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Unidad 3
3.1
NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICAS
DE COMPUESTOS INORGÁNICOS
Clasificación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.
Tomando en consideración que según Brandwein (1988), existen más de |50,000| compuestos
químicos inorgánicos en los que no interviene el carbono, se ha buscado un sistema para agruparlos
de acuerdo con sus propiedades químicas, para darles nombre y reconocerlos.
Se ha dado el nombre de función inorgánica al grupo de compuestos similares que presentan un
conjunto de propiedades comunes. Las principales funciones químicas inorgánicas son:
Óxidos
Hidróxidos
Ácidos
Sales
Hidruros
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La nomenclatura química es el conjunto de reglas que se emiten para dar nombre a cada una de las
sustancias químicas.
El objeto de la nomenclatura química es identificar a una sustancia química.
La nomenclatura química contiene reglas que se han modificado con el tiempo y se seguirán
modificando a medida que se obtengan nuevos compuestos o se establezcan acuerdos
internacionales para designar a los ya existentes.
Las reglas de nomenclatura actuales provienen de los acuerdos internacionales tomados en una
asociación mundial de químicos, denominada International Union of Pure and Applied Chemistry,
conocida como IUPAC, por sus siglas en inglés (Unión Internacional de Química Pura Aplicada).
Para nombrar a los compuestos químicos inorgánicos se siguen normas de la IUPAC. Se aceptan
tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos: la nomenclatura sistemática, la
nomenclatura de Stock y la nomenclatura tradicional.
Nomenclatura sistemática
Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: mono__, di__,
tri__, tetra__, penta__, hexa__, hepta__....
Nomenclatura de Stock
Este tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia,
ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis.
Nomenclatura tradicional
En esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese
compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos.
Número de valencias
Valencia menor
Valencia mayor
1
_ICO
2
_OSO
3
HIPO_OSO
_OSO
4
HIPO_OSO
_OSO
3.1.1
_ICO
_ICO
_ICO
PER_ICO
Óxidos
Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de
óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).
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Óxidos básicos.
Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula general
es:
M2OX
Donde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).
Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si la
valencia es par se simplifica).
Para formular los compuestos se escribe el símbolo del elemento M (metal) y a continuación el del
oxígeno (O). Como subíndice del elemento M se coloca la valencia del oxígeno y al oxígeno la
valencia del elemento M, simplificando si es posible.
A continuación se ejemplifican algunos casos de estos compuestos:
Na + O 2
Na2O
El sodio es un metal que trabaja con valencia 1 y el oxígeno con valencia 2. Al intercambiar las
valencias y colocarlas como subíndices queda: Na 2O
Ca + O2
CaO
Al combinar el calcio que trabaja con valencia 2 y el oxígeno con valencia 2. Como ambos tienen
valencias par se simplifican y queda: CaO
Pb + O2
PbO2
En este ejemplo el plomo con valencia 4 y el oxígeno con valencia 2. Como ambos tienen valencia
par se simplifican y al intercambiar las valencias y colocarlas como subíndices, queda: PbO2
Fe + O2
Fe2O3
En este caso el hierro con valencia 3 y el oxígeno con valencia 2. Al intercambiar las valencias y
colocarlas como subíndices, queda: Fe2O3
Óxidos ácidos o anhídridos.
Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:
N2OX
Donde N es un no metal y la X la valencia del no metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).
Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si la
valencia es par se simplifica).
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Para formular los compuestos se escribe el símbolo del elemento NM (no metal) y a continuación el
del oxígeno (O). Como subíndice del elemento NM se coloca la valencia del oxígeno y al oxígeno la
valencia del elemento NM, simplificando si es posible.
A continuación se ejemplifican algunos casos de estos compuestos:
S + O2
SO2
En este caso el azufre con valencia 4 y el oxígeno con valencia 2. Para fórmulas primero se escribe
el azufre y luego el oxígeno, al intercambiar las valencias estas se simplifican por ser número par,
así que los subíndices son 1 y 2, al intercambiar y colocarlos como subíndices queda: SO2
Cl2 + O2
Cl2O7
En este ejemplo el cloro con valencia 7 se combina con el oxígeno con valencia 2. Para formular se
escribe primero el cloro seguida del oxígeno, posteriormente se intercambian las valencias y se
escriben como subíndices, quedando de la siguiente manera: Cl2O7
Nomenclatura de los óxidos básicos.
Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:
a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,
(según los átomos de oxígeno) con la palabra óxido, la preposición de y posteriormente los
prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del metal) seguido del nombre del
metal.
Prefijo numeral-óxido de prefijo numeral-nombre del metal
b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra óxido, la preposición de, el nombre del metal (se
indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no se
indica).
Óxido de nombre del metal (valencia del metal)
c) Nomenclatura tradicional: se escribe la palabra óxido, seguida del nombre del metal con el
sufijo oso o ico. Si el metal tiene más de 2 valencias se utiliza terminología.
Número de valencias
Valencia menor
Valencia mayor
1
_ICO
2
_OSO
_ICO
3
HIPO _ OSO
_OSO
4
HIPO _ OSO
_OSO
_ICO
_ICO
PER _ICO
Óxido nombre del metal-sufijo
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A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:
Compuesto Nombre sistemático
Nomenclatura de Stock
Nombre tradicional
Ag2O
Monóxido de diplata
Óxido de plata
Óxido argéntico
PbO2
Dióxido de plomo
Óxido de plomo ( IV )
Óxido plúmbico
Na2O
Óxido de disodio
Óxido de sodio
Óxido sódico
Au2O3
Trióxido de dioro
Óxido de oro (III)
Óxido aúrico
Fe2O3
Trióxido de dihierro
Óxido de hierro (III)
Óxido férrico
Ejemplo 1
Escribir el nombre de los compuestos NiO y Ni2O3, utilizando las tres reglas de nomenclatura.
RESPUESTA
Sistemática
Stock
Tradicional
NiO
Monóxido de níquel
óxido de níquel (II)
óxido niqueloso
Ni2O3
Trióxido de diníquel
óxido de níquel ( III)
óxido niquélico
Nomenclatura de los óxidos ácidos (anhídridos)
Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:
a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,
(según los átomos de oxígeno) con la palabra óxido, seguida de la preposición de y
posteriormente los prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del no metal)
seguido del nombre del no metal.
Prefijo numeral-óxido de prefijo numeral-nombre del no metal
b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra óxido, la preposición de, el nombre del no metal
(se indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no se
indica).
Óxido de nombre del no metal (valencia del no metal)
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c) Nomenclatura tradicional: se escribe la palabra anhídrido, seguido del nombre del no metal con
la terminación oso o ico. Si el metal tiene más de dos valencias se utiliza la siguiente
terminología.
Número de valencias
Valencia menor
Valencia mayor
1
_ICO
2
_OSO
_ICO
3
HIPO _OSO
_OSO
4
HIPO _OSO
_OSO
_ICO
_ICO
PER _ICO
Anhídrido nombre del no metal-sufijo
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:
Compuesto
Nombre sistemático
Nomenclatura de Stock
Nombre tradicional
I2O3
Trióxido de diyodo
Óxido de yodo (III)
Anhídrido yodoso
B2O3
Trióxido de diboro
Óxido de boro
Anhídrido bórico
CO2
Dióxido de carbono
Óxido de carbono (IV)
Anhídrido carbónico
Ejemplo 2
Escribir el nombre del compuesto Cl2O, utilizando las tres reglas de nomenclatura.
RESPUESTA
Sistemática
Cl2O
monóxido de dicloro
Stock
óxido de cloro (I)
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Tradicional
anhídrido hipocloroso
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3.1.2
Hidróxidos
Los hidróxidos, también conocidos como bases son compuestos formados por un metal y el grupo
hidroxilo (OH). Su fórmula general es:
M(OH)X
Donde M es un metal y la X la valencia del metal
El grupo OH siempre tiene valencia 1.
Estos se obtienen cuando se combina un óxido con agua.
Óxido + agua
hidróxido
Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del radical hidróxido; éste va entre
paréntesis si el subíndice es mayor de uno.
A continuación se dan ejemplos de algunos hidróxidos:
NaO + H2O
NaOH
El sodio trabaja con valencia 1 y el radical hidróxido tiene valencia 1. Para formular se escribe el
metal seguida del OH y como tienen igual valencia no se escribe.
CaO + H2O
Ca(OH)2
El calcio tiene valencia 2, al formular el compuesto se debe de encerrar entre paréntesis el OH y
poner como subíndice el 2.
En forma simplificada se pueden formar los hidróxidos combinando directamente el metal con el
radical OH-. Si el metal tiene varias valencias, se escribe entre paréntesis el OH y fuera de él, con
número romano la valencia con que actuó dicho metal.
El plomo tiene dos valencias de 2 y 4, por lo que se tiene al cruzar las valencias:
Pb+2 + OH-
Pb(OH)2
Pb+4 + OH-
Pb(OH)4
Propiedades de las bases
a) Tienen sabor a lejía (jabón).
b) Reaccionan con los ácidos produciendo sal y agua con desprendimiento de energía y a la reacción
se denomina neutralización.
c) Causan escozor al contacto con la piel - la sosa cáustica que se usa en la cocina NaOH o la cal.
d) Son untuosos y resbalosos al tacto.
Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:
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a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,
(según la cantidad de hidroxilos) con la palabra hidróxido, seguida de la preposición de y
posteriormente del nombre del metal.
Prefijo numeral-hidróxido de nombre del metal
b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra hidróxido, la preposición de, el nombre del metal
(se indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no se
indica).
Hidróxido de nombre del metal (valencia del metal)
c) Nomenclatura tradicional: Se escribe la palabra hidróxido, seguido del nombre del metal con la
terminación oso (menor valencia) o ico (mayor valencia).
Hidróxido nombre del metal-sufijo
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:
Compuesto
Nombre sistemático
Nomenclatura de Stock
Nombre tradicional
Ca(OH)2
Dihidróxido de calcio
Hidróxido de calcio
Hidróxido cálcico
Al(OH)3
Trihidróxido de aluminio
Hidróxido de aluminio
Hidróxido alumínico
Pb(OH)4
Tetrahidróxido de plomo
Hidróxido de plomo (IV)
Hidróxido plúmbico
Ejemplo 3
Escribir el nombre de los compuestos Ni(OH)2 y Ni(OH)3, utilizando las tres reglas de
nomenclatura.
RESPUESTA
Sistemática
Stock
Tradicional
Ni(OH)2
dihidróxido de níquel
hidróxido de níquel (II)
hidróxido niqueloso
Ni(OH)2
tetrahidróxido de níquel
hidróxido de níquel (III)
hidróxido niquélico
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3.1.3
Ácidos
Son compuestos que se caracterizan por poseer en el interior de su molécula, átomos de hidrógeno,
que reciben el nombre de iones hidrogeniosos de allí que reciben el nombre de sustancias
protonadoras.
Existen dos tipos de ácidos.
Oxiácidos
Hidrácidos
Oxiácidos
Son compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del
óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O). Su fórmula
general es:
H2O + N2Ox = HaNbOc
Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno.
Estos se obtienen cuando se combina un anhídrido (óxido no metálico) con agua.
Anhídrido + agua  ácido (oxácido)
Para escribir la fórmula de un ácido se escribe primero el número total de hidrógenos, el total de
elementos no metálicos y por último el total de oxígenos.
Si todos los subíndices del compuesto tienen mitad o tercera parte se les saca y se anota la fórmula
simplificada:
Cl2O + H2O
H2Cl2O2
Cl2O + H2O
HClO
En forma simplificada se pueden formar los oxácidos es combinando directamente el H con el
radical.
Para formular se escribe el H seguida del radical. Como subíndice del hidrógeno se escribe la
valencia del radical.
El hidrógeno con el radical PO4 que tiene valencia 3.
H+ + PO4-3
H3PO4
El hidrógeno con el radical SO3 que tiene valencia de 2.
H+ + SO3-2
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H2SO3
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Lista de aniones más comunes y su carga.
No. de oxidación -1
No. de oxidación -2
No. de oxidación -3
ClO
Hipocloroso
SO3
Sulfuroso
AsO3
Arsenioso
ClO2
Cloroso
SO4
Sulfúrico
AsO4
Arsénico
ClO3
Clórico
CO3
Carbónico
PO3
Fosforoso
ClO4
Perclórico
SiO3
Silícico
PO4
Fosfórico
BrO
Hipobromoso
CrO4
Crómico
BO3
Bórico
BrO2
Bromoso
Cr2O7
Dicrómico
BrO3
Brómico
MnO4
Mánganico
BrO4
Perbrómico
TeO3
Teluroso
IO
Hipoyodoso
TeO4
Telúrico
IO2
Yodoso
SeO3
Selenioso
IO3
Yódico
SeO4
Selénico
IO4
Peryódico
NO2
Nitroso
NO3
Nítrico
MnO4
Permangánico
CrO4
Percrómico
Propiedades de los ácidos
a) Tienen sabor agrio.
b) Reaccionan con las bases o hidróxidos produciendo sal y agua (Neutralización).
c) Tienen olor picante intenso.
d) Al contacto con la piel causan ardor.
e) Son muy corrosivos, es decir, degradan los metales formando sales y liberando oxígeno.
Para nombrarlos se emplea la nomenclatura sistemática y la nomenclatura tradicional.
a) Nomenclatura sistemática: se nombran como compuestos binarios. Se escribe primeramente el
prefijo numeral mono, di, tri, etc. dependiendo de la cantidad de oxígeno presente con la palabra
oxo el nombre del anión con el sufijo –ato, se especifica la valencia del elemento central
mediante números romanos entre paréntesis, la preposición de, seguida de la palabra "hidrógeno"
Prefijo numeral-oxo-anión-ato (valencia del no metal) de hidrógeno
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b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra ácido, seguido del prefijo numeral mono, di, tri,
etc. Según la cantidad de oxígeno presente con la palabra oxo el nombre del anión con el sufijo
ico y por último se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entre
paréntesis.
Ácido prefijo numeral-oxo-anión-ico (valencia del no metal)
c) Nomenclatura tradicional: se escribe la palabra ácido, seguido del nombre del no metal con la
terminación oso (menor valencia) e ico (mayor valencia). Si el metal tiene más de dos valencias
lleva la siguiente terminología:
Número de
valencias
Valencia menor
Valencia mayor
1
_ICO
2
_OSO
_ICO
3
HIPO _OSO
_OSO
4
HIPO _OSO
_OSO
_ICO
_ICO
PER
_ICO
Ácido no metal-sufijo
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las dos reglas de nomenclatura:
Compuesto
Nomenclatura sistemática
Nomenclatura de Stock
Nombre
tradicional
HClO
Monoxoclorato (I) de
hidrógeno
Ácido Monoxoclórico (I)
H2 SO4
Tetraoxosulfato (VI) de
hidrógeno
Ácido Tetraoxosulfúrico
(VI)
Ácido sulfúrico
H2 CO3
Trioxocarbonato (IV) de
hidrógeno
Ácido Trioxocarbónico
(IV)
Ácido carbónico
H2 SeO3
Trioxoseleniato (IV) de
hidrógeno
Ácido Trioxoselenico
(IV)
Ácido selenioso
HBrO4
Tetraoxobromato (VII) de
hidrógeno
Ácido Tetraoxobrómico
(VII)
Ácido perbrómico
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Ácido hipocloroso
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El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales:
Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua se tienen los ácidos META.
P2O 3 + H2O = H2P2O4 = HPO2 Ácido metafosforoso
P2O 5 + H2O = H2P2O6 = HPO3 Ácido metafosfórico
Si a los óxidos correspondientes se les suma dos moléculas de agua se tienen los ácidos PIRO.
P2O 5 + 2H2O = H4P2O7
Si a los óxidos correspondientes se les suma tres moléculas de agua se tienen los ácidos ORTO.
P2O 3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3 Ácido ortofosforoso o Ácido fosforoso
P2O 5 + 3H2O = H6P2O8 = H3PO4 Ácido ortofosfórico o Ácido fosfórico
Hay algunos metales como el cromo y el manganeso que también forman ácidos:
H2CrO4 Ácido crómico
H2Cr2 O7 Ácido dicrómico
H2MnO4 Ácido mangánico
HMnO4 Ácido permangánico
Ejemplo 4
Escribir el nombre del compuesto HClO, utilizando las reglas de nomenclatura permitidas
por la IUPAC.
RESPUESTA
Sistemática
HClO oxoclorato (I) de hidrógeno
de Stock
ácido oxoclórico (I)
Tradicional
ácido hipocloroso
Hidrácidos
Son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los no metales de los
grupos VI y VII. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:
* Flúor, cloro, bromo, iodo, (todos ellos funcionan con valencia 1).
* Azufre, selenio, teluro (funcionan con valencia 2).
Su fórmula general es:
HxN
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Donde N es el no metal y x la valencia del no metal.
El número de oxidación del hidrógeno es +1, por lo que estos se formulan:
Se escribe el H seguida del no metal (del grupo VIIA), quedando: HCl
Con los elementos del grupo VIA se escribe el símbolo H con el subíndice 2 seguida del no metal,
este se escribe: H2S
Estos compuestos pueden estar en estado puro y en solución, para nombrarlos solo se utiliza la
nomenclatura tradicional.
a) Nomenclatura tradicional:
En estado puro: se indica el nombre del no metal con la terminación uro, la preposición de, la
palabra hidrógeno.
En solución: se pone la palabra ácido, seguido del nombre del no metal con la terminación
hídrico.
A continuación se presentan algunos ejemplos de la nomenclatura tradicional:
Compuesto
Nombre tradicional
Nombre tradicional
(en estado puro)
(en solución)
HBr
Bromuro de hidrógeno
Ácido Bromhídrico
H2S
Sulfuro de hidrógeno
Ácido Sulfhídrico
H2Se
Selenuro de hidrógeno
Ácido Selenhídrico
HI
Yoduro de hidrógeno
Ácido Yodhídrico
Ejemplo 5
Escribir el nombre del HCl (ac) y del HCl (g), utilizando la regla de nomenclatura permitida
por la IUPAC.
RESPUESTA
Tradicional
HCl(ac) ácido clorhídrico
HCl(g) cloruro de hidrógeno
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3.1.4
Sales
Son compuestos que resultan de sustituir a los átomos de hidrógeno de un ácido por elementos o
radicales metálicos y de sustituir los OH- de las bases por aniones o iones poliatómicos negativos.
Hay dos clases:
Oxisales
Sales Haloideas.
La reacción química por medio de la cual obtenemos las sales se denomina neutralización (reacción
entre ácido e hidróxido)
Ácido + hidróxido
sal + agua
Como ejemplos de estas reacciones tenemos:
HNO3 + NaOH
NaNO3 + H2O
HCl + NaOH
NaCl + H2O
Oxisales
Son compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y el oxígeno. Por lo que se puede
decir que son derivados de la unión de cationes y aniones.
Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal.
Existen tres tipos de oxisales: neutras, ácidas y básicas.
Las sales neutras son aquellas que contienen un metal y un ión poliatómico (radical). Las sales
ácidas, contienen aparte de los dos elementos anteriores uno o dos átomos de hidrógeno y las sales
básicas, contiene en su molécula unos o dos átomos de OH.
Sales neutras
Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.
Para su formulación se escribe el símbolo del metal seguido del radical (ion poliatómico).
La valencia radical se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como
subíndice al radical ( sí el subíndice es mayor de uno se encierra entre paréntesis)
Cu+1 + NO3-1
Fe+2 + NO3-
CuNO3
Fe(NO3)2
Sales ácidas
Son compuestos que se obtienen sustituyendo parte de los hidrógenos de un ácido oxácido por un
metal.
Para su formulación se escribe el símbolo del metal seguido del radical (ión poliatómico).
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La valencia radical se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como
subíndice al radical (sí el subíndice es mayor de uno se encierra entre paréntesis).
Na+ + HCO3-
NaHCO3
Sales básicas
Se originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido.
Son compuestos que poseen algún grupo OH-.
Mg(OH)NO3
Radicales para formar sales ácidas
No. de oxidación -1
No. de oxidación -2
No. de oxidación -3
ClO
Hipoclorito
SO3
Sulfito
AsO3
Arsenito
ClO2
Clorito
SO4
Sulfato
AsO4
Arseniato
ClO3
Clorato
CO3
Carbonato
PO3
Fosfito
ClO4
Perclorato
SiO3
Silicato
PO4
Fosfato
BrO
Hipobromito
CrO4
Cromato
BO3
Borato
BrO2
Bromito
Cr2O7 Dicromato
BrO3
Bromato
MnO4 Manganato
BrO4
Perbromato
HPO3
Fosfito ácido
IO
Hipoyodito
HPO4
Fosfato ácido
IO2
Yodito
IO3
Yodato
IO4
Peryodato
NO2
Nitrito
NO3
Nitrato
MnO4
Permanganato
CrO4
Percromato
HSO3
Sulfito ácido o bisulfito
HSO4
Sulfato ácido o bisulfato
HCO3
Carbonato ácido ó bicarbonato
H2PO3
Fosfito de ácido
H2PO4
Fosfato de ácido
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Las oxisales se nombran de acuerdo a las siguientes reglas de nomenclatura de la I.U.P.A.C.
a) Nomenclatura de stock; Se escribe el nombre del no metal con los prefijos (hipo o per) si es que
el no metal tiene más de dos valencias con los sufijos (ito o ato), la preposición de, el nombre del
metal (indicando entre paréntesis y con número romano la valencia, sí tiene una sola valencia
esta no se indica).
Número de
valencias
Valencia
menor
Valencia mayor
1
_ICO
2
_OSO
_ICO
3
HIPO _OSO
_OSO
4
HIPO _OSO
_OSO
_ICO
_ICO
PER _ICO
Nombre anión-sufijo de nombre del metal
c) Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del no metal con los prefijos (hipo o per) si es
que el no metal tiene más de dos valencias con los sufijos (ito o ato), seguido del nombre del
metal con el sufijo oso o ico.
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las dos reglas de nomenclatura:
Compuesto
Nomenclatura de Stock
Nombre tradicional
Ca(ClO 2)2
Clorito de calcio
Clorito cálcico
Na2 SO4
Sulfato de sodio
Sulfato sódico
Carbonato de hierro (III)
Carbonato férrico
Sulfato de calcio
Sulfato cálcico
Clorato de estaño (IV)
Clorato estánnico
Fe2 (CO3)3
CaSO 4
Sn(ClO 3)4
Las sales ácidas se nombran igual que las neutras.
a) Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del no metal con el sufijo ito (menor valencia) o
ato (mayor valencia) precedida de la palabra ácido si tiene un hidrógeno o diácido si tiene dos
hidrógeno, la preposición de, seguido del nombre del metal (indicando entre paréntesis y con
número romano la valencia del metal).
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Pb(HSO3) 4 Sulfito ácido de plomo (IV)
NaHCO3
Carbonato ácido de sodio
K2HPO 4
Fosfato ácido de potasio
NaH2PO 4
Sulfato diácido de sodio
b) Nomenclatura de tradicional: se escribe el nombre del no metal con el sufijo ito (menor
valencia) o ato (mayor valencia) precedida de la palabra ácido si tiene un hidrógeno o diácido si
tiene dos hidrógeno, la preposición de, seguido del nombre del metal con el sufijo oso o ico.
En las sales básicas
Zn(OH)Cl
Cloruro de hidroxicinc
[Ca(OH)2SO 4 Sulfato bis-hidroxicalcio
Sales binarias o haloideas
Son compuestos binarios que resultan de sustituir el hidrógeno de los hidrácidos por no metales es
decir resultar de reaccionar un hidrácido con un hidróxido. Se forman por un metal y un no metal.
HF + NaOH
NaF + H2O
Su fórmula es:
Mx(N)x
Donde M es un metal, N el no metal y x la valencia de ambos.
Para su formulación se escribe primero el símbolo del metal seguido el símbolo del no metal. Las
valencias de los elementos se cruzan colocándolas como subíndices.
NaCl
Na2S
FeBr2
Iones negativos para formar sales binarias e hidrácidos
No. de Oxidación -1
No. de oxidación -2
F
Fluoruro
S
Sulfuro
Cl
Cloruro
Se Seleniuro
Br
Bromuro
I
Yoduro
CN Cianuro
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Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:
a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,
(de acuerdo al número del anión) con el nombre del no metal con la terminación uro y
posteriormente del nombre del metal.
b) Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del no metal con la terminación uro, la preposición
de, el nombre del metal (se indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia
es única esta no se indica).
c) Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del no metal con la terminación uro, la
preposición de, el nombre del metal con la terminación:
Número de
valencias
Valencia menor
Valencia mayor
1
_ICO
2
_OSO
_ICO
3
HIPO _OSO
_OSO
4
HIPO _OSO
_OSO _ICO
_ICO
PER _ICO
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:
Compuesto
Nombre sistemático
Nomenclatura de Stock
Nombre tradicional
KBr
Monobromuro de
potasio
Bromuro de potasio
Bromuro de potásico
Fe2S3
Trisulfuro de dihierro
Sulfuro de hierro(III)
Sulfuro férrico
ZnSe
Monoseleniuro de cinc Seleniuro de cinc
Seleniuro cíncico
Au2Te
Monotelururo de dioro Telururo de oro (I)
Telururo auroso
Diyoduro de mercurio Yoduro de mercurio (II)
Yoduro mercúrico
HgI2
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Ejemplo 6
Escribir el nombre del compuesto FeCl2, utilizando las reglas de la IUPAC.
RESPUESTA
Sistemática
FeCl2 dicloruro de hierro
3.1.5
Stock
Tradicional
cloruro de hierro (II)
cloruro ferroso
Hidruros
Son compuestos binarios formados por un metal o no metal e Hidrógeno. Hay dos clases de
hidruros:
Hidruros metálicos
Hidruros no metálicos.
Hidruro metálico
Es la combinación de un metal con el hidrógeno. Su fórmula general es:
MHX
Donde M es un metal y la X la valencia del metal.
El hidrógeno siempre tiene su número de oxidación de -1.
Para formular los compuestos se escribe el símbolo del elemento M (metal) y a continuación el del
hidrógeno (H). Como subíndice del elemento M se coloca la valencia del Hidrógeno, pero como esta
es 1 no se escribe y al hidrógeno (H) la valencia del elemento M.
Na + H2
NaH
En este caso el sodio y el hidrógeno tienen valencia 1. Al formular se escribe primero el Na seguida
del H. Como tienen igual valencia (1), estas no se escriben. NaH
Ca + H2
CaH2
En este compuesto el calcio con valencia 2 se combina con el hidrógeno con valencia 1. Para
formular los compuestos se escribe primero el símbolo del calcio seguida del hidrógeno.
Colocando al hidrógeno la valencia del calcio como subíndice, nos queda: CaH2
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Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:
a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,
(según los átomos de hidrógeno) con la palabra hidruro, seguida de la preposición de y
posteriormente los prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del metal) seguido
del nombre del metal.
b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra hidruro, la preposición de, el nombre del metal (se
indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no se
indica).
c) Nomenclatura tradicional: Se escribe la palabra hidruro, seguido del nombre del metal con la
terminación oso (menor valencia) o ico (mayor valencia).
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:
Compuesto Nombre sistemático
Nomenclatura de Stock
Nombre tradicional
CaH2
Dihidruro de calcio
Hidruro de calcio
Hidruro cálcico
NaH
Monohidruro de sodio
Hidruro de sodio
Hidruro sódico
FeH2
Dihidruro de hierro
Hidruro de hierro (II)
Hidruro ferroso
FeH3
Trihidruro de hierro
Hidruro de hierro (III)
Hidruro férrico
NiH2
Dihidruro de níquel
Hidruro de níquel (II)
Hidruro niqueloso
Ejemplo 7
Escribir la fórmula de los siguientes compuestos: trihidruro de aluminio, hidruro estannoso
e hidruro de magnesio.
RESPUESTA
Trihidruro de aluminio, AlH3; hidruro de estannoso, SnH2; hidruro de magnesio MgH2
Hidruros no metálicos
Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal con el Hidrógeno.
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Con los no metales de los grupos VI y VII, forman hidrácidos.
Los no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono, silicio y boro forman
compuestos con el hidrógeno y reciben nombres especiales.
Estos se formulan de acuerdo a la posición que ocupe el elemento en la siguiente lista: Rn, Xe, Kr,
B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, Y, Br, Cl, O, F.
Si el elemento esta antes del hidrógeno de la lista anterior este se formula como:
Se escribe el símbolo del no metal seguida del hidrógeno, colocando a éste la valencia del no metal
como subíndice, queda: NH3
Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:
a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,
(según los átomos de hidrógeno) con la palabra hidruro, seguida de la preposición de y
posteriormente los prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del no metal)
seguido del nombre del no metal.
b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra hidruro, seguido del nombre del metal (se indica la
valencia con números romanos entre paréntesis, sí la valencia es única esta no se indica).
c) Nomenclatura tradicional: Recibe nombres especiales.
A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:
Compuesto
Nombre sistemático
Nomenclatura de Stock Nombre tradicional
SiH4
Tetrahidruro de silicio
Hidruro de silicio
Silano
CH4
Tetrahidruro de carbono
Hidruro de carbono
Metano
BH3
Trihidruro de boro
Hidruro de boro
Borano
Ejemplo 8
Escribir el nombre del siguiente compuesto SbH3, utilizando la nomenclatura
sistemática.
RESPUESTA
SbH3
Trihidruro de antimonio
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Ejemplo 9
Escribir la fórmula de los siguientes compuestos: Amoníaco y Fosfina(también conocida
como fosfamina)
RESPUESTA
Amoníaco NH3
3.2
Fosfina
PH3
Compuestos químicos de importancia económica, industrial y ambiental
.
Importancia socioeconómica de los elementos:
NaCl o Sal. También llamado cloruro de sodio, compuesto químico de fórmula NaCl. El
término sal también se aplica a las sustancias producidas en la reacción de un ácido con una
base, llamada reacción de neutralización. Las sales se caracterizan por sus enlaces iónicos, lo
que da lugar a puntos de fusión relativamente altos, conductividad eléctrica en disolución o
fundidas y estructura cristalina en estado sólido.
El uso más común de la sal es la salazón. La sal es un componente esencial de la dieta de los seres
humanos y de otros animales de sangre caliente. Algunas personas restringen su consumo directo de
sal, pero obtienen las cantidades necesarias comiendo carne y pescados que la contienen. La sal de
mesa común destinada al consumo en zonas continentales alejadas del mar suele contener pequeñas
cantidades de yodo para prevenir el bocio. Los animales salvajes a menudo se congregan en torno a
corrientes saladas o en superficies con incrustaciones de sal para lamer los depósitos de sal.
Industrialmente la sal es la fuente de obtención del cloro y del sodio, así como de sus respectivos
compuestos. Entre los compuestos del cloro de relevancia comercial se encuentran el ácido
clorhídrico, el cloroformo, el tetracloruro de carbono y el polvo de blanquear. Entre los compuestos
de sodio más importantes se encuentra el carbonato de sodio, el sulfato de sodio, el bicarbonato de
sodio, el fosfato de sodio y el hidróxido de sodio. La sal se emplea también para preservar carnes y
pescados, y en ciertos métodos de refrigeración para preparar mezclas frigoríficas, así como en los
procesos de teñido y para fabricar jabón y vidrio. Al ser transparentes a los rayos infrarrojos, los
cristales de sal se utilizan para hacer los prismas y lentes de instrumentos empleados en el estudio de
estos rayos.
H2SO4 o Ácido sulfúrico. Es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con una
densidad relativa de 1.85. Tiene un punto de fusión de 10.36 °C, un punto de ebullición de
340 °C y es soluble en agua en cualquier proporción. Al mezclar ácido sulfúrico con agua se
libera una considerable cantidad de calor.
El ácido sulfúrico concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agente
desecante. Actúa tan vigorosamente en este aspecto que extrae el agua, y por lo tanto carboniza, la
madera, el algodón, el azúcar y el papel. Debido a estas propiedades desecantes, se usa para fabricar
éter, nitroglicerina y tintes. Cuando se calienta, el ácido sulfúrico concentrado se comporta como un
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agente oxidante capaz, por ejemplo, de disolver metales tan poco reactivos como el cobre, el
mercurio y el plomo, produciendo el sulfato del metal, dióxido de azufre y agua.
Los usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona un
índice aproximado de la actividad general industrial. Por ejemplo, a principios de la década de 1970,
la producción anual de ácido sulfúrico en Estados Unidos, el mayor productor, sobrepasaba los 29
millones de toneladas, que corresponden a una producción diaria de 1/3 kg por persona al año. El
ácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato de
amonio. También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y pigmentos, y rayón, así como
para refinar petróleo y procesar metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienen
ácido sulfúrico como tal, es la batería de plomo, que se utiliza en los automóviles.
NH3 o Amoníaco. Gas de olor picante, incoloro, muy soluble en agua. Una disolución
acuosa saturada contiene un 45% en peso de amoníaco a 0 °C, y un 30% a temperatura
ambiente. Disuelto en agua, el amoníaco se convierte en hidróxido de amonio, NH4OH, de
marcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de los
metales alcalinos.
En el siglo XIX, la principal fuente de amoníaco fue la destilación de la hulla; era un derivado
importante en la fabricación de los combustibles gaseosos. Hoy, la mayoría del amoníaco se produce
sintéticamente a partir de hidrógeno y nitrógeno por el proceso de Haber-Bosch. El amoníaco es un
refrigerante importante y se usa mucho en la industria química, especialmente en la fabricación de
fertilizantes, ácido nítrico y explosivos.
Importancia ecológica de los compuestos:
Óxidos de Carbono:
CO2 o Dióxido de carbono. Gas incoloro, inodoro y con un ligero sabor
ácido, cuya molécula consiste en un átomo de carbono unido a dos átomos de
oxígeno.
El dióxido de carbono se produce por diversos procesos: por combustión u oxidación de materiales
que contienen carbono, como el carbón, la madera, el aceite o algunos alimentos; por la
fermentación de azúcares, y por la descomposición de los carbonatos bajo la acción del calor o los
ácidos. Comercialmente el dióxido de carbono se recupera de los gases de hornos de calcinación, de
los procesos de fermentación, de la reacción de los carbonatos con los ácidos, y de la reacción del
vapor con el gas natural, una fase de la producción comercial de amoníaco. El dióxido de carbono se
purifica disolviéndolo en una solución concentrada de carbonato alcalino y luego calentando la
disolución con vapor. El gas se recoge y se comprime en cilindros de acero.
El dióxido de carbono se usa para fabricar carbonato de sodio, Na2CO3 · 1OH2O (sosa para lavar), e
hidrogenocarbonato de sodio, NaHCO3 (bicarbonato de sodio). Disuelto bajo una presión de 2 a 5
atmósferas, el dióxido de carbono produce la efervescencia de las bebidas gaseosas. No arde ni sufre
combustión, por lo que se emplea en extintores de fuego. El extintor de CO2 es un cilindro de acero
lleno de dióxido de carbono líquido que, cuando se libera, se expande repentinamente y produce una
bajada de temperatura tan enorme que se solidifica en "nieve" en polvo. Esta nieve se volatiliza (se
evapora) al contacto con la sustancia en combustión, produciendo una capa de gas que enfría y
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mitiga la llama. El dióxido de carbono sólido, conocido como hielo seco, se usa mucho como
refrigerante. Su capacidad para enfriar es casi el doble que la del hielo del agua; sus ventajas son que
no pasa a líquido sino que se convierte en un gas, produciendo una atmósfera inerte que reduce el
crecimiento de las bacterias.
CO o Monóxido de carbono. Compuesto químico de carbono y oxígeno. Es un gas incoloro
e inodoro, un 3% más ligero que el aire, que resulta venenoso para los animales de sangre
caliente y muchas otras formas de vida.
El monóxido de carbono es un importante combustible industrial y un componente del gas pobre,
del gas de altos hornos y del gas de hulla. En la metalurgia del acero fundido, el monóxido de
carbono formado a partir del coque, actúa como agente reductor, extrayendo el oxígeno del mineral.
El monóxido de carbono se combina activamente con el cloro para formar cloruro de carbonilo o
fosgeno, y calentado en presencia de un catalizador se combina con el hidrógeno formando metanol.
La combinación directa del monóxido de carbono con ciertos metales, forma compuestos gaseosos,
y se emplea para el refinado de dichos metales, especialmente el níquel.
Óxidos de Nitrógeno:
De estos ya se conocen varios efectos sobre la salud, sobre todo del sistema respiratorio, se produce
cuando se queman combustibles fósiles de automotores, plantas de poder, hornos y turbinas.
Además debido a que la gente lleva a cabo la mayoría de sus actividades domesticas en interiores,
esta fuertemente expuesta a este contaminante, donde la combustión por tabaco y gas LP son la
principal fuente de contaminación.
Los óxidos de nitrógeno (NOx) son importantes contribuyentes potenciales de fenómenos nocivos
como la lluvia ácida y la eutroficación en las zonas costeras. La eutroficación ocurre cuando un
cuerpo de agua sufre un notable incremento de nutrientes como los nitratos reduciendo la cantidad
de oxígeno disuelto, transformando el ambiente en un medio no viable para los seres vivientes.
Óxidos de Azufre:
El desarrollo industrial, principalmente la metalurgia y el incremento continuo en la fabricación de
automóviles de combustión interna generan contaminantes peligrosos para la vida como: óxidos de
azufre que mediante otras reacciones químicas se trasforman en ácido sulfúrico, óxidos de nitrógeno
que se transforma en ácido nítrico, además de aldehídos, ácido sulfhídrico, ácido fluorhídrico,
arsénico y algunos derivados de metales como el plomo, el zinc, el mercurio, el cadmio y el cobre.
El SO2 es un gas que pertenece a la familia de los gases de óxidos de azufre (SOx), que se producen
principalmente de la combustión de compuestos que contienen azufre -carbón y aceite- y durante
ciertos procesos industriales y en la producción de acero. Este gas incoloro y con sabor ácido
picante, es percibido por el olfato en concentraciones hasta de 3 ppm (0.003%) a 5 ppm (0.005%).
Cuando se encuentra en niveles de 1 a 10 ppm induce al aumento de la frecuencia respiratoria y el
pulso.
Cuando alcanza las 20 ppm produce una fuerte irritación en ojos, nariz, garganta, incrementa la
crisis asmática y recrucede las alergias respiratorias. Si la concentración y el tiempo de exposición
aumentan, se producen afecciones respiratorias severas. Una exposición a 400 - 500 ppm, aunque
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sea corta, puede resultar fatal para el organismo al producir y agravar ciertos padecimientos
cardiovasculares.
SO2 o Dióxido de Azufre. Son causa directa de la lluvia ácida cuyos efectos son muy
importantes tanto en las grandes ciudades acelerando la corrosión de edificios y
monumentos, reduciendo significativamente la visibilidad como en el campo, produciendo la
acidez de lagos, ríos y suelos.
SO3 o Trióxido de Azufre. Es un agente deshidratante poderosísimo, se obtiene por
oxidación del anhídrido sulfuroso, SO2. Por calentamiento de ácido sulfúrico se desprende
SO3.
Cromato:
Los iones de cromato disueltos en agua constituyen un grave problema para la salud de los seres
vivientes pues causa la muerte por envenenamiento.
Arsenato de Potasio:
Son compuesto que están en: cemento, asbesto, estos compuestos causan problemas en vías
respiratorias
Arsenato de Sodio:
Son los principales contaminantes de lagos y ríos, estos compuestos provienen de los detergentes en
especial.
3.3
Clasificación de las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos
Las reacciones químicas son cambios químicos que presentan las sustancias al combinarse. Es la
transformación que experimenta una sustancia en su estructura molecular por acción de otra
sustancia o de algún agente energético para dar origen a una nueva sustancia química.
Así por ejemplo, el ácido clorhídrico reacciona con el zinc metálico para producir cloruro de zinc
con desprendimiento de gas hidrógeno.
Evidencias del desarrollo de una reacción química:
* Formación de precipitados (sólidos).
* Desprendimiento de especies gaseosas con cambio de temperatura.
* Formación de un gas.
* Desprendimiento de Luz y Energía.
Una ecuación química es la representación matemática de una reacción química (cambio químico)
y consiste en relacionar cualitativa y cuantitativamente la combinación de las fórmulas para efectuar
un cambio químico de acuerdo a la ley de la conservación de la materia. “En todo reacción química
la suma de las masas de los reactivos, es igual a la suma de las masas de los productos”.
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Como por el ejemplo:
2HCl + Zn  ZnCl2 + H2
73 g
65 g = 136 g 2 g
138 g
=
138 g
Partes de una Ecuación Química:
1. El sistema inicial (antes de efectuarse el cambio químico) lo forman las sustancias que van a
reaccionar y se llaman reactantes o reactivos, HCl y Zn.
2. El sistema final lo constituyen las sustancias formadas o productos después de reaccionar, ZnCl2 y
H2.
3. Estos dos sistemas se separan mediante una flecha horizontal que indica el sentido de la reacción
y quiere decir se forma o se produce,  .
Simbología que se emplea en las ecuaciones químicas y reglas que deben seguirse:
1. Escribir correctamente las fórmulas de reactivos y productos.
2. Separar reactivos y productos por medio de la flecha que indica el sentido de la reacción.
3. Balancear la ecuación colocando los coeficientes adecuados en reactivos y productos.
4. No debe inventarse; las reacciones deben ser reales.
Reactividad Química y Uso de la Tabla Periódica:
A menudo podemos predecir el comportamiento químico de una sustancia, si hemos visto o sabemos
como se comporta una sustancia similar.
Por ejemplo, el sodio (Na) reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) y H2
gaseoso:
Na + H2O  NaOH + H2
Como el Potasio (K) está en la misma familia (columna) que el sodio en la tabla periódica, es
posible predecir que la reacción del K con el H2O será similar a la del Na:
K + H2O  KOH + H2
No solo eso, de hecho podemos predecir que todos los metales alcalinos reaccionan con el agua para
formar sus hidróxidos e hidrógeno.
De la misma manera podemos utilizar la tabla periódica para predecir la reactividad de otros
elementos químicos.
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Clasificación de las reacciones químicas:
Tipos
Adición
Desplazamiento
Descomposición
Iónicas
Metatesis
Precipitación
Redox
Dismutación
Substitución
3.3.1
3.3.1.1
Ejemplo
CH2=CH2 + Br2  BrCH2CH2Br
H3O+ + OH-  2H2O
2H2O2  2H2O + O2
H+ + Cl - + Na+ + OH -  H2O + Na+ + Cl2HCl + Na2S  H2S(g) + 2NaCl
AgNO3 + NaCl  AgCl(s) + NaNO3
SO2 + H2O  H2SO3
12OH- + 6Br2  BrO3 - + 10Br- + 6H2O
CH4 + Cl2  CH3Cl + HCl
Con base en cambios químicos
Reacciones de combinación, síntesis o adición
En la cual dos o más reactantes se combinan para dar un solo producto más complejo.
A + B  AB
A continuación, se mencionan algunos ejemplos:
O2 + Al  Al2O3
S + O2  SO3
K + O2  K2O
Fe2O3 + H2O  Fe (OH)3
3.3.1.2
Reacciones de descomposición
En este tipo de reacciones, un compuesto se descompone para formar dos o mas sustancias nuevas,
las sustancias formadas pueden ser elementos o compuestos más sencillos, por lo general es
necesario la acción del calor o la corriente eléctrica.
AB  A + B
A continuación, se mencionan algunos ejemplos:
KClO3 + calor  KCl + O2
CaCO3 + calor  CaO + CO2
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H2O + electricidad  H2 + O2
NaCl + electricidad  Na + Cl2
3.3.1.3
Reacciones de desplazamiento (sustitución simple)
En éste tipo de reacciones un elemento más activo sustituye a otro menos activo o cuando los ácidos
fuertes atacan a los metales.
A + BC  B + AC
A continuación, se mencionan algunos ejemplos:
Fe + CuSO4  FeSO4 + Cu
Zn + HCl  ZnCl + H2
Para este tipo de reacciones es muy útil la serie electromotriz de los metales, la que está ordenada de
acuerdo al potencial de “H”, y por convenio se le da el valor de cero.
Los metales que se encuentran a la izquierda desplazaran a los metales que se encuentren a la
derecha de él, en una reacción de desplazamiento. Como los ejemplos anteriores.
Li>K>Na>Ba>Sr>Mg>Be>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Sn>Pb>H>Cu>Ag>Hg>Pt>Au
3.3.1.4
Reacciones de doble desplazamiento o metátesis
En este tipo de reacciones hay intercambio de iones. Los nuevos compuestos se forman
combinándose un ión positivo de un compuesto con el ión negativo del otro compuesto de los
reactantes.
AB + CD  CB + AD
A continuación, se mencionan algunos ejemplos:
AgNO3 + HCl  AgCl + HNO3
NaOH + HCl  NaCl + H2O
3.3.1.5
Reacciones de neutralización
Son reacciones de doble desplazamiento, donde los reactantes son un ácido más una base y como
producto se obtiene una sal mas agua.
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Ácido + Base  Sal + Agua
Como ejemplo, tenemos:
HNO3 + NaOH  NaNO3 + H2O
3.3.1.6
Reacción de Oxidación - Reducción (REDOX)
Son aquellas reacciones donde se verifican simultáneamente una oxidación y una reducción,
llamadas también reacciones de transferencia de electrones, existiendo cambios en los estados de
oxidación.
Oxidación.- Cuando un reactante pierde electrones o se da un aumento en el estado de oxidación, se
le llama agente reductor.
Na0  Na+ + e Reducción.- Cuando un reactante gana electrones o se da una disminución en el estado de
oxidación, se le llamada agente oxidante.
Cl20 + 2e-  2ClA estas ecuaciones se les llama semireacciones y siempre van en pares. Juntas hacen una reacción
completa al sumarse (el Na le dio electrones al Cl):
2Na0  2Na+ + 2e Cl20 + 2e -  2Cl2Na + Cl2  2NaCl
3.3.2
3.3.2.1
Con base en aspectos energéticos
Reacciones exotérmicas
Son aquellas reacciones que al efectuarse el sistema desprende calor, donde la energía total de los
reactantes es mayor que la energía total de los productos. Por ejemplo al verter ácido sulfúrico sobre
agua, de inmediato aumenta la temperatura de 18ºC a 69ºC aproximadamente.
A + B  C + calor
A continuación, se mencionan algunos ejemplos:
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2 + calor
Na + H2O  NaOH + H2 + calor
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3.3.2.2
Reacciones endodérmicas
Son aquellas reacciones donde hay absorción de calor al efectuarse, la energía total de los productos
es mayor que la energía total del reactante.
A + B + calor  C
A continuación, se mencionan algunos ejemplos:
Fe + S + calor  FeS
CaCO3 + calor  CaO + CO2
Ejemplo 10
La siguiente reacción: 2NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2, a que clase de reacción química
pertenece.
RESPUESTA
Descomposición
Ejemplo 11
La siguiente ecuación química es de:
N2 + H2  NH3 + 46.5 KJ/mol
RESPUESTA
Exotérmica
3.4
Balanceo de reacciones químicas
Una ecuación química debe estar correctamente balanceada, o sea, cumplir con la Ley de la
conservación de la materia o masa de Lavoisier.
La ley aplicada a una ecuación química indica que el número de átomos o moles de átomos de cada
elemento deberá ser la misma en ambos lados de la ecuación, esto es, balanceada.
Las ecuaciones sencillas se pueden resolver fácilmente al balancear o equilibrar por medio del
método de tanteo, es decir, colocar coeficientes a los reactivos y a los productos de reacción de
Química. M.C. María Guadalupe Rivera Morales. 2008
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manera que el número de átomos que haya en los reactivos sea igual a los existentes en los
productos de la reacción.
Para la realización práctica de este método se sugieren los siguientes pasos:
1. Escribir las fórmulas de los compuestos de forma correcta tanto en los reactivos como en los
productos; una vez hecho esto, no se debe cambiar ninguna de ellas durante la siguiente
operación de equilibrio.
2. Elegir el compuesto que contiene el mayor número de átomos de un elemento ya sea un
reactivo o un producto. Este elemento no debe ser oxígeno o hidrógeno, y se equilibrará por
medio de coeficientes que se irán calculando por el método de tanteo.
Es importante resaltar en este punto que los subíndices de las fórmulas químicas jamás se deben
alterar cuando se equilibre la ecuación.
Equilibrar los hidrógenos, ya que por lo general se balancea primero el de agua, luego los de
oxígeno.
Verificar que todos los coeficientes sean números enteros y que se encuentren en la menor
proporción posible.
3.4.1
Por el método redox
Las reacciones químicas de oxidación-reducción, conocidas también como reacciones redox, son
aquellas en las que se transfieren electrones y este intercambio de electrones modifica los números
de oxidación de los elementos participantes; es decir, unos ganan electrones y otros los pierden.
Para balancear por este método es necesario conocer los estados de oxidación.
Principales estados de oxidación.
 Todos los elementos en estado neutro tienen estados de oxidación de cero. Por ejemplo el
O2, Cl2, Cu, Zn; P4
 El oxígeno (O) en compuestos como óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene estados de
oxidación de –2.
 El hidrógeno (H) en diferentes compuestos tiene Estado de Oxidación de –1 en los
hidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.
 Los metales formando parte de moléculas tienen estados de oxidación positivos.
Como ejemplo, se menciona la molécula de bióxido de carbono, CO2: el átomo de C forma dos
enlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4 electrones, pero
para saber cuales son los estados de oxidación, hay que suponer que el C los pierde, y que el O los
gana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”, por lo que el estados de
oxidación del carbono es +4 y la del oxígeno –2. En el caso de compuestos que contienen S, como
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el H2SO4, El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones de
valencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O), en este compuesto el S comparte 6
electrones su carga es +6, el oxígeno es -2 y el Hidrógeno +1. También el S, tiene el estado de
oxidación de -2, esto sucede cuando se combina con elementos menos electronegativos que él (es
decir, no este presente el oxígeno), como en el caso del H2S, el S su estado de oxidación es -2 y del
H, +1.
Cálculo de estado de oxidación (E.O.).
La suma de los estados de oxidación de una molécula es siempre 0 y de un ión es igual a su carga
eléctrica.
Ejemplo 12
Calcular los estados de oxidación (E.O.) de los elementos en el compuesto de sulfato de zinc
(ZnSO4)
RESPUESTA
El metal Zn, se encuentra ubicado en el grupo IIB en la tabla periódica por lo que su estado de
oxidación es +2.
El Oxígeno, es el más electronegativo y su estado de oxidación es -2.
Para igual su carga:
+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0 por lo tanto el estado de oxidación del S es +6.
Definición de oxidación y reducción.
El término oxidación comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporción
de átomos de Oxígeno.
Igualmente, se utilizó el término de reducción para indicar una disminución en la proporción de
oxígeno.
Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizan
las siguientes definiciones:

OXIDACIÓN: Fenómeno química por medio del cual un átomo pierde electrones (o
aumento en el número de oxidación).
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
REDUCCIÓN: Fenómeno química por medio del cual un átomo gana electrones (o
disminución en el número de oxidación).

AGENTE OXIDANTE: Es una sustancia que causa que otra sustancia se oxide, al
hacer esto, ella se reduce.

AGENTE REDUCTOR: Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, al
hacer esto, ella se oxida.
Ejemplo 13
Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2 es una
reacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción.
RESPUESTA
E.O.:
Fe2O3 + 3 CO  2 Fe + 3 CO2
+3 –2 +2 –2
0 +4 –2
Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3
electrones).
Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir
2e– con el O a compartir los 4 electrones).
Procedimiento para balancear por REDOX.
Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números de
oxidación de las especies que reaccionan. A continuación se describen los pasos de este método de
balanceo.
Balancear por el método del cambio del número de oxidación la reacción química siguiente:
KMnO4 + FeSO4 + H2SO4

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MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
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Paso 1. Cálculo de los números de oxidación.
+1 +7 -2
KMnO4
+2 +6 -2
+1 +6 -2
+ FeSO4 + H2SO4 
+2 +6 -2
MnSO4
+3
+6 -2
+1 +6 -2
+1 -2
+ Fe2 (SO4)3 + K2SO4+ H2O
Paso 2. Identificación de los elementos que cambian su estado de oxidación.
Se identifican los elementos que cambian su estado de oxidación o carga y se escriben como
semireacciones de oxidación y de reducción (no importa el orden de escritura de las
semirreacciones)
+7
+2
Mn  Mn
+2
Fe
+3
 Fe
Paso 3. Balance de masa.
Se efectúa el balance de masa. Debe haber el mismo número de especies químicas en ambos lados
de la flecha de reacción. En el caso del manganeso, no es necesario efectuar el balance de masa pues
hay un número igual de átomos en ambos miembros de la semirreacción. Sin embargo, en el caso
del hierro, hay un coeficiente de 2 en el Fe+3 que también debe aparecer del mismo modo en el Fe+2.
+7
+2
Mn  Mn
+2
2Fe
+3
 2Fe
Paso 4. Balance de carga.
Se efectúa el balance de carga. Debe haber igual número de cargas en ambos lados de las flechas de
reacción. Lo único que puede utilizarse para el balance de carga son los electrones que se pierden o
se ganan en el proceso redox.
¡Atención! El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de masa, nunca
antes.
El planteamiento de una desigualdad matemática puede servir para realizar el balance de carga. Al
mismo tiempo se pueden identificar los procesos de oxidación y de reducción, dependiendo del lado
de donde se agreguen los electrones.
+7
Mn 
+2
Mn
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La desigualdad se plantea utilizando los números de oxidación de las especies que cambian en el
proceso redox. En el caso del manganeso el procedimiento es:
+7 ≥ +2 Para comprobar esto el Mn +7 a +2 se reduce, es decir gana 5 electrones
5e- + (+7) = +2
+2 = +2
La semirreacción es :
5e- + Mn+7  Mn+2 (El número de oxidación del Mn disminuye de +7 a +2. Por tanto, es la
semirreacción de reducción).
Para el hierro el procedimiento es:
+2
+3
2Fe  2Fe
+4 ≤ +6, el hierro se oxida al perder dos electrones cuando cambia de +4 a +2, por lo tanto:
+4 = +6 + 2e+ 4= +4
La semirreacción del hierro es:
2Fe+2  2Fe+3 + 2e- (Hay pérdida de electrones y el número de oxidación del Fe aumenta de +2 a
+3. Por tanto, es la semirreacción de oxidación)
Con lo anterior quedan balanceadas las semirreacciones redox por masa y carga.
Paso 5. Balance de los electrones intercambiados (perdidos y ganados) en las semirreacciones
redox balanceadas.
El número de electrones que se intercambian en las semirreacciones redox debe ser el mismo. Este
se obtiene al multiplicar de manera cruzada los electrones perdidos y ganados. Se simplifica la
ecuación.
[ 5e- + Mn+7  Mn+2 ] 2
[ 2Fe+2  2Fe+3 + 2e- ] 5
10e- + 2Mn+7 + 10Fe+2  2Mn+2 + 10Fe+3 + 10eEl proceso redox total queda como sigue:
2Mn+7 + 10Fe+2
 2Mn+2 + 10Fe+3
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Paso 6. Introducción de los coeficientes obtenidos, en el proceso redox, en la reacción global.
a) Los coeficientes que se obtienen hasta este paso corresponden únicamente a las especies químicas
que intervinieron en el proceso redox y se colocan como coeficientes de los compuestos
correspondientes en la reacción completa:
2KMnO4 +10FeSO4 + H2SO4  2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O
b) Ajuste de los coeficientes de las especies que no cambiaron en el proceso redox. En esta reacción,
no cambiaron su estado de oxidación el H+1, S+6 K+1y O–2 de modo que debe haber igual número
de estas especies en ambos miembros de la ecuación para que ésta quede balanceada.
2KMnO4 +10FeSO4 + 8H2SO4  2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
En este paso la reacción ya quedó balanceada pues ya se cumple con la ley de la conservación de la
masa.
3.4.2
Por el método de ión electrón
Otra manera de igual reacciones REDOX, muchas de las reacciones químicas ocurren en soluciones
acuosas en medios ácido o básico, las cuales solo señalan los reactivos que sufren cambios en su
número de oxidación, es decir que solamente poseen la parte iónica de toda la ecuación química.
Este método de balanceo de reacciones REDOX resulta más adecuado porque en el proceso se
emplean las especies químicas que tienen existencia real. Por ejemplo. El KMnO4 se compone de los
iones K+1 y MnO4 -1 dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de balanceo que se
describirá en seguida, el ión MnO4-1 se usa como tal, ya que en el medio acuoso donde ocurre esta
reacción el Mn+7 sólo puede encontrarse como ión permanganato, MnO4 -1.
Procedimiento para balancear reacciones por el ión-electrón
I. Reacciones que ocurren en medio ácido
Balancear la reacción química siguiente:
CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 
CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda
claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se
separan en iones.
Ca+2+C2O4 -2+K+1+MnO4-1+H+1+SO4-2  Ca+2+SO4-2+Mn+2+SO4-2+K+1+SO4-2 + CO2 + H2O
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Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no
tienen cambios durante el proceso.
Ca+2+C2O4 -2+K+1+MnO4-1+H+1+SO4-2  Ca+2+SO4-2+Mn+2+SO4-2+K+1+SO4-2 + CO2 + H2O
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el proceso
redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse
que aparece el ion H+, lo cual indica que el proceso redox ocurre en medio ácido.
C2O4-2 + MnO41- + H+1  Mn+2 + CO2 + H2O
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:
C2O4-2  CO2
MnO4-1  Mn+2
Paso 4. Balance de masa:
a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno
Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno en el
segundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.
La segunda semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos miembros.
C2O4-2
MnO4-1


2CO2
Mn+2
b) Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de oxígeno se balancea con agua en el
miembro contrario de la semirreacción
En la primera semirreacción el oxígeno está balanceado, no así en la segunda. En ésta hay 4
átomos de oxígeno en el MnO4- y, por tanto, se balancea con agua como se indicó:
MnO4-1 
Mn+2 + 4H2O
Por último se balancea el hidrógeno con iones H+ en el miembro contrario:
8H+1 + MnO4- 1  Mn+2 + 4H2O
Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:
C2O4-2  2CO2
8H+1 + MnO4-1  Mn+2 + 4H2O
Paso 5. Balance de carga.
Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.
Este paso puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se resuelven agregando electrones
(e-) para igualar las cargas iónicas:
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a.
C2O4- 2 
2[CO2]0
-2 ≤ 0
-2 ≤ 0 + 2e-2 ≤ -2
C2O4-2 
2CO2 + 2e- (oxidación)
En este caso el carbono del C2O4 trabaja con +3 debido a que el oxígeno es -2 y como son 4
oxígenos es -8 y para igualar la carga del carbono se le resta la carga del radical -2 nos quedan +6
para igualar la carga. En el CO2 el carbono trabaja con +4. El carbono cambia de +3 a +4 y como
son dos carbonos pierde 2 electrones
b.
8H+1 + MnO4-1  Mn+2 + 4[H2O]0
+8 + (-1) = +7 ≥ +2
5e- + (+7) ≥ +2
+2= +2
5e- + 8H+1 + MnO4-1  Mn+ 2+ 4H2O (reducción)
En el MnO4 el oxígeno es -2 y como son 4 oxígenos es -8 y para igualar la carga del Mn se le resta
la carga del radical que es -1 y nos quedan +7 para igual la carga. Entonces el Mn cambia de +7 a +2
por lo que gana 5 electrones:
El resultado del Paso 5 es:
C2O4-2 
5e- + 8H+1 + MnO4-1 
2CO2 + 2eMn+2 + 4H2O
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados.
El número de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se logra
multiplicando por el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas por masa y carga:
[C2O4-2 
[5e- + 8H+1+ MnO4-1 
2CO2 + 2e-] 5
Mn+2 + 4H2O] 2
5C2O4-2 + 10e- + 16H+1 + 2MnO4-1  10CO2 + 10e- + 2Mn+2+ 8H2O
Simplificando, se llega a la ecuación iónica:
5C2O4-2 +16H+1 + 2MnO4-1  10CO2 + 2Mn+2+ 8H2O
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Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general,
pero sólo quedaran balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:
5CaC2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4  CaSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:
5CaC2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4

5 CaSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 + 8H2O
Con lo cual se llega al final de este método de balanceo.
II. Reacciones que ocurren en medio básico
Balancear la reacción química siguiente:
 Na2ZnO2 + NH3 + H2O
Zn + NaNO3 + NaOH
Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con toda
claridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no se
separan en iones. Los elementos tienen carga cero.
Zn + Na+1 + NO3-1 + Na+1 + OH-1
 Na+1 + ZnO2-2 + NH3 + H2O
Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que no
tienen cambios durante el proceso.
Zn + Na+1 + NO3-1 + Na+1 + OH-1
 Na+1 + ZnO2-2 + NH3 + H2O
Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el proceso
redox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirse
que aparece el ion OH–1, lo cual indica que el proceso redox ocurre en medio básico.
Zn + NO3-1 + OH-1
 ZnO2-2 + NH3 + H2O
Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden
 ZnO2-2
Zn0
-1
NO3  [NH3]0
Paso 4. Balance de masa:
a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno.
b) En este caso sólo hay oxígeno e hidrógeno en exceso.
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c) Balanceo del oxígeno. El oxígeno se balancea agregando moléculas de agua del mismo lado de la
reacción donde hay exceso de éste.
Zn0  ZnO2-2 + 2H2O
6H2O + NO3-1  [NH3]0
d) El hidrógeno se balancea en el miembro contrario por iones OH4 OH-1 + Zn0
 ZnO2-2 + 2H2O
6H2O + NO3-1 
[NH3]0 + 9OH-1
Paso 5. Balance de carga.
Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.
Este paso puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se resuelven agregando electrones
(e-) para igualar las cargas iónicas:
4OH-1 + Zn0 
ZnO2- 2+ 2[H2O]0
-4 ≤ -2
-4 ≤ -2 + 2e-4 = -4
4OH-1 + Zn0 
ZnO2- 2+ 2[H2O]0 + 2e- (oxidación)
-1 ≥ -9
8e- + (-1) ≥ -9
-9 = -9
8e- + 6H2O + NO3-1  [NH3]0 + 9OH-1 (reducción)
El resultado del Paso 5 es:
4OH-1 + Zn0  ZnO2-2 + 2[H2O]0 + 2e8e- + 6H2O + NO3-1  [NH3]0 + 9OH-1
Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de electrones
perdidos y ganados en el proceso redox debe ser el mismo.
Por tanto, las semirreacciones redox se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.
[4OH-1 + Zn0 
ZnO2-2 + 2[H2O]0 + 2e-] 4
[8e- + 6H2O + NO3-1  [NH3]0 + 9OH-1] 1
________________________________________________________________
16OH-1+ 4Zn0+ 8e- + 6H2O + NO3-1  4ZnO2-2 + 8[H2O]0 + 8e-+ [NH3]0 + 9OH-1
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Simplificando, se llega a la ecuación iónica:
7OH-1 + 4Zn0 + NO3-1  4ZnO2-2 + 2[H2O]0 + [NH3]0
Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general,
pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:
4 Zn + NaNO3 + NaOH  4Na2ZnO2 + NH3 + H2O
Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:
4 Zn + NaNO3 + 7NaOH  4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O
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