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INSTITUCION EDUCATIVA EXALUMNAS DE LA

PRESENTACION

Presentado por:

Liseth Paola Useche Ríos

Ana María Serrano

Presentado A:

Diana Fernanda Jaramillo Cárdenas

Grado

Decimo dos

2016

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INDICE DE CONTENIDO Pág.

1. Tabla Periodica 3

1.1. Elementos metales 3

1.2. Elementos no metales 3-4

2. Funciones Químicas 5

3. Grupo Funcional 5-6

3.1. Nomenclatura Tradicional 6

3.2. Nomenclatura IUPAC 6

3.3. Nomenclatura STOCK 6

4. Oxidos 6-7

4.1. Funcion Oxido 6

4.2. Oxidos Basicos 7

4.3. Oxidos Acidos 7

5. Nomenclaturas 7-14

5.1. Nomenclatura Stock 7

5.1.2. Ejemplos 8

5.1.2. Ejercicios 8

5.2. Nomenclatura sistemática 9

5.2.1. Ejemplos 9

5.2.2. Ejercicios 11

5.3. Nomenclatura Tradicional 12

5.3.1. Ejemplos 13

5.3.2. Ejercicios 14

6. Hidroxidos 15-19

6.1. Formulacion de Hidroxidos 15-16

6.2. Nomenclaturas 16

6.2.1. Nomenclatura Stock 16

6.3. Nomenclatura Sistematica 17

6.3.1. Ejemplos 17

3

6.3.2. Ejercicios 17

6.4. Nomenclatura Tradicional 18

6.4.1. Ejemplos 18

6.4.2. Ejercicios 19

7. Acidos 19-23

7.1. Propiedades de los Acidos 20

7.2. Acidos Hidracidos 20

7.2.1. Nomenclatura 21

7.2.2. Ejemplos 21

7.2.3. Ejercicios 22

7.3. Acidos Oxacidos 22

7.3.1. Ejemplos 22

7.3.2. Ejercicios 23

8. Sales 24-26

8.1. Ejemplos 25

8.2. Ejercicios 26

9. Reacciones y Ecuaciones Quimicas 27-31

9.1. Reacciones Quimicas 27

9.1.1. Clases de reacciones 28-31

9.2. Ecuaciones químicas 32-38

10. Bibliografias 39

4

1. TABLA PERIÓDICA

Es un sistema rectangular que refleja la estructura electrónica de los

elementos que la forman, consta de filas llamadas periodos y

columnas denominadas grupos donde se organizan los elementos

según su número atómico (Z) creciente.

1.1. ELEMENTOS METALES: Generalmente pueden ser

laminados o estirados formando alambres, propiedades

que se conocen como MALEABILIDAD Y DUCTIVILIDAD.

Conducen con facilidad el calor y la electricidad.

Presentan brillo metálico.

Por lo regular a temperatura ambiente son sólidos exentos Hg,

Ga, Cs, Fr.

Al combinarse con los no metales se seden electrones por lo

que adquieren cargar positivas (CATINES)

1.2. ELEMENTOS NO METALES: Se caracterizan por

presentar una alta electronegatividad, por lo que es más

fácil que ganen electrones.

No son maleables ni dúctiles.

Son malos conductores de calor y la electricidad.

Reciben electrones al combinarse con los metales adquiriendo

cargas negativas ( ANIONES)

Usualmente son menos densos que los metales.

5

6

2. FUNCIONES QUÍMICAS

Se llama así a los compuestos químicos que comparten

propiedades comunes, distinguiéndose de los demás.

Dentro de una función química existe un átomo o conjunto de

átomos llamados GRUPO FUNCIONAL, que definen el

comportamiento y propiedades comunes a todos los compuestos

que hacen parte de dicha función.

3. GRUPO FUNCIONAL

Es un átomo o grupo de átomos de constitución analogía que las

caracteriza.

NaOH Grupo funcional (OH) Hidróxido.

En la química existen cinco funciones principales:

Óxidos, Ácidos, Bases, sales e hidruros.

Todos los compuestos químicos de las anteriores funciones, tienen

normas para llamarlos e identificarlos específicamente. LA

NOMENCLATURA es el conjunto de reglas para llamar cada

compuesto químico, según su función respectiva.

Existen tres formas comunes de nomenclatura:

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3.1. NOMENCLATURA TRADICIONA: El nombre de un

compuesto tiene la siguiente forma general:

Grupo funcional + Prefijos IPO, PER + Nombre del metal o no metal

+ Sufijos OSO, ICO.ATO.URO, según correspondan.

3.2. NOMENCLATURA IUPAC: En este sistema se hace

énfasis en los prefijos y sufijos para la cantidad de átomos

presentes en la molécula de un compuesto. Tiene la

siguiente formula general:

Prefijo numérico + Grupo funcional + Prefijo numérico + Nombre del

metal o no metal.

3.3. NOMENCLATURA STOCK: Es el sistema más simple, ya

que usan números romanos para describir los estados de

oxidación del metal o no metal principal del compuesto.

Tiene la siguiente forma general:

Grupo funcional + Nombre del metal o no metal + Valencia en

números romanos encerrados entre paréntesis.

4. OXIDOS

Los Óxidos son compuestos binarios en que el elemento oxígeno

presenta número de oxidación igual a -2 y es el más electronegativo

de la fórmula, volviéndolo al elemento más potente.

Son las combinaciones del oxígeno con otro elemento.

4.1: FUNCIÓN ÓXIDOS: Son las combinaciones del oxígeno con

cualquier elemento químico. Puede ser óxidos ácidos combinación

del oxígeno con un elemento no metal.

EJEMPLO:

C: +2 +4

C+2

O-2

8

C+4

2O-2

4

CO2

Existen 2 tipos de óxidos:

4.2: OXIDOS BASICOS: Es la combinación de oxigeno con un

metal, y cuando se disuelven en agua forman bases o hidróxidos.

O + (metal) (Oxido básico)

4.3: OXIDOS ACIDOS: Es la combinación del óxido con un no

metal y cuando se disuelven con agua se forman ácidos:

O + (no metal) (Oxido acido)

5. NOMENCLATURA

5.1. NOMENCLATURA STOCK: consiste en nombrar a los

compuestos escribiendo al final del nombre con números

romanos la valencia atómica del elemento. indicando el

número de electrones que un átomo pone para que se

pueda ceder en un enlace químico. De forma general, bajo

este sistema de nomenclatura, los compuestos se nombran

de esta manera: nombre genérico + de + nombre del

elemento específico + el No. de valencia. Los números de

valencia normalmente se colocan como superíndices del

átomo (elemento) en una fórmula molecular.

Para nombrar los compuestos se escribe al final del nombre con

números romanos la valencia atómica del elemento.

Oxido de + nombre del metal o no metal + valencia en números

romanos.

5.1.1. Ejemplos:

CaO= Oxido de calcio (II)

FeO= óxido de hierro (II)

HgO: óxido de mercurio (II)

2

9

5.1.2. Ejercicios:

1. I2O5 Oxido de yodo (V)

2. Cl2O3 Oxido de cloro (III)

3. SiO2 Oxido de silicio (II)

4. AlO3 Oxido de aluminio (III)

5. SO2 Óxido de azufre (II)

6. SrO Oxido de estroncio (II)

7. SO3 Óxido de azufre (III)

8. Cs2O Oxido de cesio (I)

9. I2O7 Oxido de yodo (IV)

10. MnO3 Oxido de magnesio (III)

11. Na2O Oxido de sodio (I)

12. CO2 Oxido de carbono (II)

13. Fe2O3 Óxido de Hierro (III)

14. Cl2o3 Oxido de cloro (III)

15. Al2o3 Oxido de aluminio (III)

16. SO Óxido de Azufre (I)

17. PtO Oxido de Platino (I)

18. P2O5 Oxido de fosforo (V)

19. NiO Oxido de níquel (I)

20. CuO Oxido de Cobre (I)

21. Br2O7 Oxido de bromo (IV)

22. P2O3 Oxido de Fosforo (III)

23. Cl2O7 Oxido de cloro (IV)

24. N2O5 Óxido de nitrógeno (V)

25. Bi2O5 Oxido de bismuto (V)

26. BeO Oxido de Belirio (I)

27. BaO Oxido de bario (I)

28. MgO Oxido d magnesio (I)

29. I2O5 Oxido de yodo(V)

30. CoO Oxido de cobalto (I)

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5.2. NOMENCLATURA SISTEMATICA: Esta es el primer tipo

de nomenclatura que se basa en nombrar los compuestos

usando prefijos numéricos griegos que indican la

atomicidad de cada uno de los elementos presentes en

cada molécula. La atomicidad tiene como objetivo indicar

el número de átomos de un mismo elemento en una

molécula. En la nomenclatura química se considera a la

atomicidad como el número de átomos de un elemento en

una sola molécula. La forma de nombrar los compuestos

en este sistema es: prefijo-nombre genérico + prefijo-

nombre específico.

Para nombrar los compuestos se debe tener en cuenta:

Prefijo numérico

de los oxígenos

presentes+ oxido

de + prefijo

numérico del

metal o no metal

presente +

nombre del metal

o no metal.

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5.2.1. Ejemplos:

CaO= Monóxido de calcio

Fe2O3=Trióxido de Dihierro

Cl2O7= Heptaoxido de Dicloro

Na2O: monóxido de disodio

Ni2O3: trióxido de diníquel

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5.2.2. Ejercicios:

1. Cl2O5 Pentaoxido de Dicloro

2. Cl2O Monoxido de Dicloro

3. PbO3 Trióxido de plomo

4. Br2O3 Trioxido de Dibromo

5. Na2O Monoxido de Disodio

6. CO2 Dioxido de carbono

7. MgO Monoxido de magnesio

8. I2O7 Heptaoxido de Diyodo

9. N2O5 Pentaoxido de Dinitrogeno

10. LiO2 Dioxigeno de litio

11. NaO4 Tetraoxido de sodio

12. SO3 Trioxido de Azufre

13. P2O Monoxido de Fosforo

14. Fe2O3 Trioxido de Dihierro

15. Al2O3 Trioxido de Dialuminio

16. CuO Monoxido de Cobre

17. Bi2O5 Pentaoxido de Dibismuto

18. PtO2 Dioxido de platino

19. Cr2O3 Trioxido de Dicromo

20. Br2O5 Pentaoxido de Dibromo

21. Cl2O3 Trioxido de Dicloro

22. K2O Monoxido de Dipotacio

23. Hg2O Monoxido de manganeso

24. Cu2O2 Dioxido de Dicobre

25. Na2O Monoxido de Disodio

26. Br2O Monoxido de Dibromo

27. SO3 Trioxido de azufre

28. P2O3 Trioxido de Difosforo

29. CaO Monoxido de calcio

30. N2O5 Pentaoxido de Dinitrogeno

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5.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento

de nombre específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera

general las reglas son:

Cuando el elemento solo tiene una valencia, simplemente se

coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” o bien

se termina el nombre del elemento con el sufijo –ico.

K2O, óxido de potasio u óxido potásico

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -

oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia

menor: FeO, Fe+2

O-2

, hierro con la valencia 2, (estado de

oxidación +2), óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia

mayor: Fe2O3, Fe2+3

O3-2

, hierro con valencia 3, (estado de

oxidación +3), óxido férrico3

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y

sufijos.

hipo- … -oso (para la menor valencia): P2O, P2+1

O-2

, fósforo

con la valencia 1, (estado de oxidación +1), óxido

hipofosforoso

… -oso (para la valencia intermedia): P2O3, P2+3

O3-2

, fósforo

con valencia 3, (estado de oxidación +3), óxido fosforoso

… -ico (para la mayor valencia): P2O5, P2+5

O5-2

, fósforo con

valencia 5, (estado de oxidación +5), óxido fosfórico

Cuando tiene cuatro valencias diferentes se usan los

prefijos y sufijos

hipo- … -oso (para la valencia más pequeña)

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… -oso (para la valencia pequeña)

… -ico (para la valencia grande)

per- … -ico (para la valencia más grande)

Es recomendada para los óxidos que forman los alógenos los

cuales presentan cuatro estados de oxidación. En estos casos se

utilizan los sufijos OSO para los de menor número de oxidación (+1

y +2), El ICO para los de mayor numero de oxidación (+5 y +7),

además se adiciona el prefijo HIPO para los de menos (+1) y PER

para los de mayor (+7).

Oxido de + prefijo Hipo, Per+ Nombre del metal o no metal +

sufijo OSO, ICO

5.3.1. Ejemplos:

Una valencia: Óxido ... ico o Na

+1 + O

-2 » Na2O: óxido sódico

o Ca+2

+ O-2

» Ca2O2 » CaO: óxido cálcico Dos valencias:

o Menor valencia: Óxido ... oso Ni

+2 + O

-2 » Ni2O2 » NiO: óxido niqueloso

Hg+1

+ O-2

» Hg2O: óxido mercurioso o Mayor valencia: Óxido ... ico

Ni+3

+ O-2

» Ni2O3: óxido niquélico Hg

+2 + O

-2 » Hg2O2 » HgO: óxido mercúrico

Tres valencias: o Menor valencia: Óxido hipo ... oso

15

Cr+2

+ O-2

» Cr2O2 » CrO: óxido hipocromoso o Valencia intermedia: Óxido ... oso

Cr+3

+ O-2

» Cr2O3: óxido cromoso o Mayor valencia: Óxido ... ico

Cr+6

+ O-2

» Cr2O6 » CrO3: óxido crómico Cuatro valencias:

o Primera valencia (baja): Óxido hipo ... oso Mn

+2 + O

-2 » Mn2O2 » MnO: óxido hipomanganoso

o Segunda valencia: Óxido ... oso Mn

+3 + O

-2 » Mn2O3: óxido manganoso

o Tercera valencia: Óxido ... ico Mn

+4 + O

-2 » Mn2O4 » MnO2: óxido mangánico

o Cuarta valencia (alta): Óxido per ... ico Mn

+7 + O

-2 » Mn2O7: óxido permangánico

5.3.2. Ejercicios:

1. I2O5 Oxido yodico

2. Cl2O3 Oxido cloroso

3. SiO2 Oxido silicioso

4. AlO3 Oxido aluminico

5. SO2 Óxido azufroso

6. SrO Oxido estranico

7. SO4 Óxido sulfuroso

8. Cs2O Oxido cesico

9. I2O7 Oxido peryorico

10. MnO3 Oxido manganoso

11. Na2O Oxido sodico

12. CO2 Oxido carbonico

13. Fe2O3 Óxido Ferrico

14. Cl2o3 Oxido cloroso

15. Al2o3 Oxido aluminico

16. SO Óxido hiposulfuroso

17. PtO Oxido platinoso

18. P2O5 Oxido fosforico

19. NiO Oxido niqueloso

20. CuO Oxido cuprico

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21. Br2O7 Oxido perbromico

22. P2O3 Oxido fosforoso

23. Cl2O7 Oxido perclorico

24. N2O5 Óxido nidrico

25. Bi2O5 Oxido bismutico

26. BeO Oxido belirico

27. BaO Oxido barico

28. MgO Oxido manganico

29. I2O5 Oxido yoridico

30. CoO Oxido cobaltoso

6. HIDROXIDOS: Los hidróxidos son compuestos iónicos formados por un metal (catión) y un elemento delgrupo hidróxido (OH

-) (anión). Se trata de compuestos ternarios

aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los compuestos binarios.

6.1. FORMULACIÓN DE LOS HIDRÓXIDOS

La fórmula general de los hidróxidos es del tipo X(OH)n, siendo el número de iones igual que el número de oxidación del catión metálico, para que la suma total de las cargas sea cero.

Son aquellas sustancias que pueden liberar iones hidroxilo (OH-)

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cuando están disueltos en agua. Provienen de los óxidos básicos:

(Oxido básico)+H2O = (Hidróxido)

6.1.1. EJEMPLOS: Fe

+2+ (OH)= Fe (OH)2

Fe+2

+H2O= Fe(OH)2 Fe2O3+H2O= Fe(OH)3 Pb

+4+(OH)=Pb(OH)4

PbO2+H2O=Pb(OH)4

6.2. NOMENCLATURAS

6.2.1. NOMENCLLATURA STOCK: Comienza con la palabra

hidróxido seguido del elemento metálico con la valencia del mismo en números romanos entre paréntesis.

Hidróxido de + nombre del metal + valencia en numero romano.

6.2.2. EJEMPLO: Hg(OH): hidróxido de mercurio (I) Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II)

Cuando el elemento metálico sólo tenga una valencia no se indica en números romanos la valencia:

Be(OH)2: hidróxido de berilio, en lugar de hidróxido de berilio (II)

CsOH hidróxido de cerio, en lugar de hidróxido de cerio (I)

Na(OH): Hidroxido de sodio (I) K(OH): Hiodroxido de potacio (I) Ca(OH)2: Hidroxido de calcio (II) Fe(OH)2: Hidroxido de hierro (II) Fe(OH)3: Hidroxido de hierro (III) Cu(OH): Hidroxido de cobre (I) Cu(OH)2: Hidroxido de cobre (II)

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6.2.3. EJERCICIOS

1. Fe (OH)3 Hidróxido de hierro (III) 2. Cu (OH) Hidroxido de cobre (I) 3. Bi(OH) Hidroxido de bismuto (I) 4. Pb(OH)2 Hidroxido de plomo (II) 5. Ca(OH)2 Hidroxido de calcio (II) 6. Mg(OH)2 Hidroxido de magnesio (II) 7. Al(OH)3 Hidroxido de aluminio (III) 8. Fe(OH)2 Hidroxido de hierro (II) 9. Bi(OH)5 Hidroxido de bismuto (V) 10. Pb(OH)4 Hidroxido de plomo (IV) 11. Ni(OH)3 Hidroxido de niquel (III) 12. Co(OH)2 Hidroxido de colbalto (II) 13. Bi(OH)3 Hidroxido de bismuto (III)

6.3. NOMENCLLATURA SISTEMATICA: En la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la palabra hidróxido.

Se nombra: Prefijo + HIDROXIDO DE + Prefijo + Nombre del elemento.

El prefijo depende del número de moléculas que tenga el elemento.

6.3.1 EJEMPLOS

Be(OH)2: dihidróxido de berilio Sn(OH)4: tetrahidróxido de estaño Fe(OH)3: trihidróxido de hierro

6.3.2 EJERCICIOS

1. Fe (OH)3 Trihidroxido de hierro 2. Cu (OH) Monohidroxido de cobre 3. Bi(OH) Monohidroxido de bismuto 4. Pb(OH)2 Dihidroxido de plomo

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5. Ca(OH)2 Dihidroxido de calcio 6. Mg(OH)2 Dihidroxido de magnesio 7. Al(OH)3 Trihidroxido de alumio 8. Fe(OH)2 Dihidroxido de hierro 9. Bi(OH)5 Pentahidroxido de bismuto 10. Pb(OH)4 Tetrahidroxido de plomo 11. Ni(OH)3 Trihidroxido de niquel 12. Co(OH)2 Dihidroxido de colbalto 13. Bi(OH)3 Trihidroxido de bismuto

6.4 NOMENCLLATURA TRADICIONAL: comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa.

6.4.1 EJEMPLOS:

Una valencia: Hidróxido ... ico o Mg

+2 + (OH)

-1 » Mg(OH)2: hidróxido magnésico

Dos valencias: o Menor valencia: Hidróxido ... oso

Pt+2

+ (OH)-1

» Pt(OH)2: hidróxido platinoso o Mayor valencia: Hidróxido ... ico

Pt+4

+ (OH)-1

» Pt(OH)4: hidróxido platínico Tres valencias:

o Menor valencia: Hidróxido hipo ... oso Zr

+2 + (OH)

-1 » Zr(OH)2: hidróxido hipocirconioso

o Valencia intermedia: Hidróxido ... oso Zr

+3 + (OH)

-1 » Zr(OH)3: hidróxido circonioso

o Mayor valencia: Hidróxido ... ico Zr

+4 + (OH)

-1 » Zr(OH)4: hidróxido circónico

Cuatro valencias: o Primera valencia (baja): Hidróxido hipo ... oso

V+2

+ (OH)-1

» V(OH)2: hidróxido hipovanadoso o Segunda valencia: Hidróxido ... oso

V+3

+ (OH)-1

» V(OH)3: hidróxido vanadoso o Tercera valencia: Hidróxido ... ico

V+4

+ (OH)-1

» V(OH)4: hidróxido vanádico

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o Cuarta valencia (alta): Hidróxido per ... ico V

+5 + (OH)

-1 » V(OH)5: hidróxido pervanádico

6.4.2 EJERCICIOS:

1. Fe (OH)3 Hidroxido ferrico 2. Cu (OH) Hidroxido cobroso 3. Bi(OH) Hidroxido bismutoso 4. Pb(OH)2 Hidroxido plomoso 5. Ca(OH)2 Hidroxido calcico 6. Mg(OH)2 Hidroxido magnesico 7. Al(OH)3 Hidroxido aluminico 8. Fe(OH)2 Hidroxido ferroso 9. Bi(OH)5 Hidroxido bismutico 10. Pb(OH)4 Hidroxido plomico 11. Ni(OH)3 Hidroxido niquelico 12. Co(OH)2 Hidroxido cobaltoso 13. Bi(OH)3 Hidroxido bismutoso

7. ACIDOS

Un ácido es cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes Nicolaus Bronsted y Martin Lowry, los que definieron independientemente un ácido como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H

+) a otro compuesto

denominado base.

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7.1 Propiedades de los ácidos

Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja.

Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

Son corrosivos. Producen quemaduras de la piel. Son buenos conductores de electricidad en disoluciones

acuosas. Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno. Reaccionan con bases para formar una sal mas agua. Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

Según su composición, los ácidos inorgánicos se clasifican en 2 grupos:

7.2 Ácidos hidrácidos

Los hidrácidos también llamados ácidos hidrácidos o hidruros no metálicos son combinaciones binarias entre hidrógeno junto a los halógenos (F, Cl, Br, I) exceptuando el At y con los anfígenos (S, Se, Te) exceptuando el O, los primeros actúan con valencia 1 y los segundos actúan con valencia 2. Estos compuestos presentan carácter ácido en disolución acuosa.

Proviene de la combinación directa entre el hidrogeno y el elemento halógeno:

H2+ (No metal) = (HIDRACIDO)

22

7.2.1 Nomenclaturas:

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

H+1

S-2

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

H+1

F-1

HF ácido fluorhídrico fluoruro de hidrógeno

H+1

Cl-1

HCl ácido clorhídrico cloruro de hidrógeno

7.2.2 EJEMPLOS

Ácido Nítrico - HNO3 Ácido Clorhídrico - HCL Ácido Sulfúrico - H2SO4 Ácido Fluorhidrico HF Ácido Clorhidrico HCl Ácido Sulfridrico H2S

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7.2.3 EJERCICIOS

1. HF(aq) Ácido fluorhídrico

2. HCl(aq) Ácido clorhídrico

3. HBr(aq) Ácido bromhídrico

4. HI(aq) Ácido yodhídrico

5. H2S(aq) Ácido sulfhídrico

6. H2Se(aq) Ácido selenhídrico

7. H2Te(aq) Ácido telurhídrico

8. HCN(aq) Ácido cianhídrico

7.3 Ácidos Oxácidos

Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción química de un oxido ácido(anhídrido) y el agua. Se diferencian de los hidrácidos en que estos no poseen oxígeno y los oxácidos si poseen oxígeno.

SUFIJOS

Nombre de los oxácidos Nombre de sus respectivos oxoaniones

Hipo ................. oso Hipo .................. ito

................. oso .................. ito

................. ico .................. ato

Per ................. ico Per .................. ato

7.3.1 EJEMPLOS

Cl2O + H2O = HClO Acido Hipocloroso Cl2O3 + H2O= HClO2 Acido Cloroso Cl2O5 + H2O = HClO3 Acido clórico Cl2O7 + H2O = HClO4 Acido Perclorico HClO = Acido Hipocloroso H2SO4 = Acido Sulfurico

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7.3.2 EJERCICIOS

1. HClO4 Acido Perclorico 2. HClO3 Acido Clorico 3. H2SO2 Acido Hiposulfuroso 4. H2SO3 Acido Sulfuroso 5. H3PO4 ácido fosfórico 6. HPO2 Acido Metafosforoso 7. H3AsO4 Acido Arsenico

8. H3AsO3 Acido Arsenioso

9. H2MnO3 Acido manganoso

10. H2CrO4 Acido

Cromico

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8. SALES

Las sales son compuestos que se forman por la reacción entre un ácido (oxácido o hidrácido) y un hidróxido. HIDRÓXIDO + ÁCIDO ¾¾® SAL + AGUA La fórmula de la sal se obtiene de la siguiente forma: Se le quitan los OH al hidróxido, con lo cual se obtiene el catión correspondiente. Se le quitan los hidrógenos al ácido (uno o todos), con lo cual se obtiene el anión correspondiente. Se unen el catión y el anión y se intercambian las cargas (sin el signo). La nomenclatura de las sales se deriva de los nombres del catión y del anión de los cuales se origina. Se escribe primero el nombre del anión y luego el nombre del catión, separados por la palabra de. En la tabla 7 se presentan algunas sales con sus nombres correspondientes

26

Son compuestos iónicos formados por un catión (ion+) y un anión (-).

Proviene de la reacción de un acido y una base:

(Acido) + (Base) = (Sal) + H2O

Se forman por la reacción de un ácido que tiene más de un hidrógeno y un hidróxido. El anión que se forma conserva alguno de los hidrógenos del ácido original. Se denominan “sales ácidas” debido a la presencia de hidrógenos ácidos en la fórmula.

8.1 EJEMPLOS

Sulfato de calcio, CaSO4 Sulfuro de plomo (II), PbS Fosfato de calcio, Ca2(PO4)2 Floruro de calcio, CaF2 Sulfuro de cinc, ZnS

8.2 EJERCICIOS

1. NaClO Hipoclorito de sodio

2. KClO4 Perclorato de potasio

3. CuNO3 Nitrato Cuproso

4. Cu(NO3)2 Nitrato Cuprico

5. FeSO4 Sulfato Ferroso

6. Kl Yoduro de potasio3

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7. CaCl2 Bromuro de litio

8. LiBr Bromuro de litio

Cuando reacciona un ácido y una base esta última reemplaza

con sus cationes metálicos a los hidrógenos iniciales del

ácido. Las SALES NEUTRAS se llaman así a aquellas que se

forman por la sustitución completa de todos los hidrógenos del

ácido, y se nomenclan como se acaba de mostrar. Sin

embargo, cuando no se logra sustituir todos lo hidrógenos de

un ácido, se forman las SALES ACIDAS que se llaman asi:

9. NaHCO3 Carbonato acido de sodio

10. KHSO4 Sulfato acido de potasio

11. Na2HPO4 Fosfato monoacido de sodio

12. NaH2PO4 Fosfato diacido de sodio

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9. REACCIONES Y ECUACIONES QUIMICAS

9.1 Reacciones Químicas

Una reacción química, cambio químico o fenómeno químico, es

todo proceso termodinámico en el cual una o

más sustancias (llamadas reactantes o "reactivos"), se transforman,

cambiando su estructura molecular y sus enlaces,

en otras sustancias llamadas productos. Los

reactantes pueden ser elementos o compuestos.

Características:

1. Cambio de las propiedades de los cuerpos

al momento de reaccionar.

2. Variación de Energía.

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9.1.1 Clases de Reacciones

Es necesario reconocer, que una reacción química sólo puede corresponder a un fenómeno químico que se verifique en condiciones adecuadas; es decir, no se debe proponer una reacción química inventada o que no sea una reacción real. Sin embargo, no siempre es posible predecir sí, al poner en contacto ciertas sustancias, se llevará a cabo la reacción o cuales serán los productos.

Ahora bien, en miles de experimentos realizados en el mundo, debidamente repetidos y controlados en el laboratorio, las reacciones químicas se pueden clasificar en los siguientes tipos:

Reacciones de combinación o síntesis que son aquellas en las cuales dos o más sustancias reaccionantes se combinan para formar otra más compleja:

A + B → C 2H2(g) + O2(g) → 2H2O

CaO(s) + H2O(l) → Ca(OH)2(ac)

Reacciones de descomposición o análisis cuando un compuesto se descompone para formar otras sustancias mas simples.

Ejemplos: al calentar óxido de mercurio, puedo obtener oxígeno y mercurio; se puede hacer reaccionar el dicromato de amonio para obtener nitrógeno, óxido crómico y agua.

Para que se produzca una combinación o una descomposición es fundamental que en el transcurso de las mismas se libere o absorba energía, ya que sino, ninguna de ellas se producirá. Al final de cualquiera de las dos tendremos sustancias distintas a las originales. Y ha de observarse que no todas las sustancias

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pueden combinarse entre sí, ni todas pueden ser descompuestas en otras.

AB → A + B

2HgO(s) → 2Hg(l) + O2(g)

CaCO3(s) → CaO(s) + O2(g)

Reacciones de desplazamiento o sustitución se presenta cuando hay un desplazamiento de uno o más átomos de un reaccionante, por uno o más átomos de otro elemento. En la mayoría de estas reacciones ocurre un desplazamiento de hidrógeno, de un metal o de un halógeno.

A + BC → AC + B

2Na(s) + H2O(l) → 2NaOH(ac) + H2(g)

Fe(s) + CuSO4(ac) → FeSO4(ac) + Cu(s)

Cl2(g) + 2NaI(ac) → 2NaCl(ac) + I2(s)

Reacciones de doble desplazamiento :son aquellas en las cuales ocurre un intercambio entre los átomos o iones de los reaccionantes para formar otras sustancias mas estables, generalmente se dan en soluciones acuosas y los átomos o iones participantes no cambian su número de oxidación al pasar de reactivos a productos.

AB + CD → AD + CB

NaOH(ac) + HCl(ac) → NaCl(ac) + H2O(l)

KCl(ac) + AgNO3(ac) → KNO3(ac) + AgCl(s)

2HCl(ac) + FeS(s) → FeCl2(ac) + H2S(g)

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Reacciones de acuerdo con la energía involucrada De acuerdo con la energía involucrada las reacciones químicas se clasifican en:

Reacciones exotérmicas que son aquellas que ocurren con desprendimiento de calor. En ellas la energía de los reactivos es mayor que la energía que poseen los productos, la combustión es un ejemplo de este tipo de reacciones

C(s) + O2(g) → CO2(g) + Calor C(s) + O2(g) → CO2(g) + 94 Kcal

A la cantidad de energía almacenada en los reactivos o en los productos se le llama entalpía (H), y a la diferencia entre la entalpía de los productos (Hp) y la entalpía de los reactivos (Hr) se le llama calor de reacción o cambio de entalpía (∆H).Por tanto:

∆H = Hp − Hr Como en una reacción exotérmica, la cantidad de energía almacenada en los productos es menor que la cantidad de energía almacenada en los reactivos, ∆H será negativo.

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C(s) + O2(g) → CO2(g) ∆H = −94 kcal.

Reacciones endotérmicas son reacciones que absorben o requieren calor del entorno para llevarse a cabo. En estas la energía de los reactivos es menor que la energía de los productos.

CaCO3 + calor → CaO + CO2

CaCO3 + 42.52 kcal → CaO + CO2

Puesto que en las reacciones endotérmicas la energía de los productos es mayor que la energía de los reactivos, ∆H es positivo:

∆H = Hp – Hr CaCO3 → CaO + CO2 ∆H = 45.2 kcal.

9.2 Ecuaciones Químicas

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Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción

química. Muestra las sustancias que reaccionan

(llamadas reactivos o reactantes) y las sustancias que se originan

(llamadas productos). La ecuación química ayuda a ver y visualizar

los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el

producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso.

Además se pueden ubicar los símbolos químicos de cada uno de

los elementos o compuestos que estén dentro de la ecuación y

poder balancearlos con mayor facilidad.

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Escritura y equilibrio de una ecuación química

Método del tanteo o ensayo error Generalmente se emplea para balancear ecuaciones químicas en las que no hay intercambio de de electrones (no hay cambios en los estados de oxidación y en ecuaciones redox muy sencillas. Al balancear cualquier ecuación debe tenerse en cuenta que:

los subíndices de una sustancia son invariables, no se pueden modificar.

Los coeficientes multiplican todos los subíndices de una fórmula. Así, 3K2SO4 indica 6 átomos de K, 3 átomos de S y 12 átomos de O.

Para balancear una ecuación química por tanteo se siguen las recomendaciones siguientes: 1. Se asigna un coeficiente cualquiera (generalmente 2) a la fórmula más compleja. 2. Se balancean los metales. 3. Se balancean los no metales diferentes de hidrógeno y oxígeno. 4. Se balancean los hidrógenos. 5. Se comprueba con los oxígenos. 6. Se simplifican los coeficientes si es posible. Ejemplo: Balancear por tanteo la siguiente ecuación química H3PO4 + Fe (OH)3 → Fe3 (PO4)2 + H2O 1. Se multiplica por un número la fórmula mas compleja H3PO4 + Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + H2O

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2. Se balancean los metales, en este caso el Fe, como en los productos hay 6 átomos de Fe (2x3=6) y en los reactivos hay uno solo se multiplica el Fe de los reactivos por 6. H3PO4 + 6 Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + H2O 3. Se balancean los no metales, hay 4 átomos de P en productos (2x1x2 = 4), igual número debe haber en los reactivos, como en estos hay uno solo se multiplica a H3PO4 por 4. 4 H3PO4 + 6 Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + H2O 4. Se balancean los hidrógenos: hay 24 hidrógenos en reactivos, mientras que en productos solo hay 2, luego se multiplica el H2O por 12. 4 H3PO4 + 6 Fe (OH)3 → 2 Fe3 (PO4)2 + 12H2O 5. Se comprueba el balanceo con los oxígenos, el número de átomos de oxígeno en reactivos debe coincidir con el número de

átomos de oxígeno de los productos. En reactivos hay 28 átomos de oxígeno e igual cantidad hay en productos, luego la ecuación está balanceada. Se simplifican coeficientes y queda 2H3PO4 + 3 Fe (OH)3 → Fe3 (PO4)2 + 6 H2O

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10. Bibliografías:

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http://www.monografias.com/trabajos5/aciba/aciba.shtml

http://www.fullquimica.com/2011/09/funcion-acido.html

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http://www.acienciasgalilei.com/qui/formulacion/acidos%20oxo

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http://www.ecured.cu/Sales

https://es.wikipedia.org/wiki/Ecuaci%C3%B3n_qu%C3%ADmi

ca

http://www.profesorenlinea.cl/Quimica/Reacciones_quimicas.h

tm

Química para ICFES