Quimica Para Todos

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No basta saber, se debe también aplicar. No es suficiente querer, se debe también hacer.

Johann Wolfgang Goethe (1749-1832) Poeta y dramaturgo alemán

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ÍNDICE

Prefacio………………………………………………………………….……... 5

Prologo……………………………………………………………….………… 6

Capitulo 1 Clasificación de los cuerpos ……………………………….……. 7 Capitulo 2 Características de los cuerpos………………………………….. 27 Capitulo 3 Reacciones químicas y ecuaciones químicas………………… 33 Capitulo 4 Balanceo de ecuaciones químicas…………………………….. 51 Capitulo 5 Propiedades físicas del agua…………………………………… 94 ANEXOS Ejemplos de Prácticas de Laboratorio………………………….. 98

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PREFACIO* La Química, es una ciencia empírica. Ya que estudia las cosas, por medio del método científico. Es decir, que a través de la observación, la cuantificación y por sobre todo, la experimentación. La química, estudia las diversas sustancias que existen en nuestro planeta, así como las reacciones, que las transforman en otras sustancias. Como por ejemplo, el paso del agua líquida, a la sólida. O del agua gaseosa, a la líquida, algo tan simple … pero a la vez tan compleja. Por otra parte, la química, estudia la estructura de las sustancias, a su nivel molecular. Y por último, pero no menos importante, sus propiedades. Los primeros hombres, en trabajar y estudiar las distintas sustancias, fueron los alquimistas, los cuales entre los siglos III aC y el siglo XVI dC, tendieron a buscar el método de transformar los metales, en oro. Esto, por medio de la búsqueda frenética e incansable de la piedra filosofal. Tipo de elixir, que lograría que la fusión del mercurio con el azufre, fuera un éxito. Ellos comenzaron a desarrollar, las dos ramas iniciales, que se mantienen hasta hoy. La primera, es la química orgánica. Que estudia las sustancias basadas en la combinación de los átomos de carbono e incluye a los hidrocarburos y sus derivados, los productos naturales, finalizando con los tejidos vivos. La otra rama de la química, es la inorgánica. La cual versa en el estudio de los minerales terrestres. Es por ello la importancia de entender la Química para los alumnos y como enseñarla para los profesores, como una vez escuche a un gran maestro decir… “ESTOY PARADO ACA ADELANTE… NO PORQUE SEPA MÁS QUE UDS., SINO PORQUE LO APRENDÍ ANTES SOLAMENTE…” No hay mayor satisfacción para un profesor, el que sus alumnos investiguen, lean y sepan más uno, en mis pocos años de profesor, en la UPC y la U. Agraria es lo que me ha llenado de mayor orgullo…

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Prologo** La Química… el curso más difícil del colegio… pero la pregunta es por qué? Que hace que el alumno no se motive a entenderla, a analizarla y por qué no a vivirla! Mi padre, don Pedro, como lo conocía todo el mundo, siempre decía, porque tratar de explicar la química con ejemplos difíciles y fórmulas complicadas… si la química se vive en el día a día, nosotros los seres humanos nos mantenemos vivos por un conjunto de reacciones químicas que se llevan dentro del cuerpo humano, que generan energía y son el motor de nuestra existencia, y lo que nos rodea, aún mas. Como mencionamos en el prefacio, el simple análisis del agua, sus estados, sus cambios… eso es QUÍMICA!!!! QUÍMICA PARA TODOS, es un compendio de varios manuscritos de don Pedro, que he tratado de unir para darle forma de un libro, con el único propósito de tratar de motivar a los estudiantes y profesores a que vean la química como algo AMIGABLE y que sirva para entender los fenómenos que nos rodean… la Química es la madre de todas las ciencias, al entenderla entenderás lo que nos rodea. * y ** Prefacio y Prologo preparado por Luis Salomón Arguedas.

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CAPITULO 1

1.1 CLASIFICACIÓN DE LOS CUERPOS

1.1.1 Cuerpos compuestos

Se denomina cuerpos compuestos a los constituidos por dos o más elementos

diferentes.

Los cuerpos compuestos se clasifican en INORGÁNICOS y ORGÁNICOS.

Compuestos inorgánicos.- Son aquellos constituidos por metales y

compuestos metálicos que se encuentran formando el mundo mineral

principalmente. Ejemplos: el agua, H2O, el cloruro de sodio, NaCl, el Carbonato

de Calcio, CaCO3.

Compuestos orgánicos.- Son aquellos constituidos básicamente por el

carbono e hidrógeno, complementados por el oxígeno y el nitrógeno. Son

producidos en la naturaleza, generados por los seres vivientes, siendo también

preparados muchos de ellos, artificialmente en el laboratorio. Ejemplos:

acetileno, C2H2, alcohol etilico, C2H5OH, sacarosa o azúcar C12H12O11.

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1.1.1.1 Clasificación de los compuestos inorgánicos

A los compuestos inorgánicos se les ha clasificado de acuerdo a la función

química a que pertenecen y de acuerdo a la complejidad de las moléculas.

Función química.- Son las características similares que poseen un conjunto

de compuestos porque tienen igual una parte de su molécula. Al átomo o grupo

de átomos iguales se les denomina grupo funcional. Ejemplos: los ácidos

poseen propiedades similares porque contienen en su molécula el ión

hidrógeno, H+, los hidróxidos tienen en su molécula como grupo funcional el

radical hidróxido, OH-.

I. Cuadro de la clasificación de los compuestos inorgánicos de

acuerdo a las funciones químicas más comunes en la química básica

inorgánica: m-metal; Nom-no metal; gf-grupo funcional, H, hidrógeno, O-

oxígeno.

Óxidos básicos: M y (gf) – O ej: CuO óxido cúprico y óxido

de cobre (II) Óxidos Óxidos acido (anhídrido) NoM y (gf) O- Ej. CO2 dióxido de

carbono u óxido de carbono (IV).

Hidróxido M y (gf) OH- , Ej. NaOH – hidróxido sódio o hidróxido sódico

Ácidos hidrácidos (gf) H y No M Ej. HCl ácido clorhídrico (HCl en solución acuosa)

Ácidos

Acido oxácidos (gf) H, M o NoM y O Ej. H2SO4 ácido sulfúrico o acido sulfúrico (VI). Ácido permangánico o ácido manganeso (VII).

Haloideas: M y NoM NaCl cloruros, cloruro de sódio o

cloruro sódico.

Sales Oxisales : M, No, MoM y O : sulfato, M y (gf) SO4 Ej. Na2SO4 – Sulfato de sodio o sulfato sódico.

KMNO4 – permanganato de potasio o manganato (VII) de potasio.

Compuesto

Inorgánico

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En todas las fórmulas de los cuerpos compuestos el elemento que actúa con

estado de oxidación positivo se escribe a la izquierda y el que actúa con estado

de oxidación negativo a la derecha.

Ej. NaCl PCl3 CaH2 HCl

Cuadro de la clasificación de los compuestos inorgánicos de acuerdo a la

complejidad de las moléculas y clases de elementos diferentes que forman el

compuesto.

Hidruros: NaH, (gf) H:ejem.CaH2 –hidruro de calcio Hidrogenados Acidos hidróxidos: NoM(gf) H Ej. HCl – acido

clorhidrico (sol) o cloruro de hidrogeno(gas) Óxidos básicos: M y O – (gf)O – Ej. CaO –oxido de

Calcio u oxido cálcico Oxigenados

Oxido ácidos: No M y Diff O ej. Acido de azufre Oxido de azufre (IV).

Sin H ni O sales hibridas Oxido neutros: M-O(fg) O Ej. H2O –agua ox. de

hidrógeno; CO – monóxido de C u, oxido de C (IV).

Ácidos oxácidos H, NM o M y O HNO3 – ácido nítrico

Hidróxiclos: M, O, H, g-f OH: Ca (OH)2 –hidróxido de calcio

Sales oxisales: M, NoM, O, ej. Sulfato de gf SO4

CaSO4- Sulfato de calcio o sulfato

(VI) de calcio

Sales oxisales ácidos: M, 4, NoM o M y O – Ej. NaHSO4 sulfatoacido de

sodio o hidrogeno sulfato (IV) de sódio. Sales oxisales básicas : M, OH,

NoM o M y O Ej. ZnOH(NO3) nitrato básico de zinc o nitrato (II) de zinc (II)

Sales oxisales acidas: M, 4, NoM o M y O – Ej. NaHSO4 sulfato acido de

sodio o hidrogeno sulfato (VI) de sodio

Sales dobles : M, H, NoM y O

KNaSO4, sulfato doble de potasio y sodio

KAl(SO4)2 sulfato doble de potasio y Al

+1 -1 +3 -1 +2 -1 +7 -1

Binarias dos clases de elementos diferentes

Ternarios 3 clases de elementos

Cuaternarios 4 clases de elementos

Compuesto

inorgánicos

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FUNCIONES QUÍMICAS GRUPOS FUNCIONALES, FÓRMULAS Y

NOMENCLATURA

Función Oxido: Comprende a los cuerpos compuestos binarios (2 clases de

elementos) que tienen propiedades similares por contener en sus moléculas el

grupo funcional o = denominado oxido, de valencia -2.

Los óxidos son de tres clases: óxidos básicos, óxidos ácidos y óxidos neutros

por su reacción con el agua y ácidos.

Óxidos básicos: están constituidos por un metal y oxígeno (M y O)

Fórmula general M-O. Ejemplos CaO – óxido de calcio

Nomenclatura tradicional de los óxidos básicos

1. Si el metal solo tiene una valencia se les dá nombre con la palabra óxido

seguido del nombre del metal.

Ejemplo: el magnesio Mg tiene solo valencia +2 el aluminio del metal y el

zinc, ZnO-oxido de zinc. En cada fórmula se observa que la valencia

positiva total del metal está equilibrada con la valencia negativa total del

oxígeno valencia del átomo

MgO Al2O3 ZnO

Valencia total +2y-2 6 – 6 2 – 2

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2. Si el metal tiene dos valencias se les da nombre con la palabra oxido

seguido del nombre del metal seguido del sufijo oso cuando el metal

actúa con la menor valencia y seguido del sufijo ico cuando el metal

actúa con su mayor valencia.

Ejemplos: el hierro Fe puede actuar con valencia 2 y 3

FeO – su nombre es óxido ferroso (valencia del F+2 y el O-2

Fe2O3 – su nombre es óxido férrico (relación total del Fe+6 y

valencia total del 0-6)

El cobre (Cuprum) puede actuar con valencia 1 y 2

Cu7O – óxido cuproso (valencia total del Cu+2 y del O -2)

CuO – oxido cúprico (valencia total del Cu+2 y del O -2)

Nomenclatura moderna de la unión internacional de química pura y aplicado o

Internacional Union Pure and Applied Chemistry (IUPAC) según este sistema

se da nombre = los oxidos básicos utilizando los prefijos griegos Nono, di, tri,

tetra, perita, hexa, hepta, acto, nono, deca para indicar el número de átomos de

acida uno de los elementos que forman la molécula.

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Para los ejemplos anteriores los nombres son

MgO – Oxido de magnesio, en este caso no se usa el prefijo nimo

Al3O3 – trióxido de dialuminio

ZnO – óxido de aluminio, no se usa el prefijo neono

FeO – oxido de hierro, no se usa el prefijo mono

Fe2O3 – trióxido de dihierro

Cu2O – óxido de dicobre

CuO – oxido de cobre

Otro ejemplos Fe3O4 – tetraóxido de trihierro

Nomenclatura Stock.- Según este sistema se da nombre a los óxidos básicos

mencionando la palabra oxido seguido el nombre del metal y la valencia o

estado de oxidación del metal, entre paréntesis y usando números mano

Para los ejemplos anteriores los nombres son:

MgO – oxido de magnesio (II)

Al2O3 – óxido de aluminio (III)

ZnO – óxido de zinc (II)

FeO – óxido de hierro (II)

Fe2O3 – óxido de hierro (III)

Cu2O – óxido de cobre (I)

CuO – óxido de cobre (II)

Fe3O4 - óxido de hierro (II, III, III)

Nomenclatura moderna IUPAC.- No es denso práctica para esta función

química.

Nomenclatura Stock.- Se anuncie la palabra ácido seguida del nombre del

elemento No Metálico terminado en ico y luego se indica la valencia a estado

de oxidación del elemento No Metálico, con números romanos y entre

paréntesis.

Ejemplos:

HNO2 – ácido nítrico (III)

HNO3 – ácido nítrico (V)

HClO – ácido clorito (I)

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HClO2 – ácido clórico (III)

HClO3 – ácido clórico (V)

HClO4 – ácido clórico (VII)

Otros ejemplos:

H2SO3 – ácido sulfúrico (IV)

H2SO4 – ácido sulfúrico (VI)

H2CrO4 – ácido crómico (VI)

H2Cr2O4 – ácido dicrómico (VII)

HMnO4 – ácido mangánico (VIII)

Las moléculas de los ácidos oxácidos al disolverse en el agua se separan en

iones de hidrógeno positivos H+ iones o radicales negativos. Los radicales

negativos tienen nombres según el ácido de donde provienen, si el nombre del

ácido termina en OSO el radical debe terminar en ITO y si el ácido termina en

ICO el radical termina en ATO.

Ejemplos:

Formula Nombre del ácido Separación en iones Nombre del radical

HNO2 - acido nitroso ; HNO2 H+ + NO-2 ; NO-

g – nitrito

HNO2 – ácido nitrido ; HNO3 H+ + NO-3 ; NO3 – nitrato

H2SO3 – ácido sulfúrico ; H2SO3 2H+ + SO=3 ; SO=

3 – sulfato

H2SO4 – ácido sulfúrico : H2SO4 2H+ + SO=4 ; SO4

= - sulfato

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Fórmula Nombre del ácido; separación anión, nombre del radical

HClO ácido hipoalongo ; HClO H+ + ClO- ; ClO – hipoclorito

HClO2 ácido cloroso ; HClO2 H+ + HClO2 ; ClO2 – clorito

HClO3 ácido clórico ; HClO3 H+ + ClO3 ; ClO-3 – clorato

HClO3 ácido foclorico, HClO4 H+ + ClO4 ; ClO-4 – perdoclarto

H2CO3 – acido carbonico ; H2SO4 2H+ + CO=3 ; CO3 - carbonato

El agua se separan en un hidrogeno positivo M+ y iones a radicales negativos

R-. Los radicales tienen nombres de acuerdo al nombre del ácido, cambiando la

terminación hídrico del acido por URO.

Ejemplo

Fórmula – Nombre del ácido – separación en iones nombre del R

HF – acido fluorhidrico HF H+ + F- - F flururo

HCl – acido clorhidrico HCl H+ Cl- - Cl- cloruro

HRV – ácido bronhidrico HBr H+ + Br- - Br- bromio

HI – ácido yordhídrico HI H+ + I- - Iyodrico

H S – acido sulfrihico H2S 2H+ + S -S = sulfuro

FUNCIÓN SAL

Comprende a los cuerpos binarios, ternarios a cuaternarios (2, 3 ó 4 clases de

elementos) sustituidos por un elemento metálico y un radical negativo.

Las sales son de dos clases: sales haloideos y sales oxisales

SALES HALOIDEAS

Son los cuerpos constituidos por un elemento metálico o radical positivo y un

elemento o radical negativo que se encuentra ubicado en los grupos VI y VII de

la Tabla Periódica de los elementos (Azufre S; Selenio, Se, Fluor, F; Cloro, Cl,

Bromo, Br y Yodo I). En los sales haloideas ele elemento no metálico actúa con

su valencia mínima.

Fórmula general: M- NoM. Ejemplo NaCl – Cloruro de sodio

rR – N M Ejemplo NH4Cl – cloruro de amonio

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Nomenclatura tradicional de las sales haloideas

1. Si el metal tiene 1 valencia se les da nombre enunciando el nombre del

elemento No Metálico haciéndolo terminar en uro seguido del nombre

del metal. Ejemplos:

KF – fluoruro de potasio

NaCl – cloruro de sodio

KBr – bromuro de potasio

KI – yoduro de potasio

Na2S – sulfuro de sodio

2. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del elemento no

metálico terminado en uro seguido del nombre del metal terminado en

uso o en ico según actúe con su menor o mayor valencia. Ejemplos:

FeCl2 – Cloruro ferroso

FeCl3 – cloruro férrico

En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal esta

equilibrada con la valencia negativa total del elemento no metálico.

+1-1 +1-1 +1-1 +1-1 +1-2 +2 -1 +2-1

Valencia KF NaCl KB1 KI Na,S FeCl2 FeCl2

Parciales

Valencias +1 y-1 +1 y 1 +1 y -1 +1 y -1 +2 -2 +2 y-2 +3 y-3

Totales

Nomenclatura moderna IUPAC.- Es simular a la nomenclatura tradicional

cuando los elementos actúan con valencia 1. Cuando el elemento No Metálico

tiene valencia 2 o. Cuando el metal actúa con 2 o más valencias si es de uso

común. Ejemplos:

Na2S – desulfuro de sodio

FeCl2 – bicloruro de hierro

FeCl3 – tricloruro de hierro

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Nomenclatura stock.- Es de uso común cuando el metal tiene 2 valencias.

Ejemplos: FeCl2 – cloruro de hierro (II)

FeCl3 – cloruro de hierro (III)

SALES OXISALES

Son los compuestos constituidos por un elemento o radical positivo y un radical

negativo que contiene un elemento No Metálico, generalmente y oxígeno.

Fórmula general : a) M-NoM-O b) M-M-O R-NMO

Ejemplos: a) CuSO4 – Sulfato cúprico

Sulfatable cobre (II)

b) KMnO4 – Sulfanato de potasio

manganato (VII) de potasio)

c) (NH4)2 SO4 – sulfato de omnio

Nomenclatura tradicional de las sales oxisales

1. Si el metal tiene 1 valencia se enuncia el nombre del radical negativo

seguido de la preparación de y el nombre del elemento o radical positivo.

Ejemplos:

1. Na2 SO4 – sulfato de sodio

2. K NO3 – nitrato de potasio

3. NaSO3 – sulfato de sodio

4. N4NO2 – nitrito de potasio

Cuando el nombre del ácido termina en OSO, el radical que contiene se

hace terminar en ITO cuando forma parte de la sal oxisal y cuando termina

en ICO cambia a ATO en la sal oxisal.

Acido nitroso HNO2 – radical nitrito NO-2

Acido nitroso HNO3 – radical nitrato NO3

Acido sulfuroso – H2SO3 – radical sulfito = SO=3

Acido sulfúrico – H2SO4 – radical sulfato – SO=4

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2. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del radical negativo

seguido de la proposición de y el nombre del metal terminado en OSO si

actúa con su menor valencia y en ICO si actúa con su mayor valencia.

Ejemplos: FeSO4 – sulfato ferroso

Fe2(SO4)3 – sulfato férrico

3. Si el elemento No Metálico que forma parte del radical negativo tiene

mas de 2 valencias se usan los prefijos que indican la mínima, la menor,

la mayor y la máximo de sus valencias y las terminaciones ITO y ATO

para el elemento no metálico.

Ejemplos:

NaClO – hipoclorito de sodio

NaClO2 – clorito de sodio

NaClO3 – clorato de sodio

NaClO4 – perclorato de sodio

En cada fórmula se observa que la valencia o estado de oxidación

positiva total del metal del elemento no metálico está equilibrado con la

valencia o estado de oxidación total negativa del oxígeno.

Valencias parciales +2 +6-2 +1+7-2 +1+3-2 +1+5-2 +1+4-2 +1+6-2 CuSO4 KMnO4 NaNO2 KNO3 Na2SO3 Na2SO4

Valencias totales +8 y -8 +8 y -8 +4 y -4 +6y-6 +6 y-6 +8 y -8

+1+1-2 +1+3-2 +1+5-3 +1+7-2

Valencias parciales +2+6-2 +3 +6-2 Na ClO NaClO2 NaClO NaClO4

Fe SO4 Fe2(SO4)3 +2 y-2 +4y-4 +6y-6 +8 y-8

Valencias totales +8y-8 +24y-24

Nomenclatura moderna IUPC.- No es común su uso para esta función química.

Nomenclatura Stock.- Es de gracia utilidad para esta función química. Su

nombre la sal enunciando el nombre del radical negativo terminado en ATO

seguido del estado de oxidación del elemento No Metálico del radical, escrito

entre paréntesis, con números romanos. Por ultimo el nombre del elemento

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metálico, indicando también su estado de oxidación, en números romanos.

Cuando el metal solo tiene más valencia, no es necesario indicar su estado de

oxidación. Ejemplo:

CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II)

KMNO4 – manganato (VII) de potasio

NaNO2 – nitrato (III) de sódio (I)

KNO3 – nitrato (V) de potasio (I)

Na2SO3 – sulfato (IV) de sodio (I)

Na2SO4 – sulfato (VI) de sódio (I)

FeSO4 – sulfato (VI) de hierro (II)

Fe2(SO4)3 – sulfato (VI) de hierro (III)

NaClO – clorato (I) de sódio (I)

NaClO2 – clorato (III) de sódio (I)

NaClO3 – clorato (V) de sódio (I)

NaClO4 – clorato (VII9 de sodio (I)

Otros compuestos inorgánicos considerados a nivel básico de la química.

Nomenclaturas más comunes usadas.

Hidruros.- Son los compuestos binarios (2 clases de elementos) que contienen

hidrógeno el que actúa con estado de oxidación – 1 siendo el otro elemento en

metal o un elemento no metálico.

Hidruros metálicos.- Son los compuestos constituidos por un elemento metálico

y el hidrógeno.

Fórmula general: M-H y ejemplo: NaH – hidruro de sodio

Nomenclatura.- El método tradicional en el que comúnmente se usa.

Ejemplos:

KH – hidruro de potasio

MgH2 – hidruro de magnesio

CaH2 – hidruro de calcio

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En las fórmulas se puede apreciar que los estados de oxidación positivos total

es están equilibrados con los estados de oxidación totales negativos estados

de oxidación.

Parciales +1 -1 +2 -1 +2 -1 K H Mg H2 CaH2 Estados de oxidación +1 y-1 +2 y -2 +2 y -2 Totales

Hidruros no metálicos: son los compuestos constituidos por un elemento no

metálico y e hidrógeno las fórmulas se escriben teniendo en cuenta la

electronegatividad de cada elemento.

Fórmula general NO M-H. Ejemplo PH3 – hidruro de fósforo

Nomenclatura.- Se emplea el método tradicional

AS H3 – hidruro de arsénico

Si H4 – hidruro de silício

BH3 – hidruro de boro

En cada fórmula se puede comprobar el equilibrio entre los estados de

oxidación totales positivos y negativos.

+3 -1 +1-1 +2 -1 estados de oxidación AS H3 SiH4 BH3 parciales estados de oxidación +3 y -3 +4 y-1 +3 y -3 totales

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COMPUESTOS ENTRE ELEMENTOS NO METÁLICOS QUE NO

CONTIENEN HIDRÓGENO NOMENCLATURA MÁS COMÚN

Los compuestos binarios (2 clases de elementos) sin hidrógeno se forman al

unirse dos elementos de diferente electronegatividad. Las fórmulas se escriben

colocando a la izquierda el elemento de menor electronegatividad y a la

derecha el de mayor electronegatividad.

Se les da nombre haciendo terminar en URO al elemento más electronegativo

(estado de oxidación) seguido de la preparación DE y luego el nombre del

elemento menos electronegativo (estado de oxidación -), usan los prefijos

(NoM) – (N-0 M). Ejemplo PCl3 – tricloruro de fosforo

Otros ejemplos: PCl5 – pentacloruro de fósforo

CCl4 – tetraclomiro de carbono

SCl2 – dialcluror de azufre

H3N – nitrouro de hidrogeno o amoniaco

Los estados de oxidación totales positivos y negativos están equilibrados en

cada fórmula.

+5-1 +4-1 +2-1 +1-3 estado de oxidación PCl5 CCl4 SCl2 H3N parciales estado de oxidación +5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3 Totales

SALES OXISALES ACIDAS

NaHSO4 – sulfato ácido de sodio

+1+1+1-2

NaHSO4

+8 y -8

SALES BASICAS Zn (OH) Cl cloruro básico de zinc

+1+3+2

SALES OXISALES DOBLES KAl (SO4)2 - sulfato doble de aluminio y

Potasio.

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NOMENCLATURA DE CUERPOS CRISTAIZADOS : ANHIDROS E

HIDRATADOS.

Na2CO3 – carbonato de sodio anhidro

Na2CO3 10H2O – carbonato (IV) de sodio decahidratado

(sal de sódio)

CaSO4 – sulfato (VI) de cálcio anhidro

CaSO2H2O – sulfato de cálcio dihidratado (yeso natural)

CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) anhidro

CuSO45H2O – sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratado

REGLAS PRÁCTICAS PARA ESCRIBIR FÓRMULAS DE COMPUESTOS

INORGÁNICOS

1. Escribir la fórmula del óxido de aluminio

1era regla.- el nombre nos indica que se trata de un compuesto binario.

Un metal de valencia.

2da regla.- toda fórmula tiene una parte positiva (estado de oxidación ) y

otra negativa (estado de oxidación). El radical positivo se escribe al

extremo izquierdo y el radical negativo al lado derecho. El radical

negativo puede conocer elementos con estado de oxidación positivo.

Representación grafica

+3 -2 Aplicando la regla : Al O

3era. Regla.- En toda fórmula el estado de oxidación positivo total está

equilibrado con el estado de oxidación total negativo. También se

expresa esta regla admitiendo que la suma algebraica de los estados de

oxidación totales positivos y negativos es 0(cero).

+3 -2 Aplicando esta regla: Al2O3 Estado de oxidación totales +6 y-6

4ta regla.- La fórmula se escribe sin incluir los estados de oxidación aplicando esta regla de fórmula del oxido de aluminio es

+

+ H – Metales y

Amonio +

No metales y radicales

negativo -

22

Al2O3

2. Escribir la fórmula del dióxido de carbono u óxido de carbono (IV)

1era regla : E compuesto es un compuesto binario de carbono

con valencia 4 y el oxígeno de valencia 2.

+4 -2 2da regla : C O +4 -2 3era regla : C O2 +4 y-4 4ta regla : CO2

3. Escribir la fórmula del hidróxido de calcio

1era regla : el cuerpo es un compuesto ternario C2H y O que

contiene calcio en valoración y el radical OH- con

valencia -1

+2 -2+1 2da regla : Ca OH +2 -2+1 +2 3era regla : Ca(OH)2 a también Ca (OH)-1

2 +4 y-4 +2 y-2 4ta regla : Ca(OH)2

Por el nombre se identifica que debe contener H+1 S con estado de oxidación

+6 (terminación ICO y oxígeno con valencia -2

4. Escribir la fórmula del ácido sulfúrico (VI). Cuando no se conoce el

radical negativo del ácido sulfúrico 1era regla…

+1 +6 -2 2da regla : H S O

+1 +6-2 3era regla: H2 S O4 +2+6 y-8 +8 y-8

23

4ta regla : H2 SO4

Cuando se conoce que el radical negativo es SO=4 se procede a igualar

las cargas positivos y negativos.

+1

H SO 4

+1

H2 SO 4

+2 y-2

Fórmula: H2SO4

5. Escribir la fórmula del nitrato (V) de potasio cuando no se conoce el

radical nitrato.

1era regla.- El nombre corresponde a una saloxisal que contiene potasio

K+1, nitrógeno de estado de oxidación +5 por la terminación ATO y el

oxigeno de valencia – 2.

+1+5-2 2da regla : K N O +1+5-2 3era regla: K NO3 +6 y-6 4ta regla: KNO3

Cuando se conoce el radical nitrato, NO-3

+1

H NO 4

+1 y-1 HNO3

6. Escribir la fórmula del carbonato (IV) de calcio

1ra regla: el compuesto es terciario, calcio de valencia +2, carbono con

estado de oxidación +4 por terminación ATO (mayor estado de oxidación

del carbono) y oxigeno de valencia.

24

+2 +4 -2 2da regla : Ca C O +2 +4-2 3ra regla: Ca C O3 +6 y -6 4ta regla: CaCO3

Conociendo el radical carbonato, CO 3

Ca+2 CO 3

CaCO3

REGLAS PRÁCTICAS PARA DAR NOMBRE A UNA FÓRMULA DE

COMPUESTO INORGÁNICO

1. Dar el nombre del compuesto de fórmula CaO

1era regla.- identificar el nombre de la función química

El nombre es el de un oxido por contener oxígeno en el

lado derecho de la fórmula, que es por donde empieza el

nombre del cuerpo.

2da regla.- Determinar el estado de oxidación del elemento o radical

positivo, conociendo que el estado de oxidación del

oxígeno es -2 en la gran mayoría de compuestos

inorgánicos. El estado de oxidación del calcio es +2.

+2 -2 Aplicando esta regla Ca O

3era regla- Si el estado de oxidación del metal corresponde a una sola

valencia no es necesario indicar la valencia. Si el metal

puede actuar con 2 valencias hay que usar los prefijos y

estados de oxidación correspondiente.

Aplicando esta regla: el nombre del compuesto es:

Oxido de calcio

2. Dar el nombre al compuesto de fórmula HCl

25

1era regla.- La fórmula corresponde a un ácido hidrácido por contener

H+ unido a un elemento halógeno (columna VII de la tabla periódica de

los elementos).

+1 -1 2da regla- H Cl

Observando los estados de oxidación el cuerpo es el cloruro de

hidrógeno, por ser el cloro negativo y el hidrógeno positivo. El cloro se

hace terminar en URO funciona con su mínima valencia.

3era regla.- El cloro tiene varias valencias pero actúa con su mínima

El compuesto tiene dos nombres

a) Cloruro de hidrógeno

b) Acido clorhídrico porque es un ácido hidrácido al que se da

nombre cada palabra ácido y el cloro se le hace terminar en

hídrico.

3. Dar nombre al compuesto de fórmula Cu(OH)2

1era regla.- El cuerpo corresponde a un hidróxido, por contener el radical

hidróxido OH-1, y el metal es cobre.

+2 -1 2da regla.- Cu (OH) El estado de oxidación del cobre es +2

2 3ra regla.- Como el cobre puede actuar con valencias 1 y 2. El nombre

debe indicar el sufijo correspondiente o el estado de oxidación del metal.

El nombre del compuesto es:

Oxido cúprico o también oxido de cobre (III)

4. Dar nombre al compuesto de fórmula HClO3

1era regla.- El cuerpo corresponde a un ácido oxácido del Cloro

+1+5-2

2da regla.- HClO3 El estado de oxidación del cloro es +5

3ra regla- Como el cloro puede actuar con valencias 1, 3, 5 y 7 en cada

caso le corresponde prefijos o sufijos siguientes:

26

Valencia prefijo sufijo

1 (mínima) OSO

3 (nuevos) _____ OSO

5 (mayor) _____ OSO

7 (máxima) hiper o par OSO

Como la valencia o estado de oxidación del coro es +5 al nombre del

compuesto es:

Acido clórico

5. Dar nombre al compuesto de fórmula – CaSO4

1ra regla El cuerpo es una oxisal

+2 +6

2da regla Ca SO4

3ra regla El azufre actúa con estado de oxidación +6

que corresponde a su mayor estado de

oxidación.

El nombre de la sal es sulfato de calcio.

27

CAPITULO 2

CARACTERISTICAS DE LOS CUERPOS 2.2 CARACTERISTICAS DE UN CUERPO SIMPLE

2.2.1 Cobre Estado físico, forma y consistencia

Sólido, rectangular, laminar, relativamente duro, compacto, impermeable

Color: rojizo

Olor: inodoro

Densidad: más denso que el agua

Solubilidad: insoluble en el agua y en el alcohol

Maleabilidad: muy maleable

Ductilidad: muy buena conductor del calor

Electricidad: muy buen conductor de la electricidad

Acción del calor

- Aumenta rápidamente su temperatura, se pone de color rojo brillante,

funde a alta temperatura.

- Al calentarlo en el aire, la llama se coloca de verde se oxida cuando está

muy caliente, formándose el óxido de cobre de color negro. El cambio

ocurre de acuerdo a la igualdad siguiente:

Cobre (s) + oxígeno (g) oxido de cobre (s)

(rojizo) (incoloro) (negro)

28

Características de un cuerpo compuesto

Água : H2O (água destilada)

Estado físico forma y consistencia

Líquido, movible, no tiene forma propia, se adapta a la forma del recipiente que

lo contiene.

Color: incoloro

Olor: inodoro

Densidad: su densidad es 1.0 g/cm3. Esta densidad sirve de base de

comparación para determinar si un cuerpo sólido o líquido es más o menos

denso que el agua.

Solubilidad: es el disolvente más común. La solubilidad de los cuerpos se mide

por la cantidad que se disuelve en 100 g de agua.

Calor: el agua conduce el calor lentamente

Conductividad: el agua pura (destilada) no conduce la electricidad

Acción del calor: Aumenta su temperatura a 100ºC hierve pasando al estado de

vapor, el cual se condensa por enfriamiento.

29

Acción de la electricidad: Cuando al agua destilada se le agrega gotas de ácido

sulfúrico, la electricidad continua (de baterías o pilas) descompone al agua en

sus dos componentes: hidrógeno y oxígeno. A la descomposición por medir de

la electricidad se denomina electrólisis del agua. La descomposición ocurre de

acuerdo a la igualdad siguiente:

agua (l) + electricidad hidrógeno (g) + oxígeno (g)

(incoloro) (corriente Continua) (inodoro) (incoloro)

30

2.2 Características de un cuerpo simple no metálico

2.2.1 Carbón (carbón) : C

Estado físico, forma y consistencia

Sólido, forma irregular (trozo), blando, forozo, frágil

Color: negro

Olor: inodoro

Densidad: más denso que el agua cuando no contiene aire en sus poros

Solubilidad: insoluble en el agua

Conductividad:

- calor. No conduce el calor

- Electricidad. No conduce la electricidad. Solo el grafito (usado en las pilas)

conduce la electricidad

Acción del calor

- Al calentarlo fuertemente se pone al rojo vivo, no funde. Es combustible

- Al estado incandescente arde en el aire, llama amarillenta, desarrolla

mucho calor y se une al oxígeno del aire formándose dióxido de carbono.

La combustión del carbón ocurre de acuerdo a la igualdad siguiente:

Carbón (s) + oxígeno (g) dióxido de carbono (g)

(negro ) (incoloro) (incoloro)

31

2.3 Características de un cuerpo compuesto

2.3.1 Alcohol común: C2H5OH – etanol


Líquido, muy movible no tiene forma definida, se adapta a la forma del

recipiente que lo contiene; volátil (se evapora fácilmente).

Color: incoloro

Olor: agradable, penetrante

Densidad: es menos denso que el agua (flota en el agua)

Solubilidad: es muy soluble en el agua, se mezcla con el agua en cualquier

proporción. Es un disolvente más común después del agua y se le usa para

medir la solubilidad de los cuerpos en 100 g de alcohol. Disuelve a menos

cuerpos que son solubles o insolubles en el agua.

Conductividad:

- calor. Conduce el calor con relativa facilidad

- Electricidad. No conduce la electricidad

32

Acción del calor: aumenta su temperatura, hierve a 78ºC pasando al estado de

vapor (gaseoso) el cual se condensa por enfriamiento.

33

2.4 Características de un cuerpo compuesto

2.4.1 Cloruro de sodio : NaCl - Sal de cocina


- sólido, granular (cristalizado)

Color: incoloro

Olor: inodoro

Sabor: salado característico

Densidad: más denso que el agua

Solubilidad: es soluble en el agua

Conductividad:

- Calor. Conduce el calor lentamente

- Electricidad. No conduce el calor el estado sólido para sí la conduce al

estado líquido.

Acción del calor.-

- Aumenta su temperatura y funde a temperatura alta

Acción de la electricidad

- Si se le hace atravesar corriente eléctrica continua estando fundida, se

descompone (electrólisis) en los dos elementos que la constituyen. La ecuación

de la electrolisis es:

Cloruro de + electricidad cloro (g) + sodio (l)

sodio (l) c.c. (amarillo (gris brillante)

(incoloro) verdoso)

- Si se hace una solución de cloruro de sodio y se le pasa corriente eléctrica

conforme su descompone la sal obteniendo cloro, hidrógeno e hidróxido de

sodio. La ecuación de la electrólisis es

Cloruro de + agua (l) cloro (g) + hidrógeno (g) + hidróxido

Sodio (ag) de sodio (ag)

(incolora) (incolora) (amarillo (incoloro) (incoloro)

Verdoso)

34

CAPITULO 3

REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICAS

Reacción Química.- Es la transformación que ocurre cuando una o más

sustancias reaccionan generando otras sustancias. A las sustancias que se van

a transformar se les denomina reactantes y a las que se generan en la reacción

resultantes o productos.

Las reacciones químicas se producen por medio de la energía química que

poseen los átomos y moléculas. En muchas ocasiones es necesaria la acción

de otras energías como el calor, la luz, la electricidad y otras sustancias

llamadas catalizadores como el dióxido de manganeso y el níquel.

Gran cantidad de reacciones químicas tienen lugar en la naturaleza como las

oxidaciones de los metales, la formación de estalactitas y estalagmitas, la

producción de hidratos de carbono en las plantas y de otros compuestos

usados en la alimentación, industria y medicina.

En la metalurgia se extraen los metales mediante reacciones químicas y en la

industria química se transforman los metales en otros compuestos como los

ácidos, sales, gases, etc, siendo las reacciones químicas las etapas más

importantes.

35

Las reacciones químicas se les ha clasificado para facilitar su estudio acorde a

los tipos o clases más conocidas son las siguientes: oxidación, hidratación,

descomposición térmica, neutralización y precipitación.

ECUACIÓN QUÍMICA.- Es la escritura de una reacción química, mediante una

igualdad. En el lado izquierdo o primer miembro de la igualdad se escriben los

símbolos o fórmulas de las sustancias reaccionantes y en el lado derecho o

segundo miembro de la igualdad los símbolos o fórmulas de las sustancias

resultantes o productos que ha sido identificadas por sus propiedades.

En lugar del signo igual (=) se está usando en la actualidad una o dos o ( )

que indica el sentido de la reacción reaccionantes – resultantes o productos.

También se está generalizando escribir el estado físico entre paréntesis al lado

de cada sustancia reaccionante y resultante, las letras usadas son (s) sólido, (l)

líquido, (g) gas y (ac) solución acuosa.

En las reacciones donde hay apreciable cantidad de calor que absorben los

reaccionantes se indican con la palabra CALOR o la letra Q en el lado izquierdo

y si se desprenden calor en la reacción se indica al lado izquierdo.

En las reacciones donde se requiere la acción del calor para que la reacción se

produzca se indica con la palabra CALOR en la parte inferior de la flecha.

Si se requiere la acción de un catalizador u otro proceso, se indica sobre la

flecha.

Ejemplos: escribir las ecuaciones químicas de las reacciones químicas

siguientes:

1. Combustión del carbono en el aire

C(s) + O2(g) CO2(g) + CALOR

2. Combustión del gas propano en el aire

C3H8(g) + 5 O2(g) 3 CO2(g) + 4H2O(g) + Q

36

3. Formación de la glucosa en las plantas

clorofila

6CO2(g) + 6H2O(l) + Q C6H12O6(ac) + 602(g)

Luz

4. Electrólisis del cloruro de sódio fundido

2 NaCl(l) Cl2 (g) + 2Na(l)

electricidad

5. Precipitación del cloruro de plata

NaCl(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NaNO3(a)

6. Neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio

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

A veces se utiliza la ecuación química con palabras. Ejemplo combustión

del carbón en el aire.

Carbono(s) + oxígeno(g) dióxido de carbono(g)

PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS ACTIVIDAD DE

LOS ELEMENTOS. PODER DESALOJANTE DE LOS ELEMENTS

VALENCIAS VARIABLES Y ACTITUD DE LOS ELEMENTOS

Actividad de los elementos químicos

Desde el punto de vista de la química, la actividad de un elemento es la rapidez

y fuerza con que un elemento reacciona con otro elemento o compuesto

generando otros cuerpos.

Los cuerpos que comúnmente se toman como base para apreciar comparar la

actividad de los elementos son el oxígeno, O, el agua, H2O y los ácidos

clorhídrico, HCl y sulfúrico, N2SO4.

37

Por medio de la experimentación se ha determinado el orden de actividad de

los elementos. Los elementos más comunes y de marcada diferencia de

actividad son los siguientes:

De mayor o menor actividad

Potasio, K Cloro, Cl

Sodio, Na Bromo, Br

Calcio, Ca Yodo, I

Magnesio, Mg Azufre, S

Zinc, Zn Fósforo, P

Aluminio, Al Carbono, C

Hierro, Fe

Hidrógeno, H

Cobre, Cu

Oro, Au

38

Ejemplos de reacciones con el oxígeno

4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s), rápida en frio

aire

2Ca(s) + O2(g) 2CaO(s), lenta en frio

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s), muy lenta en frio

Cobre (Br) + O2(g) no se oxida en frio

Oro (s) + O2(g) no se oxida em frio ni en caliente

PODER DESALOJANTE DE LOS ELEMENTOS

Cuando se compara la actividad de los elementos con el agua u otros

compuestos se aprecia el poder desalojante de los elementos. Esta

característica significa que un elemento activo desplaza a uno menos activo del

compuesto en que se encuentra.

Ejemplos:

El sodio desplaza al hidrógeno del agua

4Na(s) + 2H2O (l) 2Na OH(ac) + H2(g) , acc violante, explosión

El calcio desplaza al hidrogeno del agua

Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(ago ) + H2(g), reacción rápida

El magnesio desplaza al hidrógeno del água

Mg(s) + 2H2O(l) Mg(OH)2

El zinc desplaza al hidrogeno del ácido clorhídrico diluido

Zn(s) + 2HCl (ac) ZnCl2(ac) + H2(g), reacción moderado

El zinc desplaza al hidrógeno del ácido sulfúrico diluido

Zn(s) H2SO4(ac) ZnSO4(ac) + H2(g), reacción moerada

El hierro desplaza al cobre del sulfato de cobre (II)

Fe(s) + CuSO4(ac) FeSO4(ac) + Cu(s)

El cloro desplaza al yodo del yoduro de potasio

Cl2(g) + 2KI(ac) 2KCl(ac) + I2(s)

El bromo desplaza al yodo del yoduro de potasio

Br2(g) + 2KI(ac) 2KBr(ac) + I2(s)

39

VALENCIAS VARIABLES Y ACTIVIDAD DE LOS ELEMENTOS

Las valencias de algunos los elementos pueden variar de valor según las

condiciones en que se realice la reacción.

Ejemplos:

El carbono al arder con abundante oxígeno formando el oxido de carbono (IV) o

dióxido de carbono:

C(s) + O2(g) CO2 ; valencia de C es 4

Si hay poco oxígeno se produce la reacción siguiente:

CO2(g) + C(s) 2CO ; valencia de C es 2

El cloro forma dos compuestos com el hierro

Fe(s) + 2HCl(ac) FeCl2(ac) + H2 , valencia del hierro es 2

Fe(s) + 3Cl2(g) 2FeCl3(3) y valencia del hierro es 3

PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS

2. PRINCIPIO DE LA NEUTRALIZACIÓN

En las reacciones de neutralización de hidrógeno H de los ácidos se une al

radical hidróxido, OH, o al oxígeno de las bases para formar Agua H2O; el resto

del ácido se une al resto de la base para formar una sal.

La ecuación general de la neutralización es:

ACIDO + BASE SAL + AGUA Ejemplos : ácidos bases sales agua H2SO4(ac) + NaOH NaHSO4(ac) + H2O(l)

ácido sulfúrico hidróxido sulfato ácido agua de sódio de sodio H2SO4(ac) + 2NaOH(ac) Na2SO4(ac) + 2H2O(l) ácido sulfúrico hidróxido sulfato neutro agua de sódio de sodio H2SO4(ac) + CuO(s) CuSO4(ac) + H2O(l) Ácido sulfúrico óxido de sulfato de agua Cobre (II) cobre (II) HNO3(ac) + KOH(ac) KNO3(ac) + H2O(l)

40

Ácido nítrico hidróxido nitrato de agua de potasio potasio 2 HNO3 (ac) + Cao Ca(NO3)2(ac) + 2H2O(l) Ácido óxido de Nitrato de agua Nítrico calcio calcio HCl(ac) Ácido + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) Clorhídrico hidróxido cloruro de agua de sodio sodio 2HCl(ac) + Ca(OH)(ac) CaCl2(ac) + 2 H2O Ácido hidróxido cloruro de água (l) Clorhídrico de cálcio calcio HCl(ac) + NH4OH(ac) NH4Cl(ac) + H2O(l) Ácido hidróxido de cloruro de agua Clorhídrico amonio amonio El estado físico de los cuerpos reaccionantes y resultantes se indica, entre paréntesis en la forma siguiente: Sólidos (s) Líquidos (l) Solución acuosa (ac) PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS 3. PRINCIPIO DE LA SOLUBILIDAD DE LOS CUERPOS

Dos cuerpos solubles en el agua reaccionan entre si cuando en la reacción se

produce un cuerpo insoluble uno menos soluble en el agua que los cuerpos

reaccionantes.

Las reacciones más comunes son cuando se produce cuerpos insolubles o

precipitados.

Para conocer si se producirá la reacción se requiere tener en mente la

solubilidad de los cuerpos, por ejemplo:

Los óxidos e hidróxidos de sodio y potasio son solubles en agua. La mayoría

de los demás óxidos e hidróxidos son insolubles en el agua. Todos los nitratos

son solubles en agua.

41

Los sulfatos son solubles en el agua, menos el sulfato de bario. Los cloruros

son solubles en el agua, menos el cloruro de plata.

Son solubles los carbonatos de sodio potasio y amonio. Los demás carbonatos

comunes son insolubles en agua.

Ejemplos de reacciones con formación de un cuerpo insoluble o precipitados.

Cuerpo soluble cuerpo insoluble cuerpo a) Cu(NO3)2(ac) + 2NaOH(ac) Cu(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac) nitrato de cobre hidróxido de sódio hidróxido nitrato de sodio

de cobre b) Na2SO4(ac) + BaCl2(ac) BaSO4(s) + 2NaCl sulfato de sódio cloruro de baro sulfato de cloruro de sodio bario

c) NaCl(ac) + Ag NO3(ac) AgCl(s) + NaNO3(ac)

cloruro de sódio nitrato de plata cloruro de nitrato de sodio

plata

d) FeSO4(ac) + 2NaOH(ac) Fe(OH)(s) + Na2SO4(ac)

sulfato de hierro(II) hidróxido de hidróxido de sulfato de sodio

sodio hierro (II)

e) FeCl3(ac) + 3NaOH(ac) Fe(OH)3(s) + 3NaCl(ac)

42

cloruro de hidróxido de hidróxido de cloruro de sodio

hierro (III) sodio hierro (III)

f) CuSO4(ac) + 2NH4OH(ac) Cu(OH)2(s) + (NH4)2 SO4 sulfato de hidróxido de hidróxido de sulfato de cobre amônio cobre (II) amônio g) CaCl2(ac) + Na2CO3(ac) CaCO3(s) + 2NaCl(ac) cloruro de carbonato de carbonato de cloruro de sodio calcio sodio calcio Este tipo de reacciones se utiliza em el análisis cualitativo para identificar la

presencia de los elementos o grupos de elementos positivos o negativos que

constituyen el cuerpo que se analiza. Las ecuaciones anteriores operativos

identificar los elementos que se indican.

La ecuación a para identificar la presencia de ion de cobre Cu++

La ecuación b para identificar la presencia del ion sulfato SO4= y también el ion

bono, Ba++

La ecuación c identifica el ión cloruro el ion plata, Ag+

La ecuación d identifica el ión hierro de valencia 2, Fe++

La ecuación e identifica el ión hierro de valencia 2, Fe++

La ecuación f identifica el ión cúprico, Cu++

La ecuación g identifica el ión calcio, Ca++

Cada reacción se escribe mediante una ecuación química balanceada.

Ejemplos:

a) El sodio reacciona con el agua fría en forma violenta

Sodio (s) + agua (l) óxido de sodio (s) + hidrógeno (g)

2Na(s) + H2O(l) Na2O(s) + H2

Oxido + agua (l) hidróxido (ac)

de sódio (s) de sódio

Na2O(s) + H2O(l) 2NaOH(ag)

O también:

43

sodio (s) + agua (l) hidróxido de + hidrógeno

sodio

2Na(s) + 2H2O(l) 2NaOH(ag) + H2(g)

b) El calcio reacciona en forma moderada

Calcio (s) + agua (l) hidróxido de (ag) + hidrógeno (g)

Calcio

Ca(s) + 2H2O(l) Ca(OH)2(ag) + H2(g)

c) El magnesio reacciona con el agua fría en forma lenta

Magnesio (s) + agua (l) hidróxido (ag) + hidrógeno (g)

de magnesio

Mg(s) + H2O(l) Mg(OH)2(ag) + H2(g)

d) Con los metales cobro, plata, oro, el agua no reacciona

e) Con algunos óxidos el agua reacciona en forma rápida, moderada, lenta

y con la mayoría de óxidos metálicos no reacciona.

Ejemplo de reacción rápida

Óxido de (s) + agua(l) hidróxido de calcio (ag)

Calcio

CaO(s) + H2O(l) Ca(OH)2(ag)

3. Reacción con los ácidos.- Los elementos metálicos más activos que el

hidrógeno (ver tabla de actividad) reaccionan con los ácidos con diferente

intensidad como: explosiva, muy rápida, rápida moderada, lenta, muy lenta y

los elementos metálicos que no reacciona con los ácidos.

Ejemplos:

a) Explosiva: sodio(s) + ácido(ag) cloruro(ag) + hidrógeno

Clorhidrico de sodio sodio

44

2Na(s) + 2HCl(ag) 2NaCl(ag) + H2

b) Rápida : magnésio (s) + ácido (ag) cloruro de (ac) hidrogeno (g)

Clorhídrico magnesio

Mg(s) + 2HCl(ag) MgCl2(ac) + H2(g) + HCl

c) Moderada: Zinc(s) + ácido(ag) cloruro de (ag) + hidrogeno (s)

clorhídrico zinc

Zn(s) + 2HCl(ag) ZnCl2(ag) + H2(g)

Los óxidos metálicos e hidróxidos reacciona con los ácidos en forma

instantánea, rápida y lenta.

Ejemplos:

a) Lenta: óxido de + ácido cloruro de + agua (l)

Cobre (II) (s) clorhídrico (ag) cobre (II) (ag)

CuO(s) + 2HCl(ag) CuCl2(ag) + H2O

b) Instantánea : hidróxido de + ácido Cloruro

Sodio (ag) clorhídrico (ag) de sódio (ag) +

NaOH(ag) + HCl (ag) NaCl(ag) + H2O

Las sales de ácidos menos fuertes o estables que el ácido clorhídrico

comerciales sulfitos, los sulfuros y los carbonatos reaccionan en forma variada

con el ácido clorhídrico, variando en intensidad como: rápida moderada y lenta.

Ejemplos:

a) Rápida Carbonato de + ácido Cloruro de + dióxido de + agua(l) Calcio (s) clorhídrico (ag) calcio (ag) carbono (g) CaCO3 (s) 2HCl(ag) CuCl2 (ag) + CO2(g) + H2O(l)

b) Moderada ácido cloruro de + ácido

Sulfuro de + clorhídrico (ag) hierro (II)(ag) sulfhídrico(g) Hierro (s) 2HCl (ag) FeCl2(ag) + H2S(g) FeS(s)

45

c) Lenta:

sulfito de + ácido cloruro de + dióxido de + água(l) sodio (s) clorhídrico (ag) sódio(ag) azufre(g) Na2CO3 (s) + 2HCl(ag) 2NaCl(ag) + SO2(g) + H2O(l)

4. Reacción como las bases.- La base más usada como reactivo para

estudiar a otros cuerpos es el hidróxido de sodio y las reacciones más

conocidas son los ácidos y con las sales para identificar a los elementos

metálicos. Las reacciones son generalmente entre soluciones y son

instantáneas, si uno de ellas es sólida la reacción es generalmente lenta.

Ejemplos: a) reacciones de neutralización

ácido + hidróxido cloruro de + agua (l)

clorhídrico(ag) de sodio (ag) sodio (ag)

HCl (ag) + NaOH(ag) NaCl(ag) + H2O NaOH

ácido + hidróxido sulfato + água(l)

sulfúrico (ag) de sódio (ag) de sodio (ag)

H2SO4(ag) + NaOH(ag) Na2SO4(ag) + 2H2O

ácido + hidróxido nitrato de + H2O

nítrico (ag) de sodio (ag) sodio (ag)

HNO3(ag) + NaOH(ag) NaNO3(ag) + H2O(l)

b) Reacciones de precipitación Sulfato de + hidróxido (ag) hidróxido (s) + sulfato Cobre (II) (ag) de sódio de cobre (II) de sódio (ag) CuSO4(ag) + 2NaOH(ag) Cu(OH)2(s) + Na2SO4(ag) sulfatode hierro (II) (ag) + hidróxido hidróxido + sulfato de sódio (ag) de hierro (II) (s) de sódio (ag)

46

c) Reacción de desplazamiento cloruro de + hidróxido de cloruro de + amoniaco (g) amonio (s) sódio (ag) sodio (ag) + agua (l) NH4Cl(s) + NaOH(ag) NaCl(ag) + NH3(g) + H2O (l)

5. Reacción de descomposición térmica.- La descomposición de los cuerpos

compuestos por acción del calor es variado, aún tratándose del mismo cuerpo

original.

Los carbonatos generalmente se descomponen en óxidos y dióxido de carbono

o temperaturas altas.

Carbonato de óxido de dióxido de

Cobre (s) cobre (s) + carbono (g)

CuCO3(s) CaO(s) + CO2(g)

PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Principio de la estabilidad de los ácidos

Los ácidos estables (punto de ebullición alto, reaccionan con las sales de

ácidos menos estables (punto de ebullición más bajo).

Ejemplos de los ácidos de mayor a menor estabilidad de uso común en los

laboratorios.

Nombre Fórmula Estado Físico Punto de ebullición

Acido sulfúrico H2SO4 Líquido 233ºC

Acido nítrico HNO3 Líquido 65ºC

Acido clorhídrico HCl Gas Menos de 0ºC

Acido sulfhídrico H2S Gas Menos de 0ºC

Acido carbónico H2CO3 Solución Se descompone al

bajar temperaturas.

47

Ejemplos de las reacciones químicas entre ácidos estables y sales de ácidos

de menor estabilidad:

A baja temperatura:

H2SO4(l) + NaCl(s) NaHSO4(s) + HCl(g)

Ácido estable acido

sulfúrico

A alta temperatura

Sal de ácido

menos estable

cloruro de sodio

Sulfato acido de

sodio

Acideo menos

estable acido

clorhídrico

H2SO4(l) + 2NaCl(s) Na2SO4(s) + 2HCl

Ácido sulfuro Cloruro de sodio Sulfato acido de

sodio

Acido clorhídrico

H2SO4(l) + NaNO3(s) NaHSO4(s) + HNO3

Ácido sulfúrico Nitrato de sodio Sulfato acido de

sodio

Acido nítrico

H2SO4(l) + NaNO3(s) Na2SO4(s) + 2HNO3

Acido sulfúrico Nitrato de sodio Sulfato neutro de

sodio

Ácido nítrico

H2SO4(ac) + FeS(s) FeSO4(ac) H2S(g)

Acido sulfúrico Sulfuro de *** Sulfato de hierro

(III)

Acido sulfhídrico

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

Acido clorhídrico Sulfuro de hierro

(II)

Cloruro de hierro

(II)

Ácido sulfhírico

H2SO4 + CaCO3(s) CaSO4(ac) + CO2(g) + H2O(l)

Ácido sulfúrico Carbonato de

calcio

Sulfato de calcio

2HNO3(ac) + CaCO3(s) Ca(NO3)2 (ac) + CO2(g) +H2O(l)

Ácido nítrico Carbonato de

calcio

Nitrato de calcio Dióxido de

carbono /acido

carbonado.

2HCl (ac) + CaCO3(s) CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(l)

Acido clorhídrico Carbonato de

calcio

Cloruro de cálcio Dióxido de

carbonato / água

Estas reacciones permiten preparar y observar las propiedades de los ácidos

menos estables principalmente y también se observan las características de

otros cuerpos reaccionantes y resultantes.

48

En las reacciones f, g y h se forma el ácido carbónico, H2CO3, el cual debido a

su baja estabilidad se descompone con facilidad en dióxido de carbono y agua.

En las ecuaciones químicas se indica el estado físico de los cuerpos

reaccionantes y resultantes escribiendo entre paréntesis las letras siguientes:

Para los sólidos (s)

Para los líquidos (l)

Para los que están en solución acuosa (ac)

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS, MÉTODO DEL TANTEO

El método de tanteo consiste en igualar el número clave de átomos de los

elementos que intervienen y resultan en una reacción química. Para igualar el

número de cada átomo basta observar el número de átomos a cada lado de la

ecuación. Si son iguales quiere decir que la ecuación química ya está

balanceada.

Ejemplos de ecuaciones químicos balanceados:

1. Combustión completa del carbono con el oxígeno del aire o en oxígeno

puro.

C(s) + O2(g) CO2(g)

(comprobación) 1C + 20 1C + 2O

2. Combustión del azufre con el oxígeno del aire o en oxígeno puro:

S(s) + O2(g) SO2(g)

(comprobación) 1 S + 2O 1S + 2O

3. Combinación del óxido de calcio con el agua

CaO(s) + H2O (l) Ca(OH)2

(comprobación) 1Ca + 2O + 2H 1Ca + 2O + 2H

4. Neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio

49

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

(comprobación) – 2H + 1Cl + 1Na 1H + 1Cl + 2Na

Al contar los átomos se utiliza el coeficiente 1 pero no se escribe delante

de las fórmulas.

Cuando la ecuación química no está balanceada se utilizan los

coeficientes que sean necesarios empezando por balancear los átomos

que están en mayor cantidad en cualquier lado de la ecuación química.

Ejemplos:

5. Combinación del óxido de sodio con el agua:

Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(ac)

(comprobación) – 1Na + 2O + 2H 2 Na + 2O + 2H

La ecuación quedo balanceada poniendo el coeficiente 2 delante del

compuesto hidróxido de sodio.

6. Combustión del magnesio en el aire o en oxígeno puro:

Mg(s) + O2(g) 2MgO (s)

Primero se escribe el coeficiente 2 delante del MgO para balancear el O

y después el mismo coeficiente delante del Mg para balancear el Mg.

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

(comprobación) -2Mg + 2O 2Mg + 2º

7. Neutralización del ácido sulfúrico con el hidróxido de potasio

H2SO4(ac) + 2KOH (ac) K2SO4(ac) + H2O

Primero se escribe el coeficiente 2 delante del KOH para balancear y

después el mismo coeficiente delante del H2O, para balancear el H y

H2SO4(ac) + 2KOH(ac) K2SO4(ac) + 2H2O(l)

(comprobación) 4H + 1S + 60 + 2K 2H + 1S + 60 + 2K

8. Combustión del fósforo con el oxígeno del aire o en oxígeno puro

P4(s) + O2(g) P2O5(s)

50

Primero se escribe el coeficiente 2 delante del P2O5 para balanceo y

después del coeficiente 5 delante del O2 para balancear el O.

P4(s) + 5 O2(g) 2 P2O5(s)

(comprobación) : 4p + 10O 4P + 10O

9. Descomposición termina del clorato de potasio

KclO3(l9 KCl(s) + O2(g)

Primero se escribe el coeficiente 3 delante del O2, después el coeficiente

2 delante del KClO3 para balancear el O y por último el coeficiente 2

delante del KCl, para balancear el K y el Cl.

2KClO3(l) 2KCl(s) + 3O2(g)

(comprobación) 2 K + 2Cl + 60 2K + 2Cl + 60

51

CAPITULO 4

BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS

Es la operación de igualar la clase y número de átomos o moles de átomos en

el primer y segundo miembros de una ecuación química, hasta encontrar la

mínima relación numérica entre los coeficientes probados.

El balanceo de las ecuaciones químicas se hace después de escribir

correctamente los símbolos y fórmulas de las sustancias reaccionantes y

resultantes.

La operación de balanceo de las ecuaciones químicas consiste en poner

coeficientes delante de los símbolos o formulas, hasta lograr la igualdad de los

dos miembros de la ecuación química. El coeficiente 1 no se escribe en las

ecuaciones químicas.

Hay varios métodos para balancear ecuaciones el de tanteo y el basado en los

estados de oxidación.

MÉTODO DEL TANTEO PARA BALANCEAR

ECUACIONES QUÍMICAS

Consiste en probar (tantear) coeficientes hasta igualar la ecuación.

El método del tanteo se realiza en diferentes formas, ya sea trabajando con

átomos y con grupos de átomos, pero en todos los casos, es conveniente tener

presente las siguientes recomendaciones antes de escribir los coeficientes.

1. Comparar el número de átomos de cada elemento presente en las

sustancias reaccionantes y resultantes. Si el número de átomos de cada

elemento es igual en ambos lados, la ecuación está balanceada.

2. Si el número de átomos de los elementos no es igual, el balanceo se

inicia con el elemento que se encuentra en una sola fórmula a cada lado

de la ecuación. Si hay dos elementos en la misma situación, se

empezará por el que tiene más átomos.

52

3. Se puede balancear ecuaciones con el coeficiente fraccionario de ½,

aunque su uso no está muy generalizado. Si se desea eliminar al

coeficiente fraccionario basta duplicar todos los coeficientes que figuran

en la ecuación química ya balanceada.

Balancear las siguientes ecuaciones químicas:

1. Combustión de un metal, de valencia 1, en el aire o en el oxígeno

2. Si el número de átomos de los elementos no es igual, el balanceo se

inicia con el elemento que se encuentra en una sola fórmula a cada lado

de la ecuación. Si hay dos elementos en la misma situación, se

empezará por el que tiene más átomos.

3. Se puede balancear ecuaciones con el coeficiente fraccionario de ½,

aunque su uso no está muy generalizado. Si se desea eliminar al

coeficiente fraccionario basta duplicar todos los coeficientes que figuran

en la ecuación química ya balanceada.

Balancear las siguientes ecuaciones químicas:

1. Combustión de un metal, de valencia 1, en el aire o en el oxígeno

Na(s) + O2(g) Na2O (s)

Sodio oxigeno óxido de sódio (I)

Se iguala al número de átomos de oxígeno poniendo 2 en el Na2O

Na(s) + O2(g) 2Na2O(s)

Se igual al sodio poniendo 4 en el Na

4Na(s) + O2(g) 2Na2O(s)

La ecuación está balanceada con 4Na y 2O a cada lado de la ecuación

Otra forma de balancear:

Na(s) + O2(g) NaO(s)

Se iguala al sodio poniendo 2 en el Na

2Na(s) + O2(g) Na2O(s)

Se iguala al oxigeno poniendo ½ em el O2

2Na(s) + ½ O2(g) Na2O(s)

La ecuación está balanceada con 2Na y 1 O a cada lado de la ecuación

53

Duplicando los coeficientes obtenidos para eliminar el coeficiente fraccionario

½, obtenemos:

2Na(s) + O2(g) 2NaO(s)

La ecuación queda balanceada con 2Na y 2º como en la forma anterior.

2. Combustión de un elemento de valencia 2, en el aire o en el oxígeno

Mg (s) + O2(g) MgO(s)

Magnesio oxigeno óxido de magnésio (II)

Se iguala el oxígeno poniendo 2 en el MgO

Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

Luego se iguala la magnesio poniendo 2 en el Mg

2Mg(s) + O2(g) 2Mg y 2º a cada lado de la ecuación.

Otra forma de balancear

Mg (s) + O2(g) MgO(s)

Se iguala el oxigeno poniendo ½ O2(g) MgO (s)

La ecuación está balanceada con 1Mg y 1º

Eliminado el coeficiente fraccionario:

2Mg(s) + O2(g) 2MgO(s)

La ecuación está balanceada con 2Mg y 2º como en la forma anterior.

3. Combustión de un elemento de valencia 2 en el aire o en el oxígeno

Al(s) + O2(g) Al2O3(s)

Aluminio oxigeno óxido de aluminio (III)

Igualamos el oxígeno poniendo 3 en el O2 y 2 en el Al2O3 para obtener 6 O a

cada lado.

Al(s) + 2O2(g) 2Al2O3(s)

Igualamos el aluminio poniendo 4 en el Al.

2Al(s) + 3 O2(g) 2 Al2O3 (s)

La ecuación queda balanceada con 4Al y 6 O a cada lado de la ecuación.

4. Combustión de un elemento de valencia 4 en el aire o en el oxígeno

C(s) + O2(g) CO2(g)

Carbono oxígeno oxido de carbono (IV)

54

Analizando la ecuación comprobamos que está balanceada con 1C y 2O a

cada lado de la ecuación.

5. Combustión de un elemento de valencia 5, en el aire o en el oxígeno.

P(s) + O2(g) P2O5(s)

Fósforo oxigeno óxido de fósforo (II)

Igualamos el oxígeno poniendo 5 en el O2 y 2 en el P2O

Obteniendo 10 O a cada lado.

P(s) + 5O2(g) 2 P2O5 (s)

Igualamos el fósforo poniendo 4 en el P

4P (s) + 5O2(g) 2 P2O5(s)

La ecuación está balanceada con 4 P y 10 O a cada lado de la ecuación.

6. Reacción de un óxido básico con el agua

CaO(s) + H2O (l) Ca(OH) (ac)

Oxido de calcio (II) agua hidróxido de calcio (II)

Con 1 Ca, 2O y 2H a cada lado de la ecuación.

7. Reacción de un óxido ácido con el agua

P2O5(s) + H2O(l) HPO3(ag)

Oxido de fosforo (V) agua ácido fosfórico (V)

Igualamos al fósforo, poniendo 2 em el HPO3

P2O5(s) + H2O(l) 2HPO3(ag)

La ecuación queda balanceada con 2P, 6O y 2H a cada lado de la ecuación

55

CAPITULO 4

DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN CUERPO COMPUESTO E

INDICAR LA VALENCIA DE LOS ELEMENTOS QUE LO FORMAN

Para determinar la fórmula de un cuerpo compuesto se hace el análisis químico

para hallar la composición centesimal y con los datos hallados se determina la

fórmula.

Ejemplo: determinar la fórmula del agua

Al hacer el análisis del agua destilada se encontró la composición centesimal

siguiente:

H = 11.17 y 0 = 88.9%

Para hallar la fórmula se procede en la forma siguiente:

1. Indicar la composición centesimal

2. Se calcula el número de moles de

átomos de hidrógeno y de oxigeno

dividiendo el porcentaje de H y de

entre sus pesos atómicos

respectivos.

3. Se divide las moles halladas entre la

menor hallada para determinar la

relación numérica entre los átomos

que forman la molécula.

4. La fórmula del agua es

H

11.1

0

88.9

10.110.1

1.11 55.5

0.16

90.88

255.5

10.11 1

55.5

55.5

H2O

56

Valencia de los elementos que forman el agua. Como el hidrógeno se toma

como unidad de valencia, las valencias serán:

H = 1 , O = 2

Ejemplo: hallar la fórmula del carbonato de calcio:

La composición hallada es: Ca = 40%, S = 12% , O = 48%

Siguiendo el procedimiento indicado

Ca C O

1. …………………………… 40.0 12.0 16

2. …………………………… 00.140

0.40

0.12

0.12 10 0.3

0.16

0.48

3. ……………………………. 10.1

0.1 1

0.1

0.1 1

0.1

0.1

4. ……………………………... CaCO3

Teniendo en cuenta los estados de oxidación de los elementos que forman el

carbonato de calcio las valencias son:

Ca = 2 ; C = 4, 0 = 2 (estados de oxidación:

(Ca = 2+, C= 4+, 0 = 2- )

57

SÍMBOLOS Y FÓRMULAS - VALENCIAS

Símbolos de los elementos.- son las representaciones escritos de los átomos

de los elementos químicos. Los símbolos de los elementos constan de UNA o

DOS letras.

Ejemplos de los símbolos de los elementos más comunes

Hidrógeno : H Aluminio : Al Hierro : Fe

Oxígeno : O Carbono : C Zinc : Zn

Sodio : Na Nitrógeno : N Plata : Ag

Potasio : K Fósforo : P Cobre : Cu

Calcio : Ca Azufre : S Oro : Au

Magnesio : Mg Cloro : Cl Neón : Nc

Fórmulas de los elementos y compuestos. Son las representaciones escritos de

las moléculas de los átomos del mismo elementos químicos o de los

compuestos de dos más elementos diferentes.

58

Ejemplos de fórmulas de elementos más comunes

Hidrógeno : H2 Cloro : Cl2

Oxígeno : O2 Nitrógeno : N2

Neón : Ne Fósforo : P4

Sodio : Na

Calcio : Ca

Ejemplos de compuestos :

Agua (óxido de hidrógeno) : H2O Acido clorhídrico : HCl

Oxido de sodio : Na2O Acido sulfúrico : H2SO4

Oxido de hierro (II) : FeO Acido nítrico : HNO3

Oxido de hierro (III) : Fe2O3 Acido Carbonico : H2CO3

Hidróxido de sodio : NaOH Cloruro de sodio : NaCl

Hidróxido de calcio : Ca(OH)2 Sulfato de cobre : CuSO4

Hidróxido de aluminio : Al(OH)3 Nitrato de potasio : KNO3

Carbonato de calcio: CaCO3

Las moléculas formadas por más de un átomo resultan de la unión de átomos

por medio de los electrones de valencia situados en la parte externa de los

59

átomos. Una representación gráfica de la valencia de cada átomo es la linea

que une uno a los átomos por covalencia. Ejemplos:

Hidrógeno Agua : H2O H Oido de aluminio: Al2O3 O H2 H

Los átomos unidos por electrovalencia se representan gráficamente por iones

Eje.: Na+Cl- ClNa CaO : OCa

Observando las representaciones gráficas se comprueba la valencia de los

elementos.

El número máximo de VALENCIA es 7, ningún elemento se une a otro

mediante una valencia mayor de 7.

xx

xx xx

x

60

VALENCIA DE LOS ELEMENTOS ELECTROVALENCIA

Y COVALENCIA. VALENCIA DE RADICALES DE DOS O MÁS ÁTOMOS

De acuerdo a la teoría electrónica de la materia es el número de electrones que

los átomos ceden, ganan o comparten al unirse a otro átomo hasta adquirir

configuración estable que corresponde a la de un gas noble. El número máximo

de valencia es 7.

ELECTROVALENCIA: Es el número de electrones que un átomo ceda o pierde

al unirse con otro átomo para formar un compuesto iónico, el cual tiene la

propiedad de conducir la electricidad.

Ejemplo: el átomo de sodio cede un electrón al átomo de claro para formar el

cloruro de sodio. El átomo de sodio neutro al ceder el electrón periférico

adquiere carga positiva y se le denomina ion desoído. El átomo de cloro al

ganar o recibir el electrón con su capa periférica adquiere carga negativa y se

le denomina ion de cloro. Por tener cargas opuestos el ión de sodio y el de

cloro se atraen formando el compuesto cloruro de sodio mediante la valencia

+1 del sodio y -1 del cloruro. Veamos la representación gráfica. La

configuración del ión de sodio es del neón y la del cloro la del origen.

Átomo de sodio

Atomo neutro: Naº 2 8 1 Atomo de cloro Clº 2 8 7

Ión sodio : Na+ 2 8 -1c Cl- 2 8 8

Valencia del ion sodio +1 Na+ Cl- valencia del ión cloro -1

61

Na+Cl-

Compuesto

Cloruro de sodio

Para el caso del calcio con el cloro

Caº 2 8 8 2 2 e 2 Clº 2 8 7

Ca++ 2 8 2 e Cl- 2 8 8

Ca++ 2Cle-

Ca++ Cl2

Generalmente los elementos metálicos al combinarse ceden electrones

formando iones electropositivos y los elementos no metálicos reciben

electrones adquiriendo carga negativa y dichas cargas son las valencias que

los permiten combinarse.

CONVALENCIA: Es el número de electrones que un átomo comparte con otro

átomo igual o diferente para formar moléculas de cuerpos simples o

compuestos. En ambos casos el compartimiento permite adquirir la

configuración estable de gas noble.

Ejemplo: dos átomos de hidrógeno se unen por compartimiento de sus

electrones periféricos para formar una molécula de hidrógeno. Al

compartimiento de electrones se denomina par o doblete electrónico.

par o doblete electrónico

Atomo de H Atomo de H Molécula de hidrógeno

H 0 H 0 H H

H2

Ejemplo:

Dos átomos de hidrógeno, H1 se unen para formar una molécula de hidrogeno.

1+ 1+ 1+ 1+

62

Ejemplo: dos átomos de hidrógeno, se unen a un átomo de oxígeno para

formar una molécula de agua, H2O. Este compuesto es una conduce la

electricidad pues no está formado por iones.

1+

8+ 80

1+

1+

8+ 80

1+

63

VALENCIA DE LOS RADICALES DE DOS O MÁS ATOMOS

Estos radicales presentan átomos unidos por covalencia y por electrovalencia.

Ejemplo: la molécula del hidrógeno de sodio NaOH

enlace electrovalente y covalente Na+ O-H

El sodio cede un electrón al oxígeno y el hidrógeno comparte un electrón con el

oxigeno O. El ion sodio es Na+ y el ión hidróxido en OH-

64

ESTADOS O NÚMEROS DE OXIDACIÓN

DE LOS ATOMOS

El estado o número de oxidación de un átomo, en un compuesto, es el número

de electrones que ese átomo tiene en exceso o en defecto con respecto a los

que posee cuando no está combinado.

De acuerdo a la definición los átomos libros, al estado atómico o molecular, de

cualquier elemento tienen estado de oxidación cero.

El estado de oxidación del hidrógeno es el excepto en los hidruros metálicos

como el hidruro de sodio, NaH donde es -1 y del oxigeno es -2, excepto en los

peróxidos como el agua oxigenada, HCl2 donde es -1.

Los números de oxidación se escriben en la parte superior de los símbolos de

los átomos. En los compuestos electrovalentes son positivos cuando el

elemento cede electrones y negativos cuando gana. En los compuestos

covalentes se considera que cada electrones el elemento menos negativo y

que los recibe el más negativo.

En todo tipo de compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación es

cero.

Ejemplos:

1. Elementos al estado atómico o molecular, número de oxidación

º º º º º º º º H , H2 S , S6 , P , P4 , Cu, Al

2. Óxidos: Suma algebraica de los números de oxidación

Básicos : Na2O

H2O CaO

H2O Al2O3 2(+1) + 1(-2)= (-2)+ (-2) = 0

HCl 1(+1) + 1(-1) = (+1) + (-1) = 0

+1 -2

+1-1

65

b) Acidos - CO2, SO2 – P2O5

c) neutros – H2O – CO

Na Cl 1(+1) + 1(-1) = (+1) +(-1) = 0

CaCl2 1(+2) + 2(-1) = (+2) +(-2) = 0

MgO 1(+2) + 1(-2) = (+2) +(-2) = 0

CO2 1(+4) + 2(-2) = (+4) +(-4) = 0

NH3 1(+3) + 3(+1) = (-3) +(+3) = 0

Hidróxidos = NaOH – Ca(OH)2

HNO3 1(+1) + 1(+5) + 3(-2) = (+1)+(+5)+(-6) = 0

H2SO4 2(+1) +1(+6)+4(-2) = (+2)+(+6)+(-8) = 0

NaOH 1(+1)+1(-2) +1(+1) = (+2)+(-2) = 0

HCl – H2S

Ca(OH)2 HNO3 – H2SO4 1(+2)+2(-2) +2(+1) = (+2)+(-

4)+2(+1)=0

Ca CO3 1(+2)+1(+4)+3(-2) = (+2)+(+4)+(-6)=0

KClO4 NaCl – KI 1(+1)+1)+7)+4(-2) = (+1)+(+7)+(-8)=

0

d) Oxácidos

Pb(NO3)2 = (+8)+(-8) = 0

+1 -1

+2 -2

+2 -2

+4 -2

-3 +1

+1+5-2

+1+6-2

+1-2+1

+2 -2+1

+2 +4-2

Acidos

b) Hidracidos

c) Oxacidos

Sales

a) Hidracidos

+1 +7-2

66

KNO3 2(+1)+2(+6)+7(-2) = (+2)+(+12)+(-14) = 0

K2Cr2O7 = (+14)+(-14) = 0

Compuestos cuaternarios

KHCO3 1(+1)+1(+1)+1(+4)+3(-2) = (+1)+(+1)+(+4)+(-6)=

= (+6)+(-6)=0

67

SUSTANCIAS CON DIFERENTES TIPOS DE ENLACE ENTRE SUS

ATOMOS: IONICOS – COVALENTES – COORDINADOS

Nombre Fórmula Representación según Lewis

Hidróxido de sodio NaOH

HONa

Cloruro de amonio NH4Cl

Cl

H

HNH

H

Acido clorhídrico HCl (H2O)

Cl

H

HOH

Ozono

O3

O

O O

Agua oxigenada

H2O2

O O

Acido clorito (I) o

Acido hipocloroso

HClO

H O Cl

Acido clorito (III) o

Acido cloroso

HClO2

O

H O Cl

68

Acido clórico (V) o

Acido clorico HClO3

H O Cl

O

Acido clórico (VII)

Acido perclórico

HClO4

O

H O Cl O

O

Acido sulfúrico (VI)

H2SO4

O

O S O

O

Acido nítrico (V)

HNO3

H O N O

O

Oxido de ontrógeno (I)

Oxido nitroso

N2O

N N O

Oxido de nitrógeno (II)

u óxido nítrico

NO

N O

69

Oxido de nitrógeno (III)

Trióxido de nitrógeno

O O O

N N

Oxido de nitrógeno (IV)

o dióxido de nitrógeno

O

N O

Oxido de nitrógeno (V)

O pentoxido de nitrógeno

O O O

N N

O O

70

NÚMEROS O ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOS

El número o estado de oxidación de un elemento es un concepto establecido

para facilitar la comprensión de la forma en que se unen los átomos para dar

origen a las moléculas. Permite interpretar la valencia de los elementos en una

fórmula determinada, la separación de los átomos de las moléculas para

originar los iones, su constitución y carga positiva o negativa.

Los números de oxidación también se usan para balancear ecuaciones

químicas de oxido-reducción.

Los números de oxidación se complementan con los valores de la valencia de

los elementos químicos aunque aparentemente se prestan a confusión. Existe

un conjunto de reglas para manejar ambos conceptos.

1. El número o estado de oxidación de los elementos iguales que forman

una molécula es 0 (cero), ejemplo.

En la molécula de hidrógeno H2 la covalencia del hidrógeno H-H es 1 y

el número de oxidación es 0. Lo mismo ocurre con el cloro, Cl2 (Cl-Cl).

En el caso del oxígeno O2, la covalencia es 2 (0=0)

2. Al estado atómico el número de oxidación es 0, ejemplo el sodio, Naº,

potasio, Kº, cobre, Cu0, aluminio, Alº, cloro Clº, el número de oxidación

es 0 y se indica en la parte superior del símbolo del elemento.

3. En las cadenas de átomos iguales el número de oxidación entre los

-3+1 -2+1 -3+1

átomos es 0 ejem. CH2 – CH2 – CH3

4. El número de oxidación del hidrógeno generalmente es -1 como en el

agua H2O, aunque el algunos como es -1 como en el hidruro de sodio

Na H

-3+1

-1 -1

-2

71

5. Los elementos metálicos son de números positivos y los no metales

negativos a una fue también actúan como positivo.

Ejemplos Na+Cl-1 PCl3

6. El número de oxidación del oxígeno es generalmente -2, y solo en

ciertos casos es -1, ejemplo en el agua el oxígeno es -2, H2O y en el

agua oxigenada. H2O2 el número de oxidación es -1, H – O En este

caso se aprecia que la valencia del oxígeno es -2 y el número de

oxidación es -1.

7. En todas las fórmulas de los cuerpos compuestos la suma algebraica de

los números de oxidación es 0.

8. En los compuestos que contienen oxígeno se toma a este elemento

como base del total de números de oxidación negativos y los elementos

que lo acompañan totalizan los números de oxidación positivos.

Ejemplos:

Agua : H2O suma algebraica de (+2)+(-2) = 0

los numeros Tablodi oxidación Acido clorhídrico: HCl = (+1) + (-1) = 0

Acido nítrico : H N O = (+1) + (+5) + (-6) = 0

Acido sulfúrico : H2SO4 = (+2)(16) + (-8) = 0

Carbonato de calcio : Ca CO3 = (+2)+(+4)+(-6) = 0

Permanganato de

Potasio o manganato VII de KMnO4 = (+1) + (+7) + (-8) = 0

Potasio (I)

+3 -1

+1 -1

H-1

– O-1

+1 -2

+1 -1

+1 +5 -2

+1 +6 -2

+7 +4 -2

+1 +7 -2

72

Dicromato de potasio o dicromato K2Cr2O7

(V) de potasio (I) (+2)+(+12)+(-14) = 0

Cuando se desea identificar el número de oxidación de un elemento en un

compuesto se calcula el total de números de oxidación negativos y con este

dato se determina el número de oxidación positivo de los elementos que

acompañan al oxígeno.

Ejemplos:

Determinar el número de oxidación el azufre en los compuestos siguientes:

2

2SO _________total negativos 4 el S sea +4 : 2

4

OS

2

3SO _________ total negativos 6 el S sea +6 : 2

3

6

OS

32 SOH ________ total negativos 6 el S sea +4 : (6-2) HSO3

322 OSH _______ total negativos 6 el S sea +2 : (6-2 = 22

4)

H2S2O3

Otros compuestos del azufre

H2S ______-el número de oxidación es -2 ; H2S

Aplicación de los números de oxidación para hallar la carga de los iones que

forman un compuesto iónico:

+2 +6-2

Ejemplo: Cu SO4 iones que lo formen 4

)26(

4

26

4

2

SOSOSOyCu

251

3HNO iones que lo formen 3

)2565(

3

25

3

1 NONONOyH

+1 +6 -2

+1 2 +1 -2

73

ESCRITURA DE FÓRMULAS DE CUERPOS COMPUESTOS

CONOCIENDO LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS

METÁLICOS, NO METÁLICOS Y RADICALES

Valencias de elementos metálicos y

radicales positivos.

Valencias de elementos no

metálicos y radicales negativos.

Valencias

1 Hidrógeno : H+

1 Sodio : Na+

1 Potasio : K+

1 Amonio : NH4+

1 Plata : Hg+

2 Magnesio : Mg++

2 Cobre : Cu++

2 Hierro : Fé++

2 Zinc : Zn++

3 Aluminio : Al+++

Valencias de elementos no metálicos

y radicales negativos

1 cloro: Cl, cloruro : Cl-

1 hidrógeno : OH-

1 nitrato : NO 3

2 sulfato : SO 4

2 carbonato : CO 3

2 sulfuro : S , azufre:S

3 fósforo : P , fosfato : PO 4

4 carbono : C, azufre : S

5 fósforo : P, cloro : Cl

6 azufre : S

PROCEDIMIENTO PARA ESCRIBIR LA FÓRMULA DE UN CUERPO

COMPUESTO

2. Se escribe el nombre del cuerpo o radical positivo

3. Se escribe el elemento o radical positivo metálico al lado izquierdo y el

elemento o radical negativo al lado derecho.

4. En la parte superior de cada elemento o radical se escribe la valencia

5. Se pone la valencia del elemento o radical positivo como subíndice del

elemento o radical negativo y la valencia del elemento negativo como

subíndice del elemento positivo.

6. Si los subíndices son el número 1 se eliminan las valencias y los

subíndices 1.

74

7. Si los subíndices solo se simplifican

8. Se escribe la fórmula

9. Si alguno de los subíndices corresponde a un radical constituido por dos

o más elementos se usa un paréntesis.

Ejemplos:

1. Escribir la fórmula del agua (óxido de hidrógeno). Siguiendo el

procedimiento indicado:

H O

H O

H2 O1

La fórmula del agua es: H2O

2. Escribir la fórmula del oxido de hierro (II)

Fe

Fe O

Fe2O2

FeO

La fórmula del óxido de hierro (II) es FeO

3. Escribir la fórmula del óxido de hierro (III)

FeO

FeO

Fe2O3

La fórmula del óxido de hierro (III) es Fe2O3

4. Fórmula del hidróxido de sodio

NaOH

NaOH

Na1OH1

NaOH

La fórmula del hidroxido de sodio es NaOH

Simplificando las etapas del procedimiento

1 1

2 -2

3 2

1 1

75

5. Fórmula del hidróxido de calcio

Ca OH

Ca (OH)2

6. Fórmula del hidróxido de aluminio : Al(OH)3

7. Fórmula del nitrato de calcio : Ca NO3

Ca(NO3)2

8. Fórmula del sulfato de cobre (II) : Cu2SO42

CuSO4

9. Fórmula del fosfato de calcio : 4NOCa

343 )(POCa

10. Fórmula del óxido de azufre (IV) : SO

S O4

SO2

2

2

2 2

2 3

4 2

76

FUNCIONES QUÍMICAS GRUPOS FUNCIONALES, FÓRMULAS Y

NOMENCLATURA

Función Oxido: Comprende a los cuerpos compuestos binarios (2 clases de

elementos) que tienen propiedades similares por contener en sus moléculas el

grupo funcional o = denominado oxido, de valencia -2.

Los óxidos son de tres clases: óxidos básicos, óxidos ácidos y óxidos neutros

por su reacción con el agua y ácidos.

Oxidos básicos: están constituidos por un metal y oxígeno (M y O)

Fórmula general M-O. Ejemplos CaO – óxido de calcio

Nomenclatura tradicional de los óxidos básicos

1 Si el metal solo tiene una valencia se les dá nombre con la palabra óxido

de la prepga de seguido, del nombre del metal.

Ejemplo: el magnesio Mg tiene solo valencia +2 el aluminio del metal y el

zinc, Zno-oxido de zinc. En cada fórmula se observa que la valencia

positiva total del metal está equilibrada con la valencia negativa total del

oxígeno valencia del atomo

MgO Al2O3 ZnO

Valencia total +2y-2 6 – 6 2 – 2

2 Si el metal tiene dos valencias se les da nombre con la palabra oxido

seguido del nombre del metal seguido del sufijo oso cuando el metal

actúa con la menor valencia y seguido del sufijo ico cuando el metal

actúa con su mayor valencia.

Ejemplos: el hierro Fe puede actuar con valencia 2 y 3

FeO – su nombre es óxido ferroso (valencia del F+2 y el O-2)

Fe2O3 – su nombre es óxido férrico (relación total del Fe+6 y valencia

total del 0-6)

El cobre (Cuprum) puede actuar con valencia 1 y 2

77

Cu2O – óxido cuproso (valencia total del Cu+2 y del O -2)

CuO – oxido cúprico (valencia total del Cu+2 y del O-2)

Nomenclatura moderna de la unión internacional de química pura y aplicado o

International Union Pure and Applied Chemistry (IUPAC) según este sistema se

da nombre a los oxidos básicos utilizando los prefijos griegos mono, di, tri,

tetra, penta, hexa, hepta, octo, nono, deca para indicar el número de átomos de

acida uno de los elementos que forman la molécula.

Para los ejemplos anteriores los nombres son

MgO – Oxido de magnesio, en este caso no se usa el prefijo mono

Al2O3 – trióxido de dialuminio

ZnO – óxido de aluminio, no se usa el prefijo mono

FeO – oxido de hierro, no se usa el prefijo mono

Fe2O3 – trióxido de dihierro

Cu2O – óxido de dicobre

CuO – oxido de cobre

Otro ejemplos Fe3O4 – tetraóxido de trihierro

Nomenclatura Stock.- Según este sistema se da nombre a los óxidos básicos

mencionando la palabra oxido seguido el nombre del metal y la valencia o

estado de oxidación del metal, entre paréntesis y usando números mano

Para los ejemplos anteriores los nombres son:

MgO – oxido de magnesio (II)

Al2O3 – óxido de aluminio (III)

ZnO – óxido de zinc (II)

FeO – óxido de hierro (II)

Fe2O3 – óxido de hierro (III)

Cu2O – óxido de cobre (I)

CuO – óxido de cobre (II)

Fe3O4 - óxido de hierro (II, III, III)

78

Óxidos Ácidos

Nomenclatura Stock.- Se anuncie la palabra ácido seguida del nombre del

elemento No Metálico terminado en ico y luego se indica la valencia a estado

de oxidación del elemento No Metálico, con números romanos y entre

paréntesis.

Ejemplos:

HNO2 – ácido nítrico (III)

HNO3 – ácido nítrico (V)

HClO – ácido clorito (I)

HClO2 – ácido clórico (III)

HClO3 – ácido clórico (V)

HClO4 – ácido clórico (VII)

Otros ejemplos:

H2SO3 – ácido sulfúrico (IV)

H2SO4 – ácido sulfúrico (VI)

H2CrO4 – ácido crómico (VI)

H2Cr2O4 – ácido dicrómico (VII)

HMnO4 – ácido mangánico (VIII)

Las moléculas de los ácidos oxácidos al disolverse en el agua se separan en

iones de hidrógeno positivos H+ iones o radicales negativos. Los radicales

negativos tienen nombres según el ácido de donde provienen, si el nombre del

ácido termina en OSO el radical debe terminar en ITO y si el ácido termina en

ICO el radical termina en ATO.

Ejemplos:

Formula Nombre del ácido Separación en iones Nombre del radical

HNO2 - acido nitroso ; HNO2 H+ + NO-2 ; NO-

g – nitrito

HNO2 – ácido nitrido ; HNO3 H+ + NO-3 ; NO3 – nitrato

H2SO3 – ácido sulfúrico ; H2SO3 2H+ + SO=3 ; SO=

3 – sulfato

79

H2SO4 – ácido sulfúrico : H2SO4 2H+ + SO=4 ; SO4

= - sulfato

Fórmula Nombre del ácido; separación anión, nombre del radical

HClO ácido hipoalongo ; HClO H+ + ClO- ; ClO – hipoclorito

HClO2 ácido cloroso ; HClO2 H+ + HClO2 ; ClO2 – clorito

HClO3 ácido clórico ; HClO3 H+ + ClO3 ; ClO-3 – clorato

HClO3 ácido foclorico, HClO4 H+ + ClO4 ; ClO-4 – perdoclarto

H2CO3 – acido carbonico ; H2SO4 2H+ + CO=3 ; CO3 - carbonato

El agua se separan en un hidrogeno positivo M+ y iones a radicales negativos

R-. Los radicales tienen nombres de acuerdo al nombre del ácido, cambiando la

terminación hídrico del acido por URO.

Ejemplo

Fórmula – Nombre del ácido – separación en iones nombre del R

HF – acido fluorhidrico HF H+ + F- - F- Fluoruro

HCl – acido clorhidrico HCl H+ Cl- - Cl- cloruro

HRV – ácido bronhidrico HBr H+ + Br- - Br- bromuro

H S – acido sulfrihico H2S 2H+ + S -S = sulfuro

80

FUNCIÓN SAL

Comprende a los cuerpos binarios, ternarios a cuaternarios (2, 3 ó 4 clases de

elementos) sustituidos por un elemento metálico y un radical negativo.

Las sales son de dos clases: sales haloideos y sales oxisales

SALES HALOIDEAS

Son los cuerpos constituidos por un elemento metálico o radical positivo y un

elemento o radical negativo que se encuentra ubicado en los grupos VI y VII de

la Tabla Periódica de los elementos (Azufre S; Selenio, Se, Flúor, F; Cloro, Cl,

Bromo, Br y Yodo I). En los sales haloideas ele elemento no metálico actúa con

su valencia mínima.

Fórmula general: M- NoM. Ejemplo NaCl – Cloruro de sodio

rR – N M Ejemplo NH4Cl – cloruro de amonio

Nomenclatura tradicional de las sales haloideas

3. Si el metal tiene 1 valencia se les da nombre enunciando el nombre del

elemento No Metálico haciéndolo terminar en uro seguido del nombre

del metal. Ejemplos:

KF – fluoruro de potasio

NaCl – cloruro de sodio

KBr – bromuro de potasio

KI – yoduro de potasio

Na2S – sulfuro de sodio

4. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del elemento no

metálico terminado en uro seguido del nombre del metal terminado en

uso o en ico según actúe con su menor o mayor valencia. Ejemplos:

FeCl2 – Cloruro ferroso

FeCl3 – cloruro férrico

81

En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal está

equilibrada con la valencia negativa total del elemento no metálico.

+1-1 +1-1 +1-1 +1-1 +1-2 +2 -1 +2-1

Valencia KF NaCl KB1 KI Na,S FeCl2 FeCl2

Parciales

Valencias H4-1 +1 y 1 +1 y -1 +1 y -1 +2 -2 +2 y-2 +3 y-3

Totales

Nomenclatura moderna IUPAC.- Es simular a la nomenclatura tradicional

cuando los elementos actúan con valencia 1. Cuando el elemento No Metálico

tiene valencia 2 o. Cuando el metal actúa con 2 o más valencias si es de uso

común. Ejemplos:

Na2S – disulfuro de sodio

FeCl2 – bicloruro de hierro

FeCl3 – tricloruro de hierro

Nomenclatura stock.- Es de uso común cuando el metal tiene 2 valencias.

Ejemplos:

FeCl2 – cloruro de hierro (II)

FeCl3 – cloruro de hierro (III)

82

SALES OXISALES

Son los compuestos constituidos por un elemento o radical positivo y un radical

negativo que contiene un elemento No Metálico, generalmente y oxígeno.

Fórmula general : a) M-NoM-O b) M-M-O R-NMO

Ejemplos: a) CuSO4 – Sulfato cúprico

Sulfatable cobre (II)

b) KMnO4 – Sulfanato de potasio

manganato (VII) de potasio)

c) (NH4)2 SO4 – sulfato de omnio

Nomenclatura tradicional de las sales oxisales

4. Si el metal tiene 1 valencia se enuncia el nombre del radical negativo

seguido de la preparación de y el nombre del elemento o radical positivo.

Ejemplos:

5. Na2 SO4 – sulfato de sodio

6. K NO3 – nitrato de potasio

7. NaSO3 – sulfato de sodio

8. N4NO2 – nitrito de potasio

Cuando el nombre del ácido termina en OSO, el radical que contiene se

hace terminar en ITO cuando forma parte de la sal oxisal y cuando termina

en ICO ambia a ATO en la sal oxisal.

Acido nitroso HNO2 – radical nitrito NO-2

Acido nitroso HNO3 – radical nitrato NO3

Acido sulfuroso – H2SO3 – radical sulfito = SO=3

Acido sulfúrico – H2SO4 – radical sulfato – SO=4

5. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del radical negativo

seguido de la proposición de y el nombre del metal terminado en OSO si

actúa con su menor valencia y en ICO si actúa con su mayor valencia.

Ejemplos: FeSO4 – sulfato ferroso

Fe2(SO4)3 – sulfato férrico

83

6. Si el elemento No Metálico que forma parte del radical negativo tiene

más de 2 valencias se usan los prefijos que indican la mínima, la menor,

la mayor y la máximo de sus valencias y las terminaciones ITO y ATO

para el elemento no metálico.

Ejemplos:

NaClO – hipoclorito de sodio

NaClO2 – clorito de sodio

NaClO3 – clorato de sodio

NaClO4 – perclorato de sodio

En cada fórmula se observa que la valencia o estado de oxidación

positiva total del metal del elemento no metálico está equilibrado con la

valencia o estado de oxidación total negativa del oxígeno.

Valencias parciales +2 +6-2 +1+7-2 +1+3-2 +1+5-2 +1+4-2 +1+6-2 CuSO4 KMnO4 NaNO2 KNO3 Na2SO3 Na2SO4

Valencias totales +8 y -8 +8 y -8 +4 y -4 +6y-6 +6 y-6 +8 y -8

+1+1-2 +1+3-2 +1+5-3 +1+7-2

Valencias parciales +2+6-2 +3 +6-2 Na ClO NaClO2 NaClO NaClO4

Fe SO4 Fe2(SO4)3 +2 y-2 +4y-4 +6y-6 +8 y-8

Valencias totales +8y-8 +24y-24

Nomenclatura moderna IUPC.- No es común su uso para esta función química.

Nomenclatura Stock.- Es de gracia utilidad para esta función química. Su

nombre la sal enunciando el nombre del radical negativo terminado en ATO

seguido del estado de oxidación del elemento No Metálico del radical, escrito

entre paréntesis, con números romanos. Por último el nombre del elemento

metálico, indicando también su estado de oxidación, en números romanos.

84

Cuando el metal solo tiene más valencia, no es necesario indicar su estado de

oxidación. Ejemplo:

CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II)

KMNO4 – manganato (VII) de potasio

NaNO2 – nitrato (III) de sódio (I)

KNO3 – nitrato (V) de potasio (I)

Na2SO3 – sulfato (IV) de sodio (I)

Na2SO4 – sulfato (VI) de sódio (I)

FeSO4 – sulfato (VI) de hierro (II)

Fe2(SO4)3 – sulfato (VI) de hierro (III)

NaClO – clorato (I) de sódio (I)

NaClO2 – clorato (III) de sódio (I)

NaClO3 – clorato (V) de sódio (I)

NaClO4 – clorato (VII9 de sodio (I)

Otros compuestos inorgánicos considerados a nivel básico de la química.

Nomenclaturas más comunes usadas.

Hidruros.- Son los compuestos binarios (2 clases de elementos) que contienen

hidrógeno el que actúa con estado de oxidación – 1 siendo el otro elemento en

metal o un elemento no metálico.

Hidruros metálicos.- Son los compuestos constituidos por un elemento metálico

y el hidrógeno.

Fórmula general: M-H y ejemplo: NaH – hidruro de sodio

Nomenclatura.- El método tradicional en el que comúnmente se usa.

Ejemplos:

KH – hidruro de potasio

MgH2 – hidruro de magnesio

CaH2 – hidruro de calcio

85

En las fórmulas se puede apreciar que los estados de oxidación positivos total

es están equilibrados con los estados de oxidación totales negativos estados

de oxidación.

Parciales +1 -1 +2 -1 +2 -1

K H Mg H2 CaH2 Estados de oxidación +1 y-1 +2 y -2 +2 y -2 Totales

Hidruros no metálicos: son los compuestos constituidos por un elemento no

metálico y e hidrógeno las fórmulas se escriben teniendo en cuenta la

electronegatividad de cada elemento.

Fórmula general NO M-H. Ejemplo PH3 – hidruro de fósforo

Nomenclatura.- Se emplea el método tradicional

AS H3 – hidruro de arsénico

Si H4 – hidruro de silício

BH3 – hidruro de boro

En cada fórmula se puede comprobar el equilibrio entre los estados de

oxidación totales positivos y negativos.

+3 -1 +1-1 +2 -1 estados de oxidación AS H3 SiH4 BH3 parciales estados de oxidación +3 y -3 +4 y-1 +3 y -3 totales

86

COMPUESTOS ENTRE ELEMENTOS NO METÁLICOS QUE NO

CONTIENEN HIDRÓGENO NOMENCLATURA MÁS COMÚN

Los compuestos binarios (2 clases de elementos) sin hidrógeno se forman al

unirse dos elementos de diferente electronegatividad. Las fórmulas se escriben

colocando a la izquierda el elemento de menor electronegatividad y a la

derecha el de mayor electronegatividad.

Se les da nombre haciendo terminar en URO al elemento más electronegativo

(estado de oxidación) seguido de la preparación DE y luego el nombre del

elemento menos electronegativo (estado de oxidación -), usan los prefijos

(NoM) – (N-0 M). Ejemplo PCl3 – tricloruro de fosfiro

Otros ejemplos: PCl5 – pentacloruro de fósforo

CCl4 – tetracloruro de carbono

SCl2 – dialcluror de azufre

H3N – nitrouro de hidrogeno o amoniaco

Los estados de oxidación totales positivos y negativos están equilibrados en

cada fórmula.

+5-1 +4-1 +2-1 +1-3 estado de oxidación PCl5 CCl4 SCl2 H3N parciales estado de oxidación +5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3 Totales

SALES OXISALES ACIDAS

NaHSO4 – sulfato ácido de sodio

+1+1+1-2

NaHSO4

+8 y -8

SALES BASICAS Zn (OH) Cl cloruro básico de zinc

+1+3+2

SALES OXISALES DOBLES KAl (SO4)2 - sulfato doble de aluminio y

Potasio.

87

NOMENCLATURA DE CUERPOS CRISTAIZADOS : ANHIDROS E

HIDRATADOS.

Na2CO3 – carbonato de sodio anhidro

Na2CO3 .10H2O – carbonato (IV) de sodio decahidratado

(sal de sódio)

CaSO4 – sulfato (VI) de cálcio anhidro

CaSO4 .2H2O – sulfato de cálcio dihidratado (yeso natural)

CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) anhidro

CuSO4 . 5H2O – sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratado

REGLAS PRÁCTICAS PARA ESCRIBIR FÓRMULAS DE COMPUESTOS

INORGÁNICOS

Escribir la fórmula del óxido de aluminio

1era regla.- el nombre nos indica que se trata de un compuesto binario.

Un metal de valencia.

2da regla.- toda fórmula tiene una parte positiva (estado de oxidación) y

otra negativa (estado de oxidación). El radical positivo se escribe al

extremo izquierdo y el radical negativo al lado derecho. El radical

negativo puede conocer elementos con estado de oxidación positivo.

Representación grafica

+3 -2 Aplicando la regla: Al O

3era. Regla.- En toda fórmula el estado de oxidación positivo total está

equilibrado con el estado de oxidación total negativo. También se

expresa esta regla admitiendo que la suma algebraica de los estados de

oxidación totales pontion y negativos es 0(cero).

+3 -2 Aplicando esta regla : Al2O3 Estado de oxidación totales +6 y-6

4ta regla.- La fórmula se escribe sin incluir los estados de oxidación aplicando esta regla de fórmula del oxido de aluminio es

+

+ H – Metales y

Amonio +

No metales y radicales

negativo -

88

Al2O3

Escribir la fórmula del dióxido de carbono u óxido de carbono (IV)

1era regla : E compuesto es un compuesto binario de carbono

con valencia 4 y el oxígeno de valencia 2.

+4 -2 2da regla : C O +4 -2 3era regla : C O2 +4 y-4 4ta regla : CO2

Escribir la fórmula del hidróxido de calcio

1era regla : el cuerpo es un compuesto ternario C2H y O que

contiene calcio en valoración y el radical OH- con

valencia -1

+2 -2+1 2da regla : Ca OH +2 -2+1 +2 3era regla : Ca(OH)2 a también Ca (OH)-1

2 +4 y-4 +2 y-2 4ta regla : Ca(OH)2

Escribir la fórmula del ácido sulfúrico (VI). Cuando no se conoce el

radical negativo del ácido sulfúrico 1era regla… Por el nombre se

identifica que debe contener H+1 , S con estado de oxidación +6

(terminación ICO y oxígeno con valencia -2

+1 +6 -2 2da regla : H S O

+1 +6-2 3era regla: H2 S O4 +2+6 y-8

89

+8 y-8 4ta regla : H2 SO4

Cuando se conoce que el radical negativo es SO=4 se procede a igualar

las cargas positivos y negativos.

+1

H SO 4

+1

H2 SO 4

+2 y-2

Formula: H2SO4

Escribir la fórmula del nitrato (V) de potasio cuando no se conoce el

radical nitrato.

1era regla.- El nombre corresponde a una saloxisal que contiene potasio

K+1, nitrógeno de estado de oxidación +5 por la terminación ATO y el

oxigeno de valencia – 2.

+1+5-2 2da regla : K N O +1+5-2 3era regla : K NO3 +6 y-6 4ta regla : KNO3

Cuando se conoce el radical nitrato, NO-3

+1

H NO 4

+1 y-1 HNO3

90

Escribir la fórmula del carbonato (IV) de calcio

1ra regla: el compuesto es terciario, calcio de valencia +2, carbono con

estado de oxidación +4 por terminación ATO (mayor estado de oxidación

del carbono) y oxigeno de valencia.

+2 +4 -2 2da regla : Ca C O +2 +4-2 3ra regla: Ca C O3 +6 y -6 4ta regla: CaCO3

Conociendo el radical carbonato, CO 3

Ca+2 CO 3

CaCO3

91

REGLAS PRÁCTICAS PARA DAR NOMBRE A UNA FÓRMULA DE

COMPUESTO INORGÁNICO

Dar el nombre del compuesto de fórmula CaO

1era regla.- identificar el nombre de la función química

El nombre es el de un oxido por contener oxígeno en el

lado derecho de la fórmula, que es por donde empieza el

nombre del cuerpo.

2da regla.- Determinar el estado de oxidación del elemento o radical

positivo, conociendo que el estado de oxidación del

oxígeno es -2 en la gran mayoría de compuestos

inorgánicos. El estado de oxidación del calcio es +2.

+2 -2 Aplicando esta regla Ca O

3era regla- Si el estado de oxidación del metal corresponde a una sola

valencia no es necesario indicar la valencia. Si el metal

puede actuar con 2 valencias hay que usar los prefijos y

estados de oxidación correspondiente.

Aplicando esta regla: el nombre del compuesto es:

Oxido de calcio

Dar el nombre al compuesto de fórmula HCl

1era regla.- La fórmula corresponde a un ácido hidrácido por contener

H+ unido a un elemento halógeno (columna VII de la tabla periódica de

los elementos).

+1 -1 2da regla- H Cl

Observando los estados de oxidación el cuerpo es el cloruro de

hidrógeno, por ser el cloro negativo y el hidrógeno positivo. El cloro se

hace terminar en URO funciona con su mínima valencia.

3era regla.- El cloro tiene varias valencias pero actúa con su mínima

El compuesto tiene dos nombres

a. Cloruro de hidrógeno

92

b. Acido clorhídrico porque es un ácido hidrácido al que se da

nombre cada palabra ácido y el cloro se le hace terminar en

hídrico.

Dar nombre al compuesto de fórmula Cu(OH)2

1era regla.- El cuerpo corresponde a un hidróxido, por contener el radical

hidróxido do OH-1, y el metal es cobre.

+2 -1 2da regla.- Cu (OH) El estado de oxidación del cobre es +2

2 3ra regla.- Como el cobre puede actuar con valencias 1 y 2. El nombre

debe indicar el sufijo correspondiente o el estado de oxidación del metal.

El nombre del compuesto es:

Oxido cúprico o también oxido de cobre (III)

Dar nombre al compuesto de fórmula HClO3

1era regla.- El cuerpo corresponde a un ácido oxácido del Cloro

+1+5-2

2da regla.- HClO3 El estado de oxidación del cloro es +5

3ra regla- Como el cloro puede actuar con valencias 1, 3, 5 y 7 en cada

caso le corresponde prefijos o sufijos siguientes:

Valencia prefijo sufijo

1 (mínima) OSO

3 (nuevos) _____ OSO

5 (mayor) _____ OSO

7 (máxima) hiper o par OSO

Como la valencia o estado de oxidación del coro es +5 al nombre del

compuesto es:

Acido clórico

Dar nombre al compuesto de fórmula – CaSO4

1ra regla El cuerpo es una oxisal

93

+2 +6

2da regla Ca SO4

3ra regla El azufre actúa con estado de oxidación +6

que corresponde a su mayor estado de

oxidación.

El nombre de la sal es sulfato de calcio (yeso

hoy empleado en construcción como Drywall).

94

CAPITULO 5

PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA

Las propiedades del agua destilada, es decir el agua pura.

Estado físico – color – olor – densidad – solubilidad

Es un líquido, incoloro, inodoro, insípido, es el disolvente más común y que se

toma como base para indicar la solubilidad de los cuerpos, su densidad, es

uno, es decir 1 g/cm3 que también significa que 1cm3 de agua pesa 1 g.

Fórmula molecular: H2O

Fórmula estructural: según el modelo de Dalton:

i. Modelo de Bohr-Rutherford

ii. Modelo de Lewis :

iii. Modelo simplificado

Peso molecular : 18 ….. H2O

(2x2) + 16 = 18

Peso de 1 mol de agua, es decir el peso de 6 x 1023 moléculas de agua = 18g

Volumen de 1mol de agua líquida = 18cm3

Composición centesimal

H = %.11110018

2x

0 = %.98810018

16x

Proporción de combinación en peso entre el hidrógeno y el oxígeno = 1:8

H2O

2 : 16

1 : 8

La proporción de combinación de hidrógeno a oxígeno es de 1:2

95

Síntesis del agua: 2 H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

Vol 2 1

PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AGUA

El agua experimenta cambios químicos frente a los cuerpos y energías

siguientes:

Metales:

Potasio.- Reacciona violentamente (explosiva) con el agua, desprendiéndose

hidrógeno y formando una solución alcalina de hidróxido de potasio. Las

ecuaciones de las reacciones sucesivas que ocurren son:

2K(s) + H2O(l) K2O(s) + H2(g)

K2O(s) + H2O(l) 2KOH(ag)

Sodio.- Reacciona fuerte con el agua, pero con menor intensidad que el

potasio. Las ecuaciones de las reacciones son similares:

2Na(s) + H2O(l) Na2O(s) + H2(g)

Na2O(s) + H2O(l) 2 NaOH(ag)

Calcio.- Reacciona con el agua rápidamente, pero se puede recoger el

hidrógeno desprendido en la reacción, se forma una solución alcalina de

hidróxido calcio.

Las reacciones son:

Ca(s) + H2O(l) CaO(s) + H2(g)


Magnesio.- Reacciona lentamente con el agua fría, desprendiéndose hidrógeno

y produciéndose una solución alcalina de hidróxido de magnesio. Las

ecuaciones de las reacciones son:

96

Mg(s) + H2O(l) MgO(s) + H2(g)

MgO(s) + H2O(l) Mg(OH)2 (ag)

El magnesio, previamente calentado, arde en el vapor de agua formándose

óxido de magnesio y desprendiéndose hidrogeno, de acuerdo a la ecuación

química siguiente:

Mg(s) + H2O(g) MgO(s) + H2(g)

El hidrogeno desprendido arde en el aire.

2H2(g) + O2(g) 2H2O(g)

No metales

Cloro.- El cloro se disuelve en el agua formando “agua de cloro” la que contiene

cloro, ácido clorhídrico y ácido clórico (I) o ácido hipocloroso.

Cl2(g) + H2O(l) HCl(ag) + HClO(ag)

Óxidos.- Reacciona con los óxidos solubles formando hidróxidos. Por ejemplo

disolviendo óxido de calcio (II) se forma el hidróxido de calcio, llamándose a

esta solución “agua de cal”.


Sales anhidroso.- Con varias sales anhidros reacciona para formar

semihidratados.

Sales hidratadas. Por ejemplo com el sulfato (VI) de cobre (II) anhidro de color

blanco forma el sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratado de color azul.

CuSO4(s) + 5H2O(l) CuSO4 . 5H2O(ag)

El sulfato (VI) de calcio (II) homihidratado, CaSO4 ½ H2O o (CaSO4)2 H2O,

reacciona com el agua para formar el yeso común de fórmula CaSO4 2H2O

(esta reacción ocurre em el inyesado de los huesos y las paredes).

97

La sal de soda o carbonato (IV) de sódio (I) decahidratrado, se prepara por

hidratación del carbonato (IV) de sódio (I) anhidro Na2CO3.

Na2CO3(s) + 10 H2O(l) Na2CO3 10H2O(ag)

Acción del calor.- El calor descompone al vapor de agua sobrecalentado, a la

temperatura de 2,000ºC, se descompone en hidrógeno y oxígeno.

2000ºC

2H2O(g) = 2H2(g) + O2(g)

Acción de la electricidad.- Por acción de la corriente eléctrica continua el agua

acidulada con ácido sulfúrico se descompone en hidrógeno y oxígeno.

c.electricidad

2H2O(l) + H2SO4 2H2(g) + O2(g)

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ANEXOS

Prácticas de Laboratorio

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Ejemplos de Prácticas de Laboratorio

Propiedades generales de los ácidos: HCl, H2SO4, HNO3

Aparatos Sustancias

Tubos de prueba

Gradilla

Pinzas para tubos

Mechero Bunsen

Varilla de vidrio

Papel tornasol azul

Papel indicador universal

Tira de madera

Gotero de chupón de jebe o de

plástico

Tubo de desprendimiento con tapón

mono horadado.

Espátula

Acido clorhídrico diluido, 2M

Fenolftaleína, en solución alcohólica

Anaranjado de metilo, en solución

Bicarbonato de sodio

Agua de cal

Oxido de cobre (II)

Granallas de zinc

Hidróxido de sodio, solución 2M

Acido nítrico diluido, 2M

Acido sulfúrico diluído, 2M

Água destilada

Efectuar los experimentos que se indican a continuación, anotando las

observaciones en cada caso. En los experimentos sujetar el tubo de prueba

con una pinza.

PROCEDIMIENTO

1. Sabor.- En un tubo de prueba echar agua destilada hasta las ¾ partes,

agregar ½ cm3 de ácido clorhídrico diluido, 2M. Tapar el tubo con el

dedo pulgar e invertir el tubo, dos o tres veces, para mezclar bien los

dos líquidos. Destapar con cuidado, dejar el tubo en la gradilla y probar

el sabor de la solución que ha mojado el dedo pulgar, en enjuagarse la

boca.

Indicadores

2. Tornasol e indicador universal.- En un tubo de prueba colocar ácido

clorhídrico diluido, 2M, hasta ¼ parte del tubo. Introducir un pedazo de

papel tornasol azul en el tubo. Agregar al mismo tubo un pedazo de

papel indicador universal.

100

3. Anaranjado de metilo. Colocar en un tubo ácido clorhídrico diluido, 2M

hasta ¼ parte del tubo. Agregar dos o tres gotas de solución de fe……de

anaranjado de metilo.

4. Colocar ácido clorhídrico diluido 2M hasta ¼ pare del tubo. Agregar dos

o tres gotas de solución alcoholiza fenolftaleína.

Carbonatos y bicarbonatos

5. Carbonato (IV) de sodio (I). Colocar en un tubo de prueba carbonado

(IV) de sodio (I), m ás o menos ½ cm de altura em el tubo. Agregar ácido

clorhídrico diluido, 2M, hasta que sobrepase 1cm más que la altura del

sólido. Utilizando un tubo de desprendimiento probar el gas producido,

haciéndolo burbujear en agua de cal.

6. Hidrógeno carbonato (IV) de sodio (I) o bicarbonato de sodio.- Repetir el

experimento anterior, usando el hidrógeno carbonato (IV) de sodio (I) en

lugar del carbonato (IV) de sodio (I).

101

Neutralización con las bases

7. Oxido de cobre (II) u óxido cúprico.- Colocar en un tubo de prueba óxido

de cobre (II), hasta ¼ cm de altura en el tubo. Agregar ácido clorhídrico

diluido, 2M hasta 1/3 parte del tubo. Si la reacción no es completa en

frio, caliente suavemente

8. Hidróxido de sodio (I).- Colocar en un vaso (beaker), unos 10cm3 de

ácido clorhídrico diluido, 2M. Agregar dos gotas de solución de

anaranjado de metilo. Echar porciones de solución 2M de hidróxido de

sodio, mediante un gotero, agitando con la varilla de vidrio después de

cada agregado de solución alcalina. El punto final de la neutralización es

cuando el color del indicador viva de rojizo al anaranjado.

Metales

9. Zinc.- Colocar en un tubo de prueba unas granallas de zinc hasta 1cm

de altura en el tubo. Agregar ácido clorhídrico diluido, 2M, hasta que

sobrepase 1cm más que la altura del sólido. Probar el gas desprendido,

acercando a la boca del tubo una tira de madera encendida.

Repetir los experimentos realizados, utilizando ácido sulfúrico diluido 2M y

ácido nítrico diluido, 2M.

102

PROPIEDADES GENERALES DE LOS ÁCIDOS

HCl – H2SO4 – HNO3

Pruebas con el ácido clorhídrico HCl

Sabor.- Al probar la solución muy diluida de ácido clorhídrico se sintió un sabor

ácido fuerte; este sabor se debe a la presencia de iones hidrógeno, H+ en la

solución. El ácido clorhídrico disuelto en el agua está separado de acuerdo a la

ecuación:

HCl(aq) H+(aq) + Cl-(aq)

Indicadores

Papel de tornasol azul.- Al introducir el papel de tornasol azul en la solución,

cambio su color a rojo, debido a que los iones H+ presentes en la solución

cambian la estructura del colorante. El ácido clorhídrico está separado en

iones.


Papel indicador universal.- Al mojarse con la solución ácida, el papel indicador

universal cambió de color verdosa a rojo intenso debido a la presencia de los

iones H+, al comparar el color con la tabla de valores de pH, le correspondió

pH1, lo que significa alta concentración de iones H+ en la solución acida.


Fenolftaleína.- No se observó cambio de coloración del indicador, lo que

significa que los iones H+ no alteran la composición molecular de la

fenolftaleína.

Anaranjado de metilo.- Al echar el anaranjado de metilo en la solución acida,

se observó el cambio de coloración del indicador de anaranjado a rojizo,

debido a que los iones H+ presentes en la solución alteran la estructura

molecular del indicador, haciendo cambiar de color.

103

Reacción con los carbonatos y bicarbonatos

Carbonato (IV) de Sodio (I) .- Al caer el ácido clorhídrico en el carbonato (IV) de

sodio (I) se observó una intensa efervescencia desprendiéndose un gas

incoloro que se identificó como dióxido de carbono porque puso blanca el agua

de cal, debido a la formación de un precipitado blanco de carbonato de calcio.

Las ecuaciones de las reacciones químicas sucesivas ocurridos son:

2HCl(aq) + Na2CO3(s) 2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)

CO2(g) + Ca(OH)2 (aq) CaCO3(s) + H2O (l)

Hidrógeno carbonato (IV) de sodio (I)

o bicarbonato de sodio.- El ácido clorhídrico reaccionó con el bicarbonato de

sodio en forma muy similar a la del carbonato (IV) de sodio (I). Las ecuaciones

de las reacciones químicas ocurridas son:

HCl(aq) + NaHCO3(s) NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l)

CO2(g) + Ca(OH)2 (aq) CaCO3(s) + H2O(l)

Neutralización con las bases

Oxido de cobre (II) u óxido cúprico. Al calentar el óxido de cobre (II), solido de

color negro con la solución de ácido clorhídrico, se observó que el líquido se

puso de color verde debido a la formación del cloruro de cobre (II). En esta

reacción el ácido clorhídrico se neutraliza con el óxido de cobre (II) formándose

el cloruro de cobre (II) más aqua.

2HCl(aq) + CuO(s) CuO(s) CuCl2(aq) + H2O(l)

Hidróxido de sodio (I).- Al echar la solución de hidróxido de sodio, en

porciones, al ácido clorhídrico agitando continuamente se iba produciendo la

neutralización del ácido con el hidróxido, el proceso de la neutralización se

controló usando el indicador anaranjado de metilo, el cual es de color rojo en la

solución ácida y amarillo cuando la solución es alcalina. La neutralización se

dio por terminada cuando el indicador adquirió color anaranjado.

La ecuación de la neutralización es:

HCl(aq) + NaOH(aq) NaCl(aq) + H2O(l)

Metales

Zinc.- Al agregar el ácido clorhídrico sobre las granallas de zinc. Se observó el

desprendimiento de un gas incoloro, el cual se identificó como hidrógeno por el

104

sonido característico que se produce al acercar a la boca del tubo una tira de

madera encendida. La ecuación de la reacción es:

2HCl(aq) + Zn(s) ZnCl2(aq) + H2(g)

Quimica Para Todos

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