Nomenclatura iónica y covalente y valencia para Química HSC
Aprende a usar la valencia, la carga iónica, los estados de oxidación y las reglas de nomenclatura para escribir e interpretar fórmulas iónicas y covalentes.
Supón que te piden escribir la fórmula del óxido de hierro(III). ¿Cuál parece correcta: \(\ce{FeO}\), \(\ce{Fe2O3}\) o \(\ce{Fe3O2}\)?
Una opción tentadora es \(\ce{Fe3O2}\). Al fin y al cabo, el nombre contiene «III» y el óxido tiene una valencia de 2. Pero el número romano no te indica cuántos átomos de hierro debes escribir. Te indica el estado de oxidación del hierro. Después, la fórmula debe construirse de modo que las cargas positivas y negativas se anulen.
Esto da \(\ce{Fe2O3}\).
Esta es la idea central de la nomenclatura química: los nombres y las fórmulas contienen distintos tipos de información, y necesitas saber qué información determina los subíndices.
01Tres ideas que son fáciles de confundir
Antes de nombrar compuestos, distingue tres ideas relacionadas: valencia, carga iónica y estado de oxidación.
| Idea | Qué te indica | Ejemplo |
|---|---|---|
| Valencia | Una medida sencilla de la capacidad de combinación | Mg tiene valencia 2 en compuestos comunes |
| Carga iónica | La carga real que posee un ion | \(\mathrm{Mg}^{2+}\) |
| Estado de oxidación | Un valor con signo asignado a un átomo en una sustancia para llevar la contabilidad electrónica | Mg es \(+2\) en \(\ce{MgCl2}\) |
A nivel de HSC, la valencia es útil como atajo para escribir fórmulas, especialmente para iones monoatómicos conocidos. El magnesio forma habitualmente \(\mathrm{Mg}^{2+}\), por lo que solemos decir que tiene valencia 2. El cloro forma habitualmente \(\mathrm{Cl}^{-}\), por lo que su valencia es 1.
Pero la valencia no es exactamente lo mismo que el estado de oxidación.
La valencia suele escribirse como un número entero sin signo. El estado de oxidación tiene signo y depende del compuesto. Un elemento puede tener varios estados de oxidación.
El hierro, por ejemplo, aparece habitualmente tanto como \(\mathrm{Fe}^{2+}\) como \(\mathrm{Fe}^{3+}\). Por eso nombres como cloruro de hierro(II) y cloruro de hierro(III) necesitan un número romano.
02Las fórmulas iónicas están determinadas por la carga
Imagina un compuesto iónico como una cena con normas muy estrictas: toda carga positiva debe quedar anulada por una cantidad igual de carga negativa antes de que alguien pueda sentarse a la mesa.
Un \(\mathrm{Na}^{+}\) y un \(\mathrm{Cl}^{-}\) funcionan perfectamente:
\[ (+1)+(-1)=0 \]
Por tanto, el cloruro de sodio es \(\ce{NaCl}\).
Ahora prueba con magnesio y cloruro. Un \(\mathrm{Mg}^{2+}\) tiene dos unidades de carga positiva, mientras que cada \(\mathrm{Cl}^{-}\) aporta solo una unidad de carga negativa.
Necesitas dos iones cloruro:
\[ (+2)+2(-1)=0 \]
Por tanto, la fórmula es \(\ce{MgCl2}\).
La imagen de la cena es solo una analogía. Un sólido iónico no está formado por pequeñas moléculas individuales de \(\ce{MgCl2}\) colocadas por parejas. Forma una gran red tridimensional. La fórmula \(\ce{MgCl2}\) indica la proporción más simple de números enteros entre los iones.
Cargas habituales de iones que conviene conocer
No necesitas deducir desde cero todos los iones comunes cada vez.
| Ion o grupo | Carga habitual |
|---|---|
| Iones metálicos del grupo 1, como \(\mathrm{Na}^{+}\), \(\mathrm{K}^{+}\) | \(+1\) |
| Iones metálicos del grupo 2, como \(\mathrm{Mg}^{2+}\), \(\mathrm{Ca}^{2+}\) | \(+2\) |
| \(\mathrm{Al}^{3+}\) | \(+3\) |
| \(\mathrm{Ag}^{+}\) | \(+1\) |
| \(\mathrm{Zn}^{2+}\) | \(+2\) |
| Iones haluro, como \(\mathrm{Cl}^{-}\), \(\mathrm{Br}^{-}\) | \(-1\) |
| Óxido, \(\mathrm{O}^{2-}\) | \(-2\) |
| Sulfuro, \(\mathrm{S}^{2-}\) | \(-2\) |
| Nitruro, \(\mathrm{N}^{3-}\) | \(-3\) |
| Amonio, \(\ce{NH4+}\) | \(+1\) |
| Hidróxido, \(\ce{OH^-}\) | \(-1\) |
| Nitrato, \(\ce{NO3^-}\) | \(-1\) |
| Carbonato, \(\ce{CO3^2-}\) | \(-2\) |
| Sulfato, \(\ce{SO4^2-}\) | \(-2\) |
| Fosfato, \(\ce{PO4^3-}\) | \(-3\) |
Los iones poliatómicos, como el sulfato y el nitrato, se comportan como una sola unidad cargada cuando construyes una fórmula iónica.
Ejemplo resuelto: Escribe la fórmula del óxido de aluminio
Escribe la fórmula química del óxido de aluminio.
Paso 1
El aluminio forma \(\mathrm{Al}^{3+}\). El óxido es \(\mathrm{O}^{2-}\).
Paso 2
El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6.
Dos iones de aluminio dan:
\[ 2(+3)=+6 \]
Tres iones óxido dan:
\[ 3(-2)=-6 \]
Paso 3
\[ \ce{Al2O3} \]
El resultado significa que la proporción neutra más simple respecto a la carga es de dos iones de aluminio por cada tres iones óxido.
Un atajo de «cruzar cargas» también produciría los subíndices 2 y 3. Ese atajo está bien para comprobar tu trabajo, pero el equilibrio de cargas es la razón por la que funciona. Si comprendes las cargas, es mucho menos probable que utilices mal el atajo.
Simplifica siempre una proporción iónica
¿Qué ocurre con el óxido de calcio?
El calcio es \(\mathrm{Ca}^{2+}\) y el óxido es \(\mathrm{O}^{2-}\). Cruzar mecánicamente los 2 podría dar \(\ce{Ca2O2}\).
Pero un ion calcio ya equilibra a un ion óxido:
\[ (+2)+(-2)=0 \]
Por tanto, la proporción más simple es \(1:1\), así que la fórmula es:
\[ \ce{CaO} \]
Las fórmulas iónicas usan la proporción más baja de números enteros.
03Los iones poliatómicos se mantienen unidos
Considera ahora el nitrato de calcio.
El calcio es \(\mathrm{Ca}^{2+}\), mientras que el nitrato es \(\ce{NO3^-}\). Se necesitan dos iones nitrato:
\[ (+2)+2(-1)=0 \]
La fórmula es:
\[ \ce{Ca(NO3)2} \]
Los paréntesis son importantes. El subíndice 2 se aplica al ion nitrato completo.
Sin paréntesis, \(\ce{CaNO3_2}\) no comunicaría correctamente la estructura.
Aquí también hay una regla importante: no cambies los subíndices dentro de un ion poliatómico al equilibrar las cargas. El nitrato es \(\ce{NO3^-}\). No puedes convertirlo en una nueva disposición de nitrógeno y oxígeno solo para que los cálculos sean más cómodos.
Ejemplo resuelto: Escribe la fórmula del sulfato de hierro(III)
Escribe la fórmula química del sulfato de hierro(III).
Paso 1
Hierro(III) significa que el hierro tiene estado de oxidación \(+3\). Para este ion monoatómico de hierro, eso corresponde a \(\mathrm{Fe}^{3+}\).
El sulfato es \(\ce{SO4^2-}\).
Paso 2
El mínimo común múltiplo de 3 y 2 es 6.
Dos iones \(\mathrm{Fe}^{3+}\) aportan \(+6\).
Tres iones sulfato aportan:
\[ 3(-2)=-6 \]
Paso 3
\[ \ce{Fe2(SO4)3} \]
Los paréntesis son necesarios porque hay tres iones sulfato completos.
04Nomenclatura de compuestos iónicos
Escribir la fórmula es una dirección. Las preguntas del HSC pueden darte igualmente una fórmula y pedirte su nombre.
La regla básica es:
- Nombra primero el ion positivo.
- Nombra después el ion negativo.
- Para un ion negativo monoatómico, usa la terminación correspondiente en -uro, salvo nombres establecidos como óxido.
- Mantén el nombre establecido de un ion poliatómico.
- Si el metal puede tener distintos estados de oxidación, indica su estado de oxidación mediante un número romano.
Por ejemplo:
| Fórmula | Nombre |
|---|---|
| \(\ce{NaCl}\) | cloruro de sodio |
| \(\ce{MgO}\) | óxido de magnesio |
| \(\ce{Al2S3}\) | sulfuro de aluminio |
| \(\ce{CaCO3}\) | carbonato de calcio |
| \(\ce{FeCl2}\) | cloruro de hierro(II) |
| \(\ce{FeCl3}\) | cloruro de hierro(III) |
Observa lo que no aparece: prefijos como di-, tri- y tetra-.
No llamas a \(\ce{MgCl2}\) «dicloruro de magnesio» cuando utilizas la nomenclatura iónica estándar. La proporción \(1:2\) se obtiene del equilibrio de cargas, por lo que un prefijo no es necesario.
05Determinar el estado de oxidación de un metal a partir de una fórmula
Supón que te dan \(\ce{Cu2O}\).
El cobre puede tener más de un estado de oxidación, así que decir simplemente «óxido de cobre» omite información útil.
¿Cómo puedes determinar el número romano?
El óxido tiene estado de oxidación \(-2\). El compuesto es neutro, así que los estados de oxidación deben sumar cero.
Sea \(x\) el estado de oxidación de cada átomo de cobre:
\[ 2x+(-2)=0 \]
Por tanto:
\[ 2x=+2 \]
y:
\[ x=+1 \]
Así que \(\ce{Cu2O}\) es óxido de cobre(I).
Ejemplo resuelto: Nombra \(\ce{Co2O3}\)
Nombra el compuesto iónico \(\ce{Co2O3}\).
Paso 1
El oxígeno suele ser \(-2\) en los óxidos ordinarios.
Por tanto, tres átomos de oxígeno aportan:
\[ 3(-2)=-6 \]
Paso 2
Sea \(x\) el estado de oxidación de cada átomo de cobalto.
\[ 2x-6=0 \]
Entonces:
\[ 2x=6 \]
\[ x=+3 \]
Paso 3
El metal es cobalto, su estado de oxidación es \(+3\), y \(\mathrm{O}^{2-}\) es óxido.
El nombre es óxido de cobalto(III).
El número romano III significa \(+3\). No significa que la fórmula contenga tres átomos de cobalto.
06El estado de oxidación no es lo mismo que la carga total de un ion
Esta distinción cobra especial importancia con los iones poliatómicos.
Considera el sulfato, \(\ce{SO4^2-}\).
El ion sulfato completo tiene carga \(-2\). Eso no significa que el azufre tenga estado de oxidación \(-2\).
El oxígeno suele tener estado de oxidación \(-2\). Por tanto, cuatro átomos de oxígeno aportan:
\[ 4(-2)=-8 \]
Los estados de oxidación dentro del ion deben sumar la carga total del ion, \(-2\).
Sea \(x\) el estado de oxidación del azufre:
\[ x-8=-2 \]
por tanto:
\[ x=+6 \]
Así, el azufre tiene estado de oxidación \(+6\) en el sulfato, aunque el ion sulfato en su conjunto tenga carga \(-2\).
Por eso «carga» y «estado de oxidación» no deben utilizarse como términos intercambiables.
Un conjunto compacto de reglas sobre estados de oxidación te será muy útil:
- un elemento por sí solo tiene estado de oxidación \(0\)
- un ion monoatómico tiene un estado de oxidación igual a su carga iónica
- los estados de oxidación suman \(0\) en un compuesto neutro
- los estados de oxidación suman la carga total en un ion poliatómico
- el oxígeno suele ser \(-2\)
- el hidrógeno suele ser \(+1\)
La palabra suele es importante. La química contiene excepciones, y encontrarás algunas de ellas cuando la oxidación y la reducción pasen a ocupar una parte mayor del curso.
07La nomenclatura covalente utiliza un sistema diferente
Considera ahora \(\ce{N2O4}\).
Si intentaras tratarlo como un compuesto iónico, enseguida surgiría un problema. No hay un catión metálico cuya carga deba equilibrarse con la de un anión.
Para compuestos covalentes binarios sencillos, el nombre indica en cambio cuántos átomos aparecen representados en la fórmula.
Predice el nombre de \(\ce{N2O4}\). ¿Sería suficiente «óxido de nitrógeno»?
No. Hay varios compuestos que contienen nitrógeno y oxígeno, por lo que el número de átomos importa. Los prefijos transmiten esa información.
| Número | Prefijo |
|---|---|
| 1 | mono- |
| 2 | di- |
| 3 | tri- |
| 4 | tetra- |
| 5 | penta- |
| 6 | hexa- |
| 7 | hepta- |
| 8 | octa- |
| 9 | nona- |
| 10 | deca- |
Para un compuesto covalente binario:
- nombra el primer elemento
- usa un prefijo numérico cuando haya más de un átomo del primer elemento
- nombra el segundo elemento con la terminación correspondiente a su forma binaria
- usa un prefijo para indicar el número de átomos del segundo elemento, incluido mono- cuando hay uno
El prefijo mono- normalmente se omite en el primer elemento.
Algunos nombres contraen vocales contiguas. Por ejemplo, mono + óxido se convierte en monóxido, no «monoóxido».
Ejemplo resuelto: Nombra \(\ce{N2O4}\)
Nombra el compuesto covalente binario \(\ce{N2O4}\).
Paso 1
Hay dos átomos de nitrógeno. El prefijo para dos es di-.
Esto da dinitrógeno.
Paso 2
Hay cuatro átomos de oxígeno. El prefijo es tetra-, y el oxígeno pasa a denominarse óxido.
La forma resultante es tetróxido.
Paso 3
El nombre es tetróxido de dinitrógeno.
Los prefijos codifican directamente la proporción de átomos \(2:4\) de la fórmula escrita. No la simplifiques a \(\ce{NO2}\) solo porque ambos subíndices sean divisibles por 2. Una fórmula molecular y una proporción empírica iónica cumplen funciones distintas.
Ejemplo resuelto: Escribe la fórmula del hexafluoruro de azufre
Escribe la fórmula del hexafluoruro de azufre.
Paso 1
No hay ningún prefijo asociado al azufre, así que hay un átomo de azufre.
Paso 2
Hexa- significa seis. Fluoruro indica que el segundo elemento es el flúor.
Por tanto, hay seis átomos de flúor.
Paso 3
\[ \ce{SF6} \]
Aquí no hay ningún cálculo de equilibrio de cargas. La palabra hexa- ya te ha indicado el subíndice necesario.
08¿Iónico o covalente? Decide antes de aplicar una regla de nomenclatura
Muchos errores de nomenclatura ocurren porque un estudiante recuerda una regla pero la aplica al tipo equivocado de compuesto.
Usa la composición como primera pista.
| Lo que observas | Tratamiento probable |
|---|---|
| Metal + no metal | Iónico |
| Metal + ion poliatómico | Iónico |
| Amonio + anión | Iónico |
| Dos no metales en un compuesto binario simple | Nomenclatura covalente con prefijos |
Por ejemplo:
- \(\ce{CaCl2}\): el calcio es un metal, así que usa nomenclatura iónica -> cloruro de calcio
- \(\ce{NCl3}\): el nitrógeno y el cloro son no metales, así que usa prefijos -> tricloruro de nitrógeno
- \(\ce{CuSO4}\): cobre más sulfato forma un compuesto iónico -> determina el estado de oxidación del cobre, lo que da sulfato de cobre(II)
Esta regla se centra deliberadamente en los compuestos inorgánicos comunes tratados aquí. Los ácidos, hidratos, compuestos orgánicos y compuestos de coordinación más avanzados requieren reglas de nomenclatura adicionales.
09Un método mejor que memorizar «cruzar cargas»
El método de cruzar cargas puede ser útil, pero se vuelve peligroso cuando sustituye al razonamiento.
Por ejemplo, supón que necesitas la fórmula del sulfato de aluminio.
Sabes que:
\[ \mathrm{Al}^{3+} \]
y:
\[ \ce{SO4^2-} \]
Cruzar las magnitudes de las cargas sugiere:
\[ \ce{Al2(SO4)3} \]
En este caso, el resultado es correcto.
Pero el razonamiento más sólido es:
\[ 2(+3)+3(-2)=0 \]
Esto te indica por qué hay dos iones de aluminio y tres iones sulfato. También te recuerda que el sulfato es un ion intacto, por lo que se necesitan paréntesis.
Usa en su lugar este proceso de decisión:
Del nombre a la fórmula iónica
- Identifica el catión y el anión.
- Escribe sus cargas.
- Encuentra las cantidades más pequeñas de cada uno que hagan que la carga total sea cero.
- Usa paréntesis si se necesita más de un ion poliatómico.
- Comprueba que la proporción no pueda simplificarse.
De la fórmula iónica al nombre
- Identifica el catión y el anión.
- Determina si el metal tiene un estado de oxidación variable.
- Si lo tiene, calcula ese estado de oxidación mediante el equilibrio de cargas.
- Escribe el estado de oxidación como número romano.
- Nombra correctamente el anión.
Del nombre covalente a la fórmula
- Identifica cada elemento.
- Convierte directamente cada prefijo en un subíndice.
- No equilibres cargas en la fórmula.
De la fórmula covalente al nombre
- Cuenta los átomos de cada tipo.
- Convierte los números en prefijos.
- Omite mono- para el primer elemento.
- Da al segundo elemento su terminación binaria correspondiente.
10Los errores más tentadores
Error 1: Tratar un número romano como un subíndice
El cloruro de hierro(III) no es \(\ce{Fe3Cl}\).
El III significa que el hierro tiene estado de oxidación \(+3\):
\[ \mathrm{Fe}^{3+} \]
Cada cloruro es \(\mathrm{Cl}^{-}\), por lo que se necesitan tres cloruros:
\[ \ce{FeCl3} \]
Error 2: Usar prefijos covalentes para compuestos iónicos
\(\ce{CaCl2}\) es cloruro de calcio, no dicloruro de calcio.
El subíndice 2 ya está determinado por las cargas \(\mathrm{Ca}^{2+}\) y \(\mathrm{Cl}^{-}\).
Error 3: Suponer que el subíndice es igual al estado de oxidación
En \(\ce{Fe2O3}\), el hierro no es \(+2\) porque su subíndice sea 2.
Tres átomos de oxígeno a \(-2\) aportan \(-6\). Los dos átomos de hierro deben aportar conjuntamente \(+6\), por lo que cada hierro es \(+3\).
El compuesto es óxido de hierro(III).
Error 4: Olvidar simplificar las proporciones iónicas
Para \(\mathrm{Ca}^{2+}\) y \(\mathrm{O}^{2-}\), cruzar mecánicamente las cargas podría producir \(\ce{Ca2O2}\).
La proporción correcta más simple es:
\[ \ce{CaO} \]
Error 5: Cambiar internamente un ion poliatómico
El sulfato es \(\ce{SO4^2-}\). Si se necesitan tres sulfatos, escribe:
\[ \ce{(SO4)3} \]
No alteres la unidad \(\ce{SO4}\) en sí.
11Preguntas y soluciones
Pregunta 1
Nombra el compuesto \(\ce{K2S}\). Explica por qué el nombre no necesita un prefijo numérico.
Solución 1
El compuesto es sulfuro de potasio.
El potasio es un metal del grupo 1 y forma \(\mathrm{K}^{+}\). El azufre forma el ion sulfuro, \(\mathrm{S}^{2-}\). Por tanto, se necesitan dos iones potasio para equilibrar un ion sulfuro:
\[ 2(+1)+(-2)=0 \]
El compuesto es iónico, por lo que la proporción \(2:1\) está determinada por el equilibrio de cargas. Los prefijos numéricos como di- no se utilizan en el nombre iónico estándar.
Pregunta 2
Escribe la fórmula química del nitruro de magnesio.
Solución 2
La fórmula es \(\ce{Mg3N2}\).
El magnesio forma \(\mathrm{Mg}^{2+}\), mientras que el nitruro es \(\mathrm{N}^{3-}\). La menor carga total común es 6:
\[ 3(+2)=+6 \]
y:
\[ 2(-3)=-6 \]
Por tanto, tres iones magnesio equilibran dos iones nitruro:
\[ \ce{Mg3N2} \]
La proporción \(3:2\) ya es la proporción más baja de números enteros.
Pregunta 3
Escribe la fórmula química del sulfato de aluminio.
Solución 3
La fórmula es \(\ce{Al2(SO4)3}\).
El aluminio forma \(\mathrm{Al}^{3+}\), y el sulfato es \(\ce{SO4^2-}\). Dos iones de aluminio aportan \(+6\), mientras que tres iones sulfato aportan \(-6\):
\[ 2(+3)+3(-2)=0 \]
Por tanto:
\[ \ce{Al2(SO4)3} \]
Los paréntesis son necesarios porque la fórmula contiene tres iones sulfato completos. La fórmula interna \(\ce{SO4}\) no debe modificarse durante el equilibrio de cargas.
Pregunta 4
Nombra \(\ce{MnO2}\), sabiendo que el manganeso puede formar iones con distintos estados de oxidación.
Solución 4
El compuesto es óxido de manganeso(IV).
Cada oxígeno tiene estado de oxidación \(-2\). Por tanto, dos átomos de oxígeno aportan:
\[ 2(-2)=-4 \]
El compuesto es neutro, así que el manganeso debe aportar \(+4\):
\[ x-4=0 \]
\[ x=+4 \]
El número romano IV registra este estado de oxidación. El subíndice 2 pertenece al oxígeno y no significa que el manganeso tenga estado de oxidación \(+2\).
Pregunta 5
Da el nombre covalente binario sistemático de \(\ce{N2O3}\) y determina el estado de oxidación del nitrógeno en el compuesto.
Solución 5
El nombre es trióxido de dinitrógeno, y el nitrógeno tiene estado de oxidación \(+3\).
La nomenclatura y el cálculo del estado de oxidación son dos tareas distintas.
Para el nombre, dos átomos de nitrógeno dan el prefijo di-, y tres átomos de oxígeno dan tri- más óxido:
trióxido de dinitrógeno
Para el estado de oxidación, el oxígeno suele ser \(-2\). Tres átomos de oxígeno aportan:
\[ 3(-2)=-6 \]
Sea \(x\) el estado de oxidación de cada átomo de nitrógeno. Como el compuesto es neutro:
\[ 2x-6=0 \]
\[ 2x=6 \]
\[ x=+3 \]
La distinción importante es que el prefijo di- indica el número de átomos de nitrógeno, mientras que el estado de oxidación \(+3\) describe el estado de contabilidad electrónica asignado a cada átomo de nitrógeno.
Pregunta 6
Un estudiante utiliza el método de cruzar cargas con el óxido de calcio y escribe \(\ce{Ca2O2}\). El estudiante sostiene que las cargas se han copiado correctamente, por lo que la fórmula debe ser correcta. Evalúa el argumento y da la fórmula correcta.
Solución 6
La fórmula correcta es \(\ce{CaO}\), por lo que el argumento del estudiante está incompleto.
El calcio forma \(\mathrm{Ca}^{2+}\), y el óxido es \(\mathrm{O}^{2-}\). Uno de cada uno ya produce una combinación neutra:
\[ (+2)+(-2)=0 \]
Por tanto, la proporción es \(1:1\).
Aunque cruzar mecánicamente las magnitudes de las cargas puede producir la proporción provisional \(2:2\), una fórmula iónica debe reducirse a la proporción más simple de números enteros:
\[ \ce{Ca2O2} \rightarrow \ce{CaO} \]
La trampa consiste en tratar el método de cruzar cargas como una regla que produce la fórmula final. La neutralidad de la carga y la proporción más simple son las reglas reales.
Pregunta 7
Un metal \(X\) puede formar \(X^{2+}\) o \(X^{3+}\). Un compuesto de este metal tiene la fórmula \(\ce{X2O3}\).
Un estudiante afirma que \(X\) debe tener estado de oxidación \(+2\) porque la fórmula contiene el subíndice 2 después de \(X\). Determina el estado de oxidación de \(X\) y explica el error en el razonamiento del estudiante.
Solución 7
El estado de oxidación de \(X\) es \(+3\).
Cada oxígeno tiene estado de oxidación \(-2\). Por tanto, tres átomos de oxígeno aportan:
\[ 3(-2)=-6 \]
Si el estado de oxidación de cada átomo de \(X\) es \(x\), el compuesto neutro debe cumplir:
\[ 2x-6=0 \]
Por tanto:
\[ 2x=6 \]
\[ x=+3 \]
El subíndice 2 nos indica que hay dos átomos de \(X\) en la unidad fórmula. No indica su estado de oxidación. De hecho, los dos átomos de \(X\) deben aportar conjuntamente \(+6\), por lo que cada uno debe ser \(+3\).
Esta es precisamente la razón por la que los estados de oxidación deben calcularse a partir de la fórmula completa en lugar de deducirse de los subíndices cercanos.
Pregunta 8
Un recipiente está etiquetado únicamente como fosfato de cromo. El cromo puede tener estados de oxidación \(+2\) y \(+3\), mientras que el fosfato es \(\ce{PO4^3-}\).
Explica por qué la etiqueta no especifica una fórmula de manera única. Escribe la fórmula que resultaría del cromo(II) y la fórmula que resultaría del cromo(III).
Solución 8
La etiqueta es ambigua porque el cromo puede tener más de un estado de oxidación. Se necesita un número romano para identificar qué ion de cromo está presente.
Para el cromo(II), el ion es \(\mathrm{Cr}^{2+}\), mientras que el fosfato es \(\ce{PO4^3-}\). La menor carga total común es 6:
\[ 3(+2)+2(-3)=0 \]
por lo que el fosfato de cromo(II) es:
\[ \ce{Cr3(PO4)2} \]
Para el cromo(III), las cargas tienen la misma magnitud:
\[ (+3)+(-3)=0 \]
por lo que la proporción es \(1:1\):
\[ \ce{CrPO4} \]
Por tanto, los dos compuestos posibles tienen fórmulas distintas:
- fosfato de cromo(II): \(\ce{Cr3(PO4)2}\)
- fosfato de cromo(III): \(\ce{CrPO4}\)
La ausencia del número romano no es un detalle menor de nomenclatura. Sin él, el estado de oxidación, la proporción de iones y la fórmula química no pueden determinarse de manera única.
12Lo que esto te permite hacer a continuación
La nomenclatura se vuelve mucho más sencilla cuando dejas de tratar los nombres como cadenas de texto que hay que memorizar. Una fórmula iónica es una expresión del equilibrio de cargas. Un prefijo covalente es una instrucción sobre el número de átomos. Un número romano es una indicación del estado de oxidación.
Estas mismas ideas reaparecen casi de inmediato en otras partes de Química. Las fórmulas correctas te permiten ajustar ecuaciones y calcular masas molares, mientras que los estados de oxidación se convierten en una forma de seguir la transferencia de electrones en las reacciones redox. Si puedes observar \(\ce{Fe2O3}\) y explicar por qué el hierro es \(+3\), ya has empezado a utilizar el razonamiento necesario para comprender la oxidación y la reducción, en lugar de limitarte a aprender los nombres de los compuestos.