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Compuestos
químicos
inorgánicos
Contenidos
Oxidos. Hidróxidos. Acidos. Sales. Fórmulas, nomenclatura y ecuaciones de obtención.
Reacciones ácido-base. Indicadores. Usos y aplicaciones de los principales compuestos y
elementos químicos. Reacciones redox. Método del ión-electrón.
Objetivos
• Clasificar correctamente compuestos químicos
• Calcular el numero de oxidación de un elemento en un compuesto dado.
• Deducir las fórmulas moleculares de los compuestos inorgánicos más importantes y los
nombres por las nomenclaturas en uso actualmente.
• Escribir y balancear correctamente las ecuaciones de obtención de los principales
compuestos inorgánicos
• Conocer los usos y aplicaciones de las principales sustancias y sus implicancias
ambientales
1
TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS
Elemento
Símbolo Clasificación
Principales números de oxidación
Aluminio
Al
Metal
+3
Antimonio
Sb
Metal
+3 , +5
Arsénico
As
No metal
-3 , +3 , +5
Azufre
S
No metal
-2 , +4 , +6
Bario
Ba
Metal
+2
Bismuto
Bi
No metal
-3 , +3 , +5
Boro
B
No metal
-3 , +3
Bromo
Br
No metal
-1 , +1 , +3 , +5 , +7
Calcio
Ca
Metal
+2
Carbono
C
No metal
-4 , +2 , +4
Cinc
Zn
Metal
+2
Cloro
Cl
No metal
-1 , +1 , +3 , +5 , +7
Cobalto
Co
Metal
+2 , +3
Cobre
Cu
Metal
+1 , +2
Cromo
Cr
Estaño
Sn
Metal
+2 , +4
Flúor
F
No metal
-1
Fósforo
P
No metal
-3 , +3 , +5
Hidrógeno
H
No metal
+1
Hierro
Fe
Metal
+2 , +3
Litio
Li
Metal
+1
Magnesio
Mg
Metal
+2
Manganeso
Mn
Mercurio
Hg
Metal
+1 , +2
Níquel
Ni
Metal
+2 , +3
Nitrógeno
N
No metal
-3 , +3 , +5
Oro
Au
Metal
+1 , +3
Oxígeno
O
No metal
-2
Plata
Ag
Metal
+1
Platino
Pt
Metal
+2 , +4
Plomo
Pb
Metal
+2 , +4
Potasio
K
Metal
+1
Silicio
Si
No metal
-4 , +2 , +4
Sodio
Na
Metal
+1
Iodo
I
No metal
-1 , +1 , +3 , +5 , +7
Metal/No metal +2 , +3 (como metal) +6 (como no metal)
Metal/No metal +2,+4(como metal)/+6,+7(como no metal)
2
Número de oxidación
Se denomina número de oxidación al número de electrones que un elemento pierde o recibe cuando
pasa del estado libre al estado combinado.
Encontrarán estos números en una tabla que está incluida en esta guía y DEBERAN UTILIZARLA
PARA PODER ENTENDER LA TEORIA Y PARA RESOLVER LOS EJERCICIOS. Por esto es que
deben tenerla SIEMPRE A MANO.
Regla que utilizarán todo el año:
La suma de los números de oxidación de los elementos que forman a una molécula debe ser igual
a cero
Óxidos
Son sustancias formadas por un elemento UNIDO AL OXÍGENO.
Si el elemento unido al oxígeno es un metal, estamos en presencia de un ÓXIDO BASICO.
Si el elemento unido al oxígeno es un no metal, estamos en presencia de un ÓXIDO ÁCIDO
Ejemplos de óxidos básicos:
Como primer ejemplo consideremos la combinación entre el sodio y el oxígeno. Si quieren deducir la
fórmula del óxido escriben el símbolo del sodio y al lado el símbolo del oxígeno, ambos con su número
de oxidación escrito como supraíndice:
Na+1 O –2
Para que la suma de los números de oxidación sea igual a cero son necesarios 2 átomos de Na y 1 átomo
de O; por lo tanto la fórmula molecular del óxido formado es:
Na2O
En una fórmula molecular los subíndices numéricos indican el número mínimo de átomos de cada
elemento, que se necesita para que la suma de los números de oxidación sea igual a cero.
Nota: cuando el subíndice es 1, no se escribe)
Como segundo ejemplo consideremos la combinación entre el calcio y el oxígeno:
Ca+2 O-2
En este caso con 1 átomo de Ca y 1 átomo de O la suma de los números de oxidación es 0, por lo tanto
la fórmula molecular es:
CaO
3
Como tercer ejemplo consideremos la combinación entre el aluminio y el oxígeno:
Al+3 O-2
Para que la suma de los números de oxidación sea igual a cero se necesitan 2 átomos de Al y 3
átomos de O . La fórmula molecular es entonces:
Al2O3
Los tres ejemplos vistos hasta ahora involucraron metales que poseen sólo 1 número de oxidación.
(VERIFICA ESTO EN TU TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN)
Veamos ahora un ejemplo con un metal que posea 2 números de oxidación : el hierro
SE FORMARÁ UN ÓXIDO DISTINTO, PARA CADA UNO DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN
Para el número de oxidación +2 tendremos: Fe+2 O-2 o sea : FeO
Para en número de oxidación +3 tendremos: Fe+3 O-2 o sea : Fe2O3
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 1: Para los siguientes metales y para todos sus números de oxidación, escribe la fórmula
molecular de los óxidos:
K-Cu-Au-Hg-Pb-Zn-Ag-Sn-Ni—Mg
Ejemplos de óxidos ácidos:
La forma de deducir las fórmulas de los óxidos ácidos es la misma que la utilizada para los óxidos
básicos.
Tomemos como ejemplo la combinación entre el cloro y el oxígeno:
Cl+1 O-2 : Cl2O
Cl+3 O-2 : Cl2O3
Cl+5 O-2 : Cl2O5
Cl+7 O-2 : Cl2O7
Nota: Al observar la tabla de Nros de oxidación verán que los no metales tienen Nros de oxidación
positivos y sólo uno negativo, pero al unir un no metal al O no podrán utilizar el Nro de oxidación
negativo PUES ENTONCES LA SUMA DE LOS NÚMEROS DE OXIDACIÓN NUNCA DARÍA
CERO.
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 2: Escribir las fórmulas de los óxidos de los siguientes no metales: S, N, C, P, Br, I.
4
Nomenclatura de óxidos
Este término se refiere a cómo son nombrados los óxidos. Existen tres nomenclaturas, o sea, tres posibles
formas para nombrarlos:
a- Nomenclatura clásica o antigua
b- Nomenclatura de las atomicidades
c- Nomenclatura de los numerales de Stock
Nomenclatura clásica:
Establece que si un elemento posee sólo 1 número de oxidación (O SEA UN UNICO NUMERO DE
OXIDACIÓN), deberán decir “óxido de” y a continuación indicarán el nombre del elemento.
De esta manera los tres primeros óxidos que les expliqué se llamarán:
Na2O: Oxido de sodio
CaO : Oxido de calcio
Al2O3 : Oxido de aluminio
Si el metal posee 2 números de oxidación se asigna la terminación OSO al óxido de menor número de
oxidación y la terminación ICO al de mayor número de oxidación. De esta manera para los dos óxidos
del Fe tendremos:
FeO: Oxido ferroso
Fe2O3 : Oxido férrico
NOTA: TENGAN EN CUENTA QUE LAS TERMINACIONES OSO E ICO SE UTILIZAN
ASOCIADAS AL SÍMBOLO DEL ELEMENTO, EL CUAL DERIVA GENERALMENTE DEL
LATÍN, Y NO AL NOMBRE CASTELLANO.
A continuación les indico aquellos casos que les pueden causar dificultad:
COBRE (Cu): cuproso – cúprico ORO (Au) : auroso – áurico PLOMO (Pb): plumboso – plúmbico
ESTAÑO (Sn): estannoso - estánnico
En el caso en un elemento tenga 4 números de oxidación ( comprueben que éstos son el Cl, el Br y el I )
se hace esto:
Anteponen el prefijo HIPO al oxido de número de oxidación más pequeño.
Anteponen el prefijo PER al oxido de número de oxidación más grande.
Dejan SÓLO OSO e ICO en los dos números de oxidación intermedios.
5
Cl2O: óxido hipocloroso
Cl2O3: óxido cloroso Cl2O5: óxido clórico Cl2O7 : óxido perclórico
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 3: Nombrar a los óxidos de los ejercicios 1 y 2 por la nomenclatura clásica
Nomenclatura de las atomicidades:
Establece que para nombrar a un óxido se debe tener en cuenta el número de átomos de cada elemento
mediante los prefijos mono (1 átomo), di (2 átomos), tri (3 átomos), penta (5 átomos) y repta
(7átomos).
Tenemos entonces:
Na2O : monóxido de di sodio CaO: monóxido de calcio ( NO “mono calcio”).
Al2O3 : trióxido de di aluminio FeO: monóxido de hierro
Cl2O : monóxido de di cloro
Fe2O3 : trióxido de di hierro
Cl2O3 : trióxido de di cloro Cl2O5 : pentóxido de di cloro
Cl2O7 : heptóxido de di cloro
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 4: Nombrar a los óxidos de los ejercicios 1 y 2 por la nomenclatura de las atomicidades
Nomenclatura de los numerales de Stock:
Establece que para nombrar a un óxido se debe decir “óxido de”, a continuación va el nombre del
elemento y a continuación se escribe el número de oxidación que utilizó el metal en números
romanos. (EL VALOR DEL NÚMERO DE OXIDACIÓN, NO EL VALOR DEL NÚMERO DE
ÁTOMOS)
Nota: esta nomenclatura NO se utiliza cuando el elemento posee 1 unico número de
oxidación
Así, para los dos óxidos del Fe tenemos:
FeO: óxido de hierro II (pues el Fe utilizó el Nro de oxid. +2)
Fe2O3: óxido de hierro III ( pues el Fe utilizó Nro de oxid. +3)
Para los óxidos del Cl:
Cl2O : óxido de cloro I
Cl2O3 : óxido de cloro III
Cl2O5 : óxido de cloro V
Cl2O7 : óxido de cloro VII
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 5: Nombrar a los óxidos de los ejercicios 1 y 2 por la nomenclatura de las numerales de Stock
6
Ecuaciones de obtención de óxidos
Para poder obtener un óxido es necesario hacer reaccionar químicamente a un elemento con oxígeno.
Por ejemplo calentando Magnesio con un mechero se observará que comienza a arder emitiendo una luz
blanca y brillante (este proceso es el que tiene lugar en los bulbos de las cámaras fotográficas). Finalizada
la reacción se obtendrá un sólido blanco con aspecto de ceniza: es óxido de magnesio que se formó al
combinarse el magnesio con el oxígeno del aire.
La reacción química en la que se obtiene un óxido puede representarse simbólicamente mediante una
ecuación química que sigue el siguiente esquema:
MOLÉCULA DEL METAL + MOLÉCULA DE → MOLÉCULA DEL
O DEL NO METAL
OXÍGENO
ÓXIDO
Nota: Respecto a la molécula de un no metal y a la molécula de oxígeno se debe tener en cuenta que las
moléculas de algunos no metales están formadas por 2 átomos y deben entonces llevar el subíndice 2.
Estos elementos son: F2, Cl2, Br2, I2, O2, H2 y N2 y reciben el nombre de elementos diatómicos.
Para equilibrar una ecuación química se deben colocar números adelante de las sustancias, siendo
ésta la única opción válida. Dichos números representan el número de moléculas de cada sustancia
que interviene en la reacción
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 6: Escribir las ecuaciones de obtención de los óxidos de los ejercicios 1 y 2.
Hidróxidos o bases
Están formados por un METAL unido al grupo OXIDRILO. El grupo oxidrilo ( o “hidroxilo”) está
formado por un átomo de O y uno de H y su Nro de oxidación es -1; por eso se representa de la siguiente
manera: (OH)-1.
Para nombrar a los hidróxidos no se utiliza la nomenclatura de las atomicidades.
Tomemos como ejemplo el Fe:
Fe+2 (OH)-1 : Fe(OH)2 Hidróxido ferroso / Hidróxido de hierro II.
Fe+3(OH)-1 :
Fe(OH)2 Hidróxido férrico / Hidróxido de hierro III .
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 7 : Formular y nombrar los hidróxidos de los siguientes metales: Au-Ni-K-Na—Pb
7
Ácidos
se dividen
en
OXÁCIDOS → se nombran con las terminaciones
Oso e Ico
formados por
H +1 No metal + O – 2
(No metal + significa que el no metal utiliza los
números de oxidación positivos; No metal - significa
que utiliza el número de oxidación negativo)
Si el número de oxidación
del no metal es
impar
Ejemplo
H1
si es
PAR
se nombran con la
terminación
Hídrico
H2
Ejemplo
si el no metal
es el fósforo
H3
← HIDRÁCIDOS
formados por
H + 1 No metal -
H1+1 N+3 O2-2 : HNO2 Ácido nitroso
H1+1 N+5 O3 -2 : HNO3 Ácido nítrico
H2+1 S+4 O3-2 : H2SO3 Ácido sulfuroso
H2+1 S+6 O4-2 : H2SO4 Ácido sulfúrico
H3+1 P+3 O3-2 : H3PO3 Ácido fosforoso
H3+1 P+5 O4-2 : H3PO4 Ácido fosfórico
Ejemplos: H+1 Cl-1 : HCl Ácido clorhídrico
H2+1 S-2 : H2S Ácido sulfhídrico
Nota: Es muy importante recordar que los hidrácidos, NO contienen oxígeno y que en este
tipo de ácidos el no metal utiliza el número de oxidación NEGATIVO.
Observen también que para nombrar a los ácidos, sólo utilizaremos la nomenclatura
clásica.
Resuelve los siguientes ejercicios en tu carpeta:
Ejercicio 8 : Formular y nombrar por la nomenclatura clásica a los oxácidos de los siguientes elementos:
C, Cl, Br, I
Ejercicio 9 : Formular y nombrar por la nomenclatura clásica a los hidrácidos de los siguientes elementos:
F, Cl, Br, I
8
Sales
provienen de la
combinación entre
UN ÁCIDO
y un
HIDRÓXIDO
pierde sus
H +1
pierde sus
se unen entre sí
y forman
H2 O
queda un
(OH)-1
queda un
se unen entre sí
y forman la
RESTO ÁCIDO
RESTO BÁSICO
SAL
su número de oxidación
es igual al número de H
que tenía el ácido, con
signo negativo
su ECUACIÓN DE OBTENCIÓN es:
ÁCIDO + HIDRÓXIDO → SAL + H2O
para equilibrar esta ecuación, es conveniente seguir
los siguientes pasos:
1º) igualar los dos elementos que NO sean H y O
2º) igualar los átomos de H
De esta manera los átomos de O quedarán
automáticamente igualados
su número de
oxidación es igual
al número de (OH)
que tenía el hidróxido,
con signo positivo
en cuanto a la nomenclatura, utilizaremos
la nomenclatura clásica, de esta manera:
la terminación oso del ácido cambia a ito
la terminación ico del ácido cambia a ato
la terminación hídrico del ácido cambia a uro
cabe aclarar que la terminación
del hidróxido NO sufre cambio
alguno
9
Resuelve el siguiente ejercicio en tu carpeta:
Ejercicio 10: Deducir la fórmula, el nombre clásico y la ecuación de obtención de las sales
correspondientes a las siguientes combinaciones.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
i)
j)
k)
l)
m)
n)
o)
p)
Acido nítrico + Hidróxido de calcio
Acido sulfuroso + Hidróxido de aluminio
Acido carbónico + Hidróxido férrico
Acido hipocloroso + Hidróxido plúmbico
Acido periódico + Hidróxido niqueloso
Acido fosfórico + Hidróxido de calcio
Acido clorhídrico + Hidróxido de potasio
Acido bromhídrico + Hidróxido áurico
Acido sulfhídrico + Hidróxido mercurioso
Acido fluorhídrico + Hidróxido estannoso
Acido cloroso + Hidróxido auroso
Acido sulfúrico + Hidróxido cobaltoso
Acido sulfuroso + Hidróxido de cinc
Acido hipobromoso + Hidróxido mercúrico
Acido clorhídrico + Hidróxido de plata
Acido clorhídrico + Hidróxido de sodio
Reacciones de oxidación-reducción
Una reacción de oxidación – reducción, la cual suele ser denominada como reacción redox, es aquella
en la cual se produce una variación en el valor del número de oxidación de al menos dos de los elementos
que intervienen en dicha reacción.
Del elemento que aumenta su número de oxidación diremos que se ha oxidado; de aquél que
disminuye su número de oxidación diremos que se ha reducido.
Toda oxidación implica una pérdida de electrones así como toda reducción implica una ganancia de
electrones. Es por ello que en las reacciones redox se produce una transferencia de electrones desde el
elemento que se oxida hacia el que se reduce. Se genera de esta manera una corriente eléctrica tal como
ocurre en las pilas o baterías que se utilizan para ciertos artefactos eléctricos como las radios ,
calculadoras y relojes.
Estamos entonces en presencia de una transformación de energía: la energía química almacenada en las
moléculas de los reactivos, se transforma en energía eléctrica.
Para poder comprender este tipo de reacciones es necesario tener en cuenta las siguientes:
Reglas para determinar números de oxidación
1)
2)
3)
4)
El número de oxidación del O combinado es – 2. El número de oxidación del H combinado es + 1
El número de oxidación de un elemento en estado libre es = 0.
La suma de los números de oxidación de los elementos que componen a una molécula es = 0.
El número de oxidación de los metales es siempre positivo. Es necesario que el alumno memorice
los siguientes, por tratarse de metales que aparecen muy frecuentemente en las reacciones redox:
Li, Na, K y Ag = +1 ; Be, Ca, Mg y Zn = +2 ; Al = +3.
10
5) Cuando el F, Cl, Br y I forman parte de un compuesto que no contiene oxígeno, su número de
oxidación es = - 1 . En las mismas condiciones, el número de oxidación del S es = - 2.
Método del ión-electrón para balancear reacciones redox
Consta de los siguientes pasos:
1) Se determinan los números de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción para ver
cuál se oxidó y cuál se redujo.
2) Se escribe la ecuación en forma disociada o ionizada; es necesario tener en cuenta que los óxidos
y los elementos en estado libre no se disocian; disociar (o ionizar) significa “dividir” a una
molécula en dos iones: uno con carga positiva (catión) y el otro con carga negativa (anión).
Cuando una molécula que contiene O se disocia, los átomos de oxígeno nunca
se “separaran sólos”
3) Se escriben las denominadas hemiecuaciones de oxidación y de reducción; en ellas SOLO DEBE
APARECER EL ELEMENTO QUE SE OXIDO Y EL QUE SE REDUJO Y SE ESCRIBEN TAL COMO
ESTABAN EN LA ECUACIÓN DISOCIADA.
4) Tanto en la hemiecuación de oxidación como en la de reducción se procede a:
a) Igualar número de átomos: en este paso, cuando sea necesario igualar
átomos de O, se procede así:
si la reacción ocurre en medio ácido, deben
sumar el número adecuado de moléculas de H2O del lado donde falten
átomos de O, y del lado contrario suman el número adecuado de cationes
hidrógeno (H+).
b) Igualar cargas eléctricas: para ello suman electrones (e-) del lado derecho
en la hemiecuación de oxidación, y del lado izquierdo en la hemiecuación
de reducción.
5) Proceden a sumar ambas hemiecuaciones, habiendo igualado previamente el
número de electrones de ambas hemiecuaciones.
Entonces, en base a los coeficientes numéricos obtenidos, se balancea la
ecuación inicial (es conveniente balancear primero del lado derecho).
Resuelve los siguientes ejercicios en tu carpeta:
Ejercicio 11: Determinar cuáles de las siguientes ecuaciones corresponden a reacciones redox. En las que
lo sean indicar qué elemento se oxida y cuál el que se reduce.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
h)
Zn + HCl  ZnCl2 + H2
K2CrO4 + AgNO3  Ag2CrO4 + KNO3
KClO3 + I2 + H2O  KCl + HIO3
MnO2 + HCl  MnCl2 + Cl2 + H2O
Br2 + H2O  HBrO + HBr
Al2O3 + H2  Al + H2O
KI + KIO3 + HCl  I2 + H2O + KCl
KI + H2SO4  K2SO4 + SO2 + I2 + H2O
11
Ejercicio 12: Escribir las ecuaciones del ejercicio Nro 11 en forma disociada ( “Ionización o disociación
en solución acuosa”).
Ejercicio 13: Balancear las siguientes reacciones que se producen en medio ácido, por el método del iónelectrón.
a)
b)
c)
d)
e)
f)
g)
KIO4 + MnCl2 + H2O + KCl  KMnO4 + KIO3 + HCl
HBrO3 + HBr  Br2 + H2O
NaClO4 + Te  NaClO3 + TeO2
HNO2 + H2SO3  H2SO4 + NO + H2O
As2O3 + HNO3 + H2O  H3AsO4 + NO
KClO2 + NO  Cl2 + KNO3
KIO3 + H2O + As + KCl  I2 + KAsO2 + HCl
Algunas respuestas de los ejercicios
Ejercicios 1, 2, 3, 4 y 5.
Fórmula
K2O
Nom. Clásica
Óxido de potasio
Cu2O
Óxido cuproso
CuO
Au2O
Au2O3
Hg2O
Oxido cúprico
Oxido auroso
Oxido aúrico
Oxido mercurioso
HgO
Oxido mercúrico
PbO
Oxido plumboso
PbO2
ZnO
Ag2O
Oxido plúmbico
Oxido de cinc
Oxido de plata
SnO
Oxido estannoso
SnO2
NiO
Oxido estánnico
Oxido niqueloso
Ni2O3
Oxido niquélico
MgO
Oxido de magnesio
Nom. Atomicidades
Monóxido de di
potasio
Monóxido de di
cobre
Monóxido de cobre
Monóxido de di oro
Trióxido de di oro
Monóxido de di
mercurio
Monóxido de
mercurio
Monóxido de
plomo
Dióxido de plomo
Monóxido de cinc
Monóxido de di
plata
Monóxido de
estaño
Dióxido de estaño
Monóxido de
níquel
Trióxido de di
níquel
Monóxido de
magnesio
Nom. Stock
__________
Óxido de cobre I
Oxido de cobre II
Oxido de oro I
Oxido de oro III
Oxido de mercurio
I
Oxido de mercurio
II
Oxido de plomo II
Oxido de plomo IV
-------------__________
Oxido de estaño II
Oxido de estaño II
Oxido de níquel II
Oxido de níquel III
--------------
12
Ejercicio 6
4 K + O2 → 2 K2O
4 Au + O2 → 2 Au2O
4 Au 3 O2 → 2 Au2O3
Ejercicios 1 a 6
N2O3 Oxido nitroso / Trióxido de di nitrógeno/ Oxido de nitrógeno III
2N2 + 3 O2 → 2 N2O3
N2O5 Oxido nítrico / Pentóxido de di nitrógeno/ Oxido de nitrógeno V
2N2 + 5O2 → 2N2O5
Ejercicio 7
Au (OH) Hidróxido auroso / Hidróxido de oro I
Au (OH)3 Hidróxido áurico / Hidróxido de oro III
Ejercicio 8
HIO Acido hipoiodoso
HIO2 Acido iodoso
HIO3 Acido iodico
HIO4 Acido periódico
Ejercicio 10
a) 2 HNO3 + Ca (OH)2 →
b) 3 H2CO3 + 2 Fe (OH)3
f) 2 H3PO4 + 3 Ca (OH)2
r) HCl + NaOH → NaCl
Ca (NO3)2 + 2 H2O
Nitrato de calcio
→ Fe2(CO3)3 + 6 H2O Carbonato férrico
→ Ca3 (PO4)2 + 6 H2O Fosfato de cacio
+ H2O
Ejercicio 13
a) 5,2,3,2,2,5,6
b) 1,5,3,3 c) 2,1,2,1 d) 2,1,1,2,1
e) 3,4,7,6,4
13