funciones quimicas

Curso de Química Aplicada

Ing. Janette R. Ramos Pineda Página 1

NOMENCLATURA QUIMICA INORGÁNICA

1. Símbolo Químico.- Son signos abreviados que usan los científicos, cada uno

de estos símbolos encierra una gran cantidad de información, permite la

identificación del elemento y a su vez puede representar un átomo de un

elemento cuando se emplea en la formula de un compuesto.

• Nombres Latinos

Sodio � Natium � Na Hierro � Ferrum � Fe Oro � Aurum � Au

• Nombres de Científicos

Hahnio � Otto Hahn � Ha Einstenio � Albert Einsten � Es

• Nombres de un País o región

Germanio � Alemania � Ge Galio � Francia � Ga

• Nombre de un Planeta, Astro u otro

Telurio � Tierra � Te Selenio � Luna � Se Mercurio � Mercurio � Hg

• Considerando sus Propiedades

Fluor � Fluido � F Oxígeno � Oxigena Ácidos � O Hidrógeno � Formador de Agua � H

2. Valencia.

Representa la capacidad de combinación que poseen los átomos para

formar compuestos. En los compuestos covalentes se determina por el

número total de electrones aportados por un átomo y en un compuesto

iónico se determina por el número de electrones ganados o perdidos.

Ejemplo para el H2 S:



.´S`. Val (S) = 2 Hx xH Val (H) = 1

3. Estado de Oxidación:

Representa la carga relativa que poseen los átomos que forman parte de un

compuesto y puede ser aparente en caso de compuestos covalentes o reales

en caso de los compuestos iónicos.

Ejemplo: Ruptura Heterolítica E.O.(H) = +1 E.O.(H) = +1

1+

H x •••

••Cl : E.O.(Cl) = -1

E.N.(H) < E.N.(Cl)

Reglas Prácticas para determinar el Estado de Oxida ción:

1. Para sustancias simples o elementos: E.O. = 0

Cl 2 , H2, O2, S2, I2

2. En compuestos químicos el estado de

Oxidación del hidrógeno es:

E.O.(H) = - 1 (en hidruros metálicos)

E.O.(H) = + 1 (en hidruros no metálicos)

3. En compuestos químicos el estado de

Oxidación del oxígeno es:

E.O. ( O ) = - 2 generalmente

E.O. (O) = -1 En los peróxidos.

E.O. (O) = +2 En los compuestos fluorados.

4. Para algunos metales se tiene:

E.O.(metal IA) = +1 (Li+, Na+, K+,....)

E.O.(metal IIA) = +2 (Mg+2, Ca+2,....)

5. Para determinar el estado de oxidación en algunos compuestos se debe

tomar en cuenta lo siguiente:



ΣE.O.(compuesto)=0 ΣE.O.(ión)=carga del ión

4

26

2

1 −++OSH &

251

3) (−+

−NO (( +1)(2)) + (+6) + ((4) (-2)) = 0 1(+5)+3 (-2) = -1

Elemento Metal No metal

Cr +2, +3 +3, +6 Mn +2, +3 +4, +6, +7 V +2, +3 +4, +5

4.- Función Química

Una función química es la agrupación o conjunto de compuestos que tienen

ciertas propiedades en común. Como por ejm un átomo común para todos las

funciones pueden ser inorgánicas, en este capítulo solo trataremos los

compuestos inorgánicos.

Entre las principales funciones inorgánicas tenemos:

4.1 Función Hidruro:

Son compuestos que resultan de la combinación de un elemento (E) con el H2

Metal

Elemento

No metal

Óxido Metálico Hidruro Metálico

Hidróxido

Anhidrido

Ácido Oxácido

Hidruro No Metálico

Hidruros Especiales

Hidruros Ácidos

Ácido Hidrácido

Sal Oxisal

Sal Haloidea

+H2 +O2

H2O H2O

+H2O

+H2 +O2



E + H2 → Hidruro

E n + H1 → E H n

Donde: n y 1 son las valencias del elemento (E) y e l Hidrógeno

respectivamente.

Nomenclatura: Hidruro de (nombre del elemento)

La valencia de los elementos frente al hidrógeno será:

Grupo IA IIA IIIA IVA VA VIA VIIA Valencia 1 2 3 4 3 2 1

Hidruros Metálicos:

Por lo general son compuestos iónicos:

Ejemplos:

NaH : Hidruro de sodio CaH2 : Di hidruro de calcio AlH3 : Hidruro alumínico

Hidruros No Metálicos:

Son compuestos covalentes, por lo general son gaseosos:

A. Hidruros Especiales

Son compuestos en la cual intervienen los no metales del grupo IIIA, IVA,

VA. Ejm.

BH3 borano.

El borano es inestable y se dimeriza con facilidad formándose el diborano

(B2H6) que es más estable.

SiH4 : silano

PH3 : fosfina

B. Hidruros Ácidos

Son compuestos formados por los elementos del grupo VIA (excepto el

oxígeno) y VIIA; disueltos en agua liberan protones ( H+) por lo cual poseen

carácter ácido.

ácido.

Obtención

Formulación



Al estado gaseoso

En solución

acuosa

VIA

H2S: Sulfuro de hidrógeno H2Se :Seleniuro de hidrógeno

Ácido sulfhídrico Ácido selenhídrico

VIIA

HF: Fluoruro de hidrógeno HCl: Cloruro de hidrógeno

Ácido fluorhídrico Ácido clorhídrico

4.2. Función Óxidos Metálicos o Básicos

Son compuestos inorgánicos binarios que se forman de la reacción de un

elemento metálico con el oxígeno.

K + O2 �� K2 O1 Cu + O2 �� Cu2O1

Cu + O2 �� Cu2O2 ó CuO

Notación de los Óxidos Metálicos:

1° Se escribe el símbolo del metal seguida del símbolo de oxígeno.

2° Luego se intercambian las valencias; la valencia del metal se coloca

como subíndice del O2 y la valencia del O2 se coloca como subíndice del

metal; si se puede simplificar se simplifica.

Nomenclatura de los Óxidos Básicos: Para dar nombre a estos

compuestos hay varios sistemas, entre los principales tenemos:

a) Nomenclatura Clásica o Tradicional

1. Cuando el metal tiene una sola valencia, el nombre del metal

termina en ICO o simplemente el nombre del metal. Ejm

Na2 O � Oxido de Sodio (Oxido Sódico) Ca2O � Oxido de Calcio (Oxido Cálcico)

2. Cuando el metal tiene dos valencias:

METAL + OXÍGENO �� OXIDO BÁSICO O METÁLICO



Ico > Valencia

Oso < Valencia

Ejm : Cu 1,2

Cu +1 O-2 � Cu2O

Cu +2 O-2 � CuO

b) Nomenclatura Moderna o Stock .- No se usa prefijos ni sufijos.

Ejm :

Cu2O � Oxido de Cobre (I)

CuO � Oxido de Cobre (II)

c) Nomenclatura General o del Grado de Oxidación d e los Óxidos

(Sistémico).- A estos compuestos se designan con el nombre del

elemento, precedidos de prefijos numéricos mono (1), di o bi (2), tri

(3), tetra (4), etc para indicar el número de átomos de cada elemento

en el compuesto. Ejm.

Cu2O Monóxido de Dicobre

CuO Monóxido de Cobre

4.3 Función Óxidos Ácidos ó Anhídridos

Son compuestos inorgánicos binarios que se forman de:

N2 + O2 �� N2O5 Cl2 + O2 �� Cl2O1

Notación de los Óxidos Metálicos:

Es igual que los óxidos solo que aquí se nombra el símbolo del elemento no

metálico.

Nomenclatura de los Óxidos Básicos: Para dar nombre a estos compuestos

hay varios sistemas, entre los principales tenemos:


NO METAL + OXÍGENO �� OXIDO ACIDO



Se les nombra con la palabra genérica de ANHÍDRIDO, seguido del nombre

del no metal, así tenemos.

1.- Cuando el no metal tiene una sola valencia, termina en ICO o

simplemente el nombre del ametal. Ejm.

Boro : 3

B+3 O-2 � B2 O3 anhídrido Bórico ó

Anhídrido de boro

2.- Cuando el no metal tiene dos valencias.

Menor Valencia � .................. OSO

Mayor Valencia � .................. ICO

Silicio: 2, 4

Si+2 O-2 � Si O anhídrido SiliciOSO

Si+4 O-2 � B O2 anhídrido SilícICO

3.- Cuando el no metal tiene tres valencias.

Menor Valencia � HIPO .............. OSO

Valencia Intermedia � ........................ OSO

Mayor Valencia � ........................ ICO

Teluro : 2, 4, 6

Te+2 O-2 � Te O anhídrido HIPOtelurOSO

Te+4 O-2 � Te O2 anhídrido TelurOSO

Te+6 O-2 � Te O3 anhídrido TelúrICO

4.- Cuando el no metal tiene cuatro valencias.

Menor Valencia � HIPO .............. OSO

Valencia Intermedia � ......................... OSO

Mayor Valencia � ......................... ICO

Menor Valencia � PER ................ ICO

Yodo : 1, 3, 5, 7

I+1 O-2 � I2 O anhídrido HIPOyodOSO

I+3 O-2 � I2 O3 anhídrido yodOSO

I+5 O-2 � I2 O5 anhídrido yodICO

I+7 O-2 � I2 O7 anhídrido PERyodICO




Ejm :

I+1 O-2 � I2 O Óxido de Yodo (I)

I+3 O-2 � I2 O3 Óxido de Yodo (III)

I+5 O-2 � I2 O5 Óxido de Yodo (V)

I+7 O-2 � I2 O7 Óxido de Yodo (VII)

c) Nomenclatura General o del Grado de Oxidación d e los Óxidos.- A

estos compuestos se designan con el nombre del no metal, precedidos de

prefijos numéricos mono (1) , di o bi (2), tri (3), tetra (4), etc para indicar el

número de átomos de cada elemento en el compuesto ejm.

Ejm :

I+1 O-2 � I2 O Monóxido de Biyodo

I+3 O-2 � I2 O3 Trióxido de Biyodo

I+5 O-2 � I2 O5 Pentaóxido de Biyodo

I+7 O-2 � I2 O7 Heptaóxido de Biyodo

Propiedades de los Anhídridos.- Generalmente son cuerpos gaseosos,

covalente, en su mayoría solubles en agua, reaccionando con ella para

formar compuestos químicos llamados Ácidos Oxácidos.

4.4 Peróxidos.- S on óxidos que se forman al agregar un átomo de oxígeno ó

aquel óxido básico que se ha originado con la mayor valencia del metal

(ico). Contienen en su molécula dos átomos de oxigeno unidos entre si,

formando un puente de oxígeno llamado peróxido.

Nomenclatura: Se les nombra con la palabra y luego el nombre del metal

que forma el compuesto. Ejm.

Fe2 O3 + O � Fe2O4 Peróxido de Fierro CaO + O � CaO2 Peróxido de Calcio H2O + O� H2O2 Peróxido de hidrógeno Nota: Los metales de los grupos I y II de la tabla periódica, son susceptible

de formar peróxidos.



4.5 Óxidos dobles.

Son compuestos que forma el oxígeno con algunos metales como Fe, Pb, Co,

Ni, etc. A temperatura ambiental son sólidos. Se consideran como una

combinación de dos óxidos básicos de un metal donde éste tiene valencia 2,3

ó 2,4 generalmente.

La fórmula general es: M3O4

Oxido ferroso - férrico FeO + Fe 2 O 3 � Fe 3 O 4 Tetróxido de trihierro Oxido doble de hierro Magnétita ( imán natural)

2PbO + Pb O 2 � Pb 3 O 4 Tetróxido de triplomo Oxido doble de plomo Minio de plomo

5. FUNCIÓN HIDROXIDOS

Son compuestos inorgánicos ternarios, que se resultan de la combinación

de un óxido básico con el agua, todo hidróxido en su estructura contiene el

radical (OH) –llamado “Oxidrilo” o “hidroxilo. El -1 significa que tiene estado

de oxidación: -1

K2O + H2O �� K OH CuO + H2 O �� Cu(OH)2

Nomenclatura de los Hidróxidos


Se escribe hidróxido seguido del nombre del Metal terminado en Oso

e Ico.

Ejemplo :

HgOH � Hidróxido Mercurioso

Hg(OH)2 � Hidróxido Mercúrico


Ejm :

OXIDO METALICO + AGUA �� HIDROXIDO



HgOH � Hidróxido de Mercurio (I)

Hg(OH)2 � Hidróxido de Mercurio (II)

Propiedad de los Hidróxidos o Bases

a) Los hidróxidos al disolverse en el Agua dejan en libertad sus grupos

oxidrilos (- OH) como iones monovalentes negativos.

b) Son electrolitos, es decir que sus soluciones conducen la electricidad.

c) Reaccionan con los ácidos, formando sales.

d) Vuelven azul al papel Tornasol enrojecido por los ácidos.

Ejm Fe ( OH)3 Au(OH)3 Ba(OH)2 Hg(OH)2

6. Función Ácidos

Los ácidos son sustancias que tienen sabor agrio y que se caracterizan

porque llevan como grupo funcional uno o más átomos de hidrógeno.

Los ácidos son sustancias que al disolverse en agua, desprenden iones

hidrógeno H+ .Clase de Ácidos por el Origen:

Los ácidos por su origen pueden ser oxácidos e hidrácidos.

6.1 Ácidos Hidrácidos.- Son compuestos inorgánicos, binarios, no

oxigenados, formados por el hidrógeno y un halógeno ó colágeno con

menor valencia.

- Halógenos(VII A) : F2 , Cl2, I2; At, Br2 con Valencia 1. - Calcógenos (VI A): S, Se, Te con su menor valencia 2

Halógeno ó calcógeno + hidrógeno � Ácido Hidrácido

Cl2 + H2 � 2 HCl ácido clorHídrico S2 + 2H2 � 2 H2S ácido sulfHídrico



Notación: Para escribir directamente la formula de un ácido hidrácido se

escribe el símbolo del hidrógeno, a continuación el símbolo del Halógeno ó

Calcógeno, luego se intercambian las valencias como subíndices.

6.2 Ácidos Oxácidos

Son compuestos ternarios que se obtienen a partir de los anhídridos por

reacción con el agua.

Obtención: Anhídrido + H2O → Ácido oxácido

Nomenclatura Clásica

: ácido ...... Hipo ......oso (menor E.O.) : ácido... .....oso (media menor E.O.)

: ácido .........ico (media mayor E.O.) : ácido ......Per ...... ico ( mayor E.O.)

Formulación Práctica:

Elemento E.O. impar E.O. par B, P, As,Sb.

Fórmula

del ácido

H E O

x + 1

2

H2 E O

x + 2

2

H3 E O

x + 3

2

Donde x = E.O. del elemento “E”

• S (E.O.) = +2, + 4, + 6

H2SO2

26+ ⇒ H2SO4 : Ácido sulfúrico

H2SO2

24+ ⇒ H2SO3 : Ácido sulfúroso

H2SO2

22 + ⇒ H2SO2 : Ácido hiposulfúroso

• Cl (E.O) = +1, +3, +5, +7

HClO2

13+ ⇒ HClO2 : Ácido cloroso

• P (E.O) = +1, +3, +5

H3PO2

35+ ⇒ H3PO4 : Ácido fosfórico



Clasificación de los ácidos oxácidos.

1. Polihidratados.

Los óxidos ácidos de ciertos no metales pueden combinarse con más de

una molécula de agua, para diferenciarlos se utilizan los prefijos: meta, piro y

orto, según la siguiente tabla:

PREFIJO VALENCIA IMPAR VALENCIA PAR

meta 1 anhídrido + 1H 2 O 1 anhídrido + 1H2 O

piro 1 anhídrido + 2H 2 O 2 anhídrido + 1H2 O

orto 1 anhídrido + 3H 2 O 1 anhídrido + 2H2 O

Ejemplos: C (E.O.) � 2, 4 2 CO + H 2 O � H 2 C 2 O3

ácido piro carbonoso 2 CO2 + H 2 O � H 2 C 2 O5

ácido piro carbónico P (E.O.) � 1, 3, 5 P 2 O5 + 3 H 2 O � H 3 P O4

ácido ortofosfórico ó fosforico P 2 O3 + H 2 O � H 2 P2 O4 � H P O2 ácido metafosforoso Si (E.O.) � 4 SiO2 + 2H 2 O � H 4 Si O4

ácido ortosilícico ó silícico 2 SiO2 + H 2 O � H 2 Si 2 O5

ácido piro silícico ácido disilícico H4As2O7 ácido piroarsénico ácido diarsenico H2S2O7 ácido pirosulfúrico ácido disulfurico



“n” anhídrido + H 2 O � Poliácido

oxacido + O � Peroxácido

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:

Donde: n = 2,3,4,5, etc

Ejemplos:

2 Cl 2O3 + H 2O � H 2Cl 4 O7 ácido tetraclóroso

5Cl 2O5 + H 2O � H2Cl10O26 � HCl5O13 ácido pentaclórico

2 CrO3 + H 2O � H 2Cr 2 O7 ácido dicrómico

2 SO3 + H 2O � H 2S 2 O7 ácido disulfúrico

3. Peroxiácidos.

Se caracterizan porque poseen 1 átomo de oxígeno más que el oxácido

correspondiente.

En su nomenclatura se utiliza el prefijo peroxi o peroxo y sólo son estables

para el estado de oxidación más alto del no metal.

Estructuralmente, se considera que los peroxiácidos resultan de sustituir

átomos de oxigeno ( O –2 ) del oxácido correspondiente por el grupo

peróxido 22−O

Ejemplos:

H 2SO4 + O � H 2SO5 ácido peroxisulfúrico

HNO3 + O � H NO4 ácido peroxinítrico

HClO4 + O � HClO5 ácido peroxiperclórico

H2S2O7 + O � H2S2O8 ácido peroxidisulfurico

4. Tioácidos.

Son compuestos que derivan de los oxácidos por sustitución de 1 o más

átomos de oxígeno por igual número de átomos de azufre.



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 “ Tetratio 4 “ O “ 4 “ S “ Sulfo Todos los “

O “ Por “ S “

Ejemplos:

HClO2 1 “O” x 1“ S” HClOS Ácido cloroso ácido tio cloroso H 2SO4 2 “O” x 2 “S” H 2 S 3O2

Ácido sulfúrico ácido ditio sulfúrico H 3PO4 3 “O” x 3 “ S” H 3POS3

Ácido fosfórico ácido tritio fosfórico H 2CO3 3 “O” x 3 “ S” H 2CS3

Ácido carbonico ácido sulfo carbónico 5.- Ácidos especiales.

Son compuestos cuya formulación y nomenclatura son muy particulares, los

cuales principalmente participan en la formación de iones y compuestos

complejos y también poseen las propiedades típicas de los ácidos.

Ejemplos:

HCN ácido cianhídrico ó metano nitrilo HCNO ácido ciánico HCNS ácido tiociánico HN3 azida de nitrógeno H3Fe(CN)6 ácido ferricianhídrico H4Fe(CN)6 ácido ferrocianhídrico

6. IONES

Los iones pueden ser átomos individuales (ión monoatómico) o grupo de

átomos (ión poliatómico) que poseen carga eléctrica neta diferente de cero

debido a la pérdida o ganancia de electrones. Se clasifican en:



6.1 Cationes. Son iones que poseen carga eléctrica positiva. Según el número

de átomos se clasifican en:

a) Cationes monoatómicos.- Se les aplica el mismo nombre que a los

elementos correspondientes precedidos del término ion o catión. Se

emplea nomenclatura de stock y nomenclatura clásica para referirse a

ellos.

Ejemplos:

Mg +2 ión magnésico � ion magnesio Cu +1 ión cuproso � ion cobre ( I ) Cu +2 ión cúprico � ion cobre ( II ) Fe +2 ión ferroso � ion hierro ( II ) Fe +3 ión férrico � ion hierro (III)

b) Cationes poliatómicos.- Se nombran citando los elementos

constituyentes generalmente con nombres comunes.

(H3O)+ ion hidronio � H2O + H+ � (H 3O)+ (NH4)

+ ion amonio � NH3 + H+ � (NH4)+

(PH4 )+ ion fosfonio � PH3 + H+

� (PH4)+

(SbH4)+ ion estibonio

6.2 ANIONES.

Son iones de carga eléctrica negativa, aquí también se distinguen 2 tipos:

a) Aniones monoatómicos.- Se nombran adicionando a la raíz del

nombre del elemento correspondiente utilizando diferentes sufijos. Este

nombre debe ir precedido de la palabra ión.

Ejemplos:

HCl →+− H1 Cl – : ion Cloruro

→+− H1 HS– : ion Bisulfuro (Sulfuro Ácido)

H2S

→+− H2 S= : Sulfuro

b) Aniones poliatómicos.

Se pueden formular en la mayoría de casos al quitar 1 o más iones

hidrógeno de un ácido oxácido. La nomenclatura clásica consiste en

cambiar las terminaciones según la siguiente tabla:

Hidrácido ..........hídrico ...........uro



Si en el anión existen hidrógenos, se dice que poseen carácter ácido.

Ejemplos:

HNO3 →+− H1 −

3NO : Ión Nitrato

H2SO3 → −3HSO : Bisulfito (Sulfito Ácido)

→ =3SO : Sulfito

H 3PO4 →

+− H3 34 )( −PO : Ión fosfato

7. FUNCIÓN SAL

Son compuestos iónicos, sólidos a temperatura ambiental, por lo general se

disuelven en el agua.

Obtención: Ácido + Hidróxido → Sal + H2O

(Catión)+ m ( Anión)-n ⇒ (Cation )n (Anión) m

Nomenclatura:

Se debe nombrarse primero el anión y luego el catión de acuerdo a la

nomenclatura de los iones que dieron origen.

(Nombre de anión) de (nombre de catión)

Clasificación:

De acuerdo al tipo de ácido de origen se tienen:

a) Sales Haloideas:

Se obtienen por reacción de ácidos hidrácidos con una base, estos

compuestos binarios no presentan átomos de oxígeno en su composición.

Ácido Sufijo Sufijos en el anión

Oxácido ..........oso ..........ico

...........ito ...........ato

1H → Ácido 2H → Diácido 3H → Triácido

Formulación Práctica



Acido hidrácido + Hidróxido → Sal Haloidea + H2O

Acido hidrácido + Metal → Sal Haloidea + H2

Catión + Anión → Sal Haloidea

Ejemplos:

2HCl + Ca(OH)2 → CaCl2 + 2H2O Cloruro de calcio

H2S + Mg → MgS + H2O Sulfuro de magnesio

Na+ + Br– → NaBr : Bromuro de sodio Fe+2 + Cl-1 → FeCl2

b) Sales Oxisales:

Se obtienen por reacción de los de ácidos oxácidos con un hidróxido.

Ejemplos:

H 2 SO4 + NaOH � Na 2SO4 + H 2O A. Sulfúrico Hidróxido de sodio Sulfato de sodio Na+ + −

3NO → NaNO3 : Nitrato de sodio K+ + −

3HCO → KHCO3

Cu+2 + =4SO → CuSO4

Según su constitución, las sales oxisales y las haloideas se dividen a su vez en:

• Sales neutras

• Sales ácidas

• Sales básicas

• Sales dobles

• Sales hidratadas.

Oxisales Neutras ó Normales.- Son aquellas que derivan de la sustitución

total de iones hidrogeniones del ácido oxácido con cationes.

Ejemplos:

Pb+4 + (SO 4)-2 � Pb(SO 4)2 Sulfato de plomo (IV)

Cloruro ferroso (clásica) Cloruro de hierro (II) (stock)

Bicarbonato de potasio Carbonato ácido de potasio

Sulfato cúprico Sulfato de cobre (II)



Cu+1 + (ClO 2)-1 � CuClO2 Clorito de cobre ( I )

Fe+ 3 + (SO 2)

- 2 � Fe2(SO 2)3 Hiposulfito de hierro (III) K+1 + (Cr 2 O 7)

- 2 � K 2 Cr 2O 7 Dicromato de potasio Ca + 2 + (PO 4)

- 3 � Ca 3 (PO 4)2 Fosfato de calcio Oxisales ácidas.- Derivan de la sustitución parcial de iones hidrógeno de un

ácido oxácido con cationes, es decir poseen aniones ácidos.

Ejemplos:

Na +1 + (HCO)-1 � NaHCO3 Bicarbonato de sodio Carbonato ácido de sodio Hidrógeno carbonato de sodio (NH 4)

+1 + (HPO 4)-2 � (NH 4)2 HPO4

Fosfato ácido de amonio Hidrógeno fosfato de amonio

Zn +2 + (H 2BO 3)

–1 � Zn (H 2BO 3)2

Borato diácido de cinc Dihidrógeno borato de cinc.

Oxisales básicas.- Se originan por sustitución parcial de iones oxidrilos (OH)-1

de la correspondiente base con anión procedente de un ácido oxácido.

Para la nomenclatura clásica se coloca la palabra básico, dibásico, etc, según

la cantidad de iones hidróxido (OH) –1 que quedan en el catión que se forma de

la base. Otra forma de nombrar es usando el prefijo hidroxi, dihidroxi, etc.

Ejemplos:

Mg(OH)+ 1 + (ClO 3)- 1 � Mg(OH) ClO 3

Clorato básico de magnesio Hidroxiclorato de magnesio

Zn(OH)+ 1 + (NO 3)

- 1 � Zn(OH)NO3 Nitrato básico de cinc. Hidroxinitrato de cinc.



Oxisales dobles.- Son aquellas que poseen dos clases de cationes o aniones

en su estructura cristalina. Se obtienen mediante la unión química de dos sales

de metales diferentes y que poseen el mismo anión.

Para su nomenclatura se usa la palabra doble antes del nombre de los

cationes, que se nombran en orden alfabético.

Ejemplos:

Li 2SO4 + Na 2SO4 � Li 2Na 2 (SO4)2 �LiNa SO4 Sulfato doble de litio y sodio

Ca 3(PO4) 2 + Cu 3(PO4)2 � Ca 3Cu 3 (PO 4)4

Fosfato doble de calcio y cobre ( III ) FeCO3 + Li 2CO3 � FeLi 2 (CO 3)2

Carbonato doble ferroso – lítico

Oxisales hidratadas.- Son aquellas que presentan moléculas de agua de

hidratación o cristalización en su estructura, unidos mediante un enlace

coordinado, en los que el agua mantiene su individualidad molecular.

Su formula general es:

Nomenclatura

Primero se nombra la sal anhidra y a continuación se indica la cantidad de

moléculas de agua de hidratación, utilizando los términos hidratado,

dihidratado, trihidratado, etc si hay 1,2,3, etc moléculas de agua

respectivamente.

Ejemplos:

CaSO4 .2 H 2 O Sulfato de calcio dihidratado (Yeso) Na 2 CO3 .10 H 2 O Carbonato de sodio decahidratado ( “sosa de lavar”) AlK(SO 4) 2 . 12 H 2O Sulfato doble de aluminio y potasio dodecahidratado ( alumbre) Na 2B 4O 7 . 10 H 2O Tetraborato de sodio decahicratado (Bórax)

Sal anhidra. n H 2O



Delicuescencia.

Es la propiedad que presentan algunas sales y óxidos, principalmente, de

absorber moléculas de vapor de agua del aire húmedo para formar hidratos.

Este fenómeno ocurre si la presión de vapor parcial de vapor de agua en el aire

es mayor a la presión de vapor del sistema hidrato a la temperatura dada.

Ejemplo:

CaCl 2 + 5 H 2O � CaCl 2 . 5H 2O Sal anhidra Vapor de agua Sal hidratada

Del aire

Eflorescencia.

Es la propiedad que presentan algunas sales y óxidos hidratados, de perder su

agua de hidratación o agua de cristalización por exposición al aire, para

transformarse en un hidrato inferior o en un sólido anhidro.

Ejemplo:

Na 2 CO3 .10 H 2 O � Na 2 CO3 . H 2 O + 9 H 2O

Sosa de lavar sal monohidratada vapor de agua

Nombres comunes de algunos compuestos inorgánicos

Nombre Común Formula Nombre sistemático

Amoniaco NH3 Trihidruro de nitrógeno

Cal viva CaO Monóxido de calcio Hematita Fe 2 O3 Óxido de hierro ( III )

Magnetita Fe 3 O4 Tetraóxido de trihierro

Sílice o cuarzo Si O2 Dióxido silicio

Cal apagada Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Leche magnesia Mg(OH)2 Hidróxido de magnesio

Soda cáustica NaOH Hidróxido de sodio

Sosa cáustica KOH Hidróxido de potasio

Óxido nitroso N 2O Monóxido de dinitrógeno

Calcita o mármol CaCO3 Carbonato de calcio Siderita FeCO3 Carbonato de hierro (III)

Sosa de lavar Na 2 CO3 .10 H 2 O Carbonato de sodio decahidratado

Nitro de chile NaNO3 Nitrato de sodio Salitre KNO3 Nitrato de potasio Sal de epson MgSO4.7H2O Sulfato de magnesio

heptahidratado



Vitriolo azul CuSO4 5H2O Sulfato de cobre (II) pentahidratado

Yeso CaSO4 2H2O Sulfato de calcio dihidratado

Halita o sal gema

NaCl Cloruro de sodio

Silvina KCl Cloruro de potasio Galena PbS Sulfuro de plomo ( II )

Pirita FeS2 Bisulfuro de hierro Oropimente As 2S3 Trisulfuro de di arsénico

Calcopirita CuFeS2 Bisulfuro doble de cobre y hierro

Criolita Na 3 AlF6 Hexafluoruro doble de aluminio y trisodio

Marcasita FeS2 Sulfuro ferroso

Calcosina Cu2S Sulfuro cuproso

Esfalerita ZnS Sulfuro de Zinc

Argentita AgS Sulfuro argentico

Millerita NiS Sulfuro de Niquel (II)

Oropimente As2S3 Sulfuro arsenioso

Covalina CuS Sulfuro cúprico

Corindon Al2O3 Oxido alumínico

Brucita Mg(OH)2 Oxido magnésico

Magnetita Fe3O4 Oxido doble de fierro

Zincita ZnO Oxido de zinc

Cuprita Cu2O Oxido cuproso

Casiterita SnO2 Oxido estáñico

Calcita CaCO3 Carbonato cálcico

Magnesita MgCO3 Carbonato magnésico

siderita FeCO3 Carbonato ferroso

EJERCICIOS DE APLICACIÓN DEL CAPITULO VII

1. Realizar 3 ecuaciones para cada funciones inorgánicas



CAP VIII

REACCIONES QUIMICAS

CONCEPTO

Son cambios o transformaciones en la cual una o más sustancia iniciales

llamadas reactantes, mediante choque eficaces entre sí, originan la ruptura de

enlaces, produciéndose entonces la formación de nuevos enlaces químicos, lo

que darán lugar a la formación de nuevas sustancias denominadas productos

con propiedades distintas a los reactantes.

Ejm.: Reacción entre el zinc y el ácido clorhídrico.

Ecuación Química

Toda reacción química se puede representar mediante una ECUACIÓN

QUÍMICA, la cual indica las sustancias que participan en la transformación, su

estado físico y la cantidad de cada sustancia química consumida o producida.

Sentido de la reacción 1Zn(s) + 2HCl(ac) –––→ 1ZnCl2(ac) + 1H2(g) Reactivos Productos Donde:

• 1, 2, 1 y 1 se denominan coeficientes estequiométricos , los cuales

indican la proporción de combinación y formación en mol-g.

• Estado físico:

Sólido (s)

Líquido (ℓ) Gas (g)

Vapor (v) Acuoso (ac.)

Evidencias de una Reacción Química.

• Liberación de gas (aparición de burbujas)

• Cambio de color, olor y / o sabor.

• Formación de precipitados (sólidos insolubles)

• Variación en la temperatura del sistema (cambio térmico).



CLASIFICACIÓN DE LAS REACCIONES QUÍMICAS

1. Por la Naturaleza de los Reactantes

1.1 Reacción de Adición

1.2 Reacción de Descomposición

1.3 Reacción de sustitución ó Desplazamiento Simple.

1.4 Reacción de Doble sustitución ó doble Desplazamiento

(metátesis).

2. Por la Variación de la Energía. (Entalpía)

2.1 Entalpía de la Reacción Estándar (∆H)

a) Reacción Exotérmica (∆H < 0).

b) Reacción Endotérmica (∆H > 0)

2.2 Por la Variación de Estado de Oxidación.

a) Reacción Redox.

b) Reacciones No Redox.

1. Por la Naturaleza de los Reactantes.

1.1 Reacción de Adición (Síntesis).

Ejemplo:

NH3(g) + HCl(g) → NH4Cl(s)

1.2 Reacción de Descomposición.- Son aquellas en donde un reactante da

la formación de 2 o más productos.

Ejemplo:

HCl(g) → H2(g) + Cl2(g)

1.3 Reacción de sustitución ó Desplazamiento Simple .- Son aquellas en

donde los átomos de un elemento se desplazan en un compuesto a los

átomos de otro elemento.

Ejemplos:

Fe(s) + H2SO4(ac.) � FeSO4(ac.) + H2(g)

2Fe(s) + 6 HCl (ac.) � 2FeCl3(ac.) + 3H2(g)



Considerar la siguiente serie Actividad de los Metales (desplaza al

hidrógeno de los ácidos)

1.4 Reacción de Doble sustitución ó Desplazamiento (metátesis).

Ejemplo:

Pb(NO3)2(ac.) +K2CrO4(ac.) ––→PbCrO4(s)+ KNO3(ac.)

Por la Variación de la Energía. (Entalpía)

Entalpía (H). Indica el contenido calórico característico de cada sustancia

química. Se mide a 25ºC y 1 atm. Llamada condicional standard.

Entalpía Estándar de Algunas Sustancias Químicas.

Sustancia O2 CO2 CH4 H2O(g) NH3 NO2

H (kJ / mol) 0

-393 -75 -242 -46 +33

Entalpía de la Reacción Estándar ( ∆∆∆∆H)

Llamado también calor de reacción, representa la energía liberada o absorbida

en una reacción química. Sea la reacción:

A + B → C + D

HR HP

HR = Entalpía de los reactantes HP = Entalpía de los productos

A. Reacción Exotérmica ( ∆∆∆∆H < 0)

Reacción en donde hay una pérdida neta de energía en forma de calor

debido a que la entalpía de los productos es menor respecto a los

reactantes.

Algunas reacciones exotérmicas:

- Reacción de neutralización.

- Reacción de corrosión de metales.

- Reacción de combustión.

Li > Ca > Mg > Al > Zn > Fe > H

∆H = HP - HR



combustión completa del metano:

CH4(g) + O2(g) –→ CO2(g) + H2O(g) :

∆H = - 890,3 kJ/mol

Combustión incompleta:

CH4(g) + O2(g) –→CO(g) + C (s) + H2O(g)

Reacción de neutralización:

NaOH(ac) + HCl(ac) � NaCl(ac) + H2 O(l)

B. Reacción Endotérmica ( ∆∆∆∆H > 0)

Son reacciones donde existe una ganancia neta de energía (principalmente

en forma de calor), debido a que la entalpía de los productos es mayor

respecto a los reactantes.

Ejemplo: Descomposición del amoníaco:

NH3(g) + 46,2 kJ / mol → N2(g) + H2(g) NH3(g) → N2(g) + H2(g) : ∆H = +46,2 kJ/mol

Por la Variación de Estado de Oxidación.

A. Reacción Redox.

Son reacciones en la cual existe transferencia de electrones (pérdida y

ganancia) por lo cual existe variación en el estado de oxidación de los

elementos.

Ejemplo:

Reducción (RED) Oxidación(OX)

+5 -1 0 +2 HNO3 + HI ––→ I2 + NO + H2O

AGENTE

REDUCTOR

FORMA

OXIDADA

AGENTE

OXIDANTE

FORMA

REDUCIDA



Regla Práctica:

-2 -1 0 1 2 3

Ejemplo:

Mn+7 + 5e- → Mn+2 (reducción)

S-2 – 8e- → S +6 (oxidación)

N20 + 6e- → 2N -3 (reducción)

B. Reacciones No Redox.

Son aquellas reacciones donde no existe transferencia de electrones por lo

cual no existe variación en el estado de oxidación.

Ejemplo:

NaOH + HCl → NaCl + H2O

EJERCICIOS DE APLICACIÓN DEL CAPITULO VIII

Reconocer las siguientes reacciones:

∆ 1. CaCO3(s) CaO(s) + Co2(g)…………………………………………..….. 2. NH3(g) + HCl(g) NH4Cl(s) …………………………………………..…… 3. Zn(s) + H2SO4(ac) ZnSO4 (ac) + H2(g) ………………………………. 4. AgNO3 (ac) + NaCl (ac) AgCl(s) + NaNO3 (ac) …………………………..

……………………………..

5. 2H3PO4(ac) + 3Ca(OH)2(ac) Ca3(PO4)2(s)+ 6H2O(l) + Calor

…..……………………………

6. 4Fe(s) + 3O2(g) Fe2O3(s) ……………………………………………..

OXI

Red



CAP IX

BALANCE DE ECUACIONES QUÍMICAS

Para que se cumpla el principio de Conservación de la materia, es necesario

que tanto los reactantes como los productos de una reacción química, tengan

números iguales de cada clase de átomos, la determinación de estos valores

es la que se conoce como “Balance de Ecuaciones “.

Métodos de Balanceo de Ecuaciones.- Existen métodos para el ajuste de

Ecuaciones químicas.

1. Simple inspección ó tanteo

2. Coeficientes indeterminados

3. Número de oxidación

4. Ión electrón

1. Método del Tanteo:

Válido por lo general para reacciones sencillas, para ello se debe aplicar la

siguiente regla práctica.

Ejemplo (1):

Ajuste la ecuación por tanteo.

H2SO4 + Al(OH)3 –→ Al2 ( SO4)3 + H2O

Solución

Al .- Como hay dos átomos de Al en el segundo miembro y sólo uno en el

primer miembro, se multiplica por 2 al Al (OH)3.

H2SO4 + 2 Al(OH)3 –→ Al2 ( SO4)3 + H2O

S.- En el segundo miembro aparecen 3 átomos de azufre y uno en el

primero, luego se multiplica por 3 al H2SO4

3H2SO4 + 2 Al(OH)3 –→ Al2 ( SO4)3 + H2O

Metal No Metal

H O

1º

2º

3º

4º



H.- En el primer miembro en total hay 12 átomos de hidrógeno, mientras en

el segundo miembro sólo hay dos, en consecuencia se multiplica por 6 al

H2O

3H2SO4 + 2 Al(OH)3 –→ Al2 ( SO4)3 + 6 H2O

O.- Nos sirve para verificar si la ecuación está o no correctamente

balanceada. La cantidad total de átomos de oxígeno en ambas partes debe

ser la misma para que la ecuación esté correctamente balanceada.

3H2SO4 + 2 Al(OH)3 –→ Al2 ( SO4)3 + 6 H2O

3 x 4 + 2 x 3 = 4 x 3 + 6 x 1

18 = 18

Ejemplo (2) Balancear la siguiente ecuación:

Ca(OH2) + HBr → CaBr2 + H2O

2. Método de Coeficiente Indeterminados:

Para balancear por este método se recomienda seguir los mismos pasos

que se sigue en el balance de la siguiente ecuación:

Ejemplo (1)

Ajuste la siguiente ecuación:

K2Cr2O7 + Fe Cl2 + HCl –→ KCl + CrCl3 + FeCl3 + H2O

Solución:

2.1 Se asignan coeficientes literales (a,b,c,d,e, f……..) a cada una de las

sustancias de la ecuación.

a K2Cr2O7 + b Fe Cl2 + c HCl –→ d KCl + e CrCl3 + f FeCl3 + g H2O

2.2 Se realiza un balance de átomos para cada elemento, obteniéndose así

un sistema de ecuaciones indeterminadas.

K –→ 2a = d Cr–→ 2a = e O –→ 7a = g Fe –→ b = f Cl –→ 2b+c = d+3e+3f H –→ c = 2g



2.3 El sistema de 6 ecuaciones con 7 incógnitas es indeterminado, para

resolver se asigna un valor arbitrario (preferentemente al que más veces

se repite)

En el ejemplo, asignamos el valor de uno a la incógnita a (a = 1)

reemplazando en el sistema el valor de a, se obtiene:

d = 2 e = 2 g = 7 b = f 2b = 3f – 6 C = 14 Resolviendo (1) y (2) se obtiene: b = f = 6

2.4 Los valores obtenidos en (2.3) se reemplazan en la ecuación primitiva y

se tiene balanceada la ecuación:

K2Cr2O7 + 6Fe Cl2 + 14 HCl –→ 2 KCl + 2 CrCl3 + 6 FeCl3 + 7H2O

Ejemplo (2) Ajuste la siguiente ecuación.

I2 + HNO3 –→ HNO3 + NO + H20

3. MÉTODO REDOX.

Aplicar las siguientes reglas:

1. Hallar el estado de oxidación de todos los elementos presentes en la

reacción.

2. Formar las semi reacciones solo con los elementos que experimentan

cambios en su estado de oxidación balanceando los átomos y luego la

carga con ganancia o pérdida de electrones.

3. Se igualan el número de electrones ganados y perdidos para ellos se

multiplican las semi reacciones por los menores números enteros.

4. Sumar las semi reacciones y los coeficientes obtenidos se trasladan a la

ecuación original.

5. Si algunos elementos faltan balancear, se completa por tanteo.



Ejemplo (1)

-2 -5 +2 0

H2S + HNO3 → NO + S + H2O

Formando Semi reacciones:

2 x ( N + 5 + 3e- –––→ N + 2 ) (Reducción)

3 x (S - 2 – 2e- –––→ S 0 ) (Oxidación)

2N+5 + 3S-2 ––→ 2N+2 + 3S0

Los coeficientes obtenidos se trasladan a la ecuación original:

2HNO3 + 3H2S –→ 2NO + 3S + 4H2O

Por tanteo

Ejemplo (2)

LiCl + KMnO4 + H2SO4 –→ Cl2 + MnSO4 + K2SO4 + LiSO4 + H2O

4. Método del Ión – Electrón.

Muchas reacciones químicas ocurren en medio acuoso en la cual las

sustancia químicas se ionizan los cuales interactúan por transferencia de

electrones.

Medio Ácido (H + )

Las ecuación química balanceada presenta el protón (H + ) y H2O

Medio Básico (OH –)

La ecuación química balanceada presenta iones hidróxido (OH – ) y H2O

Para balancear por este método se sigue los siguientes pasos:

a) El balanceo para la primera parte es similar al balanceo por el método

REDOX.



b) Luego se realiza el balance de cargas en ambos miembros de la

Reacción Química.

c) Se realiza la compensación de cargas añadiendo Iones Hidrogeniones si

se trata de una reacción en medio ácido, pero si es en medio básico se

adiciona iones oxidrilos, en cambio si es en medio neutro se puede

adicionar iones oxidrilos o hidrogeniones pero en el segundo miembro de

la reacción química.

d) Finalmente se completa el balanceo agregando agua.

Ejemplo (1)

Balancear la siguiente ecuación en un medio ácido.

(Cr2O7)= + Fe+2 –→ Cr+3 + Fe+3

Ejemplo (2)

Balancear la siguiente ecuación en un medio básico o alcalino

(MnO4)- + (HCO2)- –→ MnO2 + (CO3)=

EJERCICIOS DE APLICACIÓN DEL CAPTIULO IX

1. Realizar el balanceo de las siguientes ecuaciónes por el método Ion – electrón

1.1 MnO4

- + H2SO3 � Mn+2 + (SO4)-2 (medio ácido)

1.2 MnO4

- + (H2CO2) � MnO2 + (CO3)

-2 (medio ácido) 1.3 SO3

-2 + MnO4- � MnO2 + (SO4)

—2 (medio básico)

funciones quimicas

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