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TALLER Nº 1
REACCIONES QUIMICAS Y BALANCEO
INSTRUCCIONES.
LEA ATENTAMENTE EL SIGUIENTE TEXTOY RESUELVE LAS ACTIVIDADES PROPUESTAS EN SU
CUADERNO DE TALLERES.
Reacción química
Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas reactantes), por efecto
de un factor energético, se transforman, cambiando su estructura molecular y sus enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden
ser elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierroproducida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma
natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.
A la representación simbólica de las reacciones se les denomina ecuaciones químicas.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio
cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier
reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas, incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa total.
]
Fenómeno químico
Se llama fenómeno químico a los sucesos observables y posibles de ser medidos en los cuales las sustancias intervinientes cambian su composición
química al combinarse entre sí. A nivel subatómico las reacciones químicas implican una interacción que se produce a nivel de los átomos de valencia
llamados electrones de los átomos (enlace químico) de las sustancias intervinientes.
En estos fenómenos, no se conserva la sustancia original, se transforma su materia, manifiesta energía, no se observa a simple vista y son irreversibles en su
mayoría.
La sustancia sufre modificaciones irreversibles, por ejemplo: Un papel al ser quemado no se puede regresar a su estado original. Las cenizas resultantes fueron
parte del papel original, y han sido alteradas químicamente.
Tipos de reacciones
Reacciones de la química inorgánica
Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos:
reacciones ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo,
podemos clasificarlas de acuerdo con el mecanismo de reacción y tipo de productos que resulta de la reacción. En esta clasificación entran las reacciones de
síntesis (combinación), descomposición, de sustitución simple, de sustitución doble:
Nombre
Descripción
Representación
Ejemplo
A+B → AB
Elementos o compuestos sencillos que se unen para
formar un compuesto más complejo.
Reacción de síntesis
Donde A y B representan cualquier sustancia
química.
La siguiente es la forma general que presentan este tipo de Un ejemplo de este tipo de reacción es la síntesis del
reacciones:
cloruro de sodio:
2Na(s) + Cl2(g)
→ 2NaCl(s)
AB → A+B
Un compuesto se fragmenta en elementos o compuestos Donde A y B representan cualquier sustancia
2H2O(l)
→
Reacción de descomposición más sencillos. En este tipo de reacción un solo reactivo se química.
2H2(g) + O2(g)
convierte en zonas o productos.
Un ejemplo de este tipo de reacción es la
descomposición del agua:
A + BC → AC + B
Donde A, B y C representan cualquier sustancia
Reacción de desplazamientoo
simple sustitución
química.
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto.
Fe + CuSO4 →
Un ejemplo de este tipo de reacción se evidencia FeSO4 + Cu
cuando el hierro(Fe) desplaza al cobre(Cu) en el
sulfato de cobre (CuSO4):
AB + CD → AD + BC
Reacción
de
desplazamiento
sustitución
doble
o
doble
Los iones en un compuesto cambian lugares con los iones Donde A, B, C y D representan cualquier sustancia NaOH + HCl →
de otro compuesto para formar dos sustancias diferentes. química.
NaCl + H2O
Veamos un ejemplo de este tipo de reacción:
Actividad Nº 1
Clasifica las siguientes ecuaciones, según corresponda a reacciones de combinación,
descomposición, neutralización, desplazamiento, etc.
1.
N2 + 3 H2 -------------------- 2NH3
2.
CaCl2 + 2NaOH -------------- Ca(OH)2
3.
2NaHCO3 -------------------- Na2CO3 + HOH + CO2
4.
2NO + O2 -------------------- 2NO2
5.
Na2CO. 10 H2O -------------- Na2CO3
6.
FeCL3 + H2SO4 ------------ Fe2 (SO4)3 + 6HCl
7.
H2SO4 + 2NaOH ------------ Na2SO4
+
2NaCl
+ 10 H2O
+
H2O
8.
C6H12O6 ---------------------- 2C2H5OH
9.
C + O2 ----------------------- CO2
10. CaCO3 ------------------------ CaO
11. NaOH + HCl------------------ NaCl
+
+
2CO2
CO2
+
HOH
12. SO3 + HOH ------------------- H2S
Ecuaciones químicas
Una ecuación química es una representación escrita de una reacción química. Se basa en el uso de símbolos químicos que identifican a los átomos que intervienen
y como se encuentran agrupados antes y después de la reacción. Cada grupo de átomos se encuentra separado por símbolos (+) y representa a las moléculas que
participan, cuenta además con una serie de números que indican la cantidad de átomos de cada tipo que las forman y la cantidad de moléculas que intervienen, y
con una flecha que indica la situación inicial y la final de la reacción. Así por ejemplo en la reacción:
Tenemos los grupos de átomos (moléculas) siguientes:

O2

H2

H2O
Subíndice
Los subíndices indican la atomicidad, es decir la cantidad de átomos de cada tipo que forman cada agrupación de átomos (molécula). Así el primer grupo arriba
representado, indica a una molécula que está formada por 2 átomos de oxígeno, el segundo a dos moléculas formadas por 2 átomos de hidrógeno, y el tercero
representa a un grupo de dos moléculas formadas por 2 átomos de hidrógeno y uno de oxígeno, es decir dos moléculas de agua.
Coeficiente estequiométrico[editar]
Es un número que funciona en cierta forma como un multiplicador indicando el número de moléculas de un determinado tipo que participa en una ecuación química
dada. En el ejemplo anterior:
El coeficiente del metano es 1, el del oxígeno 2, el del dióxido de carbono 1 y el del agua 2. Los coeficientes estequiométricos son en principio números enteros,
aunque para ajustar ciertas reacciones alguna vez se emplean números fraccionarios.
Cuando el coeficiente estequiométrico es igual a 1, no se escribe. Por eso, en el ejemplo CH4 y CO2 no llevan ningún coeficiente delante.
Así por ejemplo

O2
Debe leerse como 1(O2) es decir, un grupo de moléculas de oxígeno. Y la expresión:

2H2O
Debe leerse como 2(H2O), es decir dos grupos o moléculas, cada uno de los cuales se encuentra formado por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno.
Lectura de una ecuación química[editar]
Dado que una ecuación química es una representación simplificada o mínima de una reacción química, es importante considerar todos los datos representados; ya
que perder de vista a alguno significa no entender realmente la situación representada. Los símbolos y subíndices representan a las especies químicas que
participan, y los coeficientes representan al número de moléculas de cada tipo que se encuentran participando de la reacción.
Finalmente la flecha indica cual es el sentido predominante en el cual la reacción química progresa. Así en el ejemplo anterior vemos que CH4 y O2 se encuentran en
la situación "antes de", es decir del lado de los reactivos y H2O y CO2 se encuentran en la situación de "después de", es decir del lado de los productos. La ecuación
completa debería leerse así:
«Una molécula de metano (CH4) reacciona químicamente con dos moléculas de Oxígeno diatómico (2O2) para formar una molécula de dióxido de carbono (CO2) y dos
moléculas de agua (2H2O)»
Balance de materia
Se dice que una ecuación química se encuentra ajustada, equilibrada o balanceada cuando respeta la ley de conservación de la materia, según la cual la cantidad
de átomos de cada elemento debe ser igual del lado de los reactivos (antes de la flecha) y en lado de los productos de la reacción (después de la flecha).
Para balancear una ecuación, se deben ajustar los coeficientes, y no los subíndices. Esto es así porque cada tipo de molécula tiene siempre la misma composición,
es decir se encuentra siempre formada por la misma cantidad de átomos, si modificamos los subíndices estamos nombrando a sustancias diferentes:
H2O es agua común y corriente, pero H2O2 es peróxido de hidrógeno una sustancia química totalmente diferente. Al modificar los coeficientes sólo estamos diciendo
que ponemos más o menos de tal o cual sustancia.
Por ejemplo, en la reacción de combustión de metano (CH4), éste se combina con oxígeno molecular (O2) del aire para formar dióxido de carbono (CO2) y agua.
(H2O). La reacción sin ajustar será:
En esta ecuación, las incógnitas son a, b, c y d, que son los denominados coeficientes Estequiométricos. Para calcularlos, debe tenerse en cuenta la ley de
conservación de la materia, por lo que la suma de los átomos de cada elemento debe ser igual en los reactivos y en los productos de la reacción. Existen tres
métodos principales para balancear una ecuación estequiometrica, que son, el método de tanteo, el método algebraico y el método de ion-electrón para ecuaciones
de tipo redox.
Método de balanceo por tanteo
El método de tanteo se basa simplemente en modificar los coeficientes de uno y otro lado de la ecuación hasta que se cumplan las condiciones de balance de masa.
No es un método rígido, aunque tiene una serie de delineamientos principales que pueden facilitar el encontrar rápidamente la condición de igualdad.

Se comienza igualando el elemento que participa con mayor estado de oxidación en valor absoluto.

Se continúa ordenadamente por los elementos que participan con menor estado de oxidación.

Si la ecuación contiene oxígeno, conviene balancear el oxígeno en segunda instancia.

Si la ecuación contiene hidrógeno, conviene balancear el hidrógeno en última instancia.
En el ejemplo, se puede observar que el elemento que participa con un estado de oxidación de mayor valor absoluto es el carbono que actúa con estado de
oxidación (+4), mientras el oxígeno lo hace con estado de oxidación (-2) y el hidrógeno con (+1).
Comenzando con el carbono, se iguala de la forma más sencilla posible, es decir con coeficiente 1 a cada lado de la ecuación, y de ser necesario luego se corrige.
Se continúa igualando el oxígeno, se puede observar que a la derecha de la ecuación, así como está planteada, hay 3 átomos de oxígeno, mientras que a la
izquierda hay una molécula que contiene dos átomos de oxígeno. Como no se deben tocar los subíndices para ajustar una ecuación, simplemente añadimos media
molécula más de oxígeno a la izquierda:
O lo que es lo mismo:
Luego se iguala el hidrógeno. A la izquierda de la ecuación hay cuatro átomos de hidrógeno, mientras que a la derecha hay dos. Se añade un coeficiente 2 frente a
la molécula de agua para balancear el hidrógeno:
El hidrógeno queda balanceado, sin embargo ahora se puede observar que a la izquierda de la ecuación hay 3 átomos de oxígeno (3/2 de molécula) mientras que a
la derecha hay 4 átomos de oxígeno (2 en el óxido de carbono (II) y 2 en las moléculas de agua). Se balancea nuevamente el oxígeno agregando un átomo más (1/2
molécula más) a la izquierda:
O lo que es lo mismo:
Ahora la ecuación queda perfectamente balanceada. El método de tanteo es útil para balancear rápidamente ecuaciones sencillas, sin embargo se torna sumamente
engorroso para balancear ecuaciones en las cuales hay más de tres o cuatro elementos que cambian sus estados de oxidación. En esos casos resulta más sencillo
aplicar otros métodos de balanceo.
BALANCEO DE ECUACIONES POR OXIDO-REDUCCION (REDOX)
Las reacciones de óxido - reducción involucra dos procesos: oxidación y reducción. Los conceptos de oxidación y de reducción pueden expresarse en función del
cambio del número de oxidación. Se consideran que un elemento se oxida cuando aumenta su estado de oxidación, hay una pérdida de electrones; mientras que en
la reducción hay una disminución en el estado de oxidación, luego hay ganancia de electrones.
Una sustancia es oxidante cuando puede provocar que otras sustancias se oxiden. Análogamente, una sustancia es reductora cuando provoca
que otras
sustancias se reduzcan.
Desde el punto de vista de transferencia de electrones, un agente oxidante es aquel que es capaz de captar electrones, provocando la oxidación, mientras que un
agente reductor es aquel que es capaz de ceder electrones provocando la reducción.
Para balancear una ecuación química, por el método de oxido – reducción seguimos los siguientes pasos:
1.
Se determina el número de oxidación para cada elemento, tanto en los reactivos como en los productos.
2.
Observamos qué elementos cambiaron su estado de oxidación y con ellos hacemos semirreacciones.
3.
Igualamos la cantidad de electrones perdidos a la de los ganados, multiplicando la ecuación (1) por el número de electrones perdidos en la ecuación (2), y la
ecuación (2) por el número de electrones ganados en la ecuación (1).
4.
Balanceamos los hidrógenos y oxígenos por tanteo.
5.
Si se pueden simplificar los coeficientes se simplifican.
6.
No siempre la ecuación queda balanceada y debemos terminar de balancearla por tanteo
Ejemplo No. 1
Balancear la siguiente reacción química:
Para aplicar este método se pueden seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada
elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma:
3. El hidrógeno se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +1 a 0. Esto debe interpretarse como que el hidrógeno gana un electrón. Sin embargo,
al haber 2 hidrógenos en ambos lados de la ecuación, este valor debe multiplicarse por 2.
4. Observe que el oxígeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -2 a 0. Esto quiere decir que el oxígeno pierde dos electrones. Del lado
derecho de la ecuación, aparece el oxígeno en su estado fundamental (O2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno,
anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 4 será el coeficiente del hidrógeno y el 2 el coeficiente del oxígeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo, en este caso, poniendo un coeficiente 4 al agua:
8. Finalmente, de ser posible, se debe simplificar a los números enteros más pequeños:
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce.
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida.
Tanto el agente oxidante como el agente reductor deben ser analizados en el lado de los reactivos. En el ejemplo anterior, podemos observar que el agua
actúa tanto de agente oxidante porque contiene al H que se reduce, y como agente reductor porque contiene al oxígeno que se oxida.
Electrones transferidos: En todo proceso redox el número de electrones transferidos es igual al número de electrones perdidos en la oxidación e igual al
número de electrones ganados en la reducción.
e transferidos = e- perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 4e- = 4eLos electrones perdidos en la oxidación son 4 porque son dos oxígenos que pierden 2 electrones cada uno.
Los electrones ganados en la reducción también son 4 porque son 4 hidrógenos que ganan un electrón cada uno.
Ejemplo No. 2
Balancear la siguiente reacción química:
Nuevamente, podemos aplicar seguir los siguientes pasos:
1. Determinar el número de oxidación de cada uno de los elementos de todos los compuestos, escribiendo en la parte superior del símbolo de cada
elemento, su correspondiente valor
2. Ya establecidos los números de oxidación, observe detenidamente qué elemento se oxida y cuál se reduce. Esto puede ser indicado de la siguiente forma:
3. El estaño se reduce, ya que pasa de un número de oxidación de +4 a +3 ganando un electrón.
4. Observe que el nitrógeno se oxida, ya que pasa de un número de oxidación de -3 a 0. Esto quiere decir que el nitrógeno pierde tres electrones. Del lado
derecho de la ecuación aparece el nitrógeno en su estado fundamental (N2) como molécula diatómica, por lo que es necesario multiplicar por 2.
5. anote en la parte inferior de la molécula de hidrógeno, el número de electrones ganados en la reducción. Haga lo mismo para la molécula de oxígeno,
anotando el número de electrones perdidos en la oxidación:
6. Estos dos valores obtenidos, serán los primeros dos coeficientes, pero cruzados. El 6 será el coeficiente del cloruro de estaño (III) y el 1 el coeficiente del
nitrógeno:
7. El resto de sustancias se balancean por tanteo:
8. Esta ecuación ya no se puede simplificar.
Para finalizar este primer ejemplo, es conveniente revisar las siguientes definiciones:
Agente Oxidante: es la sustancia que contiene el elemento que se reduce: SnCl4
Agente reductor: es la sustancia que contiene el elemento que se oxida: NH3
Electrones transferidos:
e transferidos = e perdidos en oxidación = e- ganados en reducción
e- transferidos = 6e- = 6eLos electrones perdidos en la oxidación son 6 porque son dos nitrógenos que pierden 3 electrones cada uno.
Los electrones ganados en la reducción también son 6 porque son 4 estaños que ganan un electrón cada uno.
ACTIVIDAD Nº2
Balancee por los dos métodos las siguientes reacciones químicas:
1
H2+ O2  H20
18
Cr2O3 + Al  Al2O3 + Cr
2
N2 + H2  NH3
19
Ag + HNO3  NO + H2O + AgNO3
3
H2O + Na  Na(OH) + H2
20
CuFeS2 + O2  SO2 + CuO + FeO
4
KClO3  KCl + O2
5
BaO2 + HCl  BaCl2 + H2O2
6
H2SO4 + NaCl  Na2SO4 + HCl
7
FeS2  Fe3S4 + S2
8
H2SO4 + C  H20 + SO2 + CO2
9
SO2 + O2  SO3
10
NaCl  Na + Cl2
11
HCl + MnO2  MnCl2 + H20 + Cl2
12
K2CO3 + C  CO + K
13
Ag2SO4 + NaCl  Na2SO4 + AgCl
14
NaNO3 + KCl  NaCl + KNO3
15
Fe2O3 + CO  CO2 + Fe
16
Na2CO3 + H2O + CO2  NaHCO3
17
FeS2 + O2  Fe2O3 + SO2
TALLER Nº 2
GRADO 11º
INSTRUCCIONES:
Haga una lectura juiciosa del siguiente taller y resuelva los ejercicios propuestos en su cuaderno de talleres.
FUNCIONES QUÍMICAS, NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y NOMENCLATURA
NÚMEROS O ESTADOS DE OXIDACIÓN
Algunos números de oxidación aparecen en la tabla siguiente. Los números de oxidación de los demás elementos los deduciremos de las fórmulas o nos los
indicarán en el nombre del compuesto, así de fácil.
Nº oxidación
Elemento
Único Conel H y con los metales En los oxácidos
Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH4+ (amonio) + 1
Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, Zn, Cd
+2
B, Al, Ga, In, Tl, Sc, Y, La
+3
F
−1
Cl, Br, I
−1
+ 1, + 3, + 5, + 7
S, Se, Te
−2
+ 4, + 6
O
−2
+ 4, + 6
O en peróxidos (Como en H2O2)
−1
N, P, As, Sb, Bi
−3
+ 3, + 5
C, Si, Ge, Sn, Pb
−4
+4
H (con no metales)
+1
H (con metales)
−1
Puntualicemos:
El hidrógeno (H) presenta número de oxidación +1 con los no metales y –1 con los metales.
El oxígeno (O) presenta el número de oxidación –2, excepto en los peróxidos donde es –1.
Los metales alcalinos (grupo 1, o grupo del Li) tienen 1 electrón de valencia, tenderán a perderlo poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación
+1.
Los metales alcalinotérreos (grupo 2, o grupo del Be) tienen 2 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de
oxidación +2.
El grupo del B (grupo 13) tiene 3 electrones de valencia, tenderán a perderlos poseyendo siempre en los compuestos número de oxidación +3.
El grupo del C (grupo 14) tiene 4 electrones de valencia, que tienden a compartirlos, tienen número de oxidación +4 frente a los no metales, y número de
oxidación –4 frente a los metales y al H.
El grupo del N (grupo 15) tiene 5 electrones de valencia, tenderán a ganar 3 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación –3.
Los calcógenos (grupo 16, o grupo del O) tienen 6 electrones de valencia, tenderán a ganar 2 poseyendo siempre con el H y con los metales número de
oxidación –2.
Los halógenos (grupo 17, o grupo del F) tienen 7 electrones de valencia, tenderán a ganar 1 poseyendo siempre con el H y con los metales número de oxidación
–1.
Dentro de los metales de transición debemos saber que la Ag tiene número de oxidación +1, el Zn y Cd tienen número de oxidación +2, y el Sc, YyLa tienen
número de oxidación +3.
Los grupos 14 al 17 presentan varios números de oxidación cuando formen oxácidos (Ver: Oxácidos) .
Un par de ejemplos simples:
Cloruro de sodio
Na0 + Cl02 → Na+1Cl−1
Los gases de un solo tipo de elemento, en este caso el cloro, están presentes en forma diatómica.
El sodio (Na) se combina con el cloro (Cl), produciendo cloruro sódico. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya que están
equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del sodio combinado es +1, ya que cede un electrón. El número de oxidación del cloro combinado es −1,
ya que acepta el electrón cedido por el sodio.
Oxido de aluminio
Al0 + O02 → Al+32O−23
El oxígeno (O) está presente en forma diatómica (gas).
El aluminio (Al) se combina con el oxígeno (O), produciendo óxido de aluminio. El número de oxidación de ambos elementos sin combinar es 0 (cero), ya
que están equilibrados eléctricamente. El número de oxidación del aluminio combinado es siempre +3, ya que cede tres electrones. El número de oxidación del
oxígeno combinado es −2, ya que acepta hasta 2 electrones.
LAS REGLAS PRÁCTICAS PARA CONOCER O DESCUBRIR EL NÚMERO DE OXIDACIÓN PUEDEN SINTETIZARSE DE LA SIGUIENTE
MANERA:

En las sustancias
simples,
0
0
Por ejemplo: Au , Cl2 , S80.

El oxígeno, cuando está combinado, actúa frecuentemente con –2, a excepción de los peróxidos, en cuyo caso actúa con número de oxidación –1.

El hidrógeno actúa con número de oxidación +1 cuandoestá combinado con un no metal, por ser éstos más electronegativos; y con –1 cuando está
combinado con un metal, por ser éstos más electropositivos.

En los iones monoatómicos, el número de oxidación coincide con la carga del ión.
es
Por ejemplo:
Na1+ (Carga del ión) Na+1 (Número de oxidación)
S2− (Carga del ión)
S-2 (Número de oxidación)
decir
las
formadas
por
un
solo
elemento,
el
número
de
oxidación
es
0.
Al3+ (Carga del ión)
Al+3 (Número de oxidación)
Recordemos que los elementos de los grupos IA (1) y IIA (2) forman iones de carga +1 y +2, respectivamente, y los del VIIA (17) y VIA(16), de carga –1 y –2
cuando son monoatómicos. (Ver: Tabla periódica de los elementos)
Recordemos también que la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un ion debe ser igual a la carga del ion.
Y que la suma algebraica de los números de oxidación de los átomos en un compuesto debe ser igual a (0).
Otros ejemplos:
a) Para calcular el número de oxidación del S en el Na2SO3, no podemos recurrir a la tabla periódica, ya que da varios números para este elemento. Nos
basaremos en los elementos cuyos números de oxidación conocemos, que son el Na: +1 y el O: –2
Na+12Sx O–23
Nota: es frecuente colocar los números de oxidación individuales en la parte superior de cada elemento, pero si no se ponen debemos deducirlos (conocerlos).
La suma de los números de oxidación en este caso debe ser igual a 0, ya que la especie en cuestión no posee carga residual (no es un ion):
(+1) • 2 + X + (–2) • 3 = 0
2+X-6=0
X= +4
Na+12 S+4 O–23
En este caso, como hay un solo átomo de S, la totalidad de la carga le corresponde a él.
b) Para calcular el número de oxidación del Cr en el ion Cr2O7= (es lo mismo que (Cr2 O7)2−) nos basaremos en el O con número de oxidación –2
(Crx2 O–27)2−
2 • X + (–2) • 7 = –2 (Suma igual a la carga del ión)
Resolviendo, encontramos que X = + 6
(Cr+62 O–27) 2
Ejercicios para desarrollar:
Problema 1 Tomando en cuenta que el Oxígeno actúa con su estado de oxidación -2, calcule el estado de oxidación del:
a) Fe en el compuesto Fe2O3
b) N en N2O5
c) Cl en Cl2O3
d) Ca en CaO
e) Cr en CrO3
f) S en SO3
g) Mn en Mn2O7
h) Pd en PdO2
Problema 2 Calcule el estado de oxidación del cloro en: HClO4
Tome en cuenta que el estado del oxidación del oxígeno es –2 y el estado de oxidación del hidrogeno es 1.
Problema 3 ¿Cuál es el estado de oxidación de los elementos del grupo IA de la tabla periódica?
Solución: hay que recordar cuales son los elementos del grupo IA





H : hidrógeno
Li : litio
Na : sodio
K : potasio
Rb : rubidio


Cs : cesio
Fr : francio
Todos los elementos del grupo IA, tienen estado de oxidación +1
Problema 4 Calcule el estado de oxidación del azufre en: Na2SO3
Tome en cuenta que el estado del oxidación del oxígeno es –2.
Para el estado de oxidación del Na (ver problema 3)
Problema 5 Cuál es el estado de oxidación de los elementos del grupo IIA de la tabla periódica?
Solución: hay que recordar cuales son los elementos del grupo IIA






Be : berilio
Mg : magnesio
Ca : calcio
Sr : estroncio
Ba : bario
Ra : radio
Todos los elementos del grupo IIA, tienen estado de oxidación +2
Objetivos



Conceptuar experimentalmente las funciones químicas.
Reconocer una función química, sabiendo sus propiedades.
Preparación de algunos compuestos inorgánicos como: óxidos, ácidos, bases y sales.
Introducción
En el Universo todo está sometido a una evolución permanente. Desde los seres vivos hasta las montañas, todo esto obedece a una dinámica
de cambio.
La razón de estas modificaciones continuas hay que buscarla en la delicada relación entre materia y energía. Los cambios físicos, que no
implican una alteración en la naturaleza atómico-molecular de la materia, como en el caso de la dilatación del mercurio en un termómetro. Los
cambios químicos que llevan implícita una transformación de la estructura atómico-molecular, como en el caso del fraguado del cemento o en la
oxidación del hierro.
A veces, la distinción entre ambas categorías no siempre resulta evidente y los estudios de los fenómenos físicos y químicos se superponen con
frecuencia, tal es la situación de la disolución del cloruro de hidrógeno en agua.
Fundamento teórico
1 REACCIONES QUÍMICAS:
Una reacción química o un cambio químico es un proceso por el cual dos o más sustancias, (llamadas reactivos o reactantes) por efecto del
factor energético, se transforman en otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos. Estas sustancias pueden ser
elementos o compuestos que se encuentren en diferentes estados (solido, líquido, gaseoso o en solución).
En una reacción química, los enlaces entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo,
formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.
Un ejemplo de reacción química es la formación de óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro.
2 ECUACIÓN QUÍMICA:
Es la representación de las reacciones químicas indicándonos en forma esquemática a los reactantes y productos, así como el sentido común.
Para leer o escribir una ecuación química, se deben seguir las siguientes reglas:

Las fórmulas de los reactivos se escriben a la izquierda, y las de los productos a la derecha, separadas ambas por una flecha que indica
el sentido de la reacción.
Reactivos

productos.
A cada lado de la reacción, es decir, a derecha y a izquierda de la flecha, debe existir el mismo número de átomos de cada elemento.
Cuando una ecuación química cumple esta segunda regla, se dice que está ajustada o equilibrada. Para equilibrar reacciones químicas, se
ponen delante de las fórmulas unos números llamados coeficientes, que indican el número relativo de átomos y moléculas que intervienen en la
reacción.
NOMBRE
DESCRIPCIÓN
REPRESENTACIÓN
Reacción de síntesis.
Elementos o compuestos sencillos que se unen
A+B? AB
para formar un compuesto más complejo
Reacción de descomposición
Un compuesto se fragmenta en elementos o
AB? A+B
compuestos más sencillos.
Reacción de desplazamiento o
Un elemento reemplaza a otro en un compuesto. A + BC? AC + B
simple sustitución
Reacción
de
desplazamiento
o
sustitución
doble Los iones en un compuesto cambian lugares
doble con los iones de otro compuesto para formar AB + CD? AD + BC
dos sustancias diferentes.
3. PRINCIPALES FUNCIONES INORGÁNICAS
TIPOS DE NOMENCLATURA QUÍMICA
Nombre vulgar
Es todo nombre no ajustado a un sistema prefijado y que está muy arraigado en el lenguaje químico convencional, generalmente hace referencia a la etimología,
origen propiedad notable o reglas de desuso y como son de uso generalizado, es recomendable memorizarlo.
Fórmula
Nombre Vulgar
NaOH
Soda caústica
H2O
Agua
NH3
Amoniaco
CaO
Cal viva
N2O
Gas hilarante
El nombre funcional
es el que resulta de la combinación de dos palabras que establecen la identificación de un compuesto, basándose en la función quimica que lo constituye. El
primer vocablo indica el nombre genérico y el segundo el nombre específico, indicativo de la especie química concreta de la que se trate.
Fórmula
Nombre Funcional
H2SO4
Acido sulfúrico
Na2O
Oxido de sodio
HNO3
Acido nítrico
SO3
Anhidrido sulfúrico
El nombre sistemático o IUPAC
Es el que indica la naturaleza y las proporciones de los constituyentes de una sustancia. Formado a base de un sistema de prefijos y sufijos, que indican en el
primer caso la estequiometria y en el segundo caso la naturaleza de las especies implicadas.
Fórmula
Nombre Sistemático
BeCl3
Tricloruro de boro
CO
Monóxido de carbono
N2O4
Tetraóxido de dinitrógeno
P4O10
Decaóxido de tetrafósforo
La estequiometria de los constituyentes en un compuesto puede indicarse directamente o indirectamente mediante el sistema stock. Los prefijos numerales se
suelen emplear cuando en una sustancia existen varios constituyentes idénticos. Los prefijos numerales son
Prefijo
Numeral
Mono
1
El sistema stock o moderno Consiste en colocar entre di
un número romano que indica el estado de oxidación del
tri
EXPERIMENTO
Materiales y reactivos

Tubos de ensayo

Al, Zn, Fe, Cu
2
3
tetra
4
penta
5
hexa
6
hepta
7
octa
8
nona
9
deca
10
paréntesis e inmediatamente después del nombre del elemento
mismo.

Na2CO3

HCl

HNO3

H2SO4
Procedimiento experimental

1. Formación de sales:
En cuatro tubos de ensayo, agregamos un poco de carbonato de calcio, seguidamente por separado agregamos unas cuantas gotas de: HCl,
HNO3, H2SO4, y CH3COOOH en cada tubo de ensayo. Al instante observamos efervescencia en cada uno de estos, liberando CO2 y H2O este
tipo de reacción son es muy rápida.
Al final obtenemos una sal pero de diferentes compuestos.
El siguiente dibujo es una muestra de que fue lo que pasó en cada una de las experiencias y la reacción producida en las experiencias.

2. En un tubo de ensayo depositamos una granalla de Zn, luego agregamos HCl, inmediatamente observamos que la granalla de Zn empieza a
desaparecer liberando burbujas las mismas que son el H desprendiéndose al espacio.
Conclusión
Al terminar con la práctica se concluye entonces que las reacciones químicas están en todo momento de la vida siempre con la mezcla de dos o
más compuestos para dar origen a otros compuestos.
Recomendación

Se recomienda prestar atención al momento de realizar la práctica.

Tener en cuenta que cuando se realiza reacciones químicas la seguridad es primero.

Mantener el orden dentro del laboratorio.
Cuestionario

1. A que se llama función química
Se llama función química al conjunto de compuestos que tienen propiedades muy parecidas en virtud a que sus moléculas contienen uno o más
átomos iguales.
Representación convencional de los elementos que forman un compuesto o molécula. En la fórmula química se indican los elementos presentes
en cada molécula y como subíndice junto a cada uno el número de átomos de ese elemento presentes.

2. ¿A que llamamos óxidos ácidos y óxidos básicos?
LOS ÓXIDOS NO METÁLICOS: son compuestos de bajos puntos de fusión que se forman al reaccionar un no metal con el oxigeno. Se
denominan también anhídridos y muchos de ellos son gaseosos. Cuando los óxidos metálicos reaccionan con el agua forman ácidos, por lo que se
le llaman también óxidos ácidos. Tienen la sgte reacción química:
LOS ÓXIDOS BÁSICOS: Son compuestos con elevado punto de fusión que se forman como consecuencia de la reacción de un metal con él
oxigeno. Esta reacción es la que produce la corrosión de los metales al estar expuesto al oxigeno del aire.

3. ¿Por qué se pintan los fierros de las ventanas, qué sucedería si no lo hacen?
Los fierros de las ventanas se pintan para que no se oxiden, si no se los pinta pues simplemente el fierro se corroe y con el pasar del tiempo se va a
deteriorar y no va a servir.

4. ¿Que es un hidróxido o base?
Son compuestos ternarios formados por combinación de los metales con el ion hidróxido OH-, que actúa con número de oxidación 1-.Se formulan
y nombran siguiendo las normas básicas y empleando la palabra genérica hidróxido.

5. ¿Cómo se clasifican las bases? ¿cuando una base es fuerte y cuando es débil? Ejem.
Se clasifican en ácidos, básicos y anfóteros
Una base fuerte es aquella que se disocia cuantitativamente en disolución acuosa, en condiciones de presión y temperatura constantes, una
base con un pH (10-14) muy alto es conocida como base fuerte. Además fundamentalmente son capaces de aceptar protones H+1.
Una base débil es aquella que en solución acuosa no se disocia completamente, sino solo se ioniza parcialmente, además alcanza un equilibrio
entre los reactivos y los productos.

6. ¿Cómo se clasifican las sales?¿cuándo es un sal haloidea?¿qué es un sal oxisal? Ejem.
Las sales se clasifican de la siguiente manera:
6.1 SAL HALOIDEA:
Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia)
y se intercambian las valencias).
Formulación química:
Nomenclatura química:
Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal. Ej. Cloruro
de sodio.
6.2 SAL OXÁCIDA U OXISAL:
Es el resultado de la combinación de un oxácido con una base. En la formula se escribe primero el metal, luego el no metal y el oxigeno. Al metal
se le coloca como subíndice la valencia del radical (parte del oxácido sin el hidrogeno) que depende del número de hidrógenos del ácido.
Formulación química:
Nomenclatura química:
Las sales oxisales se nombran cambiando la terminación oso del ácido por ito
E ico por ato.

7. Indica los reactantes y el nombre de los compuestos
Óxidos básicos
Los óxidos básicos resultan de la combinación de un elemento metálico con el oxígeno.
Para los prefijos y sufijos (terminaciones), usamos esta tabla:
Ejemplos de óxidos básicos
1. Hallar la fórmula del óxido de aluminio
El aluminio (Al) tiene estado de oxidación: 3+
El oxígeno (O) tiene estado de oxidación: 2-
El aluminio solo tiene 1 valencia (1V), de acuerdo a nuestra tabla solo tiene sufijo “ico”
Nomenclatura:óxido alumínico
2. Hallar la fórmula del óxido cuproso
El cobre (Cu) tiene dos estados de oxidación: 1+ , 2+
El oxígeno (O) tiene estado de oxidación: 2-
Como la terminación del óxido es “oso”, entonces trabajamos con la valencia menor : 1+
3. Hallar la fórmula del óxido cuprico
4. Hallar la fórmula del óxido plumboso (plomo Pb)
5. Hallar la fórmula del óxido de Berilio
6. Hallar la fórmula del óxido barico
7. Hallar la fórmula del óxido de zinc
8. Hallar la fórmula del óxido ferroso
9. Hallar la fórmula del óxido férrico
Función hidróxido
Son compuestos ternarios que se caracterizan porque poseen el ion hidróxido o hidroxilo (OH)-1 unido mediante enlace iónico al catión metálico. El ión (OH)-1
queda libre cuando el hidróxido se disuelve en agua. En casos en que el hidróxido es insoluble, el ión hidróxido no queda libre.
Los hidróxidos poseen propiedades básicas, por ello se les llama también bases. Aunque el término base es mucho mas amplia para referirse a un conjunto de
sustancias de propiedades características (opuestos a los ácidos), como por ejemplo:






enrojecen la fenolftaleína
azulean el papel de tornasol
neutralizan ácidos
desnaturalizan proteínas
al tacto son resbalosas o jabonosas
poseen sabor caústico o amargo
A los hidróxidos de los metales alcalinos (Li ,Na , K , Rb , Cs) se les llama álcalis. Son muy solubles en el agua, tóxicos y venenosos
Formulación General:
donde X : valencia del metal M
Obtención General:
Generalmente se produce por reacción quimica del agua con los óxidos básicos o por la reacción directa de un metal alcalino o alcalino terreo con el agua.
Oxido básico + H2O → hidróxido
Ejemplos:



CaO (óxido de calcio) + H2O → Ca (OH)2 : hidróxido de calcio
CuO (óxido cúprico) + H2O → Cu (OH)2 : hidróxido cúprico
Na2O (óxido de sodio) + H2O → 2 Na OH : hidróxido de sodio
metal (IA ó IIA) + H2O → hidróxido + H2
Ejemplos:


2K + H2O → 2 KOH (hidróxido de potasio) + H2
Ba + 2 H2O → Ba (OH)2 (hidróxido de bario) + H2
La nomenclatura quimica de los hidróxidos se realiza en forma similar que en el caso de los óxidos básicos.
Formulación
fórmula
N. Tradicional
N. de stock
Na+1 (OH)-1
NaOH
hidróxido de sodio
hidróxido sódico *
Al+3 (OH)-1
Al (OH)3
hidróxido alumínico
hidróxido de aluminio *
+3
-1
Fe (OH)3
hidróxido férrico
hidróxido de hierro (III)
+2
-1
Pb (OH)
Pb (OH)2
hidróxido plumboso
hidróxido de plomo (II)
(NH4)+1 (OH)-1
NH4OH
hidróxido amónico
hidróxido de amonio
Fe (OH)
* Recuerde que el sodio y aluminio poseen solo una valencia
Algunos hidróxidos también llevan nombres comunes o vulgares como:




NaOH : soda caústica, se utiliza como detergente industrial
KOH : potasa caústica o soda caústica
Ca(OH)2 : cal apagada, lechada de cal o agua de cal
Mg(OH)2 : leche de magnesia, se usa como antiácido estomacal y laxante
Los hidróxidos NaOH y KOH se utilizan en la fabricación del jabón desde hace muchos siglos con la denominación de álcalis.
FUNCIÓN ÁCIDO
Los ácidos son compuestos que presentan en su estructura molecular uno o más atomos de hidrógeno, los cuales al disolverse en el agua se liberan en forma de
catión H+ llamado: ión hidrógeno, protón o hidrogenón.
Los ácidos tienen propiedades opuestas a las bases, así:

enrojecen al papel tornasol




incoloran la solución de fenolftaleina
neutralizan los hidróxidos o bases
tienen sabor agrio
corroen metales
Según su composición, los ácidos inorgánicos se clasifican en dos grupos: hidrácidos (poseen hidrógenos y un no metal) y oxácidos (poseen hidrógeno, no
metal y oxígeno)
Ácidos hidrácidos:
Son compuestos binarios que forma el hidrógeno por combinación quimica con elementos no metálicos de los grupos VIA (S, Se, Te) y del grupo VIIA (F, Cl,
Br, I); por lo tanto no poseen oxígeno en su molécula.
La nomenclatura tradicional establece que se coloque el nombre genérico ácido seguido del nombre del no metal terminando en el sufijo hídrico (más usado
en solución acuosa)
La nomenclatura sistemática emplea el sufijo uro para nombrar el anión y a continuación se nombra el catión.
Formulación
Fórmula
N. Tradicional
N. Sistemática
H2S
ácido sulfhídrico
sulfuro de hidrógeno
H+1 Se-2
H2Se
ácido selenhídrico
seleniuro de hidrógeno
H+1 Te-2
H2Te
ácido telurhídrico
teleruro de hidrógeno
HF
ácido fluorhídrico
fluoruro de hidrógeno
HCl
ácido clorhídrico
cloruro de hidrógeno
+1
H S
+1
-2
-1
H F
+1
H Cl
-1
El ácido muriático que se utiliza como poderoso germicida en los servicios higiénicos, es el ácido clorhídrico comercial y posee un 36% en peso de HCl
El ácido clorhídrico también es componente del agua regia, la única mezcla que disuelve el oro.
El ácido fluorhídrico ataca al vidrio y la porcelana por lo que no puede ser almacenado en recipientes de estos materiales.
El sulfuro de hidrógeno es una sustancia reconocida por su olor desagradable (olor a huevo podrido) y es un gas venenoso.
Ácidos oxácidos:
Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción química de un oxido ácido (anhidrido) y el agua. Se diferencian de los hidrácidos en que estos no
poseen oxígeno y los oxácidos si poseen oxígeno.
Anhidrido + H2O → oxácido
Ejemplos:
1. Ácido sulfúrico (S = 2 , 4 , 6)
SO3 (anhidrido sulfúrico) + H2O → H2SO4
2. Ácido bromoso (Br = 1, 3, 5, 7)
Br2O3 (anhidrido bromoso) + H2O → 2 HBrO4
3. Ácido hipoteluroso (Te = 2, 4, 6)
TeO (anhidridohipoteluroso) + H2O → 2 H2TeO2
Clasificación de los Oxácidos:
1. Polihidratados: Los óxidos ácidos de ciertos no metales pueden combinarse con mas de una molécula de agua, para diferenciarlos se utilizan los prefijos:
piro, meta y orto; según la siguiente tabla:
Prefijo
Elemento – valencia impar
Elemento – valencia par
meta
1 anhidrido + 1 H2O
1 anhidrido + 1 H2O
piro
1 anhidrido + 2 H2O
2 anhidrido + 1 H2O
orto
1 anhidrido + 3 H2O
1 anhidrido + 2 H2O
Ejemplos:

Ácido pirocarbonoso (C = 2 , 4) , valencia par
2 CO + H2O → H2C2O3

Ácido ortofosfórico (P = 1, 3, 5)
P2O5 (anhidrido bromoso) + 3 H2O → H6P2O8 → H3PO4
El prefijo meta implica una combinación simple de anhidrido y agua, por lo tanto es un oxácido simple y generalmente se omite este prefijo.
Los´oxácidospolihidratados tipo piro, también se nombran como un ácido poliácido utilizando el prefijo di, porque poseen dos átomos de no metal.
Ejemplos:


H4P2O5 : ácido piro fosforoso , ácido difosforoso
H4As2O7 : ácido piro arsénico , ácido diarsénico
El prefijo orto indica la presencia de 3 átomos de hidrógeno si el no metal posee valencia impar y 4 átomos de hidrógeno si posee valencia par. Los oxácidos
mas importantes de B, P, As, Sb, Si son de este tipo y generalmente se omite el prefijo orto en su nomenclatura.



H3BO3 : ácido ortobórico o bórico
H3PO3 : ácido ortofosforoso o fosforoso
H3PO4 : ácido ortofosfórico o fosfórico
2. Poliácidos: Se caracterizan porque sus moléculas poseen 2 o más átomos del no metal por lo cual se usan en la nomenclatura clásica, prefijos: di, tri, tetra,
etc., delante del no metal cuando el ácido posee dos, tres, cuatro átomos no metálicos respectivamente..
Obtención general:
“n” anhidrido + H2O → poliácido
Ejemplos:


2 Cl2O3 + H2O → H2Cl4O7 : ácido tetraclórico
2 SO3 + H2O → H2S2O7 : ácido disulfúrico
3. Peroxiácidos( peroxoácidos): Se caracterizan porque poseen 1 átomo de oxígeno más que el oxácido correspondiente. En su nomenclatura se utiliza el
prefijo peroxi o peroxo y solo son estables para el estado de oxidación mas alto del no metal.
Estructuralmente, se considera que los peroxiácidos resultan de sustituir átomos de oxígeno (O-2) del oxácido correspondiente por el grupo peróxido (O2-2)
Formulación práctica:
Oxácido + O → peroxácido
Ejemplos:


H2SO4 (ácido sulfúrico) + O → H2SO5 : ácido peroxisulfúrico
H2S2O7 (ácido disulfúrico) + O → H2S2O8 : ácido peroxidisulfúrico
4. Tioácidos: Son compuestos que derivan de los oxácidos por sustitucion de 1 o mas átomos de oxígeno por igual número de átomos de azufre.
Como el azufre es congénere del oxígeno (VIA), poseen propiedades químicas análogas, razón por lo cual los átomos de oxígeno pueden ser sustituidos parcial
o totalmente por átomos de azufre, generándose así los tioácidos.
Para su nomenclatura se tendrá en cuenta la siguiente tabla:
Prefijo
Número de “O” sustituidos
Número de “S” reemplazantes
tio
1 “O”
1 “S”
ditio
2 “O”
2 “S”
tritio
3 “O”
3 “S”
tretatio
4 “O”
4 “S”
sulfo
todos los “O”
todos los “S”
Ejemplos:



HClO2 (ácido cloroso) → HClOS : ácido tiocloroso ( sustitución de 1 “O” por 1 “S”)
H2SO4 (ácido sulfúrico) → H2S3O2 : ácido ditiosulfurico ( sustitución de 2 “O” por 2 “S”)
H2CO3 (ácido carbónico) → H3CS3 : ácido sulfocarbónico ( sustitución de “O” por “S”)
Acidos especiales: Son compuestos cuya formulación y nomenclatura son muy particulares, los cuales principalmente participan en la formación de iones y
compuestos complejos y también poseen las propiedades típicas de los ácidos.
Fórmula
Nomenclatura clásica
HCN
ácido cianhídrico
HCNO
ácido ciánico
HCNS
ácido tiociánico
H3Fe (CN)6
ácido ferricianhídrico
H4Fe (CN)6
ácido ferrocianhídrico
HN3
azida de nitrógeno
El ácido cianhídrico es un gas altamente venenoso.
FUNCIÓN SAL
LAS SALES SE OBTIENEN DE LAS SIGUIENTES REACCIONES:
1. Reacción de neutralización
ácido + base → sal + agua
2. Reacción de desplazamiento
‘acido + metal → sal + H2
Formulación General:
Nomenclatura: debe nombrarse primero el anión y luego el catión de acuerdo a la nomenclatura de iones que se trató anteriormente, es decir:
Na+1 + Cl-1 → NaCl , cloruro de sodio
Ca+2 + (PO4)-3 → Ca3 (PO4) -2 , fosfato de calcio
Tipos de sales:
I. De acuerdo al tipo de ácido origen son de dos tipos:
1. Sal oxisal, deriva de un ácido oxácido.
H2SO4 (ac. sulfúrico) + NaOH (hidrox. de sodio) → Na2SO4 (sulfato de sodio) + H2O
H2SO2 (ac. sulfuroso) + Fe → FeSO3(sulfito ferroso) + H2
2. Sal haloidea, deriva de un ácido hidrácido.
H2Cl (ac. clorhídrico) + Ca(OH)2 (hidrox. de calcio) → CaCl2 (cloruro de Ca) + H2O
H2S (ac. sulfhídrico) + Ba → BaS(sulfuro de bario) + H2
Se observa que las oxisales poseen atomo de oxígeno, mientras que las sales haloideas no.
II. Según su constitución, las sales oxisales y las sales haloideas se subdividen a su vez en cinco tipos:





Sales neutras
Sales básicas
Sales ácidas
Sales dobles
Sales hidratadas
1. Oxisales:
a) Oxisales neutras, son aquellas que derivan de la sustitución total de iones hidrógeno de un ácido oxácido con cationes.
Formular al sulfato de plomo (IV)
fórmula del ión sulfato: (SO4)-2
fórmula del ión plomo (IV) : Pb+4
fórmula del sulfato de plomo (IV) : Pb+4(SO4) -2 → Pb(SO4)2
b) Oxisales acidas, derivan de la sustitución parcial de iones hidrógeno de un ácido oxácido con cationes, es decir poseen aniones ácidos.
Formular al bicarbonato de sodio
Anión bicarbonato : (HCO3)-1
Catión sodio : Na+1
Fórmula : Na+1(HCO3) –1 → Na HCO3
c) Oxisales básicas, se originan por sustitución parcial de iones hidróxido (OH)- de la correspondiente base con anión procedente de un ácido oxácido.
Formular clorato básico de magnesio
anion clorato: (ClO3)catión básico de magnesio : [Mg+2 (OH)-1]+
fórmula de la sal: Mg (OH)ClO-3
d) Oxisales dobles, Son aquellas que poseen dos clases o categorías de cationes o aniones en su estructura cristalina.
Formular el sulfato doble de litio y sodio
Li2SO4 → Na2SO4 → Li2Na2 (SO4)2
simplificando: LiNaSO4
e) Oxisales hidratadas, son aquellas que poseen moléculas de agua de hidratación o cristalización en su estructura.
La formula general es:
Sal anhidrida . H2O
Ejemplos:
CaSO4 .2H2O , sulfato de calcio dihidratado (yeso)
Na2CO3 .10H2O , carbonato de sodio decahidratado (sosa de lavanderia)
2. SALES HALOIDEAS:
a) Haloideas neutras, derivan de la sustitución total de hidrógenos de un ácido hidrácido por cationes, por lo cual sus aniones son iones monoatómicos de los
grupos VIA y VIIA.
yoduro de potasio
K+1 I-1 → KI
b) Haloideas ácidas, derivan de la sustitución parcial de iones hidrógenos de un ácido hidrácido del grupo VIA por cationes.
Sulfuro ácido de amonio
(NH4)+1 HS-1 → NH4HS
c) Haloideas básicas, derivan de la sustitución parcial de iones hidroxidos (OH)- con aniones monoatómicos de los grupos VIA y VIIA.
bromurodibásico de hierro (III)
anión bromuro: Br-1
catióndibásico de hierro (III) : [Fe+3 (OH)2-1]+1
fórmula de la sal: Fe (OH)2 Br
d) Haloideas dobles, es análogo a oxisales dobles.
cloruro doble de hierro (III) y platino (II)
FeCl3 + PtCl2 → FePtCl5
e) Haloideas hidratadas, es análogo a oxisales hidratadas.
CaCl2 . 5H2O
cloruro de calcio pentahidratado.
Los hidruros son compuestos binarios que se originan de la combinación del hidrógeno con otro elemento. De acuerdo con el tipo de elemento con que se
combine. Los hidruros se clasifican en:


Hidruros metálicos
Hidruros no metálicos
OBTENCIÓN GENERAL:
Elemento químico + Hidrógeno → hidruro
Formulación general:
donde X = valencia del elemento
Los hidruros mas importantes son de los elementos representativos que actúan con una sola valencia o valencia fija.
Valencia de los elementos representativos frente al hidrógeno, para formar hidruros:
Hidruros metálicos:
Se obtiene de la combinación del hidrógeno con metales. El hidrógeno actúa con estado de oxidación –1 (H1- ion hidruro)
Los hidruros metálicos por lo general son sólidos a temperatura ambiental. Para nombrar los hidruros metálicos se emplean la nomenclatura de stock y la
nomenclatura sistematica.
Cuando se unen químicamente dos hidruros metálicos, se forman hidruros dobles, que se nombran indicando el vocablo doble antes del nombre de los
metales.
Ejemplos:


LiH + AlH3 →AlLiH4 , tetrahidruro doble de aluminio y litio
CaH2 + NaH → CaNaH3 , trihidruro doble de calcio y sodio
HIDRUROS NO METÁLICOS
Son compuestos binarios formados por la combinación del hidrógeno con elementos no metálicos. A los hidruros no metálicos los clasificamos en dos grupos:


hidruros especiales
ácidos hidrácidos
1. Hidruros Especiales.- Son los hidruros de los no metales de los grupos IIIA (B) , IVA (C , Si) y VA (N , P , As , Sb), poseen nombres especiales (comunes)
que son aceptados por la IUPAC. En general son sustancias gaseosas muy tóxicas. En soluciones acuosas no poseen carácter ácido.
2. Ácidos Hidrácidos.- Son los hidruros de los no metales del grupo VIIA y VIA, cuyas soluciones acuosas poseen carácter o propiedades ácidas, por lo que
serán tratadas en función ácido.
Funcion peroxido
Nomenclatura Inorganica
Son compuestos binarios iónicos por lo general; que forma el oxígeno con algunos metales, principalmente del grupo IA y IIA. Se caracterizan por la presencia
del ión peróxido (O2)-2 donde se puede evaluar que cada atomo de oxígeno actúa con estado de oxidacion igual a –1. En el caso de que un metal posee varias
valencias, el peróxido solo es estable con la mayor valencia del metal, porque el metal sufre una oxidación profunda al formar el peróxido.
Formulación General:
Oxido básico (.. ico) + Oxígeno → Peróxido
Ejemplos:




H2O (óxido de hidrógeno) + O → H2O2 : peróxido de hidrógeno
Na2O (óxido de sodio) + O → Na2O2 : peróxido de sodio
CuO (óxido cúprico) + O → CuO2 : peróxido de cobre
Fe2O3 (óxido férrico) + O → Fe2O4 : peróxido de hierro
Observación:
La fórmula del peróxido no se simplifica debido a que debe mantenerse la estructura del ión peróxido (O2)-2
El peróxido de sodio Na2O2 tiene como nombre común “oxilita” y es usado para la obtención del peróxido de hidrógeno H2O2 , y como agente decolorante de
fibras textiles.
El agua oxigenada es una solución o mezcla homogénea de peróxido de hidrógeno y agua
ACTIVIDAD Nº 1.
1. Indique los estados de oxidación de los elementos que conforman los siguientes compuestos:
a. BrO3
g. CaO
b. KH
h. P2O5
c. Bi2S3
i. Sc
d. Ca
j. CaI2
e. Cu
k. O2
f. Al
l. Be
2. ¿Cuáles de los siguientes elementos forma únicamente el estado de oxidación +3 en sus compuestos?
a. O2
b. Be
c. Sc d. Ca e. Cu
f. Al
3. ¿Cuál es el estado de oxidación de cada una de las siguientes opciones?
a. Mn en el Al (MnO4)3
b. Br en el HBrO4
c. S en el H2S
d. Rb en el RbNO3
A. DAR LOS NOMBRES POSIBLES (EN LAS TRES NOMENCLATIRAS) A LOS SIGUIENTES COMPUESTOS:
1. Al3Fe
9. ClO2
2. FeO
10. Ce (OH)3
3. Fe2O3
4. MnS
11. Cl2O3
5. MnS2
12. FeCl2
6. SO2
13. Ni(OH)
7. NO
14. Hg2C2
8. FeCl3
15.Al2(SO4)3
16. Sc (HSO4)3
29. HfO2
17. BaCl
30. WCl6
18. RhCl3•2H2O
31 .Pb (NO3)
19. PH3
32. NaClO4
20. PtO2
33. Cr (OH)2
21. NaCl
34. CuO
22. BrF3
35. PCl5
23. BaCrO4
36.HgCl2
24. Fe (SO4)2
37. Mg3N2
25 .H2CO3
38. Ni2Si
26. HClO4
39. ZnO2
27. ClO-
40. Cl2O
28. Ca3 (PO4)
1.
2.
3.
4.
5.
6.
B. DAR LA FORMULA A LOS SIGUIENTES COMPUESTOS:
ácido clorhídrico.
óxido de dinitrógeno. óxido de nitrógeno (I). óxido nitroso.
óxido de nitrógeno (V), Pentoxido de dinitrógeno.
Anhídrido nítrico.
óxido de dicobre. óxido de cobre (I) . óxido cuproso.
óxido de cromo (II). óxido cromoso.
hidruro de berilio.
7. ácido carbónico, trioxocarbonato de hidrógeno, ácido
trioxocarbónico.
8. boruro de cromo (III) monoboruro de cromo boruro
crómico.
9. Catión monooxofósforo (V).
10. óxido de nitrógeno (IV) dióxido de nitrógeno.
11. tetraóxido de dinitrógeno.
12. ácido hipocloroso.
13. Ácido diatónico.
14. dihidróxido de bario.
15. Fósforo blanco tetrafósforo.
16. bromuro de hidrógeno .ácido bromhídrico.
17. ácido selenhídrido.
18. HIDRÓXIDO DE AMONIO.
26. bromato de litio .trioxobromato (V) de litio.
27. nitrato de litio y plata.
28. Yoduro de berilio.
29. Seleniuro de bario.
30. Sulfuro de bismuto.
31. Bromuro de litio.
32. permanganato de estroncio.
33. sulfito de cobre (I).
34. hidróxido de titanio (IV).
35. fosfato de aluminio.
36. heptóxido de diyodo.
37. disulfuro de carbono.
38. trióxido de dinitrógeno.
39. hexafluoruro de azufre.
40. óxido de boro
.
41. óxido de estroncio.
42. óxido férrico.
43. óxido cúprico.
44. yoduro de magnesio.
45. sulfato de níquel (II).
46. sulfito de cobalto (II).
47. nitrito de estaño (IV).
48. fosfato de cromo (III).
49. clorato de oro (I).
19. óxido de litio.
20. peróxido de litio. trioxonitrato (V) de litio y plata.
21. peróxido de litio.
22. Cianuro de Bario
23. tetraóxido de diplomo.
24. difluoruro de oxigeno
25. tetraoxosulfato (VI) de potasio.
50. sulfuro ferroso