(Ciencias de Joseleg)(Química)(Lenguaje químico)(Formulación y nomenclatura inorgánica) (Ejercicios resueltos)(Introducción)(Historia)(Generalidades de la nomenclatura tradicional)(Generalidades de la nomenclatura Stock)(Generalidades de la nomenclatura sistemática)(Nomenclatura de isótopos)(Formulación química)(Fórmulas químicas teóricas)(Elementos)(Hidruros no metálicos)(Óxidos)(Hidróxidos)(Oxácidos)(Iones)(Sales)(Referencias bibliográficas)(Versión documento word)
Las sustancias elementales son entidades físicas
macroscópicas formadas por un único tipo de átomos, definiendo único tipo de
átomos como aquellos con una misma carga positiva, o lo que es lo mismo, como
átomos pertenecientes a un mismo elemento “pero pueden estar mezclados varios
isótopos”. Una característica de la mayoría de las sustancias elementales es
que su carga o estado de oxidación corresponde a la que se toma como referencia de
estabilidad, en otras palabras, estas sustancias marcan el 0 electrónico sobre el cual se determinan los estados de
oxidación cuando reaccionan. Al ser entidades físicas macroscópicas, estas
entidades poseen propiedades físicas, químicas y lo más importante, poseen
estados de materia a determinadas temperaturas y presiones. Los dos estados más
comunes son los gases y los metales puros, aunque algunas sustancias pueden
presentarse como líquidos como en el caso del bromo (Bird, 1976; Finlayson-Pitts & Pitts Jr, 1999;
Nikitin, 1974).
Aunque formalmente se los conoce como moléculas diatómicas,
la verdad es que la mayoría son gases bajo las condiciones termodinámicas
estándar. Son aquellos que están formados por dos átomos del mismo elemento
químico. Este arreglo se debe a la existencia de un mínimo en el potencial al
cual se encuentran sometidos los átomos. Aunque el prefijo di sólo significa
dos, normalmente se sobrentiende que la molécula tiene dos átomos del mismo
elemento. Los gases nobles no forman moléculas diatómicas: esto puede ser
explicado usando la teoría orbital molecular.
Una molécula diatómica se caracteriza por poseer un enlace
covalente casi perfecto, y si no tomamos en cuenta las fluctuaciones
indeterministas de la cuántica esto implica que los electrones que forman el
enlace entre los dos núcleos son compartidos de manera perfecta, lo cual a su
vez implica la no generación de momentos polares/cargas fijos. Dado que la
generación de polos es muy momentánea, estos gases apenas si interactúan
molecularmente, por lo que poseen puntos de fusión y ebullición muy bajos.
Recordemos que si una molécula posee polaridad puede interactuar tendiendo a
unirse con otras moléculas del mismo tipo o de otros tipos, lo cual conlleva a
la formación de los estados líquido y sólido más fácilmente a menores
temperaturas.
Los elementos que se encuentran en estado diatómico bajo una
situación de 100 000 Pa (1 bar) y 298 K (25 °C) son: hidrógeno, nitrógeno,
oxígeno y los halógenos: flúor, cloro, bromo, yodo, y probablemente también el
astato. La astatina es tan rara en la naturaleza (su isótopo más estable tiene
una vida media de sólo 8,1 horas) que habitualmente no se la tiene en cuenta.
Muchos metales son también diatómicos cuando se encuentran en estado gaseoso,
aunque sus puntos de fusión y ebullición son más altos. Además, algunas
moléculas diatómicas como el difósforo son altamente reactivas.
Durante el siglo XIX se pensaba que los elementos en estado
gaseoso podían ser diatómicos, pero no se había confirmado. De hecho, John
Dalton dijo en su teoría atómica que los elementos eran monoatómicos y que los
átomos del mismo elemento tenían el mismo peso atómico. Por ejemplo, Dalton
pensó que la fórmula del agua era HO. En consecuencia, de esto se realizaron
cálculos erróneos sobre la masa y pesos moleculares de algunos compuestos
básicos. En 1805, Gay-Lussac y von Humboldt mostraron que el agua estaba
formada por dos hidrógenos y un oxígeno. En 1811, Amedeo Avogadro concretó la
exacta composición del agua, basándose en lo que hoy se conoce como Ley de
Avogadro y la evidencia de la existencia de moléculas diatómicas homonucleares.
No obstante, estos resultados fueron ignorados en su mayor parte hasta 1860.
Esto fue, en parte, por la creencia de que los átomos de un elemento no tenían
ninguna afinidad química hacia átomos del mismo elemento. Además, algunos
conceptos de la disociación de moléculas no estaban explicados en la Ley de
Avogadro. En 1860, en el Congreso de Karlsruhe sobre masas y pesos atómicos,
Cannizzaro revivió las ideas de Avogadro y las usó para realizar una tabla
periódica de pesos atómicos, que tenían bastante similitud con los actuales
valores. Estos pesos fueron un importante prerrequisito para el descubrimiento
de la Tabla periódica de Dmitri Mendeléyev y Lothar Meyer (Gardner, 1979; Giunta, 2001).
La mayoría de los textos de química no se molestan en
presentar la formulación y la nomenclatura de las sustancias diatómicas, así
como de los sólidos moleculares compuestos por elementos en estado de pureza,
lo cual puede llegar a ser problemático una vez iniciado el tema de
estequiometria y balanceo de ecuaciones químicas. Para la formulación de los
gases diatómicos hay que tener en cuenta que estos se forman con enlaces
covalentes perfectos, por lo que no existen diferencias de electronegatividades.
De hecho, durante los procesos redox a los gases diatómicos se los asume como
estado de oxidación cero
A pesar de lo anterior, la cantidad de enlaces que forman
las moléculas de dos átomos si es directamente proporcional a uno de los
estados de oxidación, por lo que podemos enunciar como regla general que: La
cantidad de enlaces de una molécula diatómica monoelementaria es igual al valor
absoluto del menor estado de oxidación. Como son solo siete gases diatómicos,
mostraremos sus menores estados de oxidación: H(-1), N(-3), O(-2), F(-1), Cl(-1), Br(-1),
I(-1).
En la fórmula molecular simplemente colocamos el símbolo del
elemento seguido por un dos como subíndice:
La cantidad de enlaces covalentes en la formula estructural
será igual al valor absoluto del menor estado de oxidación, y al ser gases
diatómicos simplemente emparejados dos núcleos del mismo elemento de los antes
mencionados:
Dado que los gases elementales son formados por enlaces
covalentes puros, estos son el punto de referencia eléctrico y termodinámico
para los demás cambios químicos, siendo precisamente el cero eléctrico y el 0
energético para cada elemento. Aunque aparentemente las sustancias diatómicas
forman una cantidad de enlaces igual a un estado de oxidación, formalmente para
la suma cero asumiremos que el estado de oxidación formal es precisamente el
cero.
El estado de la materia en el que se presenta una
determinada sustancia se coloca como un sibíndice entre parétesis. Los estados
reconocidos en las fórmulas químicas son: (g) gas, (l) líquido, (s) sólido y
(aq) en una mezcla acuosa llamada disolución. Sin embargo, se debe recordar que
el estado de la materia depende también de las condiciones termodinámicas
externas y de la concentración de la sustancia pura, pues por ejemplo el bromo
y el iodo oscilan entre los estados gaseoso, líquido y sólido en sus
contenedores.
A diferencia de otras sustancias, los las sustancias
diatómicas no poseen un sistema complejo de nomenclatura, normalmente en la
literatura científica, ya sea de química, física, biología o geología emplean
dos formas de nombrarlos. La primera es señalando el estado en que se encuentra
“sólido, líquido o gaseoso”. Sin
embargo, en caso de que no quieran molestarse con señalar cual es el estado de
la materia, simplemente es necesario referirse a estas sustancias como
moléculas.
Tabla 5. En la nomenclatura tradicional se asume que estas moléculas sin diatómicas.
Actualmente se emplea una nomenclatura sistemática para
nombrar a las sustancias diatómicas empleando los prefijos numéricos para
indicar la cantidad de átomos presentes, que es di- ya que son dos siempre en
estos casos. En otras palabras, se aplica la nomenclatura sistemática de
composición.
Esto implica que además de los gases diatómicos podemos nombrar gases
monoelementarios poliatómicos como el ozono que posee tres átomos de oxígeno y
en consecuencia su nombre sería trioxígeno. Al ser esta la
nomenclatura IUPAC es la que se supone que deberíamos emplear.
Tabla 6. En la nomenclatura tradicional se asume que estas moléculas sin diatómicas.
Los gases diatómicos son muy importantes tanto para el
estudio de la química como para el desarrollo de la vida en el planeta Tierra.
Es el gas más abundante en el universo y principal fuente de
energía de las estrellas (Almqvist, 2003). El hidrógeno puede ser
fuente de energía para la fusión nuclear por medio de los isótopos del deuterio
o del tritio, aunque también se lo puede aprovechar como una fuente de energía
más simple por medio de la combustión con el dioxígeno, esta combustión es muy
potente, y genera agua como residuo. En la actualidad ya existen motores de
combustión interna que funcionan a hidrógeno, pero el problema es producir
dihidrógeno en cantidades industriales, pues no es un gas que se genere
naturalmente en nuestro planeta “lo cual es paradójico, siendo la cosa más
común del universo”. En la actualidad hay dos maneras de producir el
dihidrógeno, la primera por electrolisis y la segunda por supercalentamiento,
ambas requieren insertar energía al agua para separarla en sus dos gases. Se
dice que una vez que se obtenga una fuente de energía alterna para la
electrólisis la tecnología de la combustión interna quedaría automáticamente
obsoleta, pues se puede obtener hidrógeno del agua de mar, también oxígeno y
sal, además la combustión de los dos gases genera agua pura, lo cual sería un
beneficio energético para las ciudades costeras. Sin embargo, esto aún está
fuera del alcance, por lo que para producir hidrógeno la industria debe emplear
una reacción de oxidación del metano para producir monóxido de carbono o
dióxido de carbono más dihidrógeno, por lo que sí, en la actualidad producir
hidrógeno industrial es contaminante (Holladay, Hu, King, & Wang, 2009).
El hidrógeno diatómico gaseoso,
El oxígeno líquido y sólido tienen una ligera coloración
azulada y en ambos estados es muy paramagnético (Almqvist, 2003). El oxígeno
líquido se obtiene usualmente mediante la destilación fraccionada del aire
líquido junto con el nitrógeno. Prácticamente reacciona con la totalidad de los
metales (exceptuando los metales nobles) provocando la corrosión.
La principal utilización del oxígeno, se usa oxígeno líquido en los motores de propulsión de los cohetes, mientras que en los procesos industriales y en el transporte el oxígeno para la combustión se toma directamente del aire. Otras aplicaciones industriales son la soldadura y la fabricación de acero y metanol. Junto con el hidrógeno se lo conoce como uno de los dos gases del futuro, debido a que la producción de hidrógeno a partir de la hidrólisis del agua también genera oxígeno más sal de cocina. El oxígeno puede o bien liberarse a la atmósfera o venderse para mejorar el rendimiento de muchas máquinas que funcionan con motores de combustión interna.
La medicina también hace uso del oxígeno suministrándolo
como suplemento a pacientes con dificultades respiratorias; y se emplean
botellas de oxígeno en diversas prácticas deportivas como el submarinismo o
laborales, en el caso de acceder a lugares cerrados, o escasamente ventilados,
con atmósferas contaminadas (limpieza interior de depósitos, trabajo en salas
de pintura, etc.) El oxígeno provoca una respuesta de euforia en los que lo
inhalan, por lo que históricamente se ha usado como divertimento, práctica que
persiste hoy día. En el siglo XIX también se utilizó, mezclado con óxido
nitroso, como analgésico.
El oxígeno no es un gas que se produzca inorgánicamente en
cantidades masivas, esto precisamente a su alta reactividad con todas las
sustancias menos los metales nobles y los gases nobles. Cuando el oxígeno oxida
a otras sustancias este cambia y se hace parte de una sustancia llamada óxido,
y por lo general los óxidos son o sólidos o líquidos, por lo que queda atrapado
como parte de la corteza de los planetas rocosos. El planeta Tierra es rico en
el gas dihidrógeno debido a que los seres vivos equipados con el fotosistema II
lo generan como un desecho de su metabolismo, al cual denominados simplemente
como la fotosíntesis.
Figura 19. Carl Wilhelm Scheele fue un químico sueco nacido en Pomerania, en
la actual Alemania. Se le conoce por sus trabajos farmacéuticos y por el
descubrimiento de muchos elementos y sustancias químicas, de los que el más
importante fue el oxígeno, de forma independiente y algún tiempo antes que
Joseph Priestley. Scheele fue uno de los mejores químicos del siglo XVIII,
contribuyendo significativamente a poner a Suecia a la vanguardia de la ciencia
química y, principalmente, de la mineralógica de la época. Además, su nombre
puede verse asociado con uno de los mayores misterios de la astrofísica y
astroquímica actuales: la composición de la materia oscura.
El nombre oxígeno que significaba originalmente generador de
ácidos fue dado por Lavoisier en 1774 que a la postre se ha demostrado inexacto
en la medida en que hay numerosos ácidos que no contienen oxígeno— fue
descubierto por el farmaceútico sueco Carl Wilhelm Scheele en 1771 "imagen
anterior", pero su trabajo no obtuvo reconocimiento inmediato y en
ocasiones se atribuye a Joseph Priestley quien lo descubrió independientemente
el 1 de agosto de 1774. Sin embargo, el nombre oxígeno permaneció siendo
adecuado en la medida que las palabras ácido y óxido se dividieron para
distinguir sustancias diferentes. En la actualidad todos los óxidos son
generados a partir del oxígeno, por lo que el nombre generador de óxidos sí que
es bastante adecuado.
El nitrógeno es el gas más abundante de la atmósfera de nuestro planeta, el aire que respiramos es 78,1% dinitrógeno y 21% dioxígeno, pero lo que pasa es que el gas del nitrógeno es severamente inerte, casi no reacciona con nada, por lo que para usarlo los seres vivos requieren de procesos metabólicos complejos que solo poseen las bacterias nitrificantes (Almqvist, 2003). Los seres humanos hemos dominado el proceso de la nitrificación a nivel industrial a través del proceso de Haber. El proceso de Haber transforma el dinitrógeno en amoniaco que puede emplearse como fertilizante (Erisman, Sutton, Galloway, Klimont, & Winiwarter, 2008). También se usa, por su baja reactividad, como atmósfera inerte en tanques de almacenamiento de líquidos explosivos, durante la fabricación de componentes electrónicos (transistores, diodos, circuitos integrados, etc.) y en la fabricación del acero inoxidable.
Figura 20. Daniel Rutherford (Edimburgo, Escocia, 3 de noviembre de
1749-ibídem, 15 de noviembre de 1819) fue un médico, químico, y botánico
escocés. Siendo aún estudiante, descubrió la existencia del nitrógeno (1772),
de manera independiente a estudios paralelos de Scheele, Henry Cavendish
(1731-1810), y Joseph Priestley (1733-1804). Este fue uno de los más famosos
aficionados químicos, y describió la atmósfera como el oxígeno vital (1778),
que llamó «aire desflogisticado», un nombre que significa aire sin flogisto.
El nitrógeno líquido, producido por destilación del aire
líquido, se usa en criogenia, ya que a presión atmosférica se condensa a −195,8
°C; una aplicación importante es también la de refrigerante, para la
congelación y el transporte de comida y la conservación de cuerpos y células
reproductivas (espermatozoides y óvulos) o cualesquiera otras muestras
biológicas. Se utiliza además en la industria alimenticia dentro de las mezclas
para atmósfera modificada, donde sustituye al aire de empaque, con esto se
disminuye el crecimiento microbiano y se evita la oxidación del alimento,
puesto que el nitrógeno desplaza al oxígeno. Las sales del ácido nítrico
incluyen importantes compuestos como el nitrato de potasio (nitro o salitre
empleado en la fabricación de pólvora) y el nitrato de amonio fertilizante.
El nombre nitrógeno significa engendrador de nitros, o mejor
dicho generador de sales nítricas, e considera que fue descubierto formalmente
por Daniel Rutherford en 1772 al dar a conocer algunas de sus propiedades, sin
embargo, por la misma época también se dedicaron a su estudio Scheele que lo
aisló, Cavendish, y Priestley. El nitrógeno es un gas tan inerte que Lavoisier
se refería a él como azote (ázoe) que significa sin vida. Se clasificó entre
los gases permanentes, sobre todo desde que Faraday no consiguiera verlo
líquido a 50 atm y -110 °C, hasta los experimentos de Pictet y Cailletet que en
1877 consiguieron licuarlo. Los compuestos de nitrógeno ya se conocían en la
Edad Media; así, los alquimistas llamaban aqua
fortis al ácido nítrico y aqua regia
a la mezcla de ácido nítrico y clorhídrico, conocida por su capacidad de
disolver el oro.
Es empleado para síntesis orgánicas e inorgánicas de
materiales de alta tecnología, o para crear sustancias dentífricas (Dolbier, 2005). Al estar compuesto con el
elemento más electronegativo el diflúor sufre el mismo destino del dioxígeno,
reaccionar con casi todo lo que encuentra a su paso, siendo en el proceso
encerrado como parte de la corteza del planeta, pero a diferencia del dioxígeno
no hay un proceso que lo retorne a la atmósfera. A causa de ser tan
reactivo y peligroso, el flúor no fue aislado hasta tiempos relativamente recientes,
puesto que en estado puro es sumamente peligroso y es necesario manejarlo con
extremo cuidado.
El primer compuesto de flúor (del latín fluere, que
significa "fluir") que se conoce data de los años 1500, en Alemania.
Se trata de la fluorita (CaF2), por entonces llamada flúores,
después espato de flúor. Es un mineral raro, que se funde fácilmente y era
utilizado como fundente, para fundir otros minerales con mayor facilidad al
mezclarlo con flúores. El mineralogista Georgius Agricola describió el mineral
en 1529. En ese sentido el nombre fluor se puede interpretar como un inductor
de flujo o luqefacción de otras sustancias. En 1670, Enrique Schwandhard
descubrió que, al someter al mineral a algunos ácidos, desprendía un vapor muy
corrosivo, que incluso corroía el vidrio. Utilizó esta propiedad para elaborar
dibujos sobre el vidrio, por lo que mantuvo en secreto la forma de obtenerlo.
Solo muy lentamente se avanzó en el estudio de este mineral. En 1768, Andrés
Segismunod Sargraf estudió el mineral y obtuvo nuevamente el extraño vapor,
informando sobre la característica que ataca al vidrio.
Sin embargo, el primero en estudiar el gas fue Carlos
Sabéele en 1780. A él se le atribuye el descubrimiento del ácido fluorhídrico.
Murió a los 44 años, muy probablemente a causa de una intoxicación sistemática
con los productos que manejaba. En 1813, Ampére hizo la hipótesis de que el
ácido fluorhídrico era un compuesto de hidrógeno con un elemento todavía no
descubierto. Esta hipótesis la hizo por la analogía que tiene este ácido con el
muriático, del que se descubrió el cloro apenas tres años antes. Comunicó su
hipótesis a Humphry Davy. Ampére sugirió el nombre de "pthor" al
nuevo elemento, pero Davy se inclinó por el nombre "flúor".
Desde entonces se sucedió una serie de intentos de aislar el
flúor, todos fallidos, y la mayoría con accidentes de intoxicación. Comenzó el
mismo Davy por medio de electrólisis, descomponiendo el fluoruro cálcico, pero
no lo logró debido a que una vez aislado el flúor en el electrodo positivo, se
combinaba rápidamente con cualquier elemento que estuviese cerca. En el proceso
se intoxicó y probablemente a causa de eso tuvo una muerte temprana. En 1830
los hermanos Tomás y Jorge Knox intentaron aislar el flúor por medios químicos
usando cloro. No lo lograron y también se intoxicaron seriamente. P. Louyel
también lo intentó en la misma época, fracasando también, pero en esta ocasión
la intoxicación le causó la muerte. Edmond Frémy (inicialmente ayudante de
Louyel) abordó el tema con mucha mayor cautela y seguridad, lo que le valió
librarse de la intoxicación. Regresó a la electrólisis, y en el proceso fue el
primero en obtener ácido fluorhídrico puro (anteriormente solo se lo obtenía
mezclado con agua), pero tampoco logró el objetivo.
El químico francés Henri Moissan, inicialmente ayudante de
Frémy, continuó con el intento. probó métodos químicos (usando fluoruro de
fósforo) pero fracasó por lo que decidió intentar con electrólisis. Usó
fluoruro arsénico pero al comenzar a intoxicarse paso al ácido fluorhídrico,
continuando la labor de su maestro. Para que condujera la electricidad agrego
fluoruro de potasio al ácido fluorhídrico puro y logró la electrólisis.6 Para
que el fluor no atacara al electrodo positivo, usó una aleación de platino e iridio,
apoyado en fluorita como aislante, y adicionalmente realizó la electrólisis a
50 grados bajo cero.6 Finalmente, el 26 de junio de 1886, Moissan fue el
primero que obtuvo flúor en forma pura, lo que le valió el Premio Nobel de
Química de 1906. La primera producción comercial de flúor fue para la bomba
atómica del Proyecto Manhattan, en la obtención de hexafluoruro de uranio, UF6,
empleado para la separación de isótopos de uranio. Este proceso se sigue
empleando para aplicaciones de energía nuclear.
El dicloro se obtiene por electrólisis del cloruro de sodio,
generando sodio metálico y dicloro en el proceso “a diferencia de la
electrpólisis del agua, en este caso no se consume tanta energia” (Wisniak, 2002b). El dicloro es famoso debido
a que fue empleado como arma qupímica en la segunda guerra mundial, debido a
que al reacionar con el agua genera el ácido clorídrico que es fuertemente
corrosivo. Una exposición aguda a altas (pero no letales) concentraciones de
dicloro puede provocar edema pulmonar, o líquido en los pulmones. Una
exposición crónica a concentraciones de bajo nivel debilita los pulmones
aumentando la susceptibilidad a otras enfermedades pulmonares. El nombre cloro
obedece a su color verde, dado por el sueco Carl Wilhelm Scheele en 1774.
El bromo es importante especialmente en la industria química
como reactivo. El bromo (del griego bromos, que significa "hedor" o
pestilencia) fue descubierto en 1826 por Antoine-Jérôme Balard, pero no se
produjo en cantidades importantes hasta 1860. Generalmente es un líquido o gas
rojizo oscuro (Wisniak, 2002a).
Es el má
s fácil de obtener de todos los halógenos al ser uno de los
menos electronegativos. Por años se lo ha empleado como colorante de telas,
químicos y tejidos orgánicos, así como potente desinfectante (Abraham, 2006).
También se emplea en el tratamiento de desórdenes de la tiroides. El yodo (del
griego iodes, que significa "violeta") fue descubierto en Francia por
el químico francés Barnard Courtois en 1811 a partir de algas marinas, aunque
no continuó con sus investigaciones por falta de dinero. Posteriormente, el
químico inglés Humphry Davy y el químico francés Gay-Lussac estudiaron por
separado esta sustancia y terminaron identificándola definitivamente como un
nuevo elemento. Ambos dieron el crédito del descubrimiento a Courtois.
A parte de las sustancias diatómicas, las sustancias puras
pueden presentarse como sustancias metálicas, sustancias no metálicas y gases
monoatómicos. Los metales puros son sustancias metálicas que están compuestas
por un mismo tipo de elementos, sin importar la distribución de los isótopos. A
nivel macroscópico esto implica sustancias brillantes con gran conducción
eléctrica y térmica (Chang & Overby, 2011). Como modelo los metales no
conforman moléculas en sí, sino una intrincada red de átomos con miles de
millones de unidades flotando en un super-hiper-mega-macro enlace que los rodea
a todos, denominado el enlace metálico (Anderson, Burdett, & Czech, 1994). Por lo anterior no se
emplean subíndices para indicar la cantidad de átomos en una molécula ya que el
mismo concepto de molécula no aplica para las sustancias metálicas. Al igual
que sucede con los gases diatómicos, los textos de química no se toman mucho
tiempo en explicarnos cuál es el estado de oxidación o la nomenclatura de los
elementos en estado de pureza tal como se manifiestan en su estado de sustancia
macroscópica. De hecho, lo más cercano que tenemos de eso es la distinción
general entre los metales y los no metales.
Aunque el concepto de fórmula no aplica, sí que es necesario
representar o modelar los metales de alguna manera en las ecuaciones químicas
donde empleamos precisamente las fórmulas moleculares. Para ello simplemente se
coloca el símbolo del elemento seguido por el subíndice del estado, que
generalmente es sólido: Na(s); Fe(s); Hg(l).
Los estados de oxidación de los metales elementales puros,
es cero.
Los metales puros poseen una nomenclatura más bien simple,
se los describe con su nombre de elemento seguido por la palabra metálico: sodio metálico; hierro metálico; mercurio metálico.
Los alótropos son diferentes modos en que un cristal
metálico se cristaliza, aunque la apariencia no cambia mucho –no se emplean
fotos para distinguir los alótropos –sus propiedades fisicoquímicas pueden
variar, como las temperaturas de fusión de la solubilidad para formar
aleaciones. Por lo general los alótropos se designan con letras griegas antes
de elementos determinado, un ejemplo serían los alótropos de hierro:
alfa-hierro, gamma-hierro, delta hierro y épsilon hierro. También pueden
emplearse colores como en el caso de los alótropos del fósforo, donde la
diferente organización del cristal amorfo conlleva a la formación de una
sustancia de colores diferentes, como el fósforo rojo, el fósforo blanco o el
fósforo negro.
Tabla 7. Nomenclatura sistemática y nombres comunes de algunos sólidos no metálicos.
Las formas cristalizadas más comunes generalmente reciben
nombres tradicionales, por ejemplo, el alfa-hierro es la forma más común del
hierro y recibe el nombre clásico de ferrita, mientras que el gamma-hierro
recibe el nombre de austenita, mientras que para el carbono se emplean los
nombres de sus minerales macroscópicos grafito, carbón y diamante. El libro
rojo de la nomenclatura inorgánica recomienda que estos nombres sean
provisionales a la espera de que la tecnología permita elucidar la fórmula
cristalina y en consecuencia proponerse un sistema sistemático-racional para
nombrar este tipo de sustancias (Connelly et al., 2005).
Los sólidos no metálicos son sustancias elementales que se
solidifican a temperaturas estándar pero cuyo sólido es opaco, no transmite
bien el calor y/o la electricidad. Muchas de estas sustancias son afectadas por
el fenómeno de la alotropía antes mencionado.
En consecuencia, si no se sabe la fórmula de la sustancia se empleará el
nombre de la sustancia geológica que forma como grafito o diamante. En caso de
conocer la fórmula de la molécula, simplemente se empleará igual que con los
gases diatómicos, sindicando el número de átomos de la molécula seguido por el
nombre del elemento (Connelly et al., 2005).
En caso de que la molécula en cuestión sea un ciclo, debe
anteponerse el prefijo ciclo al indicador del número de átomos separado por un
guion. Todas las sustancias anteriores tienen estados de oxidación cero. Esta
nomenclatura también sirve para nombrar gases poliatómicos con estados de
oxidación diferentes de cero. Existe otro tipo de nomenclatura para los casos
de redes cristalinas más complejas, pero no nos meteremos con eso en esta
sección, para más información puede consultar el libro rojo de la nomenclatura
inorgánica.
El libro rojo de la IUPAC no nos da reglas sistemáticas
paras las aleaciones, que serían las sustancias generadas por las combinaciones
no estequiométricas de varios elementos metálicos y cuyo producto es otro metal
con propiedades nuevas. Dado lo anterior aún seguimos en el mundo de los
nombres triviales en el peor de los casos, o en el mejor de los casos por medio
de una designación porcentual como en la famosa aleación del cual está hecho el
prototipo internacional del kilogramo IPK el cual se describe como 90% platino
y 10 % iridio (BIPM, 2016a, 2016b; Robinson, 2009).
La nomenclatura IUPAC de los gases nobles se desprenden de
lo que ya hemos visto anteriormente, y al ser sus moléculas monoatómicas, el
nombre de dichos gases será antecedido por el prefijo mono. Sin embargo, esta
nomenclatura es rarísima y en su lugar simplemente los llamamos con la expresión gaseoso:
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