hg++); en este estado de oxidación forma un gran número de compuestos
químicos estables . Dos características, volatilidad y biotransformación, hacen
del Hg algo único como tóxico medio ambiental
PtO2 Dióxido de platino Óxido de platino (IV) Óxido platínico

El óxido platinoso (PtO), y el óxido platínico (PtO2), actúan como oxidantes enérgicos
Co2O3 Trióxido de dicobalto Óxido de cobalto (III) Óxido cobáltico
. ( sequióxido de cobalto ) Tiñe de azul los vidrios. El azul se produce con
el Óxido de cobalto, se compra como polvo negro, debido a que es una mezcla de
Protóxido de cobalto CoO , sequióxido de cobalto Co2O3 y Óxido salino de cobalto
Co3O4 . Otra forma de obtener la coloración azul es con carbonato de cobalto,
CaCoO3
CO Monóxido de carbono Óxido de carbono (II) Óxido carbónico
Gas incoloro, inodoro y venenoso.Se emplea como agente reductor en procesos
metalúrgicos, como combustible etc, producido por la combustión incompleta de
diversas sustancias
- LOS ÓXIDOS DEL ANTIMONIO (Sb+3 y Sb+5).
- Usos; Como retardadores de la llama, pigmentos especiales,
estabilizadores del calor y de la radiación en los plásticos, catalizadores. Es

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amplia su variedad de aplicaciones; De eficiencia ignífugo-sinergista de alta
en los plásticos Pinturas y adhesivos . Además, se utilizan como
maravillosos filtros ultravioleta para aplicaciones interfero-métricos de
Transporte electrónico y propiedades ópticas. Usos en microscopía
electrónica de transmisión (TEM). Para aplicaciones ópticas de materiales
semiconductores

Sb2O3 Trióxido de antimonio Óxido de antimonio III Óxido antimonioso
Se disuelve en Soluciones acuosas sólo por hidrólisis. Se le encuentra en la
Naturaleza en los Minerales VALENTINITE y SENARMONTITE. Puede formar
películas delgadas de diferentes espesores (0.20-1.10 mm) que se depositan en
substratos de vidrio por evaporación térmica y aprovechar sus propiedades
optoelectrónicas . Es un agente opacificante para los vidrios, cerámicas y
esmaltes. Es es un catalizador útil en la producción de tereftalato de polietileno
(plástico PET) y la vulcanización del caucho

Sb2O5 Pentóxido de antimonio Óxido de Antimonio V Oxido
antimónico
Retardantes del fuego o llama. En materiales de aparatos eléctricos, textiles y
recubrimientos. El el antimonio es estable a temperatura ambiente, pero cuando
se calienta, arde brillantemente, desprendiendo un humo blanco y denso de óxido
de antimonio (Sb2O3) con un olor característico parecido al del ajo.. El trióxido de
antimonio (Sb2O3) es el más importante de los óxidos de antimonio. Tiende a
permanecer en el aire durante un período de tiempo excepcionalmente largo. Se
obtiene a partir del mineral de antimonio por calcinación o por oxidación del
antimonio metálico y su sublimación posterior. Se utiliza en la fabricación de tártaro
emético, como pigmento de pinturas, esmaltes y barnices y como producto
incombustible. El trióxido de antimonio es un veneno sistémico y presenta un
riesgo de enfermedad cutánea,

valentinite Valentinite Sb2O3, Antimony (III)Oxide = SENARMONTITE

CONSIDERAR LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN PARA APLICAR EL NOMBRE
TRADICIONAL A LOS ÓXIDOS ÁCIDOS Y A LAS OXISALES

Regla de nomenclatura tradicional Regla de nomenclatura tradicional
Para el NO metal de los ANHÍDRIDOS Para el NO metal de las OXISALES
y también de los OXIÁCIDOS Oxidación
Oxidación +1 ó +2 Hipo _____ ito
+1 ó +2 Hipo______ oso +3 ó +4 _____ ito

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+3 ó +4 ______ oso +5 ó +6 _____ ato .
+5 ó +6 _______ ico . +7 per ______ ato
+7 per_______ ico

3.2.- ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS
Oxidación FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
+1 -2
Cl O Cl2O Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) Anhídrido hipocloroso
Cl+3O-2 Cl2O3 Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III) Anhídrido cloroso
Cl+5O-2 Cl2O5 Pentaóxido de dicloro Óxido de cloro (V) Anhídrido clórico
Cl+7O-2 Cl2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perclórico
Oxidación FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
+1 -2
Br O Br2O Monóxido de dibromo Óxido de Bromo (I) Anhídr. Hipobromoso
Br+3O-2 Br2O3 Trióxido de dibromo Óxido de Bromo (III) Anhídrido Bromoso
Br+5O-2 Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de Bromo (V) Anhídrido Brómico
Br+7O-2 Br2O7 Heptaóxido d dibromo Óxido de Bromo (VII) Anhídrido perbrómico

I+1O-2 I2O Monóxido de diyodo Óxido de Yodo (I) Anhídrido hipoyodoso
+3 -2
I O I2O3 Trióxido de Yodo Óxido de Yodo (III) Anhídrido Yodoso
+5 -2
I O I2O5 Pentaóxido de diyodo Óxido de Yodo (V) Anhídrido Brómico
I+7O-2 I2O7 Heptaóxido de dicloro Óxido de cloro (VII) Anhídrido perbrómico
FÓRMULA SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL

S+2O-2 SO monóxido de azufre Óxido de azufre (II) Anhídrido
. sacar mitades hiposulfuroso
S+4O-2 SO2 dióxido de azufre Óxido de azufre (IV) Anhídrido sulfuroso
S+6O-2 SO3 trióxido de azufre Óxido de Azufre VI Anhídrido sulfúrico

Se+2 O-2 SeO óxido de selenio Óxido de selenio (II) Anhídrido
hiposelenioso
C+4O-2 CO2 dióxido de carbono Óxido de carbono Anhídrido carbónico
(IV)

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Si+4O-2 SiO2 dióxido de silicio Óxido de silicio (IV) Anhídrido silícico

Te+2O-2 TeO Óxido de Telurio Óxido de telurio (II) Anhídrido
hipoteluroso
Te+4O-2 TeO2 dióxido de telurio Óxido de telurio (IV) Anhídrido teluroso
ÓXIDOS ÁCIDOS O BIEN ANHÍDRIDOS
Se+6O-2 SeO3 trióxido de selenio Óxido de selenio (VI) Anhídrido selénico

N+1O -2 N2O óxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (I) Anhídrido hiponitroso
óxido nitroso
(subóxido)
N+3O-2 N2O3 Trióxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno Anhídrido nitroso
(III)
N+5 O -2 N2O5 Pentaoxido de Óxido de nitrógeno Anhídrido nítrico
dinitrógeno (V)
Cr+6O-2 CrO3 Trióxido de cromo Óxido de cromo (VI) Anhídrido crómico
Mn+4O-2 MnO2 Bióxido de manganeso Óxido de manganeso anhídrido manganoso
(IV)
Mn+6O-2 MnO3 Trióxido de Óxido de manganeso Anhídrido mangánico
Manganeso (VI)
Mn+7O-2 Mn2O7 Heptaóxido de Óxido de manganeso Anhíd..
Dimanganeso (VII) permangánico
P+1O-2 P2O Óxido de difósforo Óxido de fósforo (I) Anhídrido
hipofosforoso
P+3O-2 P2O3 Trióxido de difósforo Óxido de fósforo (III) Anhídrido fosforoso
P+5O-2 P2O5 Pentaóxido de Óxido de fósforo (V) Anhídrido fosfórico
difósforo

Se+6O-2 SeO3 Trióxido de selenio Óxido de selenio (VI) Anhídrido selénico
As+3O-2 As2O3 Trióxido de diarsénico Óxido de arsénico Anhídrido arsenioso
(III)

SALES SIMPLES .- Sales hidrácidas o Sales haloideas
Son compuestos formados por un elemento metálico( como catión) y un no
metálico (como anión).
Obtenidos al sustituir el hidrógeno de un hidrácido por un metal.
El anión del hidrácido (ej. cloruro) actúa con número de oxidación negativo y el
metal con número positivo (+).
Ejemplos
1. HCl + NaOH NaCl + H2O Acido clorhídrico Hidróxido de sodio Cloruro de sodio 2. HCl +
Ca(OH)2 CaCl2 2H2O Acido clorhídrico Hidróxido de calcio Cloruro de calcio

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Nomenclatura: Para nombrar las sales de hidrácido se agrega el sufijo "uro" a la raíz del metal.

SALES SIMPLES Nomenclatura Stock Nomenclatura Tradicional

FeCl₂ Cloruro de hierro (II) Cloruro ferroso

FeCl₃ Cloruro de hierro (III)

Compuesto N. Clásica Stock

CaF₂ Fluoruro de calcio Flururo de calcio (II)

FeCl₃ Cloruro férrico Cloruro de hierro (III)

Fórmula Nombre tradicional Nombre con el Sistema Stock
HClac + CuOH ---> CuCl + H2O Cloruro cuproso Cloruro de cobre (I)
2
2(HBr)+HgO ---> Hg (Br)2 + H2O Bromuro mercúrico Bromuro de mercurio (II)

3.- ÁCIDOS OXOÁCIDOS
Lo ácidos oxoácidos son compuestos ternarios, constituidos por :

Oxígeno Hidrógeno No metal

Fórmula general es: Hn Xm Op , donde X es un no metal y n, m, p el número de
átomos de cada uno de ellos. X puede ser también un metal de transición de
estado de oxidación elevado como cromo, manganeso, tecnecio, molibdeno, etc

Característica de los Oxoácidos.- Cuando se encuentran en disolución acuosa,
dejan protones en libertad, dando propiedades ácidas a las disoluciones.

La IUPAC admite la nomenclatura tradicional de estos compuestos, utilizando el
nombre genérico de ácido y los prefijos y sufijos que indicamos a continuación.
¿ CÓMO SE OBTIENEN LOS OAXOÁCIDOS? Se obtienen por reacción de un
óxido ácido (ó anhídrido) con el agua.

ANHÍDRIDO + AGUA OXOÁCIDOS

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Cl+1 O -2 Cl2O + H2O HClO Ácido hipocloroso
Cl+3 O -2 Cl2O3 + H2O HClO2 Ácido cloroso
Cl+5 O -2 Cl2O5 + H2O HClO3 Ácido clórico
Cl+7 O -2 Cl2O7 + H2O HClO4 Ácido perclórico

S+2 O -2 SO + H2O H2SO2 Ácido Hiposulfuroso
S+4 O -2 SO2 + H2O H2SO3 Ácido Sulfuroso
S+6 O -2 SO3 + H2O H2SO4 Ácido Sulfúrico

C+4 O -2 CO2 + H2O H2CO3 Ácido Carbónico
Si+4O -2 SiO2 + H2O H2SiO3 Ácido Silícico
PREFIJOS IMPORTANTES ADMITIDOS PARA LOS OXOÁCIDOS
Tioácidos El prefijo tio delante del nombre de un ácido significa
sustitución de O por S.
Peroxoácidos El prefijo peroxo delante del nombre de un ácido
significa sustitución de un grupo –O- por el grupo
–O-O- peroxo. –O-O- = peroxo –O-O- = peroxo
Diácidos Procede de la suma de una molécula de H2O a dos
óxidos ácidos (o también condensación de dos
moléculas de ácido con pérdida de una de H2O). Meta,
piro y orto: Suma una, dos o tres moléculas de H2O al
óxido ácido correspondiente (valencia impar).
H3BO3 Ácido (orto)bórico H2SO4 Ácido Sulfúrico
HBO2 Ácido Metabórico H2S2O7 Ácido Disulfúrico o
Pirosulfúrico
H4B2O5 Ácido Pirobórico H2S2O8 Äcido Peroxodisulfúrico
H2CO3 Ácido Carbónico H2S2O3 Ácido Tiosulfúrico
HOCN Ácido Ciánico H2S2O6 Ácido Ditiónico
H4SiO4 Ácido Ortosilícico H2SO3 Ácido Sulfuroso
H2SiO3 Ácido Metasilícico H2S2O5 Ácido Disulfuroso o
Pirosulfuroso
HNO4 Ácido Peroxonítrico H2S2O2 Ácido Tiosulfuroso
HNO3 Ácido Nítrico H2S2O4 Ácido Ditionoso
(Hidrosulfuroso)
HNO2 Ácido Nitroso H2SO2 Ácido Sulfoxílico
H2N2O2 Ácido Hiponitroso H2SO5 Ácido Peroxo (mono)
sulfúrico
H3PO4 Ácido (orto)fosfórico H2SxO6 Ácido politiónicos (x =
3, 4, …)

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H4P2O7 Ácido Difosfórico o H2CrO4 Ácido Crómico
pirofosfórico
HPO3 Ácido Metafosfórico H2Cr2O7 Ácido Dicrómico
H3PO5 Ácido Peroxo (mono) HcrO4 Ácido Percrómico
fosfórico
H3PO3 Ácido (orto)fosfososo HClO Ácido Hipocloroso
H4P2O5 Ácido Difosforoso o HclO2 Ácido Cloroso
Pirofosforoso
H3PO2 Ácido Hipofosforoso HClO3 Ácido Clórico
HPO2 (meta)fosforoso HClO4 Ácido Perclórico
H3PO3S Ácido H5IO6 Ácido (orto)peryódico
Monotiofosfórico
H3AsS4 Ácido HmnO4 Ácido Permangánico
Tetratioarsénico
H3AsO4 Ácido (orto)arsénico H2MnO4 Ácido Mangánico
H3AsO3 Ácido (orto)arsenioso H2MnO3 Ácido Manganoso
HSCN Ácido Tiociánico

PEROXOÁCIDOS
Se obtienen sustituyendo un grupo oxo O2-, del ácido correspondiente,
por el grupo peroxo O22-.
-O- -O-O-
HNO3 se obtiene HNO4 Ácido Peroxonítrico
H2CO3 se obtiene H2CO4 Ácido Peroxocarbónico
H2S2O7 se obtiene H2S2O8 Ácido Peroxodisulfúrico
H2SO4 se obtiene H2SO5 Ácido Peroxosulfúrico

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TIOÁCIDOS
Los tioácidos se obtienen por la sustitución, en un ácido, de un átomo de
oxígeno por otro de azufre. Se nombran añadiendo el prefijo “tio” al nombre
del ácido correspondiente.
H2SO4 H2S2O3 ácido tiosulfúrico
H2SO3 H2S2O2 ácido tiosulfuroso
H3PO4 H3PO3S ácido tiofosfórico

SISTEMATICA-FUNCIONAL

H2S2O3 Ácido Trioxotiosulfato (VI) de hidrógeno

Ácido trioxotiosulfúrico (VI)

H2S2O2 Ácido Dioxotiosulfato (IV) de hidrógeno

Ácido dioxotiosulfúrico (IV)

Oxiácido Oxianión Oxiácido Oxianión
Hipo__oso Hipo____ito Piro___ico Piro____ato
__oso ____ ito Meta___ico Meta___ato
__ ico ____ ato Orto____ico Orto____ato
Per __ ico Per_____ato Orto____oso Orto____ito

H4P2O7 Ácido Pirofosfórico ( P2+5O7-2 )-4 Anión Pirofosfato (P2O7)-4
HPO3 Ácido Metafosfórico ( P+5O3 -2 )-1 Anión Metafosfato (PO3 )-1
H3PO4 Ácido Ortofosfórico ( P+5O4-2 )-3 Anión Ortofosfato (PO4 )-3

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HIDRÓXIDOS (BASES) (O-2H+1) -1
Los hidróxidos se caracterizan por tener el grupo anión hidróxido u Oxhidrilo
(OH)-1, de valencia -1, unido a un metal (M). Se les llaman bases por el carácter
básico de sus disoluciones acuosas. Según la IUPAC, se nombran con la
palabra genérica hidróxido seguida del metal correspondiente en genitivo; si
el metal necesita especificar la valencia, se utiliza la notación de Stock.
El grupo hidróxido se coloca siempre a la derecha por ser más electronegativo
que el metal.
FÓRMULA = M(OH)a NOMENCLATURA
M+a(OH)-1a FÓRMULA STOCK TRADICIONAL
+2 -1
Fe (OH) Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) Hidróxido Ferroso
+3 -1
Fe (OH) Fe(OH)3 Hidróxido de fierro ( IIII) Hidróxido Férrico
Hg2+1(OH)-1 Hg2(OH)2 Hidróxido de mercurio (I) Hidróx. Mercurioso
Hg+2(OH)-1 Hg(OH)2 Hidróxido de Mercurio II Hidróx. Mercúrico
Li+1(OH)-1 LiOH Hidróxido de sodio
Na+1(OH)-1 NaOH Hidróxido de sodio
Al+3 (OH)-1 Al(OH)3 Hidróxido de aluminio
+1 -1
K (OH) KOH Hidróxido de potasio
+1 -1
NH4 (OH) NH4OH Hidróxido de Amonio .
Nota: Éste hidróxido es la excepción a la regla de que el OH- se une con
un catión metálico en los hidróxidos, pues el amonio es un catión NO
METÁLICO
+2 -1
Pb (OH) Pb(OH)2 Hidróxido de Plomo II Hidróx. Plumboso
+4 -1
Pb (OH) PB(OH)4 Hidróxido de Plomo IV Hidróxido Plúmbico

Características de los Hidróxidos
 El ión o radical hidroxilo (OH-) es la función química que caracteriza a los
Hidróxidos.
 Presentan sabor a lejía (amargo como el jabón).
 Son resbaladizas al tacto.
 Con el indicador anaranjado de metilo dan una coloración amarilla, con la
fenolftaleína presenta una coloración roja intensa y con el tornasol da un color
azul.
 Generalmente son corrosivas.
 Poseen propiedades detergentes y jabonosas.
 Disuelven los aceites y el azufre.
 Reaccionan con los ácidos para producir sales.

Propiedades

 Los hidróxidos metálicos a temperatura ambiente, son sustancias sólidas.

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 Los hidróxidos de los elementos del grupo IA de la tabla periódica funden a
temperaturas relativamente altas. La mayoría de los restantes hidróxidos
metálicos se descomponen a altas temperaturas antes de fundirse.
 Teniendo en cuenta su solubilidad en agua, los hidróxidos metálicos se
clasifican en solubles y prácticamente insolubles.
 Los elementos químicos del grupo IA (alcalinos) y algunos de los elementos
del grupo IIA (alcalinos-térreos) de la tabla periódica forman hidróxidos
solubles, el resto no lo son.
 Los hidróxidos metálicos en estado sólido no conducen la corriente eléctrica
y sí lo hacen fundidos o en disolución acuosa.

Obtención

La obtención de los hidróxidos varía de unos hidróxidos a otros. Los generalmente
empleados en los casos que se indican, son los siguientes:

1. Electrolisis del cloruro del elemento correspondiente en disolución acuosa.
Se aplica a los hidróxidos alcalinos. Tiene gran importancia industrial en el
caso del NaOH -principalmente- y del KOH.
2. Por reacción del óxido correspondiente con el agua: Se aplica a los
hidróxidos alcalinotérreos: calcio, estroncio y bario. Se usa mucho para la
obtención del producto empleado en construcción, llamado cal apagada.
3. Por precipitación de sales del elemento correspondiente con hidróxidos
alcalinos o amoniaco: Se utiliza en el caso de los hidróxidos muy poco
solubles.

Aplicaciones

Los hidróxidos metálicos tienen gran aplicación en la industria, la vida y el
laboratorio.

1. La propiedad de los álcalis de reaccionar con las proteínas es usada en la
determinación del porcentaje de lana que posee los tejidos.
2. Otros hidróxidos son utilizados en la medicina cuando se necesita la
presencia de un medio básico en el organismo para combatir la acidez
estomacal. Por ejemplo el hidróxido de aluminio.
3. El hidróxido de calcio se emplea en la industria azucarera para controlar la
acidez del guarapo y en la agricultura para variar el grado de acidez de los
suelos, además es utilizado en la construcción, para unir ladrillos y bloques
y para repellar paredes y se utiliza en la odontología para reparar las
dentaduras dañadas.
4. La disolución de hidróxido de bario (agua de barita) y de hidróxido de calcio
(agua de cal) son utilizados para la identificación del dióxido de carbono.
5. La suspensión de hidróxido de calcio (lechada de cal) es utilizada como
pintura y en la industria química.
6. La sosa y la potasa cáustica se utilizan en la fabricación de jabones.

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7. Los hidróxidos de hierro (limonitas), además de ser menas de este metal,
se usan en la preparación de pinturas para proteger el hierro y la madera.
8. Al presentar gran adsorción superficial se emplea en la depuración de
aguas y en la eliminación de gases sulfhídricos del aire.
9. El hidróxido de sodio se utiliza en la fabricación del papel, jabones, fibras
textiles, etc.

OXISALES (SALES NEUTRAS)
Son compuestos ternarios, poseen : METAL NO METAL OXÍGENO

Ejemplo: Sulfato cúprico o de Cobre II, CuSO4
Unión del catión Cúprico (Cu+2) con el anión Sulfato (SO4)-2

Se obtienen por neutralización total de un hidróxido con un ácido
oxoácido. La reacción que tiene lugar es:

ÁCIDO OXOÁCIDO + HIDRÓXIDO SAL NEUTRA + AGUA

. H2SO4 + Cu(OH)2 CuSO4 + 2H2O

Para nombrar las sales neutras, basta utilizar el nombre del anión
correspondiente y añadirle el nombre del catión. Si el anión tiene
subíndice, se puede expresar con los prefijos multiplicativos bis, tris,
tetrakis, pentakis, etc

Regla de nomenclatura tradicional Para el NO metal de las OXISALES
Oxidación Ejemplos:
+1 ó +2 Hipo _____ ito (Cl+1O-2)-1 = (ClO)-1 Hipoclorito
+3
+3 ó +4 _____ ito (Cl O2-2)-1 = (ClO2) -1
Clorito
+5
+5 ó +6 _____ ato . (Cl O3-2)-1 = (ClO3) -1
Clorato
+7
. +7 per ______ ato (Cl O4-2)-1 = (ClO4) -1
Perclorato

(S+4O3-2)2- = (SO3)2- Sulfito (P+3 O 3-2)3- = (PO 3)3- Fosfito
Ejemplo de Aniones

(S+4O3-2)2- = (SO3)2- Sulfito (P+3 O 3-2)3- = (PO 3)3- Fosfito
(S+6O4-2)2- = (SO4)2- Sulfato (P+5O4-2)3- = (PO4)3- Fosfato
(N+3O2-2)1- = (NO2)1- Nitrito +4
(S O 3 ) -2 2-
= (S O 3)2- Sulfito
(N+5O3-2)1- = (NO3)1- Nitrato +6
(S O4 )-2 2-
= (SO4)2- Sulfato
(Si+4O3-2)2- = (SiO3)2- Silicato +6
(Cr O4 )-2 2−
= (CrO4 )2− Cromato
(Cr2+6O7-2)2- = (Cr2O7)2- Dicromato +6
(Cr2 O7 ) -2 2−
= (Cr2O7 )2− Dicromato
CA- ANIÓN FÓRMULA SISTEMÁTICA TRADICIONAL
TIÓN

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Na+1 (Cl+1O-2)1- NaClO Oxoclorato (I) de sodio Hipoclorito sódico
Na+1 (Cl+3O2-2)1- NaClO2 Dioxoclorato (III) de sodio Clorito sódico
Na+1 (Cl+5O3-2)1- NaClO3 Trioxoclorato (V) de sodio Clorato sódico
Na+1 (Cl+7O4-2)1- NaClO4 Tetraoxoclorato (VII) de sodio Perclorato sódico
K+ (S+4O3-2)2- K2SO3 Trioxosulfato (IV) de potasio Sulfito potásico
K+ (S+6O4-2)2- K2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de potasio Sulfato potásico
K+ (N+3O2-2)1- KNO2 Dioxonitrato (III) de potasio Nitrito potásico
K+ (N+5O3-2)1- KNO3 Trioxonitrato (V) de potasio Nitrato potásico
Ca2+ (S+6O4-2)2- CaSO4 Tetraoxosulfato (VI) de calcio Sulfato cálcico
Li+1 (C+4O3-2)2- Li2CO3 Trioxocarbonato (IV) de litio Carbonato de litio
K+1 (Cl+5O2-2)1- KClO2 Dioxoclorato (III) de potasio Clorito potásico
Fe+3 (Br+5O3-2)1- Fe(BrO3)3 Tris[trioxobromato (V)] de hierro Bromato férrico
(III)
Cu+2 (P+5O4-2)3- Cu3(PO4)2 bis[tetraoxofosfato (VI)] de cobre (Orto)fosfato
(II) cúprico
Al+3 (S+6O4-2)2- Al2(SO4)3 Tris[tetraoxosulfato (VI)] de Sulfato de Aluminio
aluminio
Fe+3 (C+4O3-2)2- Fe2(CO3)3 Tris[trioxocarbonato (IV)] de hierro Carbonato férrico
(III)
Sn2+ (Si+4O3-2)2- SnSiO3 Trioxosilicato (IV) de estaño Silicato de estaño
NH41+ (S+6O4-2)2- (NH4)2SO4 Tetraoxosulfato (VI) de amonio Sulfato amónico
K+ (CN )-1 KCN Cianuro de potasio
K+ (Cr2+6O7-2)2- K2Cr2O7 Heptaoxodicromato (VI) de potasio Dicromato potásico
(NH4) Cr2+6O7-2)2- (NH4)2Cr2O7 Heptaoxodicromato (VI) de Amonio Dicromato de
amonio

Los cromatos y los dicromatos son sales del ácido crómico y del ácido
dicrómico, respectivamente.
Los cromatos contienen el ion ( CrO4 )2− , que les da un fuerte color amarillo.
Los dicromatos poseen el ion Cr2O72−, por lo que son de un color anaranjado
intenso.
Características

 Los átomos de cromo se encuentran en
estado de oxidación 6+ en ambos iones, tanto
cromato como dicromato, lo que hace que estos
compuestos sean por lo general fuertes oxidantes.
 En solución acuosa, el cromato y el
dicromato se encuentran en equilibrio.

Al aumentar el pH de la solución, predomina el ion
cromato, mientras el dicromato predomina en un pH más bajo. Esto es un
clásico ejemplo del Principio de Le Châtelier. La concentración de cromato
también afecta al equilibrio.

26


 Son usados en análisis ambiental para medir la Demanda química de
oxígeno.
 Son cancerígenos. Todos los compuestos con cromo en estado de
oxidación 6+ son considerados tóxicos y cancerígenos.
 Al ser usados como tituladores en una reacción de óxido-reducción, son
reducidos a cromo(III), Cr3+, de un color verdeazulado.
 Los cromatos de sodio (Na2CrO4), de potasio (K2CrO4), y de amonio,
(NH4)2CrO4, son sólidos cristalinos solubles en agua y son los cromatos y
dicromatos más comúnmente usados como reactivos. En general, los
cromatos y dicromatos de metales pesados son poco o nada solubles en
agua por lo que carecen de utilidad como reactivos.
Estructuras

Estructura tetraédrica del ion cromato. El ion dicromato, (Cr2O7)2−, consiste en dos
(CrO4)2− tetraedros unidos por un átomo de oxígeno.

El dicromato de amonio

El dicromato de amonio es una sal del hipotético ácido dicrómico (este ácido no
es un compuesto estable). Se trata de una sustancia con un color anaranjado
intenso. Es un oxidante fuerte y en contacto con
sustancias orgánicas puede producir explosiones e
incendios.

Es fundamentalmente conocido por su uso en la
demostración de la descomposición térmica de una
sustancia, ya que al ser calentada o encendida por
una llama, se produce la reacción:

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La reacción se produce debido al poder oxidante del ion dicromato y al reductor
del ion amonio. Otro ejemplo es la reacción de descomposición explosiva
del nitrato de amonio. Actualmente esta experiencia se realiza cada vez menos
debido a la toxicidad de uno de los productos: el óxido de cromo III.

Aplicaciones

El dicromato de amonio era antiguamente usado en pirotecnia y en fotografía, y
actualmente se la utiliza como mordiente en la industria textil para purificar
grasas o aceites y como oxidante en síntesis orgánica.

Toxicología

El dicromato de amonio es tóxico. En contacto con la piel produce sensibilización y
alergias. Al igual que los cromatos, los dicromatos soncancerígenos. En el cuerpo
son confundidos por los canales iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el
núcleo de la célula. Allí son reducidos por la materia orgánica presente y
el cromo III formado, ataca a la molécula de ADN.
El Dicromato de potasio
El dicromato de potasio (K2Cr2O7) es una sal del
hipotético ácido dicrómico (este ácido en
sustancia no es estable) H2Cr2O7. Se trata de una
sustancia de color intenso anaranjado.

Es un oxidante fuerte. En contacto con sustancias
orgánicas puede provocar incendios.

Síntesis

El dicromato potásico se obtiene a partir del cromato potásico acidulando la
disolución correspondiente:

También se puede obtener por intercambio del catión a partir del dicromato de
sodio y cloruro de potasio:

Reacciones

Esta reacción se utiliza a veces para la determinación cualitativa del cromo(VI).

28


En presencia de iones de bario o de plomo(II) en disolución neutra o ligeramente
ácida precipitan los cromatos correspondientes en forma de sólidos amarillos.
Ambos se disuelven en ácidos fuertes, el cromato de plomo también en presencia
de base fuerte. Estas sustancias se utilizan como pigmentos en algunas pinturas
amarillas.

En disolución ácida y presencia de cloruro se forma el anión ClCrO4- que puede
cristalizar en forma de su sal potásica. Calentándolo con ácido
clorhídrico concentrado se forma cloruro de cromil (Cl2CrO4), una sustancia
anaranjada molecular que puede ser destilada de la mezcla de reacción.

Aplicaciones

 El dicromato de potasio se utiliza en la galvanotécnica para cromar otros
metales, en la fabricación del cuero, en la fabricación de pigmentos, como
reactivo en la industria química, para recubrimientos anticorrosivos
del cinc y del magnesio y en algunos preparados de protección de madera.
 En química analítica se utiliza para determinar la demanda química de
oxígeno (DQO) en muestras de agua.

Históricamente importante es la reacción del dicromato potásico con anilina impura
que utilizó W.H.Perkin en la síntesis de la mauveina, el primer colorante artificial.
Esta reacción era una de las primeras síntesis orgánicas industriales.

Toxicidad

El dicromato de potasio es tóxico. En contacto con la piel se produce
sensibilización y se pueden provocar alergias. Al igual que los cromatos, los
dicromatos son cancerígenos. En el cuerpo son confundidos por los canales
iónicos con el sulfato y pueden llegar así hasta el núcleo de la célula. Allí son
reducidos por la materia orgánica presente y el cromo(III) formado ataca a la
molécula de laADN.

Residuos que contienen dicromato de potasio se pueden tratar con sulfato
de hierro(II)(FeSO4). Este reduce el cromo(VI) a cromo(III) que precipita en forma
del hidróxido o del óxido

Se utiliza en la realización de copias fotográficas, en la técnica denominada goma
bicromatada, inventada en 1839, y muy empleada por el movimiento fotográfico
llamado pictorialista hasta 1950.

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El Cromato de potasio
El cromato de potasio (K2CrO4) es una sal ternaria de potasio con cromo en
estado de oxidación +6, por lo que es un fuerte oxidante.

Aplicaciones

Es utilizado como indicador químico amarillo utilizado para identificar la
concentración de ion cloruro en una solución con nitrato de plata.

Propiedades físicas

El cromato de potasio es un sólido cristalino de color
amarillo limón, muy estable y soluble en agua. Es una
sal tóxica y ecotóxica, como muchas sales de cromo.

Síntesis

El cromato de potasio se produce haciendo
reaccionar carbonato de potasio condicromato de potasio:

Reacciones

El ion cromato (CrO42-) reacciona con una gran variedad de iones metálicos
(Ba2+ Pb2+, Hg22+) uniéndose a ellos y precipitando el respectivo cromato:

Precauciones

Este compuesto es extremadamente tóxico, cancerígeno, puede producir defectos
reproductivos en caso de ingestión o inhalación. En el primer caso puede llegar a
ser fatal. Además, es un oxidante muy fuerte, por lo que reacciona veloz y
violéntamente con muchas sustancias. En contacto con compuestos orgánicos
puede reaccionar explosivamente.

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. 1.- Sales ácidas. NaHCO3
C) Compuestos cuaternarios . 2.- Sales básicas. Al( OH )2NO3 .
. 3.- Sales Dobles. CuCoAsO4

1.- SALES ÁCIDAS
Las sales ácidas son compuestos cuaternarios provienen de la sustitución parcial
de los iones hidrógenos de un ácido oxoácido por cationes.

Para nombrar las sales ácidas, la IUPAC propone que se designen anteponiendo
al nombre del anión de la sal neutra correspondiente la palabra hidrógeno,
indicando con los prefijos mono (se omite), di, tri, etc., el número de átomos de
hidrógenos presentes en la sal.

La palabra hidrógeno suele unirse directamente al anión. Cuando se han
sustituído la mitad de los hidrógenos, a veces se utiliza el prefijo bi

SALES SISTEMÁTICA STOCK TRADICIONAL
ÁCIDAS
Fe(HSO4)2 bis[hidrogenotetraoxosulfato hidrogenosulfato de sulfato ácido de
(VI)] de hierro (II) hierro (II) hierro (II)
Fe(HSO4)3 tris[hidrogenotetraoxosulfato hidrogenosulfato de sulfato ácido de
(VI)] de hierro (III) hierro (III) hierro (III)
Ca(HCO3)2 bis[hidrogenotrioxocarbonato hidrogenocarbonato carbonato ácido
(IV)] de calcio de calcio de calcio
Cu(H2PO4)2 bis[dihidrogenotetraoxofosfato dihidrogenofosfato fosfato diácido
(V)] de cobre (II) de cobre (II) de cobre (II)
Ca(HSO3)2 bis[hidrogenotrioxosulfato hidrogenosulfito de sulfato ácido de
(IV)] de calcio calcio calcio
NaHSO4 hidrogenotetraoxosulfato (VI) hidrogenosulfato sulfato ácido de
de sodio (VI) de sodio sodio
K2HPO4 hidrogenotetraoxofosfato (V) hidrogenofosfato fosfato ácido de
de potasio (V) de sodio potasio
KH2PO4 dihidrogenotetraoxofosfato dihidrogenofosfato fosfato diácido
(V) de potasio (V) de potasio de potasio
NaHCO3 hidrogenotrioxocarbonato (IV) hidrogenocarbonato carbonato ácido
de sodio de sodio de sodio
(bicarbonato
sódico)
Cr(HSO3)3 hidrogenotrioxosulfato (IV) de hidrogenosulfito de sulfito ácido de
cromo (III) cromo (III) cromo (III)

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2.- SALES BÁSICAS
Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido
respecto del ácido. Son compuestos que poseen algún grupo OH -.
Se nombran como las sales neutras, anteponiendo al nombre del anión el término
hidroxi precedido de uno de estos prefijos: mono (se omite), di, tri, etc., que indica
el número de grupos OH- que posee la fórmula.
Se nombran también citando, en orden alfabético, el nombre del anión y el término
hidróxido unidos por un guión. La palabra hidróxido lleva antepuesto un prefijo
numeral (di, tri, etc.), que indica el número de ellos presentes en la fórmula.
Se pueden, también, nombrar como las sales neutras, pero intercalando
la palabra básico precedida del prefijo mono (se omite), di, tri, etc.,
según el número de grupos OH- presentes en la fórmula.

SAL BÁSICA SISTEMÁTICA Stock TRADICIONAL
Mg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de hidróxido-nitrato nitrato básico de
magnesio de magnesio magnesio
Cu2(OH)2SO4 dihidroxitetraoxosulfato dihidróxido- sulfato dibásico de
(VI) de cobre (II) sulfato de cobre cobre (II)
(II)
Hg(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de hidróxido-nitrato nitrato básico de
mercurio de mercurio (II) mercurio (II)
Ca(OH)Cl hidroxicloruro de calcio cloruro-hidróxido cloruro básico de
de calcio calcio
Ca(OH)NO3 hidroxitrioxonitrato (V) de hidróxido-nitrato nitrato básico de
calcio de calcio calcio
Al(OH)SO4 hidroxitetraoxosulfato hidróxido-sulfato sulfato básico de
(VI) de aluminio de aluminio aluminio
Al(OH)2ClO4 dihidroxitetraoxoclorato clorato- perclorato dibásico
(VII) de aluminio dihidróxido de de aluminio
aluminio
Fe(OH)CO3 hidroxitrioxocarbonato carbonato- carbonato básico de
(IV) de hierro (III) hidróxido de hierro (III)
hierro (III)
Cd(OH)Br hidroxibromuro de cadmio bromuro- bromuro básico de
hidróxido de cadmio
cadmio

3.1- CON VARIOS CATIONES

3.- SALES DOBLES (TRIPLES)
3.2- CON VARIOS ANIONES

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3.1.- SALES DOBLES (TRIPLES)CON VARIOS CATIONES

Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.
Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después
del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple, etc., según el
número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los
mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos
a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula.
En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.

Se originan al sustituir los iones hidrógeno de un ácido por más de un catión.
Se nombran igual que las sales neutras colocando inmediatamente después
del nombre del anión y entre paréntesis la palabra doble, triple, etc., según el
número de cationes distintos (metales) y colocando al final el nombre de los
mismos en orden alfabético, con prefijos numerales (di, tri, etc.) antepuestos
a los nombres de los cationes que tienen subíndices (2, 3, etc.) en la fórmula.
En ésta, se escriben, en primer lugar, los cationes en orden alfabético.

SAL doble SISTEMÁTICA TRADICIONAL
KNaSO4 tetraoxosulfato (VI) de potasio y sulfato (doble) de potasio y
sodio sodio
CaNa2(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de calcio y sulfato (doble) de calcio y
sodio disodio
MgNH4AsO4 tetraoxoarseniato (V) de amonio y arseniato (doble) de amonio
magnesio y magnesio
RbNa3S2 disulfuro de rubidio y trisodio sulfuro (doble) de rubidio y
trisodio
CrNH4(SO4)2 bis[tetraoxosulfato (VI)] de amonio sulfato (doble) de amonio y
y cromo (III) cromo (III)
CoNaPO4 tetraoxofosfato (V) de cobalto y fosfato (doble) de cobalto
sodio (II) y sodio
MgKCl3 tricloruro de magnesio y potasio cloruro (doble) de magnesio
y potasio
CaMg(CO3)2 bis[trioxocarbonato (IV)] de calcio carbonato doble de calcio y
y magnesio magnesio
LiKNaPO4 tetraoxofosfato (V) litio, potasio y fosfato triple de litio,
sodio potasio y sodio
AlK(SO4) 2bis[tetraoxosulfato (VI)] de sulfato doble de aluminio y
aluminio y potasio potasio
MgNaCl3 tricloruro de magnesio y sodio cloruro doble de magnesio y
sodio
CuFeS2 disulfuro de cobre (II) y hierro (II) sulfuro doble de cobre (II) y
hierro (II)

SALES DOBLES CON VARIOS ANIONES .- Estas sales pueden
considerarse como el resultado de unir a un metal plurivalente, aniones
procedentes de ácidos que han perdido uno o varios iones hidrógeno.
Se nombran con las palabras genéricas de sus respectivos aniones, por orden
alfabético, y a continuación el nombre del metal.

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Se escriben colocando a la izquierda de la fórmula el símbolo del metal
seguido, sucesivamente, de los aniones.

SAL DOBLE SISTEMÁTICA TRADICIONAL
CON ANIONES
CaClClO cloruro-monoxoclorato (I) de calcio cloruro-hipoclorito de calcio

AlBrCO3 bromuro-trioxocarbonato (V) de bromuro-carbonato de
aluminio aluminio
Ca3F(PO4)2 fluoruro-bis[tetraoxofosfato (V)] fluoruro-(bis)fosfato de
de calcio calcio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro- cloruro-fluoruro-(bis)sulfato
bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio de sodio
Na6ClF(SO4)2 cloruro-fluoruro- cloruro-fluoruro-(bis)sulfato
bis[tetraoxosulfato (VI)] de sodio de sodio
PbClPO4 cloruro-tetraoxofosfato (V) de cloruro-fosfato de plomo
plomo (IV) (IV)
PbCO3SO4 trioxocarbonato (IV) - carbonato-sulfato de plomo
tetraoxosulfato (VI) de plomo (IV) (IV)

Cómo se producen las soluciones salinas

Una solución salina, es el resultado de la reacción de un ácido fuerte con
una base fuerte , ésta resulta altamente ionizada y, por ello, neutra. La
explicación es que los contra iones de los ácidos fuertes y las bases débiles
son bastante estables, y por tanto no hidrolizan al agua. Un ejemplo sería
el cloruro sódico, el bromuro de litio y otras.

Una solución salina de un ácido fuerte con una base débil es ácida. Es la que
se produce porque, tras disociarse la sal al disolverse, la base débil tiene
tendencia a captar OH-, hidróxidos que va a obtener hidrolizando el agua.
Finalmente, tenemos un exceso de iones hidronio en disolución que le
confieren acidez a la disolución. A más débil la base, más ácida será la
disolución resultante.

Químicamente: Una solución salina de un ácido débil con una base fuerte es
básica. El mecanismo es el mismo que en caso anterior: el ácido, al ser débil,
tenderá a captar un protón, que debe proceder necesariamente de la hidrólisis
del agua. Un ejemplo, la disolución en agua del acetato de sodio:que suele ser
de lo que usar diariamente en la casa con un uso practico.

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QUÍMICA DE COMPLEJOS

En química se denomina complejo al tipo de estructura molecular que se encuentra
generalmente formada por un átomo (o grupo) central que posee orbitales de valencia no
ocupados; rodeado por un cierto número de moléculas o iones que poseen pares de
electrones no compartidos que pueden ser inyectados en los orbitales vacíos del grupo
central para formar enlaces coordinados.

El grupo central puede ser un átomo único, ya sea metálico o no, y puede poseer carga
positiva, negativa o carecer por completo de carga. En algunos casos el grupo central puede
ser una molécula.

A los iones o moléculas capaces de inyectar su par de electrones no compartidos se les
denomina genéricamente ligandos, al aducto grupo central-ligando se le denomina
complejo y a los compuestos que contienen complejos en su constitución se les denomina
compuestos de coordinación.

Un ligando enlazado a un átomo central se dice que está coordinado a ese átomo. El
número de pares de electrones que es capaz de aceptar el átomo central se denomina
número de coordinación.

La mayor parte de los complejos posee como grupo central un ion metálico cargado
positivamente (catión), pero también los hay con átomos no metálicos, con átomos
cargados negativamente (aniones); y hasta con gases nobles o moléculas como grupo
central.

Estos compuestos reciben el nombre particular de complejos, porque en su momento fueron
así denominados para diferenciarlos de los compuestos "simples" y un poco como venganza
de parte de los primeros investigadores que se dedicaron a experimentar con ellos, porque
rápidamente llegaron a la conclusión de que la química de las reacciones estudiadas era
"realmente muy compleja".

La química de complejos tiene numerosas vertientes sirviendo para explicar cosas tan
vistosas como el color de las piedras preciosas, pasando por aplicaciones practicas tales
como el tratamiento de algunas intoxicaciones, la elaboración industrial de polímeros,
pigmentos, vidrios incoloros y coloreados, electrodepósito de metales, formulación de
ablandadores de agua pulidores de metales, detergentes y limpiadores, y hasta la base

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teórica que sustenta la comprensión de la mayoría de las reacciones enzimáticas que
permiten la existencia de la vida.

Contenido
 1 Generalidades
 2 Historia
 3 Naturaleza de la unión átomo central-ligando
 4 Ligandos
o 4.1 Ligandos monodentados
o 4.2 Ligandos polidentados o agentes quelantes
o 4.3 Ligandos ambidentados
 5 Carga y número de coordinación
 6 Formulación y nomenclatura
o 6.1 Reglas de formulación
o 6.2 Reglas de nomenclatura
 7 Complejos Metálicos
 8 Estructura espacial de los complejos
o 8.1 Geometría
 8.1.1 Lineal
 8.1.2 Trigonal plana
 8.1.3 Tetraédrica
 8.1.4 Cuadrada plana
 8.1.5 Bipiramidal trigonal
 8.1.6 Piramidal cuadradado
 8.1.7 Octaédrica
 8.1.8 Prismática trigonal
 8.1.9 Bipiramidal pentagonal
 8.1.10 Antiprismática cuadrada
 8.1.11 Bipiramidal hexagonal
 8.1.12 Tetraédrica triapicada
 8.1.13 Cúbica
 8.1.14 Prismática trigonal triapicada
 8.1.15 Índices de coordinación superiores a 9
 9 Isomería
o 9.1 Estereoisomería
 9.1.1 Isomería geométrica
 9.1.2 Isomería óptica
o 9.2 Isomería estructural
 9.2.1 Isomería de enlace
 9.2.2 Isomería de esfera de coordinación
 10 Estructura electrónica de los complejos
o 10.1 Teoría del campo cristalino (TCC)
o 10.2 Teoría del enlace de valencia (TEV)
o 10.3 Teoría de orbitales moleculares (TOM)
o 10.4 Teoría del campo de ligantes (TCL)
 11 Coloración de los complejos

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 12 Propiedades magnéticas de los complejos
 13 Propiedades químicas de los complejos
 14 Complejos en los seres vivos
 15 Véase también
 16 Bibliografía

Generalidades
Los átomos de los elementos metálicos tienen una clara tendencia a perder electrones para
convertirse en iones con carga positiva (cationes), esto es así porque en general poseen un
radio atómico elevado en relación a la carga de sus núcleos, lo que posibilita que sus
electrones de valencia se desprendan con mucha facilidad. (Al ser los electrones de valencia
los que se encuentran a mayor distancia del núcleo, son los que menos atracción
electrostática experimentan y por lo tanto son los que se desprenden con menor dificultad.)

Esto lleva a pensar que los iones metálicos con carga positiva o cationes deberían ser muy
abundantes en la naturaleza. Sin embargo los cationes rara vez se pueden encontrar en
estado libre en la naturaleza, esto es así porque al perder uno o más electrones su radio
disminuye y su carga eléctrica aumenta. Un aumento en la relación carga/radio significa
una disminución de la estabilidad termodinámica.

En general los cationes poseen una relación carga/radio tan elevada que rápidamente
interactúan con otros iones, átomos o moléculas, para adquirir una estructura que resulte
termodinámicamente más estable. A esta estabilización la consiguen ya sea interactuando
con moléculas neutras, lo que provoca un aumento del radio molecular y una consiguiente
disminución de la relación carga/radio; o con iones de con carga negativa (aniones) los que
además de provocar un aumento en el radio molecular brindan una estabilidad adicional al
“aliviar” al catión con cargas negativas.

Es común que en estas asociaciones, las moléculas o iones que otorgan estabilidad al catión
central actúen como bases de Lewis, es decir, que al poseer uno o más pares de electrones
no compartidos sean capaces de "inyectar" esos electrones en orbitales vacíos del catión
para aumentar su estabilidad.

Los cationes metálicos casi siempre se encuentran en la naturaleza formando algún tipo de
complejo que los estabiliza; con mucha frecuencia el agente acomplejante suele ser el
solvente donde se encuentra disuelto.

Una buena parte de las sales metálicas de los metales de los grupos principales y de
transición se encuentran hidratadas. Las aguas de hidratación se encuentran como ligandos
que rodean al metal, enlazándose a través de un par electrónico no compartido del agua. Un
ejemplo notable de esto son las sales de cobalto que se utilizan para "predecir el tiempo" en

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algunos juegos infantiles, en estas el cobalto se encuentra coordinado por un número de
moléculas de agua que cambia con la humedad ambiental, el cambio en la coordinación del
cobalto provoca un cambio en el color de la sal, de azul a rosado al aumentar la humedad y
a la inversa.

La gran mayoría de la química de complejos trata de complejos con átomos centrales
metálicos cargados positivamente, sin embargo existen compuestos en los cuales estos
átomos centrales son no metálicos, o participan con carga cero, y hasta algunos en los
cuales tienen carga negativa.

Historia
A medida que se fue desarrollando la química, se sintetizaron una serie de nuevos
compuestos muy llamativos, especialmente por sus colores; los cuales, a falta de una
descripión más adecuada, tomaron los nombres de sus creadores, pues éstos no podían dejar
ocultos tan deslumbrantes descubrimientos; así fueron y aún son conocidos la Sal de
Magnus, 2PtCl2.2NH3 ó la Sal de Erdmann, KNO2.Co(NO2)2.2NH2. Otro de estos
deslumbrantes compuestos fue el Azul de Prusia (Berliner Blau), KCN.Fe(CN)2.Fe(CN)3
producido por Diesbach en Berlín a comienzos del siglo XVIII. Este y muchos otros
compuestos fueron utilizados como pigmentos por los pintores de la época.

Estos compuestos presentaban dos notables propiedades que los diferenciaban de los
conocidos hasta el momento: Primero los brillantes cambios de color asociados a su
formación, y segundo la reactividad alterada de los iones que participaban.

No fue sino hasta mediados del siglo XIX que los químicos comenzaron a interesarse por la
verdadera naturaleza de su constitución y por su relación con otros compuestos más
sencillos.

Al principio se encontró, como se puede notar en las fórmulas arriba expresadas, que estos
compuestos parecían estar formados por la asociación de otros compuestos más sencillos.
Esto llevó a identificarlos como "compuestos moleculares", para diferenciarlos de los
"compuestos atómicos" más simples; y por último, se les dio el nombre de "COMPLEJOS",
para diferenciarlos de los compuestos simples. A decir verdad, éste era un nombre acertado
para la época, pues era difícil encontrarles una estructura valedera que pudiera explicar
todas sus propiedades. A la par de ello el número de complejos conocidos aumentaba a
medida que progresaba su estudio.

El desarrollo de modelos que permitieran explicar su naturaleza, tuvo que esperar la
aparición de teorías y modelos válidos para compuestos menos complicados. Los pasos
fundamentales en este sentido fueron en primer lugar, la definición de lo que se consideraba
un compuesto "verdadero", más conocida como Ley de las Proporciones Definidas,
propuesta por J.L. Proust en 1799, la cual establece que: "un compuesto determinado
siempre estará constituido por las mismas proporciones de sus elementos"; lo que hoy

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conocemos como "estequiometría definida". Esta primera definición fue trascendental para
separar unos compuestos de otros, especialmente en el caso de los complejos.

Luego, en 1827, J.J. Berzelius introdujo el concepto de isomería, el cual complementa la
definición anterior pero introduce una pregunta clave: ¿Cómo se unen entre sí los átomos?
Para encontrar una respuesta a esta pregunta fue definitiva la teoría de los tipos, propuesta
por Ch. Gerhardt (hacia el año 1853), desarrollada para el amoníaco por Ch. A. Wurtz en
1849 y ampliada y trabajada por A. W. Von Hofmann , hoy conocida como "Teoría del
Amonio"; esta teoría fue una primera aproximación para explicar cómo estaban unidos los
átomos en los abundantes "complejos" que contenían amoníaco.

Simultáneamente, se desarrolla la "Teoría de la Fuerza de Combinación" o "Teoría de la
Atomicidad" (una primera aproximación al actual concepto de valencia), propuesta por E.
Frankland en 1852 como una extensión de la ley de las proporciones definidas; esta teoría
establece que "cada elemento sólo se puede unir a un número fijo de otros elementos"; así,
se podía asegurar que la atomicidad del Cinc siempre era dos y la del Nitrógeno o la del
Fósforo, 3 ó 5.

F.A. Kelulé en 1858, propone la noción de que muchos compuestos orgánicos tenían que
ser producto de la unión entre sí en forma de cadenas de átomos de carbono. Además de lo
conocido con anterioridad, esta noción influyó necesariamente en un segundo modelo
desarrollado en 1869 y sustentado con éxito durante varias décadas por los escandinavos
Blomstrand, profesor de Química en Lund (Suecia) y su alumno Jörgensen, más tarde
profesor en la Universidad de Copenhague y uno de los experimentadores más
sobresalientes de la química de la coordinación. Sin embargo el mismo Jörgensen habría de
sintetizar el compuesto que definiría la validez de su teoría, concluyendo al final que su
modelo, conocido como teoría de las cadenas, era incorrecto.

El reconocimiento de la verdadera naturaleza de los “complejos”, se inició con Alfred
Werner (1866-1919) profesor de Química en Zúrich, quien demostró que las moléculas
neutras que participaban en la formación del compuesto estaban directamente enlazadas al
metal, de manera tal que las sales complejas como el CoCl3.6NH3 debían ser formuladas
correctamente como [Co(NH3)6]3+Cl3-. También demostró que se originaban profundas
consecuencias estereoquímicas si se hacía la suposición de que las moléculas o iones
(ligandos) alrededor del metal ocupaban posiciones en los vértices de un cuadrado o de un
octaedro.

Alfred Werner, propuso que los átomos podían exhibir simultáneamente más de un tipo de
valencia. La primera parte de su teoría de la coordinación, publicada en 1893, puede
resumirse en los siguientes tres postulados:

1. La mayoría de los elementos químicos presentan dos tipos de valencia, la valencia
primaria o unión ionizable, hoy conocida como número de oxidación y la valencia
secundaria o unión no ionizable, hoy conocida como número de coordinación.

2. Los elementos tienden a satisfacer tanto su valencia primaria como su valencia
secundaria.

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3. La valencia secundaria o número de coordinación, está distribuida en posiciones
definidas en el espacio.

Estos tres postulados daban una explicación satisfactoria a las preguntas que se venían
haciendo los químicos respecto a los "complejos". Tomando como ejemplo para la
aplicación de los postulados la bien conocida y estudiada serie de las aminas CoCl3.6NH3,
CoCl3.5NH3, CoCl3.4NH3, CoCl3.3NH3, se tiene que la valencia primaria o estado de
oxidación del cobalto en todos los casos es 3+, y la valencia secundaria o número de
coordinación de este ión es 6. El estado de oxidación 3+ del cobalto está compensado,
como se ve claramente en todos los casos, por 3 iones cloruro. En el primer ejemplo todos
los cloruros son iónicos y no forman parte del catión complejo [Co(NH3)6]3+; el número de
coordinación 6 está satisfecho por 6 grupos NH3. En el segundo ejemplo, el número de
coordinación está satisfecho por 5 NH3 y 1 Cl-, [CoCl(NH3)5]2+ y únicamente dos cloruros
son iónicos. En el tercer caso, 4 NH3 y 2 Cl-- satisfacen el número de coordinación
[CoCl2(NH3)4]+ y en el último caso lo satisfacen 3 NH3 y 3 Cl--, [CoCl3(NH3)3].

El tercer postulado llevó a Werner a afirmar que la presencia de isomería óptica para
complejos del tipo [M(AA)3] (Donde AA es un ligando bidentado) era evidencia de una
estructura octaédrica y que esta isomería era debida a la asimetría de la molécula; algunos
químicos orgánicos rebatieron su hipótesis aduciendo que la actividad óptica se debía a la
presencia de átomos de carbono en la estructura y que esta propiedad era exclusivamente
debida al carbono. Esta controversia llevó a Werner y su grupo en 1914 a sintetizar el más
extraordinario complejo de la época [Co(Co(NH3)4)3(OH)6], el cual no contenía carbono en
su estructura; éste compuesto presentó, como hoy es obvio, isomería óptica, consolidando
la teoría de la coordinación, y además mostrando que esta isomería es una función de las
operaciones de simetría de las moléculas en general y no específica de un único tipo de
átomo. Esta conclusión constituye un argumento más para considerar la química como una
sola, con normas generales, y derrumbar murallas impuestas artificialmente entre la
química orgánica y la inorgánica.

Werner obtuvo el Premio Nobel en 1913 por el desarrollo de su teoría de la coordinación.
En sus conceptos fundamentales, ésta teoría continúa vigente ya que permite explicar
correctamente muchos de los aspectos estructurales de los compuestos de coordinación.

Los estudios estereoquímicos de Werner fueron seguidos más tarde por las ideas de G. N.
Lewis y N. V. Sidgwick, quienes propusieron que eran los electrones de la última orbita de
un átomo los responsables de los enlaces químicos y que "un enlace químico requería
compartir un par de electrones" de manera tal que quedara cumplida la condición que cada
átomo participante en el enlace obtuviera al final ocho electrones en su capa más externa
(Regla del octeto).

Con respecto a los compuestos de coordinación, Lewis postuló que: "los grupos que están
unidos al ión metálico, conformando la entidad de coordinación, poseen pares libres de
electrones, es decir, que no están compartidos en un enlace" y definió el número de
coordinación como "el número real de pares de electrones que están unidos al átomo
metálico".

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En otro aspecto de su teoría, Lewis propuso una definición más general para ácidos y bases,
en la cual una base es aquella que tiene un par libre de electrones que puede donar a otro
átomo, mientras que un ácido es la sustancia que puede aceptar un par libre de electrones
para formar un enlace. En este sentido, el ión metálico en un complejo es un ácido de Lewis
y los grupos que están unidos a este ión en la entidad de coordinación son bases de Lewis.

Lewis propuso su modelo en 1916 y Sidgwick lo amplió hacia 1927, y resultó una
verdadera revolución en la química porque permitió explicar de manera sencilla la
naturaleza del enlace químico en compuestos sumamente diversos, llegando por ejemplo a
considerar bajo esta óptica, a toda la química de complejos como simples reacciones ácido-
base.

EL modelo de Lewis fue posteriormente ampliado y completado por la Teoría del Enlace de
Valencia (TEV) y la Teoría de Orbitales Moleculares (TOM) que nos permiten actualmente
interpretar la gran mayoría de las reacciones y propiedades de los complejos.

Naturaleza de la unión átomo central-ligando
Ejemplo de un ión complejo octaédrico

Normalmente los ligandos son
aniones, moléculas polares o
fácilmente polarizables que poseen
pares de electrones de valencia no
compartidos, tales como H2O, NH3,
X-, RCN-, etc. Esto permitiría explicar
en principio de manera sencilla las
atracciones que se establecen entre
ligandos y cationes como de
naturaleza electrostática: el par de
electrones del ligando es intensamente
atraído por la alta carga del catión,
forzando a la molécula o anión que lo
posee a acercarse.

Sin embargo esta aproximación no permite explicar cómo se forman los complejos con
átomos centrales neutros o con carga negativa.

Una mejor aproximación es considerar a la unión átomo central-ligando como un tipo
particular de aducto de Lewis en el cual participan los electrones del par electrónico no
compartido del ligando y los orbitales vacíos (en especial los orbitales d o f) del catión
central. En este enlace el ligando aporta un par de electrones de valencia no compartidos
(base de Lewis), y el catión central los acepta (ácido de Lewis) para formar uno de los
enlaces covalentes del complejo.

La unión entre átomo central y ligando es por tanto de tipo covalente.

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Este tipo de unión covalente en el cual uno de los átomos aporta los dos electrones del
enlace, recibe el nombre de enlace covalente coordinado.

Con base en este modelo, algunos autores hacen una diferencia entre el enlace covalente
propiamente dicho, en donde se supone que cada átomo comprometido aporta un electrón
para formar el enlace por par electrónico, y el enlace de coordinación, en donde se propone
que sólo uno de los átomos comprometidos en el enlace aporta el par de electrones. Si bien
esta diferenciación ayuda a entender el origen del enlace, una vez formado el compuesto de
coordinación ya no tiene sentido, puesto que los enlaces son equivalentes. El caso más
sencillo para ilustrar lo anterior es el del H3N y el H3N-H+ o mejor NH4+, en el que se
podría pensar que este último enlace es diferente por ser coordinado y en algunos textos
hasta se llega a representar como H3N-> H+; sin embargo, el ión NH4+ es un tetraedro
regular, en el que cada uno los cuatro enlaces es equivalente a los otros y por lo tanto,
imposible de diferenciar.

La facilidad con la cual se forma este enlace covalente es explicada de manera sencilla por
la capacidad del átomo central para deformar la nube de electrones del ligando, esta
capacidad es tanto mayor cuanto mayor es la relación carga/radio del mismo.

Esto permite deducir por qué los cationes, y en especial aquellos con mayor carga y menor
tamaño son los que forman complejos con mayor facilidad.

Son los orbitales f los que participan en los metales de transición interna

Esta última regla tiene, sin embargo,
algunas desviaciones: por ejemplo el
cromo Cr3+ que tiene un radio iónico de
0.62 Å forma complejos con mayor
facilidad que el aluminio Al3+, que
posee un radio iónico de 0.45 Å. En
estos casos cabe considerar el
impedimento que poseen determinados
aniones o moléculas de gran tamaño
para acercarse lo suficiente para formar
el enlace a orbitales vacíos del átomo
central, acercamiento que es impedido
en primera instancia por la
ineexistencia de orbitales vacíos y en
segundo lugar por la interferencia de
otras moléculas de ligando similares
(impedimento estérico). Es por ello que
la química de coordinación está
dominada por los metales de transición y de transición interna, ya que son átomos capaces
de adquirir elevadas relaciones carga/radio, que poseen en general un gran número de
orbitales de valencia desocupados (orbitales d en metales de transición y orbitales f en los

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de transición interna), y que aun así poseen un radio lo suficientemente elevado como para
permitir el acercamiento de un gran número de ligandos.

Ligandos
Los aniones o moléculas capaces de actuar como ligandos deben poseer átomos que
cuenten al menos con un par de electrones de valencia no compartidos. Estos átomos se
encuentran en la esquina superior derecha de la tabla periódica, y entre ellos los más
importantes son el oxígeno y el nitrógeno, dando paso luego al carbono, fósforo, azufre,
cloro, flúor, etc.

Las moléculas que poseen un único átomo donador de electrones se denominan “ligandos
monodentados", mientras que las que poseen más de un átomo donador reciben el nombre
de “ligandos polidentados” o agentes quelantes, existe también un tercer tipo de ligandos
conocidos genéricamente como “ambientados” que son en realidad ligandos que actúan
como monodentados, pero de dos maneras diferentes.

Ligandos monodentados

Los ligandos de este tipo poseen un único punto de unión al átomo central, de allí el
nombre monodentado que proviene de una combinación de palabras en griego y latín que
quiere decir un único diente. Comúnmente se trata de moléculas pequeñas, que poseen un
único átomo donador de electrones tales como el amoníaco (NH3), el agua (H2O), o los
aniones halogenuro (X-), alcóxido (RO-), o alquilo (R-) entre otros.

Cuando se forma un complejo metálico a partir de un ligando monodentado se alteran
notoriamente las propiedades de solubilidad del catión, en general esto debido a que el
acomplejamiento provoca un aumento en el tamaño del ion, lo que a su vez se traduce en
una disminución en la fuerza de atracción entre el catión y sus contraiones. Esto por lo
general provoca un aumento en la solubilidad del ion, o, mejor expresado, una disminución
de su tendencia a precipitar.

Ligandos polidentados o agentes quelantes

Los ligandos de este tipo son capaces de establecer dos o más uniones simultáneas con el
átomo central, pueden ser bidentados, tridentados, tetradentados etc. A este tipo de agentes
se les suele llamar también "agentes quelantes" de la palabra griega kela que significa
"pinza" porque el tipo de estructura espacial que forma con el átomo central se asemeja
muchas veces a un cangrejo con el átomo central atrapado entre sus pinzas. Muchas veces
se utiliza a los agentes quelantes como agentes precipitantes, ya que al ser capaces de
establecer dos o más uniones simultáneas pueden funcionar como "puentes" entre dos o
más átomos centrales, llevando a la formación de enormes agregados macromoleculares
que precipitan con facilidad.

Entre este tipo de compuestos encontramos por ejemplo a los aniones fosfato (PO43-) ,
carbonato (CO32-), oxalato (-OOC-COO-), etilendiamina (H2N-CH2-CH2-NH2) bipiridina;

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un ligando polidentado de enorme importancia por la cantidad de usos que tiene es el
EDTA, el EDTA posee seis sitios de unión.

Ligandos ambidentados

Este típo de ligandos podría considerarse un caso especial de los ligandos polidentados,
porque poseen más de un átomo capaz de donar pares de electrones no compartidos, sin
embargo poseen un tamaño demasiado pequeño como para ser capaces de donar electrones
con ambos átomos a la vez, y en lugar de ello se enlazan de una manera ú otra dependiendo
de las circunstancias.

Dentro de este grupo encontramos por ejemplo a los aniónes tiocianato (S=C=N-), nitrito
(O=N-O-) e isotiocianato (NC-S-)

Carga y número de coordinación
La carga total del ion complejo se determina por la sumatoria de las cargas del
átomo central, más la de los ligantes que participan; por ejemplo en el ion
hexacianoferrato (III) [Fe(CN)6], la carga del catión es +3, y cada uno de los iones
cianuro posee carga -1, luego:

6 * ( − 1) + 3 = − 3, que es la carga total del ión.

Los ligandos se unen al átomo central en una región bastante próxima al mismo
llamada esfera de coordinación que es el lugar en el espacio donde es posible que
los electrones del ligando interactúen con los orbitales vacíos del átomo central.

Cada uno de los átomos del ligando que accede a la esfera de coordinación para
aportar un par de electrones no compartidos se denomina átomo donador.

El número de coordinación de un átomo central en es directamente el número de
pares de electrones que recibe de los átomos del o de los ligandos. Este valor
depende del tamaño del catión central y del tamaño de los ligantes que participan
en el complejo. Por ejemplo el hierro Fe3+ se coordina con hasta 6 aniones fluoruro
para formar el complejo [Fe(F)6]3- (número de coordinación=6), pero sólo puede
coordinarse con hasta 4 iones cloruro [Fe(Cl)4]- (número de coordinación=4)
debido al tamaño mayor de éste último.

Formulación y nomenclatura
Para expresar la fórmula de los compuestos de coordinación es conveniente tener
presentes las reglas de formulación recomendadas por IUPAC, estas reglas son:

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 Los complejos se escriben entre corchetes
 Dentro de los corchetes se escriben primero los cationes, luego los aniones
y por último las especies neutras.
 De haber dos o más especies con el mismo tipo de carga, se ordenan
alfabéticamente de acuerdo al átomo que se encuentra unido al átomo
central.
 Por último y por fuera de los corchetes, se escribe como superíndice la
carga total del complejo.

Así por ejemplo el hipotético complejo formado por 1Co 3+, 3NH3 1H2O, 1Cl- 1F- se
escribiría correctamente como:

[CoClF(NH3)3(H2O)]+
Reglas de nomenclatura

En cuanto a la nomenclatura IUPAC recomienda:

 Tener presente en primer lugar si se trata de un complejo aniónico (con
carga negativa) catiónico (con carga positiva) o si se trata de una especie
neutra.

Por ejemplo:

[CrCl(NH3)5]2+ es un complejo catiónico
[Co(CN)6]4- es un complejo aniónico
[CuBr2(NH3)2] es un complejo neutro

 Al nombrarlo se citan primero los ligandos, y estos en orden alfabético.

 Los ligandos aniónicos se citan por su nombre habitual, por ejemplo H -
(hidruro) o ClO4- (tetraoxoclorato). Aunque existen un cierto número de
ligandos con nombres especiales:

F- : fluoro
Cl- : cloro
Br- : bromo
I- : yodo
O2- : oxo
OH- : hidroxo
O22- : peroxo
HS- : mercapto
S2- : tio
CN- : ciano

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 Para los ligandos neutros se utiliza su nombre habitual, con excepción de:

H2O : Aqua
NH3 : Ammina

 Los grupos NO (nitrosilo) y CO (cabonilo) se consideran ligandos neutros.

 El orden alfabético no considera los prefijos numéricos que indican la
presencia de varias moléculas de un mismo ligando. Por ejemplo aqua,
diaqua y triaqua van antes que ciano.

 Se utilizan los prefijos di-, tri-, etc., para especificar el número de cada clase
de ligando sencillo (unidentado).

 Para ligandos complicados (agentes quelantes polidentados), se usan otros
prefijos:

2 = bis
3 = tris
4 = tetraquis
5 = pentaquis
6 = hexaquis

 El nombre de los ligandos complicados se escribe encerrado entre
paréntesis.

 Los ligandos ambidentados reciben un nombre diferente de acuerdo a cuál
sea el átomo que se une al grupo central.

Por ejemplo:

NO2> si se une a través del oxígeno (-O-NO) se denomina nitrito,
pero si lo hace a través del nitrógeno (<-:NO2) se denomina nitro.
SCN si se une a través del azufre (-S-CN) se denomina tiocianato,
pero si se une a través del nitrógeno (-NCS) se denomina isotiocianato.

 Una vez que ya se han nombrado todos los ligandos, se nombra al átomo
central de la siguiente manera:

 Si se trata de un complejo ANIONICO se utiliza la raíz del nombre del
átomo central seguida de la terminación ATO, y al final entre paréntesis se
escribe el estado de oxidación del átomo central con números romanos
(Sistema de Stock)

Por ejemplo:

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[Fe(CN)5(H2O)]2-: ión aquapentacianoferrato (III)

 Si se trata de un complejo CATIONICO o NEUTRO no se añade ningún
sufijo al nombre del átomo central.

Por ejemplo:

Ni(CO)4 : tetracarbonilníquel (0)
[Fe(H2O)6]2+ : ión hexaaquahierro (II)

 Las sales de iones complejos se denominan como cualquier otra sal,
teniendo en cuenta el nombre del anión o catión complejo.

Por ejemplo:

K4[Fe(CN)6] hexacianoferrato (II) de potasio
Mg2[Ni(NCS)6] hexakis(isotiocianato)niquelato(II) de magnesio
[Co(H2O)6]Cl2 cloruro de hexaaquacobalto(II)
[Cu(NH3)4]SO4 sulfato de tetramminacobre(II)
[CoBr2(en)2]Cl cloruro de dibromomobis(etilendiamina)cobalto(III)
[Pt(NH3)4][PtCl6)] hexacloroplatinato(IV) de tetraamminplatino(II)

Complejos Metálicos

Prácticamente todos los compuestos metálicos están formados por algún tipo de
complejo (con excepción de los metales en estado de vapor, plasmas y
aleaciones). Por lo que el estudio de la química de coordinación es prácticamente
el estudio de la química inorgánica, desde el momento que la química de
coordinación es la química de la mayor parte de la tabla periódica. Los átomos y
iones metálicos solo existen en la fase condensada rodeados por ligandos.

Las áreas de la química de coordinación de metales pueden ser clasificadas de
acuerdo a la naturaleza de sus ligandos. A grandes razgos en:

 Química de coordinación clásica (O de los "complejos de Werner"): aquí los
ligandos se unen a los metales, casi exclusivamente, por medio de "pares
solitarios de electrones" que provienen del grupo principal de átomos del
ligando.

Ej:

(H2O, NH3, Cl-, CN-, en-.
[Co(EDTA)]−, [Co(NH3)6]Cl3,
[Fe(C2O4)3]K3

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 Química organometálica: los ligandos son compuestos orgánicos sencillos
(alquenos, alquinos, alquilos) como así también ligandos de estructura
similar a los orgánicos tales como fosfinas, hidruro y carbonilo.

Ej:

(C5H5)Fe(CO)2CH3

 Química bioinorgánica: los ligandos son compuestos orgánicos producidos
por seres vivos, en especial cadenas laterales de aminoácidos, y muchos
cofactores tales como las [[porfirina|porfirinas]

Ej:

Hemoglobina, vitamina B12 (cianocobalamina), clorofila

 Química de clústers (grupos), en esta los ligandos son todos los citados
anteriormente y además incluye a otros metales como ligandos.

Ej:

Ru3(CO)12

Aunque en muchos casos es difícil clasificar a un caso dentro de un grupo
particular y es más fácil interpretarlo como una combinación de varios de ellos.

Ej:

[Fe4S4(Cisteinil)4]2−]

que es en realidad un clúster contenido dentro de una proteína biológicamente
activa.

La mineralogía, la tecnología de materiales, y la química del estado sólido
(mientras se aplique a iones metálicos); pueden ser consideradas subdivisiones de
la química de coordinación, en el sentido de considerar a metales rodeados de
ligandos. En muchos casos estos ligandos son óxidos o sulfuros. Es verdad que el
foco de la mineralogía, la tecnología de materiales y la química del estado solido
difiere del foco usual de la química de coordinación. Las primeras se ocupan
principalmente de estructuras poliméricas, y de las propiedades que se derivan de
los efectos colectivos de un enorme número de metales interconectados. Mientras
que la segunda, en contraste, se enfoca en la reactividad y propiedades de
complejos que contienen átomos metálicos individuales, o pequeños
agrupamientos de átomos; pero aun así los metales se encuentran coordinados, y
los lineamientos y principios considerados para complejos también se les aplica.

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Estructura espacial de los complejos

Las estructuras moléculares en la química de coordinación se encuentran
primeramente descriptas por el número de coordinación, es decir por el número de
ligandos unidos al grupo central (más específicamente, al número de enlaces
sigma entre ligandos y grupo central). Normalmente es posible contar los ligandos
unidos, pero algunas veces la cuenta de ligandos puede tornarse un poco
ambigua. El número de coordinación se encuentra normalmente comprendido
entre uno y nueve, pero no son extraños números de coordinación aun mayores
para los lantánidos y actínidos. El número de coordinación va a depender del
tamaño, carga, y configuración electrónica del grupo central y de los ligandos.

Los iones metálicos pueden presentar más de un número de coordinación.

La química de los complejos se encuentra dominada por las interacciones entre
los orbitales moleculares s y p del ligando y los orbitales d de un ión metálico
central. En conjunto los orbitales s, p y d del ión central pueden acomodar 18
electrones (ver la regla de 18 electrones), aunque para elementos del bloque f,
esta regla se extiende hasta 32 electrones. El número máximo de coordinación
para determinado elemento se encuentra por lo tanto relacionado con su
configuración electrónica, (más específicamente con el número de orbitales vacíos
que posee), y a la relación entre el tamaño de los ligandos y del grupo central.
Grupos centrales grandes y ligandos pequeños permiten números de coordinación
elevados, por ejemplo el [Mo(CN)8]4-. Grupos centrales pequeños y ligandos de
gran tamaño tienden a desarrollar números de coordinación pequeños, por
ejemplo Pt[P(CMe3]2. Es debido precisamente a su gran tamaño, que los
lantánidos, actínidos y primeros elementos de transición tienden a desarrollar
números de coordinación elevados.

De los diferentes números de coordinación resultan diferentes arreglos
estructurales. La mayoría de las estructuras siguen un patrón cuasiesférico, (o,
visto de otro modo, como si el grupo central se encontrara en medio de un poliedro
y los grupos ligandos se ubicaran en los vértices del mismo). Es en estos puntos
donde es posible que se produzca el solapamiento entre los orbitales de los
ligandos y el grupo central. Las repulsiones ligando-ligando tienden a dirigir esta
organización hacia determinadas geometrías regulares que minimizan las
interferencias. Hay sin embargo, numerosos casos de desviaciones de estas
organizaciones regulares, por ejemplo en los casos donde se unen ligandos de
diferentes tipos, lo que causa diferentes longitudes de enlace, apartando a los
ligandos de su organización cuasiesférica, o cuando se producen distorsiones por
efectos electrónicos, por ejemplo en la distorsión de Jahn-Teller.

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Geometría

Para los números de coordinación entre dos y nueve los arreglos geométricos más
comunes que se presentan en complejos son aquellos que tienden a minimizar las
fuerzas de repulsión entre orbitales de la capa de valencia

Se deben notar sin embargo algunas excepciones y previsiones.

 La descripción idealizada para números de coordinación 5, 7, 8 y 9, a
menudo es geométricamente indistinta de estructuras alternativas con
ángulos L-M-L (ligando-metal-ligando) ligeramente distintos. El ejemplo
clásico de esto es la diferencia entre las estructuras piramidal cuadrada y
bipiramidal trigonal.

 Debido a algunos efectos electrónicos especiales, tales como la
estabilización de segundo orden Jahn-Teller, ciertas geometrías se ven
favorecidas frente a otras estructuras posibles. Por ejemplo, para algunos
compuestos con número de coordinación seis, la geometría prismática
trigonal se ve favorecida por estabilización y es la adoptada por el complejo
en lugar de la octaédrica.

Lineal

Ejemplo de la disposición espacial en un complejo lineal

La Lineal es la estructura de menor energía para un número de coordinación dos.
En esta disposición el grupo central se encuentra entre los dos grupos ligandos y
los tres forman una línea con un ángulo de enlace L-M-L de 180º

Trigonal plana

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Ejemplo de la disposición espacial en un complejo trigonal

La geometría molecular trigonal plana es la estructura que minimiza las
interacciones para un número de coordinación tres. En esta disposición el grupo
central se encuentra en el centro de un triángulo equilátero y los grupos ligandos
se ubican en los vértices del mismo, con un ángulo de enlace L-M-L de 120º

Tetraédrica

Ejemplo de la disposición espacial en un complejo tetraédrico, con un catión en el
centro

La estructura tetraédrica es la de menor energía posible para un número de
coordinación cuatro. En esta disposición el grupo central se encuentra en medio
de un tetraedro regular y los grupos ligandos se ubican en los vértices del mismo
con un ángulo de enlace L-M-L de 109,5º

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Esquema de esferas en 3d de un complejo tetraédrico

Cuadrada plana

Ejemplo de la disposición espacial en un complejo cuadrado plano

La geometría molecular cuadrada plana es otra estructura posible para un número
de coordinación cuatro, en esta los cuatro ligandos se disponen en un mismo
plano en los vértices de un cuadrado. aparentemente es de energía mayor que la
tetraédrica ya que los ángulos L-M-L son de 90º, pero aquí participan en general
repulsiones debidas a orbitales con pares solitarios que se encuentran en
posiciones polares.

Bipiramidal trigonal

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Ejemplo de la disposición espacial en un complejo bipiramidal trigonal

La geometría molecular bipiramidal trigonal es la que maximiza los ángulos de
separación, y por lo tanto minimiza la energía para un número de coordinación de
cinco. se puede ver como dos tetraedros unidos por la base y está muy próxima
en energía a su isocoordinada. Esta disposición es anisotrópica, los ligandos en
posición ecuatorial se encuentran separados 120º entre sí, pero un ligando
ecuatorial se encuentra separado 90º de uno polar.

Piramidal cuadradado

Ejemplo de la disposición espacial en un complejo piramidal cuadrado

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La geometría molecular piramidal cuadrada se obtiene desplazando ligeramente
uno de los vertices polares de una bipirámide trigonal hasta dejarlo en el mismo
plano que el formado por dos de los vertices ecuatoriales y el restante vértice
polar.

Octaédrica

Ejemplo de la disposición espacial en un complejo octaédrico

La octaédrica es la más típica disposición geométrica para los
elementos de transición, y no resulta difícil ver porqué, si
pusiéramos una esfera en el interior de un cubo (esfera
inscrita), la esfera tocaria las caras del cubo en los
vértices de un octaedro. Esta disposición consta de
cuatro ligandos colocados en un mismo plano
(llamado plano ecuatorial) y un ligando a cada uno de
los lados de ese plano en "posición polar", en esta estructura el
mínimo ángulo entre ligandos es de 90º.

Prismática trigonal

Ejemplo de la disposición espacial de los enlaces en en un complejo prismático
trigonal, el Tris(cis-1,2-difeniletilen-1,2-ditiolato)renio

La geometría molecular prismática trigonal es la siguiente en estabilidad para un
número de coordinación seis, suele ser de menor estabilidad porque implica que
los ligandos de los vértices del prisma queden enfrentados unos a otros, esta
interferencia se minimiza en la disposición octaédrica (que en cierta forma podría
ser considerada un antiprisma trigonal, donde se ha girado la cara superior para
que los vértices no queden enfrentados). Por lo general esta estructura se
presenta por una estabilizacion debida a algún otro factor no exclusivamente
geométrico, por ejemplo por distorsión forzada de orbitales.

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Bipiramidal pentagonal

Ejemplo de la disposición espacial en un complejo
bipiramidal pentagonal

La configuración bipiramidal pentagonal es la
preferida para un número de coordinación siete,
como su nombre lo indica se puede ver como dos
pirámides de base pentagonal unidas por la base.

Antiprismática cuadrada

El complejo [XeF8]2- presenta geometría antiprismatica cuadrada

La geometría molecular antiprismática cuadrada es la configuración de menor
energía entre las tres posibles configuraciones para un número de coordinación
ocho, se puede pensar como un cubo en el que se ha girado la cara superior para
que los vértices no queden enfrentados.

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Esquema de la geometría antiprismatica cuadrada

Bipiramidal hexagonal

El complejo [UO2(Acetato O, O')3] presenta una geometría bipiramidal hexagonal

La estructura molecular bipiramidal hexagonal es la siguiente en estabilidad para
un número de coordinación ocho.

Tetraédrica triapicada

El complejo [Y(OH)8]3+ presenta una
geometría tetraédrica triapicada

La estructura molecular tetraédrica
triapicada es una estructura muy
extraña entre los metales de
transición, pero para elementos de
transición interna resulta ser la estructura que minimiza todas las interacciones
entre ligandos y las distorsiones orbitales por lo que se presenta incluso en
compuestos muy sencillos tales como el
ThCl4. Puede ser racionalizado como un
dodecaedro de caras triangulares.

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Esquema espacial de la estructura tetraédrica triapicada (dodecaedro de caras triangulares

Cúbica

El complejo [U(CNS)8]4- presenta una clara
geometría cúbica

Es la geométricamente menos estable de las
configuraciones para el número de
coordinación ocho y prácticamente no existe
para los elementos de transición, aunque
parece ser bastante común entre los elementos
de transición interna,
principalmente debido a
que los orbitales f(xyz)
apuntan hacia los vértices de un cubo, lo que disminuye la
distorsión de estos orbitales al interactuar con los ligandos.

Prismática trigonal triapicada

El complejo [Pu(H2O)9]3+ es un claro ejemplo de una geometría prismática trigonal
triapicada

La Prismática trigonal triapicada es la geometría más regular y estable que existe
para un número de coordinación nueve. La aproximación más sencilla para
comprender esta estructura tridimensional es imaginarse un prisma trigonal y a
media altura insertar un triángulo de modo que los vertices de este queden
apuntando al centro de las caras cuadradas del prisma.

Índices de coordinación superiores a 9

57


Aunque más de las dos terceras partes de los complejos conocidos presentan
índices de coordinación entre 6 y 9, se conocen algunos ejemplos de lantánidos y
actínidos con índices de coordinación superiores: 10, 11 ó 12.

El número de coordinación 12 presenta un mayor número de ejemplos que el
número de coordinación 10 y son muy pocos los descritos para número de
coordinación 11. Sin embargo debe mencionarse que, en todos los casos, son
complejos que implican ligandos quelato o macrociclo, no se conocen ejemplos de
complejos con índices de coordinación mayores que 9 formados por ligandos
monodentados.

Para un número de coordinación 12, cabría esperar una estructura regular con
forma icosaédrica, sin embargo esta estructura prácticamente no existe en la
química práctica, por el contrario la gran mayoría de las estructuras descriptas
corresponden a tetraedros truncados, cubooctaedros o cubos tetraapicados.

En base a estas estructuras existen trabajos de química computacional que
concluyen que en realidad la mejor manera de plasmar los índices de coordinación
superiores a 9 es mediante esquemas de enlace más simples (tetraedro,
bipirámide trigonal u octaedro) y que las estructuras pseudoregulares observadas
son en realidad una consecuencia de la interacción de los orbitales del ligando
quelato con la gran superficie de los orbitales 4f, 5f, 5d o 6d del grupo central, y no
sólo es debida a la coordinación con los átomos dadores.

Isomería
Isomería es la propiedad que relaciona dos o más compuestos que poseen el
mismo tipo y número de átomos, pero organizados estructuralmente de manera
diferente.

Por razones de claridad se lo ha ubicado en una sección diferente, aunque
técnicamente se encuentra dentro del estudio de la geometría de complejos.

La organización estructural de un determinado complejo es, en general, fija y
estable, y se encuentra determinada por la disposición de menor energía posible,
(esto es más o menos equivalente a decir que adopta la disposición con menores
tensiones internas), sin embargo en algunos de estos casos existe más de una
arquitectura con energías equivalentes o muy similares, lo que permite que los
componentes de ese complejo adopten más de una disposición estructural. En
esos casos se presenta la isomería de complejos.

Existe una gran variedad de tipos de isomería en los complejos de coordinación,
sólo comparable en complejidad por la isomería de los compuestos de carbono.

58


Estereoisomería
Estereoisomería es el tipo de isomería que se produce cuando en dos cumpuestos
existen no sólo el mismo tipo y número de átomos; sino también el mismo tipo y
número de enlaces, pero organizados espacialmente de manera diferente.

El estereoisomerismo puede ser clasificado en:

Isomería geométrica
La isomería geométrica ocurre en complejos octaédricos y cuadrados planos (no
así en los tetraédricos). Cuando dos ligandos ocupan posiciones relativas
diferentes uno con respecto a otro. Así cuando dos ligandos se encuentran
opuestos uno al otro se dice que son trans y cuando son mutuamente adyacentes
se dice que son cis. Cuando tres ligandos idénticos ocupan una de las caras de
una disposición octaédrica, se dice que se trata de un isómero facial o fac. Si los
tres ligandos se encuentran en el mismo plano que el grupo central, se dice que el
isómero es meridional o mer.

Por ejemplo, en un compuesto octaédrico con tres ligandos de un tipo y tres
ligandos de otro, existen dos isómeros geométricos: el mer en el cual cada uno de
los dos grupos de tres ligandos se encuentra en uno de los meridianos, y el fac en
el cual cada grupo de tres ligandos se encuentra en una de las caras del octaédro.

cis-[CoCl2(NH3)4]+ trans-[CoCl2(NH3)4]+
fac-[CoCl3(NH3)3] mer-[CoCl3(NH3)3]

Isomería óptica
La isomería óptica se da cuando la imagen especular de un compuesto no es
superponible con el compuesto original. Se denomina isomería óptica debido a
que los compuestos son ópticamente activos, esto es, que hacen girar el plano de
vibración de la luz polarizada. Este comportamiento desigual se produce porque
los enlaces, que no son más que grupos de electrones, resuenan de manera
diferente sometidos al campo electromagnético que es la luz. En los compuestos
ópticamente activos la suma de todas las resonancias dá como resultados
vectores diferentes, porque los enlaces tienen ciertamente orientaciones
diferentes.

59


se utiliza el símbolo Λ (lambda) para describir la hélice con giro a la izquierda
formada por tres ligandos bidentados, tal como se muestra. De manera similar se
utiliza el símbolo Δ (delta) como prefijo para describir la hélice con giro hacia la
derecha.

Λ-[Fe(ox)3]3− Δ-[Fe(ox)3]3− Λ-cis-[CoCl2(en)2]+Δ-cis-[CoCl2(en)2]+

Isomería estructural
Este tipo de isomería se da cuando el número y tipo de átomos son iguales, pero
enlaces son diferentes entre sí. Existen dos grandes tipos de isomería estructural
en los compuestos de coordinación, la isomería de enlace que se produce cuando
los ligandos que acceden a la esfera de coordinación son los mismos, y la
isomería de esfera de coordinación, en la que los ligandos en la esfera de
coordinación son diferentes.

Isomería de enlace
La isomería de enlace se produce cuando un ligando se puede unir de más de una
forma al grupo central, un claro ejemplo es lo que ocurre con los ligandos
ambidentados, por ejemplo el NO2 es un ligando ambidentado: se puede unir al
grupo central por cualquiera de sus oxigenos (que son equivalents) o por el
nitrógeno.

Isomería de esfera de coordinación
Este tipo de isomería se produce cuando un compuesto de coordinación alterna
los grupos ligandos que acceden a su esfera de coordinación por grupos que se
encuentran fuera de la misma en el retículo sólido (ver agua de cristalización). Por
ejemplo, el CrCl3(H2O)6 existe en tres formas comunes: [Cr(H2O)]Cl3 (de color
violeta), [Cr(H2O)5Cl]Cl2·H2O (de color verde), y [Cr(H2O)4Cl]Cl·2H2O (también de
color verde). En los compuestos segundo y tercero, el agua ha sido desplazada de

60


la esfera de coordinación por iones cloruro y su lugar pasa a ocupar posiciones en
en el retículo sólido del cristal.

Estructura electrónica de los complejos
Prácticamente todas las propiedades que se observan en los complejos son
producto de sus estructuras electrónicas, esto es, son funciones de la manera en
que los electrones se organizan dentro de la molécula, tratar de entender entonces
como es que estos electrones se encuentran organizados es una buena forma de
tratar de empezar a entender las propiedades de los complejos.

A partir de los descubrimientos de Werner, comenzaron a aparecer diferentes
modelos teóricos que trataron de explicar los extraños comportamientos
observados en los complejos.

Hacia 1929 aparece la teoría del campo cristalino (TCC) propuesta por los físicos
Hans Bethe y Van Vleck, que permite explicar de manera conceptualmente muy
sencilla el color y las propiedades magnéticas de los complejos, aunque no se
correlaciona de buena manera con todos los complejos, ni permite explicar la
naturaleza de los enlaces.

Hacia 1933 Linus Pauling introduce la teoría del enlace de valencia (TEV), que
trata de explicar el porqué de la direccionalidad de los enlaces en los compuestos
y comienza a dar una explicación de la naturaleza de los mismos.

La teoría de orbitales moleculares (TOM) es una consecuencia natural de la teoría
del enlace de valencia que avanza sobre los aspectos cuánticos del enlace
químico, permite una comprensión mucho más profunda de los fenómenos
implicados en la formación de un enlace químico y permite explicar los
comportamientos de muchas clases de complejos, sin embargo para muchas
aplicaciones resulta demasiado complicada.

La teoría del campo de ligandos (TCL) es un modelo combinado que permite una
derivación sencilla de la teoría de orbitales moleculares, utilizando para resolver
las ecuaciones formales una aplicación de la teoría de grupos. Goza casi de la
misma sencillez conceptual que la teoría de campo cristalino y permite explicar de
manera razonablemente precisa una gran cantidad de compuestos.

En todas las disciplinas científicas siempre se trata de utilizar el modelo más
sencillo que sirva para explicar cada situación en particular, es por ello que, a
pesar de que la teoría de orbitales moleculares es la que brinda una simulación
más realista, en general para situaciones sencillas se suele utilizar la teoría de
campo cristalino como modelo.

61


Teoría del campo cristalino (TCC)
Esta teoría considera sólo la geometría de los orbitales d de un catión central y su
interacción con unos ligantes considerados como cargas negativas puntuales.
Según este modelo los ligandos son atraídos por la carga positiva del metal, pero
al aproximarse generan repulsiones sobre los electrones d del catión deformando
los orbitales en los que estos se encuentran. Un orbital deformado presenta una
mayor energía que uno con su forma "natural" por lo que los electrones tienden a
ocupar posiciones en los orbitales "nativos" siempre que resulte posible, esto es
siempre que la diferencia de energía entre los orbitales de mayor y los de menor
energía no sea menor que la energía de apareamiento debida a la repulsión de los
electrones en un mismo orbital.

Un ejemplo sencillo es lo que ocurre para un complejo octaédrico, si se hace la
suposición de que los ligandos
avanzan sobre los ejes de un
sistema cartesiano
tridimensional, los orbitales que
se van a ver principalmente
afectados son los que tienen
componentes principales sobre
estos ejes. al ver el gráfico de
orbitales d se puede notar que
estos orbitales son el d z2 y el
dx2-y2. Como consecuencia
aumentan su energía y se
separan del resto de los
orbitales d, formando dos
subgrupos de orbitales: el
grupo de alta energía eg y el
grupo de baja energía t2g.

Modelo espacial de los orbitales "d"

El grado de separación entre orbitales eg y t2g va a depender de la fuerza de los
ligantes, es decir del grado en que estos ligantes sean capaces de deformar los
orbitales d. La serie espectroquímica es una tabla empírica que ordena los

62


ligandos de acuerdo al grado de separacíon que causan en los orbitales d, de
menor a mayor fuerza son:

I− < Br− < S2− < SCN− < Cl− < NO3− < N3- < F− < OH− < C2O42− < H2O < NCS− <
CH3CN < py < NH3 < en < 2,2'-bipiridina < phen < NO2− < PPh3 < CN− < CO

Según este modelo las transiciones electrónicas entre estos orbitales d de
diferente energía son las responsables de las absorciones de determinadas
longitudes de onda que dan color a los complejos (a menor longitud de onda
mayor energía y por tanto mayor fuerza del ligando).

Cuando la separación entre orbitales de baja energia y de alta energía es mayor
que la energía de apareamiento de los electrones, todos los electrones tienden a
ocupar posiciones en los orbitales de baja energía de acuerdo al principio de
Aufbau, formando lo que se conoce como un complejo de bajo espín. Por otro lado
si la separación entre orbitales es menor que la energía de apareamiento, los
electrones tienden a ocupar todos los orbitales (sean de baja o alta energía) antes
de empezar a aparearse de acuerdo a la regla de Hund, formando lo que se
conoce como un complejo de alto espín.

De acuerdo a este modelo la cantidad de electrones en condiciones de espín
apareado o desapareado, son las responsables de las propiedades magnéticas de
los complejos.

Teoría del enlace de valencia (TEV)
La teoría del enlace de valencia es principalmente un avance geométrico sobre
una estructura de Lewis. Básicamente se basa en la idea de que varios orbitales
atómicos diferentes pueden combinarse de manera lineal (esto es siguiendo las
operaciones del álgebra lineal) para formar orbitales híbridos de iguales energías y
con una disposición particular en el espacio.

Linus Pauling, utilizando las ideas de un trabajo previo de Walter Heitler y Fritz
London , desarrolla entre 1.930 y 1.940 esta nueva teoría sobre el enlace
covalente diciendo que se forma por solapamiento o superposición de dos
orbitales atómicos, de modo que los electrones compartidos pertenecen a la vez a
los orbitales de los dos elementos enlazados. En otras palabras, esta teoría
supone que la formación del enlace covalente ocurre porque se produce el
solapamiento o traslape de los orbitales atómicos de los átomos participantes, y
que este emparejamiento tiene lugar de modo tal que se produzca el
apareamiento de electrones con espines electrónicos de signo contrario; dando
lugar a una región espacial de densidad electrónica aumentada común a ambos
átomos.

63


En pocas palabras esta teoría establece que un enlace químico se forma cuando
se combinan de manera lineal orbitales de diferentes átomos en determinadas
regiones del espacio, sin embargo se distingue de la teoría de orbitales
moleculares en que la teoría del enlace de valencia considera a los electrones
como pertenecientes a cada átomo en particular.

Para su comprensión es necesario tener en cuenta que únicamente interesarán
los orbitales más exteriores de la estructura atómica, y que en la forma espacial
que adquieren se ven favorecidas aquellas estructuras de hibridación que
maximizan las interacciones para formar enlaces, esto es, que aumentan el
solapamiento o traslape de orbitales.

La teoría del enlace de valencia forma parte y complementa a la teoría de orbitales
moleculares. La teoría de orbitales moleculares puede predecir propiedades
magnéticas (diamagnetismo y paramagnetismo) de una forma más directa,
aunque la teoría de enlace de valencia en una forma complicada genera los
mismos resultados.

Teoría de orbitales moleculares (TOM)
La Teoría de orbitales moleculares hace uso de una combinación algebraica lineal
de funciones de onda de orbitales atómicos para formar orbitales híbridos, en este
sentido se parece a la Teoría del Enlace de Valencia, con la diferencia de que la
teoría de orbitales moleculares considera que los orbitales de valencia atómicos
desaparecen al formarse un compuesto quedando en su lugar orbitales
moleculares que cubren enteramente a la molécula. Un orbital molecular no es
más que un orbital de Schrödinger que incluye en su planteamiento a más de un
núcleo atómico.

La teoría de orbitales moleculares indica que se forman tantos orbitales
moleculares como orbitales atómicos de valencia hay disponibles para formarlos.
Así, si se trata de un compuesto que posee dos átomos uno con un orbital s y otro
con un orbital s y tres orbitales p, la molécula formada poseerá cinco orbitales
moleculares.

Estos orbitales moleculares se dividen en enlazantes, no enlazantes y
antienlazantes. Los orbitales enlazantes son aquellos en los que los electrones
tienden a pasar la mayor parte del tiempo formando una zona con alta densidad
de carga entre los núcleos atómicos, esta zona provoca interacciones atractivas
núcleo-electrones-núcleo que mantienen unidos a los átomos entre sí. Un orbital
no enlazante es muy similar a un orbital atómico (en la combinación lineal posee
mayor proporción de orbital atómico que de orbital molecular), y se encuentra
ubicado en estratos profundos de la molécula, un electrón en este tipo de orbitales
tiende a pasar aproximadamente el mismo tiempo cerca de cada núcleo sin
generar una verdadera densidad de carga entre ambos, por lo que las fuerzas
atractivas núcleo-electrones-núcleo son aproximadamente de la misma magnitud

64


que las de repulsión entre núcleos. Un orbital antienlazante es aquel en donde los
electrones pasan la mayor parte del tiempo alejados de los núcleos, por lo que las
repulsiones núcleo-núcleo que se producen son mucho mayores que las
atracciones núcleo-electrones-núcleo.

Los electrones provistos por cada átomo participante se distribuyen dentro de los
orbitales moleculares según la regla de Hund, si hay muchos electrones en
orbitales enlazantes el compuesto tiene una alta tendencia a formarse y resulta
muy estable, y si hay igual número de electrones en orbitales enlazantes que en
no enlazantes el compuesto no se forma.

La teoría de orbitales moleculares arriba a resultados similares a los de la
hibridación de orbitales atómicos descriptos por la teoría del enlace de valencia,
para describir la geometría de moléculas y entre ellas la geometría de complejos,
además permite predecir de manera muy acertada la reactividad química, las
propiedades magnéticas, el color y hasta la conductividad eléctrica de diferentes
substancias. Es muy útil para la confección de modelos computacionales de
moléculas, en especial de moléculas extremadamente grandes, y resulta muy fácil
de entender para un planteamiento con un número pequeño de átomos. En cierta
forma se puede considerar a la teoría del enlace de valencia una especie de caso
límite de la teoría de orbitales moleculares. Sin embargo sus soluciones resultan
demasiado complejas para resolverlas sobre papel a partir de un número
relativamente pequeño de átomos. (Como ejemplo, según esta teoría un complejo
con un átomo central del bloque d, y cinco ligandos del bloque p, posee 29
orbitales moleculares, y eso considerando ligandos monoatómicos), por lo que
muchas veces resulta más sencillo utilizar la TEV.

Teoría del campo de ligantes (TCL)

La teoría del campo de ligantes que en cierta forma puede considerarse un híbrido
entre la teoría de orbitales moleculares y la teoría del campo cristalino; representa
en realidad una aplicación basada en la teoría de grupos de la teoría de orbitales
moleculares. Permite describir el enlace, la disposición geométrica de orbitales, las
características magnéticas y los colores de los compuestos de coordinación sin las
limitaciones que presenta la TCC y con menores dificultades que la TEV.

El análisis por TCL es muy similar al que se hace por orbitales moleculares, pero
resulta altamente dependiente de la geometría del complejo, ya que sólo hace uso
de los orbitales que "geométricamente hablando" pueden formar enlaces, para
combinarlos en orbitales moleculares. Esto simplifica notoriamente los
planteamientos y los resultados y permite arribar a conclusiones válidas sin tener
que recurrir al uso de complicados modelos computacionales.

Coloración de los complejos

65


Una sustancia posee color cuando absorbe determinadas longitudes de onda
electromagnéticas comprendidas dentro del rango visible.

La absorción de determinadas longitudes de onda es debida a la transición entre
dos estados energéticos de los electrones que forman los orbitales de un átomo, o
los enlaces de una molécula.

Cada tipo de electrón puede absorber sólo determinadas cantidades de energía,
esto debido a la naturaleza del orbital atómico o molecular que ocupa.

Como la diferencia de energía entre dos niveles electrónicos es igual a la energía
del fotón absorbido, es posible relacionar esta energía con la longitud de onda del
fotón

según: ΔEelectrón=Efotón= hν = hc/λ

Donde: ΔE= Diferencia de energía, h=constante de Planck, ν= Frecuencia de la
onda, c=velocidad de la luz y λ=Longitud de onda

Luego cada transición electrónica absorbe determinadas longitudes de onda de
luz. Si la transición absorbe longitudes de onda dentro del rango visible (420 a 750
nm), entonces el compuesto, al ser iluminado con luz blanca, se ve coloreado; y
precisamente del color complementario al color absorbido. Por ejemplo un
compuesto que absorbe luz roja mostrará un color compuesto por los colores azul
y verde que no son absorbidos, uno que absorba el color verde mostrará color
violeta (rojo y azul), uno que absorba azul mostrará color amarillo (verde y rojo),
etc.

Los colores notablemente intensos y vistosos de los compuestos de coordinación
están determinados por la diferencia de energía (D) entre los conjuntos de
orbitales eg y t2g en sus iones complejos. Cuando el ion absorbe luz en el intervalo
visible, los electrones son excitados (saltan) del nivel de energía más bajo t 2g al
más alto eg.

Por ejemplo si consideramos al ion [Ti(H2O)6]3+, el cual da lugar a disoluciones
púrpuras en agua. El ion hidratado Ti3+ es un ion d1, con el electrón d en uno de
los tres orbitales t2g de menor energía. La diferencia de energía (D) entre los
orbitales eg y t2g en este ion corresponde a la energía de los fotones que abarca el
intervalo verde y amarillo. Cuando la luz blanca incide sobre la disolución, estos
colores de la luz se absorben, y el electrón salta a uno de los orbitales e g. Se
transmite luz roja, azul y violeta, así que la disolución se ve púrpura.

Los espectros de absorción muestran las longitudes de onda absorbidas por un
ion metálico con diferentes ligandos, y por iones metálicos diferentes con el mismo
ligando.

66


A partir de datos como estos, es posible inferir la estructura de los orbitales d que
intervienen en el complejo ya que relacionamos la energía de la luz absorbida con
los valores de D (diferencia de energía entre orbitales de alto y bajo espín) y
surgen dos observaciones importantes:

Para un ligando dado, el color depende del estado de oxidación del ion metálico.
Una disolución del ion [V(H2O)6]2+ es violeta, y una disolución del ion [V(H2O)6]3+
es amarilla. Para un ion metálico dado, el color depende del ligando. Esta
observación permite clasificar a los ligandos en la serie espectroquímica arriba
comentada.

Propiedades magnéticas de los complejos

En general las propiedades magnéticas dependen del número de electrones
desapareados que posea el complejo. Cuando haya uno o más electrones
desapareados, el complejo será paramagnético y se verá atraído por los campos
magnéticos en grado proporcional al número de electrones desapareados. Si no
hay electrones desapareados, el compuesto será diamagnético y se verá
ligeramente repelido por los campos magnéticos. Como al estar desapareados, la
energía del sistema es menor, si el desdoblamiento energético es pequeño, es
más favorable la situación en la cual los electrones están desapareados,
ocupando los orbitales d superiores e inferiores (configuración de alto espín) ,
mientras que si el desdoblamiento es grande, los electrones estarán apareados en
los niveles d inferiores (configuración de bajo espín). En el primer caso, el
complejo es fuertemente paramagnético, mientras que en el segundo sólo lo es
débilmente (5 e- desapareados frente a 1).

Propiedades químicas de los complejos Complejos en los seres vivos

Vitamina B12, un complejo de cobalto

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Grupo heme, un complejo que contiene hierro

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4° comp inorganicos

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