Química para todos - La enseñanaza de la química al alcance de todos by Martin Niebuhr

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

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…

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.

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.

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-.

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, Ooxígeno. 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 solución acuosa)

Compuesto Inorgánico

(HCl en

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. Sulfato de sodio o sulfato sódico.

Na2SO4 –

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

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. +1 -1

Ej. NaCl

+3 -1

+2 -1 +7 -1

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) Binarias dos clases de elementos diferentes

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).

Compuesto inorgánicos

Ácidos oxácidos H, NM o M y O HNO3 – ácido nítrico Ternarios 3 clases de elementos

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

Cuaternarios 4 clases de elementos

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

FUNCIONES

QUÍMICAS

GRUPOS

FUNCIONALES,

FÓRMULAS

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

Valencia total

+2y-2

Al2O3 6–6

ZnO 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 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.

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) 12

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

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

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 Valencia

+1-1 NaCl

+1-1

KB1

+1-2 Na,S

+2 -1 FeCl2

+2-1 FeCl2

Parciales Valencias

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

Totales

Na2S – desulfuro de sodio FeCl2 – bicloruro de hierro FeCl3 – tricloruro de hierro 15

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

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 Valencias totales

+8y-8

+6y-6 +8 y-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

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

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 Estados de oxidación Totales

+1 -1 KH +1 y-1

+2 -1 Mg H2 +2 y -2

+2 -1 CaH2 +2 y -2

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. estados de oxidación parciales estados de oxidación totales

+3 -1 AS H3 +3 y -3

+1-1 SiH4

+2 -1 BH3

+4 y-1 +3 y -3

COMPUESTOS

ENTRE

ELEMENTOS

METÁLICOS

QUE

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. estado de oxidación parciales estado de oxidación Totales

+5-1 PCl5

+4-1 +2-1 +1-3 CCl4 SCl2 H3N

+5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3

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.

NOMENCLATURA

CUERPOS

CRISTAIZADOS

ANHIDROS

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

H – Metales y Amonio +

No metales y radicales negativo -

+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). Aplicando esta regla: Estado de oxidación totales

+3 -2 Al2O3 +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

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.

2da regla

3era regla

4ta regla

+4 -2 C O +4 -2 C O2 +4 y-4 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 Ca OH

2da regla

3era regla

+2 -2+1 +2 Ca(OH)2 a también Ca (OH)-12 +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… 2da regla :

3era regla:

+1 +6 -2 H S O +1 +6-2 H2 S O4 +2+6 y-8 +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 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.

2da regla :

+2 +4 -2 Ca C O

3ra regla:

+2 +4-2 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

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 H Cl

2da regla-

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 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 2da regla.-

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:

Valencia

prefijo

1 (mínima)

sufijo 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.

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) (rojizo)

(incoloro)

 oxido de cobre (s) (negro)

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.

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

(incoloro) (corriente Continua)

hidrógeno (g) + oxígeno (g)

(inodoro)

(incoloro)

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)

2.3 Características de un cuerpo compuesto 2.3.1 Alcohol común: C2H5OH – etanol Estado físico, forma y consistencia 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

Acci贸n del calor: aumenta su temperatura, hierve a 78潞C pasando al estado de vapor (gaseoso) el cual se condensa por enfriamiento.

2.4 Características de un cuerpo compuesto 2.4.1 Cloruro de sodio : NaCl - Sal de cocina

Estado físico, forma y consistencia - 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 

sodio (l)

c.c.

cloro (g) + sodio (l) (amarillo

(incoloro)

(gris brillante)

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) (incolora)

de sodio (ag) (incolora)  (amarillo

(incoloro)

Verdoso)

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.

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 35

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

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, H 2O y los ácidos clorhídrico, HCl y sulfúrico, N2SO4.

Por medio de la experimentaci贸n se ha determinado el orden de actividad de los elementos. Los elementos m谩s 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

F贸sforo, P

Aluminio, Al

Carbono, C

Hierro, Fe Hidr贸geno, H Cobre, Cu Oro, Au

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)

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 H 2O; el resto del ácido se une al resto de la base para formar una sal.

La ecuación general de la neutralización es:

ACIDO

Ejemplos : ácidos H2SO4(ac) ácido sulfúrico

H2SO4(ac) ácido sulfúrico

+ 2NaOH(ac)  Na2SO4(ac) + 2H2O(l) hidróxido sulfato neutro agua de sódio de sodio

H2SO4(ac) Ácido sulfúrico

HNO3(ac)

BASE

SAL

+ AGUA

bases sales agua NaOH  NaHSO4(ac) + H2O(l) hidróxido sulfato ácido agua de sódio de sodio

CuO(s)  CuSO4(ac) óxido de sulfato de Cobre (II) cobre (II)

+ KOH(ac)

 KNO3(ac)

H2O(l) agua

+ H2O(l) 39

Ácido nítrico

hidróxido de potasio

2 HNO3 (ac) Ácido Nítrico

+ Cao óxido de calcio

HCl(ac) Ácido Clorhídrico

+ NaOH(ac) hidróxido de sodio

nitrato de potasio

agua

 Ca(NO3)2(ac) + 2H2O(l) Nitrato de agua calcio  NaCl(ac) cloruro de sodio

2HCl(ac) Ácido Clorhídrico

Ca(OH)(ac)  CaCl2(ac) hidróxido cloruro de de cálcio calcio

HCl(ac) Ácido Clorhídrico

NH4OH(ac)  NH4Cl(ac) hidróxido de cloruro de amonio amonio

+ H2O(l) agua

2 H2O água (l)

H2O(l) agua

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.

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

a) Cu(NO3)2(ac) nitrato de cobre

b) Na2SO4(ac) sulfato de sódio

c) NaCl(ac)

cloruro de sódio

cuerpo

2NaOH(ac)  Cu(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac) hidróxido de sódio hidróxido nitrato de sodio de cobre BaCl2(ac) cloruro de baro

Ag NO3(ac) nitrato de plata

 BaSO4(s) sulfato de bario



AgCl(s) cloruro de

2NaCl cloruro de sodio

NaNO3(ac) nitrato de sodio

plata d) FeSO4(ac)

 Fe(OH)(s)

2NaOH(ac)

sulfato de hierro(II) hidróxido de

hidróxido de

sodio

e) FeCl3(ac)

3NaOH(ac)

Na2SO4(ac) sulfato de sodio

hierro (II) 

Fe(OH)3(s)

+ 3NaCl(ac)

cloruro de

hidróxido de

hierro (III)

sodio

hierro (III)

f) CuSO4(ac) sulfato de cobre

2NH4OH(ac) hidróxido de amônio

g) CaCl2(ac) cloruro de calcio

+ Na2CO3(ac) carbonato de sodio



cloruro de sodio

Cu(OH)2(s) + (NH4)2 SO4 hidróxido de sulfato de cobre (II) amônio CaCO3(s) + 2NaCl(ac) carbonato de cloruro de 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)  Na2O(s) + H2

2Na(s)

+ H2O(l)

Oxido

+ agua (l)  hidróxido (ac)

de sódio (s) Na2O(s)

de sódio + H2O(l)

 2NaOH(ag)

O también: 42

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(OH)2(ag) + H2(g)

Ca(s) + 2H2O(l)

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) Clorhidrico

 cloruro(ag) + hidrógeno de sodio

sodio

2Na(s)

 2NaCl(ag) + H2

+ 2HCl(ag)

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

magnesio

Mg(s) + 2HCl(ag)  MgCl2(ac) + H2(g) + HCl  cloruro de (ag) + hidrogeno (s)

c) Moderada: Zinc(s) + ácido(ag) 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 Cobre (II) (s) CuO(s)



cloruro de + agua (l)

clorhídrico (ag) cobre (II) (ag)

+ 2HCl(ag)  CuCl2(ag) + H2O

b) Instantánea : hidróxido de + ácido Sodio (ag) NaOH(ag)

clorhídrico (ag)

 Cloruro de sódio (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 Calcio (s) clorhídrico (ag) CaCO3 (s) 2HCl(ag) b) Moderada Sulfuro de Hierro (s) FeS(s)

ácido + clorhídrico (ag) 2HCl (ag)

 Cloruro de + dióxido de + agua(l) calcio (ag) carbono (g) CuCl2 (ag) + CO2(g) + H2O(l)  cloruro de + ácido hierro (II)(ag) sulfhídrico(g) FeCl2(ag) + H2S(g)

c) Lenta: sulfito de sodio (s) Na2CO3 (s)

ácido clorhídrico (ag) + 2HCl(ag)

 cloruro de + dióxido de + água(l) sódio(ag) azufre(g)  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) HCl (ag)

ácido

+ NaOH(ag)

+ hidróxido

sulfúrico (ag)

 NaCl(ag) + H2O NaOH

 sulfato

de sódio (ag)

H2SO4(ag)

+ NaOH(ag)

ácido

nítrico (ag) HNO3(ag)

sodio (ag)

de sodio (ag)  Na2SO4(ag)

hidróxido

NaOH(ag)

+ 2H2O

 nitrato de

de sodio (ag) +

+ água(l)

H2O

sodio (ag)  NaNO3(ag)

+ H2O(l)

b) Reacciones de precipitación Sulfato de + hidróxido (ag)  hidróxido (s) Cobre (II) (ag) de sódio de cobre (II) CuSO4(ag)

+ 2NaOH(ag)

 Cu(OH)2(s)

sulfatode hierro (II) (ag) + hidróxido de sódio (ag)

+ sulfato de sódio (ag) + Na2SO4(ag)

 hidróxido de hierro (II) (s)

+ sulfato de sódio (ag)

c) Reacción de desplazamiento cloruro de amonio (s) NH4Cl(s)

 cloruro de sodio (ag)

+ hidróxido de sódio (ag) +

+ amoniaco (g) + agua (l)

 NaCl(ag) + NH3(g) + H2O (l)

NaOH(ag)

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

Cobre (s)

cobre (s)

CuCO3(s)



CaO(s)

dióxido de + carbono (g)

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

descompone al

bajar temperaturas.

Ejemplos de las reacciones químicas entre ácidos estables y sales de ácidos de menor estabilidad:

A baja temperatura:

H2SO4(l)



NaCl(s)

Ácido estable acido

Sal

sulfúrico

menos

A alta temperatura

cloruro de sodio

H2SO4(l)

Ácido sulfuro

ácido

Sulfato

estable

acido

+ de

sodio

HCl(g) Acideo

menos

estable

acido

clorhídrico 

2NaCl(s)

NaHSO4(s)

Cloruro de sodio

Na2SO4(s) Sulfato

acido

2HCl Acido clorhídrico

sodio H2SO4(l)

Ácido sulfúrico



NaNO3(s) Nitrato de sodio

NaHSO4(s) Sulfato

acido

HNO3 Acido nítrico

sodio H2SO4(l)

Acido sulfúrico



NaNO3(s) Nitrato de sodio

Na2SO4(s)

Sulfato neutro de

2HNO3 Ácido nítrico

sodio H2SO4(ac)

Acido sulfúrico



FeS(s) Sulfuro de ***

FeSO4(ac) Sulfato

H2S(g) hierro

Acido sulfhídrico

(III) 2HCl(ac)

Acido clorhídrico

H2SO4

Ácido sulfúrico



FeS(s)

FeCl2(ac)

Sulfuro de hierro

Cloruro de hierro

(II)

(II) 

CaCO3(s) Carbonato

CaSO4(ac)

H2S Ácido sulfhírico

CO2(g) + H2O(l)

CO2(g) +H2O(l)

Sulfato de calcio

calcio 2HNO3(ac)

Ácido nítrico



CaCO3(s) Carbonato

Ca(NO3)2 (ac) Nitrato de calcio

calcio

Dióxido

carbono

/acido

carbonado. 2HCl (ac) Acido clorhídrico



CaCO3(s) Carbonato

calcio

CaCl2(ac) Cloruro de cálcio

CO2(g) + H2O(l) Dióxido

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.

En las reacciones f, g y h se forma el ácido carbónico, H 2CO3, 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 48

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) 49

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 O 2, 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

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.

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 Na 2O 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 52

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)

Magnesio

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

2Mg(s) 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) Aluminio

O2(g)

 Al2O3(s)

oxigeno

óxido de aluminio (III)

Igualamos el oxígeno poniendo 3 en el O 2 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)

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. O2(g)  P2O5(s)

P(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)

Oxido de calcio (II)

H2O (l)  Ca(OH) (ac) 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

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

H 11.1

0 88.9

átomos de hidrógeno y de oxigeno dividiendo el porcentaje de H y de entre

sus

pesos

11.1 11.10 1.0

88.90 5.55 16.0

11.10 2 5.55

5.55 1 5.55

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

H2O

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 1. …………………………… 40.0

2. ……………………………

40.0 1.00 40

3. …………………………….

1.0 1 1.0

12.0

12.0 10 12.0

1.0 1 1.0

48.0 3.0 16.0

1.0 1 1.0

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- )

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

Aluminio

: Al

Hierro

: Fe

Oxígeno

Carbono

Zinc

: Zn

Sodio

: Na

Nitrógeno

Plata

: Ag

Potasio

Fósforo

Cobre

: Cu

Calcio

: Ca

Azufre

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.

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 58

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

Oido de aluminio: Al2O3 O

Los átomos unidos por electrovalencia se representan gráficamente por iones

Eje.: Na+Cl-

xx xx Cl xx

CaO : Ca

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.

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

Ión sodio :

Na+ 2 8

Valencia del ion sodio +1 Na+

Atomo de cloro Clº 2 8 7

-1c

Cl- 2 8 8

Cl- valencia del ión cloro -1 60

Na+ClCompuesto Cloruro de sodio

Para el caso del calcio con el cloro Caº 2 8 8 2

2 Clº 2 8 7

Ca++ 2 8

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

hidrógeno.

compartimiento de electrones se denomina par o doblete electrónico.

par o doblete electrónico 1+

Atomo de H

H 0

Molécula de hidrógeno

H H2

Ejemplo: Dos átomos de hidrógeno, H1 se unen para formar una molécula de hidrogeno. 61

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

8+ 80

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-

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 H , H2 2. Óxidos:

º º º S , S6 , P

º º º , P4 , Cu, Al

Suma algebraica de los números de oxidación

Básicos : Na2O +1 -2 H2O

CaO

H2O

Al2O3

+1-1 HCl

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

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

b) Acidos - CO2, SO2 – P2O5 c) neutros – H2O – CO +1 -1 Na Cl

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

+2 -2 CaCl2

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

+2 -2 MgO

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

+4 -2 CO2

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

-3 +1 NH3

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

Hidróxidos = NaOH – Ca(OH)2 +1+5-2 HNO3

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

+1+6-2 H2SO4

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

+1-2+1 NaOH

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

Acidos b) Hidracidos HCl – H2S c) Oxacidos +2 -2+1 Ca(OH)2 HNO3 – H2SO4

1(+2)+2(-2) +2(+1) = (+2)+(-

4)+2(+1)=0 +2 +4-2 Ca CO3 Sales +1 +7-2 a) Hidracidos KClO4

1(+2)+1(+4)+3(-2) = (+2)+(+4)+(-6)=0 NaCl – KI

1(+1)+1)+7)+4(-2) = (+1)+(+7)+(-8)=

0 d) Oxácidos

Pb(NO3)2

= (+8)+(-8) = 0 65

KNO3 K2Cr2O7

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

Compuestos cuaternarios KHCO3

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

SUSTANCIAS CON DIFERENTES TIPOS DE ENLACE ENTRE SUS ATOMOS: IONICOS – COVALENTES – COORDINADOS

Nombre

Fórmula

Hidróxido de sodio

NaOH

Representación según Lewis Na

O H

Cloruro de amonio

NH4Cl

Acido clorhídrico

HCl (H2O)

H N H H

O H H

O Ozono

Agua oxigenada

H2O2

Acido clorito (I) o

HClO

Acido hipocloroso

O Acido clorito (III) o

HClO2

Acido cloroso

Acido clórico (V) o Acido clorico

HClO3

O Acido clórico (VII) Acido perclórico

HClO4

Acido sulfúrico (VI)

H2SO4

H Acido nítrico (V)

HNO3 O

Oxido de ontrógeno (I)

N2O

Oxido nitroso Oxido de nitrógeno (II) u óxido nítrico

Oxido de nitrógeno (III)

Trióxido de nitrógeno

Oxido de nitrógeno (IV)

o dióxido de nitrógeno

O Oxido de nitrógeno (V)

O N

O pentoxido de nitrógeno O

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, Cl 2 (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 -3+1 -2 agua H2O, aunque el algunos como es -1 como en el hidruro de sodio -1 -1 Na H

5. Los elementos metálicos son de números positivos y los no metales negativos a una fue también actúan como positivo. +3 -1 Ejemplos Na Cl PCl3 +

-1

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

En este

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

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: +1 -2 Agua : H2O +1 -1 Acido clorhídrico: HCl

suma algebraica de los numeros Tablodi oxidación

(+2)+(-2) = 0

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

+1 +5 -2 Acido nítrico : H N O

= (+1) + (+5) + (-6) = 0

+1 +6 -2 Acido sulfúrico : H2SO4

= (+2)(16) + (-8) = 0

+7 +4 -2 Carbonato de calcio : Ca CO3

= (+2)+(+4)+(-6) = 0

Permanganato de Potasio o manganato VII de

+1 +7 -2 KMnO4

= (+1) + (+7) + (-8) = 0

Potasio (I)

+1 +6 -2 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:

SO2

_________total negativos 4 el S sea +4 : S O2 6

SO3 2 _________ total negativos 6 el S sea +6 : S O3 2 H 2 SO3 ________ total negativos 6 el S sea +4 : (6-2) HSO3 H 2 S 2 O3 _______ total negativos 6 el S sea +2 : (6-2 =

4 2) 2

H2S2O3 Otros compuestos del azufre +1 2 +1 -2 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 2

Ejemplo: Cu SO4 iones que lo formen

6 2

Cu y SO4

1 5 2

HNO3 iones que lo formen H

5 2

y NO3

( 6 2)

SO4 SO4 (5 6 5 2)

NO3 NO3

ESCRITURA DE FÓRMULAS DE CUERPOS COMPUESTOS CONOCIENDO LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS, NO METÁLICOS Y RADICALES

Valencias de elementos metálicos y

Valencias de elementos no

radicales positivos.

metálicos y radicales negativos.

Valencias

Valencias de elementos no metálicos y radicales negativos +

1 cloro: Cl, cloruro : Cl-

1 Hidrógeno : H 1 Sodio

: Na+

1 Potasio

: K+

1 hidrógeno : OH1 nitrato : NO 3

1 Amonio

: NH4

1 Plata

: Hg+

2 Magnesio : Mg++

2 sulfato : SO 4 2 carbonato : CO 3

2 Cobre

: Cu++

2 Hierro

: Fé

2 Zinc

: Zn++

3 fósforo : P , fosfato : PO 4

3 Aluminio

: Al+++

4 carbono : C, azufre : S

2 sulfuro : S , 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.

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 1

O 1

La fórmula del agua es: H2O 2. Escribir la fórmula del oxido de hierro (II) Fe 2 -2

Fe O

Fe2O2 FeO La fórmula del óxido de hierro (II) es FeO

3. Escribir la fórmula del óxido de hierro (III) FeO 3 2

FeO Fe2O3 La fórmula del óxido de hierro (III) es Fe2O3 4. Fórmula del hidróxido de sodio NaOH 1 1

NaOH Na1OH1 NaOH La fórmula del hidroxido de sodio es NaOH Simplificando las etapas del procedimiento 74

5. Fórmula del hidróxido de calcio 2

Ca OH Ca (OH)2 6. Fórmula del hidróxido de aluminio : Al(OH)3 2

7. Fórmula del nitrato de calcio : Ca NO3 Ca(NO3)2 2

8. Fórmula del sulfato de cobre (II) : Cu2SO42 CuSO4 3

9. Fórmula del fosfato de calcio :

Ca NO4 Ca3 (PO4 ) 3 4 2

10. Fórmula del óxido de azufre (IV) : SO S O4 SO2

FUNCIONES

QUÍMICAS

GRUPOS

FUNCIONALES,

FÓRMULAS

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

Valencia total

+2y-2

Al2O3 6–6

ZnO 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 76

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

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 78

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+ + BrH S – acido sulfrihico

H2S  2H+ + S

- Br- bromuro -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, 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

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 Valencia

+1-1 NaCl

+1-1

KB1

+1-2 Na,S

+2 -1 FeCl2

+2-1 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)

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 82

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 Valencias totales

+8y-8

+6y-6 +8 y-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.

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

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 Estados de oxidación Totales

+1 -1

KH +1 y-1

+2 -1

Mg H2 +2 y -2

+2 -1

CaH2 +2 y -2

– hidruro de boro

En cada fórmula se puede comprobar el equilibrio entre los estados de oxidación totales positivos y negativos. estados de oxidación parciales estados de oxidación totales

+3 -1 AS H3 +3 y -3

+1-1 SiH4

+2 -1 BH3

+4 y-1 +3 y -3

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.

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. estado de oxidación parciales estado de oxidación Totales

+5-1 PCl5

+4-1 +2-1 +1-3 CCl4 SCl2 H3N

+5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3

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.

NOMENCLATURA

CUERPOS

CRISTAIZADOS

ANHIDROS

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

H – Metales y Amonio +

No metales y radicales negativo -

+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). Aplicando esta regla : Estado de oxidación totales

+3 -2 Al2O3 +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 87

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.

2da regla

3era regla

4ta regla

+4 -2 C O +4 -2 C O2 +4 y-4 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

2da regla

+2 -2+1 Ca OH

3era regla

+2 -2+1 +2 Ca(OH)2 a también Ca (OH)-12 +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

2da regla :

3era regla:

+1 +6 -2 H S O +1 +6-2 H2 S O4 +2+6 y-8

+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

Escribir la f贸rmula del carbonato (IV) de calcio 1ra regla: el compuesto es terciario, calcio de valencia +2, carbono con estado de oxidaci贸n +4 por terminaci贸n ATO (mayor estado de oxidaci贸n del carbono) y oxigeno de valencia. 2da regla :

+2 +4 -2 Ca C O

3ra regla:

+2 +4-2 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

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.-

+2 -2 Aplicando esta regla Ca O 3era regla-

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). 2da regla-

+1 -1 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.

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

1 (mínima)

sufijo 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

+2 +6 2da regla

Ca SO4

3ra regla

El azufre act煤a con estado de oxidaci贸n +6 que corresponde a su mayor estado de oxidaci贸n. El nombre de la sal es sulfato de calcio (yeso hoy empleado en construcci贸n como Drywall).

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=

2 x 100 18

16 x 100 88.9% 18

11.1%

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

Síntesis del agua: 2 H2(g) + O2(g)  2H2O(g) Vol

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)

CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ag) Magnesio.- Reacciona lentamente con el agua fría, desprendiéndose hidrógeno y produciéndose una solución alcalina de hidróxido de magnesio. Las ecuaciones de las reacciones son: 95

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”. CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ag) 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).

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)

ANEXOS Prรกcticas de Laboratorio

Ejemplos de Prácticas de Laboratorio

Propiedades generales de los ácidos: HCl, H2SO4, HNO3 Aparatos

Sustancias

Tubos de prueba

Acido clorhídrico diluido, 2M

Gradilla

Fenolftaleína, en solución alcohólica

Pinzas para tubos

Anaranjado de metilo, en solución

Mechero Bunsen

Bicarbonato de sodio

Varilla de vidrio

Agua de cal

Papel tornasol azul

Oxido de cobre (II)

Papel indicador universal

Granallas de zinc

Tira de madera

Hidróxido de sodio, solución 2M

Gotero de chupón de jebe o de Acido nítrico diluido, 2M plástico

Acido sulfúrico diluído, 2M

Tubo de desprendimiento con tapón Água destilada mono horadado. Espátula

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.

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).

100

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.

101

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. HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq) 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. HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)

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.

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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

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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)

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