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Liceo Nº68
4º año QUÍMICA
Profesor Ricardo Perna
Repartido de Formulación y Nomenclatura Inorgánica
Nociones Básicas:
Las fórmulas y los nombres de las sustancias químicas hacen al lenguaje de la
química, por lo cual debemos incorporar un conjunto de “reglas” que nos permitan acceder
al mismo.
Para formular un compuesto, es necesario asignar a los átomos de los elementos lo
que se llama “número de oxidación”.
Se denomina número de oxidación a la carga eléctrica (real o aparente) que adquiere
un átomo si se le asignaran los electrones de enlace al átomo mas electronegativo.
En la molécula de agua el átomo de Hidrógeno se une al átomo de Oxígeno mediante
enlace covalente, lo cual se representa:
..
H:O:H
..
Como el átomo de Oxígeno es más electronegativo, los electrones del enlace se le
asignan a este, quedando con n° de oxidación = -2 y el átomo de Hidrógeno con n° de
oxidación +1.
Dadas las siguientes representaciones:
..
H : Cl : H
..
......
..
H
..
..
: Cl : O : H
......
..
..
:H:N:H
..
Asigne el n° de oxidación a cada uno de los átomos.
Reglas para determinar el n° de oxidación de un elemento:
1. El Hidrógeno actúa con n° de oxidación +1, salvo en los hidruros metálicos que es –1.
2. El Oxígeno actúa con n° de oxidación –2, salvo en los peróxidos que es –1.
3. La suma de los números de oxidación en un compuesto es igual a cero, en un ión es
igual a la carga del ión. Esto se trae como consecuencia la presencia de números como
subíndices que indican la atomicidad ( es decir, el número de átomos de cada elemento
involucrado en la especie química representada a la izquierda).
4. El numero de oxidación en los átomos libres o formando sustancias simples es cero.
Para cada elemento puede figurar más de un n° de oxidación, lo que significa que cada
átomo actuará con un determinado n° de oxidación según sea la especie y cantidad de
átomos con que éste se encuentre enlazado.
Una fórmula es un conjunto de símbolos y números que representan átomos enlazados
que forman especies químicas estables.
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En cuanto a los números de oxidación ya hemos visto que figuran en la Tabla
Periódica; se hará mención de aquellos que se utilizan con mayor asiduidad.
Cr: -
para formar óxidos básicos: +2
H
+1, –1
Li
C
+1
Na Mg
+1
+2
K Ca
+1
O
-2, –1
+2,+4
+2
F
-1
Al
P
S
+3
+3,+5
-2,+2,
Cl
-1+1
+4, +6
+3+5+7
Fe Co Ni Cu Zn
Br
+2,+3
-1, +1
+2,+3
+2, +3
+1, +2
+2
+4
+5
Sr
Ag
Sn
I
+2
+1
+2,+4
-1,+1
+5,+7
Ba
+2
-
Au Hg
Pb
+1,+3
+2,+4
+1, +2
para formar óxidos anfóteros: +3
para formar anhídridos: +6
Mn: -
para formar óxidos básicos: +2, +3
para formar óxido neutro o bióxido: +4
para formar anhídridos: +6, +7
N: -
para formar amoníaco y amonio: -3
para formar anhídridos: +1, +3, +5
para formar óxidos neutros: +2, +4
Ejercicio:
Teniendo en cuenta el n° de oxidación de los elementos determina la fórmula de cada
compuesto.
Al F3
Mg O
K2O
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Próximos términos a trabajar:
COMPUESTOS:
BINARIOS
 Óxidos
 Básicos (metal – oxígeno)
 Ácidos ( no metal – oxígeno)
 Anfóteros (metal – oxígeno)
 Neutros (no metal – oxígeno)
 Hidruros
 Metálicos (hidrógeno – metal)
 No metálicos ( hidrógeno – no metal)
 Hidrosales
 (metal – no metal)
TERNARIOS



Ácidos oxigenados (hidrógeno – no metal – oxígeno)
Hidróxidos (metal - oxígeno – hidrógeno)}
Oxisales ( metal – no metal – oxígeno)
CUATERNARIOS
 Sales ácidas
 Sales básicas
 Sales mixtas
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CO
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CO
OSS
Resultan de la combinación de un metal con oxígeno. Son compuestos de acentuado
carácter iónico. Reaccionan con agua produciendo bases o hidróxidos.
Se formulan escribiendo primero el símbolo del metal seguido del símbolo del
oxígeno y en la relación que permita que la suma de los números de oxidación resulte
cero. Por ejemplo al combinarse sodio con n° de oxidación +1 y oxígeno con n° de
oxidación –2, el compuesto obtenido tiene fórmula: Na2O
Ejercicio: Escribe la fórmula de los óxidos que resultan de la combinación de oxígeno
con: Potasio, Magnesio, Aluminio.
Para nombrar estos compuestos se antepone las palabras óxido de... delante del
nombre del metal. Entonces: Na2O es óxido de sodio.
Ejercicio: Nombra los óxidos formulados anteriormente.
En caso de que el metal tenga dos números de oxidación, forma dos óxidos
diferentes y para nombrarlos existen diferentes reglas de nomenclatura:


El cobre tiene números de oxidación +1, +2 y forma Cu2O así como CuO. Se
pueden nombrar anteponiendo las palabras Oxido de al nombre del metal y a
continuación entre paréntesis y en números romanos el número de oxidación
del metal.
Otra forma es anteponer la palabra óxido al nombre del metal al cual se le
cambia la terminación por: oso (cuando actúa con el menor n° de oxidación),
e ico (cuando actúa con el mayor n° de oxidación). Hay metales que cambian
el nombre por su raíz latina, son ejemplos: Cobre (Cuprum) por cúprico o
cuproso; el Hierro (Ferrum) por ferroso y férrico; el Oro (Aurum) por áurico
y auroso; Plomo (Plumbum) por plúmbico y plumboso.
Cu2O Óxido cuproso u Óxido de Cobre (I)
CuO Óxido cúprico u Óxido de Cobre (II)
Completa el siguiente cuadro:
Fórmula
Au2O
PbO2
FeO
Co2O3
Nombre
Fórmula
Nombre
Óxido de Hierro (III)
Óxido de Cobalto (II)
Óxido mercurioso
Óxido férrico
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OA
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NH
HÍÍD
DR
RIID
DO
OSS
Resultan de la combinación de no metales y oxígeno, son compuestos de acentuado
carácter covalente; reaccionan con agua produciendo ácidos.
Para formular y nombrar estos compuestos se siguen las mismas reglas indicadas en
óxidos básicos, con la diferencia que al nombrarlos utilizando las terminaciones oso e
ico se antepone la palabra anhídrido. Por ejemplo: CO2 anhídrido carbónico, en el
caso del cloro que tiene cuatro números de oxidación no es suficiente con las
terminaciones oso e ico. Con el fin de diferenciarlos se utilizan además prefijos hipo
(cuando actúa con el menor numero de oxidación) y per ( cuando actúa con el mayor
numero de oxidación).
Entonces:
Cl2O anh. hipocloroso - Cl2O3 anh. Cloroso - Cl2O5 anh. Clórico – Cl2O7 anh. Perclórico
Los halógenos Yodo y Bromo tienen menos nos de oxidación que el cloro, pero se
nombran como si los tuvieran. Observe el cuadro:
N° de oxidación
Cloro
Bromo
Iodo
+1
Cl2O
hipocloroso
Br2O
hipobromoso
I2O
hipoiodoso
+3
Cl2O3
cloroso
Br2O3
bromoso
I2O3
Iodoso
+5
Cl2O5
clórico
Br2O5
brómico
I2O5
iódico
+7
Cl2O7
perclórico
Br2O7
perbrómico
I2O7
periódico
Existe otro sistema de nomenclatura muy utilizado para estos compuestos, que
consiste en utilizar prefijos de cantidad para indicar la atomicidad del elemento al
formar estas sustancias. Por ejemplo CO2 dióxido de carbono.
Un mismo compuesto puede recibir diferentes nombres según el sistema de
nomenclatura utilizado. Son ejemplos:
SO2 – Óxido de azufre (IV) – Dióxido de Azufre – Anhídrido Sulfuroso.
SO3 – Óxido de Azufre (VI) – Trióxido de Azufre – Anhídrido Sulfúrico.
Completa el cuadro:
Fórmula
N2O3
CO2
Nombre
Fórmula
Anhídrido fosfórico
Anhídrido sulfúrico
Br2O
I2O5
Nombre
Dióxido de azufre
Óxido de cloro (I)
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Ó
Óxxiiddooss N
Neeuuttrrooss
Resultan de la combinación de algunos no metales con oxígeno, son de carácter
covalente y se caracterizan por no reaccionar con agua para formar ácidos. Son
ejemplos:
CO Óxido de Carbono (II) o Monóxido de Carbono.
NO Óxido de Nitrógeno (II) o Monóxido de Nitrógeno.
N2O Óxido de Nitrógeno (I) o Monóxido de Dinitrógeno.
Ó
Óxxiiddooss A
Annffóótteerrooss
Resulta de la combinación de algunos metales con oxígeno, son de carácter
intermedio entre iónico y covalente. Estos compuestos se caracterizan por poseer un
comportamiento ambiguo, pueden comportarse como un óxido básico o un óxido
ácido, según con qué sustancia reaccionen. Son ejemplos ZnO óxido de Zinc y Al2O3
óxido de Aluminio.
H
Hiiddrruurrooss M
Meettáálliiccooss
Formados por Hidrógeno con metales del grupo IA y IIA (excepto Be y Mg) son de
carácter iónico. Para nombrar éstos compuestos se anteponen la palabra Hidruro de
al nombre del Metal. Se formulan con Hidrógeno actuando con número de oxidación
–1.
Son ejemplos: NaH Hidruro de Sodio – KH Hidruro de Potasio – CaH2 Hidruro de Calcio
H
Hiiddrruurrooss N
Noo M
Meettáálliiccooss
Compuestos formados por Hidrógeno y un No Metal. Son de carácter covalente y se
presentan en estado gaseoso. En estos compuestos, el No Metal actúa con número de
oxidación negativo y el Hidrógeno con +1. Se nombra primero al No Metal con el
sufijo uro y a continuación de Hidrógeno. Por ejemplo: HF fluoruro de hidrógeno –
HCl cloruro de hidrógeno – HBr bromuro de hidrógeno – HI yoduro de hidrógeno –
H2S sulfuro de hidrógeno.
H
Hiiddrráácciiddooss
Los hidrácidos se forman cuando los hidruros no metálicos se disuelven en agua. Se
nombran ácido y a continuación el nombre del no metal con el sufijo hídrico. Por
ejemplo: HF ácido fluorhídrico – HCl ácido clorhídrico – HBr ácido bromhídrico – HI
ácido iodhídrico – H2S ácido sulfhídrico.
Completa el cuadro:
Fórmula
LiH
HCl(g)
HCl(ac)
Nombre
Fórmula
Ácido bromhídrico
HI(ac)
Nombre
Hidruro de Bario
Ácido fluorhídrico
Sulfuro de hidrógeno
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SSaalleess B
Biinnaarriiaass
Formadas por la combinación de un metal y un no metal. Son de carácter iónico.
Para formularlas se escribe primero el símbolo del metal y luego el del no metal
(halógeno o azufre con n° de oxidación negativo); Se completa escribiendo subíndices
para que la suma de los números de oxidación resulte cero.
Para nombrarlas se indica primero el nombre del no metal con la terminación uro
seguido del nombre del metal (con la terminación correspondiente con su n° de
oxidación). Ejemplo: NaCl cloruro de sodio – FeCl3 cloruro férrico.
Completa el siguiente cuadro:
Fórmula
KCl
FeCl2
NaI
Nombre
Fórmula
Nombre
ioduro de calcio
HgF2
Bromuro de niquel (II)
Sulfuro plúmbico
Sulfuro niqueloso
C
CO
OM
MPPU
UE
ESST
TO
OSS T
TE
ER
RN
NA
AR
RIIO
OSS
B
Baasseess oo H
Hiiddrróóxxiiddooss
Son compuestos formados por Metal, Hidrógeno y Oxígeno.
Para formular una base se escribe primero el símbolo del metal y a continuación
oxidrilo OH- (entre paréntesis), al cual se le asigna un subíndice igual al n° de
oxidación del metal, para que la suma de los números de oxidación resulte cero. Por
ejemplo el Mg(OH)2; KOH; AL(OH)3.
Se nombran aplicando las mismas reglas utilizadas para óxidos pero anteponiendo al
nombre del metal la palabra hidróxido. Son ejemplos:
Fe(OH)2 hidróxido ferroso o hidróxido de hierro (II)
Fe(OH)3 hidróxido férrico o hidróxido de hierro (III)
Como excepción citamos al NH4OH hidróxido de amonio; Se forma disolviendo
amoníaco en agua.
Completa el siguiente cuadro:
Fórmula
Hidróxido de plata
Hidróxido de amonio
Nombre
Cu (OH)2
Ca (OH)2
Fórmula
Hidróxido de Oro (I)
Hidróxido cobáltico
Nombre
Zn (OH)2
Pb (OH)4
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O
OX
XÁ
ÁC
CIID
DO
OSS
Son compuestos formados Hidrógeno, No Metal y Oxígeno.
Para formular un oxácido se deben tener en cuanta las siguientes reglas:
a. Escribe primero el símbolo del Hidrógeno, luego el No Metal y por
último el Oxígeno.
b. Designa a cada átomo el número de oxidación.
c. Si el No Metal tiene número de oxidación impar el n° de atomicidad del
Hidrógeno es 1, si es par es 2.
d. Nº de Oxígenos = Nº de hidrógenos + n° de oxidación del no-metal.
2
Para nombrar se aplican las reglas ya explicadas anteriormente, pero se antepone la
palabra ácido al nombre del no metal con la terminación correspondiente. Ejemplo:
H+1 N+3 O-22
Existen algunos ácidos con distinto grado de hidratación y se utilizan los siguientes
prefijos para nombrarlos:
ORTO – Se utiliza para indicar el máximo grado de hidratación de una serie de ácidos
del mismo elemento. Ejemplo:
H3 PO4 ácido ortofosfórico.
H3 BO3 ácido ortobórico.
El uso de este prefijo no se ha extendido y es frecuente llamar a dichos ácidos ácido
fosfórico y ácido bórico respectivamente.
META – Se utiliza para designar al ácido formado por pérdida de una molécula de
agua del ácido orto. Por ejemplo:
HPO3 ácido metafosfórico.
HBO2 ácido metabórico.
Estas sustancias dan lugar a gran variedad de sales, por ejemplo los meta fosfatos.
PIRO o DI – Se utiliza para designar un ácido formado por la asociación de dos
moléculas de ácido, con la eliminación de una molécula de agua. Ejemplo:
H2Cr2O7 ácido dicrómico.
Completa el Cuadro:
Fórmula
H2CO3
Nombre
Fórmula
ácido clórico
HMnO4
ácido fosfórico
HBrO
HClO4
HIO
Nombre
ácido nitroso
ácido sulfúrico
ácido hipocloroso
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QU
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MIIC
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Las reacciones químicas se producen cuando cambia la composición de la materia. A las
sustancias presentes al inicio de la reacción se les denomina reactivos, a las sustancias que
se producen se les denomina productos.
Las ecuaciones químicas representan, mediante símbolos, la reacción:
A+BC+D
Los reactivos aparecen a la izquierda de la ecuación separados por el signo de (+). Los
productos se hallan a la derecha también separados por el mismo signo. Una flecha, que se
lee “produce”, separa los reactivos de los productos. El signo de (+) en reactivos se lee
“reacciona” y en productos “y”.
En las reacciones químicas se cumple la ley de conservación de la masa, la energía y los
elementos químicos. Para que esto quede representado en la ecuación, se debe multiplicar
las fórmulas por números (enteros o racionales) convenientes para que la cantidad de átomos
de reactivos y en productos queden iguales, ahora se puede denominar ecuación química. A
los números que se anteponen a las fórmulas se les denomina coeficientes
estequiométricos. Cuando no aparece otro número se sobreentiende que es uno.
Por ejemplo cuando se enciende una mezcla de hidrógeno y oxígeno gaseoso se produce
agua líquida. Para representar con una ecuación este cambio químico se debe:
1. Escribir las fórmulas de reactivos y productos separados por la flecha. Colocar entre
paréntesis el estado de agregación o variedad alotrópica de cada uno.
gaseoso (g) – líquido (l) - sólido (s) – vapor (v) – grafito (Graf)
H2(g) + O2(g)  H2O (l)
(sin igualar)
2. Como en los reactivos hay dos átomos de oxígeno y en los productos uno; para
igualar se coloca el número 2 antes de la fórmula del agua.
H2(g) + O2(g)  2H2O (l)
(sin igualar)
Este número indica que se producen dos moléculas de agua. Pero en esta cantidad hay
dos átomos de oxígeno y cuatro de hidrógeno. Para igualar los átomos de hidrógeno se
coloca el coeficiente 2 delante de la molécula de hidrógeno.
2H2(g) + O2(g)  2H2O (l)
(igualada)
Ahora podemos leer: dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de
oxígeno para producir dos moléculas de agua.
También se puede leer utilizando la magnitud cantidad de sustancia (mol): dos moles de
hidrógeno reacciona con un mol de oxígeno para formar dos mol de agua.
Existen distintos tipos de reacciones, a continuación quedan presentadas las ecuaciones
de síntesis u obtención.
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NC
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