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Institución educativa Exalumnas
de la Presentación
Módulo de química- Decimo
1
QUIMICA INORGANICA
Presentado por:
Kamila Alejandra Velasquez
Maria Alejandra Bravo Echeverri
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INDICE
Indice……………..…………………………………....……………………………………… 2,3,4
Introduccion………………………………………………………………………………………5
Sistema de nomenclatura para compuestos inorgánicos………….………………………
Funcion química……………………………………………….………………………………….6
Oxidos básicos……....…………………………………………………………………………....7
Nomenclatura oxidos básicos…….....…………………………………………………………8
Nomenclatura tradicional…………………………………………………….…………………..
Ejemplos…………………………………………………...……………………….………………9
Nomenclatura stock…………………….……………………………………………..………….
Ejemplos….……..…………………………………………………………..……………………10
Nomenclatura sistematica……….……………………………………………………………….
Ejemplos…………………………………………………………………..………………………11
Acidos. ……………………………………………..……………………..………………………12
Propiedades…………………………….……………………………………..…………………13
Teoria de Arrhenius……………………...…………………………………………..…………14
Teoria Bronsied y Lowry……………..………………………………………………..……….
Teoria de Lewis………………..………………………………………………..…………….…15
Nomenclatura acidos…………………………………………………………………………….
Nomenclatura stock……..……..………………………….……………………………………..
Ejemplos……………..……………………………………………………..………………….…16
Nomenclatura sistematica .…………...………………………………………………………..
Ejemplos……..……………………………………………………………..……………………17
Nomenclatura tradicional…………….………………………………………………………..…
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Ejemplos…………………………………………………………………..………………………18
Clasificacion de los acidos………………………………………………………………………
Acidos hidracidos……………………………………………………………………...……..……………
Nomenclatura……………………………………………………………………….……………..
Ejemplos………………………………………….………………………….……………………19
Acidos oxoacidos………………………………..……………………..…………………………
Ejemplos…………………………………………………………………..………………………20
Clasificacion de los oxácidos……………………...……………..…………………………….
1. Polhidratados……………………………..…………………………………..…………………
Ejemplos…………………………………………………………………..………………………21
2.Poliacidos……………………………………………….…………………..…………………….
Ejemplos……………………………………………………………………..………………………
3.Peroxiacidos…………………………………………………………………..……….………22
Ejemplos de peroaxidos……………………….…………………………………………………
4.Tioacidos…………………………..……………………………………..………………………
Nomenclatura…………………………………...………………………………..………………23
Ejemplos tioacidos………………………….………………………………………..…………24
Sales ………………………………………………………………………………………………25
Clasificaicon de las sales……………………………………………….……………………..26
Propiedades de las sales………………………………………………………………….…..27
Nomenclatura química y notación de las sales ……………..……………………………28
Notacion sales binarias…………………………………………………….……………………
Nomenclatura sales ternarias u oxisales……………………..……………………………29
Obtencion de sales………………………………………………………………………..………
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Otras formas de obtener sales………………………………………………………………..
Ejemplos …………………………………………………………………..……………………30
Hidroxidos…………..…………………………………………………………..…………………
Formulación de los hidroxidos………………….…………….……………………………….
Nomenclatura de hidroxidos……………………………………………………………………
Noenclatura tradicional……………………………………...……………………………..…31
Ejemplos de nomenclatura tradicional de hidróxidos……………………..……………32
Nomenclatura stock ……………………………………………………………………..………
Ejemplos …………………………………………………………………..……………………33
Nomenclatura sistematica…………………………………………………………………..…
Ejemplos……………………………………………………………………..…………….……34
Reacción química …………………………………………………………………..…………
Reacciones de la química inorgánica……………..………………….……………………35
Clasificación de las reacciones químicas…………………………………………………36
Clasificacion de las reacciones quimicas…………………………………………………37
Clasificacion de las reacciones quimicas…………………………………………………38
Clasificacion de las reacciones quimicas…………………………………………………39
Ecuacion quimica ……………………………………………………………………………….
Interpretacion de una ecuación química………………………………………………….40
Interpretacion de una ecuación química………………………………………………….41
Equiibrio de ecuaciones químicas…………………………………………………………..
Métodos…………………………………………………………………...………………………
Método de tanteo……………………………………………………………………………..42
Método redox(oxidoreduccion)…………………………………….………………………43
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Método redox(oxidoreduccion)………………………………………………………………44
Ejemplos……………………………………………………..…………………………………..45
Webgrafia………………………………………….……………………………………………..46
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INTRODUCCION
Desde el principio de los tiempos la humanidad dio nombre a los metales y demás
sustancias. El desarrollo de la alquimia y las artes aplicadas aumentó el número de
sustancias y compuestos a nombrar. Estos nombres tenían muy diferente origen y
variabilidad, no proporcionaban información sobre la composición y no respondían
a ningún criterio sistemático. La abundancia de sustancias químicas propició el
interés por crear criterios sistemáticos de nomenclatura química. Este impulso inicial
de la nomenclatura química sistemática se lo debemos a químicos como el sueco
Bergmann y principalmente al químico francés Guyton de Morveau (1737-1816).
Desarrolló un sistema de nomenclatura en 1782 que es la base de nuestro sistema
actual. Este sistema fue desarrollado en unión con Lavoisier, Berthollet y Fourcroy
en 1787.
La química es una rama de las ciencias naturales que estudia la materia, sus
propiedades, estructura, transformaciones y leyes que rigen dichas
transformaciones.
La química inorgánica trata de todos los elementos y sus compuestos. Los metales
y no metales, formas simples y complejas. Ocurrencia, estructura, propiedades y
aplicaciones.
El presente trabajo se hace con el fin de reforzar los conocimientos adquiridos en
temas tales como nomenclatura, ecuaciones químicas y todo lo relacionado con la
química inorgánica, es por esto que a continuación se expone la siguiente
investigación
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SISTEMA DE NOMENCLATURA PARA COMPUESTOS INORGÁNICOS
Agrupa y nombra a los
compuestos inorgánicos, que son
todos los compuestos diferentes
de los orgánicos. Actualmente se
aceptan tres sistemas o sub-
sistemas de nomenclatura, estos
son: el sistema de nomenclatura
estequiometria o sistemático, el
sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional y el sistema de
nomenclatura Stock. Estos tres sistemas nombran a casi todos los compuestos
inorgánicos, siendo la nomenclatura tradicional la más extensa, y tiene grandes
ramas del desarrollo físico y alternativo, y lleva a cabo varias interpretaciones de
las funciones básicas de cada elemento.
FUNCIÓN QUÍMICA
Se llama Función química al conjunto de propiedades comunes que caracterizan a
una serie de sustancias, permitiendo así diferenciarlas de las demás. Este tipo de
sustancias tienen un comportamiento propio y específico en los procesos
químicos. Por ejemplo:
Óxidos
Ácidos
Sales
Hidróxidos
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OXIDOS BASICOS
Un óxido básico es un compuesto que resulta de la combinación de un elemento
metálico con el oxígeno, por lo tanto su unión será iónica.
metal + oxígeno = óxido básico
Cuando reaccionan con agua forman hidróxidos, que son bases, y por eso su
denominación. Los óxidos de los no metales se denominan óxidos ácidos.
Primero se escribe el nombre genérico del compuesto, que es óxido y al final el
nombre del metal, esto es para metales con una valencia fija o única.
Ejemplo: óxido de sodio.
Fórmula: Siempre se escribe primero el símbolo del metal y después la del
oxígeno Na2O el oxígeno siempre va a actuar con valencia -2.
Para nombrar a los óxidos básicos, se deben observar los números de oxidación,
o valencias, de cada elemento. Hay tres tipos de nomenclatura: tradicional, por
atomicidad y por numeral de Stock.
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NOMENCLATURA DE LOS ÓXIDOS METÁLICOS (ÓXIDOS BÁSICOS)
La lectura de los compuestos se realiza de forma contraria a su escritura, es decir,
se comienza nombrando el óxido seguido del elemento que le precede. Para ello se
utilizan las siguientes nomenclaturas:
Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de los óxidos metálicos se
nombra con la palabra óxido seguida del elemento metálico teniendo en cuenta la
valencia del elemento metálico.
Los sufijos utilizados siguen el siguiente criterio:
Una valencia: Óxido ... ico
o Na+1 + O-2 » Na2O: óxido sódico
o Ca+2 + O-2 » Ca2O2 » CaO: óxido cálcico
Dos valencias:
o Menor valencia: Óxido ... oso
Ni+2 + O-2 » Ni2O2 » NiO: óxido niqueloso
Hg+1 + O-2 » Hg2O: óxido mercurioso
o Mayor valencia: Óxido ... ico
Ni+3 + O-2 » Ni2O3: óxido niquélico
Hg+2 + O-2 » Hg2O2 » HgO: óxido mercúrico
Tres valencias:
o Menor valencia: Óxido hipo ... oso
Cr+2 + O-2 » Cr2O2 » CrO: óxido hipocromoso
o Valencia intermedia: Óxido ... oso
Cr+3 + O-2 » Cr2O3: óxido cromoso
o Mayor valencia: Óxido ... ico
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Cr+6 + O-2 » Cr2O6 » CrO3: óxido crómico
Cuatro valencias:
o Primera valencia (baja): Óxido hipo ... oso
Mn+2 + O-2 » Mn2O2 » MnO: óxido hipomanganoso
o Segunda valencia: Óxido ... oso
Mn+3 + O-2 » Mn2O3: óxido manganoso
o Tercera valencia: Óxido ... ico
Mn+4 + O-2 » Mn2O4 » MnO2: óxido mangánico
o Cuarta valencia (alta): Óxido per ... ico
Mn+7 + O-2 » Mn2O7: óxido permangánico
Ejemplos:
1. K2O - óxido de potasio
2. Na2O - óxido de sodio
3. CaO - óxido de calcio
4. MgO - óxido de magnesio
5. BaO - óxido de bario
6. Cu2O - óxido cuproso
7. CuO - óxido cúprico
8. FeO - óxido ferroso
9. Fe2O3 - óxido férrico
10. Al2O3 - óxido de aluminio
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Nomenclatura de stock: la nomenclatura de stock se realiza indicando el número
de valencia del elemento metálico en número romanos y entre paréntesis, precedido
por la expresión "óxido de" + elemento metálico.
Ejemplos:
1. Ni2O3: óxido de níquel (III)
2. HgO: óxido de mercurio (II)
3. CaO - - óxido de calcio (II)
4. MgO - óxido de magnesio (II)
5. BaO - óxido de bario (II)
6. Cu2O - óxido de cobre (I)
7. CuO - óxido de cobre (II)
8. FeO - óxido de hierro (II)
9. Fe2O3 - óxido de hierro (III)
10. Al2O3 - óxido de aluminio (III)
Cuando el elemento metálico sólo tiene una valencia no es necesario indicarla.
Ejemplo:
CaO: óxido de calcio en lugar de óxido de calcio (II)
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Nomenclatura sistemática: en esta nomenclatura se indica mediante un prefijo el
número de átomos de cada elemento.
Los prefijos utilizados que indican el número de átomos en esta nomenclatura son:
1 átomo: Mono
2 átomos: Di
3 átomos: Tri
4 átomos: Tetra
5 átomos: Penta
6 átomos: Hexa
7 átomos: Hepta
Ejemplos:
1. Ni2O3: Trioxido de dinitrogeno
2. Co2: Dioxido de carbono
3. So2: Dioxido de azufre
4. So3: Trioxido de azufre
5. N2O3: Trioxido de dinitrogeno
6. N2O5: Pentoxido de dinitrogeno
7. Cl2O: Monoxido de dicloro
8. Cl2O3: Trioxido de dicloro
9. Cl2O5: Pentoxido de dicloro
10. Cl2O7:Heptoxido de dicloro
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ACIDOS
Un ácido es cualquier compuesto químico que, cuando se disuelve en agua,
produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura,
esto es, un pH menor que 7. Esto se aproxima a la definición moderna de Johannes
Nicolaus Bronsted y Martin Lowry, los que definieron independientemente un ácido
como un compuesto que dona un catión hidrógeno (H+) a otro compuesto
denominado base
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PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS
Tienen sabor agrio como en el caso del ácido cítrico en la naranja y el limón.
Cambian el color del papel tornasol azul a rosa, el anaranjado de metilo de
anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.
Son corrosivos.
Producen quemaduras de la piel.
Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.
Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.
Reaccionan con bases para formar una sal más agua.
Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal más agua.
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TEORÍA DE ARRHENIUS
Según las deducciones del sueco w:
Arrhenius (1887), al desarrollar su propia teoría
sobre la constitución iónica de las disoluciones
electrolíticas,
Los ácidos son sustancias que (al disolverse en
agua) producen iones
Las bases son compuestos que (al disolverse en
agua) originan iones .
Podemos observar que, aunque es muy útil, esta teoría es bastante restringida: Sólo
se contemplan disoluciones acuosas.
¿Y si el disolvente no es el agua?
Es más, existen sustancias que, aunque no estén en disolución, presentan
propiedades ácidas o básicas.
Por otra parte, hay álcalis que no contienen iones en su molécula ni en su
disociación
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TEORÍA DE BRÖNSTED & LOWRY
En 1923, los
químicos Brönsted y Lowry (danés e
inglés), por separado, sugirieron un
nuevo concepto para ambas especies
químicas:
Un ácido es un compuesto que cede iones H a otra molécula distinta.
Una base es la sustancia que recibe iones (OH)- procedentes de un ácido.
Las definiciones son muy importantes, porque implican el hecho de que los dos tipos
de sustancias deben coexistir en un sistema químico.
Esta teoría es mucho más general que la de Arrhenius, ya que se puede aplicar
tanto a disoluciones acuosas con disociaciones eléctricamente neutras...
TEORÍA DE LEWIS
La teoría Brönsted tiene el inconveniente de
que hay bastantes sustancias que presentan
propiedades ácidas sin disponer de átomos
de H ionizables en su molécula. G.N. Lewis,
en 1938, como extensión a su teoría sobre el
enlace covalente interatómico, propuso
que...
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Acido es una sustancia que puede aceptar un par de electrones, para formar
después un enlace covalente coordinado (dativo).
Base es la sustancia que cede dicho par de electrones.
Así, en la reacción BF3 + F-------(BF4)- el ión (F)- presenta 8 electrones en su
último nivel electrónico. Dos de ellos pueden formar un enlace covalente coordinado
con el átomo de boro del otro compuesto. Por tanto, el BF3 se comporta
como ácido, y el F- como base.
En realidad, la reacción anterior es una neutralización ácido-base: Se trata de una
"competición" por un par de electrones entre dos especies químicas.
Para el estudio de ácidos y bases en disoluciones con disolvente hidrogenado
(agua, alcohol, amoníaco), basta con la teoría de Brönsted y Lowry.
NOMENCLATURA DE ACIDOS
En el sistema de nomenclatura clásico, los ácidos son nombrados de acuerdo a
sus aniones. El sufijo iónico es eliminado y es reemplazado con un nuevo sufijo (y
a veces prefijo), de acuerdo con la tabla siguiente.
Sistema de nomenclatura clásico:
Prefijo
Anión
Sufijo
Anión
Prefijo
Ácido
Sufijo
Ácido
Ejemplo
per Ato per ácido ico ácido perclórico (HClO4)
Ato ácido ico ácido clórico (HClO3)
Ito ácido oso ácido cloroso (HClO2)
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hipo Ito hipo ácido oso ácido
hipocloroso (HClO)
Uro hidro ácido ico ácido clorhídrico (HCl)
Por ejemplo, HCl tiene un cloruro como su anión, por lo que el sufijo -uro hace que
tome la forma de ácido clorhídrico. En las recomendaciones de
nomenclatura IUPAC, simplemente se agrega acuoso al nombre del compuesto
iónico. En consecuencia, para el cloruro de hidrógeno, el nombre IUPAC
sería cloruro de hidrógeno acuoso. El sufijo -hídrico es agregado sólo si el ácido
está compuesto solamente de hidrógeno y un otro elemento.
En el caso particular de los oxácidos, es importante tener en cuenta variedades
alotrópicas.
• Nomenclatura Sistemática:
Se indica mediante un prefijo (Mono, di, tri, tetra....) el número de oxígenos
(terminando en “oxo”) seguido del nombre del elemento central en “ato”, indicando
entre paréntesis el número de oxidación de éste y finalmente diciendo “ de
hidrógeno”. Por ejemplo el ácido sulfúrico es el tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno.
Ejemplos
1. H2SO2: dioxosulfato (II) de hidrógeno
2. H2SO3: trioxosulfato (IV) de hidrógeno
3. H2SO4: tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno
4. H2S2O7: heptaoxodisulfato (VI) de hidrógeno
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Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional de los oxoácidos se
nombra con la palabra ácido seguido de la raiz del elemento no metálico e
indicando la valencia con la que actúa según el siguiente criterio.
Una valencia: Ácido ...ico
Dos valencias:
o Menor valencia: Ácido ...oso
o Mayor valencia: Ácido ...ico
Tres valencias:
o Menor valencia: Ácido hipo...oso
o Valencia intermedia: Ácido ...oso
o Mayor valencia: Ácido ...ico
Cuatro valencias:
o Primera valencia (baja): Ácido hipo...oso
o Segunda valencia: Ácido ...oso
o Tercera valencia: Ácido ...ico
o Cuarta valencia (alta): Ácido per...ico
Ejemplos:
1. HBrO: ácido hipobromoso
2. HBrO2: ácido bromoso
3. HBrO3: ácido brómico
4. HBrO4: ácido perbrómico
5. H2N2O2 » HNO: ácido hiponitroso
6. HNO2: ácido nitroso
7. HNO3: ácido nítrico
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CLASIFICACION
Según su composición, los ácidos inorgánicos se clasifican en dos grupos:
hidrácidos (poseen hidrógenos y un no metal) y oxácidos (poseen hidrógeno, no
metal y oxígeno)
ÁCIDOS HIDRÁCIDOS:
Son compuestos binarios que forma el hidrógeno por combinación quimica con
elementos no metálicos de los grupos VIA (S, Se, Te) y del grupo VIIA (F, Cl, Br, I);
por lo tanto no poseen oxígeno en su molécula.
La nomenclatura tradicional establece que se coloque el nombre genérico ácido
seguido del nombre del no metal terminando en el sufijo hídrico (más usado en
solución acuosa)
La nomenclatura sistemática emplea el sufijo uro para nombrar el anión y a
continuación se nombra el catión.
Formulación Fórmula N. Tradicional N. Sistemática
H+1 S-2 H2S ácido sulfhídrico sulfuro de hidrógeno
H+1 Se-2 H2Se ácido selenhídrico seleniuro de hidrógeno
H+1 Te-2 H2Te ácido telurhídrico teleruro de hidrógeno
H+1 F-1 HF ácido fluorhídrico fluoruro de hidrógeno
H+1 Cl-1 HCl ácido clorhídrico cloruro de hidrógeno
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El ácido muriático que se utiliza como poderoso germicida en los servicios
higiénicos, es el ácido clorhídrico comercial y posee un 36% en peso de HCl
El ácido clorhídrico también es componente del agua regia, la única mezcla que
disuelve el oro.
El ácido fluorhídrico ataca al vidrio y la porcelana por lo que no puede ser
almacenado en recipientes de estos materiales.
El sulfuro de hidrógeno es una sustancia reconocida por su olor desagradable (olor
a huevo podrido) y es un gas venenoso.
ÁCIDOS OXÁCIDOS:
Son compuestos ternarios, en general se obtienen por reacción química de un oxido
ácido (anhidrido) y el agua. Se diferencian de los hidrácidos en que estos no poseen
oxígeno y los oxácidos si poseen oxígeno.
Anhidrido + H2O → oxácido
Ejemplos:
1. Ácido sulfúrico (S = 2 , 4 , 6)
SO3 (anhidrido sulfúrico) + H2O → H2SO4
2. Ácido bromoso (Br = 1, 3, 5, 7)
Br2O3 (anhidrido bromoso) + H2O → 2 HBrO4
3. Ácido hipoteluroso (Te = 2, 4, 6)
TeO (anhidrido hipoteluroso) + H2O → 2 H2TeO2
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CLASIFICACIÓN DE LOS OXÁCIDOS:
1. Polihidratados: Los óxidos ácidos de ciertos no metales pueden combinarse con
mas de una molécula de agua, para diferenciarlos se utilizan los prefijos: piro, meta
y orto; según la siguiente tabla:
Prefijo Elemento – valencia impar Elemento – valencia par
meta 1 anhidrido + 1 H2O 1 anhidrido + 1 H2O
piro 1 anhidrido + 2 H2O 2 anhidrido + 1 H2O
orto 1 anhidrido + 3 H2O 1 anhidrido + 2 H2O
Ejemplos:
Ácido pirocarbonoso (C = 2 , 4) , valencia par
2 CO + H2O → H2C2O3
Ácido ortofosfórico (P = 1, 3, 5)
P2O5 (anhidrido bromoso) + 3 H2O → H6P2O8 → H3PO4
El prefijo meta implica una combinación simple de anhidrido y agua, por lo tanto es
un oxácido simple y generalmente se omite este prefijo.
Los´oxácidos polihidratados tipo piro, también se nombran como un ácido poliácido
utilizando el prefijo di, porque poseen dos átomos de no metal.
Ejemplos:
H4P2O5 : ácido piro fosforoso , ácido difosforoso
H4As2O7 : ácido piro arsénico , ácido diarsénico
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El prefijo orto indica la presencia de 3 átomos de hidrógeno si el no metal posee
valencia impar y 4 átomos de hidrógeno si posee valencia par. Los oxácidos mas
importantes de B, P, As, Sb, Si son de este tipo y generalmente se omite el prefijo
orto en su nomenclatura.
H3BO3 : ácido ortobórico o bórico
H3PO3 : ácido ortofosforoso o fosforoso
H3PO4 : ácido ortofosfórico o fosfórico
2. Poliácidos: Se caracterizan porque sus moléculas poseen 2 o más átomos del no
metal por lo cual se usan en la nomenclatura clásica, prefijos: di, tri, tetra, etc.,
delante del no metal cuando el ácido posee dos, tres, cuatro átomos no metálicos
respectivamente..
Obtención general:
“n” anhidrido + H2O → poliácido
Ejemplos:
2 Cl2O3 + H2O → H2Cl4O7 : ácido tetraclórico
2 SO3 + H2O → H2S2O7 : ácido disulfúrico
3. Peroxiácidos ( peroxoácidos): Se caracterizan porque poseen 1 átomo de
oxígeno más que el oxácido correspondiente. En su nomenclatura se utiliza el prefijo
peroxi o peroxo y solo son estables para el estado de oxidación mas alto del no
metal.
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Estructuralmente, se considera que los peroxiácidos resultan de sustituir átomos de
oxígeno (O-2) del oxácido correspondiente por el grupo peróxido (O2-2)
Formulación práctica:
Oxácido + O → peroxácido
Ejemplos:
H2SO4 (ácido sulfúrico) + O → H2SO5 : ácido peroxisulfúrico
H2S2O7 (ácido disulfúrico) + O → H2S2O8 : ácido peroxidisulfúrico
4. Tioácidos: Son compuestos que derivan de los oxácidos por sustitucion de 1 o
mas átomos de oxígeno por igual número de átomos de azufre.
Como el azufre es congénere del oxígeno (VIA), poseen propiedades químicas
análogas, razón por lo cual los átomos de oxígeno pueden ser sustituidos parcial o
totalmente por átomos de azufre, generándose así los tioácidos.
Para su nomenclatura se tendrá en cuenta la siguiente tabla:
Prefijo Número de “O”
sustituidos
Número de “S” reemplazantes
tio 1 “O” 1 “S”
ditio 2 “O” 2 “S”
tritio 3 “O” 3 “S”
tretatio 4 “O” 4 “S”
sulfo todos los “O” todos los “S”
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Ejemplos:
HClO2 (ácido cloroso) → HClOS : ácido tiocloroso ( sustitución de 1 “O” por
1 “S”)
H2SO4 (ácido sulfúrico) → H2S3O2 : ácido ditiosulfurico ( sustitución de 2 “O”
por 2 “S”)
H2CO3 (ácido carbónico) → H3CS3 : ácido sulfocarbónico ( sustitución de “O”
por “S”)
Fórmula Nomenclatura clásica
HCN ácido cianhídrico
HCNO ácido ciánico
HCNS ácido tiociánico
H3Fe (CN)6 ácido ferricianhídrico
H4Fe (CN)6 ácido ferrocianhídrico
HN3 Acido de nitrógeno
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SALES
Estructura cristalina del NaCl.
Una sal es un compuesto químico formado por cationes (iones con carga positiva)
enlazados a aniones (iones con carga negativa) mediante un enlace iónico. Son el
producto típico de una reacción química entre una base y un ácido, donde la base
proporciona el catión, y el ácido el anión.
La combinación química entre un ácido y un hidróxido (base) o un óxido y un
hidronio (ácido) origina una sal más agua, lo que se denomina neutralización.
Un ejemplo es la sal de mesa, denominada en el lenguaje coloquial sal común, sal
marina o simplemente sal. Es la sal específicacloruro de sodio. Su fórmula
molecular es NaCl y es el producto de la base hidróxido sódico (NaOH) y ácido
clorhídrico, HCl. En general, las sales son compuestos iónicos que forman cristales.
Son generalmente solubles en agua, donde se separan los dos iones. Las sales
típicas tienen un punto de fusión alto, baja dureza, y baja compresibilidad. Fundidas
o disueltas en agua, conducen la electricidad.
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CLASIFICACIÓN
Atendiendo a su composición se clasifican en sales binarias y sales ternarias u
oxísales. Existen otros tipos de sales que son compuestos cuaternarios, como el
hidrogeno carbonato de sodio; NaHCO3.
Las binarias son compuestos formados por un elemento metálico y uno no metálico,
excepto el oxígeno y el hidrógeno Ejemplo: El cloruro de sodio, NaCl y el sulfuro de
plomo (II), PbS.
Las ternarias u oxísales son compuestos formados por un elemento metálico, uno
no metálico y el oxígeno. Ejemplo: El carbonato de calcio, CaCO3 y el sulfato de
cobre (II), CuSO4.
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PROPIEDADES DE LAS SALES
A temperatura y presión ambiente las sales son sólidos cristalinos de
relativamente elevadas temperaturas de fusión y ebullición. Esto se debe a
la fuerte atracción electrostática que une a los iones que constituyen el cristal.
Muchas se disuelven a temperatura ambiente con gran facilidad. Otras
necesitan temperaturas altas para disolverse. Atendiendo a la masa de sal
que se disuelve en una masa determinada de disolvente, generalmente agua,
las sales se clasifican en solubles, poco solubles y prácticamente insoluble.
En estado sólido no conducen la corriente eléctrica (aisladores).
En estado líquido (fundidas) o disueltas en agua si permiten el paso de la
corriente eléctrica.
Al igual que todas las sustancias son eléctricamente neutras, por esta razón
la suma de las cargas eléctricas de las cationes (+) y de los aniones (-) es
igual a cero.
En las sales ternarias iónicas los cristales están formados por cationes
metálicos y por aniones constituidos por más de un elemento químico, uno
de es el oxígeno. En estos aniones los enlaces entre los átomos de los
elementos no metálicos y el oxígeno son covalentes.
Las sales, a la temperatura ordinaria, son siempre sólidas, con la excepción
del cloruro estánnico, el cual se asemeja en sus propiedades físicas a un
cloruro de un no metal.
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Las sales, con pocas excepciones, están casi completamente disociadas en
solución acuosa, por lo que se pueden considerar como electrólitos fuertes,
independientemente de la fuerza del ácido y de la base de que derivan. Tanto
en solución como fundidas son buenas conductoras de la electricidad.
Las propiedades de las sales son, en general, aditivas, debido a su gran
concentración iónica en solución.
NOMENCLATURA QUÍMICA Y NOTACIÓN DE LAS SALES
Nomenclatura química de las sales binarias: Para nombrar estos compuestos se
escribe el nombre del elemento no metálico terminado en uroseguido de la
preposición de y a continuación el nombre del elemento metálico. Si este último
tiene más de un número de oxidación, entonces se aclara su valor con un número
romano entre paréntesis.
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Notación química de las sales binarias: Para escribir la fórmula química de las sales
binarias es necesario conocer el símbolo y el número de oxidación del elemento
metálico y del no metálico que forman la sustancia en cuestión. Con estos datos
puede procederse de la forma siguiente:
Nomenclatura química de las sales ternarias u oxisales. Para nombrar las oxisales
se nombra el ión poliátomico seguido de la preposición de y a continuación el
nombre del elemento metálico. Cuando este último tiene más de un número de
oxidación se especifica el valor del mismo al igual que en las sales binarias.
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OBTENCIÓN DE LAS SALES
La mayoría de las sales binarias pueden obtenerse por la reacción directa de un
metal con un no metal bajo diferentes condiciones. Estas reacciones son de
oxidación reducción donde el metal es el agente reductor y el no metal el agente
oxidante.
Las oxisales pueden considerarse como el producto de la reacción entre óxidos
metálicos y los óxidos no metálicos. Estas reacciones no son de oxidación
reducción.
OTRAS FORMAS DE OBTENER SALES.
Entre los Métodos generales de obtención de sales pueden citarse los siguientes:
1. -La acción de los ácidos sobre los metales.
Ejemplo: SO4H2 + Zn = SO4Zn + H2 8 NO3H +3Cu = 3(NO3)2Cu+2 NO +4H2O
1. -La neutralización de un ácido mediante un óxido o un hidróxido.
Ejemplo: NaOH+CIH = CINa + H2O.
1. -La doble descomposición o intercambio iónico entre dos sales, distintas de
la que se desea obtener, o entre sales y ácidos.
Ejemplo: SO4 Na2 + Cl2Ba = SO4Ba + 2CINa
NO3Ag+ClH = ClAg+NO3H.
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HIDROXIDOS
Los hidróxidos son compuestos iónicos formados por un metal (catión) y un
elemento del grupo hidróxido (OH-) (anión). Se trata de compuestos ternarios
aunque tanto su formulación y nomenclatura son idénticas a las de los
compuestos binarios.
FORMULACION DE LOS HIDROXIDOS
La fórmula general de los hidróxidos es del tipo X(OH)n, siendo el número de iones igual que el número de oxidación del catión metálico, para que la suma total de las cargas sea cero.
NOMENCLATURA DE HIDROXIDOS
Nomenclatura tradicional: la nomenclatura tradicional comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento teniendo en cuenta la valencia con la que actúa:
Una valencia: Hidróxido ... ico
o Mg+2 + (OH)-1 » Mg(OH)2: hidróxido magnésico
Dos valencias:
o Menor valencia: Hidróxido ... oso
Pt+2 + (OH)-1 » Pt(OH)2: hidróxido platinoso
o Mayor valencia: Hidróxido ... ico
Pt+4 + (OH)-1 » Pt(OH)4: hidróxido platínico
Tres valencias:
o Menor valencia: Hidróxido hipo ... oso
Zr+2 + (OH)-1 » Zr(OH)2: hidróxido hipocirconioso
o Valencia intermedia: Hidróxido ... oso
Zr+3 + (OH)-1 » Zr(OH)3: hidróxido circonioso
o Mayor valencia: Hidróxido ... ico
Zr+4 + (OH)-1 » Zr(OH)4: hidróxido circónico
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Cuatro valencias:
o Primera valencia (baja): Hidróxido hipo ... oso
V+2 + (OH)-1 » V(OH)2: hidróxido hipovanadoso
o Segunda valencia: Hidróxido ... oso
V+3 + (OH)-1 » V(OH)3: hidróxido vanadoso
o Tercera valencia: Hidróxido ... ico
V+4 + (OH)-1 » V(OH)4: hidróxido vanádico
o Cuarta valencia (alta): Hidróxido per ... ico
V+5 + (OH)-1 » V(OH)5: hidróxido pervanádico
Ejemplos:
1. KOH hidróxido de potasio
2. Al(OH)3 hidróxido de aluminio
3. Fe(OH)2 hidróxido ferroso
4. Fe(OH)3 hidróxido férrico
5. Ca(OH)2 Hidroxido de calcio
6. Cu(OH) Hidroxido cuproso
7. Bi(OH)3 Hidroxido de bismuto
8. Cu(OH)2 Hidroxido cúprico
9. NaOH Hidroxido sódico
10. LiOH Hidroxido Litico
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Nomenclatura de stock: en la nomenclatura de stock comienza con la palabra hidróxido seguido del elemento metálico con la valencia del mismo en números romanos entre paréntesis.
Ejemplos:
1. HgOH: hidróxido de mercurio (I)
2. Sn(OH)2: hidróxido de estaño (II)
3. Fe(OH)2 hidróxido de fierro (II)
4. Fe(OH)3 hidróxido de fierro (III)
5. Pb(OH)2 hidroxido de plomo (II)
6. Sn(OH)4 hidroxido de estaño (IV)
7. Ca(OH)2 hidroxido de calcio
8. AgOH hidróxido de plata
9. AuOH hidróxido de oro
10. Cr(OH)3 hidroxido de cromo (III)
Cuando el elemento metálico sólo tenga una valencia no se indica en números
romanos la valencia:
Be(OH)2: hidróxido de berilio, en lugar de hidróxido de berilio (II)
CsOH hidróxido de cerio, en lugar de hidróxido de cerio (I)
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Nomenclatura sistemática: en la nomenclatura sistemática se anteponen los prefijos numéricos a la palabra hidróxido.
Ejemplos:
1. Be(OH)2: dihidróxido de berilio
2. Sn(OH)4: tetrahidróxido de estaño
3. Fe(OH)3: trihidróxido de hierro
4. Ca(OH)2: dihidroxido de calcio
5. Pb(OH)2: dihidroxido de plomo
6. AgOH: monohidroxido de plata
7. Sn(OH)4: Tetrahidroxido de estaño
8. NaOH: Monohidroxido de sodio
9. KOH: Monohidroxido de potasio
10. Br(OH)3: Ttrihidroxido de bromo
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REACCION QUIMICA
Es todo proceso termodinámico en el cual una o más sustancias (llamadas
reactantes o "reactivos"), se transforman, cambiando su estructura molecular y sus
enlaces, en otras sustancias llamadas productos. Los reactantes pueden ser
elementos o compuestos. Un ejemplo de reacción química es la formación de
óxido de hierro producida al reaccionar el oxígeno del aire con el hierro de forma
natural, o una cinta de magnesio al colocarla en una llama se convierte en óxido
de magnesio, como un ejemplo de reacción inducida.
A la representación simbólica de las reacciones se les denomina ecuaciones
químicas.
Los productos obtenidos a partir de ciertos tipos de reactivos dependen de las
condiciones bajo las que se da la reacción química. No obstante, tras un estudio
cuidadoso se comprueba que, aunque los productos pueden variar según cambien
las condiciones, determinadas cantidades permanecen constantes en cualquier
reacción química. Estas cantidades constantes, las magnitudes conservadas,
incluyen el número de cada tipo de átomo presente, la carga eléctrica y la masa
total.
REACCIONES DE LA QUIMICA INORGANICA
Desde un punto de vista de la química inorgánica se pueden postular dos grandes
modelos para las reacciones químicas de los compuestos inorgánicos: reacciones
ácido-base o de neutralización (sin cambios en los estados de oxidación) y
reacciones redox (con cambios en los estados de oxidación). Sin embargo
podemos clasificarlas de acuerdo con los siguientes tres criterios:
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Según el tipo de energía intercambiada
Criterio Descripción Ejemplo
Si el
intercambio
de energía
1. Reacciones
exotérmicas: Son
las que
desprenden calor
del sistema de
reacción.
En esta imagen se ilustra una reacción.
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Según el tipo de energía intercambiada
Criterio Descripción Ejemplo
es en forma
de calor
2. Reacciones
endotérmicas: Son
las reacciones en
las que se absorbe
o se requiere calor
para llevarse a
cabo.
Si el
intercambio
de energía
se realiza en
forma de luz
1. Reacciones
endoluminosas,
son las reacciones
que requieren el
aporte de energía
luminosa o luz al
sistema para
llevarse a cabo.
2. Reacciones
exoluminosas, son
las reacciones que
al llevarse a cabo
manifiestan una
emisión luminosa
1.
Reacción Fotosíntesis
2.
Reacción de la combustión del
magnesio
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Según el tipo de energía intercambiada
Criterio Descripción Ejemplo
Si el
intercambio
de energía
es en forma
de energía
eléctrica
1. Reacciones
endoeléctricas, las
reacciones que
requieren el aporte
de energía
eléctrica para que
puedan tener lugar.
2. Reacciones
exoeléctricas, son
aquellas
reacciones
químicas en las
que el sistema
transfiere al
exterior energía
eléctrica. 1.
Electrolisis del agua
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Según el tipo de energía intercambiada
Criterio Descripción Ejemplo
2.
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ECUACIÓN QUÍMICA
Una ecuación química es una descripción simbólica de una reacción química.
Muestra las sustancias que reaccionan (llamadas reactivos o reactantes) y las
sustancias que se originan (llamadas productos). La ecuación química ayuda a ver
y visualizar los reactivos que son los que tendrán una reacción química y el
producto, que es la sustancia que se obtiene de este proceso. Además se pueden
ubicar los símbolos químicos de cada uno de los elementos o compuestos que estén
dentro de la ecuación y poder balancearlos con mayor facilidad.
INTERPRETACION DE UNA ECUACION QUIMICA
Un caso general de ecuación química sería:
donde:
A, B, C, D, representan los símbolos químicos o la fórmula molecular de los
átomos o moléculas que reaccionan (lado izquierdo) y los que se producen (lado
derecho).
a, b, c, d, representan los coeficientes estequiométricos, que deben ser
ajustados de manera que sean reflejo de la ley de conservación de la masa.
La interpretación física de los coeficientes estequiométricos, si estos son números
enteros y positivos, puede ser en átomos o moles. Así, se diría de la ecuación de
geometría estequiométrica se subdivide en la siguiente:
Cuando "a" átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" átomos (o moléculas)
de B producen "c" átomos (o moléculas) de C, y "d" átomos (o moléculas) de D.
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Cuando "a" moles de átomos (o moléculas) de A reaccionan con "b" moles de
átomos (o moléculas) de B producen "c" moles de átomos (o moléculas) de C, y
"d" moles de átomos (o moléculas) de D.
Por ejemplo el hidrógeno (H2) puede reaccionar con oxígeno (O2) para dar agua
(H2O). La ecuación química para esta reacción se escribe:
El símbolo "+" se lee como "reacciona con", mientras que el símbolo "→" se lee
como "produce". Para ajustar la ecuación, ponemos los coeficientes
estequiométricos:
La ecuación está ajustada y puede ser interpretada como 2 mol de moléculas de
hidrógeno reaccionan con 1 mol de moléculas de oxígeno, produciendo 2 mol de
moléculas de agua.
Las fórmulas químicas a la izquierda de la fecha de reacción ( "→" )representan las
sustancias reaccionantes o reactantes; a la derecha de la fecha de reacción
("→")están las fórmulas químicas de las sustancias producidas,denominadas
productos.
Los números delante de las fórmulas son llamados coeficientes estequiométricos.
Estos deben ser tales que la ecuación química esté balanceada, es decir, que el
número de átomos de cada elemento de las sustancias reaccionantes y de los
productos de la reacción sea el mismo. Los coeficientes deben ser enteros positivos,
y el uno se omite. En las únicas reacciones que esto no se produce es en las
reacciones nucleares.
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Adicionalmente, se pueden agregar (entre paréntesis y como subíndice) el estado
de agregación molecular de cada sustancia participante: sólido (s), líquido (l),
acuoso (ac) o gaseoso (g).
En el ejemplo del agua:
EQUILIBRIO DE ECUACIONES QUIMICAS
Una reacción química es la manifestación de un cambio en la materia y la isla de un
fenómeno químico. A su expresión gráfica se le da el nombre de ecuación química,
en la cual, se expresan en la primera parte los reactivos y en la segunda los
productos de la reacción.
A + B C + D
Reactivos Productos
Para equilibrar o balancear ecuaciones químicas, existen diversos métodos. En todo
el objetivo que se persigue es que la ecuación química cumpla con la ley de la
conservación de la materia.
METODOS
METODO DE TANTEO
El método de tanteo consiste en observar que cada miembro de la ecuación se
tengan los átomos en la misma cantidad, recordando que en
Para equilibrar ecuaciones, solo se agregan coeficientes a las formulas que lo
necesiten, pero no se cambian los subíndices.
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Ejemplo: Balancear la siguiente ecuación
H2O + N2O5 NHO3
ello, con solo agregar un 2 al NHO3 queda balanceado el Hidrogeno.
H2O + N2O5 2 NHO3
Nitrógenos en el primer miembro (N2O5) y dos Nitrógenos en el segundo miembro (2 NHO3)
nos dan un total de seis Oxígenos. Igual que (2 NHO3)
Otros ejemplos
HCl + Zn ZnCl2 H2
2HCl + Zn ZnCl2 H2
KClO3 KCl + O2
2 KClO3 2KCl + 3O2
METODO DE REDOX (OXIDOREDUCCION)
En una reacción si un elemento se oxida, también debe existir un elemento que se
reduce. Recordar que una reacción de óxido reducción no es otra cosa que una
perdida y ganancia de electrones, es decir, desprendimiento o absorción de energía
(presencia de luz, calor, electricidad, etc.)
Para balancear una reacción por este método, se deben considerar los siguiente
pasos
1) Determinar los números de oxidación de los diferentes compuestos que existen
en la ecuación.
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Para determinar los números de oxidación de una sustancia, se tendrá en cuenta lo
siguiente:
ación positivos y negativos
donde trabaja con -1
-2
ón 0
2) Una vez determinados los números de oxidación , se analiza elemento por
elemento, comparando el primer miembro de la ecuación con el segundo, para ver
que elemento químico cambia sus números de oxidación
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
Los elementos que cambian su numero de oxidación son el Fierro y el Oxigeno, ya
que el Oxigeno pasa de 0 a -2 Y el Fierro de 0 a +3
3) se comparan los números de los elementos que variaron, en la escala de Oxido-
reducción
0 0 +3 -2
Fe + O2 Fe2O3
El fierro oxida en 3 y el Oxigeno reduce en 2
4) Si el elemento que se oxida o se reduce tiene numero de oxidación 0 , se
multiplican los números oxidados o reducidos por el subíndice del elemento que
tenga numero de oxidación 0
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Fierro se oxida en 3 x 1 = 3
Oxigeno se reduce en 2 x 2 = 4
5) Los números que resultaron se cruzan, es decir el numero del elemento que se
oxido se pone al que se reduce y viceversa
4Fe + 3O2 2Fe2O3
Los números obtenidos finalmente se ponen como coeficientes en el miembro de la
ecuación que tenga mas términos y de ahí se continua balanceando la ecuación por
el método de tanteo
Otros ejemplos
KClO3 KCl + O2
+1 +5 -2 +1 -1 0
KClO3 KCl + O2
Cl reduce en 6 x 1 = 6
O Oxida en 2 x 1 = 2
2KClO3 2KCl + 6O2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
0 +1 +5 -2 +4 -2 +2 -2 +2 +5 -2
Cu + HNO3 NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu oxida en 2 x 1 = 2
N reduce en 1 x 1 = 1
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Cu + HNO3 2NO2 + H2O + Cu(NO3)2
Cu + 4HNO3 2NO2 + 2H2O + Cu(NO3)2
WEBGRAFIA
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%93xido_b%C3%A1sico
http://www.formulacionquimica.com/oxidos/
https://es.wikipedia.org/wiki/Sal_(qu%C3%ADmica)
http://www.ecured.cu/Sales
http://es.slideshare.net/CartelConchis/cids-y-sales-12977266
https://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81cido
http://www.fullquimica.com/2011/09/funcion-acido.html
http://www.formulacionquimica.com/hidroxidos/