QUIMICA 3ºB

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NOMENCLATURA QUÍMICA Y FORMACIÓN DE COMPUESTOS

COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3 er Año Secundaria QUÍMICA3 er Año Secundaria

REGLAS SOBRE ESTADOS DE OXIDACIÓN

1. El número de oxidación de un átomo en estado libre o antes de combinarse es cero.

2. El hidrógeno es un elemento que siempre actúa con número de oxidación +1 a excepción de cuando forma hidruros metálicos (val: -1).

3. El oxígeno es un elemento que actúa con número de oxidación -2 a excepción cuando forma peróxidos (val -1).

4. Los elementos metálicos siempre actúan con números de oxidación positivos. 5. Los no metales siempre actúan con valencia positiva y negativa siendo su

valencia negativa la principal.6. Todo compuesto químico debe ser eléctricamente neutro, es decir la suma de

los estados de oxidación positivos, debe ser igual a la suma de los estados de oxidación negativos.

NÚMERO DE OXIDACIÓN DE ELEMENTOS METÁLICOS.

A. Metales Monovalentes

Val. +1 : Na - Li - K - Rb - Cs - Fr - Ag - NH4+

Val. +2 : Be - Mg - Ca - Sr - Ba - Ra - Zn - CdVal. +3 : Al - Ga - In - Sc - Y

B. Metales Divalentes

Val. +1, +2 : Cu – HgVal. +1, +3 : Au – TlVal. +2, +3 : Fe - Co – NiVal. +2, +4 : Pb - Sn - Pt – PdVal. +3, +4 : Ti - Ce – Ir

C. Metales Multivalentes

Cr : +2, +3, +6V : +2, +3, +4, +5W, Mo: +2, +3, +4, +5, +6

Mn: +2, +3, +4, +6, +7

NÚMERO DE OXIDACIÓN DE ELEMENTOS NO METÁLICOS

III IV V VI VIIB C - Si N-P-As-Sb S-Se-Te F-Cl-Br-I

+3 ico +4 ico +5 ico +6 icoPER+7 ..... icoHIPER

+1 oso +2 oso +3 oso +4 oso +5 ico+1 hipo...oso

+2 hipo...oso +3 oso

+1 hipo...oso-4 URO -3 URO -2 URO -1 URO

IONES: Son átomos o moléculas que poseen una determinada carga eléctrica y que constituyen a los compuestos iónicos, los iones pueden ser de dos tipos:

Cationes: Son iones que tienen carga eléctrica positiva, se originan cuando los átomos pierden electrones.

Aniones: Son iones que tienen carga eléctrica negativa, se originan cuando los átomos ganan electrones.

Para especificar la carga iónica, primero se coloca el número arábigo correspondiente, seguido del signo positivo (catión) o negativo (anión).

Por ejemplo:

S 2- : ion sulfuro Fe 2+ : ion FerrosoCl1- : ion Cloruro Fe 3+ : ion Férrico(CNO)1- : ion Cianato Sn 4+ : ion Estánnico

NOMENCLATURA Y FORMACIÓN DE HIDRÓXIDOS

Los hidróxidos, también llamados bases, son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un Oxido Básico con Agua.

Oxido básico + Agua Hidróxido Al2O3 + 3 H2O 2 Al(OH)3

Todos los hidróxidos se caracterizan por llevar el grupo funcional (OH) -1

llamado grupo Oxidrilo o Hidróxilo. Para nombrarlos se utiliza la notación Stock o también utilizamos las terminaciones ico y oso para indicar la mayor o menor valencia respectivamente.

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III BIMESTRE

47 48COLEGIO DE CIENCIAS LORD KELVIN 3 er Año Secundaria QUÍMICA3 er Año Secundaria

REGLA PRACTICA PARA FORMAR HIDRÓXIDOS:

Existe una regla sencilla para formular hidróxidos:

Donde : M = Símbolo del metalOH = Grupo oxidrilo X = Valencia del metal

Algunos ejemplos:1. NaOH: Hidróxido de sodio

Soda cáustica ( nombre común)

2. Fe( OH)3: Hidróxido de hierro ( III)Hidróxido férrico

3. Ca( OH)2: Hidróxido de calcioCal apagada ( nombre común)

4. Pb( OH)4: Hidróxido de plomo ( IV)Hidróxido plúmbico ( nombre común)

5. Mg( OH)2: Hidróxido de magnesioLeche magnesia ( nombre común)

CARACTERÍSTICAS DE LOS HIDRÓXIDOS:1. Tienen sabor alcalino ( sabor a jabón ). 2. Azulean el papel rojo de tornasol.3. Con la fenoltaleína da un color grosella.4. Poseen un pH mayor que 7.0 y menor o igual a 14.5. Su estado natural es el estado sólido.6. Son muy solubles en agua.

NOMENCLATURA Y FORMACIÓN DE ÁCIDOS

La palabra ácido deriva de la voz latina Acidus, que significa agrio. Los ácidos son compuestos binarios o ternarios que se caracterizan por llevar el grupo H+ los cuales son total o parcialmente ionizables.

HCl H+ + Cl-

NOTA No. 05: Según el número de hidrógenos los ácidos pueden ser:

1. Monobásicos o monopróticos: si tienen un hidrógeno en su molécula.

Ejemplos : HCl, HNO3, HBr, etc.

2. Dibásicos o dipróticos: si tienen dos hidrógenos en su molécula.

Ejemplos : H2S, H2SO4, H2CO3, etc.

3. Tribásicos o tripróticos: si tienen tres hidrógenos en su molécula.

Ejemplos : H3PO4, H3AsO4, etc.Los ácidos se pueden clasificar como:- Ácidos hidrácidos.- Ácidos oxácidos.

A. ÁCIDOS HIDRÁCIDOS: Son compuestos binarios que resultan de la combinación del hidrógeno con los metales del grupo VI o VII.

1. Grupo VI ( Anfígenos o Calcógenos):

H2 + S H2S ( Ácido sulfhídrico)H2 + Se H2Se ( Ácido selenhídrico) H2 + Te H2Te ( Ácido telurhídrico)

2. Grupo VII ( Halógenos):

H2 + F2 HF ( Ácido fluorhídrico)H2 + Cl2 HCl ( Ácido clorhídrico) H2 + Br2 HBr ( Ácido bromhídrico)H2 + I2 HI ( Ácido iohídrico )

Estos ácidos se caracterizan por no tener oxígeno en su molécula. Su estado natural es el estado gaseoso pero se pueden combinar fácilmente con agua ( solución acuosa).

Dentro de los ácidos hidrácidos también se pueden considerar a los siguientes:

HCN : Ácido cianhídricoHCNS : Ácido sulfocianhídricoH4 [ Fe( CN )6 ] : Ácido ferrocianhídricoH3 [ Fe( CN )6 ] : Ácido ferricianhídrico

B. ÁCIDOS OXÁCIDOS: Son sustancias de gran actividad química. Son ácidos que contienen oxígeno en su molécula, son compuestos ternarios que resultan teóricamente de la combinación de un anhídrido con agua.



Anhídrido + Agua = Ácido Oxácido

Para nombrarlos solo se cambia la palabra anhídrido por ácido.Ejemplos: a. SO3 + H2O H2SO4

anh. sulfúrico Ácido sulfúrico

b. Mn2O7 + H2O H2Mn2O8 HMnO4

anh. permangánico Acido permangánico

c. CO2 + H2O H2CO3 anh. carbónico Acido carbónico

d. N2O3 + H2O H2N2O4 HNO2

anh. nitroso Acido nitroso

NOTA No. 06: Para formar ácidos oxácidos con los elementos B, P, As, Y Sb ; se tienen que cambiar los anhídridos respectivos con tres moléculas de agua.

Ejemplos :

a. B2O3 + 3 H2O H6B2O6 H3BO3

anh. bórico Ácido bórico

b. P2O5 + 3 H2O H6P2O8 H3PO4

anh. fosfórico Ácido fosfórico

c. As2O3 + 3 H2O H6As2O6 H3AsO3

anh. arsenioso Ácido arsenioso

NOTA No. 07: También existen ácidos oxácidos con los elementos manganeso y cromo.

Ejemplos :a. Cr = + 6

CrO3 + H2O H2CrO4

Anh. crómico Acido crómico

b. Mn = + 4 MnO2 + H2O H2MnO3

Anh. manganoso Acido manganoso

c. Mn = + 6MnO3 + H2O H2MnO4

Anh. mangánico Acido mangánicod. Mn = + 7

Mn2O7+ H2O H2Mn2O8 HMnO4

Anh. parmangánico Acido permangánicoÁCIDOS ESPECIALES:Ácidos polihidratados, Poliácidos; Tioácidos; Peroxiácidos

1. POLIHIDRATADOS:

Existen algunos anhidridos que se pueden combinar con cantidades variables de agua, originando los llamados ácidos polihidratados. Para nombrarlos se usa los prefijos orto, meta y piro.

Ácidos Orto: Son aquellos ácidos que se pueden formar de acuerdo a la siguiente regla:

PREFIJO VALENCIA IMPAR VALENCIA PAR

ORTO 1 Anh. + 3 H2O 1 Anh. + 2 H2O

Ejemplos :

a. Ácido ortonitroso ( N = + 3 )N2O3 + 3 H2O H6N2O6 H3NO3

b. Ácido ortocarbónico ( C = + 4 )CO2 + 2 H2O H4CO4

c. Ácido ortoantimonioso ( Sb = +3 )Sb2O3 + 3 H2O H6Sb2O6 H3SbO3

d. Ácido ortosilicílico ( Si = + 2 )SiO + 2 H2O H4SiO3

NOTA No. 08: Para formar ácidos orto con los elementos del grupo VI y VII ( S – Se – Te) y ( F- Cl – Br – I ) solo se combina el anhídrido respectivo con la molécula de agua.

Ejemplos :

a. Acido ortosulfúrico ( S = + 6 )SO3 + H2O H2SO4

b. Acido ortoperclórico ( Cl = + 7 )Cl2O7 + H2O H2Cl2O4 HClO4



c. Acido ortobromoso ( Br = + 3 )Br2O3 + H2O H2Br2O4 HBrO2

Ácidos Meta: Son ácidos polihidratados que se pueden formar de acuerdo con la siguiente regla:

Ejemplos :

a. Acido metacarbónico ( C = + 4 )Ac. orto = H4CO4

Ac. Meta = H4CO4 - H2O H2CO2

b. Acido metanitroso ( N = + 3 )Ac. orto = H3NO3

Ac. Meta = H3NO3 - H2O HNO2

c. Acido metafosfórico ( P = + 5 )Ac. orto = H3PO4 Ac. Meta = H3PO4 - H2O HPO3

Ácidos Piro: Son ácidos polihidratados que se pueden formar de acuerdo con al siguiente regla:

Ejemplos :

a. Ácido pirosilísico ( Si = + 4 )Ác. orto = H4SiO4

Ác. piro = H8Si2O8 - H2O H6Si2O7

b. Ácido piroselennioso ( Se = + 4 )Ác. orto = H2SeO3

Ác. piro = H4Se2O6 - H2O H2Se2O5

c. Ácido piroboroso ( B = + 1 )B2O + 3 H2O = H6B2O4 H3BO2

Ác. ortoÁc. piro = H6B2O4 - H2O H4B2O3

NOTA No. 09: Se debe mencionar que no existe ácidos meta con los elementos del grupo VI y VII. También se debe conocer que no existen ácidos piro del grupo VII es decir con los elementos F- Cl – Br - I.

2. POLIACIDOS:

Son aquellos ácidos que resultan de combinar el agua con varias moléculas de anhídrido.

Donde : n = 2, 3, 4, ...

Para nombrar a estos ácidos se usan prefijos que indiquen la cantidad de átomos del elemento en la molécula.

Ejemplos :

a. 2 B2O3 + H2O H2B4O7

Anh. bórico Acido tetrabórico

b. 2 CrO3 + H2O H2Cr2O7

Anh. crómico Acido dicrómico

c. 2 SO3 + H2O H2S2O7

Anh. sulfúrico Acido disulfúrico

3. TIOACIDOS:Como el azufre es de la familia del oxígeno (grupo VI) y existe analogía

entre sus propiedades químicas, el oxígeno de los ácidos puede ser sustituido por átomos de azufre, formándose así los tioácidos.

El prefijo tio proviene del griego (theion) que significa azufre, e indica la presencia de azufre en lugar de oxígeno. Los tioácidos son ácidos que resultan de sustituir parcialmente o totalmente los átomos de oxígeno por igual cantidad de átomos de azufre.

ÁTOMOS DE OXIGENO SUSTITUIDOS

PREFIJO

1 sólo átomo tio2 átomos ditio3 átomos tritio4 átomos tetratiotodos los átomos sulfo


1 Ac. Meta = 1 Ac. Orto – 1 Agua

1 Ac. Piro = 2 Ac. Orto – 1 Agua

n Anhídrido + H2O = Policido


Ejemplos : del ácido perclórico : HClO4 - HClO3S : Ácido tioperclórico- HClO2S2 : Ácido ditioperclórico- HClOS3 : Ácido tritioperclórico- HClS4 : Ácido sulfoperclórico

4. PEROXIACIDOS: Son aquellos ácidos que resultan de combinar un anhídrido (que termina

en ico) con el peróxido de hidrógeno (agua oxigenada). Para nombrar se intercala el término peroxi entre la palabra genérica y la específica.

Ejemplos :

a. SO3 + H2O2 H2SO5

Anh. sulfúrico Acido peroxisulfúrico

b. Cl2O5 + H2O2 H2Cl2O7

Anh. clórico Acido peroxiclórico

c. B2O3 + H2O2 H2B2O5

Anh. bórico Acido peroxibórico

CARACTERÍSTICAS DE LOS ÁCIDOS:1. Poseen sabor agrio.2. Pueden enrojecer el papel azul tornasol.3. Con la fenotaleína no dan coloración ( quedan incoloros).4. Al combinarse con los hidróxidos forman sales.5. Se ionizan poniendo en libertad al catión hidrógeno o protón.6. Tiene un pH menor que 7.0.7. Son muy solubles en agua.8. Algunos ácidos son gaseosos y otros son líquidos.

PRÁCTICA DE CLASE

01. ¿Qué nombre recibe el siguiente compuesto Fe(OH)3?

a) Óxido Ferroso b) Hidróxido Ferroso c) Hidróxido Férricod) Anhídrido Férrico e) Óxido Férrico

02. Un óxido metálico es Triatómico. ¿cuál es la fórmula para su hidróxido respectivo?

a) M(OH) b) M(OH)2 c) M(OH)3 d) M(OH)2 e) c y d

03. Un hidróxido es penta atómico. Señalar el número de átomos del oxido básico correspondiente

a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 604. El ion amonio NH4

+ se comporta como un catión metálico. Entonces, la fórmula del hidróxido de amonio es:

a) NH3 – OH b) NH4O c) NH4 – OH d) NH4 – H2O e) NH3 – H2O

05. Determinar la atomicidad del ácido carbónico.

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

06. ¿Cuál de los siguientes ácidos contiene la mayor cantidad de oxígenos por fórmula?

a) Ácido sulfúrico b) Ácido perclóricoc) Ácido ortosilícicod) Ácido pírofosforoso e) Ácido sulfhídrico

07. Determinar la fórmula del ácido hipoyodoso.

a) HIO b) HIO2 c) HIO3 d) HIO4 e) H2IO2

08. Indique el compuesto en la cual el bromo posea menor estado de oxidación.

I. NaBrO4 II. CaBr2 III. Br2O3 IV. HBrO V. HBrO3

a) III b) II c) IV d) V e) I

EJERCICIOS PROPUESTOS Nº 01

01. Cuál es el grado de oxidación del fósforo en el siguiente compuesto:

H2P4O11

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 11

02. ¿Cuál es la valencia del azufre en S2O3?

a) 2 b) 2, 4 c) 2, 6 d) 4 e) 6


1 Anhídrido + H2O2 Peróxido


03. ¿Qué nombre tiene el siguiente compuesto?

Mn(OH)3

a) Hidróxido Manganeso b) Óxido Mangánico c) Hidróxido Mangánicod) Oxido Mangánico e) Ácido Mangánico

04. ¿Cuántos de los siguientes compuestos, al combinarle con agua, forman ácidos?

CrO3 BaO Mn2O3 Hg2O3 Mn2O7

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

05. Se tiene los aniones XO3-; YO4

2-. Los no metales X e Y pertenecen respectivamente en la tabla periódica.

a) VIA; VIIA b) IIIA; VA c) VA; VIA d) VIIA; VIA e) C y D

06. Cierto metal "M" forma un óxido cuya molécula es penta atómica. ¿Cuál sería la fórmula de su hidróxido?

a) M(OH) b) M(OH)2 c) M(OH)3 d) M(OH)4 e) M(OH)5

07. Determinar al atomicidad del hidróxido zincico.

a) 3 b) 4 c) 5 d) 6 e) 7

08. Si se deja caer un trozo de magnesio sobre agua químicamente pura ¿Qué compuestos se producen?

a) Mg(OH)2 y O2 b) Mg(OH)2 y H2O c) Mg(OH)2 y CO2

d) Mg(OH)2 y H2 e) Mg I y Mg(OH)2

09. Los hidróxidos son compuestos inorgánicos que se caracterizan por formarse entre:

a) Óxido y Oxigeno b) Óxido Ácido y Agua c) Óxido Básico y Aguad) Óxido no Metálico y Aguae) Óxido e Hidrógeno

10. Hallar la atomicidad del ácido sulfhídrico

a) 2 b) 3 c) 4 d) 5 e) 6

11. ¿Cuál es la fórmula del ácido permagánico?

a) HmnO4 b) H2MnO4 c) H2MnO3 d) HMnO3 e) H2MnO2

12. Se llama Cal apagada a:

a) CaO b) Ca(OH) c) Ca(OH)2 d) CaCO3 e) CaCl2

TAREA DOMICILIARIA

01. Cuál es el número de oxidación de cada elemento en lo siguientes compuestos químicos:

a) FeO b) H2S c) Sb2S3 d) KMnO4 e) Ca(NO3)2

02. Muchos compuestos están formados por iones positivos y negativos. En estos compuestos la suma de cargas positivas deben igualar la suma de cargas negativas (sin considerar signos negativos). Si inventamos los iones positivos A+, B+2 y C+3 estos podrían formar un total de nueve compuestos diferentes con los tres iones negativos X-, Y-2 y Z-3. Deducir las fórmulas para las nueve posibilidades y hacer una lista con ellas completando la tabla.

X- Y- Z-3

A-

B+2

C+3

03. Completar la siguiente tabla. Dar el nombre y la fórmula para todo compuestos formado por las especies indicadas:

S-2 Cl- SO4-2 NO3

- PO4-3

Al+3

Fe+2

Hg+2

Na+

04. Dar el nombre a los siguientes compuestos e indicar si es ión (catión o anión) o si es compuesto a que función química pertenece:

1) Au3 2) Mg+2 3) Br 4) HBr (accuoso) 5) HCO3

10) HCIO 11) MnO4 12) MnO4-2


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NOMENCLATURA Y


05. Indicar la fórmula de los siguientes compuestos:

1. Soda Cáustica 2. Ácido ortotelúrico 3. Ácido triclórico 4. Ácido ditiofosfórico 5. Ácido dicrómico peroxiperclórico 6. Ácido hipocloroso7. Ácido sulfhídrico 8. Ácido tetrasilécico9. Ácido selénico 10. Ácido ditioperclórico11. Ácido pentacarbónico

Son compuestos inorgánicos que se obtienen de las reacciones de neutralización (reacción entre un ácido y una base), pueden tener fórmulas binarias, ternarias, cuaternarias, etc.

Teóricamente resultan de la sustitución de los hidrógenos del ácido por metales.

CLASES DE SALES:

Sales Haloideas, Sales Oxisales

1. SALES HALOIDEAS:

Son aquellas sales que tienen oxígeno en su molécula y proviene teóricamente de la sustitución de los hidrógenos del ácido hidrácido por metales.

Para nombrar estas sales se menciona primero el nombre del no metal terminando en uro y a continuación el nombre del metal en genitivo.

Formación Práctica de Haloideas: Para formar rápidamente una sal haloidea se combina el radical ácido con los metales.

Como una sal haloidea proviene de un ácido hidrácido, el radical ácido es el anión del ácido es decir es todo el ácido sin los hidrógenos. El radical

ácido tiene valencia negativa y es igual al número de hidrógenos que perdió el ácido hidrácido.

Acido Hidrácido Radical Acido ValenciaNombre del Radical

H2S S-2 -2 SulfuroH2Se Se2- -2 SelenuroH2Te Te-2 -2 TeluroHF F-1 -1 FloruroHCl Cl-1 -1 CloruroHBr Br-1 -1 BromuroHI I-1 -1 IoduroHCN CN-1 -1 CianuroHCNS CNS-1 -1 SulfocianuroH4[Fe(CN)6] [Fe(CN)6]-4 -4 FerrocianuroH3[Fe(CN)6] [Fe(CN)6]-3 -3 Ferricianuro

EJERCICIOS :

1. Sulfuro de amonio

2. Teluro de aluminio

3. Cloruro férrico

4. Selenuro de bario

5. Sulfocianuro de galio

6. Ferriciauro de hierro ( II )


Ácido + Base Sal + H2O

Ácido Hidrácido + Hidróxido Sal Haloidea + Agua

Radical Ácido + Metal Sal Haloidea


SALES HALOIDEAS COMUNES:

NaCl: Cloruro de sodioNombre común: Sal, sal gema, halita.

ZnS: Sulfuro de zincNombre común: Blenda,esfalerita, wurtrita.

PbS: Sulfuro de plomo ( II )Nombre común: Galena.

HgS : Sulfuro de mercurio ( II )Nombre común: Cinabrio.

* CaF2: Floruro de calcioNombre común: Fluorita.

* AgCl: Cloruro de plataNombre común: Querarquirita.

2. SALES OXISALES:

Son aquellas sales que contienen oxígeno en sus moléculas, provienen teóricamente de la sustitución de hidrógenos de los ácidos oxácidos por metales.

Para nombrar una sal oxisal se debe tener en cuenta la terminación del ácido oxácido para utilizar nuevos prefijos.

Terminación del ácido Salico atooso ito

Ejemplo :Si viene del ácido sulfúrico, la sal se llamará sulfato, si viene del ácido

carbonoso, la sal se llamará carbonito, etc.

FORMACIÓN PRÁCTICA DE SALES OXISALES: Para formar una sal oxisal rápidamente se hace reaccionar el radical del

ácido oxácido con un metal.

El radical del ácido oxácido es el anión del ácido, es decir es todo el ácido sin los hidrógenos, el radical ácido tiene valencia negativa y es igual al número de hidrógenos que perdió el ácido oxácido.

EJERCICIOS: Formular las siguientes sales oxisales.

1. Nitrato de bario: Viene del ácido nítrico HNO3

2. Sulfato de Niquel (III): Viene del ácido sulfúrico H2SO4

3. Clorito Estannoso: Viene del ácido cloroso HClO2

4. Hipobromito de Oro ( I ): Viene del ácido hipobromoso HbrO

5. Perclorato de zinc: Viene del ácido perclorico HClO4

6. Metaarsenito de Aluminio: Viene del ácido metaarsenioso HAsO2

7. Piroantimonito de Plata: Viene del ácido piroantimonioso H4Sb2O3

8. Fosfato de Calcio: Viene del ácido fosfórico H3PO4

9. Cromato de Plata: Viene del ácido crómico H2CrO4


Acido Oxido + Hidróxido Sal Oxisal + Agua

Radical Acido Oxácido + Metal Sal Oxisal


A continuación se muestra una tabla que contiene algunos radicales ácidos importantes conjuntamente con su nomenclatura oficial ( IUPAC ).

ÁCIDO NOMBRE DEL ÁCIDORADICAL ÁCIDO

VALENCIANOMBRE DEL RADICAL

HNO2 Ac. nitroso -1 nitrito

HNO3 Ac. nítrico -1 nitrato

H2CO3 Ac. carbónico -2 carbonato

H2SO3 Ac. sulfuroso -2 sulfito

H2SO4 Ac. sulfúrico -2 sulfato

H2MnO4 Ac. mangánico -2 manganato

HMnO4 Ac. permangánico -1 permanganato

H2Cr2O7 Ac. dicrómico -2 dicromato

HClO Ac. hipocloroso -1 hipoclorito

HClO2 Ac. cloroso -1 clorito

HClO3 Ac. clórico -1 clorato

HClO4 Ac. perclórico -1 perclorato

H3BO3 Ac. bórico -3 borato

H3SbO4 Ac. antimonioso -3 antimonito

HBrO Ac. hipobromoso -1 hipobromito

H4Sb2O5 Ac. piroantimonioso -4 piroantimonito

H3PO4 Ac. fosfórico -3 fosfato

H2CrO4 Ac. crómico -2 cromato

H2S2O7 Ac. pirosulfúrico -2 pirosulfato

H2S2O3 Ac. tiosulfúrico -2 tiosulfato

TIPOS O VARIEDADES DE SALES:

Tanto las sales haloideas como las sales oxisales también se pueden clasificar como :1. Sales Normales o Neutras 4. Sales Dobles y Triples2. Sales ácidas 5. Sales Hidratadas



3. Sales Básicas

1. SALES NORMALES O NEUTRAS:

Son aquellas sales donde los hidrógenos del ácido han sido sustituidos totalmente por un solo metal, es decir son sales que no contiene hidrógenos en su molécula.

Ejemplos : H2SO4 + Ca CaSO4 Sulfato de calcio

H3PO4 + 3 Na Na3PO4 Fosfato de sodio

2. SALES ÁCIDAS O HIDROSALES: Son aquellas que resultan teóricamente de la sustitución parcial de los

hidrógenos del ácido por un metal o cualquier ión positivo. Una sal ácida se reconoce fácilmente por la presencia de hidrógeno en la molécula.

Ejemplos :

NaHCO3 : Hidrocarbonato de sodio Carbonato ácido de sodio

CaHPO4 : Hidrofosfáto de calcioFosfáto ácido de calcio

CuH2PO4 : Dihidrofosfáto de cobre ( I ) Fosfáto diácido de cobre ( I )

LiH2PO4 : Dihidrofosfáto de litioFosfáto diácido de litio

El término Bi se puede utilizar para indicar que se ha reemplazado exactamente la mitad de los hidrógenos que tenia el ácido.

Ejemplos : NaHSO4 = Bisulfato de sodio 3. SALES BÁSICAS, HIDROXOSALES O HIDROXISALES:

Son aquellas que resultan de la sustitución parcial de los grupos oxidrilos de los hidróxidos por iones negativos. Para nombrar se antepone la palabra hidróxo o hidróxi al nombre del ión negativo.

Ejemplos:

Fe(OH)3 + HCl Fe(OH)2Cl + H2ODihidróxicloruro de hierro ( III )

Fe( OH )3 + H2S FeOHS + H2OHidróxisulfuro de hierro ( III )

CaOHNO3 : Hidróxinitrato de calcioNitrato básico de calcio

Pb( OH )2Se : Dihidroxiselenuro de plomo ( IV )Selenuro dibásico de plomo ( IV )



4. SALES DOBLES Y TRIPLES:

Son aquellas sales que resultan de la sustitución total de los hidrógenos del ácido por dos metales diferentes o iones positivos diferentes. Para formular estas sales, se suman las valencias de los metales y luego se hace un balance de cargas. Para nombrarlas se usa la palabra doble o triple según corresponda.

Ejemplos : Fosfato doble de sodio y calcio

Nitrato triple de cobre ( I ), potasio y sodio

CaMg( CO3 )2 : Carbonato doble de calcio y magnesioNombre común: Dolomita

NH4Na( HPO4 )2 : Hidrofosfáto doble de amonio y sodio Fosfato ácido doble de amonio y sodio Nombre común : Sal micro cósmica.

5. SALES HIDRATADAS O HIDRATOS SALINOS:

Son aquellas sales que poseen moléculas de agua en su estructura. Por acción del calor pueden perder su carácter cristalino (se evapora el agua).

Son compuestos que cristalizan con una determinada cantidad de moléculas de agua.

Para nombrarlos primero se nombra la sal, luego la palabra hidrato precedido de un número que indica la cantidad de moléculas de agua.

Ejemplos : CdCl2.5H2O : Cloruro de cadmio - 5 - hidratado

Cloruro de cadmio pentahidratado

CaSO4.2H2O : Sulfato de calcio - 2 - hidratoSulfato de calcio dihidratadoNombre común: Yeso

CuSO4.5H2O : Sulfato de cobre ( II ) - 3 - hidratoSulfato cúprico pentahidratadoNombre común: Azul de vitriolo

NaSO4.10H2O : Sulfato de sodio - 10 - hidratadoSulfato de sodio decahidratadoNombre común: Sal de Glauber

PRÁCTICA DE CLASE

01. En cuál de los siguientes compuestos el elemento "X" tiene la mayor valencia.

a) XSO4 b) X2MnO4 c) XMnO4 d) KX(SO4)2 e) XCl

02. Señalar la fórmula del sulfato férrico.

a) FeSO4 b) Fe2(SO3)3 c) Fe2(So4)3 d) Fe(SO2)3 e) N.a.

03. Señalar la fórmula del: "Cromato cúprico".

a) (CrO3)Cu b) (CrO4)Cu c) (CrO4)2Cu d) (CrO3)2Cu e) (CrO2)Cu

04. ¿Cuál de lo siguientes iones está mal nombrado?

a) Pirofostato : P2O7-4 b) Fosfato : PO4

-3 c) Carbonato : CO2-2

d) Cloruro : Cl- e) Sulfato ácido : HSO4-

05. ¿Cuál de los siguientes compuestos tiene más de cinco átomos por unidad formula?

a) Nitrato de sodio b) Cloruro de oro (II) c) Permanganato de sodiod) Yoduro básico de calcio e) Anhídrido cloroso

06. El siguiente compuesto, cuya formula es: Na2HPO4

Corresponde a: a) Un hidróxido alcalino b) Una sal neutra bisustituidac) Un haluro metálico básico d) Una oxisal ácidae) Un óxido hidratado

07. Cuál es el nombre de CaCO3:

a) Carbonato de calcio b) Carbonito de calcio c) Carbonato ácido de calcio

d) Carbonito doble de calcio e) N.a.

08. Señalar la atomicidad del carbonato férrico:

a) 12 b) 14 c) 13 d) 15 e) 16




01. Indicar la fórmula química del cromato de plata

a) Ag2Cr3O3 b) Ag2CrO2 c) Ag2CrO4 d) Ag2CrO3 e) AgCrO4

02. Un metal "M" de una sola valencia forma un hidróxido de molécula pentatómica. ¿Cuántos átomos tiene la molécula del orto nitrato de "M"?

a) 11 b) 12 c) 13 d) 14 e) 15

03. ¿Cuál de las siguiente relaciones es verdadera?

a) Fosfato Ácido de sodio: NaH2PO4 b) Sulfato Férrico: FeSO4

c) Carbonito de calcio: CaCO3 d) Nitrito de aluminio: Al(NO2)3 e) N.a.

04. Señale la fórmula del piroyodito de calcio:

a) CaI2O5 b) Ca2I2O7 c) Ca2I2O9 d) Ca2I2O5 e) CaI2O9

05. ¿Cuál es el compuesto ternario que se forma cuando el compuesto obtenido por disolución del SO3 en agua, reacciona con el Fe(OH)3

a) Sulfito de Hierro II b) Sulfato de hierro III c) Sulfato de Hierro IId) Sulfito de Hierro III e) Bisulfito de Férrico

06. ¿Qué atomicidad presenta la estructura del Hipoclorito férrico?

a) 5 b) 6 c) 7 d) 9 e) 10

07. ¿Qué compuesto presenta mayor atomicidad?

a) Ácido sulfúrico b) Hidróxido plúmbico c) Ácido fosforosod) Permanganato de Potasio e) Permanganato de potasio

08. En la molécula del ácido tetratioperoxipiropermangánico. ¿Cuántos átomos de oxigeno existen?

a) 7 b) 5 c) 3 d) 8 e) N.a.

09. Indicar las proposiciones correctas:

I. Los hidruros pueden ser metálicos y no metálicos.II. Los óxidos básicos, al ser disueltos en agua, forman hidróxidos.III. Las sales haloideas neutras son binarias.

IV. Las sales pueden ser ácidas o básicas pero no neutras.

a) Todas b) I y II c) III y IV d) I, II y III e) solo IV10. Las siguientes fórmulas: KBr y H 2 S

corresponden respectivamente a:

a) Sal haloidea y oxácido b) Sal haloidea e hidrácido c) Sal oxisal e hidrácido d) Sal oxisal y haluro e) Sal haloidea y haluro

TAREA DOMICILIARIA

01. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos químicos y si es posible deduzca otros nombres que también sean válidos estos compuestos:

1. Ión Aurico 2. Ión Magnesio 3. Amoniaco 4. Ion Permanganato5. Cloruro de Mercurio 6. Hidruro de Fósforo 7. Cloruro férrico hexahidratado 8. Oxido de Titanic III9. Cromato de potasio 10. Ion Hidrocarbonato11. Anhídrido Hipocloroso 12. Ion Manganato13. Peróxido de Sodio 14. Peróxido de Zinc

02. Formular las siguientes sustancias:

1. Ion borato 2. Metaborato de sodio3. Dióxido de Manganeso 4. Peroxidisulfato de Potasio 5. Nitrato cobáltico 6. Pirofostato de sodio 7. Bicarbonato de sodio 8. Nitrito dibásico de Aluminio

03. Escriba la fórmula de los siguientes compuestos y además indicar a que función química pertenece:

1. Fosfina 2. Selenato de Niquel III3. Sesquióxido de Aluminio 4. Telurato de hierro III5. Peroxidicarbonato de sodio 6. Ion nitrito

04. Nombrar los siguientes iones:

1. 2. 3.

4. 5. 6.

7. 8. 9.

10. 11. 12.


47 48

LAS REACCIONES Y


13. 14. 15.

LAS REACCIONES QUÍMICAS

Cuando una o más sustancias logran un rompimiento de sus enlaces químicos, generando un nuevo ordenamiento de lo átomos , es decir la formación de un nuevo tipo de moléculas, ha ocurrido una reacción química. Las nuevas sustancias formadas tienen propiedades diferentes a las iniciales.

Este fenómeno se produce debido a una variación de energía (absorción o emisión) del sistema;

Por la interacción de los átomos o por fuentes de energía externa como Calor, luz, corriente eléctrica, etc.

Una ECUACIÓN QUÍMICA, es la representación esquemática de lo que ocurre en una reacción química; se escribe en el primer miembro a las sustancias iniciales llamadas reactantes o reaccionantes y luego de una flecha que indica el sentido que ocurre la reacción, se anotan las sustancias finales llamadas productos o resultantes.

LA ECUACIÓN INDICA

REACCIONAN PARA DAR

1 moléculas de C3H8 con5 moléculas de O2

3 moléculas de CO2 y4 moléculas de H2O

1 mol – g de C3H8 con5 mol – g de O2

3 mol – g de CO2 y4 mol – g de H2O


C3 H8 + 5 O2 3 CO2 + 4 H2 O


TIPOS DE REACCIONES QUÍMICAS:

1. REACCIONES DE COMBINACIÓN O COMPOSICIÓN.Cuando, a partir de varios reactantes, se genera un solo producto.

Ejemplos : N2 + 3 H2 2 N H3 CaO + H2O Ca ( OH )2 SO3 + H2O H2SO4

2. REACCIONES DE DESCOMPOSICIÓN.Cuando, a partir de un solo reactante, éste logra generar dos o más

nuevas sustancias.Esta descomposición se realiza muchas veces por acción del

calor(descomposición térmica), por efecto de la corriente eléctrica(electrólisis), etc.

Ejemplos :

La letra griega delta ( ) significa calor y la flecha ( ) significa que la sustancia es gaseosa.

3. REACCIONES DE DESPLAZAMIENTO O SUSTITUCIÓN:Cuando en un compuesto, un elemento es desplazado o sustituido por otro.

Ejemplos : Ag + 2 HCl 2 Ag Cl + H2 Fe + CuSo4 FeSO4 + CuPb + 2 HNO3 Pb(NO3)2 + H2 Cl2 + 2 KI 2 KCl + I2

4. REACCIONES DE DOBLE DESPLAZAMIENTO O METÁTESIS:Cuando se desplazan de sus respectivos compuestos, es decir se sustituyen mutuamente.

Ejemplos:Pb(NO3)2 + 2 KI 2 KNO3 + PbI2 AgNO3 + NaCl NaNO3 + AgCl 2 Bi(NO3)3 + 3 H2S 6 HNO3 + Bi2S3

5. REACCIONES DE COMBUSTIÓN.Son aquellas reacciones de combustión violenta con el oxigeno, con

desprendimiento de calor y luz, generándose una llama.A la sustancia que arde se le llama COMBUSTIBLE y la que permite la

combustión COMBURENTE ( el oxígeno).La combustión puede ser COMPLETA si ser produce CO2 y H2O, e

INCOMPLETA si se produce CO y H2O.

COMPLETA Sustancias + O2 Co2 + H2O INCOMPLETA Sustancias + O2 CO + H2O

Una misma sustancia puede realizar cualquiera de los tipos de combustión, dependiendo de la fundamentalmente, de la abundancia o deficiencia de oxígeno.

Ejemplos : Combustión Completa.

Del butano : 2 C4 H10 + 13 O2 8 CO2 + 10 H2O

Del etanol : C2H5OH + 3 O2 2 CO2 + 3 H2O

Combustión Incompleta.Del propano : 2 C3H8 + 7 O2 6 CO + 8 H2ODel metanol : CH3OH + O2 CO + 2 H2O

6. REACCIONES EXOTÉRMICAS.Son aquellas que al realizarse desprenden calor.

Ejemplos :

4 NH 3 + 5 O2 4 NO ( g ) + 6 H2O + 251 kcal.


A + B C + D + calor


3 Cl2 ( g ) + 2 Al ( s ) 2 Al Cl3 ( s ) + 166, 8 kcal.

Las letras del paréntesis indican el estado físico de la sustancia.

(g) = gas (s) = sólido (L) = líquido

7. REACCIONES ENDOTÉRMICAS.-Son aquellas que para realizarse necesitan absorber calor.

Ejemplos :

C + H 2 O CO + H 2 – 29700 cal

N2 ( g ) + 2 O2 ( g ) 2 NO2 ( g ) – 15 000 cal

8. REACCIONES DE NEUTRALIZACIÓN.Son aquellas donde reacciona un ácido y una base para producir una sal y agua.

Ejemplos :

HCl + Na OH Na Cl + H 2O

H2 SO4 + 2 K OH K2 SO4 + 2 H2O

9. REACCIONES EN SOLUCIÓN ACUOSA.

Son aquellas donde las sustancias que reaccionan se hallan disueltas en agua, pudiendo originar precipitados, sustancias gaseosas o nuevas sustancias que continúan disueltas en agua.

Ejemplos :

Pb ( NO3 ) 2 ( ac ) + 2 Na Cl ( ac ) Pb Cl2 + 2 Na NO3

HNO 3 ( ac ) + H 2 S ( g ) NO ( g ) + S + H 2 O

(ac) significa “en solución acuosa”, a veces se usa (aq)

10. REACCIONES FOTOQUÍMICAS.

Son aquellas que para producirse necesitan la presencia de la luz h .

Ejemplos :- Descomposición del peróxido de hidrógeno.

2 H2 O2 2 H2 O + O2

- Proceso de la fotosíntesis en las plantas verdes.

6 CO 2 + 6 H 2 O C6 H12 O6 + 6 O2

- Halogenación de un alcano.

CH3 – CH3 + Cl2 CH3 – CH2 – Cl + HCl

BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

Para que una ecuación química sea correcta, debe estar BALANCEADA; es decir que el numero de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación

Existen tres métodos principales para balancear ecuaciones químicas:

- Por Tanteos - Por coeficientes indeterminados - Por método REDOX

MÉTODO DE TANTEOS.Se emplean para ecuaciones químicas sencillas donde por simple inspección se puede lograr el balance.Ejemplos :

En la formación del amoniaco por el método haber

N 2 + H 2 N H 3

Ponemos un 2 delante del NH 3 para tener 2 "H" en ambos miembros.


A + B C + D – Calor

Ácido + Base Sal + H 2 O


N 2 + H 2 2 N H 3

Esto origino 6 "H" en el 2do Miembro, entonces debe hacer también 6 "H" en el primer miembro. Esto se logra colocando un tres adelante del hidrogeno.

N 2 + 3 H 2 2 N H 3

Ejemplos:

En la combustión completa del pentamo

C 5 H 12 + O 2 CO 2 + H 2 O

Ponemos 5 delante del CO2 para tener 5 "C" también 2do. Miembro.

C 5 H 12 + O 2 5 CO 2 + H 2 O

Ponemos seis adelante del H2O para tener también 12 "H" en el segundo miembro.

C 5 H 12 + O 2 5 CO 2 + 6 H 2 O

Ya tenemos los coeficientes del 2do.miembro y esto ha originado alli 16 "O" Por lo tanto pinemos un 8 delante del O2´ con lo que se concluye el balance.

C 5 H 12 + 8 O 2 5 CO 2 + 6 H 2 O

METODO DE LOS COEFICIENTE INDETERMINADOS.

Es un metodo algebraico por esta razon el estudiante debe saber resolver un sistema de ecuaciones algebraicas.

Procedimiento

1. Conocimiento reactantes y productos, se escribe delante de cad sustancia un coeficiente literal, este coeficiente indica el # de atomos o de moleculas según el tipo de sustancia.

2. Se hace un "chequeo" del # de atomos para cada elemento, considerando que este numero debe ser igual en ambos miembros.

3. Del paso anterior han resultado ecuaciones algebraicas indeterminadas, ya que el # de ecuaciones no es igual al numero de incognitas. Procedemos a

resolverlas, para lo cual al coeficiente que mas se repite o es mas conveniente, se les da el valor de la unidad.

Si los coeficientes hallados resultaron fraccionarios ,se los multiplica por un mismo factor entero, tal que resulten numros enteros primos entre si.

4. Al remplazar los valores numericos de los coeficientes en la ecuacion, esta habra quedado baleanceada, lo que es facil comprobar.

Ejemplo 01:

Balancear los coeficientes indeterminados la siguiente ecuacionH N O3 + H 2 S NO + S + H 2 O

Solución: 1. Ponemos los coeficientes literales

a H N O 3 + b H 2 S c NO + d S + e H 2 O

2. Hacemos el " chequeo" en # de átomos para cada elemento.( H ) : a+ 2b = 2e( N ) : a = c( C ) : 3a = c + e( S ) : b = d

3. Procedemos a resolver las ecuaciones algebraicas, que como se ve tenemos solo 4 para 5 incógnitas; así que " fabricamos" la 5ta ecuación dando el valor del 1 al coeficiente mas conveniente, que resulta ser "a"

a = 1

en la ecuación del ( N ) : a = c c = 1

en la ecuación del ( O ) : 3 ( 1 ) = 1 + e e = 2

en la ecuacion del ( H ) : 1 + 2b = 2 ( 2 ) b = 3 / 2

en la ecuacion del ( S ) : b = d d = 3 / 2

Como ha resultado algunos coeficientes fraccionarios, conviene multiplicarlos por " 2", así estos resultan números enteros primos entre si.

a = 1 x 2 a = 2

b = b = 3



c = 1 x 2 c = 2

d = d = 3

e = 2 x 2 e = 4

4. Reemplazamos los coeficientes en la ecuación y asi quedara baleanceada

Rpta : 2 H N O 3 + 3 H 2 S 2 NO + 3 S + 4 H2OEjemplo 02:

Balancear los coeficientes indeterminados la siguiente ecuacion

H Cl + K Cl O2 K Cl + Cl 2 + H 2 O

Solución:

1. Ponemos los coeficientes literales

a H Cl + b K Cl O 3 c K Cl + d Cl 2 + e H2O

2. Hacemos el " chequeo" en # de átomos para cada elemento.

( H ) : a = 2e( Cl ) : a + b = c + 2d ( K ) : b = c ( O ) : 3b = e

3. Procedemos a resolver las ecuaciones algebraicas, "fabricamos" para el efecto la 5ta. Ecuacion dando el valor de 1 al coeficiente que nos conviene, siendo este " b".

b = 1

De la ecuación del ( K ) : c = 1

De la ecuación del ( O ) : 3 ( 1 ) = e e = 3

De la ecuacion del ( H ) : a = 2 ( 3 ) a = 6

De la ecuacion del ( Cl ) : 6 + 1 = 1 + 2d d = 3

Como ha resultado números enteros primos entre si, ya no es necesario multiplicar por un factor común.

a = 6 ; b = 1 ; c = 1 ; d = 3 ; e = 3

4. Reemplazamos los coeficientes en la ecuación y asi quedara baleanceada

Rpta : 6 HCl + K Cl O 3 K Cl + 3 Cl 2 + 3 H2O



PRÁCTICA DE CLASE

01. ¿Cuántas reacciones son de combustión completa?

CH4 + O2 CO2 + H2O C3H8 + O2 CO + H2O CO + O2 CO2 H2 + O2 H2O C + O2 CO

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

02. Hallar la suma de coeficientes de la reacción de combustión completa del gas propano. (C3H8)

a) 11 b) 12 c) 13 d) 14 e) 15

03. La oxidación del agua destilada produce peróxido de hidrógeno. Induicar la suma de coeficientes de la ecuación química.

a) 4 b) 5 c) 6 d) 7 e) 8

04. ¿Cuál de las siguientes ecuaciones represnta a una reacción de sustitución doble?

a) CH4 + O2 CO2 + H2O b) C3H8 + O2 CO2 + H2Oc) NaOH + Hca NaCa + H2O d) Fe + H2SO4 FeSO4 + H2

e) N2 + H2 NH3

05. ¿A qué tipo pertenece la reacción?

Na2S2C6 + Na –Na2SO3

a) Neutralización b) Desplazamiento c) Metatesisd) Composición e) Descomposición

06. En la tostación de la Bienda, obtenemos anhídrido sulfuroso para fabricar ácido sulfúrico por el método de contacto. ¿Cuáles son las reacciones de este método?

a) SO2 + H2O H2SO3

b) SO2 + H2 + O2 H2SO4 c) SO2 + H2 H2SO2 ; H2SO2 + O2 H2SO4

d) SO2 + H2O H2SO3 ; H2SO3 + O2 H2SO4

e) SO2 + O2 SO3 ; SO3 + H2O H2SO4


01. En toda reacción química siempre debe ocurrir:

a) cambio de coloración b) Cambio de sabor c) Liberación de gasesd) Variación de energía e) Formación de un precipitado

02. Indicar el nombre de la siguiente reacción química:

a) Sustitución b) Asociación c) Metales d) Disociación e) Doble sustitución

03. En general las reacciones químicas se clasifican en:

a) Composición, descomposición b) Redox, Metatesisc) Corrosión, oxidación d) Asociación síntesise) oxidación, reducción.

04. Determinar el producto de la siguiente reacción química:

Fe + H2SO4 ................ + H2

a) FeO b) Fe2O3 c) Fe3O4 d) FeSO4 e) Fe(OH)2

05. En la combustión completa del etileno C2H4. ¿Cuánto suman los coeficientes de los reactantes?

a) 4 b) 3 c) 5 d) 6 e) 2

06. Determinar el producto de la reacción:

a) MgO b) MgO2 c) Mg2O d) MgOH e) Mg(OH)2

07. Indicar la ecuación endodérmica de entre los mencionados:

a) N2 + H2 NH3 .................... H = - 22

b) H2 + O2 H2O + 135


47 48

MÉTODO REDOX


c) NH3 + HC NH4C + 7

d) CO2 C + O2 - 94

e) Todas son endotérmicas.08. ¿Cuántas reacciones se consideran combustión completa?

I. C6H6 + O2 CO2 + H2O II. CO + O2 CO2

III. CaCO3 CO2 + CaO IV. C + HNO3 CO2 + NO2 + H2O

a) Todas b) sólo I c) I y II d) I, II y II e) III y IV

09. Con respecto a las siguientes reacciones:

I. SO2 + H2O H2SO4 + H2

II. NH3 + O2 NO + H2O

¿Qué se puede afirmar?

a) En ambas se utiliza agua b) En ambas se produce aguac) En II el agua es reactante d) En I el agua actúa como reactantee) En II se libera gas oxígeno

10. Indicar el nombre de ala siguiente reacción química:

CO + O2 CO2

a) Disociación b) Asociación c) Combustión incompletad) Combustión completa e) B y D

TAREA DOMICILIARIA

Balancear por coeficientes indeterminados las ecuaciones que se indican:

01. FeS2 + O2 Fe2O3 + SO2

02. MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O

03. CoCl2 + KOH + KClO3 Co2O3 + KCl + H2O

04. K2Cr2O7 + HI + HCl KCl + CrCl3 + I2 + H2O

Es aplicable solo para aquellas ecuaciones donde ocurre una variación en los números de oxidación de los átomos, llamados ecuaciones REDOX.

EL NÚMERO, ESTADO O GRADO DE OXIDACIÓN (NO), es el número que expresa la carga que adquirirá un átomo, si ocurriera el rompimiento de todos los enlaces químicos a los que se halla unido, las reglas que permiten hallar el número de oxidación son las siguientes:

1. Todo elemento al estado puro, es decir, cuando no halla combinado tiene NO igual a CERO.

2. El Hidrogeno, En sus comouestos actua con NO igual a+1, a excepion de los hidrudos metalicos donde actua con -1.

3. El Oxigeno, en sus componetes actuan co NO igual a -2, a excepcion de los PEROXIDOS donde actuan con -1 y el florudo de oxigeno (OF2) donde actua con +2.

4. Los Alcalinos ( IA) ,en sus compuestos actuan con NO de +1.5. Los Alcalino Terreos ( IIA), en sus compuestos actuan con NO de + 26. En Todo Compuesto, La suma de los NO de todos los atomos es cero.

Ejemplos :(+ 1) (+ 4) (- 2) H 2 C O 3

( + 1 ) ( + 5 ) ( - 2 ) H 3 P O 4 3 ( + 1 ) + ( + 5 ) + 4 ( - 2 ) = 0

( + 2 ) ( + 6 ) ( - 2 ) Na 2 S O4 2 ( + 1 ) + ( + 6 ) + 4 ( - 2 ) = 0

7. En todo RADICAL , la suma de los NO es igual a su carga respectiva.

Ejemplos :

(+6) (-2)Sulfato S O4 ( + 6 ) + 4 ( - 2 ) = - 2

(-3) (+1)Amonio N H4

+ ( - 3 ) + 4 ( + 1 ) = + 1

(+5) (-2)


A partir de las reglas se conocen los NO del “H” y “O” del “C” se halla aplicando 2 ( + 1 ) + ( + 4 ) + 3 ( - 2 ) = 0


Clorato CI 03 (+5) + 3(-2) = - 1¿ QUÉ ES UNA ECUACIÓN REDOX?

Una ecuación REDOX es aquella ecuación donde ocurre un cambio en el valor de # de oxidación de los átomos así se observará los elementos que logra disminuir el valor de su NO (se reduce) se llama AGENTE OXIDANTE; simultáneamente otro elemento aumenta el valor de su NO (se oxida) se llama AGENTE REDUCTOR.El proceso de REDUCCIÓN Y OXIDACIÓN ES SIMULTANEO no pudiendo en ningún caso ocurrir uno solo de ellos.Así es una ecuación REDOX existe :

Un agente oxidante un agente reductorGano electrones Perdió electronesDisminuye su NO aumenta su NO(SE REDUCE) (SE OXIDA)

Ejemplos de una ecuación redox:

EL NA tenia NO = 0, lo cambia a + 1 : SE OXIDAEl CI tenia NO = 0, lo cambia a - 1 : SE REDUCE

AGENTE REDUCTOR : Na AGENTE OXIDANTE : CI 2

Los NO que se ha puesto en la parte superior de los símbolos, se hallan aplicando las reglas ya estudiadas.

PROCEDIMIENTO PARA EL BALANCE REDOX1. Se ubica a los elementos que varian su NO es decir al elemento que se oxida

y al que se reduce.2. Se escriben las SEMIREACCIONES : de oxidación y reducción.3. Se balacean las semireacciones en el siguiente orden :

- Balance atómico :el # de átomos debe ser igual en ambos miembros - Balance de carga :sumando y restando electrones.

4. El # de electrones ganados debe ser igual al de electrones perdidos si ello no ocurre, se opera matemáticamente para lograrlo.Se suman las dos semireacciones, cancelándose el # de electrones y resultando los coeficientes para los elementos que variaron su NO .

5. Se reemplazan los coeficientes en la ecuación total colocando cada coeficiente delante de la sustancia que contiene el respectivo.

Si aún no queda balanceada, se termina por simple inspección.



Ejemplo 01:

Balancear por REDOX:

KCIO3 + Na2 Sn O2 KCI 6 Na Sn2 O3

Solución.

1. Ubicamos a los elementos que varían su NO

2. Las SEMIREACCIONES son:

( + 5 ) ( - 1 )De reducción: Cl Cl

( + 2 ) ( + 4 ) De oxidación: Sn Sn

3. Balanceamos las semireacciones

Balance atómico: no es necesario en este caso

Balance de carga

( + 5 ) ( - 1 )Cl + 6 Cl

( + 2 ) ( + 4 )Sn – 2 Sn

4. El número de ganados y perdidos debe ser igual, esto se logra multiplicando a la segunda semireaccion por 3 luego sumamos las semireacciones.

( + 5 ) ( - 1 )Cl + 6 Cl

( + 2 ) ( + 4 )3Sn – 6 3 Sn

( + 5 ) ( + 2 ) ( - 1 ) ( + 4 )

Cl + 3 Sn Cl + 3 Sn 5. Remplazamos los mismos coeficientes a las sustancias que contienen a las

especies

( + 5 ) ( + 2 ) ( - 1 ) ( + 4 ) Cl , Sn , Cl y Sn

RPTA : K Cl O3 + 3 Na2 SnO2 KCl + 3 Na2 SnO3

Ejemplo 02:


HNO3 + H 2 S NO + S + H 2 O

Solución

1. Ubicamos a los elementos que varían su NO


( + 5 ) ( + 2 )De reducción : N N

( - 2 ) ( 0 ) De oxidación : S S

3. Balanceamos las semireacciones

Balance atómico : no es necesario en este casoBalance de carga :

( + 5 ) ( + 2 )N + 3 N

( - 2 ) ( 0 )S – 2 S



4. EL # de electrones ganados y perdidos debe ser igual, multiplicamos por (2) a la 1ra. semireacción y por (3) a la 2da, luego las sumamos:

( + 5 ) ( + 2 )2 N + 6 2 N

( - 2 ) ( 0 )3 S – 6 3 S

( + 5 ) ( - 2 ) ( + 2 ) ( 0 ) 2 N + 3 S 2 N + 3 S

5. Remplazamos los mismos coeficientes a las sustancias que contienen a:

( + 5 ) ( - 2 ) ( + 2 ) ( 0 ) N , S , N y S

2 HNO 3 + 3 H 2 S 2 NO + 3 S + 4 H 2º

Se completa el balance por inspección, poniendo coeficiente 4 al H 2 O

Rpta : 2 HNO 3 + 3 H 2 S 2 NO + 3 S + 4 H 2 O

Ejemplo 03:


I 2 + HNO3 HIO3 + NO2 + H2O

Solución

1. Ubicamos a los elementos que varian su NO


( 0 ) ( + 5 )De oxidación : I I

( + 5 ) ( + 4 ) De deducción : N N

3. Balanceamos las semireacciones:

( 0 ) ( + 5 ) Balance atómico: I 2 2 I

( + 5 ) ( + 4 ) N N

Balance de carga: ( 0 ) ( + 5 ) I 2 – 1 0 2 I

( + 5 ) ( + 4 ) N + 1 N

4. Multiplicando la segunda SEMIREACCION por 10, originamos igual # de electrones ganados y perdidos, luego sumamos las semireaciones.

( 0 ) ( + 5 )I 2 + 10 2 I

( + 5 ) ( + 4 )10 N – 10 10 N

( 0 ) ( + 5 ) ( + 5 ) ( + 4 )

I 2 + 10 N 2 I + 10 N

5. Remplazamos los mismos coeficientes a las sustancias que contiene :

( 0 ) ( + 5 ) ( + 5 ) ( + 4 ) I 2 , N , I y N

I 2 + 10 H N O 3 2 H I O 3 + 10 NO 2 + H 2O

Completamos el balance por inspección, poniendo coeficiente 4 al agua.

RPTA : I 2 + 10 HNO 3 2 H I O 3 + 10 NO2 + 4 H2O



PRÁCTICA DE CLASE

01. Determinar el número de oxidación del manganeso en:

KMnO4

a) +1 b) +3 c) +5 d) +7 e) +6

02. Señalar la semireacción donde ocurre una reducción:

-2 +6 +1 +7 +4 +6 +7 +1 0 +1a) S S b) Cl Cl c) Mn Mn d) Br Br e) Ag Ag

03. Señalar la semireacción donde ocurre una oxidación:

-2 0 +3 +2 -4 +2 +1 +7 +5 +1a) Ca Ca b) Fe Fe c) S S d) Cl Cl e) Cl Cl

04. Señale usted una reacción redox:

a) RbOH + Cr2(SO4)3 Cr(OH)3 + RbSO4

b) NaOH + NH4 Cl NaCl + NH3 + H2O

c) H3PO3 + HF HPF4 + H2O

d) K4[fe (CN)6] + Br2 K3 [Fe(CN)6] + KBr

e) NH4Cl NH3 + HCl

05. Determinar la cantidad de electrones que se gana o pierden en:

+5 0N N

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

06. Quien presenta mayor estado de oxidación de los mencionados:

E.O.

a) CH4 Cb) NH3 Nc) Al2O3 Ald) PbO2 Pbe) SO3 S

07. En una reacción redox, necesariamente ocurre:

a) Compartición de electrones b) Sólo ganancia de electronesc) Sólo pérdida de electrones d) Oxidación y reduccióne) Todas las anteriores a su vez

08. Indicar cual de las sentencias es (son) verdadera(s):

I. El S+4 presenta dualidad oxidante-reductorII. En toda reacción redor, los coeficientes son los mínimos posibles.III. En la semireacción:

P-3 P4

Se transfiere 3e-

IV. En una reacción redox pueden existir solo dos oxidaciones

a) I, II b) II, III y IV c) I, II y III d) sólo I e) Todos

09. Al balancear: H2SO4 + HBr H2O+ Br2 + SO, la suma de los coeficientes mínimos enteros del oxidante y reductor es:

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 5

10. En la siguiente ecuación determinar la relación del número de electrones transferidos y agente reductor en:

HO3 + H2S NO + S + H2O

a) 1 b) 2 c) 3 d) 4 e) 6


01. Halla el resultado de oxidación del carbono en al glucosa C6H12O6

a) +4 b) 4 c) 6 d) +6 e) 0

02. Determine de los elementos señalados, el que presenta menor estado de oxidación:

E.O.a) H2SO Sb) H3PO4 Pc) HClO4 Cld) CaCO3 Ce) KNO3 N



03. Determinar los electrones transferidos en:

+3 +7Cl Cl

a) 3 b) 7 c) 4 d) 1 e) 2

04. La siguiente semireacción es:

+6 +2S S

a) Es una oxidación b) Gana 2 electronesc) Gana 4 electrones d) Es un fenómeno físicoe) no gana ni pierde electrones

05. La siguiente semireacción es:

+2 +3Fe Fe

a) Es una reducción b) Gana 2 electronesc) Gana 1 electrón d) una oxidacióne) Es un fenómenos físico

06. Cuando un átomo se oxida:

a) Gana electrones b) Pierde electronesc) Comparte electrones d) reacciona siempre con el oxígenoe) no gana ni pierde electrones

07. Señalar semireacción donde ocurre oxidación:

+2 0 +1 0 +2 0 +2 +3a) Ca Ca b) Cu Cu c) Fe Fe d) Fe Fe e) N.a.

08. Se tiene la siguiente reacción Redox:

Cu + 4HNO3 Cu(NO3)2 + 2NO2 + 2H2O

¿Qué especie química es el agente oxidante

a) Cu b) H+ c) NO3 d) NO2 e) H2O

09. Dar la relación molar:

De la reacción Redox

PbO2 + HCl PbCl2 + Cl2 + H2O

a) 1/4 b) 1/2 c) 2 d) 1,4 e) 4

10. En la reacción: 3Cl2 + 6NaOH 3H2O + 5NaCl + NaClO3, una vez balanceada,

indicar la relación de los coeficientes de:

a) 1 b) 1/5 c) 5 d) 1/3 e) 3

TAREA DOMICILIARIA

Balancea por metodo de REDOX , subrayando con rojo al agente oxidante y con azul el agente reductor.

1. Zn S + O 2 Fe CI 2 + ZnO + SO 2

2. MnO2 + HCI Mn CI 2 + H 2 O

3. KI + KMnO4 + H 2 SO4 K 2 SO 4 + I 2 + Mn SO 4 + H2O

4. Fe + HNO3 Fe( NO3 )2 + NH 4NO 3 + H 2O

5. K2 Cr2 O7 + H2S + H2SO4 K2 SO4 + Cr2 ( SO4 )3 + S + H2O

6. H 2 S + Cl 2 S + HCl

7. Li Cl + KMnO4 + H 2 SO4 Cl2 + Mn SO4 + K2 SO4 + Li2 SO4 + H 2 O

8. KMnO4 + HCl K Cl + Mn Cl 2 + Cl 2 + H2O

9. Cu + HNO3 Cu ( NO3 )2 + NO + H 2O


47 48

PESO


EL PESO EQUIVALENTE O EQUIVALENTE QUÍMICO (PE)

Es el peso relativo de la sustancia que ha logrado aceptar o transferir una carga unitaria, la carga unitaria puede ser:

- : electrón.H + : ión hidrógeno, hidrogenión o protón.OH– : ión hidroxilo.

El peso equivalente puede ser igual al peso atómico o fracción de éste, lo mismo se cumple con respecto al peso molecular.

En el cuadro a continuación se resume el modo de hallar el peso equivalente de algunas sustancias

PA : Peso atómico.NO : Valor absoluto del # de oxidación.

: Peso molecular.

EL EQUIVALENTE GRAMO ( eq – g ):Es el peso en gramos de una sustancia, numéricamente igual a su peso equivalente. Así, para hallar el valor del equivalente gramo de una sustancia, basta calcular su peso equivalente y expresarlo en gramos.

x = sustancia

NUMERO DE EQUIVALENTE GRAMO ( # eq – g ) : Se halla dividiendo el peso en gramos de una sustancia entre su respectivo peso equivalente.

EJERCICIOS RESUELTOS

01. ¿Cuánto vale el peso equivalente del calcio en el carbonato de calcio?

Peso atómico Ca =40

Solución:

Hallamos el # de oxidación (NO) del calcio

(+2) (+4) (-2) Ca C O3

Aplicamos:

PE ca = = Rpta: PE = 20

02. ¿Cuál es el peso equivalente del ácido ortofosfórico?

Peso atómico: P = 31 ; 0 = 16 ; H = 1

SoluciónSabemos que el ácido ortofosfórico es H3PO4

Además:

PE ácido= PE H 3 P O 4 =

Rpta : PE H 3 P O 4 = 32,7

03. ¿Cuál es el peso equivalente del hidróxido férrico?

Pesos atómicos : Fe = 55,8 O=16

Solución:

Sabemos : PE Hidróxido =

Luego : PE Fe ( O H ) 3 =

RPTA: PE Fe(OH)3 = 35,6


1 Eq – g = PE x ( Gramos )

#Eq – g x =


04. ¿Cuál es el valor de 1 equivalente gramo de sulfato de aluminio?

Pesos atómicos: Al = 27 ; O = 16 ; S = 32

Solución:

El sulfato de aluminio es : Al2 (SO4)3

Al 2 ( SO 4 ) 3 = 2 Al+3 + 3

Carga total (+) = + 6Carga total (-) = - 6

El peso equivalente de una SAL es: PE sal =

PE Al 2 ( SO 4 ) 3 = PE Al 2 ( S O 4 ) 3 = 57

Como 1 eq - g es el peso equivalente expresado en gramos

Rpta : 1 q – g de Al2 (SO4)3 = 57 g

05. ¿Cuántos equivalentes hay en 56 g de ácido sulfúricos?

Pesos atómicos H = 1 ; S = 32 ; O = 16

Solución:

PE H 2 SO 4 = = = 49

# Eq – G H 2 SO4 =

# Eq –g H 2 SO 4 =

Rpta : # Eq – g H2 SO4 = 1,14

SOLUCIONARIO

NºEjercicios Propuestos

01 02 03 04

01. C C D E

02. A A D D

03. C D A C

04. B B D C

05. E B A D

06. C C E B

07. C B A D

08. C D D E

09. B C E A


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