ferreira luís a. - síntese de regras de nomenclatura de química inorgânica

Síntese de Regras de Nomenclatura de Química

InorgânicaLuís A. V. Ferreira

Escola Secundária de Madeira Torres

Torres Vedras

1997-1998

Síntese de Regras de Nomenclatura de Química Inorgânica

Luís A. V. Ferreira, 4º Grupo B (1997/1998) V. 25/10/99; [email protected] Secundária de Madeira Torres, Torres Vedras

1

ÍNDICE

ÍNDICE ...................................................................................................................................................1

1 INTRODUÇÃO ...................................................................................................................................2

2 IÕES .....................................................................................................................................................3

3 ÁCIDOS E BASES. DEFINIÇÕES ...................................................................................................4

4 NOMENCLATURA DOS IÕES POSITIVOS .................................................................................5

4.1 CATIÕES MONOATÓMICOS..............................................................................................................5

4.2 CATIÕES POLIATÓMICOS..................................................................................................................6

5 NOMENCLATURA DOS IÕES NEGATIVOS ...............................................................................7

5.1 NOMENCLATURA DOS ANIÕES.........................................................................................................7

5.1.1 Aniões Monoatómicos............................................................................................................7

5.2.2 Aniões Poliatómicos ..............................................................................................................8

5.2.2.1 Aniões homopoliatómicos............................................................................................................ 8

5.2.2.2 Aniões heteropoliatómicos........................................................................................................... 8

5.2.2.3 Aniões derivados do oxigénio ...................................................................................................... 9

5.2 NOMENCLATURA DOS ÁCIDOS BINÁRIOS E PSEUDOBINÁRIOS...........................................................9

5.3 NOMENCLATURA DOS OXOÁCIDOS..................................................................................................9

6. SAIS...................................................................................................................................................14

6.1 SAIS SIMPLES................................................................................................................................14

6.2 SAIS QUE CONTÊM HIDROGÉNIO ÁCIDO. SAIS ÁCIDOS....................................................................15

6.3 SAIS DUPLOS, TRIPLOS, ETC...........................................................................................................16

6.4 SAIS DE ÓXIDOS E DE HIDRÓXIDOS. SAIS “BÁSICOS”, FORMALMENTE SAIS OXI- E HIDROXI-...........17

6.5 ÓXIDOS E HIDRÓXIDOS DUPLOS.....................................................................................................17

7 COMPOSTOS BINÁRIOS DE NÃO-METAIS.............................................................................18



2

1 INTRODUÇÃO

O estudo de nomenclatura química justifica-se pela necessidade que os

químicos têm de se entender. Se considerarmos que existem milhões de compostos

químicos, se não houvesse uma forma comum de nos referirmos a eles, as pessoas, e

os químicos em particular, não poderiam comunicar. Foi por estas razões, que se

tornou necessário criar uma forma sistemática e comum de dar nome aos compostos

químicos, e que estudaremos superficialmente de seguida.

Muitos compostos têm pelo menos dois nomes1. O nome comum, que é o

nome que se tornou familiar pelo seu uso de todos os dias, mas que nos diz muito

pouco, ou nada, da composição química do composto. Tais nomes podem ter surgido

antes da composição ter sido descoberta; eles incluem a “água”, “sal”, “açúcar”,

“quartzo”, etc. O nome sistemático é o nome que revela que elementos estão

presentes num composto (e, em alguns casos, como estão os elementos arranjados) e é

construído de acordo com regras particulares. O nome sistemático para “sal”, cloreto

de sódio, mostra que é composto de cloro e de sódio. Um nome sistemático especifica

um composto exactamente. Estas regras são úteis porque nos permitem “perceber”

um composto novo ou pouco familiar, e são essenciais quando um composto não tem

nome comum. A atribuição de nomes a compostos segue as regras da nomenclatura

química, e é uma actividade internacional, com a contribuição de representantes de

muitos países. A organização internacional que se ocupa desta tarefa é a International

Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC).

Faz-se uma distinção tradicional entre compostos “orgânicos” e compostos

“inorgânicos”. Esta distinção reflecte algum do pensamento alquímico e separa os

compostos que se pensava poderem ser produzidos apenas nos organismos vivos, dos

que provinham dos minerais2. Dos primeiros podemos dar os exemplos do propano,

do etanol, ou da glucose, que são compostos constituídos principalmente por carbono

e hidrogénio. Dos segundos podemos falar, por exemplo, da água, do sulfato de

cálcio, ou do amoníaco. Em adição a estes, alguns compostos de carbono são tratados

como compostos inorgânicos: o dióxido de carbono, os carbonatos, os cianetos, etc.

1Atkins, P. W., General Chemistry, Scient. Amer. Books, New York, 1989.2Morrison, R., e Boyd, R., Química Orgânica, 7ª ed., Fund. Calouste Gulbenkian, Lisboa, 1981.



3

O sistema de nomenclatura que vamos resumir nestes apontamentos está

desactualizado1. Desde 1990 que uma gorda maioria das regras vigentes até então

foram alteradas2. No entanto, o ensino das regras antigas explica-se pelo interesse do

aluno, que confrontado com elas numa prova específica, teria, decerto, um problema

maior, do que o problema de no futuro ter de se actualizar com as regras mais

recentes. Este resumo não tem a presunção de substituir a fonte original, e pelo

contrário, aconselhamos todos os alunos a consultarem as referidas fontes sempre que

acharem necessário.

2 IÕES

Os átomos de quase todos os elementos podem ganhar ou perder electrões em

reacções químicas comuns para formar iões3. De facto, uma das características dos

metais é perderem com facilidade electrões, para formar iões com uma carga eléctrica

positiva. A estes iões chamamos catiões. Na reacção esquematizada na Figura 2.1,

um átomo de lítio, Li, que tem três protões e três electrões, perde um dos seus

electrões para formar um catião lítio, Li +. O superescrito + indica uma carga positiva

no ião e significa que há mais um protão (positivo) no núcleo que electrões

(negativos) em torno dele.

3p3n

3e-

3p3n

2e-

e-+

Figura 2.1 − Ionização de um átomo de lítio.

Em contraste com os metais, os não-metais frequentemente ganham electrões

para produzir iões com uma carga eléctrica negativa. Tais iões são chamados aniões.

1International Union of Pure and Applied Chemistry, Nomenclature of Inorganic Chemistry, 1970, 2ª

ed., Butterworths, London, 1971.2International Union of Pure and Applied Chemistry, Nomenclature of Inorgânic Chemistry:

Recomendations, Leigh, G. J., Ed., Blackwell Sientific, Oxford, 1990.3KotzJ. C., e Purcell K. F., Chemistry and Chemical Reactivity, Saunders College Publ., Philadelphia,

1987.



4

Na reacção ilustrada a seguir, o átomo de flúor, com nove protões e nove electrões,

ganhou um electrão para dar F-, um anião que tem nove protões e dez electrões.

e-+9p10n

9p10n

-9e-10e

Figura 2.2 − Ionização de um átomo de flúor.

3 ÁCIDOS E BASES. DEFINIÇÕES

Os conceitos de ácido e base têm sido motivo de muito trabalho e discussão

de eminentes cientistas. Não é fácil, nem aqui se pretende descrever esses conceitos

em poucas linhas1,2,3.

Arrhenius (entre 1880 e 1890) definiu os ácidos e as bases como sendo

substâncias que se dissociavam na água para produzir iões H+ (os ácidos) e os iões

OH- (as bases). Esta teoria, que foi no seu tempo um grande avanço para o

entendimento da química, começou a ser posta em causa por evidências

experimentais de vária ordem. Por exemplo, Arrhenius sugere que todas as

propriedades básicas são devidas ao ião hidróxido, OH-; ora, conhecendo-se outras

substâncias que, sem produzirem iões OH-, têm caracter básico, era evidente que a

teoria de Arrhenius falhava em alguns aspectos.

Em 1923, Lowry e Brönsted, definiram um conceito mais poderoso e geral de

ácidos e bases: um ácido é uma substância que tem tendência para perder ou dar um

protão, e base é uma substância que tem tendência para receber ou adicionar um

protão. Esta teoria permitiu o desenvolvimento de alguns novos conceitos sobre

ácidos e bases, entre eles o conceito de par conjugado ácido-base.

Lewis, também em 1923, apresentou outra definição geral de ácidos e bases,

muito mais abrangente do que as duas anteriores. Ácido é qualquer substância que

1Heslop, R. B., e Jones, H., Química Inorgânica, 2ª ed., Fund. Calouste Gulbenkian, Lisboa, 1988.2Lee, J. D., Química Inorgânica, Edgard Blücher, São Paulo, 1980.3Mahan, B. H., Química - Um Curso Universitário, 2ª ed., Edgard Blücher, São Paulo, 1978.



5

pode receber um par de electrões e base é qualquer substância que pode dar um par de

electrões electrões1.

Alguns autores classificam ainda os ácidos de acordo com vários critérios. Por

exemplo: quanto à presença ou ausência de oxigénio na molécula; quanto à presença

ou ausência de carbono na molécula; quanto ao número de hidrogénios ionizáveis na

molécula; etc.

Quanto à primeira classificação os ácidos são divididos em: ácidos

oxigenados ou oxoácidos (HCNO, H SO2 4, H IO5 6, HNO3, etc) e em ácidos não

oxigenados ou hidrácidos (H S2 , HI, HCN, HCl, etc). Quanto à segunda

classificação os ácidos inorgânicos sem carbono, são distinguidos dos ácidos

orgânicos com carbono, remetendo para as excepções todos os ácidos inorgânicos

com carbono. Como os ácidos inorgânicos com carbono são bastantes, ficamos sem

perceber muito bem qual o critério que dá força a esta classificação. A última divisão

de que falamos refere-se ao número de hidrogénios ionizáveis2 no composto. Desta

feita teríamos os monoácidos, biácidos, triácidos, tetraácidos, etc.

Para efeitos de nomenclatura dos ácidos inorgânicos, vamos dividir os ácidos

em dois grupos: os ácidos binários e os oxoácidos. Os primeiros são substâncias do

tipo H Xx y, formados com todos os não metais, excepto com os gases raros3. Os

oxoácidos são substâncias que contêm oxigénio e outro elemento (podem ter mais

que um oxigénio ou outro elemento), e pelo menos um hidrogénio ligado a oxigénio4.

4 NOMENCLATURA DOS IÕES POSITIVOS

4.1 Catiões Monoatómicos

Os nomes dos catiões dão-se adicionando a palavra catião ao nome do

elemento que lhe deu origem. Para o caso de se tratar de um elemento que forme mais

1Morrison, R., Boyd, R., Química Orgânica, 7ª ed., Caloust Gulbenkian, Lisboa, 1981.2Este número não é sempre coincidente com o número de hidrogénios que existe no composto,

podendo ser este maior que o primeiro.3Kotz, J. C., e Purcell, K. F., Chemistry and Chemical Reactivity, Saunders College Publ.,

Philadelphia, 1987.4Muheey, J. E., Keiter, E. A., e Keiter, R. C., Inorganic Chemistry — Principles of Structure and

Reactivity, 4ª ed., HaperCollins College, 1993.



6

que um ião positivo usamos o sistema de Stock. O sistema de Stock consiste na

escrita em numerais romanos do número de electrões perdidos pelo átomo.

Exemplos:

1. H+ catião hidrogénio

2. Na+ catião sódio

3. Ca2+ catião cálcio

4. Fe2+ catião ferro(II)

5. Fe3+ catião ferro(III)

6. Cu+ catião cobre(I)

7. Cu2+ catião cobre(II)

Excepto em circunstâncias especiais, alguns elementos formam sempre

catiões com um tipo característico de carga. O potássio está sempre presente como

K+, o zinco está sempre presente como Zn2+, e o alumínio está sempre presente como

Al 3+. Os elementos comuns que têm este comportamento incluem:1

Elemento Carga iónica característica

Grupo I (os metais alcalinos) +1

Grupo II (os metais alcalino-terrosos) +2

Zinco e cadmio +2

Alumínio +3

4.2 Catiões poliatómicos

Existem alguns catiões poliatómicos, e de todos, o catião hidrogénio, que não

sendo poliatómico, vai merecer alguma atenção. Ao catião H O3+, que é o ião H+

monohidratado, vamos chamar oxónio2. O nome deste ião é, inclusivé, referenciado

na nova nomenclatura de 1990 (oxonium). Quando o ião H+ for mencionado com um

grau de hidratação mal definido, como acontece nas soluções aquosas, vamos utilizar

1Atkins, P. W., General Chemistry, Scient. Amer. Books, New York, 1989.2Heslop, R. B., e Jones, H., Química Inorgânica, 2ª ed., Fund. Calouste Gulbenkian, Lisboa, 1988.



7

o nome hidrónio. Contudo, o autor destas folhas avisa que também se poderá

encontrar este ião com o nome hidrão (hydron).

Existem outros exemplos de catiões poliatómicos com nomes específicos.

Exemplos:

1. NH4+ catião amónio

2. NO+ catião nitrosilo (de nitrosyl)

3. NO2+ catião nitroílo (de nitryl)

4. Hg22+ catião mercúrio(I)1

5 NOMENCLATURA DOS IÕES NEGATIVOS

5.1 Nomenclatura dos aniões

Devem ser considerados dois tipos de iões negativos, aqueles que têm apenas

um átomo e os que têm vários. Entre estes temos que distinguir outras subdivisões, o

que faremos mais à frente.

5.1.1 Aniões Monoatómicos

Os nomes dos aniões monoatómicos são criados a partir da raíz do nome do

elemento à qual é acrescentado o sufixo -eto. Se o nome do elemento terminar em o,

esta letra é suprimida (como no caso do iodo que dá o nome de iodeto). No quadro

seguinte podemos observar os nomes dos elementos não-metálicos2.

1Também é conhecido pelo nome de ião mercuroso, apesar deste nome estar a cair em desuso. Kotz, J.

C., e Purcell, K. F., Chemistry and Chemical Reactivity, Saunders College Publ., Philadelphia, 1987.2Usamos para nome destes grupos de elementos 4A, 5A, 6A e 7A. Sabemos que também se encontra

na literatura 4B, 5B, 6B e 7B. O Doutor Pires de Matos, tradutor do livro Heslop, R. B., e Jones, H.,

Química Inorgânica, 2ª ed., Fund. Calouste Gulbenkian, Lisboa, 1988, informou-nos que, pela

IUPAC, os grupos eram referenciados de 1 a 18.



8

4A 5A 6A 7A

C4-

carboneto

N3-

nitreto

O2-

óxido

F-

fluoreto

P3-

fosforeto

S2-

sulfureto

Cl-

cloreto

Se2-

selenieto

Br-

brometo

Te2-

telurieto

I -

iodeto

Verifique-se a excepção do anião O2-, que se chama anião óxido. De realçar

também o nome do ião H- que tem o nome hidreto.

5.2.2 Aniões Poliatómicos

Podem fazer-se várias classificações dos aniões poliatómicos no sentido de

melhorar o entendimento da nomenclatura deste tipo de aniões.

5.2.2.1 Aniões homopoliatómicos.

Estes aniões são constituídos por mais que um átomo do mesmo elemento.

Exemplos:

1. S22- anião dissulfureto

2. I3- anião triiodeto

3. N3- anião azoteto

4. C22- anião acetileto

5.2.2.2 Aniões heteropoliatómicos

Nesta classificação vamos excluir os aniões provenientes dos oxoácidos e

aniões que não sejam derivados de oxigénio.



9

Exemplos:

1. NH2- anião amideto

2. NH2- anião imideto

3. CN- anião cianeto

5.2.2.3 Aniões derivados do oxigénio

Os aniões tratados nesta divisão não englobam os aniões derivados dos

oxoácidos (§ 5.2). Os iões poliatómicos derivados do oxigénio têm nomes terminados

em -ido.

Exemplos:

1. O22- anião peróxido

2. O2- anião hiperóxido

3. OH- anião hidróxido

4. O3- anião ozónido

5.2 Nomenclatura dos ácidos binários e pseudobinários

Os ácidos binários e pseudobinários, são ácidos que vão dar origem a aniões

terminados em -eto. Outros compostos binários ver o parágrafo §7, (Compostos

binários de não-metais).

Exemplos:

1. HCl cloreto de hidrogénio (ou ácido clorídrico)

2. H S2 sulfureto de hidrogénio (ou ácido sulfídrico)

3. HCN cianeto de hidrogénio (ou ácido cianídrico)

5.3 Nomenclatura dos oxoácidos

Se um determinado elemento formar apenas um oxoácido, junta-se à raiz do

nome do elemento central do oxoácido o sufixo -ico. Quando se torna necessário

distinguir vários oxoácidos originados pelo mesmo elemento, usam-se outros sufixos



10

e prefixos para distinguir diferentes estados de oxidação1, da forma que vamos

seguidamente indicar.

Os sufixos -ico e -oso, distinguem dois estados de oxidação sendo o sufixo

-ico designador do maior entre os dois.

Sufixos{ico - indica um estado de oxidação maioroso - indica um estado de oxidação meno

Se além destes dois estados de oxidação, o ácido possuir ainda mais estados de

oxidação usaremos os prefixos per- e hipo-; per- designará o estado de oxidação

superior ao estado de oxidação designado pelo sufixo -ico e hipo- designará o estado

de oxidação inferior ao estado de oxidação designado pelo sufixo -oso. O prefixo per-

não deve ser confundido com o prefixo peroxo-.

{Prefixos per - indica um estado de oxidação ainda maior que icohipo - indica um estado de oxidação ainda menor que oso

Exemplos:

1.

HClO4 ácido perclórico

HClO3 ácido clórico

HClO2 ácido cloroso

HClO ácido hipocloroso

2.

HBrO4 ácido perbrómico

HBrO3 ácido brómico

HBrO2 ácido bromoso

HBrO ácido hipobromoso

3.

HIO4 ácido periódico

HIO3 ácido iódico

HIO2 ácido iodoso

1 O aluno mais interessado, deverá procurar estudar na literatura existente em qualquer biblioteca o

conceito de estado de oxidação. Refere-se como exemplo Mahan, Bruce H., Química, Um curso

universitário, 2ª Edição, Edgard Blücher, São Paulo (1978).



11

HIO ácido hipoiodoso

Os nomes dos aniões produzidos pelos oxoácidos resultam da substituição dos

sufixos -ico e -oso por -ato e -ito, mantendo os prefixos per- e hipo-.

Oxoácido Anião

-ico → -ato

-oso → -ito

Exemplos:

1. HClO4 ácido perclórico → ClO4- anião perclorato

2. HClO3 ácido clórico → ClO3- anião clorato

3. HClO2 ácido cloroso → ClO2- anião clorito

4. HClO ácido hipocloroso → ClO- anião hipoclorito

Os oxoácidos podem usar outros prefixos. Esses prefixos são di-, tio-, e

peroxo-.

• Os diácidos. O prefixo di- significa que, teoricamente, uma molécula de um

oxoácido é derivada de duas moléculas do ácido, cujo nome toma, com a perda de

uma molécula de água. Se tomarmos para exemplo o ácido dissulfúrico, constituído

teoricamente, a partir de duas moléculas de ácido sulfúrico, teríamos, a seguinte

estrutura,

S

O

O

OOH H S

O

O

OOH H+ S O S

O

O

O

O

OO HH O

H

H

+

Por outras palavras,

[ ]2× → → +H SO H S O H S O H O2 4 4 2 8 2 2 7 2 .

Para o caso do ácido dicrómico seria,

[ ]2× → →H CrO H Cr O H Cr O + H O2 4 4 2 8 2 2 7 2 .



12

Exemplos:

1. H PO3 4 ácido fosfórico → H P O4 2 7 ácido difosfórico

2. H PHO2 3 ácido fosfónico → H P H O2 2 2 5 ácido difosfónico

3. H SO2 3 ácido sulfuroso → H S O2 2 5 ácido dissulfuroso

• Os tioácidos. O prefixo tio-, é usado para indicar a substituição de um

átomo de oxigénio por um átomo de enxofre. Para o caso do ácido tiossulfúrico

teriamos a seguinte estrutura,

S

S

O

OO HH

Exemplos:

1. H SO2 4 ácido sulfúrico → H S O2 2 3 ácido tiossulfúrico

2. H SO2 3 ácido sulfuroso → H S O2 2 2 ácido tiossulfuroso

3. HOCN ácido ciânico → HSCN ácido tiociânico

Quando mais do que um átomo de oxigénio tenha sido substituído por um

átomo de enxofre, deve-se indicar o número1 de átomos de enxofre.

Exemplos:

1. H PO3 4 ácido fosfórico → H PO S3 3 ácido

monotiofosfórico

2. H PO3 4 ácido fosfórico → H PO S3 2 2 ácido ditiofosfórico

1Alguns perfixos usados nos nomes dos compostos:

Prefixo Significado Prefixo Significado

Mono- 1 Hexa- 6

Di- 2 Hepta- 7

Tri- 3 Octa- 8

Tetra- 4 Nona- 9

Penta- 5 Deca- 10



13

3. H CO2 3 ácido carbónico → H CS2 3 ácido tritiocarbónico

4. H AsO2 3 ácido arsenioso → H AsS2 3 ácido tritioarsenioso

5. H AsO3 4 ácido arsénico → H AsS3 4 ácido tetratioarsénico

• Os peroxoácidos. O prefixo peroxo-, é usado para indicar a substituição de

um átomo de oxigénio por dois átomos de oxigénio, O por O O .

Para o caso do ácido peroxossulfúrico teríamos a seguinte estrutura,

O OH S

O

O

O H

Exemplos:

1. HNO3 ácido nítrico → HNO4 ácido peroxonítrico

2. H PO3 4 ácido fosfórico → H PO3 5 ácido peroxomonofosfórico

3. H P O4 2 7 ácido difosfórico → H P O4 2 8 ácido peroxodifosfórico

4. H SO2 4 ácido sulfúrico → H SO2 5 ácido peroxossulfúrico

5. H S O2 2 7 ácido dissulfúrico → H S O2 2 8 ácido peroxodissulfúrico

A estrutura do ácido peroxodissulfúrico pode ser vista na figura seguinte.

S OO

O

O

O S

O

O

OH H

Na tabela seguinte pode encontrar-se uma colecção de fórmulas e nomes dos

oxoácidos mais comuns:

Fórmula Nome

H BO3 3 ácido bórico

H SiO4 4 ácido ortosilícico

H CO2 3 ácido carbónico

HNO3 ácido nítrico

HNO2 ácido nitroso

HPH O2 2 ácido fosfínico



14

H PO3 3 ácido fosforoso

H PHO2 3 ácido fosfónico

H PO3 4 ácido fosfórico

H P O4 2 7 ácido difosfórico

( )HPO3 nácido metafosfórico

H AsO3 4 ácido arsénico

H AsO3 3 ácido arsenioso

H SO2 4 ácido sulfúrico

H S O2 2 3 ácido tiossulfúrico

H S O2 2 6 ácido ditiónico

H S O2 2 3 ácido ditionoso

H SO2 3 ácido sulfuroso

H CrO2 4 ácido crómico

H Cr O2 2 7 ácido dicrómico

HClO4 ácido perclórico

HClO3 ácido clórico

HClO2 ácido cloroso

HClO ácido hipocloroso

HIO3 ácido iódico

HIO4 ácido periódico

H IO5 6 ácido ortoperiódico

HMnO4 ácido permangânico

H MnO2 4 ácido mangânico

6. SAIS

6.1 Sais simples

Os sais simples são formados apenas por uma única espécie de catião e de

anião. Na fórmula química o catião aparece em primeiro lugar e o anião em segundo

lugar. Contudo, é diferente a ordem com que se cita os seus nomes: em primeiro lugar



15

dizemos o nome do anião e depois o nome do catião, precedido da preposição de. No

caso do sal ser formado com catiões de metais que podem apresentar vários estados

de oxidação, utiliza-se o sistema de Stock para os distinguir.

+3p3n

9p10n

3p3n

9p10n

-F LiFLi+

+-

Figura 6.1 − Esquema da formação do fluoreto de lítio.

Exemplos:

Catião Anião Sal Nome

1. Li + F- LiF fluoreto de lítio

2. Na+ Cl- NaCl cloreto de sódio

3. K+ S2- K S2 sulfureto de potássio

4. Fe2+ Br- FeBr2 dibrometo de ferro ou brometo de ferro(II)

5. Fe3+ Br- FeBr3 tribrometo de ferro ou brometo de ferro(III)

6.2 Sais que contêm hidrogénio ácido. Sais ácidos

Os nomes destes sais são formados pela adição do prefixo hidrogeno-, com

prefixo numérico quando for necessário, para evidenciar o hidrogénio substituível no

sal. Excepcionalmente aniões inorgânicos podem conter hidrogénios que não são

substituíveis. Neste caso dizemos também o prefixo hidrogeno-, se for considerado

ter o estado de oxidação I, mas nestes casos os sais não podem ser chamados sais

ácidos.

Exemplos:

1. NaHCO3 hidrogenocarbonato de sódio

2. LiH PO2 4 dihidrogenofosfato de lítio

3. KHS hidrogenossulfureto de potássio

4. NaHPHO3 hidrogenofosfonato de sódio



16

6.3 Sais duplos, triplos, etc.

Na fórmula os catiões e aniões são ordenados por ordem alfabética. Os catiões

antes dos aniões, isto é, primeiro escrevemos os catiões, ordenados alfabeticamente

pela primeira letra do símbolo do átomo característico, excepto o hidrogénio, que é

citado em último lugar dos catiões; depois os aniões, ordenados, também,

alfabeticamente pela primeira letra do símbolo do átomo característico. Para citarmos

o nome destes sais, começamos por citar os aniões e só depois os catiões, por ordem

alfabética, separados por vírgulas, excepto os últimos de cada, que se ligam pela

conjunção e.

É desnecessário disturbar a ordem de citação ou de escrita dos sais que são

hidratados, muitos dos quais são na realidade complexos1, para reconhecer a

hidratação, passando para o final o número de hidratação.

Exemplos:

1. KMgF3 fluoreto de magnésio e potássio

2. MgNH PO4 4 fosfato de amónio e magnésio

3. ( )NaTl NO3 2nitrato de sódio e tálio(I) ou dinitrato de

sódio e tálio

4. KNaCO3 carbonato de potássio e sódio

5. MgNH PO 6H O4 4 2⋅ fosfato de amónio e magnésio

hexahidratado

6. ( ) ( )Na UO Zn C H O H O2 3 2 3 2 296⋅ nonaacetato de sódio, triuranilo(VI) e zinco

hexahidratado2

7. NaNH HPO H O4 4 2⋅ 4 hidrogenofosfato de amónio e sódio

tetrahidratado

1O termo de complexo não significa “complicado”, mas refere-se a um “género” de compostos

inorgânicos. Veja-se Lee, J. D., Química Inorgânica, Edgard Blücher, São Paulo, 1980, página 420, a

definição de sais duplos e de compostos de coordenação.2Uma forma simples de saber o estado de oxidação do urânio é estabelecer a equação das cargas na

fórmula. Vejamos se o acetato tem carga -1, o zinco +2, o oxigénio -2, e o sódio +1 podíamos fazer

( )( ) ( )− + × + × − + + × − =1 3 2 2 2 9 1 0x , que nos vai dar x = +6, como pretendíamos.



17

8. ( )AlK SO H O4 2212⋅ sulfato de alumínio e potássio 12-água ou

bissulfato de alumínio e potássio 12-água

6.4 Sais de óxidos e de hidróxidos. Sais “básicos”, formalmente sais

oxi- e hidroxi-

Para propósitos de nomenclatura, estes sais devem ser vistos como sais duplos

contendo O2- e HO-, e o que foi dito no ponto anterior deve ser aplicado

inteiramente.

A IUPAC recomenda fortemente a citação completa por inteiro dos nomes de

todos os aniões separados.

Exemplos:

1. ( )MgCl OH cloreto e hidróxido de magnésio

2. BiClO cloreto e óxido de bismuto

3. LaFO fluoreto e óxido de lantânio

4. ( )VO SO4óxido e sulfato de vanádio(IV)

5. ( )CuCl 3Cu OH2 ⋅ 2

ou

( )Cu Cl OH2 3

cloreto e trihidróxido de dicobre

6. ZrCl O 8H O2 2⋅ dicloreto e óxido de zircónio octahidratado

6.5 Óxidos e hidróxidos duplos

Os termos óxidos mistos e hidróxidos mistos, não são recomendados. Tais

substâncias deverão chamar-se preferencialmente óxidos ou hidróxidos duplos,

triplos, etc., conforme for o caso.

Nos óxidos e hidróxidos duplos os metais são citados por ordem alfabética

Exemplos:

1. Al Ca O H O2 4 7 2⋅ n heptaóxido de dialumínio e tetracálcio hidratado

2. ( )AlCa OH H O2 27 ⋅ n heptahidróxido de alumínio e dicálcio hidratado

3. ( )[ ]Ca Al OH3 6 2bis(hexahidroxoaluminato) de tricálcio



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4. ( )AlLiMn O OH2IV

4 4 tetrahidróxido e tetraóxido de alumínio, lítio e

dimanganésio(IV)

7 COMPOSTOS BINÁRIOS DE NÃO-METAIS

Quando dois elementos não-metálicos se combinam para formar um composto

binário, o resultado não é um composto iónico mas um composto covalente.

O hidrogénio forma compostos binários do tipo H Xx y com todos os

não-metais. Excepto em alguns casos o átomo de hidrogénio, H, é escrito em primeiro

lugar na fórmula e citado em segundo lugar.

Exemplos:

1. HCl cloreto de hidrogénio

2. HF fluoreto de hidrogénio

3. H S2 sulfureto de hidrogénio

Todos os compostos não-metálicos têm, virtualmente, pelo menos um

elemento dos Grupos 6A ou 7A. Este elemento é sempre colocado em segundo na

fórmula e citado em primeiro lugar1. O número de elementos na molécula é designado

com um prefixo numérico como di-, tri-, tetra-, penta-, etc.. Outros autores2,3 dizem

que para o caso dos compostos binários de elementos não-metálicos, o constituinte

que deve ser colocado em primeiro lugar é o primeiro da seguinte série:

B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F

Esta sequência está na ordem do crescimento da electronegatividade dos elementos

sem sobreposição dos grupos. Se fizermos a comparação entre esta listagem e os

1Kotz, J. C., e Purcell, K. F., Chemistry and Chemical Reactivity, Saunders College Publ.,

Philadelphia, 1987.2Manku, G. S., Teorical Principles of Inorganic Chemistry, Tata McGraw Hill, New Deli, 1980.3Douglas, B. E., e McDaniel, D. H, Conceptos y Modelos de Química Inorgánica, Reverté, Barcelona,

1977.



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elementos dos grupos 6A e 7A1, verificamos tratarem-se no fundamental de

afirmações semelhantes.

Exemplos:

1. NF3 trifluoreto de azoto

2. NO2 dióxido de azoto

3. N O2 óxido de diazoto (conhecido por óxido nitroso)

4. PCl3 tricloreto de fósforo

5. PF5 pentafluoreto de fósforo

6. SF6 hexafluoreto de enxofre

7. S F2 10 decafluoreto de dienxofre

8. N O2 4 tetraóxido de diazoto

Contudo existem excepções a estas regras, quando a sequência dos símbolos é

usada para representar a ordem com que os átomos estão ligados, como é o caso do

HOCN (ácido ciânico), HONC (ácido fulmínico), HNCO (ácido isociânico).

Muitos dos compostos binários de não-metais foram descobertos há muitos

anos atrás e têm nomes tão comuns que continuam a ser usados.

Exemplos:

1. H O2 água

2. H O2 2 peróxido de hidrogénio

3. NH3 amoníaco

4. N H2 4 hidrazina

5. PH3 fosfina

6. P H2 4 difosfano

7. AsH3 arsina

8. SbH3 estibina

9. NO óxido nitríco

1Chamamos de novo a atenção para o facto de este grupo 6A ser o do oxigénio (ou grupo dos

calcogéneos) e do grupo 7A ser o do flúor (grupo dos halogéneos).



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10. N O2 óxido nitroso

ferreira luís a. - síntese de regras de nomenclatura de química inorgânica

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