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Y
N A T U R A L E S
ii
REACCIONES QUÍMICAS:
TRANSFORMACIONES DE MATERIALES.
¿Para qué se estudian las reacciones químicas? El estudio de una reacción permite
entender qué sucede con los átomos y sus uniones, cuales son las que se rompen y cuáles las
que se forman, y relacionarlo con lo que sabemos acerca de la estructura de los átomos que
forman los materiales de partida
Las reacciones químicas pueden ocurrir naturalmente, como cuando se oxida el hierro
expuesto al aire húmedo, o cuando una planta transforma dióxido de carbono del aire en
azúcares en el proceso de fotosíntesis. Pero también hay reacciones químicas que producimos
artificialmente, por ejemplo, cuando se fabrica lavandina a partir de la sal común, o se procesa
el petróleo para convertirlo en materiales plásticos.
Cuando hay una reacción química, la formación de productos con propiedades nuevas
y la desaparición de los reactivos producen cambios observables llamados señales. Son la
evidencia de que se ha producido la transformación.
DISTINTOS TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se pueden clasificar de acuerdo al tipo de productos que resulta de la
reacción según:
1. Reacciones de combinación o síntesis: Son las reacciones en las que dos o más
elementos o compuestos reaccionan para producir uno o varios compuestos.
A +B → AB
Ej:
H2 +F2 → 2HF
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2H2 + O2 → 2H2O
CaO+ SO2 → CaSO3
2. Reacciones de descomposición o análisis: Al contrario que en el caso anterior, son
aquellas en las cuales a partir de un compuesto se forman dos o más compuestos o
elementos.
AB → A +B
Ej.
2H2O → 2H2 + O2 (descomposición o hidrólisis del agua)
CaCO3 → CaO + CO2
3. Reacciones de desplazamiento simple o sustitución simple: Son aquellas en las que un
elemento sustituye a otro en un compuesto. Pueden ser de oxidación-reducción o
precipitación según las especies químicas presentes:
A + BC → AC + B
Ej.
Zn + CuSO4 → Cu + ZnSO4
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Br2+ 2NaI → 2NaBr + I2
4. Reacción de doble desplazamiento: Son aquellas en las cuales dos o más compuestos
intercambian iones.
AB + CD → AD + BC
Ej.
NaCl + AgNO3→ AgCl + NaNO3
HCl + NaOH → NaCl + H2O
Pb(NO3)2 + 2Kl → Pbl2 + KNO3
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ECUACIONES QUIMICAS.
Los químicos usan una escritura particular para representar los cambios en una reacción
química: las ecuaciones químicas. Éstas se expresan por medio de fórmulas, números, signos
de suma y flecha.
Una forma global de representación es la siguiente:
REACTIVOS → PRODUCTOS
Referidos al observador, a la izquierda se escriben las fórmulas de los reactivos, sumadas
cuando son dos ó más y, a la derecha, las fórmulas de los productos, sumadas cuando son dos
ó más. Los reactivos dan o forman los productos de la reacción, lo cual se indica con una
flecha o signo igual.
Como en una reacción química los átomos de los elementos se conservan, aunque se
encuentren en diferentes sustancias, la ecuación química se ajusta (balancea) introduciendo
coeficientes numéricos, de manera de obtener igual número de átomos de cada elemento de
ambos lados de la ecuación.
Para ilustrar lo expuesto, se analiza a continuación el caso de la formación de agua, la que
como se sabe es el resultado de la combinación de los elementos H y O. La correspondiente
reacción química es:
H2
+
O2
→
H2 O
En ella se destaca que los reactivos no se encuentran naturalmente como átomos, sino como
moléculas biatómicas. Un examen de la ecuación anterior muestra que no está ajustada, porque
hay dos átomos de O en los reactivos y solo uno del lado de los productos. Para balancear a O,
se introduce un coeficiente 2 como factor del lado del producto y, entonces, queda:
H2
+
O2
→
2H2O
De esta manera queda igualado el número de átomos de O, pero ahora no esta ajustado él
numero de átomos de H, ya que hay 4 del lado del producto y 2 del lado de reactivos. Esta
situación se resuelve introduciendo un factor 2 sobre el reactivo H2 quedando entonces:
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2H2
+
O2
→
Y
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2H2O
Ahora, la ecuación química esta completamente ajustada e indica no solamente que H y O
forman agua, sino que 2 moléculas de H2 reaccionan con una molécula de O2 para formar dos
moléculas de H2O. El ejemplo analizado tiene carácter general en el método y, se fundamenta
en el Principio de conservación de la Masa.
FORMACION DE COMPUESTOS INORGANICOS.
Números de oxidación
El estado de oxidación ó número de oxidación, es la carga formal asignada a ese átomo según
una serie de reglas establecidas. Estas reglas son:
•
El estado de oxidación de un elemento libre es cero ( 0 )
•
La suma de los estados de oxidación positivos y negativos de todos los átomos de un
compuesto es cero. Si el compuesto es un ión, la suma ha de ser igual a la carga del ión.
•
El estado de oxidación de un ión monoatómico es igual a la carga del átomo.
•
El hidrógeno presenta habitualmente número de oxidación +1, a excepción cuando se
combina con metales, su número de oxidación es –1.
•
El oxígeno presenta habitualmente número de oxidación –2, excepto en los peróxidos
que es -1
•
El estado de oxidación de los metales alcalinos es +1, y el de los alcalinos terreos es +2
•
El elemento más electronegativo, el flúor, presenta en todos sus compuestos el número
de oxidación -1.
•
Los elementos Cl, Br, y I presentan habitualmente número de oxidación –1
•
Cuando forman compuestos ternarios con oxígeno y metal o hidrógeno pueden
presentar número de oxidación +1, +3, +5, +7.
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Números de oxidación más comunes de elementos usuales
Elementos
H
O
Grupo 1 (metales alcalinos)
Grupo 2 (metales alcalino térreos)
Grupo 13 (térreos)
Grupo 14 (carbonoideos, excepto Si, Ge =
+4)
Grupo 15 (nitrogenoideos)
Grupo 16 (anfígenos, excepto O)
Grupo 17 (halógenos, excepto F = -1)
Grupo 6
Cr
Metales
Grupo 7
Mn
Grupos 8,9,10
Fe, Co, Ni
de
Grupo 10
Pt
Grupo 11
Ag
transición
Grupo 11
Au
Grupos 11, 12
Cu, Hg
Grupo 12
Zn, Cd
Número de oxidación más frecuente
+1, excepto en hidruros metálicos (-1)
-2, excepto en los peróxidos (-1)
+1
+2
+3
+2, +4, en los hidruros (-4)
+1, +3, +5 en los hidruros (-3)
+2, +4, +6, en los hidruros (-2)
+1, +3, +5, +7, en los hidruros (-1)
+2, +3, +6, +7
+2, +4, +6, +7
+2, +3
+1, +2
+2
+1
+1, +3
+2, +4
Vemos de forma más detallada los números de oxidación más comunes de los metales y no
metales más usuales
Li
Na
K
+1
NÚMEROS DE OXIDACIÓN MÁS USUALES
METALES
NO METALES
Cu
H en hidruros
+1
metálicos (-1)
+1,+2
-1
F
Hg
O (En los peróxidos +1,+3
Au
-2
1)
Rb
Cs
Fr
Fe
+2,
+2,+3
Co
+4
Ni
C (2, 4)
Si (En los hidruros –
4)
Ag
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N
Be
Mg
Ca
Y
Sn
+2,+4
Sr
Pb
Pt
+1
P
+3
As
+5
Sb (En los hidruros
+2
–3)
Ba
Ra
S
+2
Zn
Cd
Se
+2,+3,+6
Cr
+4
Te (En los hidruros
+6
+1
–2)
Cl
+3
Br
+5
I (En los hidruros
+7
–1)
B
+3
Al
+2,+3,+4,+6,+7
Mn
Bi
Ecuaciones y Reglas de Nomenclatura
El término denominación o nomenclatura resume una serie de reglas que permiten nombrar a
los compuestos, en base a una serie de prefijos, sufijos y declinaciones aplicados a los nombres
químicos de los elementos que los forman.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (International Union of Pure and Applied
Chemistry), IUPAC, tiene como miembros a las sociedades nacionales de química. Es la
autoridad reconocida en el desarrollo de estándares para la denominación o nomenclatura de
los compuestos químicos, mediante su Comité Interdivisional de Nomenclatura y Símbolos
(Interdivisional Commitee on Nomenclature and Symbols).
TIPOS DE NOMENCLATURA
No recomendadas por la IUPAC
I.
Nomenclatura común, tradicional o funcional.
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Nomenclatura antigua.
Recomendadas por la IUPAC
I.
Nomenclatura sistemática o estequiometrica; en donde las proporciones en que se
encuentran los elementos en una fórmula puede indicarse por medio de prefijos
griegos: mono(1), di(2), tri(3), tetra(4), penta(5), hexa(6), hepta(7), etc. y hemi(1/2) y
sesqui(3/2). El prefijo mono, si resulta innecesario, puede omitirse.
II.
Nomenclatura de Stock (en honor al químico Alemán Alfred Stock) el nº de oxidación
del elemento se indica en números romanos y entre paréntesis inmediatamente después
del nombre. Si en el compuesto interviene un elemento cuyo nº de oxidación es cte., es
innecesario indicarlo.
1. COMPUESTOS
DE
METALES
Y
NO-METALES
CON
HIDRÓGENO:
HIDRUROS.
La combinación de cualquier elemento con el hidrogeno constituye un hidruro. Los hidruros
son compuestos binarios formados por átomos de hidrógeno y de otro elemento químico,
pudiendo ser este metal o no metal. Existen dos tipos de hidruros: los metálicos y los no
metálicos (hidrácidos). En un hidruro metálico el estado de oxidación del Hidrógeno es -1;
mientras que en un hidruro no metálico, el estado de oxidación del Hidrógeno es +1.
1.1. Hidruros metálicos.
En los hidruros metálicos el hidrogeno presenta un estado de oxidación de −1. Los hidruros
son compuestos iónicos, con el metal (+) y el H (-).
Metal + hidrógeno → Hidruro metálico
2 Na
+
H2 → 2 NaH
Para escribir sus fórmulas el símbolo del elemento metálico se escribe primero y debe estar
acompañado de tantos H como sea su número de oxidación. Así, los elementos del Grupo 1,
forman hidruros cuya fórmula general es:
Me1H (Me1 = Li, Na, K, Rb, etc.)
ya que todos ellos tienen numero de oxidación (+1).
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Los metales del Grupo 2, forman hidruros cuya fórmula general es:
Me11H2 (Me11 =Mg, Ca, Sr, etc.)
ya que todos ellos tienen numero de oxidación +2.
Los demás metales, como los del Grupo 3 o los de transición pueden llegar también a formar
hidruros.
La nomenclatura de estos compuestos dependiendo el sistema utilizado es:
i. de Stock: Hidruro del metal utilizando numeral de stock (números romanos entre paréntesis)
para indicar el estado de oxidación del metal si este posee mas de un estado de oxidación
posible.
ii. sistemática: Prefijos indicando la cantidad de átomos del metal y de hidrógeno que existen en
la molécula.
iii. tradicional o clásica: Hidruro 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).
Ej:
Sistemática
de Stock
Común
LiH
hidruro de litio
hidruro de litio
hidruro de litio
PbH4
tetrahidruro de plomo
hidruro de plomo (IV)
hidruro de plomo
SnH2
dihidruro de estaño
hidruro de estaño (II)
Hidruro de estaño
CaH2
dihidruro de calcio
hidruro de calcio (II)
Hidruro de calcio
SrH2
dihidruro de estroncio
hidruro de estroncio (II) Hidruro de estroncio
CuH
monohidruro de cobre
hidruro de cobre (I)
Hidruro cuproso
CuH2
dihidriro de cobre
hidruro de cobre (II)
Hidruro cúprico
1.2. Hidruros no-metálicos.
Son compuestos formados por hidrógeno actuando con estado de oxidación +1 y un elemento
no metálico. Generalmente se encuentran en estado gaseoso a temperatura ambiente. Algunos
manifiestan propiedades ácidas, tales como los hidruros de los elementos flúor, cloro, bromo,
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yodo, azufre, selenio y telurio; mientras que otros no son ácidos, como el agua, amoníaco,
metano, silanos, etc.
Ácidos: Se formulan escribiendo primero el símbolo del hidrógeno y después el del elemento no
metálico. Los elementos flúor, cloro, bromo y yodo se combinan con el hidrógeno con
número de oxidación -1, y los elementos azufre, selenio y telurio lo hacen con -2. Tales
compuestos dan disoluciones ácidas cuando se disuelven en agua, llamándose en ese caso
hidrácidos (ver hidrácidos).
Se nombran añadiendo la terminación uro en la raíz del nombre del no metal y especificando, a
continuación, de hidrógeno.
Ej:
Sistemática
Hidrácidos (en disolución acuosa)
HF fluoruro de hidrógeno
HF(aq) ácido fluorhídrico
HCl cloruro de hidrógeno
HCl(aq) ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno
HBr(aq) ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno
HI(aq) ácido yodhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno
H2S(aq) ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de hidrógeno
H2Se(aq) ácido selenhídrico
H2Te teleruro de hidrógeno
H2Te(aq) ácido telurhídrico
No-ácidos: Cuando se combina H (+1) con C, Si, N, P, As, Sb y O sus disoluciones en agua no
presentan carácter ácido. Todos reciben nombres particulares aceptados por la IUPAC.
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Ej:
NH3
Común
Sistemática
amoníaco
trihidruro
de SbH3
Común
Sistemática
estibina
trihidruro de
nitrógeno
PH3
fosfina
antimonio
trihidruro de
CH4
metano
tetrahidruro de
fósforo
N2H4
hidrazina
carbono
tetrahidruro de
SiH4
silano
tetrahidruro de
dinitrógeno
AsH3
arsina
Trihidruro de
silicio
H2O
agua
dihidruro de
arsenico
oxigeno
2. COMPUESTOS DE METALES Y NO-METALES CON OXIGENO: OXIDOS
Los óxidos son compuestos binarios que contienen uno o varios átomos de oxígeno y otro
elemento. En estos compuestos el oxigeno actúa con número de oxidación -2. En general los
óxidos son combinaciones del O (–2) con metales (óxidos metálicos) o no metales (óxidos no
metálicos), excepto el flúor:
2.1. ÓXIDOS METÁLICOS U ÓXIDOS BÁSICOS
Oxigeno
+
O2
+
Metal →
4Li
→
Óxido de Metal
2Li2O
Los elementos del Grupo 1 forman óxidos cuya formula general es:
Me12O (Me1 = Li, Na, K, etc.); donde Me representa cualquier metal
Esta fórmula se establece considerando que se requieren 2 átomos del metal, cada uno de ellos
con número de oxidación (+1), par a balancear al O.
Los metales del Grupo 2 forman óxidos, cuya fórmula general es:
Me11O (Me11 = Be, Mg, Ca, Sr, Ba, etc.)
10 | Q G ( 3 2 0 3 ) - 2 0 1 2
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Esta fórmula se establece considerando que el número de oxidación (-2) del O es balanceado
exactamente con un átomo de estos elementos, cuyo número de oxidación es (+2).
Los elementos del Grupo 3 forman óxidos de fórmula general:
Me1112O3 (Me111 = B, Al, Ga, etc.)
Esta fórmula se establece considerando que, como cada elemento del Grupo tiene un número
de oxidación de (+3) y el O de (-2), el balance se logra buscando el mínimo común múltiplo de
ambos números, esto es: 2 x 3 = 6. Esto indica que deben tomarse 2 átomos del Me de
número de oxidación (+3) y 3 átomos de O con número de oxidación (-2).
Para los elementos representativos del los Grupos 1, 2 y 3, las ecuaciones de formación serian:
I.
4 Me1 +
O2
→
2Me12O
II.
2 Me11 +
O2
→
2 Me11O
III.
4 Me111 +
O2
→
2Me1112O3
La gran mayoría de los metales de transición actúan con número de oxidación (+2) y con el O
forman compuestos del mismo tipo que los metales del Grupo 2. Sin embargo, algunos
elementos de transición pueden actuar con más de un número de oxidación, como es el caso
de Fe. Este elemento puede combinarse con el O, actuando con número de oxidación (+2) y
(+3), formando dos óxidos diferentes, cuyas respectivas fórmulas son:
I. FeO
y
II. Fe2O3
Esta familia de compuestos se designa como:
i. de Stock: Óxido del metal utilizando numeral de stock (números romanos entre paréntesis)
cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.
ii. sistemática: Óxido del metal utilizando prefijos que indiquen la cantidad de átomos de cada
elemento.
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iii. tradicional o clásica: Óxido del metal utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal presenta
más de un estado de oxidación posible.
Ej:
Sistemática
de Stock
Común
Li2O
monóxido de litio
oxido de litio (I)
oxido de litio
CaO
monóxido de calcio
oxido de calcio (II)
oxido de calcio
MgO
Monóxido
Al2O3
de oxido de magnesio oxido de magnesio
magnesio
(II)
trióxido de aluminio
oxido de aluminio oxido de aluminio
(III)
FeO
monóxido de hierro
óxido de hierro (II)
óxido ferroso
Fe2O3
trióxido de dihierro
óxido de hierro (III)
óxido férrico
Cr2O3
trióxido de dicromo
óxido
de
cromo óxido crómico
de
cromo trióxido de cromo
(III)
CrO3
trióxido de cromo
óxido
(VI)
Estas reglas de nomenclatura tienen carácter general y se aplican a cualquier otro elemento.
2.2. ÓXIDOS NO-METÁLICOS U ÓXIDOS ÁCIDOS
Son compuestos que se forman como consecuencia de la reacción de un no metal con el
oxígeno.
Oxígeno
+
No-metal
→
Óxido de No-metal
O2
+
→
SO2
S
12 | Q G ( 3 2 0 3 ) - 2 0 1 2
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Los no metales del Grupo 7 (llamados halógenos), con excepción del F, en sus combinaciones
con el O, pueden actuar con los siguientes números de oxidación: +1+3, +5 y +7. Los
compuestos que Se forman responden, respectivamente, a las siguientes fórmulas:
Numero de oxidacion:
(X= Cl, Br, I)
+1
+3
+5
+7
X2O
X2O3
X 2 O5
X2O7
Dentro de los no metales del Grupo 6, el S es un representante típico y forma con el O dos
anhídridos principales. En uno de ellos, el S actúa con número de oxidación +4 y en el otro
con número de oxidación +6. Las fórmulas de estos compuestos son como se indica:
I.
SO2
(S: número de oxidación = +4)
II.
SO3
(S: número de oxidación = +6)
Dentro de los no metales del Grupo 5, el N y el P son los más importantes. Estos elementos
forman con O varios compuestos, de los cuales los mas importantes son aquellos en que
actúan con número de oxidación +3 y +5. Las fórmulas de estos compuestos son como se
indica:
I.
N2O3
(N: número de oxidación = +3)
II.
N2O5
(N: número de oxidación = +5)
III.
P2O3
(P: número de oxidación = +3)
IV.
P2O5
(P: número de oxidación = +5)
Los óxidos no-metálicos, al igual que los metálicos se pueden nombrar según la nomenclatura:
i.de Stock: donde se indica el número de oxidación del elemento oxidado con números
romanos.
ii. sistemática: consiste en anteponer a la palabra “óxido” un prefijo que nos indique el número
de oxígenos seguida de “de” y el nombre del no metal con un prefijo que nos indique el
número de átomos de ese no metal.
13 | Q G ( 3 2 0 3 ) - 2 0 1 2
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Y
N A T U R A L E S
iii. tradicional o clásica: Se los nombra como anhídrido (se utiliza para óxidos básicos, no los
óxidos ácidos) nombrándose a éstos con el término general de anhídrido, a los que se agrega el
nombre del no-metal, con una serie de prefijos y sufijos para distinguir los diferentes estados
de oxidación (E.O.) con que pueden actuar.
Hipo_______oso E.O menor
_______oso
1 E.O.
2 E.O.
3 E.O
4 E.O.
________ico
Per________ico
E.O mayor
Ej:
Sistemática
Stock
Clásica
Anhídrido
hipofluoroso
F2 O
Monóxido de diflúor
Óxido de flúor
(excepción a la norma
general de prefijos y
sufijos)
Cl2O
Monóxido de dicloro
Óxido de cloro (I)
SO
Monóxido de azufre
Óxido de azufre (II)
I2O3
Trióxido de diodo
Óxido de Iodo (III)
Anhídrido sulfuroso
SeO2
Dióxido de Selenio
Óxido de selenio (IV)
Anhídrido selenioso
Br2O5 Pentaóxido de dibromo
Óxido de bromo (V)
Anhídrido brómico
S2O3
Óxido de azufre (VI)
Anhídrido sulfúrico
Trióxido de azufre
Anhídrido hipocloroso
Anhídrido
hiposulfuroso
3. COMPUESTOS FORMADOS POR REACCIÓN DE: ÓXIDOS Y AGUA
3.1. HIDRÓXIDOS O BASES
Estos compuestos se forman por reacción de un óxido básico con agua. El proceso puede
esquematizarse de la siguiente forma:
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Oxido +
agua
→
hidróxido
Na2O +
H2 O
→
2NaOH
Y
N A T U R A L E S
La transformación química involucra la reacción del O del óxido con agua, de acuerdo con el
siguiente esquema:
O= + H2O →2OH
-
-
Es decir, que se forma un ión hidróxido, OH . Resulta importante notar que en este proceso el
ión metálico del óxido original no sufre transformación alguna.
Ej.
Na2O +
Oxido de Sodio
CaO
Hidróxido de Sodio
+
H2O → Ca(OH)2
Oxido de Calcio
Al2O3 +
→ 2Na(OH)
H2O
Hidróxido de Calcio
3H2O →
Oxido de Aluminio
2Al(OH)3
Hidróxido de Aluminio
Desde el punto de vista de la nomenclatura estos compuestos se designan al igual que las otras
familias según:
i. de Stock: hidróxido del metal utilizando numeral de stock (números romanos entre paréntesis)
cuando el metal presenta más de un estado de oxidación posible.
ii. sistemática: Prefijos indicando la cantidad de iones oxidrilo (OH-) presentes en el compuesto.
Ejemplos: Cu(OH)2 (dihidròxido de cobre), NaOH (monohidròxido de sodio), Fe(OH)3
Trihidròxido de hierro).
iii. tradicional o clásica: Hidróxido del metal, utilizando los prefijos oso e ico cuando el metal
presenta mas de un estado de oxidación posible.
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Y
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Ej:
Sistemática
Monohidróxido de
NaOH
sodio
Stock
Clásica
Hidróxido de sodio
Hidróxido sódico.
Ca(OH)2
Dihidróxido de calcio
Hidróxido de calcio
Hidróxido cálcico
Ni(OH)2
Dihidróxido de níquel
Hidróxido de níquel (II)
Hidróxido niqueloso
Hidróxido de aluminio
Hidróxido alumínico
Al(OH)3
Pb(OH)4
Trihidróxido de
aluminio
Tetrahidróxido de
Hidróxido de plomo
plomo
(IV)
Hidróxido plúmbico
3.2. OXACIDOS U OXOACIDOS.
Los ácidos se originan por la reacción de los óxidos ácidos o anhídridos con agua. Los ácidos
que provienen de anhídridos se especifican como oxácidos, por el hecho de contener oxígeno
en sus moléculas. El proceso general de la formación de ácidos puede esquematizarse de la
siguiente manera:
Anhídrido
SO2
+
+
Agua →
H2 O
→
Acido
SO3H2
La característica saliente de estos compuestos, los ácidos, es que disueltos en agua, sufren un
proceso de disociación, formándose iones H+ y los correspondientes iones negativos.
Nomenclatura:
i.
tradicional o clasica. El uso de la nomenclatura tradicional en los ácidos oxácidos,
también llamados oxoácidos, es admitida por la IUPAC, como es el caso del ácido
sulfúrico, H2SO4 o el ácido nítrico HNO3. Por tanto los prefijos y sufijos: hipo…oso,
oso, ico y per…ico, nos indicarán el número de oxidación del elemento central del
ácido, de menor a mayor. Por ejemplo:
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Nº de
oxidación
impar”
Prefijo/sufijo
Tipo de
Fórmula
Fórmula
+1
hipo -oso
HXO
HClO
+3
+5
-oso
-ico
HXO2
HXO3
HNO2
HBrO3
+7
per - ico
HXO4
HClO4
Nº de
oxidación
“par”
Prefijo/sufijo
Tipo
Fórmula
de Fórmula
Y
N A T U R A L E S
Nombre
tradicional
Ácido
hipocloroso
Ácido nitroso
Ácido brómico
Ácido
perclórico
Nombre
tradicional
+2
-oso
H2XO2
H2CO2
+4
-ico
H2XO3
H2CO3
+2
hipo -oso
H2XO2
H2SO2
+4
+6
-oso
-ico
H2XO3
H2XO4
H2SO3
H2SO4
Ácido
carbonoso
Ácido carbónico
Ácido
hiposulfuroso
Ácido sulfuroso
Ácido sulfúrico
ii. sistemática: Para nombrar estos ácidos con el criterio de la nomenclatura sistemática,
empezaremos indicando mediante un prefijo (mono, di tri, tetra, …) el número de oxígenos
(terminado en “oxo”) seguido del nombre del elemento central en “ato”, indicando entre
paréntesis el número de oxidación de éste y finalmente diciendo “de hidrógeno”. Así por
ejemplo el ácido sulfúrico es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno. Otros ejemplos:
Fórmula
HNO2
H2SO3
HIO4
H2CrO4
H2SO2
HIO
sistemática
Dioxonitrato (III) de hidrógeno
Trioxosulfato (IV) de hidrógeno
Tetraoxoyodato (VII) de hidrógeno
Tetraoxocromato (VI) de hidrógeno
Dioxosulfato (II) de hidrógeno
Monoxoyodato (I) de hidrógeno
sistemática
Ácido dioxonítrico (III)
Ácido trioxosulfúrico (IV)
Ácido tetraoxoyódico (VII)
Ácido tetraoxocrómico (VI)
Ácido dioxosulfúrico (II)
Ácido monoxoyódico (I)
La nomenclatura simplificada empieza el nombre del compuesto por la palabra “ácido”
seguido por el número de oxígenos terminando en “oxo” y finalmente el nombre del
elemento central terminado en “ico”, indicando el número de oxidación entre paréntesis en
números romanos.
El ácido dicrómico, es muy conocido por la utilización de sus sales. Su formula es: H2Cr2O7.
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Fórmula
sistemática
sistemática funcional
H2Cr2O7
Heptaoxodicromato
(VI) de hidrógeno
Ácido heptaoxodicrómico (VI)
Y
N A T U R A L E S
tradicional
Ácido dicrómico
El ácido ortofosfórico, H3PO4, también es muy usado en los laboratorios de química y se le
suele denominar simplemente ácido fosfórico. En la siguiente tabla vemos las diferentes
nomenclaturas de dicho ácido:
Fórmula
H3PO4
Nomenclatura
sistemática
Nomenclatura sistemática
funcional
Tetraoxofosfato (V) Ácido tetraoxofosfórico (V)
de hidrógeno
Nomenclatura
tradicional
Ácido ortofosfórico
(Ácido fosfórico)
4. COMPUESTOS FORMADOS POR REACCIÓN DE: HIDRUROS Y AGUA.
4.1. HIDRACIDOS
Se designan así a las soluciones acuosas de los compuestos que se forman entre el H y los no
metales de los Grupos 7 y 6. Desde el punto de vista de la nomenclatura, estas soluciones
acuosas se designan como ácidos y los nombres toman como raíz el nombre químico del nometal y se les agrega la terminación hídrico. Por ejemplo:
Ej:
Hidruros (en fase gaseosa)
Hidrácidos (en disolución acuosa)
HF fluoruro de hidrógeno
HF(aq) ácido fluorhídrico
HCl cloruro de hidrógeno
HCl(aq) ácido clorhídrico
HBr bromuro de hidrógeno
HBr(aq) ácido bromhídrico
HI yoduro de hidrógeno
HI(aq) ácido yodhídrico
H2S sulfuro de hidrógeno
H2S(aq) ácido sulfhídrico
H2Se seleniuro de hidrógeno
H2Se(aq) ácido selenhídrico
H2Te teleruro de hidrógeno
H2Te(aq) ácido telurhídrico
5. COMPUESTOS FORMADOS POR REACCIÓN DE ÁCIDOS Y BASES: SALES
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Con este nombre se designan los compuestos que se forman por reacción de un ácido con una
base, según el esquema general:
ACIDO
+
BASE
SAL
+
AGUA
Las sales son compuestos que pueden o no ser solubles en agua y se forman por el balance de
las cargas negativas de los iones (aniones) formados por la disociación del ácido con las cargas
positivas de los iones (cationes) de los elementos metálicos, provenientes de la disociación de
la base. Juntamente con este proceso, los iones H+ del ácido se combinan con los iones OH- de
la base, de acuerdo con la siguiente reacción:
H+ (Ácido)
+
OH- (Base)
→
H2 O
5.1. SALES NEUTRAS:
Las sales neutras de los ácidos oxácidos, surgen de sustituir los hidrógenos del ácido por el
metal correspondiente, intercambiando los subíndices.
i. tradicional o clasica: El nombre se forma de la siguiente manera; nombre del ácido del cual
proviene, cambiando la terminación de (HÍDRICO por URO, OSO por ITO e ICO por
ATO) del ( nombre del metal o radical catiónico). Si el metal tiene varios estados de oxidación,
se utilizará el sistema Stock (números romanos entre paréntesis).
Ejemplos:
Fórmula
FeCO3
Fe2(CO3)3
Nombre
Carbonato de Hierro(II)
Carbonato de Hierro(III)
ii. sistemática: la denominación se realiza como; (Nombre del anión) de (nombre de metal o
catión). El nombre del metal estaría sin ninguna variación, si el metal tiene varios estados de
oxidación se utilizaría el Sistema Stock.
El nombre del anión se forma con las normas establecidas. Si el átomo central se repite se
utilizaría un prefijo de cantidad adecuado.
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Ejemplos:
Fórmula
K2SiO3
NH4IO2
Nombre
Trioxosilicato de Potasio
Dioxoyodato(III) de Amonio
Se puede prescindir de la notación del Oxígeno cuando el nombre no lleve a confusiones y se
pueda escribir la fórmula fácilmente. Se puede emplear prefijos de cantidad para el número de
átomos del catión.
Ejemplos:
Fórmula
K2SiO3
NH4IO2
Nombre
Silicato de Potasio
Yodato(III) de Amonio
Resumiendo: A continuación se da ejemplos de denominación de sales empleando la
nomenclatura clásica y sistemática
Fórmula
KMnO4
sistemática
Tetraoxomanganato (VII) de potasio
clásica
Permanganato
potásico
o
permanganato de potasio.
CaSO4
Tetraoxosulfato (VI) de calcio
Sulfato cálcico o sulfato de
calcio
AgNO3
trioxonitrato (V) de plata
Nitrato de plata
Fe(NO2)3
dioxonitrato(III) de hierro(III)
Nitrito férrico
Cu(ClO4)2
tetraoxoclorato (VII) de cobre (II)
Perclorato cúprico
Na3PO4
tetraoxofosfato (V) de sodio
Ortofosfato
sódico
o
Fosfato sódico o fosfato de
sodio
K2Cr2O7
heptaoxodicromato (VI) de potasio
Dicromato
potásico
o
dicromato de potasio.
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Y
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A continuación se da el nombre del metal como en los óxidos o hidróxidos. En lo que sigue se
dan ejemplos de las reacciones químicas de formación de sales y la denominación
correspondiente:
HCl
+
Acido Clorhídrico
H2S
+
Acido sulfhídrico
2 H ClO4
+
Acido Perclórico
3H2SO4
+
Acido sulfúrico
Na(OH)
→
NaCl +
→
Hidróxido de sodio
2K(OH)
→
K2S
Cloruro de sodio
+
Hidróxido de potasio
Ba(OH)2
→
→
2H2O
Sulfuro de potasio
Ba(ClO4)2
Hidróxido de bario
Al(OH)3
H2 O
+
2H2O
Perclorato de bario
Al2(SO4)3
Hidróxido de Aluminio
+
6H2O
Sulfato de Aluminio
5.2. SALES ÁCIDAS
Si un ácido tiene más de un hidrógeno, puede ceder solamente alguno de ellos, originando una
sal ácida. Así por ejemplo del ácido sulfúrico, H2SO4, se puede obtener el hidrógenosulfato de
sodio, NaHSO4. Otra forma de nombrar este compuesto es, sulfato ácido de sodio.
Otros ejemplos:
Fórmula
sistemática
NaHCO3 Hidrógenotrioxocarbonato (IV) de sodio o
Hidrógenocarbonato de sodio
NaHSO3 Hidrógenotrioxosulfato (IV) de sodio o
Hidrógenosulfito de sodio
KH2PO4 Dihidrógenotetraoxofosfato (V) de potasio
o Dihidrógenofosfato de potasio
clásica
Carbonato ácido de sodio
Sulfito ácido de sodio
Ortofosfato
potasio
diácido
de
El hidrógenocarbonato de sodio, NaHCO3, también es conocido como “bicarbonato sódico”,
pero esto no es aceptado por la IUPAC.
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6. FORMULACIÓN DE IONES
Los iones están formados por un átomo o un grupo de átomos con carga eléctrica. Si tienen
carga negativa se denominan aniones y si es positiva cationes. Un ejemplo de anión es el ion
cloruro, Cl-, y un ejemplo de catión es el ion calcio, Ca2+.
Ejemplos:
Cationes
Aniones
Ion sulfuro
Ion tetraoxosulfato (VI)
(ion sulfato)
Ion trioxonitrato (V)
(ion nitrato)
Ion heptaoxodicromato
(VI) (ion dicromato)
Ion óxido
Ion Peróxido
Ion hidróxido
Ion dioxoclorato (III)
(ion clorito)
Ion tetraoxomanganato
(VII) (ion
permanganato)
7. CUADRO
2-
S
SO42-
Ion plata
Ion aluminio
Ag+
Al3+
NO3-
Ion cobre (II) (ion cúprico)
Cu2+
Cr2O72-
Ion hierro (III) (ion férrico)
Fe3+
O2O22OHClO2-
Ion hidroxonio
Ion hidrógeno (protón)
Ion cobre (I) (ion cuproso)
Ion plomo (IV) (ion plúmbico)
H3O+
H+
Cu+
Pb4+
MnO4-
Ion amonio
NH4+
RESUMEN
DE
FORMULACIÓN
Y
NOMENCLATURA
INORGÁNICA
1.Compuestos binarios
Fórmulas y Nombres
Ejemplos
Na2O (Óxido de sodio)
Nx O y
PbO2 [Óxido de plomo (IV)]
1.1 Óxidos:
óxidos básicos (metálicos) y
óxidos ácidos (no metálicos)
Stock [óxido de metal (nº
romano)]
Cl2O7 (Heptaóxido de
dicloro)
Sistemática: Prefijo numeral
SO3 (Trióxido de azufre)
MxO2 (peróxido de metal)
1.2 Peróxidos
Peróxido = óxido +
oxígeno
K2O2 (Peróxido de potasio)
BaO2 (Peróxido de bario)
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MHx
1.3 Hidruros metálicos
BiH3 (Hidruro de bismuto)
NH3 (Trihidruro de
nitrógeno; amoníaco)
N Hx
CH4 (Tetrahidruro de
carbono; metano)
Sistemática: Prefijo
numeral.
1.4.1. Hidruros volátiles
N A T U R A L E S
CuH2 [Hidruro de cobre (II)]
Stock [Hidruro de metal (nº
romanos)]
1.4 Hidruros no metálicos:
Y
Nombres especiales
HxN (---uro de hidrógeno)
1.4.2 Ácidos hidrácidos
(ácido --- hídrico)
1.5 Combinaciones binarias
metal - no metal:
Sales binarias
1.6 Combinaciones binarias
entre no metales: no metal no metal.
2. Compuestos
ternarios
Stock [--uro de metal (nº
romano)]
NxN´y
Fórmulas y Nombres
M(OH)x
2.1. Hidróxidos.
2.2. Oxácidos.
Stock: Hidróxido de metal
(nº romanos)
HxXOy
Tradicional (ácido ---oso)
(ácido –ico)
Sistemática [prefijo—oxoato (nº romano) de
hidrógeno]
Mx(XOy)z
2.3. Sales neutras.
Oxosales
HCl (Cloruro de hidrógeno)
(ácido clorhídrico)
Fe Cl3 [Cloruro de hierro
(III)]
MxNy
Sistemática: Prefijo
numeral.
Tradicional: –ato de metal
(nº romano)
H2S (Sulfuro de hidrógeno)
(ácido sulfhídrico)
Al2S3 [Sulfuro de aluminio]
CCl4 (Tetracloruro de
carbono)
SF6 (Hexafluoruro de azufre)
Ejemplos
Cu(OH)2 [Hidróxido de cobre (II)]
Ca(OH)2 (Hidróxido de calcio)
HClO3 (ácido clorico) (Trioxo
clorato (V) de hidrógeno).
H2SO3 (ácido sulfuroso) [Trioxo
sulfato (IV) de hidrógeno]
Ba(ClO3)2 (Clorato de bario)
[Trioxo clorato (V) de bario]
23 | Q G ( 3 2 0 3 ) - 2 0 1 2
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Sistemática [prefijo—oxoato (nº romano) de
hidrógeno]
Y
N A T U R A L E S
Pb (SO4)2 [Sulfato de plomo (IV)]
[Tetraoxosulfato (VI) de plomo
(IV)]
K2Cr2O7 Dicromato potasico
Mx(HXOy)z
Compuestos
cuaternarios
2.4. Sales ácidas.
3. Iones:
3.1 Aniones
Hidrogeno—no metal--ato de metal (nº romano)
Especies cargadas
Especies cargadas negativamente
[Heptaoxodicromato (VI) de
potasio]
NaHCO3 [Hidrógenocarbonato de
sodio]
[Hidrógenotrioxocarbonato (IV)
de sodio]
Ejemplos
Cl-[ion cloruro];
sulfuro]
S2-
[Ion
Monoatómicos: Ion --uro
Poliatómicos: ion --ato o --ito
3.2 Cationes
Especies cargadas positivamente
SO42-[Ion sulfato]; SO32-[Ion
sulfito]
MnO4-[Ion tetraoxomanganato
(VII)]
Cu2+ [Ion cobre (II)]; Al3+ [Ion
aluminio]
Ion nombre de metal (nº romano)
NH4+ [Ion amonio]; Fe3+ [Ion
Nota: El ion mercurio (I) es diatómico: hierro (III)]
Hg22+
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