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QUIMICA
Unidad N° 5 : - “ COMPUESTOS INORGÁNICOS”
Profesora Mercedes Caratini - QUIMICA- ET 28 “REPÚBLICA FRANCESA”
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REACCIONES QUÍMICAS
Las reacciones químicas se producen cuando una o más sustancias llamadas reactivos, se
transforman, en determinadas condiciones, en nuevas sustancias llamadas productos de reacción.
Una reacción química se representa mediante una ecuación química.
A + B C + D
En la cual:
A y B son los reactivos.
C y D son los productos.
La flecha significa “para dar”
El signo + entre los reactivos: “se combina con”
El signo + entre los productos “y”.
El sentido de la flecha indica el sentido de la reacción.
Las reacciones pueden ser:
REVERSIBLES: se producen en ambos sentidos (De reactivos a
Productos y de Productos a Reactivos)
Ej; H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g)
REACCIONES
IRREVERSIBLES: solo se producen en un sentido.
2HgO Hg + O2
En una ecuación química se representan las sustancias que intervienen en la reacción y además su
cantidad, para ello, se debe tener en cuenta la ley de conservación de la masa y balancear e igualar la
ecuación, a fin de que de un lado y del otro de la reacción quede la misma cantidad de átomos de cada
especie.
2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g)
Otros símbolos que se pueden colocar en la reacción son:
El estado de agregación de las sustancias líquido (l), sólido (s), gaseoso (g).
El intercambio de Energía, sobre la flecha,
El medio en el cual se produce la reacción. (aq) acuoso.
Según la reacción que representen, las ecuaciones se pueden clasificar en:
FORMACION.
ECUACIONES DESCOMPOSICIÓN
NEUTRALIZACIÓN
REDOX
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OXIDO-REDUCCIÓN
La reacciones que involucran procesos en los cuales un átomo pierde electrones y otro los gana se
denominan reacciones redox. Por ejemplo:
2 K + Br2 2KBr
Cada átomo de potasio pierde 1 electrón. 2(K -1e- K+) El potasio se oxido.
Cada átomo de bromo ha ganado 1 electrón Br2 + 2e- 2 Br – El bromo se redujo.
Oxidación: Proceso por el cual una sustancia pierde electrones.
Reducción: Proceso por el cual una sustancia gana electrones.
Todo proceso de oxidación va acompañado de uno de reducción, por eso a estas reacciones se las
denomina reacciones redox.
NÚMERO DE OXIDACIÓN
Número de oxidación: es la carga asignada a cada átomo del elemento en un compuesto considerando
que todas las uniones en él son iónicas. De esta forma los números de oxidación pueden ser positivos o
negativos, así mismo pueden aparecer diferentes números de oxidación para un mismo elemento según el
compuesto en el cual se encuentren.
Reglas de asignación de números de oxidación.
1) A los elementos en su estado no combinado se le asigna número de oxidación cero (0).
2) El Hidrógeno presenta habitualmente estado de oxidación +1, salvo cuando se combina con
metales que toma el número de oxidación -1.
3) Los elementos del grupo 1 presentan todos números de oxidación +1.
4) Los elementos del grupo 2 presentan todos números de oxidación +2.
5) El Oxígeno presenta habitualmente estado de oxidación -2, salvo cuando forma peróxidos.
6) Para compuestos neutros, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos
involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero.
COMPUESTOS INORGÁNICOS
COMPUESTOS BINARIOS
Se denomina compuestos binarios a los formados por dos elementos diferentes.
ÓXIDOS: formados por Oxigeno y otro elemento.
COMPUESTOS BINARIOS HIDRUROS: formados por Hidrógeno y otro elemento.
SALES BINARIAS: formadas por un metal y un no metal.
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ÓXIDOS
Los óxidos pueden estar formados por oxígeno y un metal o un no metal, según esto se clasifican
en:
BÁSICOS: formados por oxígeno y un metal.
Son compuestos iónicos.
Se llaman así porque al disolverse en agua originan
Sustancias Básicas.
ÓXIDOS
ÁCIDOS: formados por oxígeno y un no metal.
Son compuestos covalentes.
Se llaman así porque al disolverse en agua originan
Sustancias Ácidas.
ANFÓTEROS: están formados por elementos que pueden formar
con agua sustancias ácidas o básicas.
Ej: Al, Cr, Mn, Sn.
En el caso de los óxidos del cromo, el óxido de cromo (II) es básico, el óxido de cromo (III) es
anfótero y el óxido de cromo (VI) es ácido.
El Manganeso posee número de oxidación +2; +3; +4; +5; +6; +7. El óxido de manganeso (II) y
el de manganeso (III) son básicos, los óxidos de manganeso (VI) y (VII) son ácidos.
A) FORMULA DE LOS ÓXIDOS
Se escribe primero el símbolo del metal y luego el del oxígeno, al símbolo del metal se le coloca
el número de oxidación del oxígeno (2) y al oxígeno el número de oxidación del metal.
Me2Ox x: número de oxidación del metal.
Ejemplo: Na2O1 el 1 no se pone.
FeO
Fe2O3.
Pb2O4 en este caso se deben simplificar los números de oxidación PbO2.
B) ECUACIÓN DE FORMACIÓN.
METAL + OXÍGENO ÓXIDO BASICO
Ejemplo:
4 Na + O2 2 Na2O
Ca + O2 2 CaO
NO METAL + OXÍGENO ÓXIDO ÁCIDO.
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Ejemplo:
4 P + 3O2 2 P2O3
C + O2 CO2
Recordar que las ecuaciones deben estar completas e igualadas.
C) NOMENCLATURA
Algunos de estos compuestos tienen nombres vulgares, por ejemplo el CaO se conoce como cal.
Se debe tener en cuenta que un mismo elemento puede combinarse con más de un número de
oxidación. Estan en vigencia tres tipos de nomenclatura:
Tradicional: Se emplea desde hace muchos años, sobre todo en la industria.
Utiliza sufijos y prefijos. Si el elemento tiene dos estados de oxidación se utiliza
el sufijo oso para designar el óxido en el cual el elemento se encuentra con el menor
estado de oxidación, y el sufijo ico para el mayor estado de oxidación.
Si los elementos presentan cuatro estados de oxidación a los sufijos se le agregan los
prefijos hipo, per. Combinándolos: hipo-oso
Oso
Ico
Per - ico
Por atomicidad: (aprobada por la IUPAC) indica la cantidad de átomos de cada clase que
intervienen en la molécula.
Numerales de Stock: Se escribe óxido de… el elemento en cuestión y entre paréntesis con
números romanos el estado de oxidación del elemento en ese compuesto.
Las formas de nomenclatura más usadas son la tradicional y por numerales de Stock.
Ejemplos:
N°
oxidación
Fórmula
N. Clásica
N atomicidad
Numerales Stock
+2 FeO Óxido ferroso Monóxido de hierro Óxido de hierro (II)
+3 Fe2O3 Óxido férrico Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III)
+1 Cl2O Óxido hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I)
+3 Cl2O3 Óxido cloroso Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III)
+5 Cl2O5 Óxido clórico Pentóxido de dicloro Óxido de cloro (V)
+7 Cl2O7 Óxido perclórico Heptóxido de dicloro. Óxido de cloro (VII)
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N°
oxidación
Fórmula
N. Clásica
N atomicidad
Numerales Stock
+2 PbO Óxido plumboso Monóxido de plomo Óxido de plomo (II)
+4 PbO2 Óxido plúmbico Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV)
+1 Au2O Óxido auroso Monóxido de dioro Óxido de oro (I)
+3 Au2O3 Óxido áurico Trióxido de dioro Óxido de oro (III)
+1 Cu2O Óxido cuproso Monóxido de dicobre Óxido de cobre (I)
+2 CuO Óxido cúprico Monóxido de cobre. Óxido de cobre (II)
HIDRUROS.
Los hidruros son compuestos son compuestos binarios formados por Hidrógeno y otro elemento.
Pueden ser:
METÁLICOS: formados por Hidrógeno y un Metal.
El número de oxidación del H es -1.
Son compuestos iónicos.
HIDRUROS Ej. CaH2; KH.
NO METÁLICOS: formados por Hidrógeno y un No Metal.
El número de oxidación del H es +1.
Son compuestos covalentes.
Ej. NH3; FH.
A) FÓRMULA DE LOS HIDRUROS
Si el hidruro es metálico se coloca primero el símbolo del metal y luego el del Hidrógeno.
Me1 Hx
X es el número de oxidación del metal.
Ej. Al H3 LiH
Si el hidruro es no metálico primero se coloca el elemento más electronegativo (no metal) y luego
el Hidrógeno.
NoMe1 Hx
X es el número de oxidación del no metal.
Ej: NH3; PH3; FH
B) ECUACIÓN DE FORMACIÓN.
METAL + H2 HIDRURO METÁLICO
NO METAL + H2 HIDRURO NO METÁLICO
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EJEMPLO:
Ca + H2 Ca H2
2 Al + 3 H2 2 AlH3
N 2 + 3 H 2 2 NH3
C) NOMENCLATURA
Hidruros Metálicos:
Se nombran “hidruro de…”, el nombre del metal.
Ej: hidruro de calcio, hidruro de aluminio.
Si el metal presenta más de un número de oxidación se nombra hidruro de… y entre paréntesis con
números romanos el número de oxidación del metal en dicho compuesto.
Ej. Hidruro de hierro (II). Hidruro de hierro (III).
Hidruros no Metálicos:
Se nombran “metal…uro de hidrógeno.”
Ej. Sulfuro de hidrógeno, cloruro de hidrógeno.
Los hidruros formados por elementos del grupo 17 y algunos del 16 son denominados Hidrácidos,
por las propiedades que presentan.
Otros hidruros tienen nombre de fantasía como:
NH3 Amoníaco.
PH3 Fosfina.
SiH4 Silano
CH4 metano
COMPUESTOS TERNARIOS.
Estos compuestos están formados por Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento.
HIDRÓXIDOS
COMPUESTOS TERNARIOS OXOÁCIDOS
OXOSALES NEUTRAS.
HIDRÓXIDOS
Son compuestos ternarios formados por un metal y el grupo hidroxi o hidróxido (OH-)
El grupo hidróxido proviene de quitarle un Hidrógeno al agua, éste se separa del agua pero deja su
electrón, de allí que el grupo quede con exceso de carga negativa.
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Al representar un hidróxido nos encontramos que entre el O y el H existe una unión covalente pero
entre el grupo hidróxido formado y el metal la unión es iónica.
Ejemplo:
A) FÓRMULA DE LOS HIDRÓXIDOS.
Se escribe primero el símbolo del metal y luego entre paréntesis el grupo hidróxido, tantos como
número de oxidación tenga el metal.
Me (OH) x
X es el número de oxidación del metal.
B) ECUACIÓN DE FORMACIÓN
ÓXIDO BÁSICO + AGUA HIDRÓXIDO
EJEMPLO:
CaO + H2O Ca (OH)2
K2O + H2O 2 KOH
Al2O3 + 3 H2O 2 Al (OH)3
C) NOMENCLATURA
Al igual que los óxidos existen tres tipos de nomenclatura.
N°oxidación
Fórmula
N Clásica
N Atomicidad
Numerales Stock
+1
KOH
Hidróxido de potasio
Monohidróxido de potasio
Hidróxido de potasio (I)
+2
Fe(OH)2
Hidróxido ferroso
Dihidróxido de hierro
Hidróxido de hierro (II)
+3
Fe(OH)3
Hidróxido férrico
Trihidróxido de hierro
Hidróxido de hierro(III)
+2
Pb(OH)2
Hidróxido plumboso
Dihidróxido de plomo
Hidróxido de plomo (II)
+4
Pb(OH)4
Hidróxido plúmbico
Tetrahidróxido de plomo
Hidróxido de plomo(IV)
OXOÁCIDOS
Son compuestos ternarios que tienen la fórmula HaXbOc, en donde X es un no metal.
Por ejemplo, H2SO4 , Su estructura de Lewis muestra enlaces:
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Covalentes simples, entre el S y O, y entre los O y los H.
Covalentes dativos entre el S y los otros dos O.
A) ECUACIÓN DE FORMACIÓN.
ÓXIDO ÁCIDO + AGUA OXOÁCIDO.
EJEMPLO:
SO3 + H20 H2SO4
N2O5 + H20 2 HN03
CO2 + H20 H2CO3
B) NOMENCLATURA.
Existen tres tipos de nomenclatura.
N°
oxidación
Fórmula
N Clásica
N Atomicidad
Numerales de Stock
+4
H2SO3
Ácido Sulforoso
Trioxosulfato de dihidrógeno
Sulfato (IV) de hidrógeno
+6
H2SO4
Ácido Sulfúrico
Tetraoxosulfato de
dihidrógeno
Sulfato (VI) de hidrógeno
+1
HClO
Ácido Hipocloroso
Monoxoclorato de hidrógeno
Clorato (I) de hidrógeno
+3
HClO2
Ácido cloroso
Dioxoclorato de hidrógeno
Clorato (III) de hidrógeno
+5
HClO3
Ácido clórico
Trioxoclorato de hidrógeno
Clorato (V) de hidrógeno
+7
HClO4
Ácido perclórico
Tetraoxo clorato de hidrógeno
Clorato (VII) de
hidrógeno
+3
HNO2
Ácido nitroso
Dioxonitrato de hidrógeno
Nitrato (III) de hidrógeno
+5
HNO3
Ácido nítrico
Trioxonitrato de hidrógeno
Nitrato (V) de hidrógeno
Las nomenclaturas más utilizadas son la clásica, sobre todo en la industria, y la de Numerales de
Stock, en dicha nomenclatura se le cambia la terminación al no metal por ato.
En la nomenclatura clásica se suelen emplear prefijos orto, meta y piro de acuerdo al grado de
hidratación de los ácidos. De esta manera existe una familia de ácidos fosfóricos, según la relación
óxido/agua.
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P2O5 + H2O 2HPO3 Ácido meta fosfórico.
P2O5 + 2 H2O H4P2O7 Ácido pirofosfórico
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 Ácido ortofosfórico
El ácido que llamamos comúnmente ácido fosfórico es en realidad ácido o-fosfórico
Para conocer el número de oxidación del no metal que se encuentra en el oxoácido se debe recordar:
1) La suma total de los números de oxidación de todos los elementos del compuesto debe ser
cero.
2) El Oxígeno tiene número de oxidación -2.
3) El Hidrógeno en este caso tiene número de oxidación +1.
Por ejemplo: H2SO4
1) Se multiplica la cantidad de Oxígenos por su número de oxidación: 4. (-2) = -8
2) Se multiplica la cantidad de Hidrógenos por su número de oxidación: 2 . (+1) = 2
3) La suma de ambos da: -8 + 2 = -6
4) Como el compuesto debe dar 0, eso implica que el número de oxidación del azufre en este
ácido es +6
0 = -6 +6
OXOSALES o SALES de OXOÁCIDOS
Son compuesto ternarios formados por un metal, un no metal y oxígeno.
Provienen de quitarle el Hidrógeno al oxoácido y reemplazarlo por un metal.
En estos compuestos tenemos:
Uniones covalentes entre el Oxígeno y el no metal (comunes y dativas, según el caso).
Uniones iónicas entre el metal y el anión del ácido.
2-
Na + O C O Na +
||
O
A) ECUACIÓN DE FORMACIÓN.
OXOACIDO + HIDRÓXIDO SAL + AGUA
Esta ecuación química representa una REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN.
El efecto del ácido es neutralizado por una sustancia básica, el hidróxido, y la sal que se forma no
presenta ni características ácidas, ni básicas. Es neutra.
EJEMPLO:
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HNO3 + KOH KNO3 + H2O
2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca (NO3)2 + 2 H2O
H2SO4 + Ba(OH)2 Ba SO4 + 2 H2O
3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 Fe 2(SO4)3 + 6 H2O
H3PO4 + Al(OH)3 AlPO4 + 3 H2O
4 HNO3 + Pb(OH)4 Pb (NO3)4 + 4 H2O
B) NOMENCLATURA:
Fórmula N Clásica N. Atomicidad N.numerales de Stokes
KNO2
Nitrito de calcio
Dioxonitrato de potasio
Nitrato (III) de potasio.
NaNO3
Nitrato de sodio
Trioxonitrato de sodio
Nitrato (V) de sodio
FeSO4
Sulfato ferroso
Tetraoxosulfato de hierro
Sulfato (V) de hierro (III)
Fe2(SO4)3
Sulfato férrico
Tetraoxosulfato de
dihierro
Sulfato (V) de hierro (III)
NaClO
Hipoclorito de sodio
Monoxoclorato de sodio
Clorato (I) de sodio
NaClO2
Clorito de sodio
Dioxoclorato de sodio
Clorato (III) de sodio
NaClO3
Clorato de sodio
Trioxoclorato de sodio
Clorato (V) de sodio
NaClO4
Perclorato de sodio
Tetraoxoclorato de sodio
Clorato (VII) de sodio
TEORÍA ÁCIDO-BASE
La clasificación de algunas sustancias como ácidos tiene origen en su gusto, ácido, en contraposición
al de los álcalis o bases, que contrarrestan o neutralizan su acción.
Uno de los primeros conocimientos que se tuvo sobre los ácidos fue que en su molécula todos tenían
por lo menos un átomo de hidrógeno. A fines del siglo XIX, Arrhenius propuso la primera definición
conceptual de ácido y base.
Según la teoría de Arrhenius:
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“Un ácido es aquella sustancia que contiene hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa libera
cationes H+”
HX (aq) H +(aq) + X- (aq)
“Una base es aquella sustancia que tiene el grupo oxidrilo en su molécula y que en solución acuosa
libera el anión OH -”.
MOH (aq) M+ (aq) + OH- (aq)
Aunque esta teoría es importante y todo un avance para su época, resultó incompleta para explicar
algunos resultados experimentales:
Algunas sustancias que no tenían oxidrilos, como por ejemplo el amoníaco o el
bicarbonato de sodio (NH3, NaHCO3) tienen propiedades básicas.
Es improbable la existencia del ion H+ en solución.
Debido a las limitaciones de esta teoría en 1923 Bronsted y Lowry enuncian su teoría.
“Un ácido es cualquier entidad química capaz de ceder y protón, mientras que una base es cualquier
entidad química capaz de aceptar un protón”
Ejemplo:
HX + H2O H3O+ + X-
La especie HX actúa como un ácido, ya que cede un protón al agua que actúa como base. En la
reacción inversa el ion H3O+ llamado hidronio, actúa como ácido pues cede un protón al ión X- que se
comporta como base.
HX + H2O H3O+ + X-
Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1
Las especies HX y X- difieren en un protón y a su vez el agua y el catión hidronio tambien difieren en
un protón; estos pares se llaman pares ácido base conjugados.
En la ecuación anterior los números indican los pares conjugados.
Actualmente se aplica un concepto más general aún que el dado por Bronsted y Lowry; es la teoría
ácido-base de Lewis. De acuerdo a ella:
“Un ácido es cualquier entidad química capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión
covalente, mientras que una base es cualquier entidad química capaz de ceder un par de electrones para
formar este tipo de unión.”
COMPORTAMIENTO DEL AGUA COMO ÁCIDO Y BASE
Cuando en el agua no existe ningún electrolito disuelto se produce un proceso llamado
autoionización del agua
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H2O + H2O H3O+ + OH-
Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1
Al producto entre la concentración de los cationes hidronios y los aniones hidroxilo se lo denomina
producto iónico del agua. (Kw)
Kw = [OH-] [H3O+]
Según como sea la relación entre estas concentraciones las soluciones se clasifican en:
Soluciones neutras: [OH-] = [H3O+]
Soluciones ácidas: [H3O+] > [OH-]
Soluciones básicas [H3O+] < [OH-]
Se debe tener en cuenta que el producto iónico del agua se altera con la temperatura.
Debido a que en la mayoría de los cálculos de concentraciones de especies en soluciones acuosas
sus valores son menores que 1mol/ dm3 y en general potencias negativas de 10, se introdujo un operador
matemático p = - log10.
Por ejemplo si tenemos una especie de concentración C, pC = -log C.
Si C =1.10-5 M. pC = -log C = 5
En el caso de la especie H+
pH = -log [H+]
En el caso de la especie OH-
pOH = -log [OH-]
La escala de pH va desde el 0 al 14.
Las soluciones se pueden clasificar según estos valores en:
Soluciones neutras pH = pOH = 7
Soluciones ácidas pH < pOH pH entre 0 y 6,9. Cuanto más cerca del 0 más ácida es.
Soluciones básicas pH > pOH pH entre 7,1 y 14. Cuanto más cerca del 14 más básica
es.
Por ejemplo:
Sustancia pH
Jugo de limón 2
Agua destilada 7
Jabón 8,5