Quimica para todos - La enseñanza de la química al alcance de todos

No basta saber, se debe también aplicar. No es suficiente querer, se debetambién hacer.Johann Wolfgang Goethe (1749-1832) Poeta y dramaturgo alemán 2

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ÍNDICEPrefacio………………………………………………………………….……... 5Prologo……………………………………………………………….………… 6Capitulo 1 Clasificación de los cuerpos ……………………………….……. 7Capitulo 2 Características de los cuerpos………………………………….. 27Capitulo 3 Reacciones químicas y ecuaciones químicas………………… 33Capitulo 4 Balanceo de ecuaciones químicas…………………………….. 51Capitulo 5 Propiedades físicas del agua…………………………………… 94ANEXOS Ejemplos de Prácticas de Laboratorio………………………….. 98 4

PREFACIO*La Química, es una ciencia empírica. Ya que estudia las cosas, por medio delmétodo científico.Es decir, que a través de la observación, la cuantificación y por sobre todo, laexperimentación.La química, estudia las diversas sustancias que existen en nuestro planeta, asícomo las reacciones, que las transforman en otras sustancias. Como porejemplo, el paso del agua líquida, a la sólida. O del agua gaseosa, a la líquida,algo tan simple … pero a la vez tan compleja.Por otra parte, la química, estudia la estructura de las sustancias, a su nivelmolecular. Y por último, pero no menos importante, sus propiedades.Los primeros hombres, en trabajar y estudiar las distintas sustancias, fueron losalquimistas, los cuales entre los siglos III aC y el siglo XVI dC, tendieron abuscar el método de transformar los metales, en oro. Esto, por medio de labúsqueda frenética e incansable de la piedra filosofal. Tipo de elixir, quelograría que la fusión del mercurio con el azufre, fuera un éxito.Ellos comenzaron a desarrollar, las dos ramas iniciales, que se mantienenhasta hoy. La primera, es la química orgánica. Que estudia las sustanciasbasadas en la combinación de los átomos de carbono e incluye a loshidrocarburos y sus derivados, los productos naturales, finalizando con lostejidos vivos.La otra rama de la química, es la inorgánica. La cual versa en el estudio de losminerales terrestres.Es por ello la importancia de entender la Química para los alumnos y comoenseñarla para los profesores, como una vez escuche a un gran maestrodecir…“ESTOY PARADO ACA ADELANTE… NO PORQUE SEPA MÁS QUE UDS.,SINO PORQUE LO APRENDÍ ANTES SOLAMENTE…”No hay mayor satisfacción para un profesor, el que sus alumnos investiguen,lean y sepan más uno, en mis pocos años de profesor, en la UPC y la U.Agraria es lo que me ha llenado de mayor orgullo… 5

Prologo**La Química… el curso más difícil del colegio… pero la pregunta es por qué?Que hace que el alumno no se motive a entenderla, a analizarla y por qué no avivirla!Mi padre, don Pedro, como lo conocía todo el mundo, siempre decía, porquetratar de explicar la química con ejemplos difíciles y fórmulas complicadas… sila química se vive en el día a día, nosotros los seres humanos nosmantenemos vivos por un conjunto de reacciones químicas que se llevandentro del cuerpo humano, que generan energía y son el motor de nuestraexistencia, y lo que nos rodea, aún mas. Como mencionamos en el prefacio, elsimple análisis del agua, sus estados, sus cambios… eso es QUÍMICA!!!!QUÍMICA PARA TODOS, es un compendio de varios manuscritos de donPedro, que he tratado de unir para darle forma de un libro, con el únicopropósito de tratar de motivar a los estudiantes y profesores a que vean laquímica como algo AMIGABLE y que sirva para entender los fenómenos quenos rodean… la Química es la madre de todas las ciencias, al entenderlaentenderás lo que nos rodea.* y ** Prefacio y Prologo preparado por Luis Salomón Arguedas. 6

CAPITULO 11.1 CLASIFICACIÓN DE LOS CUERPOS1.1.1 Cuerpos compuestosSe denomina cuerpos compuestos a los constituidos por dos o más elementosdiferentes.Los cuerpos compuestos se clasifican en INORGÁNICOS y ORGÁNICOS.Compuestos inorgánicos.- Son aquellos constituidos por metales ycompuestos metálicos que se encuentran formando el mundo mineralprincipalmente. Ejemplos: el agua, H2O, el cloruro de sodio, NaCl, el Carbonatode Calcio, CaCO3.Compuestos orgánicos.- Son aquellos constituidos básicamente por elcarbono e hidrógeno, complementados por el oxígeno y el nitrógeno. Sonproducidos en la naturaleza, generados por los seres vivientes, siendo tambiénpreparados muchos de ellos, artificialmente en el laboratorio. Ejemplos:acetileno, C2H2, alcohol etilico, C2H5OH, sacarosa o azúcar C12H12O11. 7

1.1.1.1 Clasificación de los compuestos inorgánicos A los compuestos inorgánicos se les ha clasificado de acuerdo a la función química a que pertenecen y de acuerdo a la complejidad de las moléculas. Función química.- Son las características similares que poseen un conjunto de compuestos porque tienen igual una parte de su molécula. Al átomo o grupo de átomos iguales se les denomina grupo funcional. Ejemplos: los ácidos poseen propiedades similares porque contienen en su molécula el ión hidrógeno, H+, los hidróxidos tienen en su molécula como grupo funcional el radical hidróxido, OH-. I. Cuadro de la clasificación de los compuestos inorgánicos de acuerdo a las funciones químicas más comunes en la química básica inorgánica: m-metal; Nom-no metal; gf-grupo funcional, H, hidrógeno, O- oxígeno. Óxidos básicos: M y (gf) – O ej: CuO óxido cúprico y óxido de cobre (II) Óxidos Óxidos acido (anhídrido) NoM y (gf) O- Ej. CO2 dióxido de carbono u óxido de carbono (IV). Hidróxido M y (gf) OH- , Ej. NaOH – hidróxido sódio o hidróxido sódico Ácidos hidrácidos (gf) H y No M Ej. HCl ácido clorhídrico (HCl en solución acuosa)CompuestoInorgánico Ácidos Acido oxácidos (gf) H, M o NoM y O Ej. H2SO4 ácido sulfúrico o acido sulfúrico (VI). Ácido permangánico o ácido manganeso (VII). Haloideas: M y NoM NaCl cloruros, cloruro de sódio o cloruro sódico. Sales Oxisales : M, No, MoM y O : sulfato, M y (gf) SO4 Ej. Na2SO4 – Sulfato de sodio o sulfato sódico. KMNO4 – permanganato de potasio o manganato (VII) de potasio. 8

En todas las fórmulas de los cuerpos compuestos el elemento que actúa con estado de oxidación positivo se escribe a la izquierda y el que actúa con estado de oxidación negativo a la derecha. +1 -1 +3 -1 +2 -1 +7 -1 Ej. NaCl PCl3 CaH2 HCl Cuadro de la clasificación de los compuestos inorgánicos de acuerdo a la complejidad de las moléculas y clases de elementos diferentes que forman el compuesto. Hidruros: NaH, (gf) H:ejem.CaH2 –hidruro de calcio Hidrogenados Acidos hidróxidos: NoM(gf) H Ej. HCl – acido clorhidrico (sol) o cloruro de hidrogeno(gas) Binarias dos Óxidos básicos: M y O – (gf)O – Ej. CaO –oxido de clases de Calcio u oxido cálcico elementos Oxigenados diferentes Oxido ácidos: No M y Diff O ej. Acido de azufre Oxido de azufre (IV). Sin H ni O sales hibridas Oxido neutros: M-O(fg) O Ej. H2O –agua ox. de hidrógeno; CO – monóxido de C u, oxido de C (IV).Compuestoinorgánicos Ácidos oxácidos H, NM o M y O HNO3 – ácido nítrico Ternarios 3 Hidróxiclos: M, O, H, g-f OH: Ca (OH)2 –hidróxido de calcio clases de elementos Sales oxisales: M, NoM, O, ej. Sulfato de gf SO4 CaSO4- Sulfato de calcio o sulfato (VI) de calcio Sales oxisales ácidos: M, 4, NoM o M y O – Ej. NaHSO4 sulfatoacido de Cuaternarios sodio o hidrogeno sulfato (IV) de sódio. Sales oxisales básicas : M, OH, 4 clases de NoM o M y O Ej. ZnOH(NO3) nitrato básico de zinc o nitrato (II) de zinc (II) elementos Sales oxisales acidas: M, 4, NoM o M y O – Ej. NaHSO4 sulfato acido de sodio o hidrogeno sulfato (VI) de sodio Sales dobles : M, H, NoM y O KNaSO4, sulfato doble de potasio y sodio KAl(SO4)2 sulfato doble de potasio y Al 9

FUNCIONES QUÍMICAS GRUPOS FUNCIONALES, FÓRMULAS YNOMENCLATURAFunción Oxido: Comprende a los cuerpos compuestos binarios (2 clases deelementos) que tienen propiedades similares por contener en sus moléculas elgrupo funcional o = denominado oxido, de valencia -2.Los óxidos son de tres clases: óxidos básicos, óxidos ácidos y óxidos neutrospor su reacción con el agua y ácidos.Óxidos básicos: están constituidos por un metal y oxígeno (M y O)Fórmula general M-O. Ejemplos CaO – óxido de calcioNomenclatura tradicional de los óxidos básicos 1. Si el metal solo tiene una valencia se les dá nombre con la palabra óxido seguido del nombre del metal. Ejemplo: el magnesio Mg tiene solo valencia +2 el aluminio del metal y el zinc, ZnO-oxido de zinc. En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal está equilibrada con la valencia negativa total del oxígeno valencia del átomo MgO Al2O3 ZnO Valencia total +2y-2 6–6 2–2 10

2. Si el metal tiene dos valencias se les da nombre con la palabra oxido seguido del nombre del metal seguido del sufijo oso cuando el metal actúa con la menor valencia y seguido del sufijo ico cuando el metal actúa con su mayor valencia. Ejemplos: el hierro Fe puede actuar con valencia 2 y 3 FeO – su nombre es óxido ferroso (valencia del F+2 y el O-2 Fe2O3 – su nombre es óxido férrico (relación total del Fe+6 y valencia total del 0-6) El cobre (Cuprum) puede actuar con valencia 1 y 2 Cu7O – óxido cuproso (valencia total del Cu+2 y del O -2) CuO – oxido cúprico (valencia total del Cu+2 y del O -2)Nomenclatura moderna de la unión internacional de química pura y aplicado oInternacional Union Pure and Applied Chemistry (IUPAC) según este sistemase da nombre = los oxidos básicos utilizando los prefijos griegos Nono, di, tri,tetra, perita, hexa, hepta, acto, nono, deca para indicar el número de átomos deacida uno de los elementos que forman la molécula. 11

Para los ejemplos anteriores los nombres sonMgO – Oxido de magnesio, en este caso no se usa el prefijo nimoAl3O3 – trióxido de dialuminioZnO – óxido de aluminio, no se usa el prefijo neonoFeO – oxido de hierro, no se usa el prefijo monoFe2O3 – trióxido de dihierroCu2O – óxido de dicobreCuO – oxido de cobreOtro ejemplos Fe3O4 – tetraóxido de trihierroNomenclatura Stock.- Según este sistema se da nombre a los óxidos básicosmencionando la palabra oxido seguido el nombre del metal y la valencia oestado de oxidación del metal, entre paréntesis y usando números manoPara los ejemplos anteriores los nombres son:MgO – oxido de magnesio (II)Al2O3 – óxido de aluminio (III)ZnO – óxido de zinc (II)FeO – óxido de hierro (II)Fe2O3 – óxido de hierro (III)Cu2O – óxido de cobre (I)CuO – óxido de cobre (II)Fe3O4 - óxido de hierro (II, III, III)Nomenclatura moderna IUPAC.- No es denso práctica para esta funciónquímica.Nomenclatura Stock.- Se anuncie la palabra ácido seguida del nombre delelemento No Metálico terminado en ico y luego se indica la valencia a estadode oxidación del elemento No Metálico, con números romanos y entreparéntesis.Ejemplos: HNO2 – ácido nítrico (III) HNO3 – ácido nítrico (V) HClO – ácido clorito (I) 12

HClO2 – ácido clórico (III) HClO3 – ácido clórico (V) HClO4 – ácido clórico (VII)Otros ejemplos: H2SO3 – ácido sulfúrico (IV) H2SO4 – ácido sulfúrico (VI) H2CrO4 – ácido crómico (VI) H2Cr2O4 – ácido dicrómico (VII) HMnO4 – ácido mangánico (VIII)Las moléculas de los ácidos oxácidos al disolverse en el agua se separan eniones de hidrógeno positivos H+ iones o radicales negativos. Los radicalesnegativos tienen nombres según el ácido de donde provienen, si el nombre delácido termina en OSO el radical debe terminar en ITO y si el ácido termina enICO el radical termina en ATO.Ejemplos:Formula Nombre del ácido Separación en iones Nombre del radicalHNO2 - acido nitroso ; HNO2  H+ + NO-2 ; NO-g – nitritoHNO2 – ácido nitrido ; HNO3  H+ + NO-3 ; NO3 – nitratoH2SO3 – ácido sulfúrico ; H2SO3  2H+ + SO=3 ; SO=3 – sulfatoH2SO4 – ácido sulfúrico : H2SO4  2H+ + SO=4 ; SO4= - sulfato 13

Fórmula Nombre del ácido; separación anión, nombre del radicalHClO ácido hipoalongo ; HClO  H+ + ClO- ; ClO – hipocloritoHClO2 ácido cloroso ; HClO2  H+ + HClO2 ; ClO2 – cloritoHClO3 ácido clórico ; HClO3  H+ + ClO3 ; ClO-3 – cloratoHClO3 ácido foclorico, HClO4  H+ + ClO4 ; ClO-4 – perdoclartoH2CO3 – acido carbonico ; H2SO4  2H+ + CO=3 ; CO3 - carbonatoEl agua se separan en un hidrogeno positivo M+ y iones a radicales negativosR-. Los radicales tienen nombres de acuerdo al nombre del ácido, cambiando laterminación hídrico del acido por URO.EjemploFórmula – Nombre del ácido – separación en iones nombre del RHF – acido fluorhidrico HF  H+ + F- - F flururoHCl – acido clorhidrico HCl  H+ Cl- - Cl- cloruroHRV – ácido bronhidrico HBr  H+ + Br- - Br- bromioHI – ácido yordhídrico HI  H+ + I- - IyodricoH S – acido sulfrihico H2S  2H+ + S -S = sulfuroFUNCIÓN SALComprende a los cuerpos binarios, ternarios a cuaternarios (2, 3 ó 4 clases deelementos) sustituidos por un elemento metálico y un radical negativo.Las sales son de dos clases: sales haloideos y sales oxisalesSALES HALOIDEASSon los cuerpos constituidos por un elemento metálico o radical positivo y unelemento o radical negativo que se encuentra ubicado en los grupos VI y VII dela Tabla Periódica de los elementos (Azufre S; Selenio, Se, Fluor, F; Cloro, Cl,Bromo, Br y Yodo I). En los sales haloideas ele elemento no metálico actúa consu valencia mínima.Fórmula general: M- NoM. Ejemplo NaCl – Cloruro de sodio rR – N M Ejemplo NH4Cl – cloruro de amonio 14

Nomenclatura tradicional de las sales haloideas 1. Si el metal tiene 1 valencia se les da nombre enunciando el nombre del elemento No Metálico haciéndolo terminar en uro seguido del nombre del metal. Ejemplos: KF – fluoruro de potasio NaCl – cloruro de sodio KBr – bromuro de potasio KI – yoduro de potasio Na2S – sulfuro de sodio 2. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del elemento no metálico terminado en uro seguido del nombre del metal terminado en uso o en ico según actúe con su menor o mayor valencia. Ejemplos: FeCl2 – Cloruro ferroso FeCl3 – cloruro férrico En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal esta equilibrada con la valencia negativa total del elemento no metálico. +1-1 +1-1 +1-1 +1-1 +1-2 +2 -1 +2-1 Valencia KF NaCl KB1 KI Na,S FeCl2 FeCl2 Parciales Valencias +1 y-1 +1 y 1 +1 y -1 +1 y -1 +2 -2 +2 y-2 +3 y-3 TotalesNomenclatura moderna IUPAC.- Es simular a la nomenclatura tradicionalcuando los elementos actúan con valencia 1. Cuando el elemento No Metálicotiene valencia 2 o. Cuando el metal actúa con 2 o más valencias si es de usocomún. Ejemplos: Na2S – desulfuro de sodio FeCl2 – bicloruro de hierro FeCl3 – tricloruro de hierro 15

Nomenclatura stock.- Es de uso común cuando el metal tiene 2 valencias.Ejemplos: FeCl2 – cloruro de hierro (II) FeCl3 – cloruro de hierro (III)SALES OXISALESSon los compuestos constituidos por un elemento o radical positivo y un radicalnegativo que contiene un elemento No Metálico, generalmente y oxígeno.Fórmula general : a) M-NoM-O b) M-M-O R-NMOEjemplos: a) CuSO4 – Sulfato cúprico Sulfatable cobre (II) b) KMnO4 – Sulfanato de potasio manganato (VII) de potasio) c) (NH4)2 SO4 – sulfato de omnioNomenclatura tradicional de las sales oxisales 1. Si el metal tiene 1 valencia se enuncia el nombre del radical negativo seguido de la preparación de y el nombre del elemento o radical positivo. Ejemplos: 1. Na2 SO4 – sulfato de sodio 2. K NO3 – nitrato de potasio 3. NaSO3 – sulfato de sodio 4. N4NO2 – nitrito de potasio Cuando el nombre del ácido termina en OSO, el radical que contiene se hace terminar en ITO cuando forma parte de la sal oxisal y cuando termina en ICO cambia a ATO en la sal oxisal. Acido nitroso HNO2 – radical nitrito NO-2 Acido nitroso HNO3 – radical nitrato NO3 Acido sulfuroso – H2SO3 – radical sulfito = SO=3 Acido sulfúrico – H2SO4 – radical sulfato – SO=4 16

2. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del radical negativo seguido de la proposición de y el nombre del metal terminado en OSO si actúa con su menor valencia y en ICO si actúa con su mayor valencia. Ejemplos: FeSO4 – sulfato ferroso Fe2(SO4)3 – sulfato férrico 3. Si el elemento No Metálico que forma parte del radical negativo tiene mas de 2 valencias se usan los prefijos que indican la mínima, la menor, la mayor y la máximo de sus valencias y las terminaciones ITO y ATO para el elemento no metálico. Ejemplos: NaClO – hipoclorito de sodio NaClO2 – clorito de sodio NaClO3 – clorato de sodio NaClO4 – perclorato de sodio En cada fórmula se observa que la valencia o estado de oxidación positiva total del metal del elemento no metálico está equilibrado con la valencia o estado de oxidación total negativa del oxígeno. Valencias parciales +2 +6-2 +1+7-2 +1+3-2 +1+5-2 +1+4-2 +1+6-2 CuSO4 KMnO4 NaNO2 KNO3 Na2SO3 Na2SO4 Valencias totales +8 y -8 +8 y -8 +4 y -4 +6y-6 +6 y-6 +8 y -8 +1+1-2 +1+3-2 +1+5-3 +1+7-2 Valencias parciales +2+6-2 +3 +6-2 Na ClO NaClO2 NaClO NaClO4 Fe SO4 Fe2(SO4)3 +2 y-2 +4y-4 +6y-6 +8 y-8 Valencias totales +8y-8 +24y-24Nomenclatura moderna IUPC.- No es común su uso para esta función química.Nomenclatura Stock.- Es de gracia utilidad para esta función química. Sunombre la sal enunciando el nombre del radical negativo terminado en ATOseguido del estado de oxidación del elemento No Metálico del radical, escritoentre paréntesis, con números romanos. Por ultimo el nombre del elemento 17

metálico, indicando también su estado de oxidación, en números romanos.Cuando el metal solo tiene más valencia, no es necesario indicar su estado deoxidación. Ejemplo: CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) KMNO4 – manganato (VII) de potasio NaNO2 – nitrato (III) de sódio (I) KNO3 – nitrato (V) de potasio (I) Na2SO3 – sulfato (IV) de sodio (I) Na2SO4 – sulfato (VI) de sódio (I) FeSO4 – sulfato (VI) de hierro (II) Fe2(SO4)3 – sulfato (VI) de hierro (III) NaClO – clorato (I) de sódio (I) NaClO2 – clorato (III) de sódio (I) NaClO3 – clorato (V) de sódio (I) NaClO4 – clorato (VII9 de sodio (I)Otros compuestos inorgánicos considerados a nivel básico de la química.Nomenclaturas más comunes usadas.Hidruros.- Son los compuestos binarios (2 clases de elementos) que contienenhidrógeno el que actúa con estado de oxidación – 1 siendo el otro elemento enmetal o un elemento no metálico.Hidruros metálicos.- Son los compuestos constituidos por un elemento metálicoy el hidrógeno.Fórmula general: M-H y ejemplo: NaH – hidruro de sodioNomenclatura.- El método tradicional en el que comúnmente se usa.Ejemplos: KH – hidruro de potasio MgH2 – hidruro de magnesio CaH2 – hidruro de calcio 18

En las fórmulas se puede apreciar que los estados de oxidación positivos totales están equilibrados con los estados de oxidación totales negativos estadosde oxidación. Parciales +1 -1 +2 -1 +2 -1 KH Mg H2 CaH2Estados de oxidación +1 y-1 +2 y -2 +2 y -2TotalesHidruros no metálicos: son los compuestos constituidos por un elemento nometálico y e hidrógeno las fórmulas se escriben teniendo en cuenta laelectronegatividad de cada elemento.Fórmula general NO M-H. Ejemplo PH3 – hidruro de fósforoNomenclatura.- Se emplea el método tradicional AS H3 – hidruro de arsénico Si H4 – hidruro de silício BH3 – hidruro de boroEn cada fórmula se puede comprobar el equilibrio entre los estados deoxidación totales positivos y negativos. +3 -1 +1-1 +2 -1estados de oxidación AS H3 SiH4 BH3parcialesestados de oxidación +3 y -3 +4 y-1 +3 y -3totales 19

COMPUESTOS ENTRE ELEMENTOS NO METÁLICOS QUE NOCONTIENEN HIDRÓGENO NOMENCLATURA MÁS COMÚNLos compuestos binarios (2 clases de elementos) sin hidrógeno se forman alunirse dos elementos de diferente electronegatividad. Las fórmulas se escribencolocando a la izquierda el elemento de menor electronegatividad y a laderecha el de mayor electronegatividad.Se les da nombre haciendo terminar en URO al elemento más electronegativo(estado de oxidación) seguido de la preparación DE y luego el nombre delelemento menos electronegativo (estado de oxidación -), usan los prefijos(NoM) – (N-0 M). Ejemplo PCl3 – tricloruro de fosforoOtros ejemplos: PCl5 – pentacloruro de fósforo CCl4 – tetraclomiro de carbono SCl2 – dialcluror de azufre H3N – nitrouro de hidrogeno o amoniacoLos estados de oxidación totales positivos y negativos están equilibrados encada fórmula. +5-1 +4-1 +2-1 +1-3estado de oxidación PCl5 CCl4 SCl2 H3Nparcialesestado de oxidación +5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3TotalesSALES OXISALES ACIDAS NaHSO4 – sulfato ácido de sodio +1+1+1-2 NaHSO4 +8 y -8SALES BASICAS Zn (OH) Cl cloruro básico de zinc +1+3+2SALES OXISALES DOBLES KAl (SO4)2 - sulfato doble de aluminio y Potasio. 20

NOMENCLATURA DE CUERPOS CRISTAIZADOS : ANHIDROS EHIDRATADOS. Na2CO3 – carbonato de sodio anhidro Na2CO3 10H2O – carbonato (IV) de sodio decahidratado (sal de sódio) CaSO4 – sulfato (VI) de cálcio anhidro CaSO2H2O – sulfato de cálcio dihidratado (yeso natural) CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) anhidro CuSO45H2O – sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratadoREGLAS PRÁCTICAS PARA ESCRIBIR FÓRMULAS DE COMPUESTOSINORGÁNICOS 1. Escribir la fórmula del óxido de aluminio 1era regla.- el nombre nos indica que se trata de un compuesto binario. Un metal de valencia. 2da regla.- toda fórmula tiene una parte positiva (estado de oxidación ) y otra negativa (estado de oxidación). El radical positivo se escribe al extremo izquierdo y el radical negativo al lado derecho. El radical negativo puede conocer elementos con estado de oxidación positivo. Representación grafica H – Metales y No metales y radicales + + Amonio + negativo - +3 -2 Aplicando la regla : Al O 3era. Regla.- En toda fórmula el estado de oxidación positivo total está equilibrado con el estado de oxidación total negativo. También se expresa esta regla admitiendo que la suma algebraica de los estados de oxidación totales positivos y negativos es 0(cero). +3 -2 Aplicando esta regla: Al2O3 Estado de oxidación totales +6 y-6 4ta regla.- La fórmula se escribe sin incluir los estados de oxidación aplicando esta regla de fórmula del oxido de aluminio es 21

Al2O3 2. Escribir la fórmula del dióxido de carbono u óxido de carbono (IV) 1era regla : E compuesto es un compuesto binario de carbono con valencia 4 y el oxígeno de valencia 2. +4 -2 2da regla : C O +4 -2 3era regla : C O2 +4 y-4 4ta regla : CO2 3. Escribir la fórmula del hidróxido de calcio 1era regla : el cuerpo es un compuesto ternario C2H y O que contiene calcio en valoración y el radical OH- con valencia -1 +2 -2+1 2da regla : Ca OH +2 -2+1 +2 3era regla : Ca(OH)2 a también Ca (OH)-12 +4 y-4 +2 y-2 4ta regla : Ca(OH)2Por el nombre se identifica que debe contener H+1 S con estado de oxidación+6 (terminación ICO y oxígeno con valencia -2 4. Escribir la fórmula del ácido sulfúrico (VI). Cuando no se conoce el radical negativo del ácido sulfúrico 1era regla… +1 +6 -2 2da regla : H S O +1 +6-2 3era regla: H2 S O4 +2+6 y-8 +8 y-8 22

4ta regla : H2 SO4 Cuando se conoce que el radical negativo es SO=4 se procede a igualar las cargas positivos y negativos. +1 H SO 4 +1 H2 SO 4 +2 y-2 Fórmula: H2SO45. Escribir la fórmula del nitrato (V) de potasio cuando no se conoce el radical nitrato. 1era regla.- El nombre corresponde a una saloxisal que contiene potasio K+1, nitrógeno de estado de oxidación +5 por la terminación ATO y el oxigeno de valencia – 2. +1+5-2 2da regla : K N O +1+5-2 3era regla: K NO3 +6 y-6 4ta regla: KNO3 Cuando se conoce el radical nitrato, NO-3 +1 H NO 4 +1 y-1 HNO36. Escribir la fórmula del carbonato (IV) de calcio 1ra regla: el compuesto es terciario, calcio de valencia +2, carbono con estado de oxidación +4 por terminación ATO (mayor estado de oxidación del carbono) y oxigeno de valencia. 23

+2 +4 -2 2da regla : Ca C O +2 +4-2 3ra regla: Ca C O3 +6 y -6 4ta regla: CaCO3 Conociendo el radical carbonato, CO 3 Ca+2 CO 3 CaCO3REGLAS PRÁCTICAS PARA DAR NOMBRE A UNA FÓRMULA DECOMPUESTO INORGÁNICO 1. Dar el nombre del compuesto de fórmula CaO 1era regla.- identificar el nombre de la función química El nombre es el de un oxido por contener oxígeno en el lado derecho de la fórmula, que es por donde empieza el nombre del cuerpo. 2da regla.- Determinar el estado de oxidación del elemento o radical positivo, conociendo que el estado de oxidación del oxígeno es -2 en la gran mayoría de compuestos inorgánicos. El estado de oxidación del calcio es +2. +2 -2 Aplicando esta regla Ca O 3era regla- Si el estado de oxidación del metal corresponde a una sola valencia no es necesario indicar la valencia. Si el metal puede actuar con 2 valencias hay que usar los prefijos y estados de oxidación correspondiente. Aplicando esta regla: el nombre del compuesto es: Oxido de calcio 2. Dar el nombre al compuesto de fórmula HCl 24

1era regla.- La fórmula corresponde a un ácido hidrácido por contener H+ unido a un elemento halógeno (columna VII de la tabla periódica de los elementos). +1 -1 2da regla- H Cl Observando los estados de oxidación el cuerpo es el cloruro de hidrógeno, por ser el cloro negativo y el hidrógeno positivo. El cloro se hace terminar en URO funciona con su mínima valencia. 3era regla.- El cloro tiene varias valencias pero actúa con su mínima El compuesto tiene dos nombres a) Cloruro de hidrógeno b) Acido clorhídrico porque es un ácido hidrácido al que se da nombre cada palabra ácido y el cloro se le hace terminar en hídrico.3. Dar nombre al compuesto de fórmula Cu(OH)2 1era regla.- El cuerpo corresponde a un hidróxido, por contener el radical hidróxido OH-1, y el metal es cobre. +2 -1 2da regla.- Cu (OH) El estado de oxidación del cobre es +2 2 3ra regla.- Como el cobre puede actuar con valencias 1 y 2. El nombre debe indicar el sufijo correspondiente o el estado de oxidación del metal. El nombre del compuesto es: Oxido cúprico o también oxido de cobre (III)4. Dar nombre al compuesto de fórmula HClO3 1era regla.- El cuerpo corresponde a un ácido oxácido del Cloro +1+5-2 2da regla.- HClO3 El estado de oxidación del cloro es +5 3ra regla- Como el cloro puede actuar con valencias 1, 3, 5 y 7 en cada caso le corresponde prefijos o sufijos siguientes: 25

Valencia prefijo sufijo 1 (mínima) OSO 3 (nuevos) _____ OSO 5 (mayor) _____ OSO 7 (máxima) hiper o par OSO Como la valencia o estado de oxidación del coro es +5 al nombre del compuesto es: Acido clórico5. Dar nombre al compuesto de fórmula – CaSO4 1ra regla El cuerpo es una oxisal +2 +6 2da regla Ca SO4 3ra regla El azufre actúa con estado de oxidación +6 que corresponde a su mayor estado de oxidación. El nombre de la sal es sulfato de calcio. 26

CAPITULO 2 CARACTERISTICAS DE LOS CUERPOS2.2 CARACTERISTICAS DE UN CUERPO SIMPLE2.2.1 CobreEstado físico, forma y consistenciaSólido, rectangular, laminar, relativamente duro, compacto, impermeableColor: rojizoOlor: inodoroDensidad: más denso que el aguaSolubilidad: insoluble en el agua y en el alcoholMaleabilidad: muy maleableDuctilidad: muy buena conductor del calorElectricidad: muy buen conductor de la electricidadAcción del calor- Aumenta rápidamente su temperatura, se pone de color rojo brillante, funde a alta temperatura.- Al calentarlo en el aire, la llama se coloca de verde se oxida cuando está muy caliente, formándose el óxido de cobre de color negro. El cambio ocurre de acuerdo a la igualdad siguiente: Cobre (s) + oxígeno (g)  oxido de cobre (s) (rojizo) (incoloro) (negro) 27

Características de un cuerpo compuesto Água : H2O (água destilada)Estado físico forma y consistenciaLíquido, movible, no tiene forma propia, se adapta a la forma del recipiente quelo contiene.Color: incoloroOlor: inodoroDensidad: su densidad es 1.0 g/cm3. Esta densidad sirve de base decomparación para determinar si un cuerpo sólido o líquido es más o menosdenso que el agua.Solubilidad: es el disolvente más común. La solubilidad de los cuerpos se midepor la cantidad que se disuelve en 100 g de agua.Calor: el agua conduce el calor lentamenteConductividad: el agua pura (destilada) no conduce la electricidadAcción del calor: Aumenta su temperatura a 100ºC hierve pasando al estado devapor, el cual se condensa por enfriamiento. 28

Acción de la electricidad: Cuando al agua destilada se le agrega gotas de ácidosulfúrico, la electricidad continua (de baterías o pilas) descompone al agua ensus dos componentes: hidrógeno y oxígeno. A la descomposición por medir dela electricidad se denomina electrólisis del agua. La descomposición ocurre deacuerdo a la igualdad siguiente: agua (l) + electricidad hidrógeno (g) + oxígeno (g)(incoloro) (corriente Continua) (inodoro) (incoloro) 29

2.2 Características de un cuerpo simple no metálico2.2.1 Carbón (carbón) : CEstado físico, forma y consistenciaSólido, forma irregular (trozo), blando, forozo, frágilColor: negroOlor: inodoroDensidad: más denso que el agua cuando no contiene aire en sus porosSolubilidad: insoluble en el aguaConductividad: - calor. No conduce el calor - Electricidad. No conduce la electricidad. Solo el grafito (usado en las pilas) conduce la electricidadAcción del calor - Al calentarlo fuertemente se pone al rojo vivo, no funde. Es combustible - Al estado incandescente arde en el aire, llama amarillenta, desarrolla mucho calor y se une al oxígeno del aire formándose dióxido de carbono. La combustión del carbón ocurre de acuerdo a la igualdad siguiente: Carbón (s) + oxígeno (g)  dióxido de carbono (g) (negro ) (incoloro) (incoloro) 30

2.3 Características de un cuerpo compuesto2.3.1 Alcohol común: C2H5OH – etanolEstado físico, forma y consistenciaLíquido, muy movible no tiene forma definida, se adapta a la forma delrecipiente que lo contiene; volátil (se evapora fácilmente).Color: incoloroOlor: agradable, penetranteDensidad: es menos denso que el agua (flota en el agua)Solubilidad: es muy soluble en el agua, se mezcla con el agua en cualquierproporción. Es un disolvente más común después del agua y se le usa paramedir la solubilidad de los cuerpos en 100 g de alcohol. Disuelve a menoscuerpos que son solubles o insolubles en el agua.Conductividad: - calor. Conduce el calor con relativa facilidad - Electricidad. No conduce la electricidad 31

Acción del calor: aumenta su temperatura, hierve a 78ºC pasando al estado devapor (gaseoso) el cual se condensa por enfriamiento. 32

2.4 Características de un cuerpo compuesto2.4.1 Cloruro de sodio : NaCl - Sal de cocinaEstado físico, forma y consistencia- sólido, granular (cristalizado)Color: incoloroOlor: inodoroSabor: salado característicoDensidad: más denso que el aguaSolubilidad: es soluble en el aguaConductividad: - Calor. Conduce el calor lentamente - Electricidad. No conduce el calor el estado sólido para sí la conduce al estado líquido.Acción del calor.-- Aumenta su temperatura y funde a temperatura altaAcción de la electricidad- Si se le hace atravesar corriente eléctrica continua estando fundida, sedescompone (electrólisis) en los dos elementos que la constituyen. La ecuaciónde la electrolisis es:Cloruro de + electricidad  cloro (g) + sodio (l)sodio (l) c.c. (amarillo (gris brillante)(incoloro) verdoso)- Si se hace una solución de cloruro de sodio y se le pasa corriente eléctricaconforme su descompone la sal obteniendo cloro, hidrógeno e hidróxido desodio. La ecuación de la electrólisis es Cloruro de + agua (l)  cloro (g) + hidrógeno (g) + hidróxido Sodio (ag) de sodio (ag) (incolora) (incolora)  (amarillo (incoloro) (incoloro) Verdoso) 33

CAPITULO 3 REACCIONES QUÍMICAS Y ECUACIONES QUÍMICASReacción Química.- Es la transformación que ocurre cuando una o mássustancias reaccionan generando otras sustancias. A las sustancias que se vana transformar se les denomina reactantes y a las que se generan en la reacciónresultantes o productos.Las reacciones químicas se producen por medio de la energía química queposeen los átomos y moléculas. En muchas ocasiones es necesaria la acciónde otras energías como el calor, la luz, la electricidad y otras sustanciasllamadas catalizadores como el dióxido de manganeso y el níquel.Gran cantidad de reacciones químicas tienen lugar en la naturaleza como lasoxidaciones de los metales, la formación de estalactitas y estalagmitas, laproducción de hidratos de carbono en las plantas y de otros compuestosusados en la alimentación, industria y medicina.En la metalurgia se extraen los metales mediante reacciones químicas y en laindustria química se transforman los metales en otros compuestos como losácidos, sales, gases, etc, siendo las reacciones químicas las etapas másimportantes. 34

Las reacciones químicas se les ha clasificado para facilitar su estudio acorde alos tipos o clases más conocidas son las siguientes: oxidación, hidratación,descomposición térmica, neutralización y precipitación.ECUACIÓN QUÍMICA.- Es la escritura de una reacción química, mediante unaigualdad. En el lado izquierdo o primer miembro de la igualdad se escriben lossímbolos o fórmulas de las sustancias reaccionantes y en el lado derecho osegundo miembro de la igualdad los símbolos o fórmulas de las sustanciasresultantes o productos que ha sido identificadas por sus propiedades.En lugar del signo igual (=) se está usando en la actualidad una o dos o ( )que indica el sentido de la reacción reaccionantes – resultantes o productos.También se está generalizando escribir el estado físico entre paréntesis al ladode cada sustancia reaccionante y resultante, las letras usadas son (s) sólido, (l)líquido, (g) gas y (ac) solución acuosa.En las reacciones donde hay apreciable cantidad de calor que absorben losreaccionantes se indican con la palabra CALOR o la letra Q en el lado izquierdoy si se desprenden calor en la reacción se indica al lado izquierdo.En las reacciones donde se requiere la acción del calor para que la reacción seproduzca se indica con la palabra CALOR en la parte inferior de la flecha.Si se requiere la acción de un catalizador u otro proceso, se indica sobre laflecha.Ejemplos: escribir las ecuaciones químicas de las reacciones químicassiguientes: 1. Combustión del carbono en el aire C(s) + O2(g)  CO2(g) + CALOR 2. Combustión del gas propano en el aire C3H8(g) + 5 O2(g)  3 CO2(g) + 4H2O(g) + Q 35

3. Formación de la glucosa en las plantas clorofila 6CO2(g) + 6H2O(l) + Q C6H12O6(ac) + 602(g) Luz 4. Electrólisis del cloruro de sódio fundido 2 NaCl(l) Cl2 (g) + 2Na(l) electricidad 5. Precipitación del cloruro de plata NaCl(ac) + AgNO3(ac) AgCl(s) + NaNO3(a) 6. Neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio HCl(ac) + NaOH(ac) NaCl(ac) + H2O(l) A veces se utiliza la ecuación química con palabras. Ejemplo combustión del carbón en el aire. Carbono(s) + oxígeno(g) dióxido de carbono(g)PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS ACTIVIDAD DELOS ELEMENTOS. PODER DESALOJANTE DE LOS ELEMENTSVALENCIAS VARIABLES Y ACTITUD DE LOS ELEMENTOSActividad de los elementos químicosDesde el punto de vista de la química, la actividad de un elemento es la rapidezy fuerza con que un elemento reacciona con otro elemento o compuestogenerando otros cuerpos.Los cuerpos que comúnmente se toman como base para apreciar comparar laactividad de los elementos son el oxígeno, O, el agua, H 2O y los ácidosclorhídrico, HCl y sulfúrico, N2SO4. 36

Por medio de la experimentación se ha determinado el orden de actividad delos elementos. Los elementos más comunes y de marcada diferencia deactividad son los siguientes:De mayor o menor actividad Potasio, K Cloro, Cl Sodio, Na Bromo, Br Calcio, Ca Yodo, I Magnesio, Mg Azufre, S Zinc, Zn Fósforo, P Aluminio, Al Carbono, C Hierro, Fe Hidrógeno, H Cobre, Cu Oro, Au 37

Ejemplos de reacciones con el oxígeno 4Na(s) + O2(g)  2Na2O(s), rápida en frio aire 2Ca(s) + O2(g)  2CaO(s), lenta en frio 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s), muy lenta en frio Cobre (Br) + O2(g)  no se oxida en frio Oro (s) + O2(g)  no se oxida em frio ni en calientePODER DESALOJANTE DE LOS ELEMENTOSCuando se compara la actividad de los elementos con el agua u otroscompuestos se aprecia el poder desalojante de los elementos. Estacaracterística significa que un elemento activo desplaza a uno menos activo delcompuesto en que se encuentra.Ejemplos:El sodio desplaza al hidrógeno del agua 4Na(s) + 2H2O (l)  2Na OH(ac) + H2(g) , acc violante, explosiónEl calcio desplaza al hidrogeno del agua Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(ago ) + H2(g), reacción rápidaEl magnesio desplaza al hidrógeno del água Mg(s) + 2H2O(l)  Mg(OH)2El zinc desplaza al hidrogeno del ácido clorhídrico diluido Zn(s) + 2HCl (ac)  ZnCl2(ac) + H2(g), reacción moderadoEl zinc desplaza al hidrógeno del ácido sulfúrico diluido Zn(s) H2SO4(ac)  ZnSO4(ac) + H2(g), reacción moeradaEl hierro desplaza al cobre del sulfato de cobre (II) Fe(s) + CuSO4(ac)  FeSO4(ac) + Cu(s)El cloro desplaza al yodo del yoduro de potasio Cl2(g) + 2KI(ac)  2KCl(ac) + I2(s)El bromo desplaza al yodo del yoduro de potasio Br2(g) + 2KI(ac)  2KBr(ac) + I2(s) 38

VALENCIAS VARIABLES Y ACTIVIDAD DE LOS ELEMENTOSLas valencias de algunos los elementos pueden variar de valor según lascondiciones en que se realice la reacción.Ejemplos:El carbono al arder con abundante oxígeno formando el oxido de carbono (IV) odióxido de carbono: C(s) + O2(g)  CO2 ; valencia de C es 4Si hay poco oxígeno se produce la reacción siguiente: CO2(g) + C(s)  2CO ; valencia de C es 2El cloro forma dos compuestos com el hierro Fe(s) + 2HCl(ac)  FeCl2(ac) + H2 , valencia del hierro es 2 Fe(s) + 3Cl2(g)  2FeCl3(3) y valencia del hierro es 3PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS2. PRINCIPIO DE LA NEUTRALIZACIÓNEn las reacciones de neutralización de hidrógeno H de los ácidos se une alradical hidróxido, OH, o al oxígeno de las bases para formar Agua H 2O; el restodel ácido se une al resto de la base para formar una sal.La ecuación general de la neutralización es: ACIDO + BASE SAL + AGUAEjemplos : ácidos bases sales agua H2SO4(ac) + NaOH  NaHSO4(ac) + H2O(l)ácido sulfúrico hidróxido sulfato ácido agua de sódio de sodio H2SO4(ac) + 2NaOH(ac)  Na2SO4(ac) + 2H2O(l)ácido sulfúrico hidróxido sulfato neutro agua de sódio de sodio H2SO4(ac) + CuO(s)  CuSO4(ac) + H2O(l) Ácido sulfúrico óxido de sulfato de agua Cobre (II) cobre (II) HNO3(ac) + KOH(ac)  KNO3(ac) + H2O(l) 39

Ácido nítrico hidróxido nitrato de agua de potasio potasio 2 HNO3 (ac) + Cao  Ca(NO3)2(ac) + 2H2O(l) Ácido óxido de Nitrato de agua Nítrico calcio calcio HCl(ac) Ácido + NaOH(ac)  NaCl(ac) + H2O(l) Clorhídrico hidróxido cloruro de agua de sodio sodio 2HCl(ac) + Ca(OH)(ac)  CaCl2(ac) + 2 H2O Ácido hidróxido cloruro de água (l) Clorhídrico de cálcio calcio HCl(ac) + NH4OH(ac)  NH4Cl(ac) + H2O(l) Ácido hidróxido de cloruro de agua Clorhídrico amonio amonioEl estado físico de los cuerpos reaccionantes y resultantes se indica, entreparéntesis en la forma siguiente:Sólidos (s)Líquidos (l)Solución acuosa (ac)PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS3. PRINCIPIO DE LA SOLUBILIDAD DE LOS CUERPOSDos cuerpos solubles en el agua reaccionan entre si cuando en la reacción seproduce un cuerpo insoluble uno menos soluble en el agua que los cuerposreaccionantes.Las reacciones más comunes son cuando se produce cuerpos insolubles oprecipitados.Para conocer si se producirá la reacción se requiere tener en mente lasolubilidad de los cuerpos, por ejemplo:Los óxidos e hidróxidos de sodio y potasio son solubles en agua. La mayoríade los demás óxidos e hidróxidos son insolubles en el agua. Todos los nitratosson solubles en agua. 40

Los sulfatos son solubles en el agua, menos el sulfato de bario. Los clorurosson solubles en el agua, menos el cloruro de plata.Son solubles los carbonatos de sodio potasio y amonio. Los demás carbonatoscomunes son insolubles en agua.Ejemplos de reacciones con formación de un cuerpo insoluble o precipitados. Cuerpo soluble cuerpo insoluble cuerpoa) Cu(NO3)2(ac) + 2NaOH(ac)  Cu(OH)2(s) + 2 NaNO3(ac) nitrato de cobre hidróxido de sódio hidróxido nitrato de sodio de cobreb) Na2SO4(ac) + BaCl2(ac)  BaSO4(s) + 2NaCl sulfato de sódio cloruro de baro sulfato de cloruro de sodio barioc) NaCl(ac) + Ag NO3(ac)  AgCl(s) + NaNO3(ac)cloruro de sódio nitrato de plata cloruro de nitrato de sodio platad) FeSO4(ac) + 2NaOH(ac)  Fe(OH)(s) + Na2SO4(ac) sulfato de hierro(II) hidróxido de hidróxido de sulfato de sodio sodio hierro (II)e) FeCl3(ac) + 3NaOH(ac)  Fe(OH)3(s) + 3NaCl(ac) 41

cloruro de hidróxido de hidróxido de cloruro de sodio hierro (III) sodio hierro (III)f) CuSO4(ac) + 2NH4OH(ac)  Cu(OH)2(s) + (NH4)2 SO4 sulfato de hidróxido de hidróxido de sulfato de cobre amônio cobre (II) amôniog) CaCl2(ac) + Na2CO3(ac)  CaCO3(s) + 2NaCl(ac) cloruro de carbonato de carbonato de cloruro de sodio calcio sodio calcioEste tipo de reacciones se utiliza em el análisis cualitativo para identificar lapresencia de los elementos o grupos de elementos positivos o negativos queconstituyen el cuerpo que se analiza. Las ecuaciones anteriores operativosidentificar los elementos que se indican.La ecuación a para identificar la presencia de ion de cobre Cu ++La ecuación b para identificar la presencia del ion sulfato SO4= y también el ionbono, Ba++La ecuación c identifica el ión cloruro el ion plata, Ag+La ecuación d identifica el ión hierro de valencia 2, Fe++La ecuación e identifica el ión hierro de valencia 2, Fe++La ecuación f identifica el ión cúprico, Cu++La ecuación g identifica el ión calcio, Ca++Cada reacción se escribe mediante una ecuación química balanceada.Ejemplos: a) El sodio reacciona con el agua fría en forma violenta Sodio (s) + agua (l)  óxido de sodio (s) + hidrógeno (g) 2Na(s) + H2O(l)  Na2O(s) + H2 Oxido + agua (l)  hidróxido (ac) de sódio (s) de sódio Na2O(s) + H2O(l)  2NaOH(ag)O también: 42

sodio (s) + agua (l)  hidróxido de + hidrógeno sodio 2Na(s) + 2H2O(l)  2NaOH(ag) + H2(g) b) El calcio reacciona en forma moderada Calcio (s) + agua (l)  hidróxido de (ag) + hidrógeno (g) Calcio Ca(s) + 2H2O(l)  Ca(OH)2(ag) + H2(g) c) El magnesio reacciona con el agua fría en forma lenta Magnesio (s) + agua (l)  hidróxido (ag) + hidrógeno (g) de magnesio Mg(s) + H2O(l)  Mg(OH)2(ag) + H2(g) d) Con los metales cobro, plata, oro, el agua no reacciona e) Con algunos óxidos el agua reacciona en forma rápida, moderada, lenta y con la mayoría de óxidos metálicos no reacciona. Ejemplo de reacción rápida Óxido de (s) + agua(l)  hidróxido de calcio (ag) Calcio CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ag)3. Reacción con los ácidos.- Los elementos metálicos más activos que elhidrógeno (ver tabla de actividad) reaccionan con los ácidos con diferenteintensidad como: explosiva, muy rápida, rápida moderada, lenta, muy lenta ylos elementos metálicos que no reacciona con los ácidos.Ejemplos: a) Explosiva: sodio(s) + ácido(ag)  cloruro(ag) + hidrógeno Clorhidrico de sodio sodio 43

2Na(s) + 2HCl(ag)  2NaCl(ag) + H2 b) Rápida : magnésio (s) + ácido (ag)  cloruro de (ac) hidrogeno (g) Clorhídrico magnesio Mg(s) + 2HCl(ag)  MgCl2(ac) + H2(g) + HCl c) Moderada: Zinc(s) + ácido(ag)  cloruro de (ag) + hidrogeno (s) clorhídrico zinc Zn(s) + 2HCl(ag)  ZnCl2(ag) + H2(g)Los óxidos metálicos e hidróxidos reacciona con los ácidos en formainstantánea, rápida y lenta.Ejemplos: a) Lenta: óxido de + ácido  cloruro de + agua (l) Cobre (II) (s) clorhídrico (ag) cobre (II) (ag) CuO(s) + 2HCl(ag)  CuCl2(ag) + H2O b) Instantánea : hidróxido de + ácido  Cloruro Sodio (ag) clorhídrico (ag) de sódio (ag) + NaOH(ag) + HCl (ag)  NaCl(ag) + H2OLas sales de ácidos menos fuertes o estables que el ácido clorhídricocomerciales sulfitos, los sulfuros y los carbonatos reaccionan en forma variadacon el ácido clorhídrico, variando en intensidad como: rápida moderada y lenta.Ejemplos: a) Rápida Carbonato de + ácido  Cloruro de + dióxido de + agua(l) Calcio (s) clorhídrico (ag) calcio (ag) carbono (g) CaCO3 (s) 2HCl(ag) CuCl2 (ag) + CO2(g) + H2O(l) b) Moderada ácido  cloruro de + ácido Sulfuro de + clorhídrico (ag) hierro (II)(ag) sulfhídrico(g) Hierro (s) 2HCl (ag) FeCl2(ag) + H2S(g) FeS(s) 44

c) Lenta: sulfito de + ácido  cloruro de + dióxido de + água(l) sodio (s) clorhídrico (ag) sódio(ag) azufre(g) Na2CO3 (s) + 2HCl(ag)  2NaCl(ag) + SO2(g) + H2O(l)4. Reacción como las bases.- La base más usada como reactivo paraestudiar a otros cuerpos es el hidróxido de sodio y las reacciones másconocidas son los ácidos y con las sales para identificar a los elementosmetálicos. Las reacciones son generalmente entre soluciones y soninstantáneas, si uno de ellas es sólida la reacción es generalmente lenta.Ejemplos: a) reacciones de neutralización ácido + hidróxido  cloruro de + agua (l)clorhídrico(ag) de sodio (ag) sodio (ag) HCl (ag) + NaOH(ag)  NaCl(ag) + H2O NaOH ácido + hidróxido  sulfato + água(l)sulfúrico (ag) de sódio (ag) de sodio (ag)H2SO4(ag) + NaOH(ag)  Na2SO4(ag) + 2H2Oácido + hidróxido  nitrato de + H2Onítrico (ag) de sodio (ag) sodio (ag)HNO3(ag) + NaOH(ag)  NaNO3(ag) + H2O(l)b) Reacciones de precipitación Sulfato de + hidróxido (ag)  hidróxido (s) + sulfato Cobre (II) (ag) de sódio de cobre (II) de sódio (ag) CuSO4(ag) + 2NaOH(ag)  Cu(OH)2(s) + Na2SO4(ag) sulfatode hierro (II) (ag) + hidróxido  hidróxido + sulfato de sódio (ag) de hierro (II) (s) de sódio (ag) 45

c) Reacción de desplazamiento cloruro de + hidróxido de  cloruro de + amoniaco (g) amonio (s) sódio (ag) sodio (ag) + agua (l) NH4Cl(s) + NaOH(ag)  NaCl(ag) + NH3(g) + H2O (l)5. Reacción de descomposición térmica.- La descomposición de los cuerposcompuestos por acción del calor es variado, aún tratándose del mismo cuerpooriginal.Los carbonatos generalmente se descomponen en óxidos y dióxido de carbonoo temperaturas altas. Carbonato de óxido de dióxido de Cobre (s) cobre (s) + carbono (g) CuCO3(s)  CaO(s) + CO2(g)PRINCIPIOS QUE RIGEN LAS REACCIONES QUÍMICAS 1. Principio de la estabilidad de los ácidosLos ácidos estables (punto de ebullición alto, reaccionan con las sales deácidos menos estables (punto de ebullición más bajo).Ejemplos de los ácidos de mayor a menor estabilidad de uso común en loslaboratorios. Nombre Fórmula Estado Físico Punto de ebulliciónAcido sulfúrico H2SO4 Líquido 233ºCAcido nítrico HNO3 Líquido 65ºCAcido clorhídrico HCl Gas Menos de 0ºCAcido sulfhídrico H2S Gas Menos de 0ºCAcido carbónico H2CO3 Solución Se descompone al bajar temperaturas. 46

Ejemplos de las reacciones químicas entre ácidos estables y sales de ácidosde menor estabilidad:A baja temperatura: H2SO4(l) + NaCl(s)  NaHSO4(s) + HCl(g)Ácido estable acido Sal de ácido Sulfato acido de Acideo menossulfúrico menos estable sodio estable acidoA alta temperatura cloruro de sodio clorhídricoH2SO4(l) + 2NaCl(s)  Na2SO4(s) + 2HClÁcido sulfuro Cloruro de sodio Sulfato acido de Acido clorhídrico sodioH2SO4(l) + NaNO3(s)  NaHSO4(s) + HNO3Ácido sulfúrico Nitrato de sodio Sulfato acido de Acido nítrico sodioH2SO4(l) + NaNO3(s)  Na2SO4(s) + 2HNO3Acido sulfúrico Nitrato de sodio Sulfato neutro de Ácido nítrico sodioH2SO4(ac) + FeS(s)  FeSO4(ac) H2S(g)Acido sulfúrico Sulfuro de *** Sulfato de hierro Acido sulfhídrico (III)2HCl(ac) + FeS(s)  FeCl2(ac) + H2SAcido clorhídrico Sulfuro de hierro Cloruro de hierro Ácido sulfhírico (II) (II)H2SO4 + CaCO3(s)  CaSO4(ac) + CO2(g) + H2O(l)Ácido sulfúrico Carbonato de Sulfato de calcio calcio2HNO3(ac) + CaCO3(s)  Ca(NO3)2 (ac) + CO2(g) +H2O(l)Ácido nítrico Carbonato de Nitrato de calcio Dióxido de calcio carbono /acido carbonado.2HCl (ac) + CaCO3(s)  CaCl2(ac) + CO2(g) + H2O(l)Acido clorhídrico Carbonato de Cloruro de cálcio Dióxido de calcio carbonato / águaEstas reacciones permiten preparar y observar las propiedades de los ácidosmenos estables principalmente y también se observan las características deotros cuerpos reaccionantes y resultantes. 47

En las reacciones f, g y h se forma el ácido carbónico, H 2CO3, el cual debido asu baja estabilidad se descompone con facilidad en dióxido de carbono y agua.En las ecuaciones químicas se indica el estado físico de los cuerposreaccionantes y resultantes escribiendo entre paréntesis las letras siguientes: Para los sólidos (s) Para los líquidos (l) Para los que están en solución acuosa (ac)BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICAS, MÉTODO DEL TANTEOEl método de tanteo consiste en igualar el número clave de átomos de loselementos que intervienen y resultan en una reacción química. Para igualar elnúmero de cada átomo basta observar el número de átomos a cada lado de laecuación. Si son iguales quiere decir que la ecuación química ya estábalanceada.Ejemplos de ecuaciones químicos balanceados: 1. Combustión completa del carbono con el oxígeno del aire o en oxígeno puro. C(s) + O2(g)  CO2(g) (comprobación) 1C + 20  1C + 2O 2. Combustión del azufre con el oxígeno del aire o en oxígeno puro: S(s) + O2(g)  SO2(g) (comprobación) 1 S + 2O  1S + 2O 3. Combinación del óxido de calcio con el agua CaO(s) + H2O (l)  Ca(OH)2 (comprobación) 1Ca + 2O + 2H  1Ca + 2O + 2H 4. Neutralización del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio 48

HCl (ac) + NaOH(ac)  NaCl (ac) + H2O(l) (comprobación) – 2H + 1Cl + 1Na  1H + 1Cl + 2Na Al contar los átomos se utiliza el coeficiente 1 pero no se escribe delante de las fórmulas. Cuando la ecuación química no está balanceada se utilizan los coeficientes que sean necesarios empezando por balancear los átomos que están en mayor cantidad en cualquier lado de la ecuación química. Ejemplos: 5. Combinación del óxido de sodio con el agua: Na2O(s) + H2O(l)  2 NaOH(ac) (comprobación) – 1Na + 2O + 2H  2 Na + 2O + 2H La ecuación quedo balanceada poniendo el coeficiente 2 delante del compuesto hidróxido de sodio. 6. Combustión del magnesio en el aire o en oxígeno puro: Mg(s) + O2(g)  2MgO (s) Primero se escribe el coeficiente 2 delante del MgO para balancear el Oy después el mismo coeficiente delante del Mg para balancear el Mg. 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s) (comprobación) -2Mg + 2O  2Mg + 2º 7. Neutralización del ácido sulfúrico con el hidróxido de potasio H2SO4(ac) + 2KOH (ac)  K2SO4(ac) + H2O Primero se escribe el coeficiente 2 delante del KOH para balancear y después el mismo coeficiente delante del H2O, para balancear el H y H2SO4(ac) + 2KOH(ac)  K2SO4(ac) + 2H2O(l) (comprobación) 4H + 1S + 60 + 2K  2H + 1S + 60 + 2K 8. Combustión del fósforo con el oxígeno del aire o en oxígeno puro P4(s) + O2(g)  P2O5(s) 49

Primero se escribe el coeficiente 2 delante del P2O5 para balanceo y después del coeficiente 5 delante del O2 para balancear el O. P4(s) + 5 O2(g)  2 P2O5(s) (comprobación) : 4p + 10O  4P + 10O9. Descomposición termina del clorato de potasio KclO3(l9  KCl(s) + O2(g) Primero se escribe el coeficiente 3 delante del O 2, después el coeficiente 2 delante del KClO3 para balancear el O y por último el coeficiente 2 delante del KCl, para balancear el K y el Cl. 2KClO3(l)  2KCl(s) + 3O2(g) (comprobación) 2 K + 2Cl + 60  2K + 2Cl + 60 50

CAPITULO 4 BALANCEO DE ECUACIONES QUÍMICASEs la operación de igualar la clase y número de átomos o moles de átomos enel primer y segundo miembros de una ecuación química, hasta encontrar lamínima relación numérica entre los coeficientes probados.El balanceo de las ecuaciones químicas se hace después de escribircorrectamente los símbolos y fórmulas de las sustancias reaccionantes yresultantes.La operación de balanceo de las ecuaciones químicas consiste en ponercoeficientes delante de los símbolos o formulas, hasta lograr la igualdad de losdos miembros de la ecuación química. El coeficiente 1 no se escribe en lasecuaciones químicas.Hay varios métodos para balancear ecuaciones el de tanteo y el basado en losestados de oxidación. MÉTODO DEL TANTEO PARA BALANCEAR ECUACIONES QUÍMICASConsiste en probar (tantear) coeficientes hasta igualar la ecuación.El método del tanteo se realiza en diferentes formas, ya sea trabajando conátomos y con grupos de átomos, pero en todos los casos, es conveniente tenerpresente las siguientes recomendaciones antes de escribir los coeficientes. 1. Comparar el número de átomos de cada elemento presente en las sustancias reaccionantes y resultantes. Si el número de átomos de cada elemento es igual en ambos lados, la ecuación está balanceada. 2. Si el número de átomos de los elementos no es igual, el balanceo se inicia con el elemento que se encuentra en una sola fórmula a cada lado de la ecuación. Si hay dos elementos en la misma situación, se empezará por el que tiene más átomos. 51

3. Se puede balancear ecuaciones con el coeficiente fraccionario de ½, aunque su uso no está muy generalizado. Si se desea eliminar al coeficiente fraccionario basta duplicar todos los coeficientes que figuran en la ecuación química ya balanceada.Balancear las siguientes ecuaciones químicas: 1. Combustión de un metal, de valencia 1, en el aire o en el oxígeno 2. Si el número de átomos de los elementos no es igual, el balanceo se inicia con el elemento que se encuentra en una sola fórmula a cada lado de la ecuación. Si hay dos elementos en la misma situación, se empezará por el que tiene más átomos. 3. Se puede balancear ecuaciones con el coeficiente fraccionario de ½, aunque su uso no está muy generalizado. Si se desea eliminar al coeficiente fraccionario basta duplicar todos los coeficientes que figuran en la ecuación química ya balanceada.Balancear las siguientes ecuaciones químicas: 1. Combustión de un metal, de valencia 1, en el aire o en el oxígeno Na(s) + O2(g)  Na2O (s) Sodio oxigeno óxido de sódio (I) Se iguala al número de átomos de oxígeno poniendo 2 en el Na 2O Na(s) + O2(g)  2Na2O(s) Se igual al sodio poniendo 4 en el Na 4Na(s) + O2(g)  2Na2O(s) La ecuación está balanceada con 4Na y 2O a cada lado de la ecuaciónOtra forma de balancear: Na(s) + O2(g)  NaO(s)Se iguala al sodio poniendo 2 en el Na 2Na(s) + O2(g)  Na2O(s)Se iguala al oxigeno poniendo ½ em el O2 2Na(s) + ½ O2(g)  Na2O(s)La ecuación está balanceada con 2Na y 1 O a cada lado de la ecuación 52

Duplicando los coeficientes obtenidos para eliminar el coeficiente fraccionario½, obtenemos: 2Na(s) + O2(g)  2NaO(s)La ecuación queda balanceada con 2Na y 2º como en la forma anterior. 2. Combustión de un elemento de valencia 2, en el aire o en el oxígeno Mg (s) + O2(g)  MgO(s) Magnesio oxigeno óxido de magnésio (II)Se iguala el oxígeno poniendo 2 en el MgO Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)Luego se iguala la magnesio poniendo 2 en el Mg 2Mg(s) + O2(g)  2Mg y 2º a cada lado de la ecuación.Otra forma de balancear Mg (s) + O2(g)  MgO(s)Se iguala el oxigeno poniendo ½ O2(g)  MgO (s)La ecuación está balanceada con 1Mg y 1ºEliminado el coeficiente fraccionario: 2Mg(s) + O2(g)  2MgO(s)La ecuación está balanceada con 2Mg y 2º como en la forma anterior. 3. Combustión de un elemento de valencia 2 en el aire o en el oxígeno Al(s) + O2(g)  Al2O3(s) Aluminio oxigeno óxido de aluminio (III)Igualamos el oxígeno poniendo 3 en el O 2 y 2 en el Al2O3 para obtener 6 O acada lado. Al(s) + 2O2(g)  2Al2O3(s)Igualamos el aluminio poniendo 4 en el Al. 2Al(s) + 3 O2(g)  2 Al2O3 (s)La ecuación queda balanceada con 4Al y 6 O a cada lado de la ecuación. 4. Combustión de un elemento de valencia 4 en el aire o en el oxígeno C(s) + O2(g)  CO2(g) Carbono oxígeno oxido de carbono (IV) 53

Analizando la ecuación comprobamos que está balanceada con 1C y 2O acada lado de la ecuación. 5. Combustión de un elemento de valencia 5, en el aire o en el oxígeno. P(s) + O2(g)  P2O5(s) Fósforo oxigeno óxido de fósforo (II)Igualamos el oxígeno poniendo 5 en el O2 y 2 en el P2OObteniendo 10 O a cada lado. P(s) + 5O2(g)  2 P2O5 (s)Igualamos el fósforo poniendo 4 en el P 4P (s) + 5O2(g)  2 P2O5(s)La ecuación está balanceada con 4 P y 10 O a cada lado de la ecuación. 6. Reacción de un óxido básico con el agua CaO(s) + H2O (l)  Ca(OH) (ac) Oxido de calcio (II) agua hidróxido de calcio (II)Con 1 Ca, 2O y 2H a cada lado de la ecuación. 7. Reacción de un óxido ácido con el agua P2O5(s) + H2O(l)  HPO3(ag) Oxido de fosforo (V) agua ácido fosfórico (V)Igualamos al fósforo, poniendo 2 em el HPO3 P2O5(s) + H2O(l)  2HPO3(ag)La ecuación queda balanceada con 2P, 6O y 2H a cada lado de la ecuación 54

CAPITULO 4 DETERMINACIÓN DE LA FORMULA DE UN CUERPO COMPUESTO E INDICAR LA VALENCIA DE LOS ELEMENTOS QUE LO FORMANPara determinar la fórmula de un cuerpo compuesto se hace el análisis químicopara hallar la composición centesimal y con los datos hallados se determina lafórmula.Ejemplo: determinar la fórmula del aguaAl hacer el análisis del agua destilada se encontró la composición centesimalsiguiente: H = 11.17 y 0 = 88.9%Para hallar la fórmula se procede en la forma siguiente: 1. Indicar la composición centesimal H 0 2. Se calcula el número de moles de 11.1 88.9 átomos de hidrógeno y de oxigeno 11.1 88.90 dividiendo el porcentaje de H y de 11.10 5.55 1.0 16.0 entre sus pesos atómicos respectivos. 3. Se divide las moles halladas entre la 11.10 5.55 2 1 menor hallada para determinar la 5.55 5.55 relación numérica entre los átomos que forman la molécula. 4. La fórmula del agua es H2O 55

Valencia de los elementos que forman el agua. Como el hidrógeno se tomacomo unidad de valencia, las valencias serán: H=1 , O=2Ejemplo: hallar la fórmula del carbonato de calcio:La composición hallada es: Ca = 40%, S = 12% , O = 48%Siguiendo el procedimiento indicado Ca C O 1. …………………………… 40.0 12.0 16 40.0 12.0 48.0 2. …………………………… 1.00 10 3.0 40 12.0 16.0 1.0 1.0 1.0 3. ……………………………. 1 1 1 1.0 1.0 1.0 4. ……………………………... CaCO3Teniendo en cuenta los estados de oxidación de los elementos que forman elcarbonato de calcio las valencias son: Ca = 2 ; C = 4, 0 = 2 (estados de oxidación: (Ca = 2+, C= 4+, 0 = 2- ) 56

SÍMBOLOS Y FÓRMULAS - VALENCIASSímbolos de los elementos.- son las representaciones escritos de los átomosde los elementos químicos. Los símbolos de los elementos constan de UNA oDOS letras.Ejemplos de los símbolos de los elementos más comunesHidrógeno :H Aluminio : Al Hierro : FeOxígeno :O Carbono :C Zinc : ZnSodio : Na Nitrógeno :N Plata : AgPotasio :K Fósforo :P Cobre : CuCalcio : Ca Azufre :S Oro : AuMagnesio : Mg Cloro : Cl Neón : NcFórmulas de los elementos y compuestos. Son las representaciones escritos delas moléculas de los átomos del mismo elementos químicos o de loscompuestos de dos más elementos diferentes. 57

Ejemplos de fórmulas de elementos más comunesHidrógeno : H2 Cloro : Cl2Oxígeno : O2 Nitrógeno : N2Neón : Ne Fósforo : P4Sodio : NaCalcio : CaEjemplos de compuestos :Agua (óxido de hidrógeno): H2O Acido clorhídrico : HClOxido de sodio : Na2O Acido sulfúrico : H2SO4Oxido de hierro (II) : FeO Acido nítrico : HNO3Oxido de hierro (III) : Fe2O3 Acido Carbonico : H2CO3Hidróxido de sodio : NaOH Cloruro de sodio : NaClHidróxido de calcio : Ca(OH)2 Sulfato de cobre : CuSO4Hidróxido de aluminio : Al(OH)3 Nitrato de potasio : KNO3 Carbonato de calcio: CaCO3Las moléculas formadas por más de un átomo resultan de la unión de átomospor medio de los electrones de valencia situados en la parte externa de los 58

átomos. Una representación gráfica de la valencia de cada átomo es la lineaque une uno a los átomos por covalencia. Ejemplos:Hidrógeno Agua : H2O H Oido de aluminio: Al2O3 O H2 HLos átomos unidos por electrovalencia se representan gráficamente por iones xxEje.: Na+Cl- Na xx Cl xx CaO : Ca O xObservando las representaciones gráficas se comprueba la valencia de loselementos.El número máximo de VALENCIA es 7, ningún elemento se une a otromediante una valencia mayor de 7. 59

VALENCIA DE LOS ELEMENTOS ELECTROVALENCIA Y COVALENCIA. VALENCIA DE RADICALES DE DOS O MÁS ÁTOMOSDe acuerdo a la teoría electrónica de la materia es el número de electrones quelos átomos ceden, ganan o comparten al unirse a otro átomo hasta adquirirconfiguración estable que corresponde a la de un gas noble. El número máximode valencia es 7.ELECTROVALENCIA: Es el número de electrones que un átomo ceda o pierdeal unirse con otro átomo para formar un compuesto iónico, el cual tiene lapropiedad de conducir la electricidad.Ejemplo: el átomo de sodio cede un electrón al átomo de claro para formar elcloruro de sodio. El átomo de sodio neutro al ceder el electrón periféricoadquiere carga positiva y se le denomina ion desoído. El átomo de cloro alganar o recibir el electrón con su capa periférica adquiere carga negativa y sele denomina ion de cloro. Por tener cargas opuestos el ión de sodio y el decloro se atraen formando el compuesto cloruro de sodio mediante la valencia+1 del sodio y -1 del cloruro. Veamos la representación gráfica. Laconfiguración del ión de sodio es del neón y la del cloro la del origen. Átomo de sodioAtomo neutro: Naº 2 8 1 Atomo de cloro Clº 2 8 7Ión sodio : Na+ 2 8 -1c Cl- 2 8 8Valencia del ion sodio +1 Na+ Cl- valencia del ión cloro -1 60

Na+Cl- Compuesto Cloruro de sodioPara el caso del calcio con el cloro Caº 2 8 8 2 2e 2 Clº 2 8 7 Ca++ 2 8 2e Cl- 2 8 8 Ca++ 2Cle- Ca++ Cl2Generalmente los elementos metálicos al combinarse ceden electronesformando iones electropositivos y los elementos no metálicos recibenelectrones adquiriendo carga negativa y dichas cargas son las valencias quelos permiten combinarse.CONVALENCIA: Es el número de electrones que un átomo comparte con otroátomo igual o diferente para formar moléculas de cuerpos simples ocompuestos. En ambos casos el compartimiento permite adquirir laconfiguración estable de gas noble.Ejemplo: dos átomos de hidrógeno se unen por compartimiento de suselectrones periféricos para formar una molécula de hidrógeno. Alcompartimiento de electrones se denomina par o doblete electrónico. par o doblete electrónico 1+ 1+ 1+ 1+ Atomo de H Atomo de H Molécula de hidrógeno H 0 H 0 H H H2Ejemplo:Dos átomos de hidrógeno, H1 se unen para formar una molécula de hidrogeno. 61

Ejemplo: dos átomos de hidrógeno, se unen a un átomo de oxígeno paraformar una molécula de agua, H2O. Este compuesto es una conduce laelectricidad pues no está formado por iones. 1+ 8+ 1+ 8+ 80 80 1+ 1+ 62

VALENCIA DE LOS RADICALES DE DOS O MÁS ATOMOSEstos radicales presentan átomos unidos por covalencia y por electrovalencia.Ejemplo: la molécula del hidrógeno de sodio NaOH enlace electrovalente y covalente Na+  O-HEl sodio cede un electrón al oxígeno y el hidrógeno comparte un electrón con eloxigeno O. El ion sodio es Na+ y el ión hidróxido en OH- 63

ESTADOS O NÚMEROS DE OXIDACIÓN DE LOS ATOMOSEl estado o número de oxidación de un átomo, en un compuesto, es el númerode electrones que ese átomo tiene en exceso o en defecto con respecto a losque posee cuando no está combinado.De acuerdo a la definición los átomos libros, al estado atómico o molecular, decualquier elemento tienen estado de oxidación cero.El estado de oxidación del hidrógeno es el excepto en los hidruros metálicoscomo el hidruro de sodio, NaH donde es -1 y del oxigeno es -2, excepto en losperóxidos como el agua oxigenada, HCl2 donde es -1.Los números de oxidación se escriben en la parte superior de los símbolos delos átomos. En los compuestos electrovalentes son positivos cuando elelemento cede electrones y negativos cuando gana. En los compuestoscovalentes se considera que cada electrones el elemento menos negativo yque los recibe el más negativo.En todo tipo de compuesto, la suma algebraica de los números de oxidación escero.Ejemplos: 1. Elementos al estado atómico o molecular, número de oxidación º º º º º º º º H , H2 S , S6 , P , P4 , Cu, Al 2. Óxidos: Suma algebraica de los números de oxidación Básicos : Na2O +1 -2 H2O CaO H2O Al2O3 2(+1) + 1(-2)= (-2)+ (-2) = 0 +1-1 HCl 1(+1) + 1(-1) = (+1) + (-1) = 0 64

b) Acidos - CO2, SO2 – P2O5 c) neutros – H2O – CO +1 -1 Na Cl 1(+1) + 1(-1) = (+1) +(-1) = 0 +2 -2 CaCl2 1(+2) + 2(-1) = (+2) +(-2) = 0 +2 -2 MgO 1(+2) + 1(-2) = (+2) +(-2) = 0 +4 -2 CO2 1(+4) + 2(-2) = (+4) +(-4) = 0 -3 +1 NH3 1(+3) + 3(+1) = (-3) +(+3) = 0 Hidróxidos = NaOH – Ca(OH)2 +1+5-2 HNO3 1(+1) + 1(+5) + 3(-2) = (+1)+(+5)+(-6) = 0 +1+6-2 H2SO4 2(+1) +1(+6)+4(-2) = (+2)+(+6)+(-8) = 0 +1-2+1 NaOH 1(+1)+1(-2) +1(+1) = (+2)+(-2) = 0Acidos b) Hidracidos HCl – H2S c) Oxacidos +2 -2+1 Ca(OH)2 HNO3 – H2SO4 1(+2)+2(-2) +2(+1) = (+2)+(- 4)+2(+1)=0 +2 +4-2 Ca CO3 1(+2)+1(+4)+3(-2) = (+2)+(+4)+(-6)=0Sales +1 +7-2 a) Hidracidos KClO4 NaCl – KI 1(+1)+1)+7)+4(-2) = (+1)+(+7)+(-8)= 0 d) Oxácidos Pb(NO3)2 = (+8)+(-8) = 0 65

KNO3 2(+1)+2(+6)+7(-2) = (+2)+(+12)+(-14) = 0 K2Cr2O7 = (+14)+(-14) = 0Compuestos cuaternarios KHCO3 1(+1)+1(+1)+1(+4)+3(-2) = (+1)+(+1)+(+4)+(-6)= = (+6)+(-6)=0 66

SUSTANCIAS CON DIFERENTES TIPOS DE ENLACE ENTRE SUS ATOMOS: IONICOS – COVALENTES – COORDINADOS Nombre Fórmula Representación según LewisHidróxido de sodio NaOH Na O H HCloruro de amonio NH4Cl H N H Cl HAcido clorhídrico HCl (H2O) H O H Cl H O Ozono O3 O O O O Agua oxigenada H2O2Acido clorito (I) o HClO H O ClAcido hipocloroso OAcido clorito (III) o HClO2 H O Cl Acido cloroso 67

Acido clórico (V) o H O Cl HClO3 Acido clorico O O Acido clórico (VII) HClO4 H O Cl O Acido perclórico O O O S O Acido sulfúrico (VI) H2SO4 O H O N O Acido nítrico (V) HNO3 OOxido de ontrógeno (I) N2O N N O Oxido nitrosoOxido de nitrógeno (II) NO N O u óxido nítrico 68

Oxido de nitrógeno (III) O O O Trióxido de nitrógeno N NOxido de nitrógeno (IV) O o dióxido de nitrógeno N O O O O Oxido de nitrógeno (V) N NO pentoxido de nitrógeno O O 69

NÚMEROS O ESTADOS DE OXIDACIÓN DE LOS ELEMENTOS QUÍMICOSEl número o estado de oxidación de un elemento es un concepto establecidopara facilitar la comprensión de la forma en que se unen los átomos para darorigen a las moléculas. Permite interpretar la valencia de los elementos en unafórmula determinada, la separación de los átomos de las moléculas paraoriginar los iones, su constitución y carga positiva o negativa.Los números de oxidación también se usan para balancear ecuacionesquímicas de oxido-reducción.Los números de oxidación se complementan con los valores de la valencia delos elementos químicos aunque aparentemente se prestan a confusión. Existeun conjunto de reglas para manejar ambos conceptos. 1. El número o estado de oxidación de los elementos iguales que forman una molécula es 0 (cero), ejemplo. En la molécula de hidrógeno H2 la covalencia del hidrógeno H-H es 1 y el número de oxidación es 0. Lo mismo ocurre con el cloro, Cl 2 (Cl-Cl). En el caso del oxígeno O2, la covalencia es 2 (0=0) 2. Al estado atómico el número de oxidación es 0, ejemplo el sodio, Naº, potasio, Kº, cobre, Cu0, aluminio, Alº, cloro Clº, el número de oxidación es 0 y se indica en la parte superior del símbolo del elemento. 3. En las cadenas de átomos iguales el número de oxidación entre los -3+1 -2+1 -3+1 átomos es 0 ejem. CH2 – CH2 – CH3 4. El número de oxidación del hidrógeno generalmente es -1 como en el -3+1 -2 agua H2O, aunque el algunos como es -1 como en el hidruro de sodio -1 -1 Na H 70

5. Los elementos metálicos son de números positivos y los no metales negativos a una fue también actúan como positivo. +3 -1 + -1 Ejemplos Na Cl PCl3 6. El número de oxidación del oxígeno es generalmente -2, y solo en ciertos casos es -1, ejemplo en el agua el oxígeno es -2, H2O y en el +1 -1 agua oxigenada. H2O2 el número de oxidación es -1, H – O En este H-1 – O-1 caso se aprecia que la valencia del oxígeno es -2 y el número de oxidación es -1. 7. En todas las fórmulas de los cuerpos compuestos la suma algebraica de los números de oxidación es 0. 8. En los compuestos que contienen oxígeno se toma a este elemento como base del total de números de oxidación negativos y los elementos que lo acompañan totalizan los números de oxidación positivos.Ejemplos: +1 -2Agua : H2O suma algebraica de (+2)+(-2) = 0 los numeros +1 -1 Tablodi oxidaciónAcido clorhídrico: HCl = (+1) + (-1) = 0 +1 +5 -2Acido nítrico : H N O = (+1) + (+5) + (-6) = 0 +1 +6 -2Acido sulfúrico : H2SO4 = (+2)(16) + (-8) = 0 +7 +4 -2Carbonato de calcio : Ca CO3 = (+2)+(+4)+(-6) = 0Permanganato de +1 +7 -2Potasio o manganato VII de KMnO4 = (+1) + (+7) + (-8) = 0Potasio (I) 71

+1 +6 -2Dicromato de potasio o dicromato K2Cr2O7(V) de potasio (I) (+2)+(+12)+(-14) = 0Cuando se desea identificar el número de oxidación de un elemento en uncompuesto se calcula el total de números de oxidación negativos y con estedato se determina el número de oxidación positivo de los elementos queacompañan al oxígeno.Ejemplos:Determinar el número de oxidación el azufre en los compuestos siguientes: 4 2SO2 _________total negativos 4 el S sea +4 : S O2 6SO3 2 _________ total negativos 6 el S sea +6 : S O3 2H 2 SO3 ________ total negativos 6 el S sea +4 : (6-2) HSO3 4H 2 S 2 O3 _______ total negativos 6 el S sea +2 : (6-2 = 2) 2 H2S2O3Otros compuestos del azufre +1 2 +1 -2 H2S ______-el número de oxidación es -2 ; H2SAplicación de los números de oxidación para hallar la carga de los iones queforman un compuesto iónico: +2 +6-2 2 6 2 ( 6 2)Ejemplo: Cu SO4 iones que lo formen Cu y SO4 SO4 SO4 (5 6 1 5 2 5 2 5 2) HNO3 iones que lo formen H 1 y NO3 NO3 NO3 72

ESCRITURA DE FÓRMULAS DE CUERPOS COMPUESTOS CONOCIENDO LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS METÁLICOS, NO METÁLICOS Y RADICALESValencias de elementos metálicos y Valencias de elementos no radicales positivos. metálicos y radicales negativos.Valencias Valencias de elementos no metálicos y radicales negativos +1 Hidrógeno : H 1 cloro: Cl, cloruro : Cl-1 Sodio : Na+ 1 hidrógeno : OH-1 Potasio : K+ 1 nitrato : NO 3 +1 Amonio : NH4 2 sulfato : SO 41 Plata : Hg+2 Magnesio : Mg++ 2 carbonato : CO 32 Cobre : Cu++ 2 sulfuro : S , azufre:S ++2 Hierro : Fé 3 fósforo : P , fosfato : PO 42 Zinc : Zn++3 Aluminio : Al+++ 4 carbono : C, azufre : S 5 fósforo : P, cloro : Cl 6 azufre : SPROCEDIMIENTO PARA ESCRIBIR LA FÓRMULA DE UN CUERPOCOMPUESTO 2. Se escribe el nombre del cuerpo o radical positivo 3. Se escribe el elemento o radical positivo metálico al lado izquierdo y el elemento o radical negativo al lado derecho. 4. En la parte superior de cada elemento o radical se escribe la valencia 5. Se pone la valencia del elemento o radical positivo como subíndice del elemento o radical negativo y la valencia del elemento negativo como subíndice del elemento positivo. 6. Si los subíndices son el número 1 se eliminan las valencias y los subíndices 1. 73

7. Si los subíndices solo se simplifican 8. Se escribe la fórmula 9. Si alguno de los subíndices corresponde a un radical constituido por dos o más elementos se usa un paréntesis.Ejemplos: 1. Escribir la fórmula del agua (óxido de hidrógeno). Siguiendo el procedimiento indicado: H O 1 1 H O H2 O1 La fórmula del agua es: H2O 2. Escribir la fórmula del oxido de hierro (II) Fe 2 -2 Fe O Fe2O2 FeO La fórmula del óxido de hierro (II) es FeO 3. Escribir la fórmula del óxido de hierro (III) FeO 3 2 FeO Fe2O3 La fórmula del óxido de hierro (III) es Fe2O3 4. Fórmula del hidróxido de sodio NaOH 1 1 NaOH Na1OH1 NaOH La fórmula del hidroxido de sodio es NaOH Simplificando las etapas del procedimiento 74

5. Fórmula del hidróxido de calcio 2 Ca OH Ca (OH)26. Fórmula del hidróxido de aluminio : Al(OH)3 27. Fórmula del nitrato de calcio : Ca NO3 Ca(NO3)2 2 28. Fórmula del sulfato de cobre (II) : Cu2SO42 CuSO4 2 39. Fórmula del fosfato de calcio : Ca NO4 Ca3 (PO4 ) 3 4 210. Fórmula del óxido de azufre (IV) : SO S O4 SO2 75

FUNCIONES QUÍMICAS GRUPOS FUNCIONALES, FÓRMULAS YNOMENCLATURAFunción Oxido: Comprende a los cuerpos compuestos binarios (2 clases deelementos) que tienen propiedades similares por contener en sus moléculas elgrupo funcional o = denominado oxido, de valencia -2.Los óxidos son de tres clases: óxidos básicos, óxidos ácidos y óxidos neutrospor su reacción con el agua y ácidos.Oxidos básicos: están constituidos por un metal y oxígeno (M y O)Fórmula general M-O. Ejemplos CaO – óxido de calcioNomenclatura tradicional de los óxidos básicos 1 Si el metal solo tiene una valencia se les dá nombre con la palabra óxido de la prepga de seguido, del nombre del metal. Ejemplo: el magnesio Mg tiene solo valencia +2 el aluminio del metal y el zinc, Zno-oxido de zinc. En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal está equilibrada con la valencia negativa total del oxígeno valencia del atomo MgO Al2O3 ZnO Valencia total +2y-2 6–6 2–2 2 Si el metal tiene dos valencias se les da nombre con la palabra oxido seguido del nombre del metal seguido del sufijo oso cuando el metal actúa con la menor valencia y seguido del sufijo ico cuando el metal actúa con su mayor valencia. Ejemplos: el hierro Fe puede actuar con valencia 2 y 3 FeO – su nombre es óxido ferroso (valencia del F+2 y el O-2) Fe2O3 – su nombre es óxido férrico (relación total del Fe+6 y valencia total del 0-6) El cobre (Cuprum) puede actuar con valencia 1 y 2 76

Cu2O – óxido cuproso (valencia total del Cu+2 y del O -2) CuO – oxido cúprico (valencia total del Cu+2 y del O-2)Nomenclatura moderna de la unión internacional de química pura y aplicado oInternational Union Pure and Applied Chemistry (IUPAC) según este sistema seda nombre a los oxidos básicos utilizando los prefijos griegos mono, di, tri,tetra, penta, hexa, hepta, octo, nono, deca para indicar el número de átomos deacida uno de los elementos que forman la molécula.Para los ejemplos anteriores los nombres sonMgO – Oxido de magnesio, en este caso no se usa el prefijo monoAl2O3 – trióxido de dialuminioZnO – óxido de aluminio, no se usa el prefijo monoFeO – oxido de hierro, no se usa el prefijo monoFe2O3 – trióxido de dihierroCu2O – óxido de dicobreCuO – oxido de cobreOtro ejemplos Fe3O4 – tetraóxido de trihierroNomenclatura Stock.- Según este sistema se da nombre a los óxidos básicosmencionando la palabra oxido seguido el nombre del metal y la valencia oestado de oxidación del metal, entre paréntesis y usando números manoPara los ejemplos anteriores los nombres son:MgO – oxido de magnesio (II)Al2O3 – óxido de aluminio (III)ZnO – óxido de zinc (II)FeO – óxido de hierro (II)Fe2O3 – óxido de hierro (III)Cu2O – óxido de cobre (I)CuO – óxido de cobre (II)Fe3O4 - óxido de hierro (II, III, III) 77

Óxidos ÁcidosNomenclatura Stock.- Se anuncie la palabra ácido seguida del nombre delelemento No Metálico terminado en ico y luego se indica la valencia a estadode oxidación del elemento No Metálico, con números romanos y entreparéntesis.Ejemplos: HNO2 – ácido nítrico (III) HNO3 – ácido nítrico (V) HClO – ácido clorito (I) HClO2 – ácido clórico (III) HClO3 – ácido clórico (V) HClO4 – ácido clórico (VII)Otros ejemplos: H2SO3 – ácido sulfúrico (IV) H2SO4 – ácido sulfúrico (VI) H2CrO4 – ácido crómico (VI) H2Cr2O4 – ácido dicrómico (VII) HMnO4 – ácido mangánico (VIII)Las moléculas de los ácidos oxácidos al disolverse en el agua se separan eniones de hidrógeno positivos H+ iones o radicales negativos. Los radicalesnegativos tienen nombres según el ácido de donde provienen, si el nombre delácido termina en OSO el radical debe terminar en ITO y si el ácido termina enICO el radical termina en ATO.Ejemplos:Formula Nombre del ácido Separación en iones Nombre del radicalHNO2 - acido nitroso ; HNO2  H+ + NO-2 ; NO-g – nitritoHNO2 – ácido nitrido ; HNO3  H+ + NO-3 ; NO3 – nitratoH2SO3 – ácido sulfúrico ; H2SO3  2H+ + SO=3 ; SO=3 – sulfato 78

H2SO4 – ácido sulfúrico : H2SO4  2H+ + SO=4 ; SO4= - sulfatoFórmula Nombre del ácido; separación anión, nombre del radicalHClO ácido hipoalongo ; HClO  H+ + ClO- ; ClO – hipocloritoHClO2 ácido cloroso ; HClO2  H+ + HClO2 ; ClO2 – cloritoHClO3 ácido clórico ; HClO3  H+ + ClO3 ; ClO-3 – cloratoHClO3 ácido foclorico, HClO4  H+ + ClO4 ; ClO-4 – perdoclartoH2CO3 – acido carbonico ; H2SO4  2H+ + CO=3 ; CO3 - carbonatoEl agua se separan en un hidrogeno positivo M+ y iones a radicales negativosR-. Los radicales tienen nombres de acuerdo al nombre del ácido, cambiando laterminación hídrico del acido por URO.EjemploFórmula – Nombre del ácido – separación en iones nombre del RHF – acido fluorhidrico HF  H+ + F- - F- FluoruroHCl – acido clorhidrico HCl  H+ Cl- - Cl- cloruroHRV – ácido bronhidrico HBr  H+ + Br- - Br- bromuroH S – acido sulfrihico H2S  2H+ + S -S = sulfuro 79

FUNCIÓN SALComprende a los cuerpos binarios, ternarios a cuaternarios (2, 3 ó 4 clases deelementos) sustituidos por un elemento metálico y un radical negativo.Las sales son de dos clases: sales haloideos y sales oxisalesSALES HALOIDEASSon los cuerpos constituidos por un elemento metálico o radical positivo y unelemento o radical negativo que se encuentra ubicado en los grupos VI y VII dela Tabla Periódica de los elementos (Azufre S; Selenio, Se, Flúor, F; Cloro, Cl,Bromo, Br y Yodo I). En los sales haloideas ele elemento no metálico actúa consu valencia mínima.Fórmula general: M- NoM. Ejemplo NaCl – Cloruro de sodio rR – N M Ejemplo NH4Cl – cloruro de amonioNomenclatura tradicional de las sales haloideas 3. Si el metal tiene 1 valencia se les da nombre enunciando el nombre del elemento No Metálico haciéndolo terminar en uro seguido del nombre del metal. Ejemplos: KF – fluoruro de potasio NaCl – cloruro de sodio KBr – bromuro de potasio KI – yoduro de potasio Na2S – sulfuro de sodio 4. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del elemento no metálico terminado en uro seguido del nombre del metal terminado en uso o en ico según actúe con su menor o mayor valencia. Ejemplos: FeCl2 – Cloruro ferroso FeCl3 – cloruro férrico 80

En cada fórmula se observa que la valencia positiva total del metal está equilibrada con la valencia negativa total del elemento no metálico. +1-1 +1-1 +1-1 +1-1 +1-2 +2 -1 +2-1 Valencia KF NaCl KB1 KI Na,S FeCl2 FeCl2 Parciales Valencias H4-1 +1 y 1 +1 y -1 +1 y -1 +2 -2 +2 y-2 +3 y-3 TotalesNomenclatura moderna IUPAC.- Es simular a la nomenclatura tradicionalcuando los elementos actúan con valencia 1. Cuando el elemento No Metálicotiene valencia 2 o. Cuando el metal actúa con 2 o más valencias si es de usocomún. Ejemplos: Na2S – disulfuro de sodio FeCl2 – bicloruro de hierro FeCl3 – tricloruro de hierroNomenclatura stock.- Es de uso común cuando el metal tiene 2 valencias.Ejemplos: FeCl2 – cloruro de hierro (II) FeCl3 – cloruro de hierro (III) 81

SALES OXISALESSon los compuestos constituidos por un elemento o radical positivo y un radicalnegativo que contiene un elemento No Metálico, generalmente y oxígeno.Fórmula general : a) M-NoM-O b) M-M-O R-NMOEjemplos: a) CuSO4 – Sulfato cúprico Sulfatable cobre (II) b) KMnO4 – Sulfanato de potasio manganato (VII) de potasio) c) (NH4)2 SO4 – sulfato de omnioNomenclatura tradicional de las sales oxisales 4. Si el metal tiene 1 valencia se enuncia el nombre del radical negativo seguido de la preparación de y el nombre del elemento o radical positivo. Ejemplos: 5. Na2 SO4 – sulfato de sodio 6. K NO3 – nitrato de potasio 7. NaSO3 – sulfato de sodio 8. N4NO2 – nitrito de potasio Cuando el nombre del ácido termina en OSO, el radical que contiene se hace terminar en ITO cuando forma parte de la sal oxisal y cuando termina en ICO ambia a ATO en la sal oxisal. Acido nitroso HNO2 – radical nitrito NO-2 Acido nitroso HNO3 – radical nitrato NO3 Acido sulfuroso – H2SO3 – radical sulfito = SO=3 Acido sulfúrico – H2SO4 – radical sulfato – SO=4 5. Si el metal tiene 2 valencias se enuncia el nombre del radical negativo seguido de la proposición de y el nombre del metal terminado en OSO si actúa con su menor valencia y en ICO si actúa con su mayor valencia. Ejemplos: FeSO4 – sulfato ferroso Fe2(SO4)3 – sulfato férrico 82

6. Si el elemento No Metálico que forma parte del radical negativo tiene más de 2 valencias se usan los prefijos que indican la mínima, la menor, la mayor y la máximo de sus valencias y las terminaciones ITO y ATO para el elemento no metálico. Ejemplos: NaClO – hipoclorito de sodio NaClO2 – clorito de sodio NaClO3 – clorato de sodio NaClO4 – perclorato de sodio En cada fórmula se observa que la valencia o estado de oxidación positiva total del metal del elemento no metálico está equilibrado con la valencia o estado de oxidación total negativa del oxígeno. Valencias parciales +2 +6-2 +1+7-2 +1+3-2 +1+5-2 +1+4-2 +1+6-2 CuSO4 KMnO4 NaNO2 KNO3 Na2SO3 Na2SO4 Valencias totales +8 y -8 +8 y -8 +4 y -4 +6y-6 +6 y-6 +8 y -8 +1+1-2 +1+3-2 +1+5-3 +1+7-2 Valencias parciales +2+6-2 +3 +6-2 Na ClO NaClO2 NaClO NaClO4 Fe SO4 Fe2(SO4)3 +2 y-2 +4y-4 +6y-6 +8 y-8 Valencias totales +8y-8 +24y-24Nomenclatura moderna IUPC.- No es común su uso para esta función química.Nomenclatura Stock.- Es de gracia utilidad para esta función química. Sunombre la sal enunciando el nombre del radical negativo terminado en ATOseguido del estado de oxidación del elemento No Metálico del radical, escritoentre paréntesis, con números romanos. Por último el nombre del elementometálico, indicando también su estado de oxidación, en números romanos. 83

Cuando el metal solo tiene más valencia, no es necesario indicar su estado deoxidación. Ejemplo: CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) KMNO4 – manganato (VII) de potasio NaNO2 – nitrato (III) de sódio (I) KNO3 – nitrato (V) de potasio (I) Na2SO3 – sulfato (IV) de sodio (I) Na2SO4 – sulfato (VI) de sódio (I) FeSO4 – sulfato (VI) de hierro (II) Fe2(SO4)3 – sulfato (VI) de hierro (III) NaClO – clorato (I) de sódio (I) NaClO2 – clorato (III) de sódio (I) NaClO3 – clorato (V) de sódio (I) NaClO4 – clorato (VII9 de sodio (I)Otros compuestos inorgánicos considerados a nivel básico de la química.Nomenclaturas más comunes usadas.Hidruros.- Son los compuestos binarios (2 clases de elementos) que contienenhidrógeno el que actúa con estado de oxidación – 1 siendo el otro elemento enmetal o un elemento no metálico.Hidruros metálicos.- Son los compuestos constituidos por un elemento metálicoy el hidrógeno.Fórmula general: M-H y ejemplo: NaH – hidruro de sodioNomenclatura.- El método tradicional en el que comúnmente se usa.Ejemplos: KH – hidruro de potasio MgH2 – hidruro de magnesio CaH2 – hidruro de calcio 84

En las fórmulas se puede apreciar que los estados de oxidación positivos totales están equilibrados con los estados de oxidación totales negativos estadosde oxidación. Parciales +1 -1 +2 -1 +2 -1 KH Mg H2 CaH2Estados de oxidación +1 y-1 +2 y -2 +2 y -2TotalesHidruros no metálicos: son los compuestos constituidos por un elemento nometálico y e hidrógeno las fórmulas se escriben teniendo en cuenta laelectronegatividad de cada elemento.Fórmula general NO M-H. Ejemplo PH3 – hidruro de fósforoNomenclatura.- Se emplea el método tradicional AS H3 – hidruro de arsénico Si H4 – hidruro de silício BH3 – hidruro de boroEn cada fórmula se puede comprobar el equilibrio entre los estados deoxidación totales positivos y negativos. +3 -1 +1-1 +2 -1estados de oxidación AS H3 SiH4 BH3parcialesestados de oxidación +3 y -3 +4 y-1 +3 y -3totales 85

COMPUESTOS ENTRE ELEMENTOS NO METÁLICOS QUE NO CONTIENEN HIDRÓGENO NOMENCLATURA MÁS COMÚNLos compuestos binarios (2 clases de elementos) sin hidrógeno se forman alunirse dos elementos de diferente electronegatividad. Las fórmulas se escribencolocando a la izquierda el elemento de menor electronegatividad y a laderecha el de mayor electronegatividad.Se les da nombre haciendo terminar en URO al elemento más electronegativo(estado de oxidación) seguido de la preparación DE y luego el nombre delelemento menos electronegativo (estado de oxidación -), usan los prefijos(NoM) – (N-0 M). Ejemplo PCl3 – tricloruro de fosfiroOtros ejemplos: PCl5 – pentacloruro de fósforo CCl4 – tetracloruro de carbono SCl2 – dialcluror de azufre H3N – nitrouro de hidrogeno o amoniacoLos estados de oxidación totales positivos y negativos están equilibrados encada fórmula. +5-1 +4-1 +2-1 +1-3estado de oxidación PCl5 CCl4 SCl2 H3Nparcialesestado de oxidación +5 y-5 +4y-4 +2 y-2 +3-3TotalesSALES OXISALES ACIDAS NaHSO4 – sulfato ácido de sodio +1+1+1-2 NaHSO4 +8 y -8SALES BASICAS Zn (OH) Cl cloruro básico de zinc +1+3+2SALES OXISALES DOBLES KAl (SO4)2 - sulfato doble de aluminio y Potasio. 86

NOMENCLATURA DE CUERPOS CRISTAIZADOS : ANHIDROS EHIDRATADOS. Na2CO3 – carbonato de sodio anhidro Na2CO3 .10H2O – carbonato (IV) de sodio decahidratado (sal de sódio) CaSO4 – sulfato (VI) de cálcio anhidro CaSO4 .2H2O – sulfato de cálcio dihidratado (yeso natural) CuSO4 – sulfato (VI) de cobre (II) anhidro CuSO4 . 5H2O – sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratadoREGLAS PRÁCTICAS PARA ESCRIBIR FÓRMULAS DE COMPUESTOSINORGÁNICOS Escribir la fórmula del óxido de aluminio 1era regla.- el nombre nos indica que se trata de un compuesto binario. Un metal de valencia. 2da regla.- toda fórmula tiene una parte positiva (estado de oxidación) y otra negativa (estado de oxidación). El radical positivo se escribe al extremo izquierdo y el radical negativo al lado derecho. El radical negativo puede conocer elementos con estado de oxidación positivo. Representación grafica H – Metales y No metales y radicales + + Amonio + negativo - +3 -2 Aplicando la regla: Al O 3era. Regla.- En toda fórmula el estado de oxidación positivo total está equilibrado con el estado de oxidación total negativo. También se expresa esta regla admitiendo que la suma algebraica de los estados de oxidación totales pontion y negativos es 0(cero). +3 -2 Aplicando esta regla : Al2O3 Estado de oxidación totales +6 y-6 4ta regla.- La fórmula se escribe sin incluir los estados de oxidación aplicando esta regla de fórmula del oxido de aluminio es 87

Al2O3Escribir la fórmula del dióxido de carbono u óxido de carbono (IV)1era regla : E compuesto es un compuesto binario de carbono con valencia 4 y el oxígeno de valencia 2. +4 -22da regla : C O +4 -23era regla : C O2 +4 y-44ta regla : CO2Escribir la fórmula del hidróxido de calcio1era regla : el cuerpo es un compuesto ternario C2H y O que contiene calcio en valoración y el radical OH- con valencia -1 +2 -2+12da regla : Ca OH +2 -2+1 +23era regla : Ca(OH)2 a también Ca (OH)-12 +4 y-4 +2 y-24ta regla : Ca(OH)2Escribir la fórmula del ácido sulfúrico (VI). Cuando no se conoce elradical negativo del ácido sulfúrico 1era regla… Por el nombre seidentifica que debe contener H+1 , S con estado de oxidación +6(terminación ICO y oxígeno con valencia -2 +1 +6 -22da regla : H S O +1 +6-23era regla: H2 S O4 +2+6 y-8 88

+8 y-84ta regla : H2 SO4Cuando se conoce que el radical negativo es SO=4 se procede a igualarlas cargas positivos y negativos. +1 H SO 4 +1 H2 SO 4 +2 y-2Formula: H2SO4Escribir la fórmula del nitrato (V) de potasio cuando no se conoce elradical nitrato.1era regla.- El nombre corresponde a una saloxisal que contiene potasioK+1, nitrógeno de estado de oxidación +5 por la terminación ATO y eloxigeno de valencia – 2. +1+5-22da regla : K N O +1+5-23era regla : K NO3 +6 y-64ta regla : KNO3Cuando se conoce el radical nitrato, NO-3 +1 H NO 4 +1 y-1 HNO3 89

Escribir la fórmula del carbonato (IV) de calcio1ra regla: el compuesto es terciario, calcio de valencia +2, carbono conestado de oxidación +4 por terminación ATO (mayor estado de oxidacióndel carbono) y oxigeno de valencia. +2 +4 -22da regla : Ca C O +2 +4-23ra regla: Ca C O3 +6 y -64ta regla: CaCO3Conociendo el radical carbonato, CO 3 Ca+2 CO 3 CaCO3 90

REGLAS PRÁCTICAS PARA DAR NOMBRE A UNA FÓRMULA DE COMPUESTO INORGÁNICO Dar el nombre del compuesto de fórmula CaO 1era regla.- identificar el nombre de la función química El nombre es el de un oxido por contener oxígeno en el lado derecho de la fórmula, que es por donde empieza el nombre del cuerpo. 2da regla.- Determinar el estado de oxidación del elemento o radical positivo, conociendo que el estado de oxidación del oxígeno es -2 en la gran mayoría de compuestos inorgánicos. El estado de oxidación del calcio es +2. +2 -2 Aplicando esta regla Ca O 3era regla- Si el estado de oxidación del metal corresponde a una sola valencia no es necesario indicar la valencia. Si el metal puede actuar con 2 valencias hay que usar los prefijos y estados de oxidación correspondiente. Aplicando esta regla: el nombre del compuesto es: Oxido de calcio Dar el nombre al compuesto de fórmula HCl 1era regla.- La fórmula corresponde a un ácido hidrácido por contener H+ unido a un elemento halógeno (columna VII de la tabla periódica de los elementos). +1 -1 2da regla- H Cl Observando los estados de oxidación el cuerpo es el cloruro de hidrógeno, por ser el cloro negativo y el hidrógeno positivo. El cloro se hace terminar en URO funciona con su mínima valencia. 3era regla.- El cloro tiene varias valencias pero actúa con su mínima El compuesto tiene dos nombres a. Cloruro de hidrógeno 91

b. Acido clorhídrico porque es un ácido hidrácido al que se da nombre cada palabra ácido y el cloro se le hace terminar en hídrico.Dar nombre al compuesto de fórmula Cu(OH)21era regla.- El cuerpo corresponde a un hidróxido, por contener el radicalhidróxido do OH-1, y el metal es cobre. +2 -12da regla.- Cu (OH) El estado de oxidación del cobre es +2 23ra regla.- Como el cobre puede actuar con valencias 1 y 2. El nombredebe indicar el sufijo correspondiente o el estado de oxidación del metal.El nombre del compuesto es:Oxido cúprico o también oxido de cobre (III)Dar nombre al compuesto de fórmula HClO31era regla.- El cuerpo corresponde a un ácido oxácido del Cloro +1+5-22da regla.- HClO3 El estado de oxidación del cloro es +53ra regla- Como el cloro puede actuar con valencias 1, 3, 5 y 7 en cadacaso le corresponde prefijos o sufijos siguientes: Valencia prefijo sufijo 1 (mínima) OSO 3 (nuevos) _____ OSO 5 (mayor) _____ OSO 7 (máxima) hiper o par OSOComo la valencia o estado de oxidación del coro es +5 al nombre delcompuesto es: Acido clóricoDar nombre al compuesto de fórmula – CaSO4 1ra regla El cuerpo es una oxisal 92

+2 +62da regla Ca SO43ra regla El azufre actúa con estado de oxidación +6 que corresponde a su mayor estado de oxidación. El nombre de la sal es sulfato de calcio (yeso hoy empleado en construcción como Drywall). 93

CAPITULO 5 PROPIEDADES FÍSICAS DEL AGUA Las propiedades del agua destilada, es decir el agua pura. Estado físico – color – olor – densidad – solubilidad Es un líquido, incoloro, inodoro, insípido, es el disolvente más común y que se toma como base para indicar la solubilidad de los cuerpos, su densidad, es uno, es decir 1 g/cm3 que también significa que 1cm3 de agua pesa 1 g. Fórmula molecular: H2O Fórmula estructural: según el modelo de Dalton: i. Modelo de Bohr-Rutherfordii. Modelo de Lewis :iii. Modelo simplificado Peso molecular : 18 ….. H2O (2x2) + 16 = 18 Peso de 1 mol de agua, es decir el peso de 6 x 1023 moléculas de agua = 18g Volumen de 1mol de agua líquida = 18cm3 Composición centesimal 2 H= x 100 11.1% 18 16 0= x 100 88.9% 18 Proporción de combinación en peso entre el hidrógeno y el oxígeno = 1:8 H2O 2 : 16 1:8 La proporción de combinación de hidrógeno a oxígeno es de 1:2 94

Síntesis del agua: 2 H2(g) + O2(g)  2H2O(g) Vol 2 1 PROPIEDADES QUÍMICAS DEL AGUAEl agua experimenta cambios químicos frente a los cuerpos y energíassiguientes:Metales:Potasio.- Reacciona violentamente (explosiva) con el agua, desprendiéndosehidrógeno y formando una solución alcalina de hidróxido de potasio. Lasecuaciones de las reacciones sucesivas que ocurren son: 2K(s) + H2O(l)  K2O(s) + H2(g) K2O(s) + H2O(l)  2KOH(ag)Sodio.- Reacciona fuerte con el agua, pero con menor intensidad que elpotasio. Las ecuaciones de las reacciones son similares: 2Na(s) + H2O(l)  Na2O(s) + H2(g) Na2O(s) + H2O(l)  2 NaOH(ag)Calcio.- Reacciona con el agua rápidamente, pero se puede recoger elhidrógeno desprendido en la reacción, se forma una solución alcalina dehidróxido calcio.Las reacciones son: Ca(s) + H2O(l)  CaO(s) + H2(g) CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ag)Magnesio.- Reacciona lentamente con el agua fría, desprendiéndose hidrógenoy produciéndose una solución alcalina de hidróxido de magnesio. Lasecuaciones de las reacciones son: 95

Mg(s) + H2O(l)  MgO(s) + H2(g) MgO(s) + H2O(l)  Mg(OH)2 (ag)El magnesio, previamente calentado, arde en el vapor de agua formándoseóxido de magnesio y desprendiéndose hidrogeno, de acuerdo a la ecuaciónquímica siguiente: Mg(s) + H2O(g)  MgO(s) + H2(g)El hidrogeno desprendido arde en el aire. 2H2(g) + O2(g)  2H2O(g)No metalesCloro.- El cloro se disuelve en el agua formando “agua de cloro” la que contienecloro, ácido clorhídrico y ácido clórico (I) o ácido hipocloroso. Cl2(g) + H2O(l)  HCl(ag) + HClO(ag)Óxidos.- Reacciona con los óxidos solubles formando hidróxidos. Por ejemplodisolviendo óxido de calcio (II) se forma el hidróxido de calcio, llamándose aesta solución “agua de cal”. CaO(s) + H2O(l)  Ca(OH)2(ag)Sales anhidroso.- Con varias sales anhidros reacciona para formarsemihidratados.Sales hidratadas. Por ejemplo com el sulfato (VI) de cobre (II) anhidro de colorblanco forma el sulfato (VI) de cobre (II) pentahidratado de color azul. CuSO4(s) + 5H2O(l)  CuSO4 . 5H2O(ag)El sulfato (VI) de calcio (II) homihidratado, CaSO4 ½ H2O o (CaSO4)2 H2O,reacciona com el agua para formar el yeso común de fórmula CaSO4 2H2O(esta reacción ocurre em el inyesado de los huesos y las paredes). 96

La sal de soda o carbonato (IV) de sódio (I) decahidratrado, se prepara porhidratación del carbonato (IV) de sódio (I) anhidro Na2CO3. Na2CO3(s) + 10 H2O(l)  Na2CO3 10H2O(ag)Acción del calor.- El calor descompone al vapor de agua sobrecalentado, a latemperatura de 2,000ºC, se descompone en hidrógeno y oxígeno. 2000ºC 2H2O(g) = 2H2(g) + O2(g)Acción de la electricidad.- Por acción de la corriente eléctrica continua el aguaacidulada con ácido sulfúrico se descompone en hidrógeno y oxígeno. c.electricidad 2H2O(l) + H2SO4  2H2(g) + O2(g) 97

ANEXOSPrácticas de Laboratorio 98

Ejemplos de Prácticas de LaboratorioPropiedades generales de los ácidos: HCl, H2SO4, HNO3 Aparatos SustanciasTubos de prueba Acido clorhídrico diluido, 2MGradilla Fenolftaleína, en solución alcohólicaPinzas para tubos Anaranjado de metilo, en soluciónMechero Bunsen Bicarbonato de sodioVarilla de vidrio Agua de calPapel tornasol azul Oxido de cobre (II)Papel indicador universal Granallas de zincTira de madera Hidróxido de sodio, solución 2MGotero de chupón de jebe o de Acido nítrico diluido, 2Mplástico Acido sulfúrico diluído, 2MTubo de desprendimiento con tapón Água destiladamono horadado.EspátulaEfectuar los experimentos que se indican a continuación, anotando lasobservaciones en cada caso. En los experimentos sujetar el tubo de pruebacon una pinza.PROCEDIMIENTO 1. Sabor.- En un tubo de prueba echar agua destilada hasta las ¾ partes, agregar ½ cm3 de ácido clorhídrico diluido, 2M. Tapar el tubo con el dedo pulgar e invertir el tubo, dos o tres veces, para mezclar bien los dos líquidos. Destapar con cuidado, dejar el tubo en la gradilla y probar el sabor de la solución que ha mojado el dedo pulgar, en enjuagarse la boca. Indicadores 2. Tornasol e indicador universal.- En un tubo de prueba colocar ácido clorhídrico diluido, 2M, hasta ¼ parte del tubo. Introducir un pedazo de papel tornasol azul en el tubo. Agregar al mismo tubo un pedazo de papel indicador universal. 99

3. Anaranjado de metilo. Colocar en un tubo ácido clorhídrico diluido, 2M hasta ¼ parte del tubo. Agregar dos o tres gotas de solución de fe……de anaranjado de metilo. 4. Colocar ácido clorhídrico diluido 2M hasta ¼ pare del tubo. Agregar dos o tres gotas de solución alcoholiza fenolftaleína.Carbonatos y bicarbonatos 5. Carbonato (IV) de sodio (I). Colocar en un tubo de prueba carbonado (IV) de sodio (I), m ás o menos ½ cm de altura em el tubo. Agregar ácido clorhídrico diluido, 2M, hasta que sobrepase 1cm más que la altura del sólido. Utilizando un tubo de desprendimiento probar el gas producido, haciéndolo burbujear en agua de cal. 6. Hidrógeno carbonato (IV) de sodio (I) o bicarbonato de sodio.- Repetir el experimento anterior, usando el hidrógeno carbonato (IV) de sodio (I) en lugar del carbonato (IV) de sodio (I). 100

Neutralización con las bases 7. Oxido de cobre (II) u óxido cúprico.- Colocar en un tubo de prueba óxido de cobre (II), hasta ¼ cm de altura en el tubo. Agregar ácido clorhídrico diluido, 2M hasta 1/3 parte del tubo. Si la reacción no es completa en frio, caliente suavemente 8. Hidróxido de sodio (I).- Colocar en un vaso (beaker), unos 10cm3 de ácido clorhídrico diluido, 2M. Agregar dos gotas de solución de anaranjado de metilo. Echar porciones de solución 2M de hidróxido de sodio, mediante un gotero, agitando con la varilla de vidrio después de cada agregado de solución alcalina. El punto final de la neutralización es cuando el color del indicador viva de rojizo al anaranjado.Metales 9. Zinc.- Colocar en un tubo de prueba unas granallas de zinc hasta 1cm de altura en el tubo. Agregar ácido clorhídrico diluido, 2M, hasta que sobrepase 1cm más que la altura del sólido. Probar el gas desprendido, acercando a la boca del tubo una tira de madera encendida.Repetir los experimentos realizados, utilizando ácido sulfúrico diluido 2M yácido nítrico diluido, 2M. 101

PROPIEDADES GENERALES DE LOS ÁCIDOS HCl – H2SO4 – HNO3Pruebas con el ácido clorhídrico HClSabor.- Al probar la solución muy diluida de ácido clorhídrico se sintió un saborácido fuerte; este sabor se debe a la presencia de iones hidrógeno, H+ en lasolución. El ácido clorhídrico disuelto en el agua está separado de acuerdo a laecuación: HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)IndicadoresPapel de tornasol azul.- Al introducir el papel de tornasol azul en la solución,cambio su color a rojo, debido a que los iones H+ presentes en la solucióncambian la estructura del colorante. El ácido clorhídrico está separado eniones. HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)Papel indicador universal.- Al mojarse con la solución ácida, el papel indicadoruniversal cambió de color verdosa a rojo intenso debido a la presencia de losiones H+, al comparar el color con la tabla de valores de pH, le correspondiópH1, lo que significa alta concentración de iones H+ en la solución acida. HCl(aq)  H+(aq) + Cl-(aq)Fenolftaleína.- No se observó cambio de coloración del indicador, lo quesignifica que los iones H+ no alteran la composición molecular de lafenolftaleína.Anaranjado de metilo.- Al echar el anaranjado de metilo en la solución acida,se observó el cambio de coloración del indicador de anaranjado a rojizo,debido a que los iones H+ presentes en la solución alteran la estructuramolecular del indicador, haciendo cambiar de color. 102

Reacción con los carbonatos y bicarbonatosCarbonato (IV) de Sodio (I) .- Al caer el ácido clorhídrico en el carbonato (IV) desodio (I) se observó una intensa efervescencia desprendiéndose un gasincoloro que se identificó como dióxido de carbono porque puso blanca el aguade cal, debido a la formación de un precipitado blanco de carbonato de calcio.Las ecuaciones de las reacciones químicas sucesivas ocurridos son: 2HCl(aq) + Na2CO3(s)  2NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l) CO2(g) + Ca(OH)2 (aq)  CaCO3(s) + H2O (l)Hidrógeno carbonato (IV) de sodio (I)o bicarbonato de sodio.- El ácido clorhídrico reaccionó con el bicarbonato desodio en forma muy similar a la del carbonato (IV) de sodio (I). Las ecuacionesde las reacciones químicas ocurridas son: HCl(aq) + NaHCO3(s)  NaCl(aq) + CO2(g) + H2O(l) CO2(g) + Ca(OH)2 (aq)  CaCO3(s) + H2O(l)Neutralización con las basesOxido de cobre (II) u óxido cúprico. Al calentar el óxido de cobre (II), solido decolor negro con la solución de ácido clorhídrico, se observó que el líquido sepuso de color verde debido a la formación del cloruro de cobre (II). En estareacción el ácido clorhídrico se neutraliza con el óxido de cobre (II) formándoseel cloruro de cobre (II) más aqua. 2HCl(aq) + CuO(s)  CuO(s)  CuCl2(aq) + H2O(l)Hidróxido de sodio (I).- Al echar la solución de hidróxido de sodio, enporciones, al ácido clorhídrico agitando continuamente se iba produciendo laneutralización del ácido con el hidróxido, el proceso de la neutralización secontroló usando el indicador anaranjado de metilo, el cual es de color rojo en lasolución ácida y amarillo cuando la solución es alcalina. La neutralización sedio por terminada cuando el indicador adquirió color anaranjado.La ecuación de la neutralización es: HCl(aq) + NaOH(aq)  NaCl(aq) + H2O(l)MetalesZinc.- Al agregar el ácido clorhídrico sobre las granallas de zinc. Se observó eldesprendimiento de un gas incoloro, el cual se identificó como hidrógeno por el 103

sonido característico que se produce al acercar a la boca del tubo una tira demadera encendida. La ecuación de la reacción es: 2HCl(aq) + Zn(s)  ZnCl2(aq) + H2(g) 104

Quimica para todos - La enseñanza de la química al alcance de todos

by mniebuhr on Dec 21, 2010

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