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Universidad Tecnológica Nacional
Unidad Académica La Rioja
QUÍMICA
CURSO DE INGRESO PREUNIVERSITARIO
Ing. Manuel E. Mercado
Ing. Maria Luisa Palazzi
Ing. Cecilia Munuce
Dra. Silvia Julián de Bass
Para introducirnos en el estudio de la química general es necesario que el estudiante
universitario refuerce su conocimiento en algunos conceptos de la asignatura que ya han sido
desarrollados en su etapa de instrucción previa a la universidad, es por ello que se hará un repaso
de ellos antes de introducirnos a los conceptos que serán objeto del
curso universitario de
Química General.
Materia: Es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar en el espacio e impresiona de
algún modo nuestros sentidos.
Hasta el presente siglo se supuso que la materia no podía crearse ni destruirse, sino
solamente transformarse, concepto que se postula a través de la Ley de Conservación de la Masa
de Lavoisier; sin embargo se demostró que es posible convertir la materia en energía radiante.
Desde el punto de vista de las reacciones químicas ordinarias se puede emplear sin errores
groseros la Ley de Conservación de la Masa, no así en los procesos nucleares en donde tiene
lugar la conversión de materia en grandes cantidades de energía.
Cuerpo: Es una porción limitada de materia.
Sustancia: es la calidad de la materia que constituye un cuerpo, así por sus propiedades
podremos clasificar e identificar inequívocamente la clase de materia que forma un cuerpo.
Los cuerpos se diferencian por su forma, las sustancias por sus propiedades; cuerpos de
igual forma pueden estar formados por
distintas sustancias así como la misma sustancia
puede formar cuerpos de distintas formas en cuyo caso sus propiedades serán invariables.
Propiedades de la materia: algunas de las propiedades de la materia son:
Impenetrabilidad, Ponderabilidad, Divisibilidad, Porosidad, Compresibilidad, etc.; todas ellas se
relacionan con su estructura y la interacción de las partículas que forman la materia le dan
variabilidad.
Podemos clasificarlas en dos grandes grupos:
Propiedades Físicas: son las que se refieren a la materia en sí misma, sin tener en cuenta su
comportamiento ante otros cuerpos o sustancias. Estas a su vez se pueden clasificar en:
Extensivas:
son
las
que
dependen
de
la
cantidad
de
materia
considerada,
independientemente de las sustancias que la componen, como por ejemplo: Peso, Volumen, Masa,
Calor ganado o perdido en un cambio de temperatura por una sustancia en particular; estas
propiedades permiten diferenciar cuerpos formados por sustancias iguales.
Intensivas: dependen de la clase de materia considerada, es decir de la sustancia que la
compone, por ello se las denomina también propiedades específicas o sustanciales. Son, por
ejemplo: Color, Olor, Sabor, Densidad, Solubilidad, Brillo, Punto de ebullición, Punto de fusión,
Índice de refracción, Estructura cristalina, etc. Estas propiedades nos permiten diferenciar cuerpos
formados por distintas sustancias.
Propiedades Químicas: son aquellas que se ponen de manifiesto en las reacciones químicas,
es decir, en aquellos procesos por los cuales una sustancia se transforma en otra. Dentro de estas
propiedades citamos: Acidez, Poder Reductor, Reactividad, Estabilidad Térmica, etc.
Se dice, por ejemplo, que los carbonatos son térmicamente inestables pues con calor se
descomponen originando sustancias nuevas, lógicamente con propiedades distintas a la que le dio
origen.
CO3Ca + Q < ===== > CaO + CO2
FENÓMENOS: Es todo hecho factible de ser objeto de estudio. Se pueden clasificar en:
Fenómeno Físico: Es aquel en donde se verifican modificaciones muy pequeñas y a
veces parciales de las propiedades
del cuerpo,
pero nunca se modifica la naturaleza de la
sustancia, persisten mientras actúa la causa que los origina y van unidos a una variación de
energía relativamente pequeña.
Fenómeno Químico: Es aquel en donde se verifican cambios profundos en todas las
propiedades del cuerpo, modificando la naturaleza de la sustancia dando origen a una nueva, son
de carácter permanente y van acompañados de una variación importante de energía.
Por ejemplo, si se calienta un trozo de azufre o se comprime una masa de cloro hasta
licuarlo, las propiedades físicas varían totalmente, pero el comportamiento químico de ambos en
los diferentes estados es el mismo, es decir, ha tenido lugar en cada caso un fenómeno físico; si se
calienta óxido mercúrico, en un tubo de ensayo, se desprende oxígeno y en la parte superior del
tubo se condensa Mercurio en forma de pequeñas gotas, ha tenido lugar, en este caso, un
fenómeno químico.
Fenómeno Nuclear: es aquel en donde la alteración producida en la materia llega a los
núcleos atómicos modificando el número de partículas subatómicas presentes en cada elemento y
se produce con variaciones energéticas muy grandes.
Grados de División de la Materia: Si a un cuerpo lo dividimos en porciones más
pequeñas obtendremos partículas, éstas pueden ser obtenidas por medios mecánicos y/o físicos;
la palabra partícula involucra, sin embargo, desde una pequeña porción de materia hasta la más
ínfima porción concebible de dicho material, así son partículas: las moléculas, los átomos,
neutrones, electrones, etc.
Moléculas: es la porción más pequeña de una sustancia que puede existir libre y conservar
las propiedades de dicha sustancia.
Átomo: es la menor porción de materia que constituye una molécula.
Sistemas Materiales: Es toda porción delimitada de materia que separamos para
estudiarla o interpretar cambios que se puedan producir bajo la influencia de ciertas acciones, el
resto que queda sin observar es lo que se llama medio ambiente.
Clasificación de los sistemas materiales: se clasifican en:
Heterogéneo: se dice que un sistema material es heterogéneo cuando está constituido por
partes que se pueden diferenciar al observarlas, es decir, presentan superficies de separación, y
cada una de esas partes posee propiedades diferentes.
Homogéneo: se dice que un sistema material es homogéneo cuando en todas sus partes
se verifican las mismas propiedades y no se observa separación de sus componentes.
Un sistema que a simple vista nos resulta homogéneo resulta, a la observación
microscópica, ser heterogéneo; tomaremos en consecuencia como criterio de homogeneidad la
observación ultramicroscópica y diremos que un sistema es homogéneo si resulta como tal a la
observación ultramicroscópica.
A los sistemas heterogéneos los separaremos en fases que son cada sistema homogéneo
que compone el sistema heterogéneo, a estas asociaciones las llamaremos mezclas y pueden ser
separadas por medios mecánicos y/o físicos tales como la tamización, centrifugación, etc.; en ellas
se conservan las propiedades de cada componente y se reúnen sin relación de proporciones.
Los sistemas homogéneos se clasifican en:
Soluciones: son aquellos sistemas homogéneos constituidos por dos o más sustancias
componente o constituyente donde una de ellas es el solvente y las demás son los solutos que se
disuelven en el solvente.
Sustancias puras: son los sistemas materiales homogéneos constituidos por una sola
sustancia que presentan en igualdad de condiciones propiedades características invariables.
Las sustancias puras pueden clasificarse a su vez en:
Sustancias compuestas que son aquellas cuya molécula está formada por átomos de
distinta naturaleza, por ej.: agua (H2O) que en su composición tiene oxígeno e hidrógeno.
Sustancias simples que son aquellas cuyas moléculas están formadas por átomos de
igual naturaleza, por ej.: oxigeno (O2), hidrógeno (H2), etc.
La sustancia elemental que constituye a cada compuesto químico se denomina Elemento y
se conocen en la actualidad 104 elementos naturales que se encuentran clasificados según su
número atómicos en lo que se llama Tabla Periódica, representado cada uno por un símbolo
químico.
Símbolo químico: son las abreviaturas que se usan para representar a los distintos
elementos químicos, por Ej.: O para el oxígeno, H para el hidrógeno, Na para el sodio etc.
Clasificación de los Elementos: Los elementos se suelen clasificar en metales, no
metales y
gases raros
según las propiedades
que presentan,
aunque hay un grupo de
elementos que presentan propiedades metálicas y no metálicas por lo cual se los suele llamar
semimetales.
Metales: Poseen brillo metálico, son buenos conductores del calor y la electricidad y son
sólidos a la temperatura de 20 ºC con excepción del Mercurio (Hg) que es líquido.
No metales: Carecen de brillo metálico, son malos conductores del calor y la electricidad,
algunos son sólidos como el Carbono (C) el Azufre (S) etc., otros son gases como el Oxígeno, el
Hidrógeno etc. y el Bromo (Br) que es líquido.
Gases raros, nobles o inertes: Se los encuentra en la naturaleza como sustancias
simples casi en su totalidad debido a su baja o nula reactividad frente a los otros elementos, solo
se conocen compuestos del radón y están agrupados en la última columna de la tabla periódica y
son: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Criptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn).
Algunos ejemplos de semimetales son el Boro (B), Silicio (Si), Arsénico (As), etc.
Estados de Agregación de la Materia: Todas las sustancias conocidas se presentan en
tres estados físicos de agregación fundamentales:
Estado Sólido: poseen forma propia y una marcada capacidad para conservarla, tienen
volumen propio y constante independiente del tamaño y forma del recipiente que los contiene, son
rígidos y no fluyen, de modo que es necesaria una acción violenta para deformarlos.
Estado Líquido: no poseen forma propia sino que adoptan la del recipiente que los
contiene, cuando hay una superficie libre es siempre plana y horizontal (nivel), cuando se
encuentran en muy pequeña cantidad tienden a adoptar forma esférica (gotas), poseen volumen
propio y definido como los sólidos, se comprimen con mucha dificultad, aunque su compresibilidad
es mayor que la de los sólidos, poseen capacidad de fluir, es decir tienen poca resistencia a la
deformación.
Estado Gaseoso: no poseen forma propia ni presentan superficie libre de separación,
adoptando la forma del recipiente que lo contiene, cuando se encuentra en el seno de un líquido
con el cual no se mezcla, tiende a adoptar una forma esferoidal (burbujas), no posee volumen
propio, se expanden ocupando el volumen del recipiente que los contiene y son fácilmente
compresibles, fluyen con mucha facilidad pues no oponen resistencia a la deformación.
Estas propiedades pueden ser explicadas por la existencia de fuerzas que interaccionan
entre las moléculas que componen la sustancia en estudio, estas fuerzas son: una de cohesión o
atracción que trata de agrupar a las moléculas tratando que estas ocupen el menor volumen
posible y una fuerza de repulsión que trata de separar o repeler a las mismas moléculas; cuando
la fuerza de atracción es mayor que la de repulsión tenemos el estado sólido, cuando la atracción
es igual a la repulsión el estado líquido y si la repulsión es mayor que la atracción, tenemos el
estado gaseoso.
Cambios de Estado: se representa en el siguiente cuadro los diferentes cambios de
estado con su correspondiente denominación:
Todas las sustancias pueden pasar del estado sólido al líquido y luego al gaseoso con
variar la temperatura y/o la presión, para cada sustancia existe una temperatura denominada
crítica, por encima de la cual no puede ser licuada por alta que sea la presión que se aplique.
En estas condiciones la sustancia está en estado de gas y solo puede ser licuada si es enfriada
previamente por debajo de la temperatura crítica; si la sustancia se encuentra en estado gaseoso a
temperaturas inferiores a la crítica, se dice que está en estado de vapor y puede ser licuada
disminuyendo la temperatura o aumentando la presión.
Energía: un concepto elemental de energía nos dice que es la capacidad que tienen los
cuerpos de realizar un trabajo o entregar calor. Existen diferentes formas de energía tales como la
cinética, que depende de la velocidad; la potencial, que depende de la posición; la energía calórica
que depende de la diferencia de temperatura y otras como la hidráulica, eólica, eléctrica, nuclear,
química, solar, etc.
Principio de conservación de la energía: tiene la misma forma del enunciado del
principio de conservación de la masa y dice que: La energía no se pierde ni se gana, sino que se
transforma. También es válida para este principio las restricciones que ya vimos en el principio
referido a la masa, es decir, que la energía y la masa son interconvertibles mediante la ecuación
de Einstein que vincula ambos parámetros con el cuadrado de la velocidad de la luz.
E=mC
2
Sin embargo, para los fines prácticos de la química general tomaremos como válido los
principios antes enunciados.
Reacción química: es el fenómeno por el cual las sustancias experimentan
transformaciones ya sean en el laboratorio o en la naturaleza. Las sustancias que reaccionan
(reactivos) son transformadas
en otras (productos de la reacción) mediante un cambio en el
ordenamiento de los átomos que conforman las moléculas.
Hay diferentes tipos de reacciones químicas entre las que podemos citar:
-Reacciones de síntesis o combinación: son aquellas en las que a partir de sustancias simples se
obtienen sustancias compuestas.
A
+
B
=======> AB
-Reacciones de descomposición: lo contrario a la combinación.
AB =======> A
+
B
-Reacciones de sustitución: son aquellas en las que átomos de un elemento reemplazan a átomos
de otro elemento en un compuesto determinado.
A
+
BC =======>
B
+
AC
-Reacciones de doble sustitución: en este caso los átomos o iones constituyentes de los dos
compuestos que reaccionan se intercambian para formar nuevas sustancias.
AB
+
CD =======>
AC
+
BD
-Reacciones de óxido-reducción: en este tipo especial de reacciones hay una transferencia
electrónica y merecen un estudio mas profundo que se realizara en el capitulo correspondiente a
electroquímica.
También podemos citar las reacciones de combustión completa o incompleta que se verán el
capítulo correspondiente a química orgánica y combustibles.
Ecuación química: es la representación de una reacción química y se asemeja en todo a
una ecuación matemática que podemos escribir en forma general de la siguiente forma:
aA
+
b B =======>
cC
+
dD
En donde A y B son los reactivos, C y D los productos de la reacción, la flecha reemplaza
al igual de una ecuación matemática y los coeficientes estequiométricos a, b, c, y d son los necesarios para equilibrar la ecuación, es decir, tener antes y después de la reacción la misma cantidad
de átomos de cada sustancia que interviene en la ecuación.
Si en la ecuación química se respeta la igualdad de los átomos que intervienen, estamos
aplicando la ley de conservación de la masa, ya que tendremos igual masa antes y después de la
reacción química y solo se habrá producido un reordenamiento de los átomos de las sustancias
que intervienen. Este concepto de igualdad de átomos es extensivo en el caso de considerar moles
de átomos por lo que la igualdad ahora se verifica en masa susceptible de ser ponderada en una
balanza.
Además de igualar la masa también deberá ser igual la carga, es decir, cuando se trabaje
con iones, positivos o negativos, se deberá cuidar que tanto en los reactivos como en los productos
de la reacción exista igual carga. Estos conceptos se desarrollan con mayor profundidad en los
cálculos estequiométricos.
FORMACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGANICOS:
En el siguiente esquema se indica como se forman los diferentes compuestos de la
química inorgánica.
- Metal + Oxígeno = Óxido Básico
- Óxido Básico + agua = Hidróxido
- Metal + Hidrógeno = Hidruro Metálico
- No Metal + Oxígeno = Óxido Ácido
- Óxido Ácido + agua = Oxácido
- No Metal + Hidrógeno = Hidruro no Metálico
(Hidrácido)
- Hidróxido + Oxácido = Sal Oxigenada (oxosal)
- Hidróxido + Hidrácido = Sal no Oxigenada
Tanto metales como no metales pueden presentar distinto números de oxidación con los
cuales es posible formar distintas combinaciones con otros elementos para formar los distintos
compuestos señalados.
Una tabla que resume los principales datos que se necesitan para escribir las fórmulas y
las ecuaciones químicas más corrientes es la siguiente:
TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN MAS COMUNES
NOMBRE
Litio
Sodio
Potasio
Plata
Magnesio
Calcio
Bario
Zinc
Aluminio
Cobre
Mercurio
Oro
Cobalto
Hierro
Níquel
Estaño
Plomo
Platino
Antimonio
Bismuto
Cromo
Manganeso
NOMBRE
Flúor
Oxígeno
Boro
Carbono
Silicio
Nitrógeno
Fósforo
Azufre
Cloro
Bromo
Yodo
Hidrógeno
RAÍZ
Cupr…
Aur…
Ferr…
Estann…
Plumb…
RAIZ
Nitr…
Sulfur…
METALES
SÍMBOLO
N° DE OXIDACIÓN
Li
1
Na
1
K
1
Ag
1
Mg
2
Ca
2
Ba
2
Zn
2
Al
3
Cu
1, 2
Hg
1, 2
Au
1, 3
Co
2, 3
Fe
2, 3
Ni
2, 3
Sn
2, 4
Pb
2, 4
Pt
2, 4
Sb
3, 5
Bi
3, 5
Cr
2, 3, (4, 6)
Mn
2, 3, (4, 6, 7)
ATOMICIDAD
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
1
NO METALES
SÍMBOLO
N° DE OXIDACIÓN
F
1
O
2
B
3
C
4
Si
4
N
3, 5
P
3, 5
S
(2), 4, 6
Cl
1, 3, 5, 7
Br
1, 3, 5, 7
I
1, 3, 5, 7
ATOMICIDAD
2
2
1
1
1
2
1
1
2
2
2
H
1
2
Los números de oxidación se escriben con un símbolo positivo o negativo, omitido en este
caso, según las electronegatividades de los demás elementos que conforman la molécula, tema
que se desarrollará con profundidad en las unidades de Propiedades Periódicas y Uniones
Química.
ÓXIDOS:
Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal o no metal con el
oxígeno, y se clasifican en:
Óxidos básicos: se forman cuando el elemento que se combina con el oxígeno es un metal.
Ej:
4 Al + 3 O2 =======> 2 Al2O3
La fórmula de un óxido puede obtenerse mediante la utilización de una regla práctica que
dice: se escribe el símbolo del metal y del oxígeno y como subíndice de uno el estado de oxidación
con que actúa el otro y se simplifica si ello fuera posible.
De esta manera se puede escribir una fórmula general que representa a los óxidos
básicos:
M2Ov
En donde M será el símbolo del metal y v su estado o número de oxidación.
Para la igualación de la ecuación también se puede realizar con la utilización de la
siguiente regla: se coloca como coeficiente del óxido el subíndice del oxígeno (reactivo) y como
coeficiente del oxígeno (reactivo) el subíndice del oxígeno en el óxido. Por último se iguala el metal
con el coeficiente adecuado para tal fin.
Nomenclatura tradicional: Se los nombra con la palabra "óxido" seguido del nombre del
metal sin cambiar cuando tiene un solo número de oxidación; si tuviera dos números de oxidación
distintos, al nombre del metal se le agrega la terminación "oso" para el menor e "ico" para el mayor;
así en el caso del hierro que tiene números de oxidación II y III tendremos los óxidos ferroso y
férrico respectivamente.
La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) dispuso que los óxidos deben
nombra rse con la nomenclatura por atomicidad agregando un prefijo que indica el número de
átomos que forman la molécula del óxido, por ejemplo "monóxido de di sodio" (Na2O), "dióxido de
plomo" (PbO2) etc.
Debe notarse que en el caso de tener un solo átomo del metal no se usa el prefijo “mono”.
También es recomendada por la IUPAC la nomenclatura de los numerales de stock, donde
se los nombra como "óxido de" seguido del nombre del metal sin cambiar, agregando, entre
paréntesis, con números romanos el números de oxidación con que está actuando el metal; en los
ejemplos anteriores tendríamos “óxido de sodio (I)” y “óxido de plomo (IV)” respectivamente.
Óxidos ácidos: se forman cuando el elemento que se combina con el oxígeno es un no
metal.
Ej:
C
+
O2
=======> CO2
La fórmula de un óxido puede obtenerse mediante la utilización de la misma regla práctica
que se usa en los óxidos básicos, escribiendo en este caso el símbolo del no metal y del oxígeno y
como subíndice de uno el números de oxidación del otro, simplificando si ello fuera posible
La fórmula general que representa a los óxidos ácidos será:
nM2Ov
En donde nM será el símbolo del no metal y v su números de oxidación.
Para la igualación de la ecuación también se puede realizar utilizando la misma regla que
en el caso de los óxidos básicos, teniendo en cuenta que la atomicidad de algunos no metales es
2, con lo se debe adecuar el coeficiente para su igualación.
Nomenclatura tradicional: se los nombra con la palabra "anhídrido" seguido del nombre del
no metal terminado en "ico", cuando tiene un sol números de oxidación; si tuvieran dos números
de oxidación distintos se usan los sufijos "oso" e "ico" para el menor y el mayor números de
oxidación respectivamente como el caso de los óxidos básicos; en el caso de tener cuatro números
de oxidación distintos como el caso del cloro que tiene I, III, IV y VII, se usa el sufijo " oso" para los
dos menores y el sufijo "ico" para los dos mayores; para el menor de todos los números de
oxidación se usa el prefijo "hipo" y para el mayor de todos el prefijo "per"; así en el caso
mencionado del cloro se formarían los anhídridos hipocloroso, cloroso, clórico y perclórico respectivamente.
También para el caso de los anhídridos la IUPAC recomienda la nomenclatura de
numerales de stock y la de atomicidad que indica el número de átomos por prefijos al igual que en
los óxidos básicos, teniendo en cuenta que deben ser nombrados como óxidos. Ej.: CO2
Óxido
de carbono (IV) y dióxido de carbono respectivamente.
Como puede notarse para escribir las fórmulas de ambos tipos de óxido se sigue igual
regla: Para escribir la fórmula de los óxidos se escribe el símbolo del metal o no metal y del
oxígeno y se intercambian los números de oxidación, simplificando si ello fuera posible.
Lo mismo sucede con la regla para la igualación de la ecuación química: Para escribir la
ecuación de formación de los óxidos, se escribe como reactivos los símbolos del metal o no metal y
la del oxígeno respetando su atomicidad y como productos de la reacción se escribe correctamente
la fórmula del óxido y debe igualarse usando coeficientes estequiométricos que se escriben
adelante de cada fórmula de manera que multiplican a cada subíndice hasta lograr tener igual
cantidad de átomos de cada elemento a la derecha y a la izquierda de la reacción. Para ello coloca
como coeficiente del óxido el subíndice del oxígeno (reactivo) y como coeficiente del oxígeno
(reactivo) el subíndice del oxígeno en el óxido. Por último se iguala el metal con el coeficiente
adecuado para tal fin.
Ej: formación del óxido férrico (Fe con números de oxidación III)
1° paso : se escribe como reactivos los símbolos del hierro y la del oxígeno respetando su
atomicidad y como productos de la reacción se escribe correctamente la fórmula del óxido
intercambiando sus números de oxidación.
Fe +
O2
=======> Fe2O3
Como el número de oxidación del oxígeno es II (no confundir con el 2 que figura como subíndice
del oxígeno en la ecuación que es la atomicidad) y el número de oxidación del Fe es III al
intercambiar los números de oxidación se obtiene la fórmula escrita como producto de la reacción;
2° paso : a esta ecuación deberemos igualarla: comenzando por el oxígeno se coloca un 2 adelante
del óxido y un 3 adelante del oxígeno (reactivo), de esta manera como estos coeficientes
multiplican a los subíndices, tenemos 6 átomos de oxígeno de ambos lados:
Fe + 3 O2 =======> 2 Fe2O3
Como el 2 colocado antes del óxido nos indica que tenemos 4 átomos de Fe debemos colocar un 4
adelante del Fe (reactivo), con lo que igualamos la ecuación de formación del óxido férrico, óxido
de hierro (III) o trióxido de di hierro.
4 Fe + 3 O2 =======> 2 Fe2O3
Se debe tener especial cuidado al considerar las fórmulas escritas en cualquier ecuación en donde
los COEFICIENTES de la reacción NO forman parte de la fórmula y solo sirven para igualar una
ecuación particular.
Óxidos especiales: un óxido básico es aquel que al reaccionar con el agua forma un
hidróxido y el óxido ácido es aquel que cuando reacciona con el agua forma un oxácido, sin
embargo no todos los óxidos pueden ser clasificados según estas reglas generales que acabamos
de describir, sino que se pueden encontrar casos especiales que constituyen excepciones y estas
son:
Óxidos anfóteros: son aquellos óxidos que no reaccionan con el agua para formar el
hidróxido, pero si lo hacen con hidróxidos para formar su propia base o con ácidos para formar
sales.
Ej.:
Al2O3 + 6 HNO3 =======> 2(NO3)3Al + 3 H2O
Al2O3 + 6 NaOH =======> 2 Al(OH)3 + 3 Na2O
Óxidos inertes: son aquellos que no presentan reacciones con ácidos o bases como lo son el óxido
nitroso (N2O), el monóxido de carbono (CO) o el dióxido de manganeso (MnO2).
Casos especiales: merecen una especial atención algunos elementos que al poseer más de dos
números de oxidación distintos pueden formar óxidos básicos o ácidos según el número de
oxidación con que actúen, así podemos citar los siguientes casos:
Caso del Cromo: este elemento presenta los números de oxidación II, III, IV y VI y puede formar los
siguientes óxidos:
CrO
-
Óxido cromoso o monóxido de cromo
(óxido básico)
Cr2O3
-
Óxido crómico o trióxido de di cromo
(óxido anfótero)
CrO2
-
Anhídrido cromoso o dióxido de cromo
CrO3
-
Anhídrido crómico o trióxido de cromo
Caso del Manganeso: presenta los números de oxidación II, III, IV, VI y VII y forma los siguientes
óxidos:
MnO
-
Óxido manganoso o monóxido de manganeso
Mn2O3
-
Óxido mangánico o trióxido de di manganeso
MnO2
-
Anhídrido mangánico o dióxido de manganeso
MnO3
-
Anhídrido mangánico o trióxido de manganeso
Mn2O7
-
Anhídrido permangánico o heptaóxido de di manganeso
Caso del Nitrógeno: el N puede formar seis óxidos distintos actuando con números de oxidación
que van desde I a V y son:
N2O
-
Óxido nitroso o monóxido de di nitrógeno
NO
-
Óxido Nítrico o monóxido de nitrógeno
N2O3
-
Anhídrido nitroso o trióxido de di nitrógeno
NO2
-
Dióxido de nitrógeno
N2O4
-
Tetróxido de di nitrógeno
N2O5
-
Anhídrido nítrico o pentóxido de di nitrógeno
Caso del Carbono: el C puede formar dos óxidos distintos que son:
CO
-
Monóxido de carbono
CO2
-
Anhídrido carbónico o dióxido de carbono
HIDRUROS METÁLICOS
Son compuestos binarios que resultan de la combinación de los metales con el hidrógeno.
Ej.:
Ca
+ H2
=======> CaH2
Nomenclatura: se los nombra con la palabra hidruro seguido del nombre del metal
respetando la terminación dada para los óxidos, también se los nombra según la nomenclatura
IUPAC siguiendo las mismas reglas con la palabra genérica “hidruro” en lugar de “óxido”.
Fórmula: se escribe el metal y el hidrógeno y se intercambian las valencias, que equivale a
colocar tantos hidrógenos como valencia tenga el metal.
La fórmula general que representa a estos compuestos será:
MHv
.
Ecuación de obtención: se siguen las mismas reglas que en el caso de los óxidos,
comenzando en este caso por igualar el hidrógeno.
HIDRUROS NO METÁLICOS O HIDRÁCIDOS
Son compuestos binarios que resultan de la combinación de algunos no metales con el
hidrógeno. Entre los no metales que forman hidruros tenemos: Cloro, Fluor, Bromo y Yodo todos
con número de oxidación 1 (-) y el Azufre con número de oxidación 2 (-).
Nomenclatura: se los nombra como: Cloruro, Fluoruro, Bromuro, Yoduro y Sulfuro de
hidrógeno respectivamente.
Las ecuaciones de obtención igualadas de los distintos hidruros no metálicos son:
Cuando
Cl2
+ H2 =======> 2 HCl
Cloruro de hidrógeno
F2
+ H2 =======> 2 HF
Fluoruro de hidrógeno
Br2
+ H2 =======> 2 HBr
Bromuro de hidrógeno
I2
+ H2 =======> 2 HI
Yoduro de hidrógeno
S
+ H2 =======> H2S
Sulfuro de hidrógeno
un hidruro no metálico es disuelto en agua se disocia formando lo que se
denominan hidrácidos, forma bajo la cual se manifiesta el carácter ácido de estos compuestos.
En estas circunstancias el nombre que reciben estos compuestos es de "ácido", seguido
del nombre del no metal del cual provienen terminados en el sufijo "hídrico"; así tendremos en los
casos citados: ácido Clorhídrico, ácido Fluorhídrico, ácido Bromhídrico, ácido Yodhídrico y ácido
Sulfhídrico.
Como se observa la fórmula del hidrácido, como en todos los compuestos binarios, se
obtiene por intercambiar los números de oxidación de los dos elementos que lo forman, en este
caso, simplificados.
La fórmula general que representa a estos compuestos será:
HvnM
Nótese que la fórmula, al contrario que en los hidruros metálicos, comienza con el
hidrógeno pues todas las sustancias ácidas, como lo son estos compuestos, deben escribirse con
el Hidrógeno en primer lugar
HIDRÓXIDOS
Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un óxido básico con una o
más moléculas de agua.
Ej.
Cu2O + 2 H2O =======> 2 Cu(OH)2
Nomenclatura: se los nombra con la palabra "hidróxido" seguido del nombre del óxido del
cual proviene, así será hidróxido cúprico el que resulta de combinar una molécula de agua con el
óxido cúprico; usando la nomenclatura de stock, lo llamaremos hidróxido de cobre (II); con la
nomenclatura por atomicidad lo llamaremos di hidróxido de cobre.
Fórmula: Para escribir la fórmula de los hidróxidos se escribe el símbolo del metal y grupos
oxhidrilos, tantos como el número de oxidación con el que actúa el metal, así el hidróxido cúprico
será Cu(OH)2.
La fórmula general que representa a los hidróxidos será:
M(OH)v
Ecuación Química: para escribir la ecuación de formación de los hidróxidos, debe
colocarse como reactivos la fórmula correcta del óxido y del agua y como producto de la reacción
la fórmula correcta del hidróxido, luego debe igualarse la ecuación mediante el uso de coeficientes
estequiométricos. Una regla práctica nos dice que debemos igualar la cantidad de hidrógeno del
agua y del hidróxido y de esta manera la ecuación debe quedar igualada.
Ej.: formación del hidróxido cobáltico:
1° paso: colocar como reactivos la fórmula correcta del óxido y del agua y como producto
de la reacción la fórmula correcta del hidróxido
Co2O3 + H2O =======> Co(OH)3
2° paso: Como tenemos 2 átomos de H en el agua y tr es en el hidróxido se coloca como
coeficiente del agua el subíndice del oxhidrilo y viceversa.
Co2O3 + 3 H2O =======> 2 Co(OH)3
Una vez igualado el hidrógeno, el metal y el oxígeno debe quedar igualado, lo que se
verifica en la ecuación ya que tenemos 2 átomos de Co y 6 átomos de oxígeno de ambos lados de
la ecuación.
Caso especial: debemos considerar el caso del N dentro del grupo de los hidróxidos, ya
que este elemento puede reaccionar con el hidrógeno según:
N2 + 3 H2 =======> 2 NH3
El producto de esta reacción se llama amoníaco que puede reaccionar con el agua para
dar el hidróxido de amonio que presenta las características de un hidróxido proveniente de un
metal; la reacción de formación del hidróxido es la siguiente:
NH3 + H2O
=======> NH4OH
OXÁCIDOS
Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de los óxidos ácidos con una
molécula de agua.
Ej.:
CO2 + H2O =======> H2CO3
Nomenclatura: se los nombra con la palabra ácido seguido del nombre del anhídrido del
cual proviene, así, en el ejemplo, el ácido carbónico será el que proviene del anhídrido carbónico
más una molécula de agua. En la nomenclatura IUPAC se termina el nombre del no metal en "ato",
se agrega un prefijo que indica la cantidad de átomos de oxígeno presente en la molécula y luego
se indica la cantidad de hidrógeno presente, así el ácido carbónico será el trioxo carbonato de di
hidrógeno.
Fórmula: para escribir la fórmula de un oxácido se puede sumar directamente en la
ecuación de formación la cantidad de átomos de cada elemento que interviene como reactivo,
teniendo en cuenta que intervienen solo una molécula del anhídrido y del agua, y colocarlos como
subíndices de la fórmula del ácido, tal como se verifica en el ejemplo anterior.
Si los subíndices fueran todos factibles de simplificar, se realiza tal operación agregando
como coeficiente del ácido, el número por el cual se simplificó, como ocurre en el siguiente caso de
la formación del ácido nítrico.
Ej.:
N2O5 + H2O =======> H2N2O6
(Fórmula incorrecta)
Al simplificar
N2O5 + H2O =======> 2 HNO3
(Fórmula correcta)
De estas consideraciones podemos decir, para la ecuación química de formación:
Ecuación química: para escribir la ecuación química de la obtención de un oxácido, se
escribe como reactivos las fórmulas correctas del anhídrido y del agua y como producto la fórmula
del ácido cuyos subíndices se pueden obtener de la suma de los átomos que intervienen como
reactivos, si fuera posible se simplifica y se escribe como coeficiente el número por el cual se
simplificó.
Ante la necesidad de escribir la fórmula sin tener que escribir la ecuación de obtención, se
puede seguir la siguiente regla práctica:
1°: Se escriben los símbolos del hidrógeno, no meta l y oxígeno, respetando ese orden; el
no metal lleva siempre un solo átomo por lo que no escribiremos ningún número como subíndice
salvo los casos especiales que veremos más adelante.
2°: Para el hidrógeno se usará el subíndice (a) que surge de la siguiente consideración: si
la valencia del no metal es par se coloca un dos y si es impar no colocamos ningún número lo que
nos indica que lleva un solo átomo de hidrógeno.
3°: Para el oxígeno se usará un subíndice (b) que s e obtiene mediante la siguiente regla:
se suma la valencia del no metal con la cantidad de hidrógeno obtenido con la regla anterior y se lo
divide en dos, el número resultante será el que se escriba como subíndice del oxígeno. El
estudiante verificará esta regla en las fórmulas de los ácidos carbónico y nítrico escritas como
ejemplo.
La fórmula general que representa a un oxácido será:
HanMOb
Siendo a y b los subíndices ya descriptos.
Dentro del grupo de los oxácidos consideraremos los siguientes casos especiales:
Casos del Fósforo y del Arsénico: los anhídridos de ambos elementos pueden reaccionar
con una, dos o tres moléculas de agua para formar distintos ácido según las siguientes reacciones:
Para el anhídrido fosforoso (vale también para el anhídrido arsenioso):
P2O3 + H2O =======>
2 HPO2
Ácido Meta fosforoso
P2O3 + 2 H2O =======>
H4P2O5
Ácido Piro fosforoso
P2O3 + 3 H2O =======> 2 H3PO3
Ácido Orto fosforoso
Para el anhídrido fosfórico (y anhídrido arsénico)
P2O5 + H2O =======>
2 HPO3
Ácido Meta fosfórico
P2O5 + 2 H2O =======>
H4P2O7
Ácido Piro fosfórico
P2O5 + 3 H2O =======> 2 H3PO4
Ácido Orto fosfórico
Caso del Boro: el B de valencia III puede formar el anhídrido bórico de fórmula B2O3 que
genera los siguientes ácidos:
B2O3 + H2O =======>
2 HBO2
Ácido Meta bórico
B2O3 + 2 H2O =======>
H4B2O5
Ácido Piro bórico
B2O3 + 3 H2O =======> 2 H3BO3
Ácido Orto bórico
Para estos casos especiales la fórmula general de los oxácidos ya no podrá ser utilizada pero
se puede seguir las siguientes consideraciones:
-
Para los Meta ácidos es válida la fórmula general vista.
-
En los Piro ácidos los cambios se dan en el no metal que tiene subíndice 2 y el H con
subíndice 4; el subíndice del oxígeno se obtiene calculando b teniendo en cuenta que el
número de oxidación del no metal deberá ser multiplicado por 2.
-
En los Orto ácidos el único cambio es en el subíndice del H que es 3.
Caso del Cromo: una de las valencias del Cr es VI, con este número de oxidación forma el
anhídrido crómico que con una molécula de agua forma el ácido crómico de fórmula H2CrO4, éste
es inestable y se unen dos moléculas del ácido, eliminando una molécula de agua, para formar el
ácido di crómico según la siguiente reacción:
2 H2CrO4 =======> H2Cr2O7 + H2O
Caso del Manganeso: vimos en los casos especiales de los óxidos que el manganeso con
valencias VI, VI y VII, se comporta como no metal formando anhídrido; estos compuestos al
reaccionar con una molécula de agua formarán los respectivos ácidos que denominamos ácido
manganoso, ácido mangánico y ácido per mangánico.
SALES
Para una mejor comprensión de la formación de sales es necesario primeramente tener
conocimiento de la ionización de ácidos e hidróxidos.
Cuando se disuelve un ácido en agua, se produce su ionización, es decir, se "desprenden"
sus átomos de hidrógeno para formar cationes hidrógeno que llamamos protones (H+) y por otro
lado el anión formado por el no metal con oxígeno en el caso de oxácidos o sin oxígeno en el caso
de hidrácidos.
Ej.:
H2SO4 =======> SO4-2 + 2 H+
HCl
=======> Cl-
+ H+
Nomenclatura: para nombrar los aniones que provienen de la ionización de los ácidos se
procede de la siguiente forma: si terminan en "oso" se cambia por "ito", así el ácido nitroso formará
el ión nitrito; si termina en "ico" se cambia por "ato", el ácido carbónico formará el ión carbonato y si
fuera un hidrácido cuya terminación es "hídrico", se cambia por "uro", de manera que el ácido
sulfhídrico formará el ión sulfuro. En los casos ejemplificados, se obtienen los aniones sulfato y
cloruro respectivamente.
Cuando se disuelve un hidróxido en el agua, la disociación produce aniones oxhidrilos
(OH)-, de valencia I en su conjunto, y el catión metálico cuyo nombre no se cambia.
Cu(OH)2 =======> Cu++ + 2 (OH)-
Ej.:
En este caso al disociarse el hidróxido se obtuvo el catión cúprico y dos oxhidrilos.
Conociendo como se realiza la disociación de ácidos y bases, veremos la formación de
sales neutras, es decir aquellas en las que todos los hidrógenos del y todos los oxhidrilos de la
base forman agua.
Sales oxigenadas: las sales oxigenadas neutras son compuestos ternarios que provienen
de la reacción de un oxácido con un hidróxido.
Ej.:
HNO3 + Na(OH) =======> NaNO3 + H2O
Nomenclatura: se indica primero el nombre del anión cambiando la terminación -oso o -ico
del oxácido del cual proviene por la terminación -ito o -ato respectivamente, seguido del nombre
del catión, así en el caso del ejemplo, donde se combina el ácido nítrico con el hidróxido de sodio,
obtenemos el nitrato de sodio y agua.
Fórmula: para escribir la fórmula de una sal oxigenada, se coloca el símbolo del metal
teniendo en cuenta su número de oxidación, es decir, la cantidad de oxhidrilos que formaban la
molécula del hidróxido, a continuación se escriben los símbolos del no metal y el oxígeno
respetando los subíndices que tenían en el oxácido teniendo presente cuantos hidrógenos
formaban la molécula de ese ácido, luego se coloca como subíndice del catión el número de
hidrógenos reemplazados del ácido y como subíndice del anión el número de oxhidrilos
reemplazados del hidróxido y se simplifica si ello fuera posible.
Ej.: fórmula del sulfato de calcio: CaSO4
Como el calcio tiene valencia II, tenía en la molécula del hidróxido 2 oxhidrilos, al
disociarse se formo el catión Ca++; por otro lado del ácido sulfúrico se formó el anión sulfato que
tiene dos cargas negativas producto de los dos hidrógenos que se separaron en su disociación, es
decir, SO4=; al unir los dos iones para formar la sal debemos intercambiar las cargas de los iones
que en ambos casos es dos: (Ca)2(SO4)2 y se simplifican formando la molécula de la sal CaSO4.
De lo expuesto surge que es posible escribir la fórmula general de las oxosales neutras de la
siguiente forma:
Ma(nMOb)v
En donde a y b son los coeficientes calculados en los oxácidos y v el número de oxidación
del metal. Cuando fuere posible, se simplifica a y v.
Ecuación de obtención: para escribir la ecuación de obtención de una sal se escribe como
reactivos las fórmulas correctas del ácido y del hidróxido y como producto la fórmula de la sal y
agua, para igualar la ecuación debemos primeramente igualar la cantidad de hidrógeno del ácido
con la cantidad de oxhidrilos del hidróxido y se coloca el número resultante como coeficiente del
agua, luego se escribe tantos cationes y aniones como indican los coeficientes utilizados para
formar la sal.
Ej: formación del carbonato de aluminio.
Al(OH)3 + H2CO3 =======>
Como tengo tres oxhidrilos y solo dos hidrógenos se coloca un 2 adelante del hidróxido y
un 3 adelante del ácido y de esta forma tengo un total de 6 hidrógenos y 6 oxhidrilos, por lo que se
puede formar 6 moléculas de agua.
2 Al(OH)3 + 3 H2CO3 =======>
+ 6 H2O
Con los 2 cationes aluminio y los 3 aniones carbonato, formamos la molécula de la sal.
2 Al(OH)3 + 3 H2CO3 =======> Al2(CO3)3 + 6 H2O
Con lo indicado la ecuación queda igualada.
Sales no oxigenadas: las sales no oxigenadas neutras son compuestos binarios que
provienen de la combinación de un hidrácido con un hidróxido.
Ej:
HCl + Na(OH) =======> NaCl + H2O
Nomenclatura: se indica el nombre del anión cambiando la terminación "hídrico"
del
hidrácido del cual proviene por la terminación "uro", seguido del nombre del catión sin cambiar, así
en el ejemplo, de la combinación del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio, resulta el cloruro
de sodio y agua.
Fórmula: para escribir la fórmula de una sal no oxigenada, se debe tener en cuenta las
mismas consideraciones que en el caso de las sales oxigenadas, teniendo presente que las
primeras no llevan oxígeno.
La fórmula general de las sales no oxigenadas resulta de aplicar las reglas de los
compuestos binarios, intercambiando los números de oxidación de los dos átomos que forman el
compuesto.
MvnMv’
En donde v es el número de oxidación del no metal y v’ el número de oxidación del metal.
Ecuación de obtención: se hace de igual manera que las sales oxigenadas, debiendo
igualar la cantidad de hidrógenos del ácido con la cantidad de oxhidrilos de la base.
Sales ácidas: cuando se hace reaccionar un ácido poliprótico, es decir aquellos que tienen
más de un hidrógeno o protón, con una cantidad insuficiente de hidróxido para que todos los
protones formen agua, se forman las sales ácidas.
Ej.:
H2CO3 + NaOH =======> NaHCO3 + H2O
Como vemos en el ejemplo, una sola molécula del hidróxido de sodio provee solo un
oxhidrilo, por lo que solo podrá formar una molécula de agua con un hidrógeno del ácido,
quedando el otro hidrógeno en la constitución de la sal.
Nomenclatura: se los nombra de igual manera que las sales neutras intercalando entre el nombre
del anión y del catión la palabra "ácido", de esta manera la sal del ejemplo se denomina carbonato
ácido de sodio. Otra forma de nombrarlas es colocando el prefijo "bi" al nombre del anión, por lo
que al compuesto antes citado lo podemos llamar bicarbonato de sodio.
Sales básicas: si hacemos reaccionar ahora una base poli hidroxílica con un ácido en
cantidades menores a las requeridas para la neutralización formaremos una sal básica, pues
quedan oxhidrilos en la constitución de la fórmula de la misma.
Ej.:
HNO3 + Ba(OH)2 =======> BaOHNO3 + H2O
Nomenclatura: las nombraremos intercalando la partícula "básico" al nombre de la sal neutra, de
esta manera la sal del ejemplo será nitrato básico de bario.
Sales mixtas: cuando hacemos reaccionar un ácido poli prótico con más de una base,
podemos formar las que denominamos sales mixtas, que son aquellas que tienen en su
constitución más de un catión.
Ej,:
H2SO4 + NaOH + KOH =======> NaKSO4 + 2 H2O
Nomenclatura: se las nombra con el nombre del anión seguido de los nombres de los cationes
presentes, en el caso del ejemplo tendremos el sulfato de sodio y potasio.
-QUIMICAGUIA DE EJERCICIOS
TEMARIO: Valencia. Fórmulas. Reacciones químicas: formación de hidruros, óxidos, hidróxidos,
ácidos y sales. Igualación de ecuaciones químicas
GLOSARIO:
Fórmula: Es la representación, por medio de símbolos químicos y de números, de la cantidad de
átomos de cada elemento que constituyen una molécula.
Fórmula desarrollada: Indica además del número y tipo de átomos, cómo están unidos los mismos
en la molécula.
Reacción química: Es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se originan otras
diferentes de las iniciales, denominadas productos de la reacción.
EJERCICIOS:
♦
HIDRUROS:
Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias y clasificar cada elemento
usado como metal o no metal (M - NM):
Hidruro de calcio
Hidruro de litio
Hidruro de sodio
Hidruro de cobre (I)
Amoníaco
Sulfuro de hidrógeno (ácido clorhídrico)
Sulfuro de hidrógeno
Hidruro de bario
♦
OXIDOS Y ANHIDRIDOS:
a) Clasificar los elementos dados a continuación, como metales y no metales, (M y NM).
b) Escribir todos los óxidos que forman los elementos dados e igualar las ecuaciones químicas.
c) Nombrar los productos obtenidos con las 3 nomenclaturas (antigua o clásica, Stock y por
atomicidad):
Hierro + O2 ----
Carbono + O2 ----
Cesio + O2
Selenio + O2 ----
----
Mercurio + O2 ----
Manganeso + O2 ----
Estaño + O2 ----
Zinc + O2 ----
Azufre + O2 ----
Plata + O2 ----
Berilio + O2 ----
Fósforo + O2 ----
Plomo + O2 ----
Cromo + O2 ----
Nitrógeno + O2 ----
Aluminio + O2 ----
Níquel + O2 ----
Hierro + O2 ----
Cloro + O2 ----
Litio + O2 ----
d)- Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos:
Bióxido de manganeso
Óxido férrico
Óxido de cobalto (III)
Óxido de oro (I)
Trióxido de wolframio
Óxido de manganeso (VII)
Pentóxido de difósforo
Trióxido de dicloro
Óxido de radio
Anhídrido nitroso
e) Escribir las ecuaciones de formación correspondientes a los siguientes compuestos:
♦
CaO
CO
SO3
N 2O 5
Na2O
P2O3
Al2O3
FeO
CO2
Cu2O
HIDROXIDOS Y OXOACIDOS:
a) -Escribir e igualar las reacciones con el agua, de los compuestos obtenidos en el punto a)
anterior. Nombrarlos.
b)- Escribir en fórmulas e igualar las siguientes reacciones químicas:
Óxido de calcio + agua = Hidróxido de calcio
Trióxido de azufre + agua = Ácido sulfúrico
Trióxido de cloro + agua = Ácido cloroso
Óxido de cobre (I) + agua =
Hidróxido de cobre (I)
Anhídrido nítrico + agua = Ácido nítrico
Óxido áurico + agua = Hidróxido áurico
Anhídrido hipocloroso + agua = Ácido hipocloroso
Óxido de cloro (VII) + agua = Clorato (VII) de hidrógeno
c) – indicar otras formas de nombrar a los elementos del punto anterior
d) – Desarrollar las fórmulas del ítem anterior
e) Dados los siguientes compuestos, escribir las fórmulas correspondientes:
i)
j)
♦
Ácido fosforoso
Iodato (I) de hidrógeno
Ácido perbrómico
Ácido sulfuroso
Ácido ortobórico
Hidróxido de cadmio
Hidróxido de plomo (IV)
Ácido dicrómico
Escriba el nombre de los siguientes oxoácidos:
HNO2
H3PO3
H2CO3
H2SO3
H4P2O7
HNO3
HClO3
H3PO4
H2SO4
Escriba el nombre de los siguientes hidróxidos:
Fe(OH)3
Pb ( OH)4
CuOH
NH4OH
AuOH
AgOH
Al(OH)3
Mn(OH)2
Cr(OH)3
HIDRÁCIDOS
a) Escribir la fórmula empírica de los siguientes hidrácidos:
Ácido clorhídrico
Ácido sulfhídrico
Ácido fluorhídrico
Ácido bromhídrico
Ácido yodhídrico
♦
PEROXIDOS
a) Escribir la fórmula empírica y desarrollada de los siguientes peróxidos:
♦
Peróxido de hidrógeno
Peróxido de plata
Peróxido de bario
Peróxido de litio
SALES:
a) –Escribir las fórmulas, completar, igualar e indicar el nombre de los productos de las siguientes
reacciones químicas:
Hidróxido de calcio + Ácido clorhídrico =
Hidróxido de magnesio + Ácido fosfórico =
Hidróxido cúprico + Ácido nítrico =
Hidróxido de bario + Ácido sulfúrico =
Hidróxido de potasio + Ácido perclórico =
Hidróxido de aluminio + Ácido bromhídrico =
b) -Igualar e indicar los nombres de los siguientes compuestos:
HCl + NaOH ==== NaCl + H2O
HF + Mg(OH)2 ==== MgF2 + H2O
HBr + Fe(OH)3 ==== FeBr3 + H2O
HNO2 + KOH ==== KNO2 + H2O
HNO3 + AgOH ==== AgNO3 + H2O
H2SO3 + Ca(OH)2 ==== CaSO3 + H2O
H2SO4 + Al(OH)3
==== Al2 (SO4 )3 + H2O
H2S + O2 ==== H2O + SO2
Al2O3 + HCl ==== AlCl3 + H2O
AgNO3 + MgCl2 ==== AgCl + Mg(NO3)2
CaCO3 ====
NaNO3
CaO + CO2
==== NaNO2 + O2
Al4C3 + H2O ====
Al(OH)3 + CH4
(NH4)2SO4 + NaOH ====
P2O5 + H2O ====
Na2SO4 + NH3 + H2O
H3PO4
Al(OH)3 ==== Al2O3 + H2O
H2CO3 + Fe(OH)3 ====
H3PO4 + Pb(OH)2 ====
C6H12O6 ====
Fe2(CO)3 + H2O
Pb3(PO4)2 + H2O
C2H5OH + CO2
c) Dados los siguientes compuestos, escribir las fórmulas correspondientes:
Carbonato de amonio
Arsenito de magnesio
Perclorato de litio
Dicromato de potasio
Cloruro de bario
Sulfato de aluminio
Cromato de potasio
Nitrito de bario
Tetracloruro de carbono
Nitrato de plata
Fosfato de hierro (III)
Perclorato de calcio
Permanganato de potasio
Bicarbonato de hierro (III)
Bicarbonato de bario
d) -Desarrollar la fórmula de por lo menos 6 de las sales anteriores.
e) Desarrollar las ecuaciones de formación de las siguientes sales ácidas y básicas
Dihidrógeno fosfato de litio
Sulfato ácido de amonio
Monohidrógeno carbonato de hierro (III)
Dihidrógeno Fosfato (V) de potasio
Monohidrógeno fosfato de aluminio
Monohidrógeno sulfuro de hierro (II)
Hidroxicloruro de Magnesio
Cloruro básico plumboso
f)
Coloque el nombre, según las diferentes nomenclaturas, a cada una de las fórmulas
siguientes
AgNO3
HgHSO4
NaClO
(NH4)2SO3
NaClO2
KNO2
Mn(SH)2
NaHCO3
H2Cr2O7
CaS
Fe2(SO)3
BaCrO4
KMnO4
Ca3(PO4)2
K2HPO4
HBrO4
H2SO3
HClO3
HIO
HNO3
Ca (HCO3)2
g) Iguale las siguientes ecuaciones químicas, indicando los nombres y completando con fórmulas
cuando corresponda:
...........
+
H 2O
------------->
2 HNO2
Cl2
+
H2
------------->
.............
MnO3
+
H 2O
------------->
.............
HNO2
+
.......
------------->
KNO2
+
.....….
Sn(OH)4
+
H2SO3
------------->
.............
+
....…..
.……..
+
H2O
------------->
.............
(Hidróxido de Ca)
………
+
Fe(OH)2
------------->
………
+
………..
------------->
H2CO3
+
............
------------->
.............
(Carbonato de Mg)
..................
(Sulfato ferroso)
+
H 2O
+
....…..
H2S