REACCIONES OXIDACION-REDUCCIÓN
Todas las procesos electroquímicos implican la transferencia de electrones, y son por lo tanto reacciones de óxido-reducción o reacciones redox.
Oxidación: Se pierden e-. Aumenta el Número de Oxidación
Reducción: Se ganan e-. Disminuye el Número de Oxidación
Reacciones de oxido-reducción (Re-Dox).
Son de suma importancia, ya que muchos de los procesos industriales tienen su base en reacciones de este tipo. Por ejemplo los procesos de cromado, plateado, cobrizazo, así como la producción de electricidad, también los orgánicos como el metabolismo, cualquier combustión, etc.
Son reacciones en las cuales ocurren cambios en el número de oxidación de uno o dos sustancias.
En toda REDOX hay dos semireacciones:
. Semireacción Oxidación
. Semireacción Reducción
Las dos semireacciones son simultaneas; no puede haber una sin la otra
Conceptos REDOX
OXIDACION: Reacción mediante la cual un átomo pierde electrones. ( Aumento de EDO.)
REDUCCION: Reacción mediante la cual un átomo gana electrones (disminución del EDO).
---------= OXIDACION
-----------------4--3--2--1--0--+1--+2--+3--+4-------------------
REDUCCION =------------
Las reacciones Red-Ox, son aquellas en las que hay una transferencia de electrones de un elemento a otro, manifestándose en un cambio en los números de oxidación de dichos elementos.
Ejemplo: Zn0 + H+1Cl-1 → Zn+2Cl-1 + H2
Las reacciones Re-Dox, involucran básicamente dos fenómenos:
· Una oxidación
· Una reducción
Para detectar que se ha efectuado una reacción Re-Dox es necesario identificar los cambios electrónicos ocurridos en la reacción. Y para indicar dichos cambios se utiliza el Número de oxidación.
Número de oxidación.
Se define como la carga aparente de un átomo cuando se asigna un cierto número de electrones.
El número ó estado de oxidación es un concepto útil para conocer si un elemento está sufriendo una oxidación o una reducción...
El número de oxidación representa el número de electrones que ha ganado ó perdido un átomo.
REGLAS PARA ASIGNAR NUMEROS DE OXIDACIÓN
LOS ATOMOS EXPERIMENTAN CAMBIOS EN EL NÚMERO DE OXIDACIÓN.
NÚMERO DE OXIDACIÓN: número de electrones que GANA o PIERDE un elemento al formar un compuesto
1.- En los elementos libres (en estado no combinado) el n° de oxidación es CERO. Ej: N2, Cl2,O2,H2, K, etc.
2.-Para iones monoatómicos, el n° de oxidación es igual a la carga del ión. Ej: Li+ tiene n° de oxidación +1, el I- tiene n° de oxidación -1
El n° de oxidac. del oxígeno en la mayoría de los compuestos es -2, excepto los peróxidos (-1), superóxidos (-1/2) y fluoruro de oxígeno (+2).
3.-El n° de oxidac. del hidrógeno es +1, excepto en los hidruros metálicos donde tiene -1.
4.- El flúor tiene n° de oxidac. -1 en todos sus compuestos. El resto de los halógenos tiene n° de oxidac. -1 en los halogenuros. Cuando se combinan con oxígeno puede ser +1, +3, +5, +7.
5.-El azufre y selenio tienen n° de oxidac. -2 en los compuestos binarios con metales e hidrógeno, ej: NaS, H2S, H2Se, etc. Cuando se combinan con el oxígeno por ej, pueden tener +2, +4 (SO2 , SeO2, etc) o +6 (SO3 , SeO3, etc).
6.- En un ión poliatómico, la suma algebraica de los n° de oxidac. de todos sus elementos debe ser igual a la carga del ión. Ej: en NH4+ el n° de oxidac. del N2 -3 y del hidrógeno es +1. La suma es: -3 +4(+1)= +1 (carga neta del ión)
7.-En una molécula neutra la suma algebraica de todos los n° de oxidac. de todos los átomos deber ser cero.
Ej: en el H2SO4 el azufre tiene +6, el oxígeno tiene -2 y el hidrógeno +1 [2(+1)+6+4(-2)=0]
6.- El número de oxidación de los elementos del IA, es +1.
9.- El número de oxidación de los elementos del grupo IIA, es +2.
10.-Los metales de transición presentan varios n° de oxidac. Todos positivos , ej: el manganeso tiene n° de oxidación +2, +3, +4, +6 y +7
REACCIONES RE-DOX
Las reacciones Red-Ox, son aquellas en las que se observan cambios en los números de oxidación de los elementos, al pasar de reactantes a productos. Basado en esto identifica cuál de las siguientes ecuaciones es Re-Dox.
a) MgSO4 + Ca(OH)2 → Mg(OH)2 + CaSO4
b) FeBr2 + Br2 → FeBr3
c) HNO3 + H3PO3 → H3PO4 + NO + H2O
d) Na2S + AgNO3 → Ag2S + NaNO3
e) HNO3 + Cu → Cu(NO3)2 + NO + H2O
Oxidación: Se define como la pérdida de electrones de un elemento, que se manifiesta como un aumento en el número de oxidación del mismo.
Ejemplo:
Zn0 + H+1Cl-1 → Zn+2Cl2 + H2 Donde el Zinc pierde dos electrones al pasar su estado de oxidación de 0 a +2.
Reducción: Se define como la ganancia de electrones de un elemento, que se manifiesta como una disminución en el número de oxidación del mismo.
Ejemplo:
Zn+2Cl2 + H2 → Zn0 + HCl Donde el Zinc gana dos electrones al pasar su estado de oxidación de +2 a 0.
Nota: La oxidación y la reducción van de la mano, no se puede tener una sin la otra, por lo tanto los electrones que un elemento pierde el otro los gana, así, cuando un elemento se oxida (pierde electrones), origina la reducción de otro al donarle electrones, por lo que se convierte el agente reductor, y el que se reduce (gana electrones), origina que otro elemento se oxide al quitarle sus electrones, y así, se convierte en un agente oxidante.
Agente oxidante: Es el elemento que gana electrones y por lo tanto provoca que otro los pierda.
Es el elemento que se reduce y provoca que otro se oxide.
Agente reductor: Es el elemento que pierde electrones y por lo tanto provoca que otro los gane.
Es el elemento que se oxida y provoca que otro se reduzca.
Ejemplo:
Ag + HCl → AgCl + H2
│___________│
│ │
Ag0 -1e → Ag+1 oxidación (agente reductor)
H+1 +1 → H0 reducción (agente oxidante)
Ejercicios:
De las siguientes reacciones: Determinar el agente reductor y el agente oxidante de cada reacción.
HNO3 + H2SO4 + Hg → HgSO4 + NO + H2O
FeCl3 + H2S → FeCl2 + HCl + S
HNO3 + HCl → HClO + NO + H2O
Zn + HNO3 → Zn(NO3)2 + NO2 + H2O
I2 + HClO4 + H2O → HIO3 + HCl
MnO2 HCl → MnCl2 + Cl2 H2O
BALANCEO DE ECUACIONES DE OXIDO-REDUCCIÓN POR EL MÉTODO DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN
Las ecuaciones químicas se pueden balancear por el método del Número de Oxidación; Ion Electrón o por el Algebraico.
El método del número de oxidación, se basa en los cambios en el número de oxidación de los elementos que intervienen en la reacción.
Reglas para balancear por el método del número de oxidación.
1.- Se determinan las valencias o estados de oxidación de todos los elementos que intervienen en la reacción. También se determina el elemento que se oxida y el que se reduce. El agente oxidante y el agente reductor.
2.- Con aquellos elementos que cambiaron su valencia, se forman semireacciones.
3.- Si uno de los elementos que cambio de valencia tiene un subíndice en la primera parte de la reacción. Este se multiplica por la semireacción correspondiente.
4.- Se iguala la perdida y ganancia de los electrones. Multiplicando el número de los electrones perdidos por la semireacción de los electrones ganados y el número de los electrones ganados por la semireacción de los electrones perdidos.
5.- Se realiza una suma algebraica de arriba hacia abajo y de izquierda a derecha.
6.- El resultado de la suma algebraica se reporta en la reacción original.
7.- Si al reportar el resultado de la suma algebraica, resultan fracciones. Todos los coeficientes de la reacción se multiplican por dos para eliminar esas fracciones.
8.- Los elementos que no cambiaron de valencia, se balancean al tanteo.
jueves, 26 de noviembre de 2009
grupos 1os = ESTEQUIOMETRIA
CÁLCULOS ESTEQUIOMETRICOS
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias y sus reacciones.
ESTEQUIOMETRIA
La estequiometría es el concepto usado para designar a la parte de la química que estudia las relaciones cuantitativas de las sustancias y sus reacciones.
La estequiometría es la ciencia que mide las proporciones cuantitativas o relaciones de masa en la que los elementos químicos que están implicados.
El término Estequiometría se emplea para designar el cálculo de las cantidades de las sustancias que participan en las reacciones químicas.
En química, la estequiometría (del griego "στοιχειον" = stoicheion (elemento) y "μετρον"=métrón, (medida)) es el cálculo de las relaciones cuantitativas entre reactivos y productos en el transcurso de una reacción química.
Estas relaciones se pueden deducir a partir de la teoría atómica, aunque históricamente se enunciaron sin hacer referencia a la composición de la materia, según distintas leyes y principios.
El primero que enunció los principios de la estequiometría fue Jeremias Benjamin Richter (1762-1807), en 1792. Escribió:
Contenido
1 Principio
2 Ajustar o balancear una reacción
3 Coeficiente estequiométrico
4 Mezcla/proporciones/condiciones estequiométricas
Principio
En una [[reacción química]] se observa una modificación de las sustancias presentes: los reactivos se consumen para dar lugar a los productos.
REACTIVOS ------Reaccion---= PRODUCTOS
Ejemplos
A+B ---Reacc== C+D
2H2 + O2 -----= 2H2O
A escala microscópica, la reacción química es una modificación de los enlaces entre átomos, por desplazamientos de electrones: unos enlaces se rompen y otros se forman, pero los átomos implicados se conservan. Esto es lo que llamamos la ley de conservación de la masa, que implica las dos leyes siguientes:
la conservación del número de átomos de cada elemento químico
la conservación de la carga total
Las relaciones estequiométricas entre las cantidades de reactivos consumidos y productos formados dependen directamente de estas leyes de conservación, y están determinadas por la ecuación (ajustada) de la reacción.
Un reactivo es, en química, toda sustancia que interactua con otra (también reactivo) en una reacción química da lugar a otras sustancias de propiedades, características y conformación distinta, denominadas productos de reacción o simplemente productos.
Por tratarse de compuestos químicos, los reactivos se pueden clasificar según muchas variables: propiedades físico-químicas, reactividad en reacciones químicas, características del uso del reactivo.
Sin embargo, por tratarse del concepto de reactivo la clasificación más adecuada en este caso sería la de características de su uso, según la cual se clasifican en el uso al que están destinados los reactivos. Esta clasificación viene dada en el envase del reactivo y depende del tratamiento que se le haya dado, de su riqueza, de su pureza que determina el uso químico que se le va a poder dar, teniendo en cuenta la precisión, exactitud y error absoluto que se ha de tener en la operación química a realizar.
Así los reactivos se pueden clasificar en:
PB: Destinado a bioquímica.
PA: Destinados a aplicaciones analíticas
QP: Químicamente puro, destinado a uso general en laboratorio.
DC: Destinados a las aplicaciones del análisis clínico.
Que produce reacción. Substancia que se emplea en química para reconocer la naturaleza de ciertos cuerpos por medio de la acción que produce sobre ellos (es casi lo mismo que sustancia reactante).
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
El Porque de la estequiometria
Los cálculos estequiométricos se basan en las relaciones fijas de combinación que hay entre las sustancias en las reacciones químicas balanceadas. Estas relaciones están indicadas por los subíndices numéricos que aparecen en las fórmulas y por los coeficientes.
Este tipo de cálculos es muy importante y se utilizan de manera rutinaria en el análisis químico y durante la producción de las sustancias químicas en la industria.
Por razones económicas los procesos químicos y la producción de sustancias químicas deben realizarse con el menor desperdicio posible, lo que se conoce como "optimización de procesos". Cuando se tiene una reacción química, el Químico se interesa en la cantidad de producto que puede formarse a partir de cantidades establecidas de reactivos. Esto también es importante en la mayoría de las aplicaciones de las reacciones, tanto en la investigación como en la industria.
En una reacción química siempre se conserva la masa, de ahí que una cantidad específica de reactivos al reaccionar, formará productos cuya masa será igual a la de los reactivos. Al químico le interesa entonces la relación que guardan entre sí las masas de los reactivos y los productos individualmente.
Los cálculos que comprenden estas relaciones de masa se conocen como cálculos estequiométricos.
¿Cómo se realizan los cálculos estequiométricos?
Los cálculos estequiométricos requieren una unidad química que relacione los pesos de los reactantes con los pesos de los productos. Esta unidad química es el mol.
a) Unidades de Medida - Mol-gramo Es un número de moléculas contenidas en la molécula-gramo o el peso molecular de una sustancia expresada en gramos.
Ejem. H2O = 18 (U.M.A.); 18 gr Conversión de moles a gramos:
Ejemplo: N2 ¿Cuántos moles hay en 14,0 g? PM = 14,01 x 2 = 28,02 g/mol por lo que tenemos 0. 5 moles.
Recordar para determinar moles =n = gs/MM
- Átomo-gramo Cantidad de sustancia que contiene el peso atómico Molécula-gramo del elemento expresado en gramo.
H = 1,0079 (U.M.A.); 1,0079 gr 1.-un átomo – gramo de oxígeno pesa 16 gramos 2.-un átomo – gramo de nitrógeno pesa 14 gramos 3.-un átomo – gramo de carbono pesa 12 gramos
CALCULOS ESTEQUIOMETRICOS
Pasos a seguir
1. Escribir la ecuación química del proceso o transformación química, expresando las fórmulas de reactivos y productos, y después ajustar la ecuación correspondiente.
2. Establecer las relaciones, derivadas de los coeficientes estequiométricos, del ajuste de la reacción, entre los moles de los reactivos y de los productos.
3. A partir de las masas moleculares de las sustancias que intervienen, establecer las relaciones entre las masas o volúmenes, si se trata de gases, de las sustancias correspondientes.
4. Partiendo de los datos conocidos y aplicando la relación matemática de proporcionalidad directa, determinar las cantidades desconocidas.
Cálculo de masas
Masas atómicas y moleculares
Masa atómica H =1
Masa atómica O = 16
Masa molecular H2 = 2
Masa molecular O2 = 32
Masa molecular H2O = 18
Para aprender a hacer cálculos en las reacciones químicas, lo mejor es comenzar con un ejemplo. Leemos el siguiente enunciado:
«En la reacción entre el oxígeno y el hidrógeno para dar agua, calcular la masa de hidrógeno que reacciona con 10 gramos de oxígeno».
1. El primer paso es escribir y ajustar la reacción:
2H2 + O2 ------= 2H2O
Se indica debajo de cada sustancia que interviene en la reacción la cantidad de sustancia en mol. Los moles coinciden con el coeficiente estequiométrico (número que figura delante de cada componente). Si no tiene coeficiente, es que es 1 mol.
2H2 + O2 -----= 2H2O
2 mol +1 mol -- = 2 mol
2. El segundo paso es calcular la cantidad de sustancia de la que tengamos datos (en este caso, 10 g de O2). A partir de aquí podremos calcular cualquier dato que nos pidan, como veremos; 10 gramos de O2 son:
n (mol) = masa ( g ) /masa molecular ( g / mol ) = 10 g/ 32 (g/mol) = 0,3 mol de O2
3. El tercer paso es calcular la cantidad de H2. Para ello, planteamos la proporción entre la cantidad de H2 y O2 que reacciona. Según los coeficientes de la reacción ajustada: 1 mol de O2 reacciona con 2 mol de H2.
Haciendo relacion para regla de 3
1 mol O2-------2 mol H 2
0 , 3 mol O2---- x mol H 2 → x = 0, 6 mol de H2
4. El último paso es calcular la masa en gramos de H2, sabiendo que son 0,6 mol: con formula; gs =MMx n (moles)
m (g)= 0, 6 mol * 2 (g/mol)→ m = 1,2 g de H2
Cuando se expresa una reacción, la primera condición para los cálculos estequimétricos es que se encuentre balanceada, por ejemplo :
Mg + O2 ® MgO
2 Mg + O2 ® 2 MgO Reacción balanceada
La reacción anterior se lee como : 2 ATG de Magnesio reaccionan con un mol de Oxígeno y producen 2 moles de Oxído de magnesio (reacción de síntesis)
2ATG Mg = 49 g 1 mol de O2 = 32 g 2 moles de MgO = 81 g
49 g +32 g = 81 g
2Mg + O2 --® 2 MgO
Lo que demuestra la ley de Lavoisiere " la materia no se crea ni se destruye, sólo se transforma " , cuando reaccionan 49g más 32g y se producen 81 g .
REACTIVOS O PRODUCTOS En una reacción química se puede calcular la cantidad de reactivos que se necesitan para generar una cantidad definida de productos, o la cantidad de productos que se forma con una cantidad definida de reactivo. Es necesario contar con una reacción balanceada y establecer la cantidad de ATG o moles que participan (teóricamente) en la reacción.
Ejemplos DIA 26 Nov-09
¨ ¿Cuántos g de Na se necesitan para preparar 12 g de sal (NaCl) ?
Reacción: 2 Na + Cl2 ----® 2 NaCl
2 ATG de sodio = 46 g , 1 mol de cloro = 71g y 2 moles de cloruro de sodio = 117 g (la suma de los reactivos es igual al producto).
Teórica 46 g 71 g 117 g
2 Na + Cl2 ----® 2 NaCl
Real X 12 g
Se establece la relación teórico-Práctica, y se calcula la cantidad de sodio.
Na NaCl
46 g ------ 117 g
X ------ 12 g X = (46) (12) / 117 X = 4.7 g
¨ ¿Cuántos g de H2O se producen cuando reaccionan 28 g de Zn(OH) 2 ?
Reacción: Zn(OH) 2 + H2S ® ZnS + 2 H2O
1mol de hidróxido de zinc = 99.5 g reaccionan con 1 mol de ácido sulhídrico = 34 g y produce 1 mol de sulfuro de zinc = 97.5 g más 2 moles de agua = 36 g (la suma de los reactivos es igual al producto).
Teórica 99.5 g 34 g 97.5 36 g
Zn(OH) 2 + H2S ---® ZnS + 2 H2O
Real 28 g X
Se establece la relación teórico-Práctica, y se calcula la cantidad de agua.
Zn(OH) 2 H2O
99.5 g -------- 36 g
28 g ------- X X = (28) (36) /99.5 X = 10.1 g
F.Valadez
sábado, 7 de noviembre de 2009
Nomenclatura Quimica
anexo informacion completa de nomenclatura
Jovenes:
tarea SALES
Estudiar lo que esta en rojo de las sales (casi al final y hacer los 10 ejercicios)
GRUPOS CETI
ESTRUCTURA Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS
Recopilo: Ing. Feliciano Valadez H.
UNIDAD DE COMPETENCIA 8: Caracterizará los cambios químicos así como el estudio de algunos factores que los determinan y el uso del lenguaje de la disciplina a partir de su identificación, representación y cuantificación, con una postura crítica y responsable ante su aplicación y repercusión en el ambiente y sociedad.
NOMENCLATURA QUIMICA
¿Qué vas a aprender a hacer?
1.- Clasificará las sustancias en las principales familias de compuestos químicos inorgánicos.
2.- Utilizará correctamente las reglas de nomenclatura para nombrar a los compuestos, así como escribir sus fórmulas correctas.
Los cambios químicos de la materia, por ejemplo la combustión, ocurren cuando la materia se trasforma en un tipo de materia diferente con propiedades físicas y químicas totalmente distintas a la materia original. Conocer la composición de la materia antes y después del cambio permite manipular estas transformaciones y obtener beneficios de ellas.
Antecedentes
¿Qué es un nombre químico?
En parte, es información química y, a menudo tiene origen histórico.
Después de que Alejandro el Grande conquistó Egipto, los griegos construyeron un templo dedicado al dios Amón. Para tener el fuego ardiendo en este templo, utilizaban como combustible, pedacitos de cierto material que obtenían de los camellos.
Después de años de tal práctica, se descubrió que un material blanco cristalino se había depositado en las paredes del templo junto con el hollín de los fuegos. Este material blanco parecido a la sal se conoció como sal amoniacal, que significa “sal de Amón”. Hoy al compuesto se le denomina cloruro de amonio, aunque algunas veces se le llama todavía por su viejo nombre.
En el siglo XVIII, la sal amoniacal se usó para obtener un compuesto gaseoso al que se le dio el nombre de Amoniaco debido a su origen. Este nombre todavía se le da hoy y corresponde al compuesto NH3.
Como en el ejemplo anterior, los nombres de muchos compuestos químicos se han desarrollado históricamente, pero estos nombres muchas de las veces no son lógicos ni proporcionan información concerniente a la estructura química de los compuestos. Esta nomenclatura se conoce como común o trivial. Algunos nombres comunes son tan familiares que aún se siguen usando como por ejemplo, el nombre del agua para el H2O.
REGLAS PARA LA CONSTRUCCIÓN DE FÓRMULAS
Si observas el mundo que te rodea, verás infinidad de tipos de materia diferente y, no obstante, toda la materia está constituida con las mismas unidades estructurales, es decir, con los elementos. Los átomos de los elementos son partículas básicas. Son los constituyentes fundamentales de los compuestos. Un compuesto es una sustancia determinada que contiene dos o más elementos químicamente combinados en proporciones de masa definidas. Al igual que el elemento se representa por medio de un símbolo, así también, el compuesto se representa por medio de una fórmula.
Y ¿Qué es una fórmula química?
Nota: Lo importante no es que te aprendas la definición de fórmula, sino que aprendas a construirlas.
Ejemplo: La sal común de mesa es el compuesto cloruro de sodio, cuya fórmula es NaCl.
¿Cómo se lee esta fórmula? Esta fórmula al igual que todas se leen pronunciando las letras y los subíndices. Por lo tanto el NaCl se lee N-A-C-L y te indica que esta formado por sodio y cloro y que se combinan un átomo de sodio y un átomo de cloro.
La fórmula de un compuesto es muy útil e importante, ya que describe en forma precisa la composición química del compuesto; pero la fórmula de un compuesto no te indica como se combinan los átomos entre sí.
¿Qué reglas se siguen para construir las fórmulas de los compuestos químicos?
Veamos si puedes descubrir tú mismo las reglas analizando los siguientes ejemplos:
a) CuO
b) HF
c) H2O
d) NaCl
e) Al2O3
f) KI
g) CaS
h) FeBr2
A continuación se presentan las reglas para la construcción de fórmulas.
Para construir una fórmula debes tomar en cuenta el principio de que los compuestos deben ser eléctricamente neutros, es decir la carga eléctrica positiva total es igual a la carga eléctrica negativa total, y además aplicar las siguientes reglas:
1.- Se escribe primero el símbolo del metal o catión (+) que forma parte del compuesto y luego el elemento no metálico o anión (-) (Ver tabla No. 1 y tabla No. 2)
CORRECTO INCORRECTO
Na+1 Cl-1 Cl-1 Na+1
PRINCIPALES CATIONES
Valencia fija
+1 +2 +3
H+1 Ácido Be+2 Berilio Al+3 Aluminio
Na+1 Sodio Mg+2 Magnesio
K+1 Potasio Ca+2 Calcio
Rb+1 Rubidio Sr+2 Estroncio
Cs+1 Cesio Ba+2 Bario
Ag+1 Plata Zn+2 Zinc
NH4+1 Amonio Cd+2 Cadmio
Tabla No. 1
Valencia variable
Cu+1 Cobre (I) Ni+2 Níquel (II) Pb+2 Plomo (II)
Cu+2 Cobre (II) Ni+3 Níquel (III) Pb+4 Plomo (IV)
Hg+1 Mercurio (I) Fe+2 Hierro (II)
Hg+2 Mercurio (II) Fe+3 Hierro (III)
Co+2 Cobalto (II)
Co+3 Cobalto (III)
Tabla No. 2
PRINCIPALES ANIONES
Valencia fija
-- (-1) --------------(-2) --- --------- (-3)
F-1 Fluoruro ----- O-2 Óxido ------ PO4-3 Fosfato
Cr-1 Cloruro ----- S-2 Sulfuro ------PO3-3 Fosfito
Br-1 Bromuro ---- SO4-2 Sulfato
I-1 Yoduro ------- SO3-2 Sulfito
OH-1 Hidróxido ---CO3-2 Carbonato
NO3-1 Nitrato ----CrO4-2 Cromato
NO2-1 Nitrito -----CrO7-2 Dicromato
MnO4-1 Permanganato
ClO4-1 Hipoclorito
ClO2-1 Clorito
ClO3-1 Clorato
ClO4-1 Perclorato
Tabla No. 3
Las letras de la izquierda te indican el símbolo del metal o catión (+) y los números de oxidación de algunos elementos.
Las letras de la derecha te indican el símbolo del NO metal o anión (-) y los números de oxidación de algunos elementos.
2.- Si las valencias no son iguales, será necesario utilizar subíndices con números arábigos para igualar las capacidades de combinación de los elementos (el total de las cargas positivas debe ser igual al total de las cargas negativas). Para ello se usa la valencia de uno de los elementos del compuesto, como el subíndice del otro y se escribe en la base inferior derecha del símbolo del elemento. El número uno no se escribe. Ejemplos:
Ca+2 Cl-1--------- CaCl2
Al+3 S-2---------- Al2Cl3
3.- Si las valencias son iguales, no se utilizan subíndices:
Ejemplos:
Na+1 Cl-1 ------ NaCl
Ca+2 O-2 --------CaO
Al+3 N-3 ------- AlN
4.- Si al escribir los subíndices, éstos resultan múltiplos entre sí, se deben de simplificar:
Ejemplos: Cr+6 O-2 Cr2O6 ----------- CrO3
Pb+4 O-2 Pb2O4 ----------- PbO2
Se han visto fórmulas como éstas: AlPO4, Na2SO4, Ba(ClO4)2; ¿Cómo explicarlo?
Para poder explicar es necesario que sepas lo siguiente:
Ejemplo:
El átomo de carbono se une a tres átomos de oxígeno para formar un ion poliatómico cuya fórmula es CO3. A este ion poliatómico se le llama ion carbonato y al momento de combinarse se comporta como un elemento con número de oxidación de -2, por lo que se presenta como: CO3-2.
A continuación encontrarás una tabla con los principales iones poliatómicos. En ella se indica la fórmula, el número de valencia y el nombre de cada ion.
PRINCIPALES IONES POLIATÓMICOS
+1 y-1 -2 -3
NH4+1 Amonio CrO4-2 Cromato PO4-3 Fosfato
OH-1 Hidróxido CrO7-2 Dicromato PO3-3 Fosfito
NO3-1 Nitrato SO4-2 Sulfato
NO2-1 Nitrito SO3-2 Sulfito
MnO4-1 Permanganato CO3-2 Carbonato
ClO-1 Hipoclorito
ClO2-1 Clorito
ClO3-1 Clorato
H3O+1 Hidronio
Tabla No. 4
Para construir fórmulas con iones poliatómicos se siguen las reglas ya mencionadas. Analiza los siguientes ejemplos:
v Cuando se combina el potasio con el ion permanganato:
K+1 + MnO4-1
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro se requiere que se combine un átomo de potasio con un ion poliatómico permanganato por lo que la fórmula correcta del compuesto es: KMnO4
v Cuando se combina el magnesio con el ion hipoclorito: Mg+2 + ClO-1
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro se requiere que se combine un átomo de magnesio con dos iones poliatómicos hipocloritos por lo que la combinación correcta para formar al compuesto debe ser:
ClO-1 ---Mg--- ClO-1
La fórmula correcta que representa a este compuesto por lo tanto debe ser: Mg(ClO)2
v Cuando se combina el sodio con el ion carbonato: Na+1 + CO3-2
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro se requiere que se combinen dos átomos de sodio con un ion poliatómico carbonato por lo que la combinación correcta que forma al compuesto es: Na+1 ---CO2-2--- Na+1
La fórmula correcta que representa a este compuesto por lo tanto debe ser: Na2CO3
Ejercicio: En la siguiente tabla escribe las fórmulas correctas que resultan de la combinación de los iones que se te indican.
C A T I O N E S
Ca+2 Mg+2 Al+3 NH4+1 Na+1
A Cl-1
N SO4-2
I PO4-3
O NO3-1
N
E HCO3-1
S CrO4-2
Y además de la nomenclatura trivial, ¿existe otra forma de nombrar a los compuestos químicos?
Es muy importante para el estudio de la química, conocer los nombres de los compuestos y poder deducir la composición química a partir de su nombre.
Por lo anterior se han desarrollado varios sistemas de nomenclatura para los diferentes tipos de compuestos.
8.2 NOMENCLATURA PARA COMPUESTOS
Los nombres que proporcionan la información sobre su composición se llaman nombres sistemáticos.
En el presente curso se empleará la nomenclatura sistemática aceptada por la UNIÓN INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA Y APLICADA (IUPAC), y se hará referencia cuando el caso lo amerite, al nombre común y más familiar de algunos compuestos.
Para facilitar su estudio, los compuestos químicos inorgánicos se han clasificado en familias, en las que se agrupan a todas aquellas substancias con características semejantes en estructura y propiedades; estas familias son:
Ø Óxidos
Ø Bases
Ø Ácidos
Ø Sales
¡Vamos a iniciar con los óxidos!
Los óxidos son compuestos que se forman por la combinación del oxígeno y otro elemento.
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre. Se combina con todos los elementos, excepto con los gases nobles. Como su átomo tiene 6 electrones de valencia puede ganar 2 electrones para adquirir la configuración electrónica estable; al ganarlos se convierte así en el ion ÓXIDO (O-2).
Y NO se combina con los gases nobles debido a que éstos tienen una configuración electrónica estable.
Dependiendo del tipo de elemento con el que reaccione el oxígeno dependerá el tipo de óxido que se forme. Por ejemplo, si el oxígeno reacciona con un metal, se formará un óxido metálico.
Estos óxidos metálicos existen en la corteza terrestre en forma sólida.
Con los No metales el oxígeno tiende a compartir sus electrones de valencia formando óxidos no metálicos o anhídridos. Este tipo de óxidos se encuentran en la atmósfera en forma de gases.
Los óxidos reaccionan con el agua.
¿Y cual es el producto que se forma?
El producto de esta reacción depende del tipo de óxido que reaccione así, los óxidos metálicos forman bases, mientras que los óxidos no metálicos forman ácidos.
Veamos a continuación cómo se obtienen los óxidos:
a) Óxidos metálicos. Los metales más activos como son los alcalinos y alcalinotérreos, se pueden combinar directamente al oxígeno para formar óxidos.
METAL + ÓXIGENO -------- ÓXIDO METÁLICO
Ejemplos:
Na + O2 ---------Na2O
K + O2 ------- K2O
Nomenclatura:
Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra óxido, seguida del nombre del metal correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula Nombre
Na2O Óxido de sodio
CaO Óxido de calcio
Fe2O3 Óxido de hierro (III)
¿Por qué en el óxido de hierro se utiliza un paréntesis y dentro de él un número romano?
Explicación:
Dado que existen metales de número de oxidación o valencia fija y metales de número de oxidación o valencia variable, se forman óxidos tanto con unos como con otros.
Cuando el óxido se forma con un metal de valencia variable (ejemplo el hierro), después del nombre del óxido se indica entre paréntesis y con número romano el número de valencia del metal.(esta es la manera mas facil de nombrar los compuestos)
Ejemplos:
Fórmula Nombre
CuO Óxido de cobre (II)
Cu2O Óxido de cobre (I)
NiO Óxido de níquel (II)
Cr2O3 Óxido de cromo (III)
b) Óxidos NO metálicos. Cuando el oxígeno se combina directamente con un NO metal se forma un óxido NO metálico o anhídrido.
NO METAL + OXÍGENO ----------- ÓXIDO NO METÁLICO (ANHIDRIDO)
Ejemplos:
S + O2 -------------------SO2
N2 + O2------------------- NO
C + O2 -------------------CO2
En este tipo de compuestos el oxígeno comparte electrones por lo que estos compuestos son de tipo covalente.
Nomenclatura:
Para dar nombre a estos óxidos, se utilizan primeramente los prefijos griegos:
Mono que indica 1
Di o Bi que indica 2
Tri que indica 3
Tetra que indica 4
Penta que indica 5
Estos prefijos se utilizan para indicar el número respectivo de átomos en el compuesto correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula Nombre
CO Monóxido de carbono
CO2 Bióxido de carbono
NO2 Dióxido de nitrógeno
Ejercicios: Genera el nombre a los siguientes óxidos.
1.- P2O3 _____________________ 9.- Br2O5
2.- P2O5 _____________________ 10.- Br2O7 _______________________
3.- SO2 ______________________ 11.- N2O3 _______________________
4.- SiO2 ______________________ 12.- N2O5 _______________________
5.- SO3 _______________________ 13.- Cl2O7 ______________________
6.- MnO2 ______________________ 14.- N2O _______________________
7.- Br2O ______________________ 15.- Cl2O5 ______________________
8.- Br2O3 ______________________ 16.- Cl2O3 ______________________
BASES o HIDROXIDOS
Clásicamente una base se define como una sustancia formada por la unión de iones HIDROXILOS (OH-1) con metales.
Los hidróxidos de los metales alcalinos (grupo I A) y alcalinotérreos (grupo II A), como LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2 y Ba(OH)2, son las bases inorgánicas más comunes.
A las soluciones acuosas de las bases o hidróxidos se les llama soluciones alcalinas o soluciones básicas.
Y… ¿Qué propiedades tienen las bases?
Las propiedades físicas y químicas de las bases son muy específicas.
· FÍSICAS
1.- Tienen un sabor cáustico o amargo agudo.
2.- Presentan una consistencia resbalosa o jabonosa al tacto.
· QUÍMICAS
1.- Cambian el papel tornasol de rojo a azul.
2.- Reaccionan con ácidos para formar sales y agua.
Una base o hidróxido se puede obtener de varias formas, una de ellas es mediante la reacción de un óxido metálico con el agua:
ÓXIDO METÁLICO + AGUA BASE O HIDRÓXIDO
Ejemplos:
Ca + H2O -------------Ca(OH)2
K2O + H2O ---------------KOH
Na2O + H2O ------------- NaOH
Nomenclatura de bases:
Para nombrar a las bases o hidróxidos, se antepone la palabra Hidróxido seguida de la preposición de y finalmente el nombre del metal correspondiente.
Ejemplos:
NaOH Hidróxido de sodio
KOH Hidróxido de potasio
Si un mismo metal forma dos hidróxidos diferentes, para distinguirlos se escribe entre paréntesis al final del nombre un número romano que indica la valencia del metal.
Ejemplos:
Ni(OH)2 Hidróxido de níquel (II)
Ni(OH)3 Hidróxido de níquel (III)
CuOH Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)
¿Pero cómo voy a saber que el metal forma dos o más hidróxidos diferentes?
La respuesta es muy sencilla ya que los metales que forman dos o más hidróxidos diferentes son los metales de transición interna es decir, metales de la serie B de la tabla periódica.
Ejercicios: Genera el nombre de los siguientes hidróxidos.
1. - Ca(OH)2 ______________________ 6.- Ba(OH)2 _____________________
2.- Mg(OH)2 ______________________ 7.- Fe(OH)3 _____________________
3.- NH4OH _______________________ 8.- Hg(OH)2 _____________________
4.- AgOH ________________________ 9.- Al(OH)3 ______________________
5.- Zn(OH)2 _______________________ 10.- HgOH _______________________
Acidos
La palabra ácido se deriva del Latín acidus, que significa “agrio”, y también se relaciona con la palabra acetum que significa “vinagre”.
Un ácido se define como una sustancia que produce iones hidrógeno (H+) cuando se encuentra disuelto en agua, es decir, cuando está en forma de solución acuosa.
Y ¿tienen algunas propiedades los ácidos?
La principal propiedad física que identifica a los ácidos es el hecho de que presentan sabor agrio o ácido.
Las propiedades químicas principales son:
1.- En solución acuosa son capaces de disolver algunos metales como el zinc y magnesio liberando hidrógeno gaseoso.
2.- Cambian el papel tornasol –un colorante vegetal- de color azul a rojo.
3.- Reaccionan con sustancias llamadas bases, para producir una sal y agua. (Reacción de neutralización)
4.- Reaccionan con carbonatos para producir el gas dióxido de carbono, (CO2).
Los ácidos inorgánicos se clasifican en HIDRÁCIDOS O ÁCIDOS BINARIOS Y OXIÁCIDOS O ÁCIDOS TERNARIOS.
a).- HIDRÁCIDOS: Éstos se obtienen de la reacción del hidrógeno con algún halógeno (F, Cl, Br, I) o bien con el azufre (S).
HIDRÓGENO + HALÓGENO o AZUFRE --------- HIDRÁCIDO
Ejemplos:
H2 + Cl2 ------HCl
H2 + F2 -------HF
2H2 + S2 -------H2S
NOTA: Aún no te preocupes por el balanceo de las ecuaciones, lo estudiaras en la más adelante.
Y… ¿Cómo se nombran?
Para que puedas nombrar a los ácidos primeramente debes saber que los nombres de algunos elementos químicos tienen su origen en raíces griegas o latinas. Analiza la siguiente tabla.
ELEMENTO SÍMBOLO RAÍZ
Cloro Cl Clor
Bromo Br Brom
Yodo I Iod
Flúor F Flúor
Azufre S Sulfur
Nitrógeno N Nitr
Manganeso Mn Mangan
Fósforo P Fosfor
Carbono C Carbon
Tabla No. 5
Para nombrar a los hidrácidos se aplica una regla muy sencilla, observa el siguiente ejemplo y descúbrela por ti mismo:
Fórmula Nombre
HCl Ácido clorhídrico
¿Descubriste la regla?
Para nombrar a los hidrácidos o ácidos binarios primero se indica que se trata de un ácido, posteriormente se toma la raíz del nombre del NO metal y se le agrega la terminación hídrico.
Ejercicios:
Escribe el nombre correcto de los siguientes ácidos.
Fórmula Nombre
HBr _______________________
HI _______________________
HF ________________________
H2S ________________________
b).- OXIÁCIDOS O ÁCIDOS TERNARIOS:
Se obtienen cuando reacciona un óxido NO metálico con el agua.
ÓXIDO NO METÁLICO + AGUA OXIÁCIDO
Ejemplos:
SO2 + H2O -------------- H2SO3
CO2 + H2O -------------- H2CO3
ClO + H2O -------------- HClO
Te presentamos acontinuación las reglas para nombrar a los oxiácidos.
1.- Se indica primero que el compuesto pertenece al grupo de los ácidos.
2.- Se determina el nombre del ion poliatómico proveniente de las sales (carbonato, hipoclorito, sulfato, sulfito, etc.) que se encuentra unido al hidrógeno formando el ácido.
3.- Se cambia la terminación del nombre del ion poliatómico (De la SAL) de acuerdo con la siguiente regla:
a) Si la terminación del nombre del ion es “ato”, ésta se cambia por la terminación “ico”. Ejemplo: Carbonato cambia por carbónico.(siendo al reves para las sales)
b) Si la terminación del nombre del ion poliatómico es “ito”, ésta se cambia por la terminación “oso”. Ejemplo: Hipoclorito cambia por hipocloroso.(siendo al reves para las sales)
NOTA: En algunos casos especiales no se toma el nombre del ion poliatómico como referencia, sino la raíz del nombre del NO metal que forma al ion poliatómico:
Ejemplos:
El ion SO4 se denomina sulfato, pero cuando éste forma un ácido se toma la raíz del nombre del azufre (sulfur) para formar el nombre del ácido y se utilizan las mismas reglas para la terminación por lo que, para los siguientes ácidos el nombre correcto es:
H2SO4 Ácido sulfúrico
H2SO3 Ácido sulfuroso
H3PO4 Ácido fosfórico
Ejercicios: Aplicando las reglas de nomenclatura escribe el nombre correcto de los siguientes oxiácidos.
1.- HNO3 ____________________ 7.- HClO4 _______________________
2.- HNO2 ____________________ 8.- HClO _______________________
3.- HClO3 ____________________ 9.- HClO2 ________________________
4.- H2CrO4 ____________________ 10.- H3PO3 ________________________
5.- HMnO4 ____________________ 11.- HIO4 _________________________
6.- H2CO3 ____________________ 12.- HBrO3 ________________________
OTRA FORMA DE NOMBRAR A LOS OXIACIDOS
La nomenclatura de los oxiácidos, depende en gran medida del número de oxidación del elemento NO metálico diferente del hidrógeno y del oxígeno.
Las reglas de nomenclatura para estos compuestos son:
1.- Determinar el número de oxidación del elemento central. (Ver tabla No. 6).
2.- Se escribe la palabra ácido.
3.- Si el número de oxidación del elemento central lo requiere, se escriben los prefijos hipo o per, de acuerdo a lo indicado en la tabla.
4.- Enseguida se escribe el nombre de la raíz del elemento central.
5.- Finalmente se escriben las terminaciones oso o ico, siguiendo la referencia de la tabla.
NÚMERO DE OXIDACIÓN PREFIJO TERMINACIÓN
+1 a +2 Hipo oso--------- Ejem cloro y azufre
+3 a +4 oso------------- Ejem cloro y azufre
+5 a +6 ico------------- Ejem cloro y azufre
+7 Per ico ------------- Ejem cloro
Tabla No. 6
Ejemplo: Nombrar al ácido cuya fórmula es HMnO4.
1.- Se determina el número de oxidación del elemento central; en este caso el manganeso (Mn).
H+1 Mn+7 O4--2 -8 El resultado de la suma algebraica es igual a: +1 -8; por lo que el Mn tiene número de oxidación de +7.
2.- Se escribe la palabra ácido.
3.- Por el hecho de que el número de oxidación del elemento central es +7, se indica el prefijo per.
4.- Se escribe la raíz del nombre, en este caso Mangan. (Ver tabla No. 5).
5.- Se concluye con la terminación ico, y conjuntado todo el nombre queda de la siguiente manara: Acido Per Mangan ico = Ácido permangánico
SALES
Ya hemos hablado de los óxidos, de los ácidos y las bases, vamos acontinuación a mencionar a las SALES.
Las sales se definen como el producto de la reacción entre un ácido y una base, y su estructura corresponde a la combinación química de un metal con un NO metal o bien un metal con un ion poliatómico de número de valencia negativo.
Las sales se dividen en sales binarias y sales ternarias u oxisales (sales que poseen oxígeno).
Las sales son muy abundantes en la naturaleza. La mayor parte de las rocas y minerales del manto terrestre son sales de un tipo u otro. También se encuentran gigantescas cantidades de sales en los océanos.
Generalmente las sales son cristalinas y tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Las sales son siempre compuestos iónicos que se disocian al encontrarse en solución acuosa, aumentando la conductividad eléctrica del solvente.
Las sales en general, se obtienen cuando reacciona un ácido con una base, mediante esta reacción además de la sal se obtiene también agua.
• Para el caso de las sales binarias, se requiere de la reacción de un hidrácido con una base:
HIDRÁCIDO + BASE -------------- SAL BINARIA + AGUA
Ejemplo:
HCl + NaOH -------------- NaCl + H2O
Cloruro de sodio
HBr + Ba(OH)2 ---------------- BaBr2 + H2O
Bromuro de bario
1.- Sobre cada línea, escribe el nombre correspondiente a las siguientes sales.
a) KI _______________________
b) CaCl2____________________
c) LiF ______________________
d) NaBr_____________________
e) MgCl2 ____________________
2.- Sobre cada línea escribe el nombre de las sales derivadas del cloro.
a) NaClO_____________________
b) NaClO2____________________
c) NaClO3____________________
d) NaClO4____________________
¿Y las oxisales cómo se obtienen?
• Para el caso de las sales ternarias u oxisales se hace reaccionar un oxiácido con una base:
OXIÁCIDO + BASE ----------- SAL TERNARIA + AGUA
Ejemplos:
H3PO4 + KOH ------------ K3PO4 + 3H2O
Fosfato de potasio
H2SO4 + NaOH ------------ Na2SO4 + 2H2O
Sulfato de sodio
Oye, ¿sabes cuáles son las reglas para nombrar a las sales?
A continuación te presento las reglas para nombrar a las sales binarias:
Nomenclatura de sales binarias.
Regla: A la raíz del nombre del NO metal se le agrega la terminación “uro” des pues de la preposición “de” y finalmente el nombre del metal que forma la sal.
Veamos ahora a las sales ternarias (OXISALES):
Regla: Se menciona primero el nombre del ion poliatómico que esta formando a la sal y enseguida se indica el nombre del metal que forma parte de la estructura química de la sal, si el metal es de valencia variable, recuerda que debes indicarla con número romano, al final del nombre.
NÚMERO DE OXIDACIÓN PREFIJO TERMINACIÓN del ACIDO
+1 a +2 Hipo--oso------ Ejem cloro y azufre ----Cambia a Hipo---ITO
+3 a +4 oso------------ Ejem cloro y azufre ----Cambia a ITO
+5 a +6 ico------------- Ejem cloro y azufre --- Cambia a ATO
+7 Per ico ------------- Ejem cloro Tabla No. 6 Cambia a Per---- ATO
Ejercicios: Usando las reglas, genera los nombres de las siguientes oxisales.
1. - Na2SO4 ______________________ 6. - CuSO4 ______________________
2.- Ca(ClO)2 ______________________ 7.- Hg(NO3)2 ____________________
3. - KMnO4 _______________________ 8. - PbCrO4 ______________________
4. - (NH4)2SO4 _____________________ 9. - K3PO4 _______________________
5. - Cu2SO4 _______________________ 10. - NaCl ________________________
ESCRIBE LA FÓRMULA DE LOS COMPUESTOS QUE SE FORMAN CON LOS SIGUIENTES IONES.
Catión Anión Fórmula Nombre
Na+1 NO-1
K+1 MnO4-1
NH4+1 HS-1
Ag+1 HSO4-1
Mg+2 H2PO4-1
Ca+2 O-2
Ba+2 SO4-2
Zn+2 HPO4-2
Al+3 Cr2O7-2
Cu+1 PO4-3
Cu+2 NO3-1
Hg+1 OH-1
Hg+2 HSO3-1
Fe+2 HCO3-1
Fe+3 HSO3-1
Na+1 SO3-2
Mg+2 CO3-2
Fe+3 Cr2O7-2
Cu+2 CN-1
K+1 Cl-1
Ca+2 S-2
Al+3 PO4-3
1.- ¿Cómo se forman los óxidos básicos y porque reciben este nombre?
2.- ¿Qué significan las expresiones hierro (II) e hierro (III)?
3.- Escribe el concepto actual de ácido y base.
4.- ¿Cuál es la diferencia entre oxiácido e hidrácido?
5.- ¿A que se llama reacción de neutralización y cuales son los productos de ésta?
6.- ¿A que se llaman sales ácidas?
7.- Escribe a la derecha de cada fórmula el nombre del compuesto y la función a la que pertenece.
Fórmula Compuesto Función
KOH Hidróxido de potasio Base (EJEMPLO)
MgO
KH
BeCrO4
Zn3(PO4)2
NH4Br
NaNO2
Al(ClO4)3
HCl
HClO
HNO2
ZnO Óxido de zinc Óxido metálico
CuCl2
KMnO4
Co(NO3)3
KHCO3
FeSO3
HNO3
CO Óxido de carbono Óxido NO metálico
H2SO4 Ácido sulfúrico Ácido (oxiácido)
NaCl Cloruro de sodio Sal (haloide)
SO2
Ca3(PO4)2 Fosfato de calcio Sal (oxisal)
AlI3
HI Ácido yodhídrico Ácido (hidrácido)
Catión/Anión O-2 Cl-1 SO4-2 PO4-3 OH-1 NO3-1 CO3-2
Ca+2 CaCO3
Al+3
Li+1 Li2SO4
Cu+1
Cu+2 Cu(NO3)2
8.- Completa la siguiente tabla con las fórmulas correctas para cada compuesto.
9.- Escribe la fórmula correcta de los siguientes compuestos.
1.- Carbonato de calcio ______________________________
2.- Cloruro de cobalto (II) ______________________________
3.- Hidróxido de sodio _______________________________
4.- Cianuro de litio _______________________________
5.- Permanganato de sodio _______________________________
6.- Fluoruro de estaño (II) _______________________________
7.- Dicromato de potasio _______________________________
8.- Nitrito de bario ________________________________
9.- Óxido de hierro (III) ________________________________
10.- Hipoclorito de calcio ________________________________
10.- Después de cada compuesto, escribe la palabra hidrácido u oxiácido, según corresponda.
a) H2CO3_______________________ f) H3PO4______________________
b) HCl_________________________ g) HI_________________________
c) H2SO3_______________________ h) HClO______________________
d) HF__________________________ i) HBrO3______________________
e) HIO3_________________________ j) HBr________________________
Recopilo: Ing. Feliciano Valadez H.
Jovenes:
tarea SALES
Estudiar lo que esta en rojo de las sales (casi al final y hacer los 10 ejercicios)
GRUPOS CETI
ESTRUCTURA Y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS
Recopilo: Ing. Feliciano Valadez H.
UNIDAD DE COMPETENCIA 8: Caracterizará los cambios químicos así como el estudio de algunos factores que los determinan y el uso del lenguaje de la disciplina a partir de su identificación, representación y cuantificación, con una postura crítica y responsable ante su aplicación y repercusión en el ambiente y sociedad.
NOMENCLATURA QUIMICA
¿Qué vas a aprender a hacer?
1.- Clasificará las sustancias en las principales familias de compuestos químicos inorgánicos.
2.- Utilizará correctamente las reglas de nomenclatura para nombrar a los compuestos, así como escribir sus fórmulas correctas.
Los cambios químicos de la materia, por ejemplo la combustión, ocurren cuando la materia se trasforma en un tipo de materia diferente con propiedades físicas y químicas totalmente distintas a la materia original. Conocer la composición de la materia antes y después del cambio permite manipular estas transformaciones y obtener beneficios de ellas.
Antecedentes
¿Qué es un nombre químico?
En parte, es información química y, a menudo tiene origen histórico.
Después de que Alejandro el Grande conquistó Egipto, los griegos construyeron un templo dedicado al dios Amón. Para tener el fuego ardiendo en este templo, utilizaban como combustible, pedacitos de cierto material que obtenían de los camellos.
Después de años de tal práctica, se descubrió que un material blanco cristalino se había depositado en las paredes del templo junto con el hollín de los fuegos. Este material blanco parecido a la sal se conoció como sal amoniacal, que significa “sal de Amón”. Hoy al compuesto se le denomina cloruro de amonio, aunque algunas veces se le llama todavía por su viejo nombre.
En el siglo XVIII, la sal amoniacal se usó para obtener un compuesto gaseoso al que se le dio el nombre de Amoniaco debido a su origen. Este nombre todavía se le da hoy y corresponde al compuesto NH3.
Como en el ejemplo anterior, los nombres de muchos compuestos químicos se han desarrollado históricamente, pero estos nombres muchas de las veces no son lógicos ni proporcionan información concerniente a la estructura química de los compuestos. Esta nomenclatura se conoce como común o trivial. Algunos nombres comunes son tan familiares que aún se siguen usando como por ejemplo, el nombre del agua para el H2O.
REGLAS PARA LA CONSTRUCCIÓN DE FÓRMULAS
Si observas el mundo que te rodea, verás infinidad de tipos de materia diferente y, no obstante, toda la materia está constituida con las mismas unidades estructurales, es decir, con los elementos. Los átomos de los elementos son partículas básicas. Son los constituyentes fundamentales de los compuestos. Un compuesto es una sustancia determinada que contiene dos o más elementos químicamente combinados en proporciones de masa definidas. Al igual que el elemento se representa por medio de un símbolo, así también, el compuesto se representa por medio de una fórmula.
Y ¿Qué es una fórmula química?
Nota: Lo importante no es que te aprendas la definición de fórmula, sino que aprendas a construirlas.
Ejemplo: La sal común de mesa es el compuesto cloruro de sodio, cuya fórmula es NaCl.
¿Cómo se lee esta fórmula? Esta fórmula al igual que todas se leen pronunciando las letras y los subíndices. Por lo tanto el NaCl se lee N-A-C-L y te indica que esta formado por sodio y cloro y que se combinan un átomo de sodio y un átomo de cloro.
La fórmula de un compuesto es muy útil e importante, ya que describe en forma precisa la composición química del compuesto; pero la fórmula de un compuesto no te indica como se combinan los átomos entre sí.
¿Qué reglas se siguen para construir las fórmulas de los compuestos químicos?
Veamos si puedes descubrir tú mismo las reglas analizando los siguientes ejemplos:
a) CuO
b) HF
c) H2O
d) NaCl
e) Al2O3
f) KI
g) CaS
h) FeBr2
A continuación se presentan las reglas para la construcción de fórmulas.
Para construir una fórmula debes tomar en cuenta el principio de que los compuestos deben ser eléctricamente neutros, es decir la carga eléctrica positiva total es igual a la carga eléctrica negativa total, y además aplicar las siguientes reglas:
1.- Se escribe primero el símbolo del metal o catión (+) que forma parte del compuesto y luego el elemento no metálico o anión (-) (Ver tabla No. 1 y tabla No. 2)
CORRECTO INCORRECTO
Na+1 Cl-1 Cl-1 Na+1
PRINCIPALES CATIONES
Valencia fija
+1 +2 +3
H+1 Ácido Be+2 Berilio Al+3 Aluminio
Na+1 Sodio Mg+2 Magnesio
K+1 Potasio Ca+2 Calcio
Rb+1 Rubidio Sr+2 Estroncio
Cs+1 Cesio Ba+2 Bario
Ag+1 Plata Zn+2 Zinc
NH4+1 Amonio Cd+2 Cadmio
Tabla No. 1
Valencia variable
Cu+1 Cobre (I) Ni+2 Níquel (II) Pb+2 Plomo (II)
Cu+2 Cobre (II) Ni+3 Níquel (III) Pb+4 Plomo (IV)
Hg+1 Mercurio (I) Fe+2 Hierro (II)
Hg+2 Mercurio (II) Fe+3 Hierro (III)
Co+2 Cobalto (II)
Co+3 Cobalto (III)
Tabla No. 2
PRINCIPALES ANIONES
Valencia fija
-- (-1) --------------(-2) --- --------- (-3)
F-1 Fluoruro ----- O-2 Óxido ------ PO4-3 Fosfato
Cr-1 Cloruro ----- S-2 Sulfuro ------PO3-3 Fosfito
Br-1 Bromuro ---- SO4-2 Sulfato
I-1 Yoduro ------- SO3-2 Sulfito
OH-1 Hidróxido ---CO3-2 Carbonato
NO3-1 Nitrato ----CrO4-2 Cromato
NO2-1 Nitrito -----CrO7-2 Dicromato
MnO4-1 Permanganato
ClO4-1 Hipoclorito
ClO2-1 Clorito
ClO3-1 Clorato
ClO4-1 Perclorato
Tabla No. 3
Las letras de la izquierda te indican el símbolo del metal o catión (+) y los números de oxidación de algunos elementos.
Las letras de la derecha te indican el símbolo del NO metal o anión (-) y los números de oxidación de algunos elementos.
2.- Si las valencias no son iguales, será necesario utilizar subíndices con números arábigos para igualar las capacidades de combinación de los elementos (el total de las cargas positivas debe ser igual al total de las cargas negativas). Para ello se usa la valencia de uno de los elementos del compuesto, como el subíndice del otro y se escribe en la base inferior derecha del símbolo del elemento. El número uno no se escribe. Ejemplos:
Ca+2 Cl-1--------- CaCl2
Al+3 S-2---------- Al2Cl3
3.- Si las valencias son iguales, no se utilizan subíndices:
Ejemplos:
Na+1 Cl-1 ------ NaCl
Ca+2 O-2 --------CaO
Al+3 N-3 ------- AlN
4.- Si al escribir los subíndices, éstos resultan múltiplos entre sí, se deben de simplificar:
Ejemplos: Cr+6 O-2 Cr2O6 ----------- CrO3
Pb+4 O-2 Pb2O4 ----------- PbO2
Se han visto fórmulas como éstas: AlPO4, Na2SO4, Ba(ClO4)2; ¿Cómo explicarlo?
Para poder explicar es necesario que sepas lo siguiente:
Ejemplo:
El átomo de carbono se une a tres átomos de oxígeno para formar un ion poliatómico cuya fórmula es CO3. A este ion poliatómico se le llama ion carbonato y al momento de combinarse se comporta como un elemento con número de oxidación de -2, por lo que se presenta como: CO3-2.
A continuación encontrarás una tabla con los principales iones poliatómicos. En ella se indica la fórmula, el número de valencia y el nombre de cada ion.
PRINCIPALES IONES POLIATÓMICOS
+1 y-1 -2 -3
NH4+1 Amonio CrO4-2 Cromato PO4-3 Fosfato
OH-1 Hidróxido CrO7-2 Dicromato PO3-3 Fosfito
NO3-1 Nitrato SO4-2 Sulfato
NO2-1 Nitrito SO3-2 Sulfito
MnO4-1 Permanganato CO3-2 Carbonato
ClO-1 Hipoclorito
ClO2-1 Clorito
ClO3-1 Clorato
H3O+1 Hidronio
Tabla No. 4
Para construir fórmulas con iones poliatómicos se siguen las reglas ya mencionadas. Analiza los siguientes ejemplos:
v Cuando se combina el potasio con el ion permanganato:
K+1 + MnO4-1
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro se requiere que se combine un átomo de potasio con un ion poliatómico permanganato por lo que la fórmula correcta del compuesto es: KMnO4
v Cuando se combina el magnesio con el ion hipoclorito: Mg+2 + ClO-1
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro se requiere que se combine un átomo de magnesio con dos iones poliatómicos hipocloritos por lo que la combinación correcta para formar al compuesto debe ser:
ClO-1 ---Mg--- ClO-1
La fórmula correcta que representa a este compuesto por lo tanto debe ser: Mg(ClO)2
v Cuando se combina el sodio con el ion carbonato: Na+1 + CO3-2
Para que el compuesto resultante de esta combinación sea eléctricamente neutro se requiere que se combinen dos átomos de sodio con un ion poliatómico carbonato por lo que la combinación correcta que forma al compuesto es: Na+1 ---CO2-2--- Na+1
La fórmula correcta que representa a este compuesto por lo tanto debe ser: Na2CO3
Ejercicio: En la siguiente tabla escribe las fórmulas correctas que resultan de la combinación de los iones que se te indican.
C A T I O N E S
Ca+2 Mg+2 Al+3 NH4+1 Na+1
A Cl-1
N SO4-2
I PO4-3
O NO3-1
N
E HCO3-1
S CrO4-2
Y además de la nomenclatura trivial, ¿existe otra forma de nombrar a los compuestos químicos?
Es muy importante para el estudio de la química, conocer los nombres de los compuestos y poder deducir la composición química a partir de su nombre.
Por lo anterior se han desarrollado varios sistemas de nomenclatura para los diferentes tipos de compuestos.
8.2 NOMENCLATURA PARA COMPUESTOS
Los nombres que proporcionan la información sobre su composición se llaman nombres sistemáticos.
En el presente curso se empleará la nomenclatura sistemática aceptada por la UNIÓN INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA Y APLICADA (IUPAC), y se hará referencia cuando el caso lo amerite, al nombre común y más familiar de algunos compuestos.
Para facilitar su estudio, los compuestos químicos inorgánicos se han clasificado en familias, en las que se agrupan a todas aquellas substancias con características semejantes en estructura y propiedades; estas familias son:
Ø Óxidos
Ø Bases
Ø Ácidos
Ø Sales
¡Vamos a iniciar con los óxidos!
Los óxidos son compuestos que se forman por la combinación del oxígeno y otro elemento.
El oxígeno es el elemento más abundante de la corteza terrestre. Se combina con todos los elementos, excepto con los gases nobles. Como su átomo tiene 6 electrones de valencia puede ganar 2 electrones para adquirir la configuración electrónica estable; al ganarlos se convierte así en el ion ÓXIDO (O-2).
Y NO se combina con los gases nobles debido a que éstos tienen una configuración electrónica estable.
Dependiendo del tipo de elemento con el que reaccione el oxígeno dependerá el tipo de óxido que se forme. Por ejemplo, si el oxígeno reacciona con un metal, se formará un óxido metálico.
Estos óxidos metálicos existen en la corteza terrestre en forma sólida.
Con los No metales el oxígeno tiende a compartir sus electrones de valencia formando óxidos no metálicos o anhídridos. Este tipo de óxidos se encuentran en la atmósfera en forma de gases.
Los óxidos reaccionan con el agua.
¿Y cual es el producto que se forma?
El producto de esta reacción depende del tipo de óxido que reaccione así, los óxidos metálicos forman bases, mientras que los óxidos no metálicos forman ácidos.
Veamos a continuación cómo se obtienen los óxidos:
a) Óxidos metálicos. Los metales más activos como son los alcalinos y alcalinotérreos, se pueden combinar directamente al oxígeno para formar óxidos.
METAL + ÓXIGENO -------- ÓXIDO METÁLICO
Ejemplos:
Na + O2 ---------Na2O
K + O2 ------- K2O
Nomenclatura:
Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra óxido, seguida del nombre del metal correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula Nombre
Na2O Óxido de sodio
CaO Óxido de calcio
Fe2O3 Óxido de hierro (III)
¿Por qué en el óxido de hierro se utiliza un paréntesis y dentro de él un número romano?
Explicación:
Dado que existen metales de número de oxidación o valencia fija y metales de número de oxidación o valencia variable, se forman óxidos tanto con unos como con otros.
Cuando el óxido se forma con un metal de valencia variable (ejemplo el hierro), después del nombre del óxido se indica entre paréntesis y con número romano el número de valencia del metal.(esta es la manera mas facil de nombrar los compuestos)
Ejemplos:
Fórmula Nombre
CuO Óxido de cobre (II)
Cu2O Óxido de cobre (I)
NiO Óxido de níquel (II)
Cr2O3 Óxido de cromo (III)
b) Óxidos NO metálicos. Cuando el oxígeno se combina directamente con un NO metal se forma un óxido NO metálico o anhídrido.
NO METAL + OXÍGENO ----------- ÓXIDO NO METÁLICO (ANHIDRIDO)
Ejemplos:
S + O2 -------------------SO2
N2 + O2------------------- NO
C + O2 -------------------CO2
En este tipo de compuestos el oxígeno comparte electrones por lo que estos compuestos son de tipo covalente.
Nomenclatura:
Para dar nombre a estos óxidos, se utilizan primeramente los prefijos griegos:
Mono que indica 1
Di o Bi que indica 2
Tri que indica 3
Tetra que indica 4
Penta que indica 5
Estos prefijos se utilizan para indicar el número respectivo de átomos en el compuesto correspondiente.
Ejemplos:
Fórmula Nombre
CO Monóxido de carbono
CO2 Bióxido de carbono
NO2 Dióxido de nitrógeno
Ejercicios: Genera el nombre a los siguientes óxidos.
1.- P2O3 _____________________ 9.- Br2O5
2.- P2O5 _____________________ 10.- Br2O7 _______________________
3.- SO2 ______________________ 11.- N2O3 _______________________
4.- SiO2 ______________________ 12.- N2O5 _______________________
5.- SO3 _______________________ 13.- Cl2O7 ______________________
6.- MnO2 ______________________ 14.- N2O _______________________
7.- Br2O ______________________ 15.- Cl2O5 ______________________
8.- Br2O3 ______________________ 16.- Cl2O3 ______________________
BASES o HIDROXIDOS
Clásicamente una base se define como una sustancia formada por la unión de iones HIDROXILOS (OH-1) con metales.
Los hidróxidos de los metales alcalinos (grupo I A) y alcalinotérreos (grupo II A), como LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)2 y Ba(OH)2, son las bases inorgánicas más comunes.
A las soluciones acuosas de las bases o hidróxidos se les llama soluciones alcalinas o soluciones básicas.
Y… ¿Qué propiedades tienen las bases?
Las propiedades físicas y químicas de las bases son muy específicas.
· FÍSICAS
1.- Tienen un sabor cáustico o amargo agudo.
2.- Presentan una consistencia resbalosa o jabonosa al tacto.
· QUÍMICAS
1.- Cambian el papel tornasol de rojo a azul.
2.- Reaccionan con ácidos para formar sales y agua.
Una base o hidróxido se puede obtener de varias formas, una de ellas es mediante la reacción de un óxido metálico con el agua:
ÓXIDO METÁLICO + AGUA BASE O HIDRÓXIDO
Ejemplos:
Ca + H2O -------------Ca(OH)2
K2O + H2O ---------------KOH
Na2O + H2O ------------- NaOH
Nomenclatura de bases:
Para nombrar a las bases o hidróxidos, se antepone la palabra Hidróxido seguida de la preposición de y finalmente el nombre del metal correspondiente.
Ejemplos:
NaOH Hidróxido de sodio
KOH Hidróxido de potasio
Si un mismo metal forma dos hidróxidos diferentes, para distinguirlos se escribe entre paréntesis al final del nombre un número romano que indica la valencia del metal.
Ejemplos:
Ni(OH)2 Hidróxido de níquel (II)
Ni(OH)3 Hidróxido de níquel (III)
CuOH Hidróxido de cobre (I)
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre (II)
¿Pero cómo voy a saber que el metal forma dos o más hidróxidos diferentes?
La respuesta es muy sencilla ya que los metales que forman dos o más hidróxidos diferentes son los metales de transición interna es decir, metales de la serie B de la tabla periódica.
Ejercicios: Genera el nombre de los siguientes hidróxidos.
1. - Ca(OH)2 ______________________ 6.- Ba(OH)2 _____________________
2.- Mg(OH)2 ______________________ 7.- Fe(OH)3 _____________________
3.- NH4OH _______________________ 8.- Hg(OH)2 _____________________
4.- AgOH ________________________ 9.- Al(OH)3 ______________________
5.- Zn(OH)2 _______________________ 10.- HgOH _______________________
Acidos
La palabra ácido se deriva del Latín acidus, que significa “agrio”, y también se relaciona con la palabra acetum que significa “vinagre”.
Un ácido se define como una sustancia que produce iones hidrógeno (H+) cuando se encuentra disuelto en agua, es decir, cuando está en forma de solución acuosa.
Y ¿tienen algunas propiedades los ácidos?
La principal propiedad física que identifica a los ácidos es el hecho de que presentan sabor agrio o ácido.
Las propiedades químicas principales son:
1.- En solución acuosa son capaces de disolver algunos metales como el zinc y magnesio liberando hidrógeno gaseoso.
2.- Cambian el papel tornasol –un colorante vegetal- de color azul a rojo.
3.- Reaccionan con sustancias llamadas bases, para producir una sal y agua. (Reacción de neutralización)
4.- Reaccionan con carbonatos para producir el gas dióxido de carbono, (CO2).
Los ácidos inorgánicos se clasifican en HIDRÁCIDOS O ÁCIDOS BINARIOS Y OXIÁCIDOS O ÁCIDOS TERNARIOS.
a).- HIDRÁCIDOS: Éstos se obtienen de la reacción del hidrógeno con algún halógeno (F, Cl, Br, I) o bien con el azufre (S).
HIDRÓGENO + HALÓGENO o AZUFRE --------- HIDRÁCIDO
Ejemplos:
H2 + Cl2 ------HCl
H2 + F2 -------HF
2H2 + S2 -------H2S
NOTA: Aún no te preocupes por el balanceo de las ecuaciones, lo estudiaras en la más adelante.
Y… ¿Cómo se nombran?
Para que puedas nombrar a los ácidos primeramente debes saber que los nombres de algunos elementos químicos tienen su origen en raíces griegas o latinas. Analiza la siguiente tabla.
ELEMENTO SÍMBOLO RAÍZ
Cloro Cl Clor
Bromo Br Brom
Yodo I Iod
Flúor F Flúor
Azufre S Sulfur
Nitrógeno N Nitr
Manganeso Mn Mangan
Fósforo P Fosfor
Carbono C Carbon
Tabla No. 5
Para nombrar a los hidrácidos se aplica una regla muy sencilla, observa el siguiente ejemplo y descúbrela por ti mismo:
Fórmula Nombre
HCl Ácido clorhídrico
¿Descubriste la regla?
Para nombrar a los hidrácidos o ácidos binarios primero se indica que se trata de un ácido, posteriormente se toma la raíz del nombre del NO metal y se le agrega la terminación hídrico.
Ejercicios:
Escribe el nombre correcto de los siguientes ácidos.
Fórmula Nombre
HBr _______________________
HI _______________________
HF ________________________
H2S ________________________
b).- OXIÁCIDOS O ÁCIDOS TERNARIOS:
Se obtienen cuando reacciona un óxido NO metálico con el agua.
ÓXIDO NO METÁLICO + AGUA OXIÁCIDO
Ejemplos:
SO2 + H2O -------------- H2SO3
CO2 + H2O -------------- H2CO3
ClO + H2O -------------- HClO
Te presentamos acontinuación las reglas para nombrar a los oxiácidos.
1.- Se indica primero que el compuesto pertenece al grupo de los ácidos.
2.- Se determina el nombre del ion poliatómico proveniente de las sales (carbonato, hipoclorito, sulfato, sulfito, etc.) que se encuentra unido al hidrógeno formando el ácido.
3.- Se cambia la terminación del nombre del ion poliatómico (De la SAL) de acuerdo con la siguiente regla:
a) Si la terminación del nombre del ion es “ato”, ésta se cambia por la terminación “ico”. Ejemplo: Carbonato cambia por carbónico.(siendo al reves para las sales)
b) Si la terminación del nombre del ion poliatómico es “ito”, ésta se cambia por la terminación “oso”. Ejemplo: Hipoclorito cambia por hipocloroso.(siendo al reves para las sales)
NOTA: En algunos casos especiales no se toma el nombre del ion poliatómico como referencia, sino la raíz del nombre del NO metal que forma al ion poliatómico:
Ejemplos:
El ion SO4 se denomina sulfato, pero cuando éste forma un ácido se toma la raíz del nombre del azufre (sulfur) para formar el nombre del ácido y se utilizan las mismas reglas para la terminación por lo que, para los siguientes ácidos el nombre correcto es:
H2SO4 Ácido sulfúrico
H2SO3 Ácido sulfuroso
H3PO4 Ácido fosfórico
Ejercicios: Aplicando las reglas de nomenclatura escribe el nombre correcto de los siguientes oxiácidos.
1.- HNO3 ____________________ 7.- HClO4 _______________________
2.- HNO2 ____________________ 8.- HClO _______________________
3.- HClO3 ____________________ 9.- HClO2 ________________________
4.- H2CrO4 ____________________ 10.- H3PO3 ________________________
5.- HMnO4 ____________________ 11.- HIO4 _________________________
6.- H2CO3 ____________________ 12.- HBrO3 ________________________
OTRA FORMA DE NOMBRAR A LOS OXIACIDOS
La nomenclatura de los oxiácidos, depende en gran medida del número de oxidación del elemento NO metálico diferente del hidrógeno y del oxígeno.
Las reglas de nomenclatura para estos compuestos son:
1.- Determinar el número de oxidación del elemento central. (Ver tabla No. 6).
2.- Se escribe la palabra ácido.
3.- Si el número de oxidación del elemento central lo requiere, se escriben los prefijos hipo o per, de acuerdo a lo indicado en la tabla.
4.- Enseguida se escribe el nombre de la raíz del elemento central.
5.- Finalmente se escriben las terminaciones oso o ico, siguiendo la referencia de la tabla.
NÚMERO DE OXIDACIÓN PREFIJO TERMINACIÓN
+1 a +2 Hipo oso--------- Ejem cloro y azufre
+3 a +4 oso------------- Ejem cloro y azufre
+5 a +6 ico------------- Ejem cloro y azufre
+7 Per ico ------------- Ejem cloro
Tabla No. 6
Ejemplo: Nombrar al ácido cuya fórmula es HMnO4.
1.- Se determina el número de oxidación del elemento central; en este caso el manganeso (Mn).
H+1 Mn+7 O4--2 -8 El resultado de la suma algebraica es igual a: +1 -8; por lo que el Mn tiene número de oxidación de +7.
2.- Se escribe la palabra ácido.
3.- Por el hecho de que el número de oxidación del elemento central es +7, se indica el prefijo per.
4.- Se escribe la raíz del nombre, en este caso Mangan. (Ver tabla No. 5).
5.- Se concluye con la terminación ico, y conjuntado todo el nombre queda de la siguiente manara: Acido Per Mangan ico = Ácido permangánico
SALES
Ya hemos hablado de los óxidos, de los ácidos y las bases, vamos acontinuación a mencionar a las SALES.
Las sales se definen como el producto de la reacción entre un ácido y una base, y su estructura corresponde a la combinación química de un metal con un NO metal o bien un metal con un ion poliatómico de número de valencia negativo.
Las sales se dividen en sales binarias y sales ternarias u oxisales (sales que poseen oxígeno).
Las sales son muy abundantes en la naturaleza. La mayor parte de las rocas y minerales del manto terrestre son sales de un tipo u otro. También se encuentran gigantescas cantidades de sales en los océanos.
Generalmente las sales son cristalinas y tienen altos puntos de fusión y de ebullición. Las sales son siempre compuestos iónicos que se disocian al encontrarse en solución acuosa, aumentando la conductividad eléctrica del solvente.
Las sales en general, se obtienen cuando reacciona un ácido con una base, mediante esta reacción además de la sal se obtiene también agua.
• Para el caso de las sales binarias, se requiere de la reacción de un hidrácido con una base:
HIDRÁCIDO + BASE -------------- SAL BINARIA + AGUA
Ejemplo:
HCl + NaOH -------------- NaCl + H2O
Cloruro de sodio
HBr + Ba(OH)2 ---------------- BaBr2 + H2O
Bromuro de bario
1.- Sobre cada línea, escribe el nombre correspondiente a las siguientes sales.
a) KI _______________________
b) CaCl2____________________
c) LiF ______________________
d) NaBr_____________________
e) MgCl2 ____________________
2.- Sobre cada línea escribe el nombre de las sales derivadas del cloro.
a) NaClO_____________________
b) NaClO2____________________
c) NaClO3____________________
d) NaClO4____________________
¿Y las oxisales cómo se obtienen?
• Para el caso de las sales ternarias u oxisales se hace reaccionar un oxiácido con una base:
OXIÁCIDO + BASE ----------- SAL TERNARIA + AGUA
Ejemplos:
H3PO4 + KOH ------------ K3PO4 + 3H2O
Fosfato de potasio
H2SO4 + NaOH ------------ Na2SO4 + 2H2O
Sulfato de sodio
Oye, ¿sabes cuáles son las reglas para nombrar a las sales?
A continuación te presento las reglas para nombrar a las sales binarias:
Nomenclatura de sales binarias.
Regla: A la raíz del nombre del NO metal se le agrega la terminación “uro” des pues de la preposición “de” y finalmente el nombre del metal que forma la sal.
Veamos ahora a las sales ternarias (OXISALES):
Regla: Se menciona primero el nombre del ion poliatómico que esta formando a la sal y enseguida se indica el nombre del metal que forma parte de la estructura química de la sal, si el metal es de valencia variable, recuerda que debes indicarla con número romano, al final del nombre.
NÚMERO DE OXIDACIÓN PREFIJO TERMINACIÓN del ACIDO
+1 a +2 Hipo--oso------ Ejem cloro y azufre ----Cambia a Hipo---ITO
+3 a +4 oso------------ Ejem cloro y azufre ----Cambia a ITO
+5 a +6 ico------------- Ejem cloro y azufre --- Cambia a ATO
+7 Per ico ------------- Ejem cloro Tabla No. 6 Cambia a Per---- ATO
Ejercicios: Usando las reglas, genera los nombres de las siguientes oxisales.
1. - Na2SO4 ______________________ 6. - CuSO4 ______________________
2.- Ca(ClO)2 ______________________ 7.- Hg(NO3)2 ____________________
3. - KMnO4 _______________________ 8. - PbCrO4 ______________________
4. - (NH4)2SO4 _____________________ 9. - K3PO4 _______________________
5. - Cu2SO4 _______________________ 10. - NaCl ________________________
ESCRIBE LA FÓRMULA DE LOS COMPUESTOS QUE SE FORMAN CON LOS SIGUIENTES IONES.
Catión Anión Fórmula Nombre
Na+1 NO-1
K+1 MnO4-1
NH4+1 HS-1
Ag+1 HSO4-1
Mg+2 H2PO4-1
Ca+2 O-2
Ba+2 SO4-2
Zn+2 HPO4-2
Al+3 Cr2O7-2
Cu+1 PO4-3
Cu+2 NO3-1
Hg+1 OH-1
Hg+2 HSO3-1
Fe+2 HCO3-1
Fe+3 HSO3-1
Na+1 SO3-2
Mg+2 CO3-2
Fe+3 Cr2O7-2
Cu+2 CN-1
K+1 Cl-1
Ca+2 S-2
Al+3 PO4-3
1.- ¿Cómo se forman los óxidos básicos y porque reciben este nombre?
2.- ¿Qué significan las expresiones hierro (II) e hierro (III)?
3.- Escribe el concepto actual de ácido y base.
4.- ¿Cuál es la diferencia entre oxiácido e hidrácido?
5.- ¿A que se llama reacción de neutralización y cuales son los productos de ésta?
6.- ¿A que se llaman sales ácidas?
7.- Escribe a la derecha de cada fórmula el nombre del compuesto y la función a la que pertenece.
Fórmula Compuesto Función
KOH Hidróxido de potasio Base (EJEMPLO)
MgO
KH
BeCrO4
Zn3(PO4)2
NH4Br
NaNO2
Al(ClO4)3
HCl
HClO
HNO2
ZnO Óxido de zinc Óxido metálico
CuCl2
KMnO4
Co(NO3)3
KHCO3
FeSO3
HNO3
CO Óxido de carbono Óxido NO metálico
H2SO4 Ácido sulfúrico Ácido (oxiácido)
NaCl Cloruro de sodio Sal (haloide)
SO2
Ca3(PO4)2 Fosfato de calcio Sal (oxisal)
AlI3
HI Ácido yodhídrico Ácido (hidrácido)
Catión/Anión O-2 Cl-1 SO4-2 PO4-3 OH-1 NO3-1 CO3-2
Ca+2 CaCO3
Al+3
Li+1 Li2SO4
Cu+1
Cu+2 Cu(NO3)2
8.- Completa la siguiente tabla con las fórmulas correctas para cada compuesto.
9.- Escribe la fórmula correcta de los siguientes compuestos.
1.- Carbonato de calcio ______________________________
2.- Cloruro de cobalto (II) ______________________________
3.- Hidróxido de sodio _______________________________
4.- Cianuro de litio _______________________________
5.- Permanganato de sodio _______________________________
6.- Fluoruro de estaño (II) _______________________________
7.- Dicromato de potasio _______________________________
8.- Nitrito de bario ________________________________
9.- Óxido de hierro (III) ________________________________
10.- Hipoclorito de calcio ________________________________
10.- Después de cada compuesto, escribe la palabra hidrácido u oxiácido, según corresponda.
a) H2CO3_______________________ f) H3PO4______________________
b) HCl_________________________ g) HI_________________________
c) H2SO3_______________________ h) HClO______________________
d) HF__________________________ i) HBrO3______________________
e) HIO3_________________________ j) HBr________________________
Recopilo: Ing. Feliciano Valadez H.
jueves, 15 de octubre de 2009
Texto Quimica 1
texto de lo visto hasta ahora desde teoria atomica.
UNIDAD II
ESTRUCTURA ATÓMICA
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Describir La estructura interna del átomo
2.- Dar una descripción del modelo atómico moderno mecánico cuántico.
3.- Describir la tabla periódica moderna.
4.- Aplicar los principios necesarios para establecer la configuración electrónica.
EL ÁTOMO
La concepción de los átomos surge como idea filosófica en Grecia, aproximadamente en el siglo V a de C con los filósofos Leucipo y Demócrito, porque se creía que todos los elementos estaban formados por pequeñas partículas INDIVISIBLES. Átomo, en griego, significa INDIVISIBLE. Es la porción más pequeña de la materia.
En la actualidad se considera al átomo como un sistema energético en equilibrio, constituido por una parte central denominada núcleo, donde prácticamente se concentra toda su masa y una región de espacio exterior que es la nube electrónica donde se hallan los electrones moviéndose a grandes velocidades.
En el átomo existen una serie de partículas subatómicas siendo las más estables los protones, neutrones y electrones.
El radio atómico resulta del orden de 1 a 2 ángstrom y su masa sumamente pequeña, así por ejemplo:
Masa del átomo de carbono = 1.993 x 10 -23 g
Masa del átomo de sodio = 3.82 x 10 -23 g
EL NUCLEO.- Es la región central del átomo, su tamaño es aproximadamente 10000 veces mas pequeño que el átomo total. En el núcleo se hallan los protones y los neutrones a los cuales también se los llama nucleones.
PROTONES (P+).- Son partículas elementales de carga positiva, se hallan en el núcleo atómico, sus principales características son:
Masa del protón = 1.6725 x 10-24 g
Carga del protón = 1.6 x 10-19 coulomb
NEUTRONES (no).- Son partículas elementales sin carga eléctrica, se hallan en el núcleo atómico, su masa es aproximadamente igual a la del protón.
NÚMERO ATÓMICO (Z).- Es igual al número de protones que existe en el núcleo, y si el átomo es neutro es también igual al número de electrones.
Z = #p+ = # e-
NÚMERO DE MASA (A).- Es igual a la suma de protones y neutrones en el núcleo de un átomo
A = #p+ + #no
El número de neutrones de un elemento químico se puede calcular como A - Z, es decir, como la diferencia entre el número másico y el número atómico.
ELEMENTO QUÍMICO.- Es la sustancia química simple en cuya composición solo existen átomos con el mismo número atómico.
Representación ZEA
E = símbolo del elemento
Z = número atómico
A = número de masa
ISÓTOPOS.- Son átomos de un mismo elemento que tienen diferente número de masa, esto debido a la variación del número de neutrones.
Ej. 6C12, 6C13 , 6C14
La masa atómica de un elemento es una media de las masas de sus isótopos naturales ponderada de acuerdo a su abundancia relativa.
A = masa atómica del elemento natural
Ai = masa atómica de cada isótopo
xi = porcentaje de cada isótopo en la mezcla
ISÓBAROS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen el mismo número de masa.
Ej. 30Zn60, 29Cu60
ISÓTONOS.- Son átomos de diferentes elementos que tienen igual número de neutrones.
Ej. 5B11, 6C12 # nº = 6
LA NUBE ELECTRONICA.- Es la región de espacio exterior al núcleo atómico donde se hallan los electrones en movimiento, comprende niveles de energía, subniveles de energía y orbitales.
ELECTRONES (e-).- Son partículas elementales de carga eléctrica negativa que se hallan en movimiento en la nube electrónica.
Masa del electrón = 9.1 x 10-28 g
Carga del electron = 1.6 x 10-19 coulomb
NIVEL DE ENERGÍA O CAPA (n) .- Es la región en la nube electrónica donde se hallan los electrones con similar valor de energía.
n = 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7
nivel = K, L, M, N, O, P, Q
En cada nivel solo se puede alojar un número determinado de electrones y hasta el cuarto nivel lo determina la regla de Rydberg.
Regla de Rydberg
Nivel (n) Regla de Rydberg # máximo de electrones
K ( 1 ) 2 x 12 2
L ( 2 ) 2 x 22 8
M ( 3 ) 2 x 32 18
N ( 4 ) 2 x 42 32
O ( 5 ) --- 32
P ( 6 ) --- 18
Q ( 7 ) --- 8
SUBNIVELES DE ENERGÍA (l).- En un mismo nivel existen electrones que se diferencian ligeramente en su valor de energía, por ello los niveles se hallan constituidos por uno más subniveles.
Designación l = 0, 1, 2, 3
Subnivel s, p, d, f
Subnivel ( l ) regla # máximo de electrones
S ( l = 0 ) 2 (2x0 + 1) 2
P ( l = 1 ) 2 (2x1 + 1) 6
d ( l = 2 ) 2 (2x2 + 1) 10
f ( l = 3 ) 2 (2x3 + 1) 14
ORBITALES.- Son regiones de espacio en la nube electrónica donde existe la máxima probabilidad de hallar un electrón
En un orbital como máximo puede haber dos electrones, si este se halla apareado necesariamente los dos electrones tendrán spin contrarios.
El SPIN indica el sentido de giro del electrón sobre su propio eje, unos giran en un sentido y otros en sentido contrario, los mismos que se representa de la siguiente manera.
Representación:
orbital vacío orbital desapareado orbital apareado
Cada subnivel s tiene 1 orbital
Cada subnivel p tiene 3 orbitales
Cada subnivel d tiene 5 orbitales
Cada subnivel f tiene 7 orbitales
TABLA PERIODICA.- La tabla periódica agrupa a todos los elementos químicos conocidos actualmente, además de los obtenidos por reacciones nucleares.
DESCRIPCION:
· Los elementos se hallan ubicados en orden creciente a su número atómico
· Existen columnas verticales o grupos (I, II, III, IV…..VIII)
- Subgrupo A (IA, IIA, IIIA,…..VIIIA) denominados elementos representativos.
- Subgrupo B (IB, IIB, IIIB,……VIIIB) denominados elementos de transición.
Para los elementos representativos el número de grupo indica el número de electrones de valencia; electrones de valencia son los que se encuentran en el último nivel.
# de grupo = # de electrones de valencia
Para los elementos de transición los electrones de valencia son los del penúltimo y ultimo nivel debido a que los dos últimos niveles se hallan incompletos.
· Existen filas horizontales o periodos (1, 2, 3, 4, 5, 6, 7)
- Periodos cortos 1,2 y 3, periodos largos 4, 5, 6, 7
- Los periodos 6 y 7 tienen una prolongación en la parte inferior de 14 elementos cada uno, que en su conjunto se llaman tierras raras.
El número de periodo indica el número de niveles de energía o capas de los átomos.
· Electronegatividad (EN).- Es la capacidad que tienen los átomos de atraer electrones, varia de 0,7 a 4
El valor de la EN de los elementos en la tabla periódica aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
· Energía de ionización (EI).- Es la energía mínima necesaria que aplicada a un átomo logra que este pierda un electrón de su último nivel de energía.
El valor de la EI en la tabla aumenta hacia la derecha y hacia arriba.
· Radio atómico (RA).- Es la distancia entre el núcleo y el límite efectivo de la nube electrónica.
En la tabla periódica aumenta hacia abajo en cada grupo y disminuye hacia la derecha en cada periodo.
· Radio iónico.- El radio del catión es menor que el de su átomo y el radio del anión es mayor que el de su átomo.
· Gases nobles.- Se encuentran al final de cada periodo, se caracterizan por se químicamente no reactivos y diamagnéticos.
CONFIGURACIÓN ELECTRÓNICA.- La configuración electrónica de un átomo expresa la distribución de los electrones en la nube electrónica, indicando los niveles, subniveles y orbitales.
Para saber el orden de energía de los orbitales se usa el diagrama de Mouller. Ó bien se sigue esta regla: "Los orbitales menos energéticos son los de menor valor de n+l. Si los orbitales tienen el mismo valor de n+l, tendrá menos energía los de menor valor de n".
De acuerdo con estas reglas el orden es el siguiente:
1s, 2s, 2p, 3s, 3p, 4s, 3d, 4p, 5s, 4d, 5p, 6s, 4f, 5d, 6p, 7s
DIAGRAMA DE MOULLER (REGLA DEL SERRUCHO)
Ej. Realizar la configuración electrónica del átomo de calcio.
Solución:
De la tabla periódica el número atómico del calcio Z = 20
Luego se distribuyen los electrones siguiendo el sentido de las flechas indicadas en el diagrama de Mouller o regla del serrucho, una vez llenado un subnivel se puede pasar al próximo, hasta que la suma de los electrones empleados (suma de los superíndices) coincida con el número atómico.
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2
Ej. Realizar la configuración electrónica del elemento Z = 56
1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s2 3d10 4p6 5s2 4d10 5p6 6s2
EJERCICIOS
1.- A qué se llama número de masa.
2.- El I-123 es un isótopo radiactivo que se utiliza como herramienta de diagnóstico por imágenes. ¿Cuántos neutrones hay en el I-123?
3.- Para el átomo de aluminio (número atómico 13; número másico 27). Cual es el número de protones, neutrones y electrones.
4.- Los átomos X, Y, Z y R tienen las siguientes composiciones nucleares: 186X410; 183Y410; 186Z412; 185R412; Indique cuales son isótopos, isóbaros e Isótonos.
5.- Un isótopo del cobalto (Co) es utilizado en radioterapia para algunos tipos de cáncer. Escriba los símbolos nucleares de tres tipos de isótopos del cobalto (Z=27) en los que hay 29, 31 y 33 neutrones, respectivamente.
6.- El átomo de potasio, K, se convierte en ión potasio perdiendo un electrón. Por tanto si el peso atómico del K es 39. Cual será el peso atómico del ión potasio.
7.- Si un elemento representativo se encuentra en el sexto grupo y cuarto periodo. Que podemos afirmar de este elemento.
8.- A que se llama electronegatividad y como varia en la tabla.
9.- Como varia el radio atómico en la tabla.
10.- Cierto átomo neutro tiene cinco electrones en su cuarto nivel de energía, si su número de masa es 75. Cuantos neutrones tiene.
11.- Realice la configuración electrónica de los siguientes elementos: K, Fe, Sr, Cd, Au
UNIDAD III
NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGÁNICOS
OBJETIVOS: Al término de esta unidad el estudiante debe ser capaz de:
1.- Darle a la sustancia un nombre químico
2.- Predecir y escribir la fórmula de un compuesto utilizando la simbología y nomenclatura recomendada.
3.- Determinar la familia a que pertenece
4.- Su posibilidad de lograr una reacción química
Las sustancias deben identificarse mediante nombres específicos. Este NOMBRE debe llevar inherente la mayor información posible sobre la sustancia referida. Ya sea de acuerdo a su composición molecular, sus propiedades físicas o a la familia a que pertenece, estableciéndose así una SISTEMATIZACION de todas ellas que facilite su NOMENCLATURA.
PREDICCIÓN DE FÓRMULAS QUÍMICAS
Para escribir la fórmula química de una sustancia inorgánica, se debe saber que se forma por medio de enlaces químicos de tipo iónico, es decir se unen partículas iónicas positivas (llamadas cationes) con partículas iónicas negativas (llamadas aniones), por atracciones electrostáticas.
Los cationes son los átomos que por su baja electronegatividad pierden electrones de la última capa de su configuración electrónica y los aniones son los que por su alta electronegatividad ganan electrones en el intento del enlace químico, para lograr cada uno tener ocho electrones en su última capa como lo tienen los gases inertes.
Al escribir la fórmula química, el catión se coloca del lado izquierdo y el anión del lado derecho. La cantidad de electrones que pierde el átomo es la carga eléctrica positiva que adquiere el catión y la cantidad de electrones que gana el átomo es la carga eléctrica negativa que adquiere el anión. A esta carga eléctrica se le llama número de oxidación.
Por ejemplo:
La sal común (o de cocina), que en la nomenclatura química es cloruro sódico el átomo de sodio cede un electrón al átomo de cloro, por lo dicho el sodio tiene un número de oxidación (valencia) de +1 y el cloro de -1.
Para formular con soltura y rapidez es, por lo tanto, necesario conocer las valencias de los distintos elementos químicos, al menos las de los que intervienen en los compuestos de uso más frecuente, pues los otros forman compuestos de aplicaciones muy específicas y su valencia podemos deducirla por su posición en el sistema periódico.
La formula química y el nombre de las sustancias se escriben aplicando las reglas establecidas por la UNION INTERNACIONAL DE QUIMICA PURA Y APLICADA (siglas en inglés I. U. P. A. C.).
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
El número de oxidación es la carga eléctrica (positiva o negativa) con la cual un átomo (elemento químico) participa en la formación de una molécula por atracción electrostática.
Aunque los números de oxidación se pueden obtener directamente de la T.P., es necesario memorizar el símbolo y las valencias de los elementos más corrientes.
METALES.
VALENCIA 1+ VALENCIA 2+ VALENCIA 3+
LitioSodioPotasioRubidioCesioFrancioPlataamonio LiNaKRbCsFrAgNH4+ BerilioMagnesioCalcioEstroncioZincCadmioBarioRadio BeMgCaSrZnCdBaRa AluminioBismuto AlBi
VALENCIAS1+, 2+ VALENCIAS1+, 3+ VALENCIAS 2+, 3+
CobreMercurio CuHg OroTalio AuTl NíquelCobaltoHierroCromoManganeso NiCoFeCrMn
VALENCIAS 2+, 4+
PlatinoPlomoEstaño PtPbSn
Los metales siempre tienen valencias positivas y combinan con elementos negativos
HIDRÓGENO.
VALENCIA 1+, 1-
Hidrógeno H
NO METALES.
VALENCIA 1- VALENCIAS 1-, 1+, 3+, 5+, 7+ VALENCIA 2-, 1-
Flúor F CloroBromoYodo ClBrI Oxígeno O
VALENCIAS 2-, 2+, 4+, 6+ VALENCIAS 3-, (1+), (2+), 3+, (4+), 5+ VALENCIAS 3-, 3+, 5+
AzufreSelenioTeluro SSeTe Nitrógeno N FósforoArsénicoAntimonio PAsSb
VALENCIAS 2-, 2+, 4+ VALENCIA 4-, 4+ VALENCIA 3-, 3+
Carbono C Silicio Si Boro B
ELEMENTOS ANFOTEROS
Bismuto 5+
Cromo 6+
Manganeso 4+ 6+ 7+
SUSTANCIAS SIMPLES Y COMPUESTAS
Dentro de la gran diversidad de sustancias existentes en la naturaleza y que son estables en condiciones ambientales, se puede distinguir dos grupos: SUSTANCIAS SIMPLES o ELEMENTALES y SUSTANCIAS COMPUESTAS.
Una SUSTANCIA es SIMPLE cuando no puede ser descompuesta en otra más sencilla por ningún método físico o químico reconocido como de uso común. Las sustancias simples son llamadas también ELEMENTOS y se representan mediante SIMBOLOS donde siempre la primera letra del nombre es escrita en mayúscula pudiendo estar acompañada de una segunda letra en minúscula. Ejemplos: Cu (cobre), Al (aluminio), Na (sodio), K (Potasio), Ca (Calcio), Pb (Plomo), P (Fósforo), C (Carbono), Au (Oro), He (Helio) .
Son también sustancias simples las que están conformadas con Moléculas sencillas, o sea aquellas que están formadas por un átomo o por la asociación de átomos de un sólo tipo.
O2 (molécula de Oxígeno), O3 (molécula de Ozono), Cl2 (molécula de Cloro), H2 (molécula Hidrógeno),
Las SUSTANCIAS COMPUESTAS pueden descomponerse en sustancias simples y se representan mediante FÓRMULAS las cuales están conformadas por cantidades y símbolos de los átomos que forman al compuesto, de tal manera, que la fórmula nos brinde información tanto cualitativa como cuantitativa sobre la composición de la sustancia:
H2O (Agua ): 2 átomos de Hidrogeno y un átomo de oxígeno
NH3 (Amoníaco): 1 átomo de nitrógeno y tres átomos de hidrógeno
Otros ejemplos: Na2O (óxido de Sodio), CaS (Sulfuro de Calcio), CO (Monóxido de Carbono), KBr (Bromuro de Potasio).
Las sustancias compuestas son aglomerados de Moléculas compuestas, es decir aquellas que están formadas por asociación entre átomos de elementos diferentes; y se pueden clasificar en:
Compuestos binarios.- Están formados por átomos de dos elementos diferentes. Se escribe a la izquierda el menos electronegativo, y a la derecha el más electronegativo:
H2O (Agua)
K2O (óxido de Potasio)
NaCl (Cloruro de Sodio)
Compuestos ternarios.- Están formados por tres elementos diferentes. En este tipo de compuestos suelen formarse grupos de elementos que deben escribirse cerrados en paréntesis para representar el número de veces que se repita dicho grupo, al igual que en los BINARIOS se escribe primero el elemento o grupo de elementos menos electronegativo:
(NH4) 2S Sulfuro de Amonio
Ca(OH) 2 Hidróxido de Calcio
Al2(SO4) 3 Sulfato de Aluminio
Compuestos cuaternarios.- Constituidos por más de tres elementos diferentes.
(NH4) 2CO3 (Carbonato de Amonio)
LiNaSO4 (Sulfato de Litio y Sodio)
NOMENCLATURA
Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos; la nomenclatura tradicional, la nomenclatura de stock y la nomenclatura sistemática.
1.- Las sustancias sencillas o libres se nombran indicando el nombre simple del elemento: Cu (cobre), Au (oro); H2 (Hidrógeno), etc..
2.- Las sustancias o moléculas compuestas se nombran indicando primeramente el nombre del anión, seguido del nombre del catión…:
Al2(SO4)3 Sulfato de …
Al2(O)3 Oxido de …
Al(OH)3 Hidróxido de…
3.- Después del nombre del anión sigue el nombre del catión con las siguientes variantes:
a) Si el catión actúa con un solo número de oxidación, a su nombre se le antepone la palabra: de…
Al2(SO4)3 Sulfato de aluminio
b) Si el catión actúa con dos números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: oso. Y el otro termina en: ico.
Ejemplo: Cuproso y cúprico
c) Si el catión actúa con tres números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso.
Hipo-nombre-oso
-nombre-oso
-nombre-ico
d) Si el catión actúa con cuatro números de oxidación, al de menor número, el nombre del catión termina en: hipo-nombre-oso.
Hipo-nombre-oso
-nombre-oso
-nombre-ico
Per-nombre-ico
FAMILIAS DE SUSTANCIAS QUIMICAS
Si bien hemos visto que las sustancias se clasifican en simples y compuestas según contengan moléculas simples o compuestas. Estas clasificaciones son de gran ayuda en la escritura de las fórmulas, pero es poca la información que nos brindan sobre las propiedades tanto físicas como químicas de la sustancia, es por ello que resulta indispensable otra clasificación que los agrupe de acuerdo a sus propiedades químicas comunes; para tal efecto surgen las siguientes funciones químicas y grupos funcionales.
OXIDOS
Son compuestos binarios formados por la combinación del oxígeno con otro elemento, si el elemento es un METAL se le conoce como OXIDO METALICO o también como OXIDO BASICO casi todos son compuestos iónicos; el metal es el ion positivo, y el ion oxido O2-, el negativo.
NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del oxigeno, y se igualan sus números de oxidación.
Obtención:
· 2Mg + O2 à 2MgO oxido de magnesio
Mg2+ con O2- los números de oxidación quedan igualados y resulta MgO
· 4Al +3O2 à 2Al2O3 oxido de aluminio
Al3+ con O2- se debe igualar los Nº de oxd. para ello se intercambian Al3+ O2- se
coloca como sub índice resultando Al 2 O3 para igualar las cargas de la molécula
· Pb + O2 à PbO2 Oxido plúmbico
Pb4+ con O2- simplificando e intercambiando resulta PbO2
Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
· FeO (óxido Ferroso)
· Fe2O3 (óxido Férrico)
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· FeO (óxido de hierro (II)),
· Fe2O3 (óxido de hierro (III) )
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos:
· FeO (monóxido de hierro)
· Fe2O3 (Trióxido de dihierro)
OXIDOS MIXTOS
Son óxidos que parecen estar formados por la suma de los dos óxidos normales de un mismo metal, constituyen un caso especial que solo se da con algunos metales, a saber: Fe, Co, Ni, Cr, Mn, y Pb.
Para escribir la formula de los óxidos mixtos más comunes se usa la fórmula general.
Ejemplo:
(+2) FeO Oxido ferroso (+2) PbO Oxido Plumboso
(+3) Fe2O3 Oxido ferrico (+2) PbO Oxido Plumboso
Fe3O4 Oxido ferroso-férrico (+4) PbO2 Oxido Plúmbico
Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico
Formula General:
M3O4 Donde M metal 3, y O oxigeno 4
Nomenclatura tradicional:
Óxido del metal (si el metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
· Fe3O4 Oxido ferroso-férrico
· Pb3O4 Oxido Plumboso-Plúmbico
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Fe3O4 Oxido de hierro (II,III)
· Pb3O4 Oxido de plomo (II, IV)
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Ejemplos:
· Fe3O4 Tetroxido de trihierro
· Pb3O4 Tetroxido de triplomo
PEROXIDOS
Son compuestos binarios que contienen un metal unido al ion peroxido, O22-, donde el oxigeno trabaja con el numero de oxidación (-1), el grupo peroxido consta de dos átomos de oxigeno por lo tanto el numero de oxidación total es (-2)
Para escribir la formula de los peróxidos se anota el símbolo del metal seguido del grupo peróxido
Ejemplo:
2Na + H2O2 à Na2 O2 + H2
Na+1 O22- intercambiando los números de oxidación Na+1 O22- resulta Na2O2
Ca + H2O2 à Ca O2 + H2
Ca+2 O22- simplificando e intercambiando los números de oxidación resulta Ca O2
Formula General:
M O2 Donde M metal que trabaja con numero de oxidación positivo “solo forma con el grupo I (alcalinos +1) y el grupo II (alcalinos térreos +2)” y O22- ion peroxido
Nomenclatura tradicional:
Peroxido del metal se nombra el anion “peroxido” el articulo de y el nombre del metal
Ejemplos:
· Na2 O2 peroxido de sodio
· Ca O2 Peroxido de calcio
Nomenclatura de stock:
Óxido del metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Na2 O2 Peroxido de sodio
· Ca O2 Peroxido de calcio
Nomenclatura sistemática:
Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Ejemplos:
· Na2 O2 Dióxido de disodio
· Ca O2 Dióxido de calcio
HIDROXIDOS
Son compuestos que contienen un metal unido al grupo hidroxilo, OH-, que consta de un átomo de oxigeno y uno de hidrogeno, y tiene numero de oxidación total -1. Los hidróxidos son compuestos iónicos: el metal es el ion (+), y el ion hidroxilo OH-,(-)
.NOTACION.- Se escriben los símbolos del metal y del grupo hidróxilo, y se igualan sus números de oxidación. El metal trabaja con número de oxidación positivo, y el grupo hidróxilo, con -1.Si son necesarios dos o más grupos hidroxilos, se los encierra entre paréntesis, con el respectivo subíndice fuera.
Obtención:
· MgO + H2O ---> Mg(OH) 2
(Oxido de Magnesio) (Hidróxido de Magnesio)
Mg+2 OH1- intercambiando para igualar el Nº de oxidación Mg2+ OH1- resulta Mg(OH)2
· K2O + H2O à 2 KOH
Oxido de Potasio Hidróxido de Potasio
K+ OH1- intercambiando para igualar el Nº de oxidación K+ OH1- resulta KOH
Formula General:
M (OH)n Donde M: metal, y n corresponde al número de iones oxidrilo (OH), que corresponde al estado de oxidación del metal.
Nomenclatura tradicional:
Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· NaOH (hidróxido de sodio)
· Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio)
· Fe(OH)3 (hidróxido ferrico),
Nomenclatura de stock:
Hidróxido del metal utilizando numeral de stock cuando el metal presenta mas de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Ca(OH)2 (hidróxido de calcio)
· Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III) )
· CuOH (hidróxido de cobre (I) )
Nomenclatura sistemática:
Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo presentes en el compuesto.
Ejemplos:
· Cu(OH)2 (dihidròxido de cobre)
· NaOH (monohidròxido de sodio)
· Fe(OH)3 (Trihidròxido de hierro)
OXIDOS NO METALICOS
Son óxidos que contienen un no metal unido a oxigeno. Se escribe los símbolos del no metal y del oxigeno y se iguala sus números de oxidación. El no metal trabaja con números de oxidación positivo, y el oxigeno con números de oxidación negativo -2
Obtención:
2 Cl2 + O2 à 2 Cl2O
Cl1+ O2- intercambiando Cl1+ O2- resulta Cl2O (óxido hipocloroso)
S + O2 à SO2
S4+ O2- simplificando e intercambiando S2+ O1- resulta S O2 (óxido sulfuroso)
Fórmula general:
Nm O con los respectivos coeficientes estequiométricos indicando la cantidad de átomos de cada elemento.
Nomenclatura tradicional:
Óxido del no metal (si el no metal posee más de un estado de oxidación posible se utilizará oso para el menor estado de oxidación e ico para el mayor).
Ejemplos:
· Cl2O (Anhídrido hipocloroso)
· SO2 (Anhídrido sulfuroso)
· SO3 (Anhídrido sulfúrico)
· CO (Anhídrido carbonoso)
· CO2 (Anhídrido carbónico)
Nomenclatura de stock:
Óxido del no metal utilizando numeral de stock indicando el estado de oxidación del no metal cuando este presenta más de un estado de oxidación posible.
Ejemplos:
· Cl2O (óxido de cloro) (I),
· SO2 (óxido de azufre (IV) )
· SO3 (óxido de azufre (VI) )
· CO (óxido de carbono (II) )
· CO2(óxido de carbono(IV)
Nomenclatura sistemática:
Óxido del no metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada elemento.
Para el caso de los óxidos, este tipo de nomenclatura es la mas utilizada, dado que para un no-metal pueden existir varios tipos de óxidos, para los cuales el utilizar los otros tipos de nomenclatura lleva a confusiones.
Ejemplos:
· Cl2O (monóxido de dicloro)
· CO2 (dióxido de carbono)
· CO monóxido de carbono)
· SO2 (dióxido de azufre)
· SO3 (trióxido de azufre)
LOS OXACIDOS
Son ácidos que contienen hidrogeno unido a un no metal y oxigeno derivan de los OXIDOS, cuya función química es (O- 2), siendo compuestos BINARIOS se combinan con el agua para producir compuestos TERNARIOS.
Los OXIDOS ACIDOS reciben este nombre por contener oxigeno en su molécula y porque al reaccionar con el agua producen sustancias con características ACIDAS, a las que se les llama OXIACIDOS.
NOTACION.-Se lee con la palabra ácido y el nombre del no metal, utilizando de manera exactamente igual que para los anhídridos (nomenclatura clásica).
Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal dependiendo con el número de oxidación que este trabajando usaremos los siguientes prefijos y terminaciones:
Mínimo numero de oxidación hipo(prefijo) – oso (terminación) è trabaja con (1 ó 2)
Menor numero de oxidación oso (terminación)
mayor numero de oxidación ico (terminación)
máximo numero de oxidación per(prefijo) – oso (terminación) è trabaja con (7)
Obtención:
SO3 + H2O à H2SO4
Oxido de azufre VI ó Anhídrido sulfúrico ácido sulfúrico
CO2 + H2O à H2CO3
Oxido de carbono IV ó Anhídrido carbónico ácido carbónico
Regla para escribir formula de ácidos
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”: HXO
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2
· Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
Ejemplo:
Acido nítrico: el nitrógeno trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno.
H1 N5 O (5+1=6) è H N O è6/2=3 H N O3
Acido Sulfuroso: trabaja con 4 por ser par anotamos 2 hidrogeno: 4+2=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno.
H2 S4 O (4+2=6) è H2 S O è6/2=3 H2 S O3
Excepto: fosforo “P”,Arsénico “As”, Antimonio “Sb”, Boro “B”, Silicio “Si”
LOS OXACIDOS CASOS ESPECIALES
Los elementos : fósforo “P”,Arsénico “As”, Antimonio “Sb”, Boro “B” Forman ácidos meta, piro, orto, , Silicio “Si” Forman ácidos meta y orto
Meta:
Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”: HXO
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2
· Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
· Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo meta dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor numero de oxidación oso (terminación)
o mayor numero de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 1 hidrogeno: 5+1=6 la mitad 3 es el subíndice del oxígeno
H1 P5 O (5+1=6) è H P O è(6/2=3) è H P O3 acido meta fosforico
P2O5 + H2O à 2 HPO3
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido metafosfórico
Piro:
Los cuatro elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B.
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H” con subíndice 4 , no metal “X” con subíndice 2 y oxigeno su subíndice depende del numero de oxidación del no metal”: HXO
· El numero de oxidación del no metal se multiplica por el subíndice del mismo y se suma cuatro hidrogeno H4; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
· Para nombrar la formula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo piro dependiendo con el numero de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor numero de oxidación oso (terminación)
o mayor numero de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 su terminación será en ico se anotamos 4 hidrogeno por que es el caso piro: 5*2+4=14 la mitad 7 es el subíndice del oxígeno.
H4 P25 O (5*2+4=14) è H4 P2 O è(14/2=7) è H4 P2 O7 acido pirofosfórico
P2O5 + 2 H2O à 2 H4P2O7
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido pirofosfórico
orto:
Los cinco elementos responden a este caso de la siguiente manera: P, As, Sb, B, Si.
· Se escribe los símbolos de Hidrogeno “H”, no metal “X” y oxigeno “O”: HXO
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir tres hidrogeno H3 si es par cuatro hidrógenos H4
· Sumar el número de oxidación del no metal con los hidrógenos; la mitad del resultado es el subíndice del oxígeno.
· Para nombrar la fórmula se escribe el nombre genérico ácido el nombre del no metal anteponiendo el prefijo orto ó también se puede nombrar como un acido simple y dependiendo con el número de oxidación que este trabajando el no metal usaremos las siguientes terminaciones:
o Menor número de oxidación oso (terminación)
o mayor número de oxidación ico (terminación)
Ejemplo:
Para “P5+” el fósforo trabaja con 5 por esto anotamos 3 hidrogeno: 5+3=8 la mitad 4 es el subíndice del oxigeno.
H3 P5 O (5+3=8) è H3 P O è(8/2=4) è H3 P O4 acido ortofosfórico
P2O5 + 3 H2O à 2H3PO4
Oxido de fósforo V ó Anhídrido fosfórico ácido ortofosfórico o ácido fosfórico
LOS ACIDOS HIDRACIDOS
Son ácidos que contienen hidrogeno unido a un no metal solo es posible realizar con la familia de los halógenos (grupo VII), y los calcógenos (grupo VI) excepto el oxigeno del grupo VI
NOTACIÓN Se escriben los símbolos del hidrogeno y del no metal, y se igualan sus números de oxidación. El hidrogeno trabaja con (+1) y el no metal con número de oxidación negativo.
NOMENCLATURA Se leen con el nombre genérico ácido el nombre del no metal y su terminación en hídrico.
· Si el numero de oxidación del no metal es impar, escribir un hidrogeno H si es par dos hidrógenos H2 y a continuación se escribe el símbolo del no metal.
Obtención:
Hidrogeno + no metal è Acido
H2 + Cl2 è 2HCl
Hidrogeno cloro Acido clorhídrico
SALES
Los ACIDOS, cuya función química es (H3O)+1 pueden ser compuestos binarios o ternarios. Formados por la combinación del HIDROGENO con otro elemento o grupos de elementos de gran electronegatividad cuya principal característica es el aumento de IONES HIDRONIO (H3O) + 1 al ser disueltos en agua. Esto les confiere la propiedad de neutralizar los IONES HIDROXILO (OH) - 1 liberados en las soluciones de las BASES formándose AGUA, además de una SAL producto de la combinación del ION negativo (ANION) y el positivo (CATION) liberados por el ACIDO y la BASE respectivamente.
H2SO4 + Mg(OH) 2 à MgSO4 + 2 H2O
Ácido Base Sal(sulfato de magnesio) Agua
HCl + NaOH à NaCl + H2O
Ácido base sal(cloruro de sodio) agua
Otra característica de los ACIDOS es la liberación del HIDROGENO presente en ellos cuando reaccionan con algún METAL formándose también una SAL.
Zn + H2SO4 à ZnSO4 + H2
Metal ácido sal hidrógeno
Fe + HCl à FeCl2 + H2
Metal ácido sal hidrógeno
Las BASES o HIDROXIDOS, cuya función química es (OH) - 1 al ser liberadoras del ANION HIDROXIDO (OH) - 1 serán capaces de neutralizar a los ACIDOS los cuales liberan el CATION de HIDROGENO (H) +1 formando AGUA, por lo que MUTUAMENTE SE NEUTRALIZAN originando sustancias de una relativa estabilidad.
2 Fe(OH) 3 + H2SO4 ---> Fe2(SO4) 3 + 6 H2O
base ácido sal agua
Al(OH) 3 + 3 HCl ---> AlCl3 + 3 H2O
Base ácido sal agua
Como se puede apreciar, las bases son compuestos TERNARIOS con la participación de un METAL el cual es realmente el que cede el electrón y que le confiere la carga negativa al ANION (OH) - 1, quedando él como un CATION. Esto origina que en interacciones entre compuestos que por su fórmula sean llamados hidróxidos, alguno de ellos tenga un comportamiento ACIDO, lo cual depende de la capacidad de ceder electrones de los metales. Aquel que tenga una mayor electronegatividad se comportara como NO METAL (Al) y el compuesto que lo posea se comportara como un ACIDO.
3 NaOH + Al(OH) 3 ---> Na3AlO3 + 3 H2O
base ácido sal agua
A los elementos que dependiendo de las condiciones pueden adquirir características de METAL o de NO METAL se le conoce como METALOIDE o ANFOTERO. Ejemplos: Zn, Mn, Al, Cr, W, As, Sb, etc.
Las SALES son sustancias que se componen de un catión y un anión y son de una relativa estabilidad; su solubilidad y actividad química depende de los elementos que la integran. El CATION proviene de una BASE y el ANION su origen quizá sea un ACIDO, de los cuales se ha obtenido por NEUTRALIZACION de las características de ACIDO y BASE. Pueden ser compuestos BINARIOS, TERNARIOS o CUATERNARIOS.
K2SO4 (sal ternaria) sulfato de potasio
NaI (sal binaria) yoduro de sodio
a) Las sales en solución pueden reaccionar entre sí para dar productos que a su vez son sales pero de mayor estabilidad:
AgNO3 + KCl à AgCl + KNO3
Sal sal sal sal
Nitrato de plata cloruro de sodio cloruro de plata nitrato de potasio
b) En compuestos con CATIONES o ANIONES multivalentes es posible que se den NEUTRALIZACIONES PARCIALES y por lo tanto las sales que así se originen podrán tener características ácidas o básicas.
NaOH + H2CO3 ---> NaHCO3 + H2O
sal ácida
Mg(OH) 2 + HCl ---> Mg(OH)Cl + H2O
sal básica
Este tipo de sales pueden ser neutralizadas con un ión diferente originando SALES MIXTAS.
NaHCO3 + KOH ---> KNaCO3 + H2O
sal ácida base sal mixta
Mg(OHCl + HBr ---> MgBrCl + H2O
sal básica ácido sal mixta
d) Sales HIDRATADAS.- En ocasiones las sales cristalizan absorbiendo moléculas de agua; a estas se les conoce como SALES HIDRATADAS, su fórmula se escribe anexándole el número de moléculas de agua a la cual se le conoce como AGUA DE CRISTALIZACION.
CaSO4 · 2 H2O (Sulfato de Calcio dihidratado)
CuSO4 · 5 H2O (Sulfato cúprico penta hidratado)
EJERCICIOS
1. Escriba la fórmula de los siguientes óxidos
a) Oxido de sodio d) Oxido mercurioso g) Oxido niquélico
b) Oxido de estroncio e) Oxido cúprico h) Oxido ferroso
c) Oxido de aluminio f) Oxido auroso i) Oxido estannoso
2. Indicar el nombre de los siguientes óxidos
a) Ag2O d) CdO g) Cr2O3
b) ZnO e) CuO h) PtO2
c) Bi2O3 f) CoO i) PbO
3. Escribir la formula de los siguientes peróxidos:
a) Peróxido de hidrógeno c) Peróxido de bario
b) Peróxido de plata d) Peróxido de magnesio
4. Nombrar los siguientes compuestos:
a) Na2O2 c) CaO2 e) K2O2
b) H2O2 d) Li2O2
5. Escribir la formula de los siguientes anhídridos
a) Anhídrido hipocloroso e) Anhídrido sulfuroso i) Anhídrido bórico
b) Anhídrido bromoso f) Anhídrido telúrico j) Anhídrido carbónico
c) Anhídrido yódico g) Anhídrido arsenioso k) Anhídrido bismútico
d) Anhídrido perclórico h) Anhídrido antimónico l) Anhídrido crómico
6. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) I2O e) SO3 i) SiO2
b) Cl2O f) SeO2 j) CO
c) Br2O5 g) Sb2O3 k) CrO3
d) I2O7 h) P2O5 l) Mn2O7
7. Escribir la formula de los siguientes compuestos
a) Dióxido de carbono d) Tetraóxido de dinitrógeno
b) Trióxido de azufre e) Heptaóxido de dicloro
c) Monóxido de nitrógeno
8. Nombrar los siguientes compuestos
a) SO2 b) CO c) P2O3 d) NO2
9. Escribir la formula de los siguientes hidróxidos
a) Hidróxido de sodio e) Hidróxido mercurioso h) Hidróxido niquélico b) Hidróxido magnesico f) Hidróxido áurico i) Hidróxido estánnico
c) Hidróxido de aluminio g) Hidróxido manganoso j) Hidróxido platinoso
d) Hidróxido cádmico
10. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) KOH e) Cd(OH)2
b) Ra(OH)2 f) AuOH
c) Bi(OH)3 g) Pt(OH)4
d) CuOH h) Pb(OH)2
11. Escriba la formula de los siguientes ácidos:
a) Ácido hipocloroso h) Ácido sulfhídrico o) Ácido bórico
b) Ácido clorhídrico i) Ácido telúrico p) Ácido mangánico
c) Ácido yódico j) Ácido nítrico q) Ácido dicrómico
d) Ácido bromoso k) Ácido arsénico r) Ácido selenhídrico
e) Ácido fluorhídrico l) Ácido fosfórico s) Ácido antimónico
f) Ácido perbrómico m) Ácido bismútico t) Ácido permanganico
g) Ácido sulfuroso n) ácido carbónico
12. Indicar el nombre de los siguientes compuestos
a) HBrO g) HlO4 l) HBrO3
b) HI h) HPO3 m) HNO3
c) HClO2 I) HF n) H2CrO4
d) HAsO2 J) H2SO4 o) H2MnO4
e) H2S k) H2MnO3 p) H2SiO3
f) H2TeO3
13. Escriba la formula de los siguientes ácidos especiales
a) Ácido orto – silícico e) Ácido orto - antimonioso
b) Ácido piro – fosforoso f) Ácido piro - fosfórico
c) Ácido meta – arsénico g) Ácido orto - bórico
d) Ácido piro – bórico h) Ácido meta – arsenioso
14. Nombrar los siguientes compuestos:
a) H3AsO3 d) H2SiO3 g) HPO3
b) H4P2O5 e) H3PO4 h) H3SbO5
c) HSbO3 f) H4AsO7
15. Escriba la formula de las siguientes sales:
a) Hipoclorito estannoso d) Cloruro ferroso
b) Yoduro de sodio e) peryodato cúprico
c) Bromato cobáltico f) Clorito de calcio
16. Nombre los siguientes compuestos:
a) Na3PO4 b) Ni3(AsO4)2 c) Na3BO3
d) NaHCO3 e) CaK(MnO4)3 f) ZnHPO4
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