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Instituto Tecnológico de Ciudad Valles

Química. M.C. María Guadalupe Rivera Morales. 2008 86

Unidad 3 NOMENCLATURA Y REACCIONES QUÍMICASDE COMPUESTOS INORGÁNICOS

3.1 Clasificación y nomenclatura de los compuestos inorgánicos.

Tomando en consideración que según Brandwein (1988), existen más de |50,000| compuestosquímicos inorgánicos en los que no interviene el carbono, se ha buscado un sistema para agruparlosde acuerdo con sus propiedades químicas, para darles nombre y reconocerlos.

Se ha dado el nombre de función inorgánica al grupo de compuestos similares que presentan unconjunto de propiedades comunes. Las principales funciones químicas inorgánicas son:

Óxidos

Hidróxidos

Ácidos

Sales

Hidruros



La nomenclatura química es el conjunto de reglas que se emiten para dar nombre a cada una de lassustancias químicas.

El objeto de la nomenclatura química es identificar a una sustancia química.

La nomenclatura química contiene reglas que se han modificado con el tiempo y se seguiránmodificando a medida que se obtengan nuevos compuestos o se establezcan acuerdosinternacionales para designar a los ya existentes.

Las reglas de nomenclatura actuales provienen de los acuerdos internacionales tomados en unaasociación mundial de químicos, denominada International Union of Pure and Applied Chemistry,conocida como IUPAC, por sus siglas en inglés (Unión Internacional de Química Pura Aplicada).

Para nombrar a los compuestos químicos inorgánicos se siguen normas de la IUPAC. Se aceptantres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos: la nomenclatura sistemática, lanomenclatura de Stock y la nomenclatura tradicional.

Nomenclatura sistemáticaPara nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos: mono__, di__,tri__, tetra__, penta__, hexa__, hepta__....

Nomenclatura de StockEste tipo de nomenclatura, cuando el elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia,ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis.

Nomenclatura tradicionalEn esta nomenclatura para poder distinguir con qué valencia funcionan los elementos en esecompuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos.

Número de valencias Valencia menor Valencia mayor

1 _ICO

2 _OSO _ICO

3 HIPO_OSO _OSO _ICO

4 HIPO_OSO _OSO _ICO PER_ICO

3.1.1 Óxidos

Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases deóxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).



Óxidos básicos.

Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el oxígeno. Su fórmula generales:

M2OX

Donde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).

Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si lavalencia es par se simplifica).

Para formular los compuestos se escribe el símbolo del elemento M (metal) y a continuación el deloxígeno (O). Como subíndice del elemento M se coloca la valencia del oxígeno y al oxígeno lavalencia del elemento M, simplificando si es posible.

A continuación se ejemplifican algunos casos de estos compuestos:

Na + O 2 Na2OEl sodio es un metal que trabaja con valencia 1 y el oxígeno con valencia 2. Al intercambiar lasvalencias y colocarlas como subíndices queda: Na 2O

Ca + O2 CaO

Al combinar el calcio que trabaja con valencia 2 y el oxígeno con valencia 2. Como ambos tienenvalencias par se simplifican y queda: CaO

Pb + O2 PbO2

En este ejemplo el plomo con valencia 4 y el oxígeno con valencia 2. Como ambos tienen valenciapar se simplifican y al intercambiar las valencias y colocarlas como subíndices, queda: PbO2

Fe + O2 Fe2O3

En este caso el hierro con valencia 3 y el oxígeno con valencia 2. Al intercambiar las valencias ycolocarlas como subíndices, queda: Fe2O3

Óxidos ácidos o anhídridos.Son compuestos binarios formados por un no metal y oxígeno. Su fórmula general es:

N2OX

Donde N es un no metal y la X la valencia del no metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).

Las valencias de los elementos se intercambian entre ellos y se ponen como subíndices. (Si lavalencia es par se simplifica).



Para formular los compuestos se escribe el símbolo del elemento NM (no metal) y a continuación eldel oxígeno (O). Como subíndice del elemento NM se coloca la valencia del oxígeno y al oxígeno lavalencia del elemento NM, simplificando si es posible.

A continuación se ejemplifican algunos casos de estos compuestos:

S + O2 SO2

En este caso el azufre con valencia 4 y el oxígeno con valencia 2. Para fórmulas primero se escribeel azufre y luego el oxígeno, al intercambiar las valencias estas se simplifican por ser número par,así que los subíndices son 1 y 2, al intercambiar y colocarlos como subíndices queda: SO2

Cl2 + O2 Cl2O7

En este ejemplo el cloro con valencia 7 se combina con el oxígeno con valencia 2. Para formular seescribe primero el cloro seguida del oxígeno, posteriormente se intercambian las valencias y seescriben como subíndices, quedando de la siguiente manera: Cl2O7

Nomenclatura de los óxidos básicos.Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:

a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,(según los átomos de oxígeno) con la palabra óxido, la preposición de y posteriormente losprefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del metal) seguido del nombre delmetal.

b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra óxido, la preposición de, el nombre del metal (seindica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no seindica).

c) Nomenclatura tradicional: se escribe la palabra óxido, seguida del nombre del metal con elsufijo oso o ico. Si el metal tiene más de 2 valencias se utiliza terminología.

Número de valencias Valencia menor Valencia mayor

1 _ICO

2 _OSO _ICO

3 HIPO _ OSO _OSO _ICO

4 HIPO _ OSO _OSO _ICO PER _ICO

Prefijo numeral-óxido de prefijo numeral-nombre del metal

Óxido de nombre del metal (valencia del metal)

Óxido nombre del metal-sufijo



A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las tres reglas de nomenclatura:

Compuesto Nombre sistemático Nomenclatura de Stock Nombre tradicional

Ag2O Monóxido de diplata Óxido de plata Óxido argéntico

PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo ( IV ) Óxido plúmbico

Na2O Óxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico

Au2O3 Trióxido de dioro Óxido de oro (III) Óxido aúrico

Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico

Ejemplo 1

RESPUESTA

Sistemática Stock Tradicional

NiO Monóxido de níquel óxido de níquel (II) óxido niqueloso

Ni2O3 Trióxido de diníquel óxido de níquel ( III) óxido niquélico

Nomenclatura de los óxidos ácidos (anhídridos)Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:

a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,(según los átomos de oxígeno) con la palabra óxido, seguida de la preposición de yposteriormente los prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del no metal)seguido del nombre del no metal.

b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra óxido, la preposición de, el nombre del no metal(se indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no seindica).

Escribir el nombre de los compuestos NiO y Ni2O3, utilizando las tres reglas de nomenclatura.

Prefijo numeral-óxido de prefijo numeral-nombre del no metal

Óxido de nombre del no metal (valencia del no metal)



c) Nomenclatura tradicional: se escribe la palabra anhídrido, seguido del nombre del no metal conla terminación oso o ico. Si el metal tiene más de dos valencias se utiliza la siguienteterminología.

Número de valencias Valencia menor Valencia mayor1 _ICO

2 _OSO _ICO

3 HIPO _OSO _OSO _ICO

4 HIPO _OSO _OSO _ICO PER _ICO


Ejemplo 2

RESPUESTA

Sistemática Stock Tradicional

Cl2O monóxido de dicloro óxido de cloro (I) anhídrido hipocloroso


I2O3 Trióxido de diyodo Óxido de yodo (III) Anhídrido yodoso

B2O3 Trióxido de diboro Óxido de boro Anhídrido bórico

CO2 Dióxido de carbono Óxido de carbono (IV) Anhídrido carbónico

Escribir el nombre del compuesto Cl2O, utilizando las tres reglas de nomenclatura.

Anhídrido nombre del no metal-sufijo



3.1.2 Hidróxidos

Los hidróxidos, también conocidos como bases son compuestos formados por un metal y el grupohidroxilo (OH). Su fórmula general es:

M(OH)X

Donde M es un metal y la X la valencia del metal

El grupo OH siempre tiene valencia 1.

Estos se obtienen cuando se combina un óxido con agua.

Óxido + agua hidróxido

Los hidróxidos se formulan escribiendo el metal seguido del radical hidróxido; éste va entreparéntesis si el subíndice es mayor de uno.

A continuación se dan ejemplos de algunos hidróxidos:

NaO + H2O NaOHEl sodio trabaja con valencia 1 y el radical hidróxido tiene valencia 1. Para formular se escribe elmetal seguida del OH y como tienen igual valencia no se escribe.

CaO + H2O Ca(OH)2

El calcio tiene valencia 2, al formular el compuesto se debe de encerrar entre paréntesis el OH yponer como subíndice el 2.

En forma simplificada se pueden formar los hidróxidos combinando directamente el metal con elradical OH-. Si el metal tiene varias valencias, se escribe entre paréntesis el OH y fuera de él, connúmero romano la valencia con que actuó dicho metal.

El plomo tiene dos valencias de 2 y 4, por lo que se tiene al cruzar las valencias:

Pb+2 + OH- Pb(OH)2

Pb+4 + OH- Pb(OH)4

Propiedades de las basesa) Tienen sabor a lejía (jabón).

b) Reaccionan con los ácidos produciendo sal y agua con desprendimiento de energía y a la reacciónse denomina neutralización.

c) Causan escozor al contacto con la piel - la sosa cáustica que se usa en la cocina NaOH o la cal.

d) Son untuosos y resbalosos al tacto.

Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:



a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,(según la cantidad de hidroxilos) con la palabra hidróxido, seguida de la preposición de yposteriormente del nombre del metal.

b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra hidróxido, la preposición de, el nombre del metal(se indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no seindica).

c) Nomenclatura tradicional: Se escribe la palabra hidróxido, seguido del nombre del metal con laterminación oso (menor valencia) o ico (mayor valencia).



Ca(OH)2 Dihidróxido de calcio Hidróxido de calcio Hidróxido cálcico

Al(OH)3 Trihidróxido de aluminio Hidróxido de aluminio Hidróxido alumínico

Pb(OH)4 Tetrahidróxido de plomo Hidróxido de plomo (IV) Hidróxido plúmbico

Ejemplo 3

RESPUESTASistemática Stock Tradicional

Ni(OH)2 dihidróxido de níquel hidróxido de níquel (II) hidróxido niqueloso

Ni(OH)2 tetrahidróxido de níquel hidróxido de níquel (III) hidróxido niquélico

Escribir el nombre de los compuestos Ni(OH)2 y Ni(OH)3, utilizando las tres reglas denomenclatura.

Hidróxido de nombre del metal (valencia del metal)

Prefijo numeral-hidróxido de nombre del metal

Hidróxido nombre del metal-sufijo



3.1.3 Ácidos

Son compuestos que se caracterizan por poseer en el interior de su molécula, átomos de hidrógeno,que reciben el nombre de iones hidrogeniosos de allí que reciben el nombre de sustanciasprotonadoras.

Existen dos tipos de ácidos.

Oxiácidos

Hidrácidos

OxiácidosSon compuestos ternarios formados por un no metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir delóxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O). Su fórmulageneral es:

H2O + N2Ox = HaNbOc

Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O el oxígeno.

Estos se obtienen cuando se combina un anhídrido (óxido no metálico) con agua.

Anhídrido + agua ácido (oxácido)

Para escribir la fórmula de un ácido se escribe primero el número total de hidrógenos, el total deelementos no metálicos y por último el total de oxígenos.

Si todos los subíndices del compuesto tienen mitad o tercera parte se les saca y se anota la fórmulasimplificada:

Cl2O + H2O H2Cl2O2

Cl2O + H2O HClOEn forma simplificada se pueden formar los oxácidos es combinando directamente el H con elradical.

Para formular se escribe el H seguida del radical. Como subíndice del hidrógeno se escribe lavalencia del radical.

El hidrógeno con el radical PO4 que tiene valencia 3.

H+ + PO4-3 H3PO4

El hidrógeno con el radical SO3 que tiene valencia de 2.

H+ + SO3-2 H2SO3



Lista de aniones más comunes y su carga.

No. de oxidación -1 No. de oxidación -2 No. de oxidación -3ClO Hipocloroso SO3 Sulfuroso AsO3 Arsenioso

ClO2 Cloroso SO4 Sulfúrico AsO4 Arsénico

ClO3 Clórico CO3 Carbónico PO3 Fosforoso

ClO4 Perclórico SiO3 Silícico PO4 Fosfórico

BrO Hipobromoso CrO4 Crómico BO3 Bórico

BrO2 Bromoso Cr2O7 Dicrómico

BrO3 Brómico MnO4 Mánganico

BrO4 Perbrómico

IO Hipoyodoso

IO2 Yodoso

IO3 Yódico

IO4 Peryódico

NO2 Nitroso

NO3 Nítrico

MnO4 Permangánico

CrO4 Percrómico

TeO3 Teluroso

TeO4 Telúrico

SeO3 Selenioso

SeO4 Selénico

Propiedades de los ácidosa) Tienen sabor agrio.

b) Reaccionan con las bases o hidróxidos produciendo sal y agua (Neutralización).

c) Tienen olor picante intenso.

d) Al contacto con la piel causan ardor.

e) Son muy corrosivos, es decir, degradan los metales formando sales y liberando oxígeno.

Para nombrarlos se emplea la nomenclatura sistemática y la nomenclatura tradicional.a) Nomenclatura sistemática: se nombran como compuestos binarios. Se escribe primeramente el

prefijo numeral mono, di, tri, etc. dependiendo de la cantidad de oxígeno presente con la palabraoxo el nombre del anión con el sufijo –ato, se especifica la valencia del elemento centralmediante números romanos entre paréntesis, la preposición de, seguida de la palabra "hidrógeno"

Prefijo numeral-oxo-anión-ato (valencia del no metal) de hidrógeno



b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra ácido, seguido del prefijo numeral mono, di, tri,etc. Según la cantidad de oxígeno presente con la palabra oxo el nombre del anión con el sufijoico y por último se especifica la valencia del elemento central mediante números romanos entreparéntesis.

c) Nomenclatura tradicional: se escribe la palabra ácido, seguido del nombre del no metal con laterminación oso (menor valencia) e ico (mayor valencia). Si el metal tiene más de dos valenciaslleva la siguiente terminología:

Número devalencias Valencia menor Valencia mayor

1 _ICO

2 _OSO _ICO



A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las dos reglas de nomenclatura:

Compuesto Nomenclatura sistemática Nomenclatura de Stock Nombretradicional

HClO Monoxoclorato (I) dehidrógeno

Ácido Monoxoclórico (I) Ácido hipocloroso

H2 SO4Tetraoxosulfato (VI) dehidrógeno

Ácido Tetraoxosulfúrico(VI) Ácido sulfúrico

H2 CO3Trioxocarbonato (IV) dehidrógeno

Ácido Trioxocarbónico(IV) Ácido carbónico

H2 SeO3Trioxoseleniato (IV) dehidrógeno

Ácido Trioxoselenico(IV) Ácido selenioso

HBrO4Tetraoxobromato (VII) dehidrógeno

Ácido Tetraoxobrómico(VII) Ácido perbrómico

Ácido no metal-sufijo

Ácido prefijo numeral-oxo-anión-ico (valencia del no metal)



El fósforo, arsénico y antimonio forman ácidos especiales:

Si a los óxidos correspondientes se les suma una molécula de agua se tienen los ácidos META.

P2O 3 + H2O = H2P2O4 = HPO2 Ácido metafosforoso

P2O 5 + H2O = H2P2O6 = HPO3 Ácido metafosfórico

Si a los óxidos correspondientes se les suma dos moléculas de agua se tienen los ácidos PIRO.

P2O 5 + 2H2O = H4P2O7

Si a los óxidos correspondientes se les suma tres moléculas de agua se tienen los ácidos ORTO.

P2O 3 + 3H2O = H6P2O6 = H3PO3 Ácido ortofosforoso o Ácido fosforoso

P2O 5 + 3H2O = H6P2O8 = H3PO4 Ácido ortofosfórico o Ácido fosfórico

Hay algunos metales como el cromo y el manganeso que también forman ácidos:

H2CrO4 Ácido crómico

H2Cr2 O7 Ácido dicrómico

H2MnO4 Ácido mangánico

HMnO4 Ácido permangánico

Ejemplo 4

RESPUESTASistemática de Stock Tradicional

HClO oxoclorato (I) de hidrógeno ácido oxoclórico (I) ácido hipocloroso

HidrácidosSon compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los no metales de losgrupos VI y VII. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:

* Flúor, cloro, bromo, iodo, (todos ellos funcionan con valencia 1).

* Azufre, selenio, teluro (funcionan con valencia 2).

Su fórmula general es:

HxN

Escribir el nombre del compuesto HClO, utilizando las reglas de nomenclatura permitidaspor la IUPAC.



Donde N es el no metal y x la valencia del no metal.

El número de oxidación del hidrógeno es +1, por lo que estos se formulan:

Se escribe el H seguida del no metal (del grupo VIIA), quedando: HCl

Con los elementos del grupo VIA se escribe el símbolo H con el subíndice 2 seguida del no metal,este se escribe: H2S

Estos compuestos pueden estar en estado puro y en solución, para nombrarlos solo se utiliza lanomenclatura tradicional.

a) Nomenclatura tradicional: En estado puro: se indica el nombre del no metal con la terminación uro, la preposición de, lapalabra hidrógeno.

En solución: se pone la palabra ácido, seguido del nombre del no metal con la terminaciónhídrico.

A continuación se presentan algunos ejemplos de la nomenclatura tradicional:

Ejemplo 5

RESPUESTATradicional

HCl(ac) ácido clorhídrico HCl(g) cloruro de hidrógeno

CompuestoNombre tradicional

(en estado puro)Nombre tradicional

(en solución)

HBr Bromuro de hidrógeno Ácido Bromhídrico

H2S Sulfuro de hidrógeno Ácido Sulfhídrico

H2Se Selenuro de hidrógeno Ácido Selenhídrico

HI Yoduro de hidrógeno Ácido Yodhídrico

Escribir el nombre del HCl (ac) y del HCl (g), utilizando la regla de nomenclatura permitidapor la IUPAC.



3.1.4 Sales

Son compuestos que resultan de sustituir a los átomos de hidrógeno de un ácido por elementos oradicales metálicos y de sustituir los OH- de las bases por aniones o iones poliatómicos negativos.Hay dos clases:

Oxisales

Sales Haloideas.

La reacción química por medio de la cual obtenemos las sales se denomina neutralización (reacciónentre ácido e hidróxido)

Ácido + hidróxido sal + agua

Como ejemplos de estas reacciones tenemos:

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

HCl + NaOH NaCl + H2O

OxisalesSon compuestos ternarios formados por un metal, un no metal y el oxígeno. Por lo que se puededecir que son derivados de la unión de cationes y aniones.

Se obtienen a partir de los ácidos oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal.

Existen tres tipos de oxisales: neutras, ácidas y básicas.

Las sales neutras son aquellas que contienen un metal y un ión poliatómico (radical). Las salesácidas, contienen aparte de los dos elementos anteriores uno o dos átomos de hidrógeno y las salesbásicas, contiene en su molécula unos o dos átomos de OH.

Sales neutrasSe obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.

Para su formulación se escribe el símbolo del metal seguido del radical (ion poliatómico).

La valencia radical se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone comosubíndice al radical ( sí el subíndice es mayor de uno se encierra entre paréntesis)

Cu+1 + NO3-1 CuNO3

Fe+2 + NO3- Fe(NO3)2

Sales ácidas

Son compuestos que se obtienen sustituyendo parte de los hidrógenos de un ácido oxácido por unmetal.

Para su formulación se escribe el símbolo del metal seguido del radical (ión poliatómico).



La valencia radical se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone comosubíndice al radical (sí el subíndice es mayor de uno se encierra entre paréntesis).

Na+ + HCO3- NaHCO3

Sales básicasSe originan cuando en una reacción de neutralización hay un exceso de hidróxido respecto del ácido.Son compuestos que poseen algún grupo OH-.

Mg(OH)NO3

Radicales para formar sales ácidas

No. de oxidación -1 No. de oxidación -2 No. de oxidación -3ClO Hipoclorito SO3 Sulfito AsO3 Arsenito

ClO2 Clorito SO4 Sulfato AsO4 Arseniato

ClO3 Clorato CO3 Carbonato PO3 Fosfito

ClO4 Perclorato SiO3 Silicato PO4 Fosfato

BrO Hipobromito CrO4 Cromato BO3 Borato

BrO2 Bromito Cr2O7 Dicromato

BrO3 Bromato MnO4 Manganato

BrO4 Perbromato

IO Hipoyodito

IO2 Yodito

IO3 Yodato

IO4 Peryodato

NO2 Nitrito

NO3 Nitrato

MnO4 Permanganato

CrO4 Percromato

HPO3 Fosfito ácido

HPO4 Fosfato ácido

HSO3 Sulfito ácido o bisulfito

HSO4 Sulfato ácido o bisulfato

HCO3 Carbonato ácido ó bicarbonato

H2PO3 Fosfito de ácido

H2PO4 Fosfato de ácido



Las oxisales se nombran de acuerdo a las siguientes reglas de nomenclatura de la I.U.P.A.C.

a) Nomenclatura de stock; Se escribe el nombre del no metal con los prefijos (hipo o per) si es queel no metal tiene más de dos valencias con los sufijos (ito o ato), la preposición de, el nombre delmetal (indicando entre paréntesis y con número romano la valencia, sí tiene una sola valenciaesta no se indica).

Número devalencias

Valenciamenor Valencia mayor

1 _ICO

2 _OSO _ICO



c) Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del no metal con los prefijos (hipo o per) si esque el no metal tiene más de dos valencias con los sufijos (ito o ato), seguido del nombre delmetal con el sufijo oso o ico.

A continuación se presentan algunos ejemplos utilizando las dos reglas de nomenclatura:

Compuesto Nomenclatura de Stock Nombre tradicional

Ca(ClO 2)2 Clorito de calcio Clorito cálcico

Na2 SO4 Sulfato de sodio Sulfato sódico

Fe2 (CO3)3 Carbonato de hierro (III) Carbonato férrico

CaSO 4 Sulfato de calcio Sulfato cálcico

Sn(ClO 3)4 Clorato de estaño (IV) Clorato estánnico

Las sales ácidas se nombran igual que las neutras.

a) Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del no metal con el sufijo ito (menor valencia) oato (mayor valencia) precedida de la palabra ácido si tiene un hidrógeno o diácido si tiene doshidrógeno, la preposición de, seguido del nombre del metal (indicando entre paréntesis y connúmero romano la valencia del metal).

Nombre anión-sufijo de nombre del metal



Pb(HSO3) 4 Sulfito ácido de plomo (IV)

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio

K2HPO 4 Fosfato ácido de potasio

NaH2PO 4 Sulfato diácido de sodio

b) Nomenclatura de tradicional: se escribe el nombre del no metal con el sufijo ito (menorvalencia) o ato (mayor valencia) precedida de la palabra ácido si tiene un hidrógeno o diácido sitiene dos hidrógeno, la preposición de, seguido del nombre del metal con el sufijo oso o ico.

En las sales básicas

Zn(OH)Cl Cloruro de hidroxicinc

[Ca(OH)2SO 4 Sulfato bis-hidroxicalcio

Sales binarias o haloideas

Son compuestos binarios que resultan de sustituir el hidrógeno de los hidrácidos por no metales esdecir resultar de reaccionar un hidrácido con un hidróxido. Se forman por un metal y un no metal.

HF + NaOH NaF + H2O

Su fórmula es:

Mx(N)x

Donde M es un metal, N el no metal y x la valencia de ambos.

Para su formulación se escribe primero el símbolo del metal seguido el símbolo del no metal. Lasvalencias de los elementos se cruzan colocándolas como subíndices.

NaCl

Na2S

FeBr2

Iones negativos para formar sales binarias e hidrácidosNo. de Oxidación -1 No. de oxidación -2

F Fluoruro S Sulfuro

Cl Cloruro Se Seleniuro

Br Bromuro

I Yoduro

CN Cianuro




a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,(de acuerdo al número del anión) con el nombre del no metal con la terminación uro yposteriormente del nombre del metal.

b) Nomenclatura de Stock: se escribe el nombre del no metal con la terminación uro, la preposiciónde, el nombre del metal (se indica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valenciaes única esta no se indica).

c) Nomenclatura tradicional: se escribe el nombre del no metal con la terminación uro, lapreposición de, el nombre del metal con la terminación:

Número devalencias Valencia menor Valencia mayor

1 _ICO

2 _OSO _ICO





KBr Monobromuro depotasio Bromuro de potasio Bromuro de potásico

Fe2S3 Trisulfuro de dihierro Sulfuro de hierro(III) Sulfuro férrico

ZnSe Monoseleniuro de cinc Seleniuro de cinc Seleniuro cíncico

Au2Te Monotelururo de dioro Telururo de oro (I) Telururo auroso

HgI2 Diyoduro de mercurio Yoduro de mercurio (II) Yoduro mercúrico



Ejemplo 6

RESPUESTA Sistemática Stock Tradicional

FeCl2 dicloruro de hierro cloruro de hierro (II) cloruro ferroso

3.1.5 Hidruros

Son compuestos binarios formados por un metal o no metal e Hidrógeno. Hay dos clases dehidruros:

Hidruros metálicos

Hidruros no metálicos.

Hidruro metálicoEs la combinación de un metal con el hidrógeno. Su fórmula general es:

MHX

Donde M es un metal y la X la valencia del metal.

El hidrógeno siempre tiene su número de oxidación de -1.

Para formular los compuestos se escribe el símbolo del elemento M (metal) y a continuación el delhidrógeno (H). Como subíndice del elemento M se coloca la valencia del Hidrógeno, pero como estaes 1 no se escribe y al hidrógeno (H) la valencia del elemento M.

Na + H2 NaHEn este caso el sodio y el hidrógeno tienen valencia 1. Al formular se escribe primero el Na seguidadel H. Como tienen igual valencia (1), estas no se escriben. NaH

Ca + H2 CaH2

En este compuesto el calcio con valencia 2 se combina con el hidrógeno con valencia 1. Paraformular los compuestos se escribe primero el símbolo del calcio seguida del hidrógeno.

Colocando al hidrógeno la valencia del calcio como subíndice, nos queda: CaH2

Escribir el nombre del compuesto FeCl2, utilizando las reglas de la IUPAC.



Para nombrarlos de acuerdo a las tres reglas de nomenclatura:a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,

(según los átomos de hidrógeno) con la palabra hidruro, seguida de la preposición de yposteriormente los prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del metal) seguidodel nombre del metal.

b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra hidruro, la preposición de, el nombre del metal (seindica la valencia con números romanos entre paréntesis, sí su valencia es única esta no seindica).

c) Nomenclatura tradicional: Se escribe la palabra hidruro, seguido del nombre del metal con laterminación oso (menor valencia) o ico (mayor valencia).



CaH2 Dihidruro de calcio Hidruro de calcio Hidruro cálcico

NaH Monohidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro sódico

FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II) Hidruro ferroso

FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro de hierro (III) Hidruro férrico

NiH2 Dihidruro de níquel Hidruro de níquel (II) Hidruro niqueloso

Ejemplo 7

RESPUESTATrihidruro de aluminio, AlH3; hidruro de estannoso, SnH2; hidruro de magnesio MgH2

Hidruros no metálicos

Son compuestos binarios formados por la combinación de un no metal con el Hidrógeno.

Escribir la fórmula de los siguientes compuestos: trihidruro de aluminio, hidruro estannosoe hidruro de magnesio.



Con los no metales de los grupos VI y VII, forman hidrácidos.

Los no metales como el nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono, silicio y boro formancompuestos con el hidrógeno y reciben nombres especiales.

Estos se formulan de acuerdo a la posición que ocupe el elemento en la siguiente lista: Rn, Xe, Kr,B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, Y, Br, Cl, O, F.

Si el elemento esta antes del hidrógeno de la lista anterior este se formula como:

Se escribe el símbolo del no metal seguida del hidrógeno, colocando a éste la valencia del no metalcomo subíndice, queda: NH3


a) Nomenclatura sistemática: Se escribe primeramente los prefijos mono, di, tri, tetra, penta, etc...,(según los átomos de hidrógeno) con la palabra hidruro, seguida de la preposición de yposteriormente los prefijos di, tri, tetra, etc. (para indicar el número de átomos del no metal)seguido del nombre del no metal.

b) Nomenclatura de Stock: se escribe la palabra hidruro, seguido del nombre del metal (se indica lavalencia con números romanos entre paréntesis, sí la valencia es única esta no se indica).

c) Nomenclatura tradicional: Recibe nombres especiales.



SiH4 Tetrahidruro de silicio Hidruro de silicio Silano

CH4 Tetrahidruro de carbono Hidruro de carbono Metano

BH3 Trihidruro de boro Hidruro de boro Borano

Ejemplo 8

RESPUESTASbH3 Trihidruro de antimonio

Escribir el nombre del siguiente compuesto SbH3, utilizando la nomenclaturasistemática.



Ejemplo 9

RESPUESTAAmoníaco NH3 Fosfina PH3

3.2 Compuestos químicos de importancia económica, industrial y ambiental

.Importancia socioeconómica de los elementos:

NaCl o Sal. También llamado cloruro de sodio, compuesto químico de fórmula NaCl. Eltérmino sal también se aplica a las sustancias producidas en la reacción de un ácido con unabase, llamada reacción de neutralización. Las sales se caracterizan por sus enlaces iónicos, loque da lugar a puntos de fusión relativamente altos, conductividad eléctrica en disolución ofundidas y estructura cristalina en estado sólido.

El uso más común de la sal es la salazón. La sal es un componente esencial de la dieta de los sereshumanos y de otros animales de sangre caliente. Algunas personas restringen su consumo directo desal, pero obtienen las cantidades necesarias comiendo carne y pescados que la contienen. La sal demesa común destinada al consumo en zonas continentales alejadas del mar suele contener pequeñascantidades de yodo para prevenir el bocio. Los animales salvajes a menudo se congregan en torno acorrientes saladas o en superficies con incrustaciones de sal para lamer los depósitos de sal.

Industrialmente la sal es la fuente de obtención del cloro y del sodio, así como de sus respectivoscompuestos. Entre los compuestos del cloro de relevancia comercial se encuentran el ácidoclorhídrico, el cloroformo, el tetracloruro de carbono y el polvo de blanquear. Entre los compuestosde sodio más importantes se encuentra el carbonato de sodio, el sulfato de sodio, el bicarbonato desodio, el fosfato de sodio y el hidróxido de sodio. La sal se emplea también para preservar carnes ypescados, y en ciertos métodos de refrigeración para preparar mezclas frigoríficas, así como en losprocesos de teñido y para fabricar jabón y vidrio. Al ser transparentes a los rayos infrarrojos, loscristales de sal se utilizan para hacer los prismas y lentes de instrumentos empleados en el estudio deestos rayos.

H2SO4 o Ácido sulfúrico. Es un líquido corrosivo, de gran viscosidad, incoloro y con unadensidad relativa de 1.85. Tiene un punto de fusión de 10.36 °C, un punto de ebullición de340 °C y es soluble en agua en cualquier proporción. Al mezclar ácido sulfúrico con agua selibera una considerable cantidad de calor.

El ácido sulfúrico concentrado, llamado antiguamente aceite de vitriolo, es un importante agentedesecante. Actúa tan vigorosamente en este aspecto que extrae el agua, y por lo tanto carboniza, lamadera, el algodón, el azúcar y el papel. Debido a estas propiedades desecantes, se usa para fabricaréter, nitroglicerina y tintes. Cuando se calienta, el ácido sulfúrico concentrado se comporta como un

Escribir la fórmula de los siguientes compuestos: Amoníaco y Fosfina(también conocidacomo fosfamina)



agente oxidante capaz, por ejemplo, de disolver metales tan poco reactivos como el cobre, elmercurio y el plomo, produciendo el sulfato del metal, dióxido de azufre y agua.

Los usos del ácido sulfúrico son tan variados que el volumen de su producción proporciona uníndice aproximado de la actividad general industrial. Por ejemplo, a principios de la década de 1970,la producción anual de ácido sulfúrico en Estados Unidos, el mayor productor, sobrepasaba los 29millones de toneladas, que corresponden a una producción diaria de 1/3 kg por persona al año. Elácido sulfúrico se utiliza principalmente para hacer fertilizantes, tanto superfosfato como sulfato deamonio. También se usa para fabricar productos orgánicos, pinturas y pigmentos, y rayón, así comopara refinar petróleo y procesar metales. Uno de los pocos productos de consumo que contienenácido sulfúrico como tal, es la batería de plomo, que se utiliza en los automóviles.

NH3 o Amoníaco. Gas de olor picante, incoloro, muy soluble en agua. Una disoluciónacuosa saturada contiene un 45% en peso de amoníaco a 0 °C, y un 30% a temperaturaambiente. Disuelto en agua, el amoníaco se convierte en hidróxido de amonio, NH4OH, demarcado carácter básico y similar en su comportamiento químico a los hidróxidos de losmetales alcalinos.

En el siglo XIX, la principal fuente de amoníaco fue la destilación de la hulla; era un derivadoimportante en la fabricación de los combustibles gaseosos. Hoy, la mayoría del amoníaco se producesintéticamente a partir de hidrógeno y nitrógeno por el proceso de Haber-Bosch. El amoníaco es unrefrigerante importante y se usa mucho en la industria química, especialmente en la fabricación defertilizantes, ácido nítrico y explosivos.

Importancia ecológica de los compuestos:Óxidos de Carbono:

CO2 o Dióxido de carbono. Gas incoloro, inodoro y con un ligero saborácido, cuya molécula consiste en un átomo de carbono unido a dos átomos deoxígeno.

El dióxido de carbono se produce por diversos procesos: por combustión u oxidación de materialesque contienen carbono, como el carbón, la madera, el aceite o algunos alimentos; por lafermentación de azúcares, y por la descomposición de los carbonatos bajo la acción del calor o losácidos. Comercialmente el dióxido de carbono se recupera de los gases de hornos de calcinación, delos procesos de fermentación, de la reacción de los carbonatos con los ácidos, y de la reacción delvapor con el gas natural, una fase de la producción comercial de amoníaco. El dióxido de carbono sepurifica disolviéndolo en una solución concentrada de carbonato alcalino y luego calentando ladisolución con vapor. El gas se recoge y se comprime en cilindros de acero.

El dióxido de carbono se usa para fabricar carbonato de sodio, Na2CO3 · 1OH2O (sosa para lavar), ehidrogenocarbonato de sodio, NaHCO3 (bicarbonato de sodio). Disuelto bajo una presión de 2 a 5atmósferas, el dióxido de carbono produce la efervescencia de las bebidas gaseosas. No arde ni sufrecombustión, por lo que se emplea en extintores de fuego. El extintor de CO2 es un cilindro de acerolleno de dióxido de carbono líquido que, cuando se libera, se expande repentinamente y produce unabajada de temperatura tan enorme que se solidifica en "nieve" en polvo. Esta nieve se volatiliza (seevapora) al contacto con la sustancia en combustión, produciendo una capa de gas que enfría y



mitiga la llama. El dióxido de carbono sólido, conocido como hielo seco, se usa mucho comorefrigerante. Su capacidad para enfriar es casi el doble que la del hielo del agua; sus ventajas son queno pasa a líquido sino que se convierte en un gas, produciendo una atmósfera inerte que reduce elcrecimiento de las bacterias.

CO o Monóxido de carbono. Compuesto químico de carbono y oxígeno. Es un gas incoloroe inodoro, un 3% más ligero que el aire, que resulta venenoso para los animales de sangrecaliente y muchas otras formas de vida.

El monóxido de carbono es un importante combustible industrial y un componente del gas pobre,del gas de altos hornos y del gas de hulla. En la metalurgia del acero fundido, el monóxido decarbono formado a partir del coque, actúa como agente reductor, extrayendo el oxígeno del mineral.

El monóxido de carbono se combina activamente con el cloro para formar cloruro de carbonilo ofosgeno, y calentado en presencia de un catalizador se combina con el hidrógeno formando metanol.La combinación directa del monóxido de carbono con ciertos metales, forma compuestos gaseosos,y se emplea para el refinado de dichos metales, especialmente el níquel.

Óxidos de Nitrógeno:

De estos ya se conocen varios efectos sobre la salud, sobre todo del sistema respiratorio, se producecuando se queman combustibles fósiles de automotores, plantas de poder, hornos y turbinas.Además debido a que la gente lleva a cabo la mayoría de sus actividades domesticas en interiores,esta fuertemente expuesta a este contaminante, donde la combustión por tabaco y gas LP son laprincipal fuente de contaminación.

Los óxidos de nitrógeno (NOx) son importantes contribuyentes potenciales de fenómenos nocivoscomo la lluvia ácida y la eutroficación en las zonas costeras. La eutroficación ocurre cuando uncuerpo de agua sufre un notable incremento de nutrientes como los nitratos reduciendo la cantidadde oxígeno disuelto, transformando el ambiente en un medio no viable para los seres vivientes.

Óxidos de Azufre:El desarrollo industrial, principalmente la metalurgia y el incremento continuo en la fabricación deautomóviles de combustión interna generan contaminantes peligrosos para la vida como: óxidos deazufre que mediante otras reacciones químicas se trasforman en ácido sulfúrico, óxidos de nitrógenoque se transforma en ácido nítrico, además de aldehídos, ácido sulfhídrico, ácido fluorhídrico,arsénico y algunos derivados de metales como el plomo, el zinc, el mercurio, el cadmio y el cobre.

El SO2 es un gas que pertenece a la familia de los gases de óxidos de azufre (SOx), que se producenprincipalmente de la combustión de compuestos que contienen azufre -carbón y aceite- y duranteciertos procesos industriales y en la producción de acero. Este gas incoloro y con sabor ácidopicante, es percibido por el olfato en concentraciones hasta de 3 ppm (0.003%) a 5 ppm (0.005%).Cuando se encuentra en niveles de 1 a 10 ppm induce al aumento de la frecuencia respiratoria y elpulso.

Cuando alcanza las 20 ppm produce una fuerte irritación en ojos, nariz, garganta, incrementa lacrisis asmática y recrucede las alergias respiratorias. Si la concentración y el tiempo de exposiciónaumentan, se producen afecciones respiratorias severas. Una exposición a 400 - 500 ppm, aunque



sea corta, puede resultar fatal para el organismo al producir y agravar ciertos padecimientoscardiovasculares.

SO2 o Dióxido de Azufre. Son causa directa de la lluvia ácida cuyos efectos son muyimportantes tanto en las grandes ciudades acelerando la corrosión de edificios ymonumentos, reduciendo significativamente la visibilidad como en el campo, produciendo laacidez de lagos, ríos y suelos.

SO3 o Trióxido de Azufre. Es un agente deshidratante poderosísimo, se obtiene poroxidación del anhídrido sulfuroso, SO2. Por calentamiento de ácido sulfúrico se desprendeSO3.

Cromato:

Los iones de cromato disueltos en agua constituyen un grave problema para la salud de los seresvivientes pues causa la muerte por envenenamiento.

Arsenato de Potasio:Son compuesto que están en: cemento, asbesto, estos compuestos causan problemas en víasrespiratorias

Arsenato de Sodio:Son los principales contaminantes de lagos y ríos, estos compuestos provienen de los detergentes enespecial.

3.3 Clasificación de las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos

Las reacciones químicas son cambios químicos que presentan las sustancias al combinarse. Es latransformación que experimenta una sustancia en su estructura molecular por acción de otrasustancia o de algún agente energético para dar origen a una nueva sustancia química.

Así por ejemplo, el ácido clorhídrico reacciona con el zinc metálico para producir cloruro de zinccon desprendimiento de gas hidrógeno.

Evidencias del desarrollo de una reacción química:

* Formación de precipitados (sólidos).

* Desprendimiento de especies gaseosas con cambio de temperatura.

* Formación de un gas.

* Desprendimiento de Luz y Energía.

Una ecuación química es la representación matemática de una reacción química (cambio químico)y consiste en relacionar cualitativa y cuantitativamente la combinación de las fórmulas para efectuarun cambio químico de acuerdo a la ley de la conservación de la materia. “En todo reacción químicala suma de las masas de los reactivos, es igual a la suma de las masas de los productos”.



Como por el ejemplo:

2HCl + Zn ZnCl2 + H2

73 g 65 g = 136 g 2 g

138 g = 138 g

Partes de una Ecuación Química:

1. El sistema inicial (antes de efectuarse el cambio químico) lo forman las sustancias que van areaccionar y se llaman reactantes o reactivos, HCl y Zn.

2. El sistema final lo constituyen las sustancias formadas o productos después de reaccionar, ZnCl2 yH2.

3. Estos dos sistemas se separan mediante una flecha horizontal que indica el sentido de la reaccióny quiere decir se forma o se produce, .

Simbología que se emplea en las ecuaciones químicas y reglas que deben seguirse:1. Escribir correctamente las fórmulas de reactivos y productos.

2. Separar reactivos y productos por medio de la flecha que indica el sentido de la reacción.

3. Balancear la ecuación colocando los coeficientes adecuados en reactivos y productos.

4. No debe inventarse; las reacciones deben ser reales.

Reactividad Química y Uso de la Tabla Periódica:A menudo podemos predecir el comportamiento químico de una sustancia, si hemos visto o sabemoscomo se comporta una sustancia similar.

Por ejemplo, el sodio (Na) reacciona con agua (H2O) para formar hidróxido de sodio (NaOH) y H2gaseoso:

Na + H2O NaOH + H2

Como el Potasio (K) está en la misma familia (columna) que el sodio en la tabla periódica, esposible predecir que la reacción del K con el H2O será similar a la del Na:

K + H2O KOH + H2

No solo eso, de hecho podemos predecir que todos los metales alcalinos reaccionan con el agua paraformar sus hidróxidos e hidrógeno.

De la misma manera podemos utilizar la tabla periódica para predecir la reactividad de otroselementos químicos.



Clasificación de las reacciones químicas:

Tipos EjemploAdición CH2=CH2 + Br2 BrCH2CH2BrDesplazamiento H3O+ + OH- 2H2ODescomposición 2H2O2 2H2O + O2Iónicas H+ + Cl - + Na+ + OH - H2O + Na+ + Cl-

Metatesis 2HCl + Na2S H2S(g) + 2NaClPrecipitación AgNO3 + NaCl AgCl(s) + NaNO3Redox SO2 + H2O H2SO3Dismutación 12OH- + 6Br2 BrO3

- + 10Br- + 6H2OSubstitución CH4 + Cl2 CH3Cl + HCl

3.3.1 Con base en cambios químicos

3.3.1.1 Reacciones de combinación, síntesis o adición

En la cual dos o más reactantes se combinan para dar un solo producto más complejo.

A + B AB

A continuación, se mencionan algunos ejemplos:

O2 + Al Al2O3

S + O2 SO3

K + O2 K2O

Fe2O3 + H2O Fe (OH)3

3.3.1.2 Reacciones de descomposición

En este tipo de reacciones, un compuesto se descompone para formar dos o mas sustancias nuevas,las sustancias formadas pueden ser elementos o compuestos más sencillos, por lo general esnecesario la acción del calor o la corriente eléctrica.

AB A + B


KClO3 + calor KCl + O2

CaCO3 + calor CaO + CO2



H2O + electricidad H2 + O2

NaCl + electricidad Na + Cl2

3.3.1.3 Reacciones de desplazamiento (sustitución simple)

En éste tipo de reacciones un elemento más activo sustituye a otro menos activo o cuando los ácidosfuertes atacan a los metales.

A + BC B + AC


Fe + CuSO4 FeSO4 + Cu

Zn + HCl ZnCl + H2

Para este tipo de reacciones es muy útil la serie electromotriz de los metales, la que está ordenada deacuerdo al potencial de “H”, y por convenio se le da el valor de cero.

Los metales que se encuentran a la izquierda desplazaran a los metales que se encuentren a laderecha de él, en una reacción de desplazamiento. Como los ejemplos anteriores.

Li>K>Na>Ba>Sr>Mg>Be>Al>Mn>Zn>Cr>Fe>Co>Ni>Sn>Pb>H>Cu>Ag>Hg>Pt>Au

3.3.1.4 Reacciones de doble desplazamiento o metátesis

En este tipo de reacciones hay intercambio de iones. Los nuevos compuestos se formancombinándose un ión positivo de un compuesto con el ión negativo del otro compuesto de losreactantes.

AB + CD CB + AD


AgNO3 + HCl AgCl + HNO3

NaOH + HCl NaCl + H2O

3.3.1.5 Reacciones de neutralización

Son reacciones de doble desplazamiento, donde los reactantes son un ácido más una base y comoproducto se obtiene una sal mas agua.



Ácido + Base Sal + Agua

Como ejemplo, tenemos:

HNO3 + NaOH NaNO3 + H2O

3.3.1.6 Reacción de Oxidación - Reducción (REDOX)

Son aquellas reacciones donde se verifican simultáneamente una oxidación y una reducción,llamadas también reacciones de transferencia de electrones, existiendo cambios en los estados deoxidación.

Oxidación.- Cuando un reactante pierde electrones o se da un aumento en el estado de oxidación, sele llama agente reductor.

Na0 Na+ + e -

Reducción.- Cuando un reactante gana electrones o se da una disminución en el estado deoxidación, se le llamada agente oxidante.

Cl20 + 2e- 2Cl-

A estas ecuaciones se les llama semireacciones y siempre van en pares. Juntas hacen una reaccióncompleta al sumarse (el Na le dio electrones al Cl):

2Na0 2Na+ + 2e -

Cl20 + 2e - 2Cl-

2Na + Cl2 2NaCl

3.3.2 Con base en aspectos energéticos

3.3.2.1 Reacciones exotérmicas

Son aquellas reacciones que al efectuarse el sistema desprende calor, donde la energía total de losreactantes es mayor que la energía total de los productos. Por ejemplo al verter ácido sulfúrico sobreagua, de inmediato aumenta la temperatura de 18ºC a 69ºC aproximadamente.

A + B C + calorA continuación, se mencionan algunos ejemplos:

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2 + calor

Na + H2O NaOH + H2 + calor



3.3.2.2 Reacciones endodérmicas

Son aquellas reacciones donde hay absorción de calor al efectuarse, la energía total de los productoses mayor que la energía total del reactante.

A + B + calor C


Fe + S + calor FeS

CaCO3 + calor CaO + CO2

Ejemplo 10

RESPUESTADescomposición

Ejemplo 11

RESPUESTAExotérmica

3.4 Balanceo de reacciones químicas

Una ecuación química debe estar correctamente balanceada, o sea, cumplir con la Ley de laconservación de la materia o masa de Lavoisier.

La ley aplicada a una ecuación química indica que el número de átomos o moles de átomos de cadaelemento deberá ser la misma en ambos lados de la ecuación, esto es, balanceada.

Las ecuaciones sencillas se pueden resolver fácilmente al balancear o equilibrar por medio delmétodo de tanteo, es decir, colocar coeficientes a los reactivos y a los productos de reacción de

La siguiente reacción: 2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2, a que clase de reacción químicapertenece.

La siguiente ecuación química es de:

N2 + H2 NH3 + 46.5 KJ/mol



manera que el número de átomos que haya en los reactivos sea igual a los existentes en losproductos de la reacción.

Para la realización práctica de este método se sugieren los siguientes pasos:

1. Escribir las fórmulas de los compuestos de forma correcta tanto en los reactivos como en losproductos; una vez hecho esto, no se debe cambiar ninguna de ellas durante la siguienteoperación de equilibrio.

2. Elegir el compuesto que contiene el mayor número de átomos de un elemento ya sea unreactivo o un producto. Este elemento no debe ser oxígeno o hidrógeno, y se equilibrará pormedio de coeficientes que se irán calculando por el método de tanteo.

Es importante resaltar en este punto que los subíndices de las fórmulas químicas jamás se debenalterar cuando se equilibre la ecuación.

Equilibrar los hidrógenos, ya que por lo general se balancea primero el de agua, luego los deoxígeno.

Verificar que todos los coeficientes sean números enteros y que se encuentren en la menorproporción posible.

3.4.1 Por el método redox

Las reacciones químicas de oxidación-reducción, conocidas también como reacciones redox, sonaquellas en las que se transfieren electrones y este intercambio de electrones modifica los númerosde oxidación de los elementos participantes; es decir, unos ganan electrones y otros los pierden.

Para balancear por este método es necesario conocer los estados de oxidación.

Principales estados de oxidación.

Todos los elementos en estado neutro tienen estados de oxidación de cero. Por ejemplo elO2, Cl2, Cu, Zn; P4

El oxígeno (O) en compuestos como óxidos, ácidos y sales oxácidas tiene estados deoxidación de –2.

El hidrógeno (H) en diferentes compuestos tiene Estado de Oxidación de –1 en loshidruros metálicos y +1 en el resto de los casos que son la mayoría.

Los metales formando parte de moléculas tienen estados de oxidación positivos.

Como ejemplo, se menciona la molécula de bióxido de carbono, CO2: el átomo de C forma dosenlaces covalentes con dos átomos de O más electronegativo que él. Comparte los 4 electrones, peropara saber cuales son los estados de oxidación, hay que suponer que el C los pierde, y que el O losgana, con lo cual la carga que tendría el C sería “+4” y la del O “–2”, por lo que el estados deoxidación del carbono es +4 y la del oxígeno –2. En el caso de compuestos que contienen S, como



el H2SO4, El S tiene estados de oxidación +2, +4 y +6 según comparta 2, 4 o los 6 electrones devalencia con un elemento más electronegativo (por ejemplo O), en este compuesto el S comparte 6electrones su carga es +6, el oxígeno es -2 y el Hidrógeno +1. También el S, tiene el estado deoxidación de -2, esto sucede cuando se combina con elementos menos electronegativos que él (esdecir, no este presente el oxígeno), como en el caso del H2S, el S su estado de oxidación es -2 y delH, +1.

Cálculo de estado de oxidación (E.O.).

La suma de los estados de oxidación de una molécula es siempre 0 y de un ión es igual a su cargaeléctrica.

Ejemplo 12

RESPUESTA

El metal Zn, se encuentra ubicado en el grupo IIB en la tabla periódica por lo que su estado deoxidación es +2.

El Oxígeno, es el más electronegativo y su estado de oxidación es -2.

Para igual su carga:

+2 + E.O.(S) + 4 (–2) = 0 por lo tanto el estado de oxidación del S es +6.

Definición de oxidación y reducción.

El término oxidación comenzó a usarse para indicar que un compuesto incrementaba la proporciónde átomos de Oxígeno.

Igualmente, se utilizó el término de reducción para indicar una disminución en la proporción deoxígeno.

Actualmente, ambos conceptos no van ligados a la mayor o menor presencia de Oxígeno. Se utilizanlas siguientes definiciones:

OXIDACIÓN: Fenómeno química por medio del cual un átomo pierde electrones (oaumento en el número de oxidación).

Calcular los estados de oxidación (E.O.) de los elementos en el compuesto de sulfato de zinc(ZnSO4)



REDUCCIÓN: Fenómeno química por medio del cual un átomo gana electrones (odisminución en el número de oxidación).

AGENTE OXIDANTE: Es una sustancia que causa que otra sustancia se oxide, alhacer esto, ella se reduce.

AGENTE REDUCTOR: Es una sustancia que causa que otra sustancia se reduzca, alhacer esto, ella se oxida.

Ejemplo 13

RESPUESTA

Reducción: El Fe disminuye su E.O. de “+3” a “0” luego se reduce (cada átomo de Fe captura 3electrones).

Oxidación: El C aumenta su E.O. de “+2” a “+4” luego se oxida (en este caso pasa de compartir2e– con el O a compartir los 4 electrones).

Procedimiento para balancear por REDOX.

Como su nombre lo indica, este método de balanceo se basa en los cambios de los números deoxidación de las especies que reaccionan. A continuación se describen los pasos de este método debalanceo.

Balancear por el método del cambio del número de oxidación la reacción química siguiente:

KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2E.O.: +3 –2 +2 –2 0 +4 –2

Comprobar que la reacción de formación de hierro: Fe2O3 + 3 CO 2 Fe + 3 CO2 es unareacción redox. Indicar los E.O. de todos los elementos antes y después de la reacción.



Paso 1. Cálculo de los números de oxidación.

+1 +7 -2 +2 +6 -2 +1 +6 -2 +2 +6 -2 +3 +6 -2 +1 +6 -2 +1 -2KMnO4 + FeSO4 + H2SO4 MnSO4 + Fe2 (SO4)3 + K2SO4+ H2O

Paso 2. Identificación de los elementos que cambian su estado de oxidación.

Se identifican los elementos que cambian su estado de oxidación o carga y se escriben comosemireacciones de oxidación y de reducción (no importa el orden de escritura de lassemirreacciones)

+7 +2Mn Mn

+2 +3Fe Fe

Paso 3. Balance de masa.

Se efectúa el balance de masa. Debe haber el mismo número de especies químicas en ambos ladosde la flecha de reacción. En el caso del manganeso, no es necesario efectuar el balance de masa pueshay un número igual de átomos en ambos miembros de la semirreacción. Sin embargo, en el casodel hierro, hay un coeficiente de 2 en el Fe+3 que también debe aparecer del mismo modo en el Fe+2.

+ 7 +2Mn Mn

+ 2 +32Fe 2Fe

Paso 4. Balance de carga.Se efectúa el balance de carga. Debe haber igual número de cargas en ambos lados de las flechas dereacción. Lo único que puede utilizarse para el balance de carga son los electrones que se pierden ose ganan en el proceso redox.

¡Atención! El balance de carga siempre debe hacerse después del balance de masa, nuncaantes.El planteamiento de una desigualdad matemática puede servir para realizar el balance de carga. Almismo tiempo se pueden identificar los procesos de oxidación y de reducción, dependiendo del ladode donde se agreguen los electrones.

+7 +2Mn Mn



La desigualdad se plantea utilizando los números de oxidación de las especies que cambian en elproceso redox. En el caso del manganeso el procedimiento es:

+7 ≥ +2 Para comprobar esto el Mn +7 a +2 se reduce, es decir gana 5 electrones

5e- + (+7) = +2

+2 = +2

La semirreacción es :

5e- + Mn+7 Mn+2 (El número de oxidación del Mn disminuye de +7 a +2. Por tanto, es lasemirreacción de reducción).

Para el hierro el procedimiento es:

+2 +32Fe 2Fe+4 ≤ +6, el hierro se oxida al perder dos electrones cuando cambia de +4 a +2, por lo tanto:+4 = +6 + 2e-+ 4= +4

La semirreacción del hierro es:

2Fe+2 2Fe+3 + 2e- (Hay pérdida de electrones y el número de oxidación del Fe aumenta de +2 a+3. Por tanto, es la semirreacción de oxidación)

Con lo anterior quedan balanceadas las semirreacciones redox por masa y carga.

Paso 5. Balance de los electrones intercambiados (perdidos y ganados) en las semirreaccionesredox balanceadas.

El número de electrones que se intercambian en las semirreacciones redox debe ser el mismo. Estese obtiene al multiplicar de manera cruzada los electrones perdidos y ganados. Se simplifica laecuación.

[ 5e- + Mn+7 Mn+2 ] 2 [ 2Fe+2 2Fe+3 + 2e- ] 5

10e- + 2Mn+7 + 10Fe+2 2Mn+2 + 10Fe+3 + 10e-

El proceso redox total queda como sigue:

2Mn+7 + 10Fe+2 2Mn+2 + 10Fe+3



Paso 6. Introducción de los coeficientes obtenidos, en el proceso redox, en la reacción global.

a) Los coeficientes que se obtienen hasta este paso corresponden únicamente a las especies químicasque intervinieron en el proceso redox y se colocan como coeficientes de los compuestoscorrespondientes en la reacción completa:

2KMnO4 +10FeSO4 + H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + H2O

b) Ajuste de los coeficientes de las especies que no cambiaron en el proceso redox. En esta reacción,no cambiaron su estado de oxidación el H+1, S+6 K+1y O–2 de modo que debe haber igual númerode estas especies en ambos miembros de la ecuación para que ésta quede balanceada.

2KMnO4 +10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

En este paso la reacción ya quedó balanceada pues ya se cumple con la ley de la conservación de lamasa.

3.4.2 Por el método de ión electrón

Otra manera de igual reacciones REDOX, muchas de las reacciones químicas ocurren en solucionesacuosas en medios ácido o básico, las cuales solo señalan los reactivos que sufren cambios en sunúmero de oxidación, es decir que solamente poseen la parte iónica de toda la ecuación química.

Este método de balanceo de reacciones REDOX resulta más adecuado porque en el proceso seemplean las especies químicas que tienen existencia real. Por ejemplo. El KMnO4 se compone de losiones K+1 y MnO4

-1 dos especies que tienen existencia real. En el ejemplo de balanceo que sedescribirá en seguida, el ión MnO4

-1 se usa como tal, ya que en el medio acuoso donde ocurre estareacción el Mn+7 sólo puede encontrarse como ión permanganato, MnO4

-1.

Procedimiento para balancear reacciones por el ión-electrón

I. Reacciones que ocurren en medio ácido

Balancear la reacción química siguiente:

CaC2O4 + KMnO4 + H2SO4 CaSO4 + MnSO4 + K2SO4 + CO2 + H2O

Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con todaclaridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no seseparan en iones.

Ca+2+C2O4-2+K+1+MnO4

-1+H+1+SO4-2 Ca+2+SO4

-2+Mn+2+SO4-2+K+1+SO4

-2 + CO2 + H2O



Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que notienen cambios durante el proceso.

Ca+2+C2O4-2+K+1+MnO4

-1+H+1+SO4-2 Ca+2+SO4

-2+Mn+2+SO4-2+K+1+SO4

-2 + CO2 + H2O

Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el procesoredox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirseque aparece el ion H+, lo cual indica que el proceso redox ocurre en medio ácido.

C2O4-2 + MnO4

1- + H+1 Mn+2 + CO2 + H2O

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden:

C2O4-2 CO2

MnO4-1 Mn+2

Paso 4. Balance de masa:

a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno

Hay dos átomos de carbono en el primer miembro de la primera semirreacción y sólo uno en elsegundo miembro. Esto se ajusta mediante el coeficiente adecuado.

La segunda semirreacción queda igual. Sólo hay un átomo de manganeso en ambos miembros.

C2O4-2 2CO2

MnO4-1 Mn+2

b) Ahora se balancea el oxígeno. En medio ácido, el exceso de oxígeno se balancea con agua en elmiembro contrario de la semirreacción

En la primera semirreacción el oxígeno está balanceado, no así en la segunda. En ésta hay 4átomos de oxígeno en el MnO4

- y, por tanto, se balancea con agua como se indicó:

MnO4-1 Mn+2 + 4H2O

Por último se balancea el hidrógeno con iones H+ en el miembro contrario:

8H+1 + MnO4- 1 Mn+2 + 4H2O

Con esto concluye el proceso de balance de masa. El resultado es:

C2O4-2 2CO2

8H+1 + MnO4-1 Mn+2 + 4H2O

Paso 5. Balance de carga.

Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.Este paso puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se resuelven agregando electrones(e-) para igualar las cargas iónicas:



a. C2O4- 2 2[CO2]0

-2 ≤ 0

-2 ≤ 0 + 2e-

-2 ≤ -2

C2O4-2 2CO2 + 2e- (oxidación)

En este caso el carbono del C2O4 trabaja con +3 debido a que el oxígeno es -2 y como son 4oxígenos es -8 y para igualar la carga del carbono se le resta la carga del radical -2 nos quedan +6para igualar la carga. En el CO2 el carbono trabaja con +4. El carbono cambia de +3 a +4 y comoson dos carbonos pierde 2 electrones

b. 8H+1 + MnO4-1 Mn+2 + 4[H2O]0

+8 + (-1) = +7 ≥ +2

5e- + (+7) ≥ +2

+2= +2

5e- + 8H+1 + MnO4-1 Mn+ 2+ 4H2O (reducción)

En el MnO4 el oxígeno es -2 y como son 4 oxígenos es -8 y para igualar la carga del Mn se le restala carga del radical que es -1 y nos quedan +7 para igual la carga. Entonces el Mn cambia de +7 a +2por lo que gana 5 electrones:

El resultado del Paso 5 es:

C2O4-2 2CO2 + 2e-

5e- + 8H+1 + MnO4-1 Mn+2 + 4H2O

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados.

El número de electrones perdidos y ganados debe ser el mismo en todo proceso redox. Esto se logramultiplicando por el factor adecuado las semirreacciones redox balanceadas por masa y carga:

[C2O4-2 2CO2 + 2e-] 5

[5e- + 8H+1+ MnO4-1 Mn+2 + 4H2O] 2

5C2O4-2 + 10e- + 16H+1 + 2MnO4

-1 10CO2 + 10e- + 2Mn+2+ 8H2O

Simplificando, se llega a la ecuación iónica:

5C2O4-2 +16H+1 + 2MnO4

-1 10CO2 + 2Mn+2+ 8H2O



Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general,pero sólo quedaran balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:

5CaC2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 CaSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O

Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:

5CaC2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 5 CaSO4 + 2MnSO4 + K2SO4 +10CO2 + 8H2O

Con lo cual se llega al final de este método de balanceo.

II. Reacciones que ocurren en medio básico

Balancear la reacción química siguiente:Zn + NaNO3 + NaOH Na2ZnO2 + NH3 + H2O

Paso 1. Los compuestos iónicos se separan en sus iones componentes, señalando con todaclaridad sus cargas correspondientes. Los óxidos y los compuestos covalentes no seseparan en iones. Los elementos tienen carga cero.

Zn + Na+1 + NO3-1 + Na+1 + OH-1 Na+1 + ZnO2

-2 + NH3 + H2O

Paso 2. Se simplifica la reacción eliminando de ella todas aquellas especies químicas que notienen cambios durante el proceso.

Zn + Na+1 + NO3-1 + Na+1 + OH-1 Na+1 + ZnO2

-2 + NH3 + H2O

Las especies que permanecen después de esta simplificación son las que toman parte en el procesoredox. El resultado de este proceso recibe el nombre de reacción iónica. En ésta, puede advertirseque aparece el ion OH–1, lo cual indica que el proceso redox ocurre en medio básico.

Zn + NO3-1 + OH-1 ZnO2

-2 + NH3 + H2O

Paso 3. Se escriben las semirreacciones de oxidación y de reducción en cualquier orden

Zn0 ZnO2-2

NO3-1 [NH3]0

Paso 4. Balance de masa:a) Primero se balancean todos los elementos que no sean oxígeno ni hidrógeno.

b) En este caso sólo hay oxígeno e hidrógeno en exceso.



c) Balanceo del oxígeno. El oxígeno se balancea agregando moléculas de agua del mismo lado de lareacción donde hay exceso de éste.

Zn0 ZnO2-2 + 2H2O

6H2O + NO3-1 [NH3]0

d) El hidrógeno se balancea en el miembro contrario por iones OH-

4 OH-1 + Zn0 ZnO2-2 + 2H2O

6H2O + NO3-1 [NH3]0 + 9OH-1

Paso 5. Balance de carga.Este paso sólo debe realizarse después del balance de masa. Nunca antes.

Este paso puede efectuarse utilizando desigualdades, las cuales se resuelven agregando electrones(e-) para igualar las cargas iónicas:

4OH-1 + Zn0 ZnO2- 2+ 2[H2O]0

-4 ≤ -2

-4 ≤ -2 + 2e-

-4 = -4

4OH-1 + Zn0 ZnO2- 2+ 2[H2O]0 + 2e- (oxidación)

-1 ≥ -9

8e- + (-1) ≥ -9

-9 = -9

8e- + 6H2O + NO3-1 [NH3]0 + 9OH-1 (reducción)

El resultado del Paso 5 es:

4OH-1 + Zn0 ZnO2-2 + 2[H2O]0 + 2e-

8e- + 6H2O + NO3-1 [NH3]0 + 9OH-1

Paso 6. Balance del número de electrones perdidos y ganados. De nuevo, el número de electronesperdidos y ganados en el proceso redox debe ser el mismo.

Por tanto, las semirreacciones redox se multiplican por el factor adecuado para lograr este propósito.

[4OH-1 + Zn0 ZnO2-2 + 2[H2O]0 + 2e-] 4

[8e- + 6H2O + NO3-1 [NH3]0 + 9OH-1] 1

________________________________________________________________

16OH-1+ 4Zn0+ 8e- + 6H2O + NO3-1 4ZnO2

-2 + 8[H2O]0 + 8e-+ [NH3]0 + 9OH-1



Simplificando, se llega a la ecuación iónica:

7OH-1 + 4Zn0 + NO3-1 4ZnO2

-2 + 2[H2O]0 + [NH3]0

Paso 7. Los coeficientes que se obtienen en la ecuación iónica se trasladan a la reacción general,pero sólo quedarán balanceadas las especies que intervinieron en el proceso redox:

4 Zn + NaNO3 + NaOH 4Na2ZnO2 + NH3 + H2O

Paso 8. Por último se ajustan las especies que permanecieron sin cambios en el proceso redox:

4 Zn + NaNO3 + 7NaOH 4Na2ZnO2 + NH3 + 2H2O

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