Conceptos básicos

Química: es la ciencia que estudia la composición, estructura, propiedades y cambios en la materia; y su relación con la

energía.

Materia: es todo lo que ocupa un lugar en el espacio y tiene masa, volumen, inercia, etc.

Energía: es la capacidad de un cuerpo para realizar un trabajo

Átomo: es al partícula más pequeña que podemos obtener de un elemento sin que este pierda sus características elementales.

Ordinariamente decimos que él átomo a su vez está constituido por 3 subpartículas:

Protones: carga positiva, se encuentra en el núcleo del átomo.

Electrones: carga negativa, se encuentra girando en orbitas alrededor del núcleo.

neutrones: sin carga, se encuentra en el núcleo atómico.

Molécula: es la unión de dos o más elementos.

Ley de la conservación de la materia: La materia no se crea ni se destruye sólo se transforma.

Sustancia: es una forma de materia que tiene composición definida (constante) y propiedades distintivas.

Clasificación de la materia

Mezcla: es una combinación física de dos o más sustancias en la que estás conservan sus propiedades distintivas.

Mezclas homogéneas: la composición de la mezcla es uniforme.

Mezcla Heterogénea: la composición de la mezcla No es uniforme.

Elemento: sustancia que no se puede separar en otras más sencillas por métodos químicos.

Compuesto: sustancia formada por átomos de dos o más elementos unidos químicamente en proporciones fijas.

Estados de agregación de la materia

Al menos en principio, todas las sustancias pueden existir en tres estados: sólido líquido y gaseoso. Aunque actualmente

sabemos de por lo menos otros dos estados que son el plasma y el condensado de bose-einstein.

Cambios de la materia

Cambios Físicos: Es aquel en el que la materia sólo cambia su forma, su tamaño, su estado de movimiento o de agregación.

Ejemplo:

Cambios Químicos: la materia experimenta una variación en su composición, lo que da origen a la formación de nuevas

sustancias con propiedades diferentes.

Cambio Nuclear: cambia la estructura de la materia a nivel atómico.

Propiedades de la materia

En general podemos decir que toda la materia presenta dos tipos de propiedades medibles:

a) Generales o Extensivas: son aquellas que dependen de la cantidad de materia considerada y son aditivas. Como la

longitud, el volumen y la masa.

b) Particulares o intensivas: son aquellas en las que su valor medio no depende de la cantidad de la materia que se

considere, no so aditivas, y por ser propiedades particulares nos sirven para identificar y caracterizar una sustancia. Pueden

ser Físicas o Químicas.

Propiedades Físicas: son aquellas que se pueden observar cuando no existen cambios en la composición de la

sustancia y no dependen de su cantidad.

Propiedades Químicas: son aquellas cuando la sustancia experimenta un cambio en su composición.

Evolución del modelo atómico

Concepto antiguo:

Hace aproximadamente 2500 años, filósofos griegos reflexionaban acerca de la materia y de su composición. Leucipo y

Democrito; creyeron que el universo estaba formado por partículas comunes diminutas e indivisibles a las que llamaron

“átomos”

A= sin

Tomos= División

Modelo atómico de Dalton:

En 1808. “El átomo es una esfera sólida”. Afirmó otra vez que las sustancias están formadas por átomos, y que los átomos

de cada elemento tienen peso y tamaño parecidos. Se imaginó a los átomos como pequeñísimas esferas compactas,

indivisibles e indestructibles.

Modelo atómico de Thomson:

En 1897. (Pudín de pasas). Dedujo que el átomo debía de ser una esfera de materia cargada positivamente, en cuyo interior

estaban incrustados los electrones negativos. Su modelo se asemeja a un budín de pasas.

Modelo atómico de Rutherford:

En 1911. (Sistema solar en miniatura). Descubre el núcleo atómico; dedujo que el átomo debía estar formado por una

corteza con los electrones girando alrededor de un núcleo central cargado positivamente (protones).

Modelo atómico de Bohr:

En 1913. Los electrones giran alrededor del núcleo en niveles de energía bien definidos; pudiendo emitir o absorber

radiación electromagnética, si cambia de un nivel inferior a otro superior de distinta energía. (En 1932, Chadwick realizó un

descubrimiento fundamental en el campo de la ciencia nuclear: descubrió la partícula en el núcleo del átomo que pasaría a

llamarse neutrón,1 partícula que no tiene carga eléctrica).

Modelo atómico de Schrodinger:

En 1927. (Nube de electrones). Supone que el núcleo del átomo está rodeado por una nube tenue de electrones, pero a

diferencia del modelo de Bohr, no le atribuye al electrón trayectorias definidas, sino que describe su localización en

términos de probabilidad. lo que dio origen a los números cuanticos y al modelo atómico actual.

Tabla periódica

Hacia el año 1830 se habían identificado aproximadamente 55 elementos y se intentaban diferentes maneras de clasificarlos.

El resultado de estos trabajos es lo que hoy conocemos como tabla periódica.

La taba periódica actual se originó principalmente por el trabajo del químico ruso Dimitri Ivanovich Mendeleev, quien

publicó su trabajo en 1869, En la tabla de Mendeleev los elementos estaban dispuestos principalmente en orden de peso

atómico creciente, Mendeleev dejó huecos en su tabla, pero él vio éstos espacios no como un error, sino que éstos serían

ocupados por elementos aun no descubiertos, e incluso predijo las propiedades de algunos de ellos.

Después del descubrimiento del protón, Henry G. J. Moseley, físico británico, determinó la carga nuclear de los átomos y

concluyó que los elementos debían ordenarse de acuerdo a sus números atómicos crecientes, de está manera los que tienen

propiedades químicas similares se encuentran en intervalos periódicos definidos, de aquí se deriva la actual ley periódica:

"Los elementos están acomodados en orden de sus número atómicos crecientes y los que tienen propiedades químicas

similares se encuentran en intervalos definidos."

Periodos, grupos, familias, bloques y clases de elementos en la tabla periódica.

PERIODOS.- Son los renglones o filas horizontales de la tabla periódica. Actualmente se incluyen 7 periodos en la tabla

periódica.

GRUPOS (familia).- Son las columnas o filas verticales de la tabla periódica. La tabla periódica consta de 18 grupos. Éstos

se designan con el número progresivo, pero está muy difundido el designarlos como grupos A y grupos B númerados con

números romanos.

CLASES.- Se distinguen 4 clases en la tabla periódica:

ELEMENTOS REPRESENTATIVOS: Están formados por los elementos de los grupos "A".

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN: Elementos de los grupos "B", excepto lantánidos y actínidos.

ELEMENTOS DE TRANSICIÓN INTERNA: Lantánidos y actínidos.

GASES NOBLES: Elementos del grupo VIII A (18)

En la tabla periódica los elementos se encuentran divididos por una línea diagonal escalonada (derecha T.P.). Lo elementos

que se encuentran a la izquierda de la línea son Metales; los que se encuentran a la derecha de la línea son No-metales;

Algunos elementos que se encuentran próximos a la línea escalonada son metaloides (semimetales); es decir elementos con

propiedades intermedias entre metales y no metales.

Gurpo 1-A: Metales alcalinos: con excepción del Hidrogeno, sus soluciones en agua son alcalinas (básicas).Son metales

blandos, de color gris-plateado, que se pueden cortar fácilmente. Presentan densidades muy bajas y son buenos conductores

del calor y la electricidad. Reaccionan de inmediato con agua y oxigeno, es por eso que se almacenan bajo aceite mineral o

queroseno.

Gurpo 2-A: Metales alcalinotérreos: se extraen de los minerales de la Tierra y también producen soluciones alcalinas,

excepto el berilio. Presentan puntos de fusión y densidades un poco más elevados que los metales alcalinos, además de ser

menos reactivos.

Metales de transición: Elementos de los grupos "B", excepto lantánidos y actínidos. Tienen puntos de fusión y de

ebullición más elevados que los metales alcalinos y alcalinotérreos. Además su reactividad es menor.

Metales de transición interna: Lantánidos y actínidos. Son blandos y maleables. Se emplean en piedras de encendedor,

láseres, agentes colorantes para el vidrio y compuestos que producen el intenso color rojo que se requiere para los

cinescopios de televisión.

No metales: La mayoría no conducen la electricidad, conducen muy poco el calor, y en estado sólido son quebradizos.

Muchos son gases a temperatura ambiente. De varios colores no lustrosos. Sus electrones de valencia están fuertemente

unidos.

Metales: Poseen brillo metálico, los sólidos se deforman con facilidad, buenos conductores del calor y la electricidad, los

electrones de valencia no están fuertemente unidos.

Metaloides: No conducen la electricidad tan bien como un metal, pero lo hacen algo mejor que un no-metal.

Grupo 17-A: Halógenos: porque todos ellos forman sales, similares al cloruro de sodio y reaccionen vigorosamente con los

metales alcalinos y también con otros metáles.

Gurpo 18-A: Gases nobles: Son los menos reactivos.

Números cuánticos

¿Cuál es la importancia de los números cuánticos?

Comprender el comportamiento del átomo en su tamaño, forma y espacio.

Los número cuánticos son el resultado de la ecuación de Schrodinger, y la tabulacion de ellos nos indica la zona atómica

donde es más probable encontrar un electrón.

Se representan por las letras: n, l, m, s

El número cuántico principal (n): describe el tamaño del orbital. Es decir; indica el nivel en el que se encuentran los

electrones. Puede tomar cualquier valor entero empezando desde 1: n=1, 2, 3, 4, etc.

Se puede determinar su nivel de energía total con la fórmula: 2(n)2

Ejemplo: n=2 sustituímos: 2(2)2= 8 electrones

El número cuántico secundario (l): describe la forma del orbital atómico. Es decir; describe el subnivel en el que se

encuentran los electrones. Puede tomar valores naturales desde 0 hasta n-1 (siendo n el valor del número cuántico principal).

Por ejemplo si n=5, los valores de l pueden ser: l= 0, 1 ,2, 3, 4.

Formas geométricas (l = n-1) de los orbitales:

l = 0 = s (sharp)

l = 1 = p (principal)

l = 2 = d (diffuse)

l = 3 = f (fundamental)

l = 4 = g

l = 5 = h

l = 6 = i

El número cuántico magnético (m), determina la orientación espacial del orbital. Su fórmula es: m= +/- 1

Es decir sus valores son todos los enteros entre -1 y +1 incluyendo al cero.

El número cuántico de espín (s), Indica el giro del electrón sobre su propio eje. Sólo puede tomar dos valores: +1/2 y -1/2.

Y ¿Qué es un orbital?

Es la región del átomo donde es más probable encontrar el electrón.

Síntesis del tema

Configuración electrónica:

Son las representaciones de la distribución de los electrones en el átomo, según sus números cuánticos y atómicos.

La configuración electrónica de un átomo se obtiene siguiendo unas reglas:

1. Conocer el número atómico del elemento en cuestión.

2. Ubicar los electrones en cada uno de los niveles de energía, comenzando desde el nivel más bajo.

3. Respetar la capacidad máxima de cada subnivel (s=2e, p=6e, d=10e f= 14e).

4. Verificar que la suma de los electrones sea igual al número atómico.

Para recordar el orden de llenado de los orbitales se aplica el diagrama de Möeller:

Finalmente la Configuración queda de la siguiente manera:

2 4 10 12 18 20 30 36 38 48 54 56 70 80 86 88 102 112 118

1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

2 4f

14 5d

10 6p

6 7s

2 5f

14 6d

10 7p

6

He Ne Ar Kr Xe Rn

PRINCIPIO DE AFBAU (del Alemán Aufbau que significa construcción): sólo se pueden ocupar los orbitales con un

máximo de dos electrones, en orden creciente de energía orbital: Es decir “los orbitales de menor energía se llenan antes que los de mayor energía”.

Regla de exclusión de Pauli: Esta regla nos dice que en un estado cuántico sólo puede haber un electrón, es en este caso

donde salen los valores del espín o giro de los electrones que es:+1/2 y -1/2.

Es decir, “en un orbital pueden haber hasta dos electrones de espin opuesto”.

Principio de la máxima multiplicidad o de Hund: Para orbitales de igual energía, la distribución más estable de los

electrones, es aquella que tenga mayor número de espines paralelos. Es decir; los electrones se ubican de uno en uno en cada

orbital y luego se completan con el segundo electrón con espin opuesto.

Configuración estándar: Se representa la configuración electrónica considerando la configuración estándar (la que se

obtiene del rayado electrónico). Recuerda que los orbitales se van llenando en el orden en que aparecen.

Configuración condensada Los niveles que aparecen llenos en la configuración estándar, se pueden representar con un gas

noble (elemento del grupo VIII A ) , donde el número atómico del gas , coincida con el número de electrones que llenaron el

último nivel. Los gases nobles son (He , Ne, Ar , Kr , Xe y Rn).

Configuración desarrollada Consiste en representar todos los electrones de un átomo , empleando flechas para simbolizar

el spin de cada uno. El llenado se realiza respetando el principio de exclusión de Pauli y la Regla de máxima multiplicidad

de Hund

Configuración semidesarrollada Esta representación es una combinación entre la configuración condensada y la

configuración desarrollada . Aquí solo se representan los electrones del último nivel de energía.

La representación de las 4 configuraciones para el 24 Cr, son :

Ejemplos:

Determina la configuración electrónica estándar, condensada, desarrollada o gráfica, los números cuánticos y el periodo o

grupo para cada uno de los siguientes elementos:

Mg12

: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 ó [Ne]3s

2

3 0 0 -1/2

n l m s

S 3 2A

Bloque Periodo Grupo

n: nivel de energía (coeficiente) más alto.

L: Último subnivel que se forma. s=0, p= 1, d= 2, f= 3.

m: va de la mano con sping ya que al llenar la configuración

gráfica determinamos su valor de acurdo a los electrones

llenados en los orbitales m:-l, 0, l S: es el spin ½ electrón arriba; -1/2 electrón abajo.

Bloque: Último subnivel que se forma: Es el subnivel en el

cual termina la configuración.

Periodo: Nivel de energía más externo (coeficiente más alto):

Grupo: Número de electrones presentes en el último nivel de

la configuración electrónica los de valencia.

S16

: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

4 ó [Ne] 3s

2 3p

4

Mn25

: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

5 ó [Ar] 4s2, 3d5

3 1 -1 -1/2

n l m s

P 3 Bloque p columna 4: 6a

Bloque Periodo Grupo

4 2 2 +1/2

n l m s

d 4 Bloque d columna 5: 6b

Bloque Periodo Grupo

Nd25

: 1s2 2s

2 2p

6 3s

2 3p

6 4s

2 3d

10 4p

6 5s

2 4d

10 5p

6 6s

2 4f

4 ó [Xe]6s2, 4f4

6 3 0 +1/2

n l m s

f 6 Bloque f columna 4: 3b

Bloque Periodo Grupo

PROPIEDADES PERIÓDICAS

a) Radio atómico.- Es la distancia existente del núcleo de un átomo a su electrón más lejano.

Para los grupos o familias el radio atómico aumenta de arriba hacia abajo; para los elementos que forman un periodo

disminuye ligeramente de izquierda a derecha.

b) La carga nuclear efectiva ( Z*).- Es la fuerza con la cual el núcleo positivo atrae a los electrones de la capa de

valencia.

c) En un grupo disminuye de arriba hacia abajo y aumenta a lo largo de un periodo de izquierda a derecha.

d) Efecto pantalla.- Es el efecto de interferencia que originan los electrones interiores entre la fuerza de atracción del

núcleo y los electrones de valencia.

Aumenta para los elementos de un grupo de arriba hacia abajo y permanece igual a lo largo de un periodo.

e) Energía de ionización o potencial de ionización.- Es la energía que requiere un átomo gaseoso en estado basal para

perder totalmente un electrón.

Aumenta para los elementos de un periodo de izquierda a derecha y disminuye para los elementos de un grupo de

arriba hacia abajo.

f) Afinidad electrónica.- Es la cantidad de energía que se desprende o absorbe por la adición de un electrón al átomo

neutro gaseoso de un elemento para producir un ión negativo.

Es mayos para los elementos no metálicos y es muy grande para los que se encuentran en grupo próximos a los gases

nobles.

g) Electronegatividad.- Es la fuerza con la cual un átomo atrae al par de electrones que forman el enlace.

Disminuye a lo largo de un grupo de arriba hacia abajo y aumenta en un periodo de izquierda a derecha.

ENLACES QUÍMICOS

Los enlaces químicos, son las fuerzas que mantienen unidos a los átomos.

Cuando los átomos se enlazan entre si, ceden, aceptan o comparten electrones. Son los electrones de valencia quienes

determinan de qué forma se unirá un átomo con otro y las características del enlace.

Regla del octeto.

Los elementos al combinarse unos con otros, aceptan, ceden o comparten electrones con la finalidad de tener 8 electrones en

su nivel más externo, esto es lo que se conoce como la regla del octeto. El último grupo de la tabla periódica VIII A (18),

que forma la familia de los gases nobles, son los elementos mas estables de la tabla periódica. Esto se deben a que tienen 8

electrones en su capa más externa, excepto el Helio que tiene solo 2 electrones, que también se considera como una

configuración estable.

ENLACE IONICO:

Este tipo de enlace se efectúa entre metales y no metales por transferencia de electrones del átomo metálico al más

electronegativo (el no metálico). En esta transferencia se forman iones que después se atraen fuertemente por diferencia de

cargas eléctricas. Ejem: NaCl, CaFe, K2O, BaS.

Características:: Son sólidos a temperatura ambiente, ninguno es un liquido o un gas. Son buenos conductores del calor y la

electricidad. Tienen altos puntos de fusión y ebullición. Son solubles en solventes polares como el agua

ENLACE COVALENTE:

En este tipo de unión, un átomo puede completar su capa externa compartiendo electrones con otro átomo. Se presenta entre

átomos de elementos “no metálicos”.Ejem: CH4

Características:: pueden presentarse en cualquier estado de la materia. Son malos conductores del calor y la electricidad.

Tienen punto de fusión y ebullición relativamente bajos. Son solubles en solventes polares como benceno, tetracloruro de

carbono, etc., e insolubles en solventes polares como el agua.

ENLACE METÁLICO:

Sus átomos están fuertemente unidos, impidiendo su fácil desplazamiento, sin embargo sus electrones de valencia (los más

externos) dejan de pertenecer a estos formando un mar de electrones dinámicos; estos se mueven con libertad por la red

metálica y mantienen unidos a los cationes y aniones. Son muy electropositivos.

Características: Alta conductividad térmica y eléctrica, Brillo metálico, Maleabilidad (laminados, estiraje, doblado),

Ductilidad (hilos, alambres), Puntos de fusión y ebullición generalmente elevados, Dureza.

PUENTE DE HIDROGENO

Se presenta cuando un átomo de hidrogeno unido en forma covalente con un átomo electronegativo (oxígeno) se enlaza con

otr electronegativo que tiene pareas de electrones libres. (fluor, nitrogeno, oxígeno.).

Puntos de fusión y ebullición elevados

Líquidos de alto poder de disociación de los cristales iónicos.

NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGÁNICOS

INTRODUCCIÓN:

Se encarga del estudio integrado de la formación, composición, estructura y reacciones químicas de los compuestos que no

poseen enlaces carbono-hidrógeno, porque éstos pertenecen al campo de la química orgánica. Estas sustancias se identifican

mediante un nombre establecido por un sistema definido y universal dado por la Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada (UIQPA) y conocido con el nombre de nomenclatura. La Nomenclatura, es la parte de la química que estudia

las reglas que se siguen para dar nombre a los diversos compuestos.

Se aceptan tres tipos de nomenclatura:

a) Sistemática: Indica el número de átomos de cada elemento con los prefijos: mono, di, tri, tetra, penta… etc.

Ejemplo: Monóxido de carbono, Dióxido de carbono, etc.

b) Stock: escribe primero el tipo de compuesto y luego el nombre del elemento seguido de su estado de oxidación.

Ejemplo: Oxido de cobre (I), Anhídrido de carbono (II), etc.

c) Tradicional: escribe el tipo de compuesto utilizando los prefijos y sufijos según los estados de oxidación.

Ejemplo: óxido cúprico, anhídrido perclórico, etc.

Dado que en la naturaleza existen sustancias químicas que manifiestan propiedades similares al reaccionar ante ciertos

reactivos, se les puede reunir en un grupo o especificación común llamada “grupo funcional” o “función química”:

Para poder entender y aplicar el conjunto de normas de formulación y nomenclatura química inorgánica resulta

imprescindible partir de algunos conocimientos básicos como son:

Conocer perfectamente los símbolos de TODOS los elementos químicos.

Conocer la tabla periódica y el orden de su electronegatividad.

Conocer lo Números de Oxidación más usuales de los elementos principales.

Electronegatividad:

Es una medida de la capacidad de un átomo para atraer los electrones involucrados en sus enlaces químicos con otros

átomos cuando forma una molécula. Es relativa porque sólo puede medirse con respecto a otro elemento. La

electronegatividad en la tabla periódica es más fuerte hacia la derecha y arriba.

Número de oxidación:

Es un número entero positivo o negativo que indica el número de electrones que aporta un determinado átomo en sus

uniones con otro u otros átomos en las moléculas. Es positivo (+) cuando el átomo considerado tiende a ceder electrones

(menos electronegativo); Y es negativo (-) cuando el átomo considerado atrae los electrones (es más electronegativo).

Existen una serie de reglas y criterios arbitrarios para asignar este número de oxidación. Como:

El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero.

En la fórmula de un compuesto la suma de los números de oxidación negativos y positivos es de cero.

En un compuesto los elementos más electronegativos tienen carga negativa y los menos electronegativos tienen carga

positiva.

El número de oxidación del Hidrogeno es +1 cuando se combina con elementos no metálicos y -1 cuando se combina

con elementos metálicos.

El número de oxidación del Oxigeno es de -2 pero hay excepciones.

La tabla periódica es una gran guía ya que muchos números de oxidación están en función al grupo al que pertenecen:

Grupos IA IIA IIIA IVA VA VI VII

Números

de

oxidación

+1 +2 +3 +4 +5 +6 +7

+2 +3 +4 +5

-2 +1 +2 +3

-4 -3 -2 +1

-1

Óxidos

El oxígeno se combina con el resto de los elementos de la tabla periódica para formar compuestos llamados óxidos. Con los

metales forma óxidos metálicos, y con los no metales óxidos no metálicos, también conocidos como anhídridos.

Óxidos metálicos: MO

Los óxidos metálicos resultan de la unión de un metal con el oxígeno. El número de oxidación del oxígeno en este caso es de

-2.

Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra óxido seguida del nombre del metal.

Formulación: Se escribe el símbolo del elemento que forma el óxido y el símbolo del oxígeno con sus respectivos números

de oxidación encima de cada símbolo; se intercambian estos números como subíndices del otro; (nunca se escribe el

subíndice 1); Si se puede se simplifican.

Ejemplo:

Oxido de Aluminio

Al +3

+ O – 2

Al2O3

Otras formas para nombrarlos son:

Utilizando la nomenclatura stock en la cual se empieza escribiendo la palabra óxido, la preposición de seguida del

nombre del metal y entre paréntesis el número romano que indica su número de oxidación. Ejemplo:

Óxido de fierro (II) Fe2O2 → FeO

Óxido de fierro (III) Fe2O3

Es común nombrarles por el sufijo correspondiente a su numero de oxidación: Mono=1, Di= 2, Tri= 3 etc. Ejemplo:

Fe2O3 → Trioxido de difierro

También se utilizan los sufijos oso para el N.O. menor e ico para el N.O. mayor

Ejemplos:

Na+1

+ O-2

→ Na2O Oxido de Sodio

Li+1

+ O-2

→ Li2O Oxido de Litio

Ca+2

+ O-2

→ CaO Oxido de Calcio

Fe+3

+ O-2

→ Fe2O3 Oxido férrico ó de Fierro III ó Trioxido de difierro

EJERCICIOS:

ESCRIBE LA FÓRMULA O LOS NOMBRES DE LOS SIGUIENTES ÓXIDOS:

1. Óxido de plata

2. Óxido de torio

3. Óxido de talio ( III )

4. Óxido plúmbico

5. Óxido de zirconio

6. Óxido antimónico

7. Óxido cúprico

8. BaO

9. PtO

10. Sc2O3

Otros ejemplos:

Óxidos no metálicos o Anhídridos: XO

Resultan de la unión de un no mental más el oxígeno.

Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra Anhídrido seguida del nombre del no metal

(aunque como en los ejemplos anteriores constatamos también pueden nombrarse como los óxidos metálicos).

Algunos no metales pueden tener más de dos números de oxidación, para designar éstos se consideran sus grupos y la

siguiente tabla:

Ejemplos:

CO2 Anhídrido carbónico

SO2 Anhídrido sulfuroso

SO3 Anhídrido sulfúrico

P2O3 Anhídrido fosforoso

P2O5 Anhídrido fosfórico

Cl2O Anhídrido Hipocloroso

NOMBRE III IV V VI VII

Hipo ______oso

1 2 1

_______oso

1 2 3 4 3

_______ ico

3 4 5 6 5

Per______ico

7

Cl2O3 Anhídrido cloroso

Cl2O5 Anhídrido clorito

Cl2O7 Anhídrido Perclorico

CO Monóxido de carbono

CO2 Dioxido de carbono o Anhídrido carbónico

EJERCICIOS

ESCRIBE LA FÓRMULA O LOS NOMBRES DE LOS SIGUIENTES ANHÍDRIDOS:

1) Anhídrido yodoso

2) Anhídrido nitroso

3) Anhídrido telúrico

4) Anhídrido arsenioso

5) Anhídrido hipofosforoso

6) Anhídrido perbrómico

7) Anhídrido bórico

8) Anhídrido selenoso

9) Br2O7

10) I2O5

11) N2O

12) B2O3

13) SO3

14) N2O5

Hidróxidos: MOH

También son llamadas bases, álcalis o lejías Estos compuestos resultan de la relación entre un óxido metálico con el agua y

siempre llevan en su fórmula un metal unido al radical OH. Se caracterizan por tener un pH alcalino (mayor a 7), Liberan

iones hidroxilo (OH-1

) en soluciones acuosas, sabor amargo, tacto jabonoso, Bronsted – Lowry: Una base es una sustancia

que tiende a aceptar un protón.

Nomenclatura: Se nombran anteponiendo la palabra Hidróxido seguida del nombre del metal correspondiente.

Ejemplo:

Na+1

+ OH-1

→ NaOH Hidróxido de Sodio

K+1

+ OH-1

→ KOH Hidróxido de potasio

Zn+2

+ OH-1

→ Zn(OH)2 Hidróxido de zinc

Al+3

+ OH-1

→ Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

Fe+3

+ OH-1

→ Fe(OH)3 Hidróxido de ferrico o de hierro III

EJERCICIOS

ESCRIBE LA FÓRMULA O EL NOMBRE PARA LOS SIGUIENTES HIDROXIDOS:

1) Hidróxido de sodio

2) Hidróxido de fierro (III)

3) Hidróxido antimónico

4) Hidróxido de estaño (IV)

5) Hidróxido aúrico

6) Hidróxido de escandio

7) Hidróxido cuproso

8) Hidróxido de bario

9) Mo(OH)4

10) Ta(OH)5

11) Cd(OH)2

12) Fe(OH)2

13) Sn(OH)2

OTROS:

Hidruros: MH ó XH

Los hidruros resultan de la combinación del hidrógeno con cualquier metal. En los Hidruros el hidrogeno siempre tiene

número de oxidación de -1.

Nomenclatura: Para darle nombre a estos compuestos se antepone la palabra Hidruro seguida del metal correspondiente.

Ejemplos:

Na+1

+ H-1

→ NaH Hidruro de sodio

K+1

+ H-1

→ KH Hidruro de potasio

Ca+2

+ H-1

→ CaH2 Hidruro de calcio

Al+3

+ H-1

→ AlH3 Hidróxido de Aluminio

Fe+3

+ H-1

→ FeH3 Hidróxido de Ferrico ó de fierro III

Hidruros de magnesio MgH2

Hidruro cúprico CuH2

Hidruro de boro (borano) BH3

Hidruro de carbono (metano) CH4

Hidruro de silicio (silano) SiH4

Hidruro de nitrógeno (amoniaco) NH3

Hidruro de fósforo (fosfatina) PH3

Hidruro de arsénico (arsina) AsH3

Hidruro de antimonio (estibina) SbH3

*Los nombres que están entre paréntesis son particulares.

EJERCICIO

ESCRIBE LA FÓRMULA O EL NOMBRE PARA LOS SIGUIENTES HIDRUROS:

1) Hidruro antimonioso

2) Hidruro de berilio

3) Hidruro de sodio

4) Hidruro de platino (IV)

5) Hidruro de platino (II)

6) Hidruro de erbio

7) Hidruro de bario

8) Hidruro plúmbico

9) Hidruro ferroso

10) Hidruro de mercurio (I)

11) CuH

12) VH4

13) TcH7

14) CsH

15) AgH

16) FrH

17) AuH3

18) FeH3

19) Hidruro de telurio

20) Hidruro de bromo

21) Hidruro de azufre

22) Hidruro de yodo

23) Hidruro de selenio

OTROS:

Ácidos:

Son sustancias que originan iones hidrogeno (o H2O+) al disolverse en agua. Un ácido tiene un pH menor que 7. En la teoría

de Bronsted – Lowry: los ácidos son sustancias que tienen la tendencia de liberar un protón. Tienen un sabor ácido,

reaccionan con los metales liberando Hidrogeno, reaccionan con las bases en un proceso llamado neutralización en el que

ambos pierden sus características para formar sales y agua. Cambian el color azul del papel tornasol a rosado, no producen

color en la fenolftaleína y con el naranja de metilo producen una coloración roja.

Los ácidos de acuerdo con el número de elementos químicos que los forman, se pueden clasificar en Hidrácidos o ácidos

binarios y oxiácidos o ternarios.

Hidrácidos: HX

Los hidrácidos resultan de la combinación de los aniones de la serie de los haluros (F, Cl, Br, I, y además S, Se, Te.) con el

hidrógeno. En los hidrácidos el hidrógeno siempre tiene número de oxidación de +1.

Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se antepone la palabra ácido seguida del nombre del no metal

correspondiente con la terminación hídrico.

Ejemplos:

H+1

+ F-1

→ HF Ácido fluorhídrico.

H+1

+ Cl-1

→ HCl Ácido clorhídrico.

H+1

+ Br-1

→ HBr Ácido Bromhídrico.

H+1

+ I-1

→ HI Ácido yodhídrico.

H+1

+ S-2

→ H2S Ácido sulfhídrico.

H+1

+ Se-2

→ HSe Ácido selenhídrico.

H+1

+ Te-2

→ HSe Ácido telurhídrico.

Oxiácidos: HXO

Los oxiácidos son compuestos que resultan de la unión química entre un anhídrido y el agua, llevando en su composición

al elemento hidrógeno, no metal, Y OXÍGENO.

Para deducir la fórmula de los oxiácidos se pueden seguir dos métodos:

Se puede obtener la fórmula del oxiácido por medio de una ecuación. En ella se escribe primero la fórmula del anhídrido

respectivo y se adiciona una molécula de agua, produciéndose un solo compuesto en cuya fórmula aparecen todos los

símbolos de los elementos que intervienen en los reactivos (HXO), concentrándose en el producto de los subíndices

respectivos.

Para el ácido nítrico se escribe la fórmula del anhídrido nítrico N2O5 y se agrega agua; pero la fórmula final del ácido nítrico

H2N2O6, se debe simplificar a su mínima expresión:

N2O5 + H2O H2N2O6 = HNO3

SO3 + H2O H2SO4

Otra forma es tomando en cuenta el número de oxidación del no metal:

a) HXOn La fórmula lleva un hidrógeno si el no metal (X) se encuentra en grupo impar de la tabla periódica.

b) H2XOn La fórmula tiene dos hidrógenos cuando el no metal (X) se encuentra en grupo par de la tabla periódica.

c) H3XOn La fórmula lleva tres hidrógenos si el no metal (X) es fósforo, boro o arsénico.

Para escribir la fórmula del ácido sulfúrico primero se escribe H S O. Como el azufre se encuentra en grupo par de la tabla

periódica (VI-A) la fórmula lleva dos hidrógenos: H2SO

A la palabra sulfúrico, en el cuadro de los anhídridos, lo corresponde el número de oxidación (+ 6). El hidrógeno tiene (+

1).

Como se aprecia en la fórmula, dos hidrógenos aportan dos positivos, que sumados a seis positivos del azufre dan ocho. Este

número, ocho, dividido entre el número de oxidación del oxígeno (-2), resulta cuatro, que es el subíndice que se escribe al

oxígeno: H2SO4.

Ejemplos:

Casos especiales de oxoácidos: Nomenclatura META, ORTO Y PIRO:

Valencias impares

Meta Se le suma una molécula de agua Ácido metafosfórico: HPO3

Piro Se le suman dos moléculas de agua Ácido pirofosfórico: H4P2O7

Orto Tres moléculas de agua Ácido ortofosfórico: H3PO4

Valencias pares

Meta Se le suma una molécula de agua Ácido metasulfúrico: H2SO4

Piro o di Una molécula de agua Ácido disulfúrico: H2S2O7

Orto Una molécula de agua o dos del óxido Ácido ortosulfúrico: H2S2O5

Sales:

En general las sales son sustancias que resultan de la reacción química entre un ácido y una base o también de la reacción

de un anhídrido con un óxido.

Sales binarias: MX

Son un producto de la reacción entre un hidrácido y una base. Están formadas por un metal y un no metal. En este caso el

metal trabaja con su número de oxidación positivo.

Nomenclatura: Para nombrar a estos compuestos se escribe el nombre del no metal con la terminación uro y después el

nombre del metal; para los metales aplicamos las reglas de nomenclatura ya vistas en óxidos metálicos, hidróxidos, etc.

Ejemplos:

Na+1

+ Cl-1

→ NaCl Cloruro de sodio

Rb+1

+ I-1

→ RbI Yoduroduro de rubidio

Al+3

+ Br-1

→ AlBr3 Bromuro de aluminio

Fe+ + S

-1 → FeS3 Sulfuro ferrico o de fierro III

Oxisales: MXO

Son sales que se derivan de los oxiácidos; es decir contienen un metal unido a un radical negativo que contenga oxígeno.

Las oxisales resultan del producto de sustituir los hidrógenos de un oxiácido por metales o radicales positivos (NH4). Se

forman por la unión de un catión (metal) y un anión (radical negativo del ácido). Este último se forma por la ionización de

la molécula del ácido, apareciendo en el anión tantas cargas negativas como el hidrógeno pierde el ácido. Ejemplo:

Del ácido sulfúrico H2SO4 2H+ + SO4

-2 radical sulfato

Del ácido nítrico HNO3 H+ + NO3

– radical nitrato

Del ácido fosfórico H3PO4 3H+

+ PO4 –3

radical fosfato

Del ácido cloroso HClO2 H+ + ClO2

– radical clorito

Del ácido hipobromoso HBrO H+ + BrO

– radical hipobromito

Nomenclatura:

Se nombran cambiando la terminación oso de los ácidos por ito e ico por ato, seguida del nombre del metal correspondiente.

Para la nomenclatura de las oxisales se aplican las mismas reglas que para los oxiácidos, debido a que los radicales

provienen de ellos. Para nombrar al radical se usa el nombre del ácido; únicamente se cambia la terminación ico por ato para

la sal. Así:

El radical sulfito SO3-2

proviene del ácido sulfuroso H2SO3

El radical clorato ClO3– proviene del ácido clórico HClO3

El radical arseniato AsO4-3

proviene del ácido arsénico H3AsO4

Para elaborar la fórmula de la oxisal primero se escribe el símbolo del metal, seguido de un subíndice que equivale a la carga

negativa del radical (anión). Luego, entre paréntesis, la fórmula del radical; a la derecha del paréntesis se escribe como

subíndice el número de oxidación del metal. Ejemplo:

Sulfato de fierro (III) o Sulfato férrico

Fe+3

+ SO4-2

Fe2(SO4)3

Ejemplos:

Na+1

+ SO4-2

→ Na2SO4 Sulfato de sodio

Pb+2

+ NO3-1

→ Pb(NO3)2 Nitrato de plomo

Ca+2

+ ClO-1

→ Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio

Fe+2

+ CO3-2

→ FeCO3 Carbonato ferroso o de fierro II

Ca+2

+ ClO-1

→ Ca(ClO)2 Hipoclorito de calcio

Ag+1

+ NO3-1

→ AgNO3 Nitrato de plata

Existen también sales ácidas y alcalinas, que se consideran formadas por una reacción incompleta de neutralización. Así

tenemos sales básicas y ácidas.

Las sales básicas son las que contienen uno o varios iones oxhidrilo en su composición:

Nitrato monobásico de bario Ba(OH)NO3

Nitrato dibásico de aluminio Al(OH)2NO3

Las sales ácidas son las que tienen uno o varios iones hidrógeno en su composición:

Sulfato ácido de potasio KHSO4 o sulfato monopotásico

Fosfato diácido de sodio NaH2PO4 o fosfato monosódico.

También hay sales hidratadas: son aquellas que en su formación de cristales (cristalización) requieren un número

determinado de moléculas de agua.

Sulfato cúprico pentahidratado CuSO4 • 5H2O

Carbonato de sodio decahidratado Na2CO3 • 10H2O

Sulfato de fierro (II) heptahidratado FeSO4 • 7H2O

Nomenclatura INORGÁNICA (repaso general)

Ejemplos:

OXÍDOS:

Na+1

+ O-2

→ Na2O Oxido de Sodio

Li+1

+ O-2

→ Li2O Oxido de Litio

Ca+2

+ O-2

→ CaO Oxido de Calcio

Fe+3

+ O-2

→ Fe2O3 Oxido férrico ó de Fierro III ó Trioxido de difierro

ANHIDRIDOS:

Cl2O Anhídrido Hipocloroso

Cl2O3 Anhídrido cloroso

Cl2O5 Anhídrido clorito

Cl2O7 Anhídrido Perclorico

IMPORTANTE: Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están los óxidos de

nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:

HIDROXIDOS:

Na+1

+ OH-1

→ NaOH Hidróxido de Sodio

K+1

+ OH-1

→ KOH Hidróxido de potasio

Al+3

+ OH-1

→ Al(OH)3 Hidróxido de aluminio

HIDRUROS:

Na+1

+ H-1

→ NaH Hidruro de sodio

K+1

+ H-1

→ KH Hidruro de potasio

Ca+2

+ H-1

→ CaH2 Hidruro de calcio

Al+3

+ H-1

→ AlH3 Hidruro de Aluminio

HIDRÁCIDOS:

H+1

+ F-1

→ HF Ácido fluorhídrico.

H+1

+ Cl-1

→ HCl Ácido clorhídrico.

H+1

+ Br-1

→ HBr Ácido Bromhídrico.

H+1

+ I-1

→ HI Ácido yodhídrico.

OXIÁCIDOS:

S+6

+ O-2

→ SO3 + H2O → H2SO4 Ácido sulfúrico

N+5

+ O-2

→ N2O5 + H2O → HNO3 Ácido nítrico

SALES BINARIAS:

Na+1

+ Cl-1

→ NaCl Cloruro de sodio

Rb+1

+ I-1

→ RbI Yoduro de rubidio

Al+3

+ Br-1

→ AlBr3 Bromuro de aluminio

OXISALES:

Del ácido sulfúrico H2SO4 2H+ + SO4

-2 radical sulfato + NA

+1→Na2SO4 SULFATO DE SODIO

Del ácido cloroso HClO2 H+ + ClO2

– radical clorito + Ca

+2 → Ca(ClO2)2 CLORITO DE CALCIO

Tabla Resumen

ANIONES DE VALENCIA I

ClO Hipoclorito BrO Hipobromito IO Hipoyodito

ClO2 Clorito BrO2 Bromito IO2 Yodito

ClO3 Clorato BrO3 Bromato IO3 Yodato

ClO4 Perclorato BrO4 Perbromato IO4 Peryodato

NO2 Nitrito AsO2 Metaarsenito

NO3 Nitrato AsO3 Metaarseniato

PO2 Metafosfito SbO2 Metaantimonito

PO3 Metafosfato SbO3 Metaantimonato

BO2 Metaborato

Al2 Metaaluminato

MnO4 Permanganato

ANIONES DE VALENCIA II

SO2 Hiposulfito SeO2 Hiposelenito TeO2 Hipotelurito

SO3 Sulfito SeO3 Selenito TeO3 Telurito

SO4 Sulfato SeO4 Seleniato TeO4 Telurato

S2O3 Tiosulfato

CO2 Carbonito SiO2 Silicito CrO4 Cromato

CO3 Carbonato SiO3 Silicato Cr2O7 Dicromato

MnO4 Manganato

ANIONES DE VALENCIA III

PO3 Fosfito AsO3 Arsenito SbO3 Antimonito BO3 Borato

PO4 Fosfato AsO4 Arseniato SbO4 Antimonato AlO3 Aluminato

ANIONES DE VALENCIA IV

P2O5 Pirofosfito As2O5 Piroarsenito Sb2O5 Piroantimonito CO4 Ortocarbonato

P2O7 Pirofosfato As2O7 Piroarserato Sb2O7 Piroantimoniato SiO4 Ortosilicato

2 Números de oxidación OSO

ICO En las

Oxisales las

terminaciones

cambian:

OSO a ITO

ICO a ATO

3 Números de oxidación

HIP_OSO

OSO

ICO

4 Números de

Oxidación

HIP_OSO

OSO

ICO

PER_ICO

Atajo para obtener los aniones

Supongamos que queremos todos los aniones de un elemento “x”. Escribe tantas cargas positivas como corresponde

al elemento y añade tantos iones óxido (O-2

) como sean necesarios para que el conjunto resulte con una o dos cargas

negativas. Ejemplo

Hipoclorito: Cl+1

+ O-2

ClO-

Clorito: Cl+3

+2O-2

ClO2-

Clorato: Cl+5

+3O-2

ClO3-

Perclorato: Cl+7

+4O-2

ClO4-

BALANCEO DE ECUACIONES QUIMICAS

Cuando la reacción química se expresa como ecuación, además de escribir correctamente todas las especies participantes

(nomenclatura), se debe ajustar el número de átomos de reactivos y productos, colocando un coeficiente a la izquierda de

los reactivos o de los productos. El balanceo de ecuaciones busca igualar el de átomos en ambos lados de la ecuación, para

mantener la Ley de Lavoisiere.

Por ejemplo en la siguiente reacción (síntesis de agua), el número de átomos de oxígenos de reactivos, es mayor al de

productos.

H2 + O2 H2O

Para igualar los átomos en ambos lados es necesario colocar coeficientes y de esta forma queda una ecuación balanceada.

2 H2 + O2 2 H2O

Los métodos más comunes para balancear una ecuación son : Tanteo , Algebraíco y Redox

Tanteo

Es un método empleado para balancear ecuaciones sencillas (uno o dos reactivos y productos). Sólo se necesita un poco de

visión y sentido común para encontrar coeficientes que deberán anteponerse a cada símbolo o fórmula para que la ecuación

esté balanceada. Es importante mencionar que al balancear una ecuación sólo se pueden ir cambiando los coeficientes hasta

encontrar los correctos; nunca se deben cambiar los subíndices de los elementos.

Algebraico

Este método es un proceso matemático que consistente en asignar literales a cada una de las especies , crear ecuaciones en

función de los átomos y al resolver las ecuaciones, determinar el valor de los coeficientes.

Los pasos a seguir son los siguientes:

1. Asignar una letra, empezando por “A” (literal) sobre las especies de la ecuación.

2. Multiplicar la cantidad de átomos de cada elemento por la literal asignada. El símbolo produce ( ) equivale al signo

igual a (=).

3. Utilizando esas ecuaciones, dar un valor a cualquier letra que nos permita resolver una ecuación (obtener el valor de una

literal o variable) y obtener después el valor de las demás variables. Es decir se asigna un valor al azar (generalmente se le

asigna el 2) a alguna variable en una ecuación.

4. Asignar a cada una de las especies el valor encontrado para cada una de las variables.

Redox

Se conoce como estado elemental la forma en que se encuentra un elemento en estado puro (sin combinarse con otro

elemento), puede ser atómico como el metal (Al) , diatómico como los gases o halógenos (O2) y poliatómicos (S6) .

Como los elementos puros no están combinados se dicen que no tienen valencia, por lo que se creó el concepto "número de

oxidación", que para los átomos de los elementos tiene el valor de cero (0) .

Es decir cuando se trata de una reacción de Redox, el número de oxidación de los átomos de los compuestos equivale a su

valencia, mientras que los átomos de los elementos tienen número de oxidación cero.

El número de oxidación se define entonces como: Un número entero positivo o negativo que se asigna a un elemento en un

compuesto o ión. Representa el número de electrones que ha ganado o perdido o compartido la especie en cuestión

(elemento, compuesto, ión).

Reacción Redox

Se conoce como reacción REDOX aquella donde los números de oxidación de algunos átomos cambia al pasar de reactivos

a productos. Redox proviene de las palabras REDucción y OXidación. Esta reacción se caracteriza porque siempre hay una

especie que se oxida y otra que se reduce.

Oxidación. Es la pérdida de electrones que hace que los números de oxidación se incrementen.

Reducción. Ganancia de electrones que da lugar a que los números de oxidación se disminuyan.

Ejemplo: Na Na+1

Oxidación

H+1

2

H0

2 Reducción

La sustancia que pierde electrones, es decir la que se oxida, se llama agente rector, ya que provoca que otra sustancia

experimente una reducción.

La sustancia que gana electrones, es decir la que se reduce, se llama agente oxidante, porque produce la oxidación de la otra

sustancia.

Reglas para la asignación del número de oxidación

1. Cuando un elemento no se encuentra combinado, su número de oxidación es cero.

2. El N.O. del Hidrogeno es +1

3. El N.O. del oxígeno es -2

4. El N.O. del grupo A1 es +1

5. El N.O. del grupo A2 es +2

6. El N.O. del Aluminio es +3

7. El N.O. de los halógenos es -1 si en la molécula no hay oxígeno.

8. Los números de oxidación positivos deben ser iguales a los positivos es decir su suma de be de dar cero, en una reacción

bien balanceada.

Procedimiento para balancear ecuaciones por el método de óxido reducción

1. Asignar correctamente el número de oxidación a todos los átomos que participan en la reacción.

2. Identificar los átomos de los elementos que cambiaron su número de oxidación al pasar de reactivo a producto. Es decir,

determinar el elemento que se oxida y el que se reduce.

3. Escribir las semireacciones de oxidación y de reducción para cada elemento según se trate. Balancear cada semirreacción

en cuanto al número de átomos del elemento e indicar el número total de electrones ganados o perdidos.

4. Balancear la cantidad de electrones ganados o perdidos, de tal forma que sea la misma cantidad en ambas semireacciones.

Para esto se debe multiplicar la semireacción de reducción por el número de electrones perdidos por el elemento que se

oxida. Es decir, el número de electrones ganados y perdidos debe ser igual.

5. Sumar las dos semireacciones para obtener una sola. Los coeficientes encontrados se colocan en las fórmulas que

corresponden en la ecuación original.

6. Por último, se termina de balancear la ecuación por el método de las aproximaciones en el orden de elementos siguientes:

metal, no-metal, hidrógeno, y oxígeno.

NOTA FINAL:

GaRPO

Si va hacia la derecha la reacción está perdiendo electrones por lo tanto se OXIDA.

Si va hacia la izquierda la reacción está ganando electrones por lo tanto se reduce.