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Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ
1
Química General Introductorio
UNIDAD III: UNIONES QUÍMICAS Y
COMPUESTOS INORGÁNICOS
Facultad de Ciencias Agrarias
Universidad Nacional de Lomas de Zamora
2019
Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ
2
QUÍMICA GENERAL
Docentes Integrantes del Curso
Alberto A. Nivio
María Cristina Gagey
Héctor R. Lacarra
Laura F. Doce
Adriana Astarita
Marta Badino
Pablo Marotta
Laura Trebucq
Ayelén Yerba
Judith Gorosito
AÑO: 2019
Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ
3
CONTENIDOS
UNIDAD 3: UNIONES QUÍMICAS Y COMPUESTOS INORGÁNICOS
Concepto de número de oxidación. Uniones Químicas: Iónicas y Covalentes. Estructuras de
Lewis. Compuestos Químicos: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos, Hidruros, Hidróxidos, Ácidos.
Reacciones de Formación. Sales. Reacciones de Disociación electrolítica. Reacciones de
Neutralización.
Actividades:
Formulación de diferentes compuestos.
Nombrar y representar distintos tipos de Uniones.
Laboratorio: Reconocimiento de características ácidas y básicas de diferentes
sustancias y reacciones de neutralización.
BIBLIOGRAFÍA
Bibliografía Recomendada
Cátedra de Química General e Inorgánica. CURSO INTRODUCTORIO DE QUÍMICA. Apuntes
Teórico-Prácticos. Bs. As., 2016
Angelini M. y otros Temas de Química General. Buenos Aires, EUDEBA, 1994.
Biasioli-Weitz, Química Inorgánica, Kapeluz, Bs As.
Chang R. Química. McGraw-Hill. 7ª. Edición, 2002.
Fernández Serventi H., Química Inorgánica, Losada S.A., Bs. As.
Mautino J., Química Inorgánica, Stella, Bs As.
Milone. Química General e Inorgánica, Estrada, .Bs. As.
Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ
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UNIDAD 3: UNIONES QUÍMICAS.
COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS
ÍNDICE
Objetivos de la Unidad 5
Introducción 5
1. Uniones Químicas. Estructuras de Lewis 6
1.1. Uniones entre Átomos 8
1.1.1. Unión iónica 9
1.1.2. Unión covalente 10
1.1.3. Unión covalente dativa o coordinada 12
1.2. Polaridad de los enlaces en moléculas diatómicas 12
1.3. Unión metálica 14
2. Formulación Inorgánica 15
2.1. Número de Oxidación 16
2.2. Reglas del Número de Oxidación 17
3. Compuestos Binarios 17
3.1. Hidruros Iónicos y Metálicos 18
3.2. Hidruros Moleculares 19
3.3. Hidrácidos 20
3.4. Óxidos Básicos 20
3.5. Óxidos Ácidos 22
4. Compuestos Ternarios 25
4.1. Hidróxidos 25
4.2. Oxoácidos 26
4.3. Casos adicionales 28
5. Disociación Electrolítica 28
5.1. Disociación de Hidróxidos 28
5.2. Disociación de Ácidos 29
5.3. Formulación de los aniones 30
5.4. Casos especiales 31
6. Sales 32
6.1. Sales binarias 32
6.2. Oxosales 34
6.3. Disociación de sales en disolución acuosa 36
7. Reacciones de Neutralización 37
7.1. Indicadores 37
7.2. Concepto de pH 38
Objetivos de la Unidad
Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ
5
OBJETIVOS
La lectura de esta unidad permitirá a los alumnos:
Identificar las uniones entre átomos.
Caracterizar las misma
Conocer la nomenclatura de los principales compuestos químicos.
Categorizar los distintos compuestos químicos.
INTRODUCCIÓN
En la unidad anterior vimos cómo a partir de las estructuras de los átomos podemos explicar
sus propiedades periódicas.
De la misma manera, podemos deducir las propiedades de las sustancias a partir del análisis
de la forma en que dichos átomos se unen entre sí para formar “agregados atómicos”, que
son energéticamente más estables que los átomos individuales.
Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ
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1. Uniones Químicas
Se define unión química como: “una fuerza que actúa entre dos o más átomos
con suficiente intensidad como para mantenerlos juntos, formando una especie con
propiedades medibles diferentes a las de los átomos aislados”.
¿A qué se debe el hecho de que prefieran unirse entre sí en lugar de permanecer aislados?
Cuando dos átomos se unen espontáneamente para formar una sustancia estable, se libera
energía. Esto significa que los átomos unidos forman un sistema energéticamente más
favorable (con menor contenido de energía) que el de los átomos aislados.
Es decir: “Cuando dos átomos se unen para formar un enlace estable, se libera
cierta cantidad de energía que se denomina energía de enlace”.
Para separar nuevamente los átomos, es decir, para romper la unión, se debe suministrar una
cantidad de energía de igual magnitud que la energía de enlace.
Actualmente sabemos que los átomos se unen a fin de alcanzar la configuración electrónica
más estable, que es la correspondiente a un gas inerte. Esta teoría fue propuesta por Gilbert
Lewis en 1916 enunciando la “teoría del octeto electrónico”
Cuando los átomos interactúan para formar un enlace o unión química, son los electrones
ubicados en sus regiones más externas los que intervienen en la formación de estos enlaces.
Para ello ganan o entregan electrones quedando con una órbita externa de ocho electrones.
Por esta razón, cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los
electrones de valencia, es decir los de la CEE.
Para distinguir los electrones de valencia y facilitar la representación de las uniones químicas,
se utiliza un sistema de representación desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de
Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia (de
la CEE) en un átomo de dicho elemento (Figura 1).
FIGURA 1
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Ahora bien, antes de hablar de los diferentes tipos de uniones debemos revisar el concepto de
electronegatividad definido en la unidad anterior, que permite predecir qué tipo de unión
química se producirá:
“La electronegatividad es la capacidad relativa que tiene un átomo de atraer
hacia él los electrones de una unión química.”
Si bien se realizaron varios intentos para obtener una escala de electronegatividades, la más
conocida es la propuesta por Pauling en 1930. Éste adjudicó al flúor, el elemento más
electronegativo, una electronegatividad arbitraria de 4. El resto de valores se obtienen
basándose en el tipo de uniones entre los otros átomos y el flúor, es decir, por comparación
con este elemento (Figura 2).
FIGURA 2: Tablas de electronegatividades según Pauling.
(A)
Valores numéricos
(B) Columnas Comparativas.
A partir de la tabla de electronegatividades de Pauling podemos concluir que:
Los elementos menos electronegativos son el Cesio (Cs) y el Francio (Fr).
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El elemento más electronegativo es el flúor seguido por el oxígeno.
La electronegatividad dentro de la tabla periódica crece de izquierda a derecha y de abajo
hacia arriba.
Los elementos metálicos tienen las electronegatividades menores.
Los elementos no metálicos tienen las mayores electronegatividades.
Los metales de transición tienen electronegatividades intermedias.
1.1. Uniones entre Átomos
Teniendo en cuenta el concepto de electronegatividad, se pueden plantear tres posibilidades:
Los átomos de la unión poseen electronegatividades marcadamente diferentes.
Los átomos de la unión poseen electronegatividades altas y similares.
Los átomos de la unión poseen electronegatividades bajas y similares.
Experimentalmente se determinó que con una diferencia de electronegatividad
aproximadamente igual a 1,7 la unión tiene 50% de carácter iónico. Así adoptaremos el
siguiente criterio:
“Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la
sustancia es mayor o igual a 1,7 la unión se considerará iónica; si esta diferencia es
menor a 1,7 y ambos átomos poseen electronegatividad elevada, el enlace será
considerado covalente”.*
* Debemos aclarar en este punto que en realidad en el rango de diferencia de EN entre 1,4 y 2
no hay reglas y hay casos donde si nos basamos en la regla general el compuesto debería ser
covalente, pero en realidad resulta iónico y viceversa.
Es importante destacar que la clasificación en unión iónica y covalente utilizando la diferencia
de electronegatividades es una herramienta didáctica para comprender más fácilmente el
concepto, pero en realidad existen compuestos que son iónicos (Ej: cuando se unen elementos
alcalinos con halógenos) y otros que son covalentes puros (Ej: cuando se unen átomos de no
metales formando sustancias simples) y entre estos dos extremos hay una gran variedad de
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sustancias en las que varía el porcentaje de unión iónica. Cuanto mayor sea la diferencia de
electronegatividades, diremos que mayor será el porcentaje de unión iónica o, directamente,
que la unión posee mayor carácter iónico.
1.1.1. Unión iónica
Este tipo de enlace ocurre entre átomos de elementos con electronegatividades muy diferentes
y su característica principal es que ocurre una transferencia de electrones desde un átomo a
otro formándose iones.
Veamos el ejemplo de la sal de mesa o cloruro de sodio, que está formada por cloro (EN =3,0)
y sodio (EN =0,9), por lo cual la diferencia de electronegatividad es 2,1 o sea que la unión es
iónica.
Pero ¿cómo se produce la unión? El átomo de sodio cede el electrón de su último nivel al cloro
(el cloro tiene la electronegatividad suficiente para arrancarle el electrón de valencia al sodio),
quedando ambos con configuración estable de 8 electrones y transformándose en iones, que al
tener cargas eléctricas de diferente signo, se atraen y permanecen unidos por fuerzas
electrostáticas muy intensas.
Como vimos anteriormente, la unión puede representarse en forma simplificada empleando los
símbolos de puntos de Lewis, es lo que se denomina comúnmente Estructuras de Lewis. En
la figura 4 podemos ver la interpretación de la figura 3 empleando la simbología de Lewis.
FIGURA 3:
La unión iónica “no” da lugar a la formación de moléculas, cada catión está rodeado de
varios aniones y viceversa formando redes tridimensionales de iones. Los cationes y aniones
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están ordenados regularmente dando origen a diferentes estructuras cristalinas, caracterizadas
por formas geométricas tales como: cúbica, octaédrica, etc.
Por consiguiente, la fórmula de una sustancia iónica solo indica la relación mínima existente
entre los átomos que forman la red cristalina. En el ejemplo del NaCl, dicha fórmula indica que
por cada átomo de cloro que se encuentra en la red, hay un átomo de sodio.
El enlace o unión iónica se debe a la fuerza electrostática por la cual los iones
en un compuesto iónico se atraen mutuamente.
FIGURA 5:
1.1.2. Unión covalente
La unión covalente se establece entre elementos de electronegatividad alta y similar,
generalmente no metales.
En este caso, ninguno de los átomos tiene la electronegatividad suficiente como para
“arrancarle” electrones al otro y por lo tanto, se ven obligados a compartir electrones de a
pares, dando lugar a la formación de moléculas.
Como ejemplo analizaremos la formación de la molécula de cloro (Cl2). Ésta posee dos átomos
de cloro, cada uno de los cuales necesita un electrón para estabilizarse. Como ambos tienen
igual electronegatividad, al aproximarse los dos átomos, los núcleos de cada uno atraen los
electrones asociados al otro núcleo, hasta que llega un momento en que ambos átomos están
tan próximos que ya no es posible saber con certeza cuáles son los electrones que pertenecían
a cada uno de ellos (Figura 6 A). La Figura 6 B muestra la estructura de Lewis de la molécula
de cloro.
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FIGURA 6:(A) Representación esquemática de dos átomos de cloro; (B) Estructura de Lewis
de la molécula de cloro
Como podemos ver en la estructura de Lewis correspondiente a esta unión se remarcan los
electrones que intervienen en la unión (2) o se los deja sólo en su forma electrónica (1).
En la Figura 7 mostramos otros ejemplos: (A) unión covalente entre el bromo y el oxígeno que
da lugar a la formación de la molécula Br2O (óxido de bromo (I)) y (B) unión entre el nitrógeno
y el oxígeno formando N2 O3 (óxido de nitrógeno (III))
FIGURA 7
Para simplificar, los pares de electrones compartidos se suelen representar mediante una línea,
resultando de esta representación las denominadas fórmulas desarrolladas. Así los ejemplos
anteriores quedarían:
Fórmula desarrollada Cl Cl Br O Br O N O N O
Fórmula química (Cl2) (Br2O) (N2O3)
En ambos ejemplos vemos que se
pueden llegar a compartir varios
pares de electrones, de acuerdo a las
necesidades de cada átomo.
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1.1.3. Unión covalente dativa o coordinada:
Todas las uniones en las que se comparten electrones reciben el nombre de covalentes pero en
algunos compuestos se observa otra forma de unión covalente, en la cual el par de
electrones de la uniones aportado por uno solo de los átomos. En estos casos el enlace
se denomina covalente dativo o coordinado.
Para comprender este tipo de enlace procederemos a analizar el caso del enlace entre el azufre
(S) y el oxígeno (O) en el dióxido de azufre (SO2).
En el dióxido de azufre uno de los pares de electrones libres del azufre es utilizado para la
unión de otro oxígeno. En este nuevo enlace los electrones de la unión son aportados sólo por
el azufre, formando así un enlace covalente dativo o coordinado (Figura 8).
Como podemos ver, así como en las uniones covalentes cada par de electrones compartido se
representa mediante una línea, los pares de electrones aportados por uno de los átomos en la
unión dativa se los representa por medio de una flecha que apunta siempre al átomo del
elemento al que se le aporta el par de electrones.
1.2. Polaridad de los enlaces en moléculas diatómicas
Dado que los elementos que forman la unión covalente pueden poseer electronegatividades
iguales o diferentes, se pueden formar uniones covalentes puras o no polares y covalentes
polares respectivamente.
En las uniones covalentes puras o no polares, el enlace se establece entre átomos iguales;
aquí los electrones de la unión están equidistantes de los núcleos y se comparten en forma
equitativa, o sea, los electrones pasan el mismo tiempo en la vecindad de cada átomo. Por
ejemplo, el Cl2, H2, O2, N2, etc.
Por otra parte, cuando los dos átomos son diferentes, tienen distinta electronegatividad y cada
uno de ellos atraerá los electrones con “fuerza” diferente. El más electronegativo los atrae más
fuertemente y hace que los electrones pasen más tiempo cerca de su núcleo. Se puede pensar
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en este comportamiento desigual como una transferencia parcial de electrones o un
desplazamiento de la densidad electrónica. Así los electrones compartidos estarán más cerca
de uno de los núcleos, generando una zona de densidad de carga negativa sobre éste y
positiva en el otro. Esto hará que la nube electrónica se distorsione.
Por ejemplo, en la unión del flúor (EN 4,0) y el hidrógeno (EN 2,1) los electrones compartidos
están cercanos al núcleo de flúor, originando sobre este átomo una densidad negativa y sobre
el otro, una positiva (Figura 10).
FIGURA 10:(A) Distribución electrónica en la molécula de HF. (B) Distorsión de la nube
electrónica.
Las cargas positivas y negativas son siempre iguales entre sí y menores a la carga de un
electrón. De acuerdo a lo visto, cuando en la molécula se establece una unión covalente polar,
el enlace se “polariza”, apareciendo zonas de carga eléctrica opuesta y se forma lo que se
denomina dipolo (Figura 11). El tamaño de un dipolo, o sea una medida de la magnitud de las
cargas parciales, se expresa como Momento dipolar, (μ).
FIGURA 11: Esquema de una molécula polar, dipolo de HCl
El momento dipolar es una magnitud vectorial (se representa a través de un vector), ya que
tiene intensidad (depende de la distancia entre las cargas + y- y de la magnitud de las
mismas), dirección y sentido de desplazamiento (de + a-).
En una molécula diatómica la polaridad está relacionada directamente con la diferencia de
electronegatividad entre los átomos, así la molécula será más polar cuanto mayor sea dicha
diferencia (μ ≠ 0, cuánto más polar es la unión, mayor será μ). Por lo tanto, en las uniones no
polares será μ = 0.
En el caso de moléculas poliatómicas la polaridad depende de la diferencia de
electronegatividad de cada unión y de su simetría. Esta cuestión se tratará más adelante,
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cuando determinemos la geometría molecular a través de la Teoría de Repulsión de Pares de
Electrones de Valencia (TRePEV).
1.3. Unión metálica
Cuando los átomos tienen baja electronegatividad y escasa energía de ionización, como es el
caso de los metales, no atraerán con fuerza sus electrones de valencia, esto hace que los
puedan perder fácilmente (Figura 12).
Así los electrones libres (deslocalizados) constituyen una nube o mar de electrones que rodea
los cationes metálicos. En esta nube los electrones se mueven libremente dejando de
pertenecer a un átomo determinado, de esta manera el metal está formado por un núcleo que
contiene los cationes metálicos de configuración electrónica estable rodeados por los
electrones con movimientos aleatorios (Figura 13).
FIGURA 13: Red metálica (Representación Didáctica)
Cationes metálicos
Electrones deslocalizados
Los electrones deslocalizados mantienen los cationes metálicos unidos muy fuertemente
formando un sólido de elevado punto de fusión.
Estos electrones deslocalizados son los responsables de las propiedades conductoras de
calor y electricidad que poseen todos los metales.
FIGURA 12:
Representación de átomos de aluminio
perdiendo sus electrones de valencia.
(Es una representación didáctica, no
responde a la realidad)
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COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS
2. Formulación Inorgánica
Nomenclatura de los Compuestos Químicos
Las combinaciones químicas de los elementos presentes en la naturaleza permitió obtener gran
número de sustancias, cada uno de ellas tiene un nombre que la identifica de las demás.
Muchos compuestos se nombraron en forma común o trivial antes de se conocieran sus
composiciones, por ejemplo: agua, cal, yeso, azúcar.
Con el avance de las investigaciones se pudo establecer su composición y propiedades las
cuales permitió agruparlas en familias, estableciendo así una SISTEMATIZACION de todas ellas
que nos permita facilitar su NOMENCLATURA.
La NOMENCLATURA SISTEMATIZADA o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y
Aplicada) surge en 1921, cuando un grupo de químicos se reunieron por primera vez y
desarrollaron reglas para nombrar a los compuestos inorgánicos. Hoy debido a enorme
cantidad de compuestos orgánicos, también fueron sistematizados por esta nomenclatura.
Las fórmulas de las sustancias compuestas nos dicen claramente si el compuesto está formado
por átomos de un sólo elemento, de dos, tres o más; de acuerdo a esto podemos clasificarlas
en:
Compuestos Binarios cuando lo integran dos elementos diferentes.
Compuestos Ternarios si son tres elementos constituyentes.
Compuestos Poli-atómicos en el caso de que los elementos constituyentes sean más
de tres; esta diferenciación guarda también regular importancia en la NOMENCLATURA.
Para simplificar la tarea de asignar nombres a los compuestos es prudente agrupar a las
familias según contengan o no oxígeno:
Con Oxígeno
Óxidos, Hidróxidos, Ácidos oxigenados (oxoácidos) y Sales
oxigenadas (oxosales).
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Sin Oxígeno
Hidruros, Hidrácidos y Haluros o sales haloideas o binarias
De los criterios señalados se pueden agrupar las diferentes familias de compuestos inorgánicos
según el siguiente esquema general
No Metal
(X)
Metal
(Me)
Hidruros
Iónicos
y
Metálicos
(MeH)
Óxidos
Básicos
(MeO)
Hidruros
Moleculares
(XH)
Óxidos
Ácidos
(XO)
Hidróxidos
(MeOH)
Hidrácidos
(HX)
Oxoácidos
(HXO)
+ O2 +O2 + H2 + H2
en H2O + H2O + H2O
Sales Oxigenadas
u Oxosales
(MeXO)
Sales No Oxigenadas
o Sales Binarias
(MeX)
FORMULACIÓN INORGÁNICA
FORMULACIÓN INORGÁNICA
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2.1. Número de Oxidación
El número de oxidación se define como el número de electrones que cede,
gana o comparte un elemento en una unión química. Es la carga que se le asigna a un
átomo en un compuesto considerando a todas las uniones como iónicas. Es decir los números
de oxidación tienen valores positivos o negativos.
Están relacionados con la tendencia de un elemento de adquirir o ceder electrones para lograr
máxima estabilidad química, es decir, con su configuración electrónica.
Los elementos del grupo I tienen número de oxidación: +1.
Los elementos del grupo VII tienen número de oxidación: -1
Los números de oxidación tienen valores desde -4 hasta +7.
2.2. Reglas del Número de Oxidación
El número de oxidación de los elementos sin combinarse químicamente y de las sustancias
simples es cero. Ejemplo: Feº, Arº, F2º, Cl2º, P4º.
El número de oxidación del Oxígeno cuando está combinado es -2, excepción en los
peróxidos que es -1.
El número de oxidación del Hidrógeno es +1, excepción en los hidruros metálicos que es -1
La suma de los números de oxidación de los elementos multiplicada por su atomicidad en
un compuesto neutro es cero.
H2O H (+1), O (-2) suma: +1(2) + (-2) = 0
Aplicaremos las Reglas del Número de Oxidación para formular los diferentes compuestos
químicos.
3. Compuestos Binarios
Son aquellos que están formados por dos elementos, veremos especialmente
los metales y no metales que se combinan con el hidrógeno y con el oxígeno.
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3.1. Hidruros Iónicos y Metálicos (MeH)
Son combinaciones del hidrógeno (H) (actúa con número de oxidación -1) con los metales
(Me) (número de oxidación positivo).
Hay varias clasificaciones de hidruros, unos son hidruros iónicos también llamados salinos
(tienen el mismo comportamiento que las sales) de los grupos IA y IIA (bloque s) son sólidos
no conductores de la electricidad y los otros son los hidruros metálicos que son sólidos
conductores de la electricidad, pertenecientes a los metales de transición (bloque d) y tierras
raras (bloque f).
No todos los metales del bloque d forman hidruros, los elementos de transición de los grupos
7, 8, 9, 10, 11 y 12 (excepción Cu y Zn) no forman hidruros. Se llama “brecha de los hidruros”
Para formularlos se siguen las mismas reglas.
Se escribe primero el símbolo del metal Me (más electropositivo) y a continuación el
símbolo del hidrógeno H (más electronegativo)
Se escriben los números de oxidación de cada elemento y se escriben subíndices numéricos
cuando sea necesario para lograr que la suma de los números de oxidación sea cero.
+2 -1
Ca H CaH2 (colocamos el subíndice dos al hidrógeno para que la suma
de cero, el subíndice 1 del hidrógeno no se coloca).
Nomenclatura
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia: Hidruro de Calcio (en este caso), Hidruro
de… (Nombre del elemento) en general si éste posee un solo número de oxidación
Si el metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Fe: +2, +3) según la nomenclatura
utilizada se pueden nombrar.
Nomenclatura tradicional
Para metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para el
menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.
+2 -1
Fe H FeH2 Hidruro ferroso
+3 -1
Fe H FeH3 Hidruro férrico
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta Nomenclatura se escribe entre paréntesis el número de oxidación del elemento en
números romanos
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FeH2 Hidruro de hierro (II)
FeH3 Hidruro de hierro (III)
3.2. Hidruros Moleculares (XH)
Son combinaciones del hidrógeno (H) (actúa con número de oxidación+1) con los metales
(X) (número de oxidación negativo). Lo no metales sólo presentan una opción de número
negativo y esa será la que usan en este tipo de unión.
Para nombrarlos se utiliza: no metal….uro de hidrógeno, para los elementos de los grupo VI y
VII (excepción agua)
-2 +1
S H SH2 sulfuro de hidrógeno
Para los elementos de los grupos IV y V en general se usan nombres tradicionales.
-3 +1
N H NH3 amoniaco
Fórmula Nombre Fórmula Nombre
B2H6 diborano H2O Agua
CH4 metano H2S Sulfuro de Hidrógeno
SiH4 silano H2Se Seleniuro de Hidrógeno
NH3 azano o amoníaco HF Fluoruro de Hidrógeno
PH3 fosfano o fosfina HCl Cloruro de Hidrógeno
AsH3 arsano o arsina HBr Bromuro de Hidrógeno
SbH3 estibano o estibina HI Ioduro de Hidrógeno
BrH, líquido transparente
amarillo, muy corrosivo
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3.3. Hidrácidos (HX)
Las disoluciones acuosas de los algunos hidruros no metálicos de los grupos VI y VII generan
soluciones ácidas por ello se los denominan hidrácidos, son ácidos no oxigenados. En ellos
el hidrógeno representa la parte más electropositiva (número de oxidación +1) por lo tanto,
los elementos con los que se combina actuarán con número de oxidación negativo.
Nomenclatura tradicional
Para nombrarlos se antepone la palabra ACIDO al no metal y se reemplaza su última vocal por
la terminación HIDRICO.
Nomenclatura IUPAC
Se nombran: no metal…uro de hidrógeno.
Ellos son:
Fórmula Nomenclatura
IUPAC
Nomenclatura
Tradicional
H2S Sulfuro de Hidrógeno Ácido sulfhídrico
H2Se Seleniuro de Hidrógeno Ácido selenhídrico
HF Fluoruro de Hidrógeno Ácido fluorhídrico
HCl Cloruro de Hidrógeno Ácido clorhídrico
HBr Bromuro de Hidrógeno Ácido bromhídrico
HI Ioduro de Hidrógeno Ácido yodhídrico
3.4. Óxidos Básicos (MeO)
Los óxidos básicos son combinaciones del oxígeno (con número de oxidación –2) con los
metales.
Para formularlos se siguen las mismas reglas:
Se escribe primero el símbolo del metal Me (más electropositivo) y a continuación el
símbolo del Oxígeno O (más electronegativo).
Se escriben los números de oxidación de cada elemento y se escriben subíndices numéricos
cuando sea necesario para lograr que la suma de los números de oxidación sea cero.
+2 -2
Ba O BaO (la suma de los números de oxidación da cero no hay
necesidad de agregar subíndices)
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+3 -2
Al O Al2O3 (Colocamos el subíndice tres al oxígeno y dos al aluminio
para que la suma de cero)
+4 -2
Ti O TiO2 (se debe colocar la relación mínima de átomos para formar
el óxido aunque hay excepciones)
Nomenclatura
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:
Si el metal posee un solo número de oxidación, (Ej: Ca, Ba, Na,..) se denominan: óxido
de… (Nombre del elemento). En el primer ejemplo: Oxido de Bario
Si el metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Ti: +3, +4) según la nomenclatura
utilizada se pueden nombrar:
Nomenclatura tradicional
Para metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para el
menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.
+3 -2
Ti O Ti2O3 Óxido titanioso
+4 -2
Ti O TiO2 Óxido titánico
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta Nomenclatura se escribe entre paréntesis el número de oxidación del elemento en
números romanos
Ti2O3 Óxido de titanio (III)
TiO2 Óxido de titanio (IV)
Cr2O3 Óxido de cromo (III),
El "verde de cromo" Cr2O3 es un pigmento que
se emplea, en pinturas esmaltadas y en la
coloración de vidrios.
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Metal Número
de
oxidación
Fórmula
del
Oxido
Nomenclatura
IUPAC
Nomenclatura
Tradicional
Fe (hierro) +3 Fe2O3 Óxido de hierro (III) Óxido férrico
Cu (cobre) +2 CuO Óxido de cobre (II) Óxido cúprico
Ni (níquel) +2 NiO Óxido de níquel (II) Óxido niqueloso
K (potasio) +1 K2O Óxido de potasio Óxido de potasio
Pb (plomo) +4 PbO2 Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico
3.5. Óxidos Ácidos(XO)
Los óxidos ácidos son combinaciones del oxígeno (con número de oxidación –2) con los no
metales.
Para formularlos se siguen las mismas reglas:
Se escribe primero el símbolo del no metal X (más electropositivo, en estos compuestos el
no metal siempre utiliza los números de oxidación positivos) y a continuación el símbolo del
Oxígeno O (más electronegativo)
Se escriben los números de oxidación de cada elemento y se escriben subíndices
numéricos cuando sea necesario para lograr que la suma de los números de oxidación sea
cero.
+2 -2
C O CO (la suma de los números de oxidación ya da cero)
+5 -2
Cl O Cl2O5 (Colocamos el subíndice cinco al oxígeno y dos al cloro
para que la suma de cero).
Nomenclatura
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:
Si el no metal posee un solo número de oxidación, (Ejemplo: Boro, Silicio) se denominan:
óxido de… (Nombre del elemento).
Si el no metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Cl: -1, +1, +3, +5, +7,) se
pueden nombrar de formas diferentes según la nomenclatura utilizada:
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Nomenclatura tradicional
Para no metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para el
menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.
+3 -2
P O P2O3 Óxido fosforoso
+5 -2
P O P2O5 Óxido fosfórico
Para no metales con varios estados de oxidación es el caso del Cloro, Bromo, Yodo, se agregan
prefijos hipo y per a los óxidos de con número de oxidación inferior y superior
respectivamente.
Cl2O: óxido hipocloroso
Cl2O3: óxido cloroso
Cl2O5: óxido clórico
Cl2O7: óxido perclórico
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta Nomenclatura se escribe entre paréntesis el número de oxidación del elemento en
números romanos
Cl2O3 Óxido de cloro (III)
SO2 Óxido de azufre (IV)
Nomenclatura IUPAC (Sistemática o Atomicidad)
Se nombran con la palabra óxido a la que se le antecede un prefijo que indica el número de
oxígenos presentes en el compuesto; y a continuación el no metal, con otro prefijo que indica
el número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula.
Cl2O3 trióxido de dicloro
SO2 dióxido de azufre
Esta nomenclatura es la más adecuada para nombrar las diferentes formas en que se
presentan los óxidos.
El nitrógeno forma dos óxidos con número de oxidación +4:
NO2 dióxido de nitrógeno y N2O4 tetróxido de dinitrógeno.
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Fórmula
del
Oxido
Nomenclatura
IUPAC
Atomicidad
Nomenclatura
IUPAC
Numeral de Stock
Nomenclatura
Tradicional
As2O3 trióxido de diarsénico Óxido de arsénico (III) óxido arsenioso
N2O5 pentóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) óxido nítrico
I2O7 heptóxido de diyodo Óxido de iodo (VII) óxido periódico
Br2O monóxido de dibromo Óxido de bromo (I) Óxido hipobromoso
SO3 trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Óxido sulfúrico
El dióxido de azufre (SO2), dióxido de nitrógeno
(NO2) y monóxido de carbono (CO), que
diariamente generan la industria, los automóviles
y diversas actividades, se concentran en el aire.
Los municipios del Estado de México, comenzaron
a aplicar políticas para detener la emisión de
contaminantes.
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4. Compuestos Ternarios
4.1. Hidróxidos (MeOH)
Son compuestos que, en general, pueden obtenerse a partir de la combinación de los óxidos
básicos con el agua.
Su fórmula general es Me(OH)n, donde Me es el metal, OH-es el ion oxhidrilo y n número de
oxidación del metal.
La combinación del ion oxhidrilo o hidróxido (OH -) con diversos cationes metálicos dan como
producto estos compuestos también llamados bases o álcalis debido al carácter básico del ion
hidróxido (tendencia a reaccionar con iones hidrógeno para formar agua).
Para formularlos se siguen las mismas reglas.
Se escribe primero el símbolo del metal Me y a continuación el símbolo del Oxígeno O y el
Hidrógeno H. La unión covalente entre el Oxígeno y el Hidrógeno muy fuerte forma el anión
monovalente OH-
Se escribe el número de oxidación del metal y tantos grupos oxhidrilos como número de
oxidación tenga el metal así la suma de los números de oxidación dará cero.
Ca+2 OH-1 Ca(OH)2
Co+3OH-1 Co(OH)3
Nomenclatura
Para nombrar los hidróxidos IUPAC aconseja utilizar la nomenclatura de Stock o la
estequiométrica. La nomenclatura tradicional emplea las terminaciones oso, ico, si el metal
tuviera más de un numero de oxidación.
4.2.
Fórmula del
Hidróxido
Nomenclatura
IUPAC
Numeral de Stock
Nomenclatura
Tradicional
Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio
Cu(OH) Hidróxido de cobre(I) Hidróxido cuproso
Cu(OH)2 Hidróxido de cobre(II) Hidróxido cúprico
Ti(OH)4 Hidróxido de titanio (IV) Hidróxido titánico
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Oxoácidos (XOH)
Son compuestos con propiedades ácidas que contienen oxígeno en su molécula. En la que X
representa un no metal o metal de transición en un estado de oxidación elevado, el hidrógeno
actúa con estado de oxidación +1 y el oxígeno con número de oxidación -2.
Para formular correctamente un oxoácido habrá que conocer en primer lugar el estado de
oxidación del no metal X, si es un número impar, corresponderá un número impar de
hidrógenos.
En caso de que el estado de oxidación del no metal sea un número par, la cantidad de átomos
de hidrógeno también será par, en general será 2, esto es válido para oxoácidos sencillos.
Para formularlos se siguen las mismas reglas:
Se escribe primero el símbolo del H y a continuación el símbolo del no metal X y luego el
Oxígeno O.
Se escribe el número de oxidación del oxígeno -2, es el único negativo, por lo tanto los
números de oxidación de H y X serán siempre positivos.
Sabiendo que la suma de los números de oxidación debe dar cero, el siguiente paso es
encontrar el valor del subíndice del oxígeno, y éste deberá ser tal que al multiplicar por –2
compense la sumatoria de números de oxidación positivos.
El cloro tiene varios números de oxidación usaremos para este ejemplo +3 que es
impar:
+1 +3 -2
H Cl O HClO2
Analizando: +1+3 = +4 significa que son necesarias 4 negativas, es decir 2 oxígenos
-2(2) =-4; la suma algebraica +4 + (-4) = 0
El azufre tiene varios números de oxidación usaremos para este ejemplo +6 que es par:
+1 +6 -2
H S O H2SO4
Analizando: debemos poner 2 hidrógenos para que sea par la suma de los números positivos
+1(2) + 6 = +8 significa que son necesarias 8 negativas, es decir 4 oxígenos
-2(4) =-8; la suma algebraica +8 + (-8) = 0
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Nomenclatura
Para nombrarlos utilizaremos la nomenclatura tradicional admitida como correcta por la IUPAC
y también la nomenclatura de Stock.
Nomenclatura tradicional
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:
Si el no metal posee un solo número de oxidación, (Ej: Boro, Silicio, Carbono) se
denominan: ácido… (nombre del elemento)…..ico.
H2CO3: ácido carbónico
Si el no metal posee dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para
el menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación
H2SO3: ácido sulfuroso
H2SO4: ácido sulfúrico
Si el no metal posee más de un número de oxidación positivo, (Ej. Cl: +1, +3, +5, +7,) se
pueden nombrar utilizando los sufijos oso e ico y los prefijos hipo y per para los números de
oxidación más bajo y más alto respectivamente.
HClO: ácido hipocloroso
HClO2: ácido cloroso
HClO3: ácido clórico
HClO4: ácido perclórico
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta nomenclatura se escribe la raíz del nombre del elemento... ato (número de
oxidación del no metal entre paréntesis en número romano) de hidrógeno
HClO4: clorato (VII) de hidrogeno
No Metal Número
de
oxidación
Fórmula
del
Ácido
Nomenclatura
IUPAC
Numeral de Stock
Nomenclatura
Tradicional
Bromo +1 HBrO Bromato (I) de hidrógeno Ácido hipobromoso
Bromo +5 HBrO3 Bromato (V) de hidrógeno Ácido bromoso
Carbono +4 H2CO3 Carbonato (IV) de hidrógeno Ácido carbónico
Nitrógeno +3 HNO2 Nitrato (III) de hidrógeno Ácido nitroso
Nitrógeno +5 HNO3 Nitrato (V) de hidrógeno Ácido nítrico
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4.3. Casos adicionales
Algunos óxidos ácidos tales como: los del fósforo, los óxidos ácidos de algunos elemento del
grupo VA, el SiO2 y el B2O3 reaccionan con el agua adicionando más de una molécula de agua
Se emplean los prefijos meta, piro y orto para designar los diferentes grados de hidratación
de los ácidos.
P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico o metafosfato (V) de hidrógeno
P2O5 + 2 H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico o pirofosfato (V) de hidrógeno
P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico u ortofosfato (V) de hidrógeno
B2O3 + H2O 2 HBO2 ácido metabórico o metaborato (III) de hidrógeno
B2O3 + 3H2O 2 HBO3 ácido ortobórico u ortoborato (III) de hidrógeno
5. Disociación Electrolítica
La teoría de “disociación electrolítica” fue propuesta por Svante Arrhenius en 1887 en base a
sus trabajos experimentales sobre ácidos, bases y sales en solución acuosa.
Según esta teoría estas sustancias cuando se disuelven en agua generan iones que son
capaces de conducir la corriente eléctrica (electrolitos).
5.1. Disociación de Hidróxidos
Los hidróxidos o bases son sustancias iónicas, por lo tanto al disolverse en agua los iones que
constituyen el cristal se separan, este fenómeno se denomina disociación.
El ácido nítrico HNO3 reacciona
violentamente con los metales
liberando NO2 gas de color rojo
parduzco responsable en gran medida
del smog fotoquímico
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Na (OH) H2O Na+ + OH-
Ba (OH)2 H2O Ba2+ + 2 OH-
Es decir los hidróxidos en agua liberan cationes (iones metálicos) y grupos oxhidrilos.
Es especial el caso del amoniaco que siendo un hidruro no metálico en agua genera iones OH-
es decir comportamiento semejante al de los hidróxidos.
NH3 + H2O NH4+ + OH-
A estas sustancias que liberan OH – al disolverse en agua se las clasifica como bases.
Las soluciones básicas o alcalinas, tiñen de azul el papel de tornasol, son untuosas al tacto,
tiene sabor amargo.
Nomenclatura de los cationes
Para nombrarlos se debe tener en cuenta:
Si el catión proviene de un metal con un solo número de oxidación, (Ej: Ca, Al, Na,..) se
denominan: ion… (Nombre del elemento).
Al3+: ion aluminio
Zn2+: ion zinc
Si el catión proviene de un metal que posee más de un número de oxidación, (Ej. Ti: +3,
+4) según se utilice la nomenclatura tradicional o IPAC, se pueden nombrar:
Ti3+: ion titanioso, ion titanio (III)
Ti4+: ion titánico, ion titanio (IV)
5.2. Disociación de Ácidos
Los ácidos son sustancias moleculares, al disolverse en agua reaccionan con ésta generando
iones (se rompe la unión covalente entre el H y el no metal) hidrógeno y un anión.
En el caso de los hidrácidos:
HCl H2O H+ + Cl- (anión no oxigenado)
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En el caso de los oxoácidos:
HNO3 H2O H+ + NO3- (anión oxigenado)
Las sustancias que en solución acuosa liberan iones hidrógeno H+ se la clasifica como ácidos.
Las soluciones ácidas tiñen de rojo el papel de tornasol, son agrias (como el limón), cuando
reaccionan con ciertos metales liberan gas hidrógeno.
5.3. Formulación de Aniones
Los aniones que provienen de hidrácidos como los de los oxoácidos se formulan de igual
forma, se escribe la fórmula del ácido del que proviene y luego se sustituyen tantas cargas
negativas como átomos de hidrógeno tiene el ácido.
Si el ácido es H2S significa que el anión tiene la fórmula: S2-
Si el ácido es H3PO4 significa que el anión tiene la fórmula: PO43-
Si el ácido es HClO3 significa que el anión tiene la fórmula: ClO31-
Nomenclatura de los aniones
Para nombrarlos hay que tener en cuenta si son aniones que provienen de hidrácidos o de
oxoácidos:
Los aniones que provienen de hidrácidos se nombran cambiando la terminación del nombre
del elemento por - uro - .
Cl-: ion cloruro; S2-: ion sulfuro
Los aniones que provienen de oxoácidos u oxoaniones se nombran según la nomenclatura
tradicional o IUPAC de forma diferente.
Nomenclatura tradicional
En estos casos se cambia las terminaciones oso e ico de los ácidos por ito y ato en los
aniones respectivamente, respetando los prefijos (meta, piro, orto) cuando los hubiere.
Ácido nitroso ion nitrito
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Ácido nítrico ion nitrato
Ácido perclórico ion perclorato
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta Nomenclatura se escribe:
Ion…nombre del no metal, entre paréntesis el número de oxidación del no metol..ato
CO32-: ion carbonato (IV)
SO42-: ion sulfato (VI)
Fórmula
del
ácido
Nº de
oxidación
del no
metal
Fórmula
del anión
Nomenclatura
IUPAC
Numeral de Stock
Nomenclatura
Tradicional
HBr -1 Br- Ion cloruro Ion cloruro
H2Se -2 Se2- Ion seleniuro Ion seleniuro
H2SO3 +4 SO32- Ion sulfito Ion sulfato (IV)
H2SO4 +6 SO42- Ion sulfato Ion sulfato (VI)
H4SiO4 +4 SiO44- Ion ortosilicato Ion ortosilicato (IV)
HClO +1 ClO- Ion hipocloroso Ion clorato (I)
5.4. Casos especiales
Algunos aniones a pesar de no formar ácidos estables, si lo son las sales que éstos forman:
MnO42-: ion mangato o manganato (VI)
MnO4- : ion permangato o manganato (VII)
Ácidos Aniones (sales)
Prefijo Terminación Prefijo Terminación
----- uro ----- hídrico
hipo oso hipo ito
----- oso ----- ito
----- ico ----- ato
per ico per ato
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Cr2O72-: ion dicromato o dicromato (VI)
CrO42- : ion cromato o VI ion cromato (VI)
6. Sales (MeX, MeXO)
Son compuestos iónicos que resultan de la combinación química de un catión (en general
metálico) con un anión. Si el anión proviene de un hidrácido se formaran sales binarias o no
oxigenadas, si el anión proviene de un oxoácido se formarán sales oxigenadas u oxosales.
6.1. Sales binarias (MeX)
En estos compuestos el anión es un no metal (proviene de los hidrácidos) que actúa con un
único estado de oxidación (negativo).
Para formularlas:
Se escribe primero el símbolo del catión y luego el anión.
Se agregan subíndices para lograr la electroneutralidad entre las cargas del anión y del
catión.
K+1 Cl-1 KCl
Fe+3 S-2 Fe2S3
Nomenclatura
Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:
Si el metal posee un solo número de oxidación, (Ej: Ca, Ba, Na, K...) se denominan:
…...uro de… (nombre del elemento), en cualquier nomenclatura.
Las soluciones ácidas tiñen de rojo el papel de
tornasol.
Las soluciones básicas o alcalinas, tiñen de
azul el papel de tornasol.
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En el primer ejemplo: Cloruro de potasio
Si el metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Pb: +2, +4) según la nomenclatura
utilizada se pueden nombrar.
Nomenclatura tradicional
Para metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para el
menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.
+2 -2
Pb S PbS sulfuro plumboso
+4 -2
Pb S PbS2 sulfuro plúmbico
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta nomenclatura se escribe (entre paréntesis) el número de oxidación del elemento
en números romanos.
PbS sulfuro de plomo (II)
PbS2 sulfuro de plomo (IV)
Nomenclatura IUPAC (Atomicidad o Sistemática)
Utiliza prefijos: di, tri, etc., para indicar el subíndice del anión o del catión en la fórmula. Al
nombre del no metal se le añade el sufijo uro.
CoCl2 dicloruro de cobalto
CoCl3 tricloruro de cobalto
El cloruro cobalto (II) es un polvo cristalino azul que en presencia de agua asume diferentes
formas; entre ellas, la más estable tiene el aspecto de cristales rojo rubí. El cobalto cloruro se
utiliza como indicador de humedad.
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Fórmula
de la sal
Nomenclatura
IUPAC
Numeral de Stock
Nomenclatura
IUPAC
Atomicidad
Nomenclatura
Tradicional
CaCl2 Cloruro de calcio Cloruro de calcio Cloruro de calcio
Au2S Sulfuro de oro (I) Sulfuro de dioro sulfuro auroso
Au2S3 Sulfuro de oro (III) Trisulfuro de dioro sulfuro aúrico
SnBr2 Bromuro de estaño (II) dibromuro de estaño Bromuro estannoso
SnBr4
Bromuro de estaño (IV) tetrabromuro de estaño Bromuro estánnico
6.2. Oxosales (MeXO)
Estos compuestos ternarios resultan de la combinación de un catión y un anión oxigenado u
oxoanión (oxoácido que perdió sus hidrógenos). Son compuestos iónicos.
Para formularlas debemos considerar que las sales son compuestos neutros entonces la suma
de las cargas de los cationes y aniones que la constituyen debe dar cero.
Ca2+SO42- CaSO4
Ni2+ PO43- Ni3(PO4)2
Nomenclatura tradicional
Se nombra primero el anión y luego el catión. En estos casos se utiliza las terminaciones ito y
ato de los aniones con el estado de oxidación inferior o superior respectivamente, respetando
CaSO4 (yeso)
Ni3 (PO4)2
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los prefijos hipo y per si hubiera cuatro estados de oxidación y para aniones que provienen de
ácidos especiales los prefijos meta, piro y orto cuando los hubiere.
Luego, a continuación, se nombra el catión con las terminaciones oso e ico si tuviera dos
números de oxidación.
Co:+2, +3 (+3 es el mayor estado de oxidación del cobalto) le corresponde
terminación ico al catión.
S: +4, +6 (+4 es el menor estado de oxidación del azufre) le corresponde
terminación ito al anión.
+3 +4
Co (SO3)2- Co2(SO3)3 sulfito cobáltico
Fe: +2, +3 (+2 es el menor estado de oxidación del hierro) le corresponde
terminación oso al catión.
Cl: +1, +3, +5, +7 (+7 es el mayor estado de oxidación del azufre) le corresponde
el prefijo per y la terminación ato al anión.
+2 +7
Fe (ClO4)1- Fe(ClO4)2 perclorato ferroso
Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)
Según esta Nomenclatura se escribe:
El anión de acuerdo a la nomenclatura explicada y el catión con el número de oxidación entre
paréntesis y en números romanos. Nombrando los compuestos anteriores sería:
Co2(SO3)3 sulfato (VI) de cobalto (III)
Fe(ClO4)2 clorato (VII) de hierro (II)
KMnO4 manganato (VII) de potasio
La soluciones de KMnO4 manganato (VII) de
potasio o permanganato de potasio son muy
utilizadas en el laboratorio por ser un fuerte
agente oxidante.
También tiene propiedades desinfectantes y
desodorantes.
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K: +1 un solo catión posible
Cu: +1,+2 dos cationes posibles
C: +4 un solo anión posible
Se: +4,+6 dos aniones posibles
Fórmula
de la sal
Nomenclatura
IUPAC
Numeral de Stock
Nomenclatura
Tradicional
K2CO3 Carbonato de potasio Carbonato de potasio
K2SeO3 Seleniato (IV) de potasio Selenito de potasio
K2SeO4 Seleniato (VI) de potasio Seleniato de potasio
Cu2SeO3 Seleniato (IV) de cobre (I) Selenito cuproso
CuSeO3 Seleniato (IV) de cobre(II) Selenito cúprico
Cu2SeO4 Seleniato (VI) de cobre (I) Seleniato cuproso
CuSeO4 Seleniato (VI) de cobre (II) Seleniato cúprico
K3PO4 Ortofosfato (V) de potasio Ortofosfato de potasio
6.3. Disociación de sales en disolución acuosa
Las sales, como los ácidos y las bases se comportan como electrolitos al disolverse en agua, es
decir generan aniones y cationes que pueden conducir la corriente eléctrica.
NaCl H2O Na1+ + Cl1-
Ca(ClO3)2 H2O Ca2+ + 2 ClO3
1-
Cada cátion Na+ y anión Cl- se rodean de
moléculas de agua (hidratación) que les permite
estar alejados unos de otros.
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7. Reacciones de Neutralización
Las reacciones químicas en solución acuosa de una base o hidróxido con un ácido se
denominan reacciones de neutralización. La reacción que da origen a este nombre se debe a la
reacción fundamental en la cual un ión hidrógeno aportado por los ácidos reacciona con
un ion oxhidrilo aportado por los hidróxidos.
Hay una neutralización cuando se combinan todos los iones hidrógeno de un ácido con la
misma cantidad de iones oxhidrilos de una base para obtener agua y una sal neutra.
NaOH + HCl H2O NaCl + H2O
Ca(OH)2 + 2HNO3 H2O Ca(NO3)2 + 2H2O
7.1. Indicadores
Hay sustancias que nos permiten diferenciar los ácidos de las bases pues tienen la propiedad
de cambiar de color en presencia de estos cuando están en solución acuosa. Se los denomina
Indicadores ácido-base.
Indicador Color en medio ácido Color en medio alcalino
Papel de tornasol Rojo Azul
Heliantina Rojo Amarillo
Fenolftaleína incoloro fucsia
Hay indicadores naturales de origen vegetal (el papel de tornasol), los pétalos de las flores, la
remolacha, el repollo, y artificiales como la heliantina y la fenolftaleína. Muchos otros permiten
determinar con más precisión el grado de acidez o alcalinidad.
Indicadores ácido-base que poseen rango
de viraje de color a diferentes pH
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7.2. Concepto de pH
Es un concepto introducido en 1909 por Sörensen para indicar en forma
sencilla la acidez o alcalinidad de una solución acuosa.
El pH del agua es 7 cuando la temperatura es de 25ºC
Si el pH es igual a 7 se dice que la solución es neutra, si es menor que 7 se dice que la
solución es ácida, si es mayor que 7 la solución es alcalina
Esta medida del pH está definida entre 0 y 14
Cuanto más bajo es el pH más ácida será la solución. Cuanto más alto el pH más alcalina o
básica será la solución.
Los pH de algunas soluciones son:
Solución pH
Acido estomacal 1,4
Jugo de limón 2,4
Vinagre 2,7
Soda 4,2
Orina 5,8
Leche 6,6
Sangre 7,4
Bicarbonato de sodio 9,2
Destapa cañerías 13,2