Formulación y nomenclatura: la IUPAC y sus “recomendaciones”

Muchos compuestos son conocidos desde la antigüedad, por lo que tienen nombres comunes que prevalecen en la actualidad, como la sosa cáustica (NaOH), el yeso (CaSO4·2H2O) o la cal (CaO). Otros muchos son de gran importancia industrial o comercial y son generalmente conocidos por su nombre tradicional, como ocurre con el amoniaco (NH3), el ácido sulfúrico (H2SO4) o el bicarbonato sódico (NaHCO3). Sin embargo, el número de compuestos es tan grande que no tendría sentido asignar a cada uno de ellos un nombre propio, y mucho menos, aprendérselo.

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Diferentes nombres y fórmulas de un mismo compuesto

Pensemos que en la actualidad se conocen 118 elementos distintos y, si cualquier combinación entre ellos fuese posible, podríamos obtener 13 924 compuestos binarios (de dos elementos), 1 643 032 compuestos ternarios (con tres elementos cada uno) o 193 877 776 compuestos cuaternarios (de cuatro elementos), siendo posible, desde luego, combinaciones con un mayor número de elementos por cada compuesto. Y esto sería solo una parte, pues estas combinaciones entre metales y no metales se corresponden con ese grupo que denominamos compuestos inorgánicos. Existe un conjunto mucho más numeroso y variado de compuestos orgánicos, caracterizados por la presencia de carbono, elemento que tiene la capacidad de unirse a sí mismo formando cadenas largas y ramificadas, de gran tamaño, que pueden tener cientos o miles de átomos (incluso más, en moléculas orgánicas de importancia biológica).

La realidad es que no todas las combinaciones posibles son probables, y de ellas sólo algunas se han conseguido identificar en la naturaleza o sintetizar en un laboratorio. Aun así, la Chemical Abstracts Service (CAS), organismo que se encarga de asignar un número identificativo a cada sustancia química que se descubre o se sintetiza, incluye en su registro más de 55 millones de sustancias únicas, orgánicas e inorgánicas, y cada día se añaden más de diez mil.

Con la intención de poner un poco de orden a semejante enjambre de compuestos, se establecen una serie de criterios con los que poder nombrar sin ambigüedades a cada uno de ellos (nomenclatura) y asignarles una fórmula única que los identifique (formulación). De ello se encargan la mencionada CAS, que edita el semanario de resúmenes Chemical Abstracts (CA) y mantiene la base de datos SciFinder, y la IUPAC (International Union of Pure and Applied Chemistry), cuyas recomendaciones para la formulación y la nomenclatura de los compuestos orgánicos e inorgánicos se recogen en dos publicaciones, conocidas como Libro Azul y Libro Rojo, respectivamente.

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La última actualización del Libro Rojo (inorgánica) se hizo en 2005, mientras que la versión más reciente del Libro Azul (orgánica) es de 2013 (imagen).

Las directrices marcadas por la IUPAC son aceptadas internacionalmente y, aunque en ocasiones provocan polémicas o discrepancias, coinciden en lo esencial con las del CAS. Con ellas, es posible asignar un nombre y una fórmula a cada sustancia, de manera unívoca e inequívoca. El aprendizaje y el dominio de estas normas puede resultar un auténtico quebradero de cabeza para los estudiantes de química, complicándose, además, por el uso extendido de nombres comunes, tradicionales o de antiguas nomenclaturas, actualmente en desuso pero que, en ocasiones, debido a la amplia difusión que tienen entre los químicos, los textos científicos o los catálogos comerciales, son aceptados (a veces a regañadientes), aunque no recomendados.

No hay que olvidar, tampoco, la importancia que tiene la traducción del inglés al castellano, pues los anglohablantes tienen la “mala” costumbre de adjetivar antes del nombre, algo que nos obliga a adaptar a nuestra lengua no solo los nombres de los compuestos, sino también el orden que deben tener cada una de las palabras en el nombre. Por ejemplo, la sal común es, químicamente, una sal binaria formada por cloro y sodio. Los ingleses denominan a este compuesto sodium chloride, y en la fórmula aparecen en ese mismo orden, NaCl. Sin embargo, en castellano no tendría sentido decir sodio cloruro, como si sodio fuese un adjetivo, y optamos por invertir el orden de las palabras, de lo que resulta el nombre cloruro de sodio (o cloruro sódico). A veces resulta útil recurrir a nuestros conocimientos elementales de inglés para leer adecuadamente las fórmulas, no de izquierda a derecha, que sería lo natural, sino de derecha a izquierda. Esto, que parece una tontería, antes no se hacía, y en algún libro antiguo aún podemos encontrar ejemplos del tipo ClNa, con los elementos situados en el mismo orden en el que aparecen en el nombre, pero esta costumbre afortunadamente desapareció, adoptándose internacionalmente el orden inglés, lo cual ha facilitado enormemente la comunicación científica a nivel global (aunque a todos los hispanohablantes nos hubiese gustado que la opción elegida fuera la nuestra…).

Con esta entrada se inaugura en el blog una serie dedicada a la formulación y la nomenclatura de las principales sustancias químicas, especialmente enfocada a alumnos de secundaria que tienen su primer contacto con este “lenguaje químico“. En ellas se ofrecerá una explicación detallada de cómo se construyen las fórmulas y los nombres recomendados, aunque se valorará, en cada caso, la utilidad o la necesidad de conocer otras nomenclaturas. Puedes acceder a todas las entradas de esta serie a través de este enlace:

Acceso a Formulación y Nomenclatura

¿Cómo se dedujeron las primeras fórmulas químicas?

A finales del siglo XVIII y principios del XIX se establecieron las leyes ponderales de la química que facilitaron el desarrollo de los primeros modelos atómicos de la materia. Ya se habían identificado gran cantidad de elementos químicos y se sabía que estos se combinaban entre sí para formar compuestos. El reto al que se enfrentaban los químicos entonces era conocer la proporción en que se encontraban cada uno de los átomos de un compuesto para, a continuación, asignarle una fórmula química que lo identificara.

Los químicos conocían métodos de síntesis y de análisis suficientes como para poder determinar el porcentaje en masa de los elementos que formaban un determinado compuesto. Por ejemplo, sabían perfectamente que 100 gramos de óxido de calcio contenían 28’6 gramos de oxígeno y 71’4 gramos de calcio. Si hubiesen conocido las masas de estos elementos habrían calculado la proporción de cada uno de ellos en el compuesto, obteniendo así su fórmula. Pero solo conociendo su fórmula, podrían determinar la relación de átomos y, con ella, sería posible estimar las correspondientes masas atómicas. Es decir, se entraba en un círculo vicioso, ya que los químicos no podían determinar la fórmula por no conocer las masas atómicas, y no podían conocer las masas atómicas por no conocer la fórmula.

La clave se encontraba, pues, en la necesidad de hallar las masas atómicas de cada uno de los elementos químicos. Evidentemente, la masa de un átomo es ínfima, por lo que surgió la idea de definir la masa de los átomos por comparación con la masa del elemento más ligero conocido, el hidrógeno, al cual se le asignó una masa igual a uno (lo que se conoce como unidad de masa atómica). Las masas de los átomos calculadas de esta manera se denominaron pesos atómicos.

Así se pudieron determinar los pesos atómicos de muchos elementos y, con ellos, se dedujeron las fórmulas de gran cantidad de compuestos. En ocasiones se encontraban distintas proporciones para un mismo compuesto, por lo que se recurría a la regla de la máxima simplicidad de John Dalton (1766-1844), según la cual, en caso de duda, la fórmula de un compuesto sería la más sencilla de entre todas las posibles. También resultaba útil cuando dos elementos, A y B, podían formar varios compuestos. En este caso, el compuesto más simple tendría una fórmula del tipo AB, que nos permitiría conocer la relación entre los pesos atómicos de estos elementos y, con ellos, se podrían determinar las fórmulas de otras combinaciones sencillas de A y B (como AB2, A2B…). Sin embargo, esta estrategia no era siempre garantía de acierto, como en el caso del agua, para la que Dalton asigno la fórmula HO, error similar al que cometió con el amoniaco, al que formuló como NH.

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Representaciones de Dalton de algunos elementos y compuestos

Además, las experiencias llevadas a cabo por Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850), que le llevaron a enunciar la ley de los volúmenes de combinación (que dice que los volúmenes de gases que reaccionan o se producen en una reacción química guardan entre sí una relación de números enteros sencillos), entraban en contradicción con el modelo atómico propuesto por Dalton. A modo de ejemplo: según la ley de Gay-Lussac, un volumen de nitrógeno reacciona con un volumen de oxígeno para dar dos volúmenes de óxido nítrico, algo que Dalton negaba con rotundidad, ya que desde su punto de vista, si los átomos son distintos unos de otros, no puede ser que en volúmenes iguales de gases distintos existan el mismo número de átomos, ni que haya el doble de átomos en volúmenes dobles de gases distintos. Es decir, si los átomos de nitrógeno y oxígeno son distintos entre sí, sus tamaños no pueden ser los mismos, y para que reaccionen cierto número de átomos de nitrógeno con el mismo número de átomos de oxígeno, harán falta volúmenes diferentes de cada uno de estos gases. Y lo mismo ocurrirá con el volumen de óxido nítrico obtenido, que no puede coincidir con la suma de los volúmenes de nitrógeno y oxígeno. Esto planteaba un gran dilema, pues Dalton había elaborado un sólido modelo teórico que, además, permitía explicar las leyes ponderales, pero los experimentos llevados a cabo por Gay-Lussac eran meticulosos y precisos. Había que buscar la manera de adaptar la teoría atómica a las incuestionables evidencias.

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Joseph Louis Gay-Lussac (1778-1850)

Un nuevo enfoque a este controvertido asunto fue propuesto en 1811 por Amadeo Avogadro (1776-1856), quien planteó un modelo dinámico para explicar la naturaleza y el comportamiento de los gases, cuya hipótesis principal era que las partículas se encuentran en movimiento manteniendo grandes distancias entre ellas, por lo que sus dimensiones son muy pequeñas frente al volumen total del recipiente que las contiene, y se puede suponer que volúmenes iguales de gases distintos (en las mismas condiciones de presión y temperatura) contienen el mismo número de moléculas. Además, resuelve el problema de los volúmenes de combinación considerando que los gases elementales (como el hidrógeno, el oxígeno, el nitrógeno o el cloro) no estaban formados por átomos sino por moléculas diatómicas (con dos átomos cada una).

Así, por ejemplo, se podía interpretar la reacción entre el cloro y el hidrógeno, para formar cloruro de hidrógeno. Experimentalmente se comprobaba que un volumen de cloro reaccionaba con otro volumen de hidrógeno para formar dos volúmenes de cloruro de hidrógeno. Teniendo en cuenta que el número de partículas es el mismo en volúmenes iguales, la reacción puede interpretarse como que una molécula de hidrógeno reacciona con una molécula de cloro para producir dos moléculas de cloruro de hidrógeno. Para que esto tenga sentido, debe suponerse que tanto la molécula de hidrógeno como la de cloro tienen cada una dos átomos. Esta suposición se pudo confirmar posteriormente, por lo que siempre que estas sustancias intervienen en las reacciones químicas se representan como H2, O2, N2, Cl2, F2, Br2 o I2.

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Amadeo Avogadro (1776-1856)

Las aportaciones de Avogadro no tuvieron repercusión en su momento pero medio siglo después (en 1858) resurgieron gracias a Stanislao Cannizzaro (1826-1910), quien las utilizó para poder calcular pesos atómicos aproximados y, a partir de ellos, deducir pesos atómicos exactos.

Aunque los términos de peso atómico y molecular están muy extendidos, es más correcto y, actualmente, es lo recomendado, hablar de masa atómica y molecular, ya que el peso es una manifestación de la masa cuando interacciona con un campo gravitatorio.

Con esto se conseguía una salida práctica a aquel círculo vicioso del que hablábamos al principio, y los químicos de la época empezaron a conocer pesos atómicos cada vez más precisos, con los que determinar la relación de átomos en las moléculas, a las que se podía representar, finalmente, mediante fórmulas químicas.

Las fórmulas son una representación de la composición de una sustancia y están constituidas por un conjunto de letras (símbolos de los elementos), con subíndices que indican el número de átomos que forman parte de la molécula.

La combinación de elementos: los compuestos y las leyes ponderales de la química

Para los químicos del siglo XVIII, un compuesto era una sustancia formada por dos o más elementos y que podía ser separada en estos elementos utilizando los procedimientos químicos adecuados. Se sabía que al suministrar calor a un metal en el aire se obtenía el óxido correspondiente (síntesis) y algunas sustancias se descomponían en sus elementos (análisis). La generalización del uso de las balanzas en los laboratorios de la época permitió el desarrollo de los estudios de estas reacciones y de los compuestos que en ellas participaban. Así se conocieron las leyes ponderales de la Química (ponderal significa relativo al peso o masa de un cuerpo), o leyes estequiométricas (relativas a la proporción en la que se combinan los elementos entre sí).

La ley de Lavoisier (ley de conservación de la masa)

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Antoine Lavoisier (1743-1794)

El francés Antoine Lavoisier es considerado el padre de la Química moderna ya que, gracias a sus estudios experimentales y al tratamiento sistemático que hizo de los mismos, consiguió dignificarla y elevarla a la categoría de disciplina científica. En estudios previos se había comprobado que los metales conseguían un notable aumento de masa cuando se oxidaban, o que en las combustiones se producía una pérdida de masa, hechos que se interpretaban suponiendo la existencia de una sustancia intangible, denominada flogisto, que poseían los cuerpos y que podía ser desprendida o incorporada por las sustancias involucradas en una reacción química. Las experiencias llevadas a cabo por Lavoisier, con reacciones en recipientes cerrados, permitieron desterrar definitivamente la teoría del flogisto (aceptando la participación del oxígeno en las combustiones) y le condujeron hacia la ley de conservación de la masa, según la cual:

En toda reacción química la masa de los reactivos es siempre igual a la masa de los productos.

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La ley de Proust (ley de las proporciones definidas)

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Joseph Louis Proust (1754-1826)

A finales del siglo XVIII y principios del XIX, el químico francés Joseph Louis Proust realizó gran cantidad de experiencias con las que estudió la composición de una serie de sustancias, dictaminando que:

Las proporciones mediante las que se combinaban los elementos para formar un determinado compuesto eran siempre las mismas, independientemente de la procedencia o de la manera en que estos compuestos habían sido obtenidos.

Esta conclusión, que en la actualidad se denomina ley de Proust, explica que, por ejemplo, en el agua siempre se encuentre que por cada gramo de hidrógeno hay ocho gramos de oxígeno. Esta idea encontró gran oposición en el químico francés Claude Louis Berthollet, quien había identificado un elevado número de sustancias formadas por la unión de elementos en proporciones variables. Un ejemplo de tales sustancias sería el óxido ferroso, en el que la proporción de hierro y oxígeno no es constante, oscilando entre 48 y 53 gramos de hierro por cada 16 gramos de oxígeno.

Gracias a las evidencias experimentales y al apoyo de otros científicos, como Berzelius, Proust se granjeó la confianza de la comunidad científica y sus planteamientos fueron finalmente aceptados. Aquellos compuestos que cumplen la ley de Proust se denominan compuestos estequiométricos y se consideran compuestos químicos verdaderos. Sin embargo, las ideas de Berthollet no estaban del todo equivocadas ya que, efectivamente, existen multitud de compuestos químicos que no cumplen estrictamente la ley de Proust, y que se denominan compuestos no estequiométricos o berthólidos, y que algunos científicos no consideran auténticos compuestos químicos.

Ley de Dalton (ley de las proporciones múltiples)

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John Dalton (1766-1844)

Al profundizar en el estudio de los diferentes compuestos químicos se observó que había elementos que se combinaban entre sí en diferentes proporciones, dando lugar a compuestos distintos. Así, se podían encontrar distintos óxidos de cloro, en los cuales se comprobaba que por cada 71 gramos de cloro, había una cantidad de oxígeno que podía ser de 16, 48, 80 o 112 gramos, dependiendo del óxido considerado. Como se comprueba en la siguiente tabla, al tratarse de compuestos diferentes, las proporciones de oxígeno y cloro varían de un óxido a otro, pero las relaciones entre ellas son siempre números enteros sencillos:

Ejemplo-Ley-Dalton

Mediante estudios similares efectuados con gran número de compuestos, el químico inglés John Dalton generalizó en la ley que lleva su nombre que podemos enunciar como:

Las cantidades de un elemento que se combinan con una cantidad fija de otro para formar distintos compuestos están en una relación de números enteros sencillos.

Ley de Richter (ley de las proporciones recíprocas)

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Jeremias Benjamin Richter (1762-1807)

Un estudio similar realizó el químico alemán Benjamin Richter a partir de los pesos de combinación relativos. Para entender el planteamiento de Richter, vamos a considerar una serie de compuestos en los que participa el hidrógeno y determinaremos la masa de cada uno de los elementos que se combinan con un gramo de hidrógeno:

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Richter denominó pesos de combinación relativos a los pesos (en realidad, masas) de los elementos que se combinaban con cada gramo de hidrógeno, ya que se dio cuenta que los elementos se combinaban según la relación que guardaban entre sí sus pesos de combinación relativos, o bien en cantidades que eran múltiplos o submúltiplos de estos. Por ejemplo, el cloruro de sodio se obtiene por combinación de 35’5 gramos de cloro y 23 gramos de sodio (que son los pesos de combinación relativos del cloro y del sodio, respectivamente); o el sulfuro de sodio resulta de la combinación de 16 gramos de azufre y 46 gramos de sodio (que se corresponden con el peso de combinación relativo del azufre y, en este caso, el doble del peso de combinación relativo del sodio).

La generalización de lo anterior se conoce como ley de Richter:

Los pesos de combinación de diferentes elementos que se combinan con un peso determinado de un elemento dado son los pesos de combinación relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre sí o bien múltiplos o submúltiplos de estas relaciones de cantidades.

Que también puede enunciarse así:

Las masas de dos elementos diferentes que se combinan con una misma cantidad de un tercer elemento, guardan la misma relación que las masas de aquellos elementos cuando se combinan entre sí.

Las leyes ponderales o estequiométricas, fueron el sustento de los primeros modelos atómicos y permitieron realizar los primeros cálculos de las masas atómicas de los elementos químicos.

Sustancias puras y mezclas

Los sistemas materiales se pueden clasificar de la siguiente manera:

Clasificacion-Sistemas-Materiales

Sustancias puras

Una sustancia pura es materia que posee la misma composición en todos sus puntos y, por tanto, conserva las mismas propiedades y características en todos ellos. Dentro de las sustancias puras distinguimos:

  • Las sustancias simples, que están formadas por un único elemento, es decir, no pueden descomponerse en otras sustancias más sencillas. Por ejemplo, el hierro, el oxígeno o el sodio.
  • Las sustancias compuestas, formadas por la combinación de elementos que se unen entre sí en compuestos químicos de propiedades y características definidas. Por ejemplo, el agua (combinación de hidrógeno y oxígeno), el amoniaco (combinación de nitrógeno e hidrógeno) o el dióxido de carbono.

Mezclas

Una mezcla es un tipo de materia constituida por dos o más componentes distintos (átomos, moléculas…), que conservan su identidad química. Las mezclas de sustancias pueden ser:

  • Mezclas homogéneas: en las que los componentes que la constituyen son indistinguibles. El aire, las disoluciones líquidas o las aleaciones son mezclas homogéneas.
  • Mezclas heterogéneas: en las que se pueden distinguir los componentes que la forman, incluso a simple vista. Por ejemplo, el granito, la suspensión de polvo en el aire, el zumo de naranja natural o la ensaladilla rusa.
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En el granito pueden identificarse a simple vista el cuarzo (rosáceo), la mica (negro) y el feldespato (blanco) que lo forman.

Los componentes de las mezclas se pueden separar por métodos físicos. Las técnicas de separación más habituales son:

  • Para separar los componentes de mezclas homogéneas: la destilación (de líquidos con diferentes puntos de ebullición), la cristalización (de sólidos disueltos en sustancias relativamente volátiles) o la cromatografía.
  • Para separar los componentes de mezclas heterogéneas: la filtración (de un sólido mezclado con un líquido), la decantación (de líquidos de diferentes densidades, o de una mezcla sedimentada de sólido y líquido), la tamización (de partículas sólidas de diferente grosor) o la imantación (que permite separar componentes con propiedades magnéticas).
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Filtración

Actividad resuelta

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