Química FORMULEO y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS
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Química FORMULEO y NOMENCLATURA DE COMPUESTOS INORGANICOS Profesor: Fernando Urbicain Expectativas de logro # Clasificar los compuestos químicos. # Calcular el numero de oxidación de un elemento en un compuesto dado. # Deducir las fórmulas moleculares de los compuestos inorgánicos más importantes y los nombres por las nomenclaturas en uso actualmente. # Escribir y balancear correctamente las ecuaciones de obtención de los principales compuestos inorgánicos # Conocer los usos y aplicaciones de las principales sustancias y sus implicancias ambientales Areas de interacción: Investigación sobre usos y aplicaciones de compuestos químicos (Aprender a aprender – Salud y Educación social) Investigación sobre las fábricas de pasta de celulosa (Homo faber-Aprender a aprender-Salud y educación social) Glosario de términos (Aprender a aprender) Introducción En esta unidad aprenderán a escribir y nombrar las fórmulas moleculares de las principales sustancias inorgánicas. Experimentarán con ellas en el laboratorio y serán capaces de escribir sus ecuaciones de obtención. Para ello necesitarán trabajar con los denominados números de oxidación de los elementos. Se denomina número de oxidación al número de electrones que un elemento pierde o recibe cuando pasa del estado libre al estado combinado. Encontrarán estos números en una tabla que está incluida en esta guía y DEBERAN UTILIZARLA PARA PODER ENTENDER LA TEORIA Y PARA RESOLVER LOS EJERCICIOS. Por esto es que deben tenerla SIEMPRE A MANO. 1 ¿Parezco un poco exagerado no?. Si supieran cuántos alumnos pierden o se olvidan de traer a clase esta tabla...............!!!. Por último les comento que no podrán resolver nada de esta guía si no memorizan ya la siguiente regla: La suma de los números de oxidación de los elementos que forman a una molécula debe ser igual a cero Oxidos básicos Provienen de la combinación entre un METAL y OXIGENO. Como primer ejemplo consideremos el elemento sodio (Na). Si quieren deducir la fórmula del compuesto que se forma al combinarse este elemento con el oxígeno harán lo siguiente: Escriben el símbolo del sodio y al lado el símbolo del oxígeno, ambos con su número de oxidación escrito como supraíndice: ¡TENGAN LA TABLA DE NUMEROS DE OXIDACION ANTE SUS OJOS!!!! Na+1 O –2 Si efectúan la suma de los Nros de oxidación es: +1-2= -1 y dijimos que debe dar cero. Por lo tanto es necesario agregar otro átomo de Na y por lo tanto escribirán: Na+1 O –2 Na+1 y concluirán entonces que la fórmula del óxido es: Na2O Es decir que en una fórmula molecular los subíndices numéricos indican el número de átomos necesario de cada elemento para que la suma de los Nros de oxidación sea igual a cero. (Vale aclarar que cuando el subíndice es 1, no se escribe) Si en este momento dicen: “No entiendo”, vean otro ejemplo ( ¡antes de preguntar al profesor!): Consideremos ahora al Calcio (Ca): Ca+2 O-2 La suma es: +2-2=0 Por lo tanto no es necesario agregar átomos de ninguno de los dos elementos y la fórmula es: CaO 2 ¿Siguen sin entender........? último!!) . Veamos otro ejemplo (¡Espero que sea el Consideremos el Aluminio (Al): Al+3 O-2 La suma es: +3-2=+1 Es necesario agregar entonces otro átomo de O (o sea otro átomo con carga contraria a la carga que “sobra”: Al+3 O-2 O-2 y la suma es: +3-2-2= -1. Agregamos otro Al: Al+3 O-2 O-2 Al+3 y la suma es: +3-2-2+3= +2 Agregamos otro O: Al+3 O-2 O-2 Al+3 O-2 y........la suma da cero!!!!! La fórmula es entonces: Al2O3 Sí, ya sé. Van a decir que el proceso es muy largo, que lleva mucho tiempo, que no les gusta, que no entienden, etc, etc, etc. Pero van a ver que con la práctica terminarán haciéndolo mucho más rápido ( yo diría que en no más de unos pocos segundos). Los tres ejemplos vistos hasta ahora fueron con metales que poseen sólo 1 Nro de oxidación. Veamos ahora un ejemplo con un metal que posea 2 Nros de oxidación: el hierro(Fe): Para el Nro de oxidación +2 tendremos: Fe+2 O-2 FeO Para en Nro de oxidación +3 tendremos: Fe+3 O-2 Fe2O3 ¿Se dieron cuenta cómo hacer para que salga más rápido?...... ¿No?. Entonces pregunten al profesor (él sí sabe). Nomenclatura de óxidos básicos Ahora les explicaré cómo se nombran los óxidos básicos. Existen tres nomenclaturas o sea, tres posibles formas para nombrarlos: a- Nomenclatura clásica o antigua b- Nomenclatura de las atomicidades c- Nomenclatura de los numerales de Stock Si bien la más utilizada es la nomenclatura de los numerales de Stock, las otras dos siguen utilizándose en forma bastante frecuente y es necesario que sepan manejar las tres nomenclaturas . La nomenclatura clásica establece que si un metal posee un solo Nro de oxidación deberán decir “óxido de” y a continuación indicarán el nombre del metal. De esta manera los tres primeros óxidos que les expliqué ( y en los cuales el metal tiene sólo 1 Nro de oxidación ) se llamarán: 3 Na2O: Oxido de sodio CaO : Oxido de calcio Al2O3: Oxido de aluminio Si el metal posee 2 Nros de oxidación se asigna la terminación oso al óxido de menor Nro de oxidación y la terminación ico al de mayor Nro de oxidación. De esta manera para los dos óxidos del Fe tendremos: FeO: Oxido ferroso Fe2O3: Oxido férrico Tengan en cuenta que las terminaciones oso e ico se utilizan asociadas al símbolo del elemento – el cual deriva generalmente del nombre del elemento en Latín – y no al nombre Castellano. A continuación les indico aquellos casos que les pueden causar dificultad: Cobre(Cu): cuproso – cúprico Oro(Au) : auroso – áurico Plomo: plumboso – plúmbico Estaño(Sn): estannoso - estánnico Antes de que pregunten: ¿Y si el metal tiene más de 2 Nros de oxidación?, vean la tabla de Nros de oxidación y verán que dicha situación NO EXISTE. La nomenclatura de las atomicidades establece que para nombrar a un óxido se debe tener en cuenta el número de átomos de cada elemento mediante los prefijos mono, di, tri,penta y hepta. Así, el Na2O se denomina: monóxido de di sodio (pues hay 1 átomo de O y 2 de Na). Para los restantes tendremos CaO: monóxido de calcio ( NO “mono calcio”). Al2O3: trióxido de di aluminio FeO: monóxido de hierro Fe2O3: trióxido de di hierro La nomenclatura de los numerales de Stock establece que para nombrar a un óxido dirán “óxido de”, a continuación va el nombre del metal y a continuación se escribe el número de oxidación que utilizó el metal en números romanos. ESTA NOMENCLATURA NO ES UTILIZADA SI EL METAL POSEE SOLO 1 NUMERO DE OXIDACION. 4 Así, para los dos óxidos del Fe tenemos: FeO: óxido de hierro II (pues el Fe utilizó el Nro de oxid. +2) Fe2O3: óxido de hierro III ( pues el Fe utilizó Nro de oxid. +3) Ecuaciones de obtención de óxidos básicos Para poder obtener en forma práctica un óxido básico es necesario hacer reaccionar químicamente a un metal con oxígeno. Por ejemplo calentando Magnesio con un mechero se observará que comienza a arder emitiendo una luz blanca y brillante (este proceso es el que tiene lugar en los bulbos de las cámaras fotográficas). Finalizada la reacción se obtendrá un sólido blanco con aspecto de ceniza: es óxido de magnesio que se formó al combinarse el magnesio con el oxígeno del aire. Esta reacción química puede representarse simbólicamente mediante una ecuación química a la cual llamamos “ecuación de obtención de un óxido básico” Las sustancias de las cuales partimos ( magnesio y oxígeno en nuestro ejemplo) reciben el nombre de reactivos y son escritas en el lado izquierdo de la ecuación. La o las sustancias resultantes de la reacción (óxido de magnesio en nuestro ejemplo) reciben el nombre de productos y son escritas en el lado derecho de la ecuación. Entre los reactivos y los productos se escribe una flecha. Antes de mostrarles cómo se escribe la ecuación de obtención del óxido de magnesio les comento que: ciertos elementos reciben el nombre de elementos diatómicos pues sus moléculas están formadas por 2 átomos y deben entonces llevar el subíndice 2. Estos elementos son: F2, Cl2, Br2, I2, O2, H2 y N2. ¡JAMAS OLVIDEN ESTO CUANDO ESCRIBAN UNA ECUACION QUIMICA!!!! Ahora sí, vamos a la ecuación de obtención del óxido de magnesio: Mg + O2 MgO reactivos producto Aclaración: la formula MgO salió de Mg+2 O-2 MgO 5 Observando la ecuación y contando el número de átomos verán que del lado izquierdo hay 2 átomos de O y del lado derecho sólo hay 1. Esto significa que la ecuación no está equilibrada, es decir que una ecuación química estará equilibrada cuando tengamos el mismo número de átomos de cada elemento en ambos miembros de la ecuación. Esto es consecuencia de la Ley de la conservación de la masa que establece que en todo proceso físico o químico, la masa total permanece constante (exceptuando a las reacciones nucleares). Para equilibrar una ecuación química se deben colocar números adelante de las sustancias, siendo ésta la única opción válida. Como tenemos 2 átomos de oxígeno del lado izquierdo y sólo 1 del lado derecho, colocamos un 2 adelante del MgO, o sea: Mg + O2 2 MgO Pero ese 2 afecta al O y también al Mg (es como si aplicaran la propiedad distributiva) o sea que ahora debemos lograr que también queden 2 átomos de Mg del lado izquierdo y para ello colocamos un 2 adelante del Mg, o sea: 2 Mg + O2 2 MgO Antes de que digan: pero cómo, ¿ese 2 no afecta también al O2?, les contesto: “No, pues hay un signo + separando”. ¿Está claro?. ¡Sí!!!!!!!!! Por último les aclaro que los números que colocan para equilibrar una ecuación representan el número de moléculas de cada sustancia. Para el ejemplo anterior tenemos 2 moléculas de Mg que reaccionan con 1 molécula de O2 (¿entienden porqué digo una?) produciendo 2 moléculas de MgO. Veamos otro ejemplo: la ecuación de obtención del óxido de sodio (Na+1 O-2 Na 2 O ) Primero escriben: Na + O2 Na2O Luego, para igualar el número de átomos de oxígeno escriben: Na + O2 2 Na2O Ahora dicen: Oh!!, han quedado 4 átomos de Na, entonces dicen: Ah!!!!!!, debo colocar un 4 adelante del Na, o sea: 4 Na + O2 2 Na2O Y yo les digo: ¡TE FELICITO!!!!!!!!!!!!!!!!!! 6 Oxidos ácidos Provienen de la combinación entre un NO METAL y OXIGENO. La forma de deducir las fórmulas de los óxidos ácidos, sus nomenclaturas y sus ecuaciones de obtención son similares las de óxidos básicos. Por lo tanto haré sólo algunos comentarios: Al observar la tabla de Nros de oxidación verán que los no metales tienen Nros de oxidación positivos y sólo uno negativo, pero al unir un no metal al O no podrán utilizar el Nro de oxidación negativo. Les dejo a ustedes la grata tarea de pensar por qué ( ¡es muy fácil!). También verán que hay tres no metales que poseen 4 Nros de oxidación positivos (Cl,Br y I). ¿Cómo utilizan la nomenclatura clásica en estos casos? Así: Anteponiendo el prefijo HIPO al oxido de Nro de oxidación más pequeño. Anteponiendo el prefijo PER al oxido de Nro de oxidación más grande. Dejando sólo oso e ico en los dos Nros de oxidación intermedios. +1: Cl+1 O-2 Cl2O: óxido hipocloroso Ejemplo: Cl +3: Cl+3 O-2 Cl2O3: óxido cloroso +5: Cl+5 O-2 Cl2O5: óxido clórico +7: Cl+7 O-2 Cl2O7: óxido perclórico Las otras dos nomenclaturas se utilizan sin ningún cambio. Por ejemplo el CL2O7 puede ser nombrado como heptóxido de di cloro o como óxido de cloro VII Hidróxidos o bases Están formados por un METAL unido al grupo OXIDRILO: (OH)-1. El grupo oxidrilo está formado por un átomo de O y uno de H y su Nro de oxidación surge como resultado de los Nros de oxidación de estos dos elementos ( -2+1 = -1). Tomemos como primer ejemplo el Fe: +2: Fe+2 (OH)-1 Fe(OH)2 : Hidróxido ferroso. o Hidróxido de hierro II. Fe +3: Fe+3(OH)-1 Fe(OH)3: Hidróxido férrico 7 o Hidróxido de hierro III . Consideremos ahora la plata: Ag+1: Ag(OH): Hidróxido de plata Observen que la nomenclatura de las atomicidades no se utiliza para nombrar a los hidróxidos . ACIDOS Existen 2 tipos de ácidos: a) OXACIDOS b) HIDRACIDOS Oxácidos Son compuestos ternarios formados por HIDROGENO, UN NO METAL y OXIGENO; abreviadamente: H-noM-O (siempre deben ir en ese orden). Para escribir la fórmula molecular de un oxácido debemos tener en cuenta si EL Nro DE OXIDACION DEL NO METAL ES PAR O IMPAR. Si el Nro de oxid. es PAR diprótico”) El ácido contiene 2 átomos de H (“ácido El ácido contiene 1 átomo de H (“ácido Si el Nro de oxid. es IMPAR monoprótico”). +4 Veamos un ejemplo del primer caso: S +6 Para el primer caso escriben: H+1S+4 O-2. Por ser +4 un Nro par, el ácido contendrpa 2 átomos de H y por lo tanto colocan el subíndice 2 al H: H2+1S+4 O-2 Al sumar los números positivos se encuentran con la siguiente situación: +1x2+4 = +6. 8 Por lo tanto para lograr que la suma sea igual a cero deben colocar un 3 debajo del O: H2+1S+4 O-23 pues de esta manera la suma queda así: +1x2 +4+(-2)x3 = 0 De esta manera llegamos a la conclusión de que la fórmula es: H2SO3 (A) Para el segundo caso tenemos: H2+1S+6 O-2 y razonando como antes llegan a : H2SO4 (B) Veamos un ejemplo del segundo caso: +3: H+1N+3 O2-2 HNO2 (C) +5: H+1N+5 O3-2 HNO3 (D) N Nomenclatura de oxácidos Para nombrar a un oxácido suelen utilizarse 2 nomenclaturas: a) Nomenclatura clásica: se utilizan las terminaciones oso e ico y se antepone la palabra ácido. Así el compuesto (A) se denomina: Acido sulfuroso y el (B ): Acido sulfúrico El (C): Acido nitroso El (D): Acido nítrico b) Nomenclatura de Stock: Se coloca la terminación ATO al nombre del no metal, a continuación se coloca con números romanos el Nro de oxidación que utilizó el no metal y luego se escribe “de hidrógeno”. Así, el compuesto (A) se denomina: Sulfato IV de hidrógeno, el (B): Sulfato VI de hidrógeno, el (C): Nitrato III de hidrógeno y el (D): Nitrato V de hidrógeno Casos especiales de oxácidos Los constituyen los siguientes elementos: P, As y Sb, los cuales generan ácidos tripróticos y el Si, que genera un ácido tetraprótico. En realidad el caso más importante es el del P y se lo explicaré yo en clase. Veremos ahora el otro caso B de ácidos: Hidrácidos Son compuestos binarios formados por H y alguno de los siguientes no metales: F, Cl, Br, I y S. En este tipo de ácidos el no metal SOLO UTILIZA LOS NUMEROS DE OXIDACION NEGATIVOS. Se nombran con la terminación HIDRICO o con la terminación URO. Por ejemplo, para el F tendremos: H+1F-1 hidrógeno. HF Acido fluorhídrico o fluoruro de 9 Para el Cl: H+1Cl-1 HCl Acido clorhídrico o cloruro de hidrógeno Completen ustedes: Para el Br: ....................................................................................................................... Para el I: ............................................................................................................................ Para el S: .......................................................................................................................... Recordar que a diferencia de los oxácidos, los hidrácidos no contienen oxígeno. SALES Una de las formas más usuales de obtener una sal es hacer reaccionar un ácido con una base. En este proceso además de obtenerse una sal se obtiene también agua, o sea: ACIDO + BASE SAL + H2O En este proceso: el ácido pierde sus hidrógenos (H), la base pierde sus oxidrilos (OH) y éstos se combinan entre sí formando H2O ( H + OH = H2O) Por lo tanto para obtener una sal SEGUIRAN LOS SIGUIENTES PASOS ( ¡a medida de que leen cada paso, vayan comparándolo con el ejemplo que explico más abajo!!!!! ) 1. Escriben la fórmula del ácido y le quitan los hidrógenos. Obtienen así el denominado RESTO ACIDO cuyo Nro de oxidación es igual al Nro de hidrógenos eliminados con signo negativo. (¡VEAN EL EJEMPLO! 2. Escriben la fórmula del hidróxido o base y le quitan los oxidrilos. Obtienen así el denominado RESTO BASICO cuyo Nro de oxidación es igual al Nro de oxidrilos eliminados con signo positivo. (VEAN EL EJEMPLO) 3. Unen el resto básico al resto ácido de manera tal que la suma de los Nros de oxidación sea igual a cero. (VEAN EL EJEMPLO........) 4. Arman la ecuación de obtención de la sal y la equilibran. (VEAN EL...............) Les muestro en el siguiente ejemplo: Supongamos que queremos efectuar la siguiente combinación: 10 Acido sulfuroso + Hidróxido férrico: 1er paso: H2+1S+4 O4-2 H2SO3 (SO3)-2 Este es el resto ácido 2do paso: Fe+3 (OH)-1 Fe(OH)3 Fe+3 Este es el resto básico 3er paso: Fe+3 (SO3)-2 Observen que para lograr que la suma de los Nros de oxidación sea igual a cero deben colocar un 2 debajo del Fe+3 y un 3 debajo del (SO3)-2, o sea: Fe2+3(SO3)3-2 (Observen!!: +3x2 + (-2)x3 = 0). Entonces la fórmula de la sal es: Fe2(SO3)3 4to paso: arman la ecuación de obtención de la sal: H2SO3 + Fe(OH)3 Fe2(SO3)3 + H2O LAMENTABLEMENTE debo decirles que aún no se terminó vuestro calvario, pues aún no hemos equilibrado la ecuación. Para ello utilizarán la siguiente REGLA PRÁCTICA: Colocar el subíndice del resto ácido (o sea el 3 de afuera del paréntesis en nuestro ejemplo) adelante del ácido. (vean las flechas que marqué más abajo) Colocar el subíndice del resto básico (el 2 del Fe en nuestro ejemplo) adelante del hidróxido. (¡vean las flechas!) Contar cuántos hidrógenos hay, contando tanto los H del ácido como los de la base. Colocar adelante del H2O el número adecuado para que quede el mismo Nro de H que en el lado izquierdo. Volviendo a nuestro ejemplo: 3 H2SO3 + 2 Fe(OH)3 Fe2(SO3)3 + 6 H2O Nro de H: 3x2 (del ácido) + 2x3 (de la base) = 12 y por eso coloqué un 6 adelante del H2O Bueno, ¿listo?..........!NOOOOOO!!!!!!!. Falta que nombremos a la sal. 11 Sólo veremos la nomenclatura clásica, la cual establece que: se cambia la terminación oso del ácido por ito, la terminación ico por ato y la terminación hídrico por uro. Así: Si una sal proviene del ácido nitroso, se llamará nitrito. Si proviene del ácido nítrico, se llamará nitrato. Si proviene del ácido clorhídrico se llamará cloruro. El hidróxido no cambia su terminación. Así, la sal de nuestro ejemplo, o sea Fe2(SO3)3 se llama sulfito férrico. REACCIONES DE OXIDACIÓN – REDUCCIÓN Introducción Una reacción de oxidación – reducción, la cual suele ser denominada como reacción redox, es aquella en la cual se produce una variación en el valor del número de oxidación de al menos dos de los elementos que intervienen en dicha reacción. Del elemento que aumenta su número de oxidación diremos que se ha oxidado; de aquél que disminuye su número de oxidación diremos que se ha reducido. Toda oxidación implica una pérdida de electrones así como toda reducción implica una ganancia de electrones. Es por ello que en las reacciones redox se produce una transferencia de electrones desde el elemento que se oxida hacia el que se reduce. Se genera de esta manera una corriente eléctrica tal como ocurre en las pilas o baterías que se utilizan para ciertos artefactos eléctricos como las radios , calculadoras y relojes. Estamos entonces en presencia de una transformación de energía: la energía química almacenada en las moléculas de los reactivos, se transforma en energía eléctrica. Para poder comprender este tipo de reacciones es necesario tener en cuenta las siguientes: Reglas para determinar números de oxidación 1) El número de oxidación del O combinado es – 2 , excepto en los peróxidos, en los cuales es – 1 . El número de oxidación del H combinado es + 1 , excepto en los hidruros metálicos, en los cuales es – 1 . 2) El número de oxidación de un elemento en estado libre es = 0. 12 3) La suma de los números de oxidación de los elementos que componen a una molécula es = 0. 4) El número de oxidación de los metales es siempre positivo. Es necesario que el alumno memorice los siguientes, por tratarse de metales que aparecen muy frecuentemente en las reacciones redox: Li, Na, K y Ag = +1 ; Be, Ca, Mg y Zn = +2 ; Al = +3. 5) Cuando el F, Cl, Br y I forman parte de un compuesto que no contiene oxígeno, su número de oxidación es = - 1 . En las mismas condiciones, el número de oxidación del S es = - 2. Método del ión-electrón para balancear reacciones redox Consta de los siguientes pasos: 1) Se determinan los números de oxidación de todos los elementos presentes en la reacción para ver cuál se oxidó y cuál se redujo. 2) Se escribe la ecuación en forma disociada o ionizada; es necesario tener en cuenta que los óxidos y los elementos en estado libre no se disocian. Si bien todo esto será aclarado en clase, les adelanto lo siguiente: disociar (o ionizar) significa “dividir” a una molécula en dos iones: uno con carga positiva (catión) y el otro con carga negativa (anión). Cuando una molécula que contiene O se disocia, los átomos de oxígeno nunca se “separaran sólos” (¡ya les aclararé en clase qué es lo que quiero decir con esto!!!!!!.............PACIENCIA!!!). 3) Se escriben las denominadas hemiecuaciones de oxidación y de reducción; en ellas SOLO DEBE APARECER EL ELEMENTO QUE SE OXIDO Y EL QUE SE REDUJO Y SE ESCRIBEN TAL COMO ESTABAN EN LA ECUACIÓN DISOCIADA. (No tener en cuenta esto último es motivo de grandes errores al querer balancear la ecuación. ¡Por eso exageré tanto!!!!!!). 4) Tanto en la hemiecuación de oxidación como en la de reducción se procede a: a) Igualar número de átomos: en este paso, cuando sea necesario igualar átomos de O, se procede así: i) si la reacción ocurre en medio ácido, deben sumar el número adecuado de moléculas de H2O del lado donde falten átomos de O, y del lado contrario suman el número adecuado de cationes hidrógeno (H+). ii) si la reacción ocurre en medio básico, del lado donde falten átomos de O suman el doble de oxidrilos (OH-), y del lado contrario suman la mitad de moléculas de H2O. (Esperen a que les explique un ejemplo.............................). b) Igualar cargas eléctricas: para ello suman electrones (e-) del lado derecho en la hemiecuación de oxidación, y del lado izquierdo en la hemiecuación de reducción. (Insisto: tengan paciencia hasta que les explique un ejemplo!!!) 5) Proceden a sumar ambas hemiecuaciones, habiendo igualado previamente el 13 número de electrones de ambas hemiecuaciones. Entonces, en base a los coeficientes numéricos obtenidos, se balancea la ecuación inicial (es conveniente balancear primero del lado derecho........). ACTIVIDADES 1.- Para los siguientes metales y para todos sus Nros de oxidación, formular y nombrar por todas las formas posibles a sus óxidos: K-Cu-Au-Hg-Pb-Zn-Ag-Sn-Ni--Mg 2.- Escribir las ecuaciones de obtención de los óxidos del ejercicio anterior 1 3.- Escribir las fórmulas, las ecuaciones de obtención y nombrar por todas las formas posibles a los óxidos de los siguientes elementos: S, N, C, P, Br, I. 4.- Formular y nombrar los hidróxidos de los siguientes metales: Au-Ni-K-Na—Pb 5.- Formular y nombrar por todas las formas posibles a los oxácidos de los siguientes elementos: Cl-Br-I-C 6.-Obtener las sales correspondientes a las siguientes combinaciones y nombrarlas por las dos nomenclaturas posibles. a) b) c) d) e) f) g) h) i) j) k) l) m) n) o) p) q) r) Acido nítrico + Hidróxido de calcio Acido sulfuroso + Hidróxido de aluminio Acido carbónico + Hidróxido férrico Acido hipocloroso + Hidróxido plúmbico Acido periódico + Hidróxido niqueloso Acido fosfórico + Hidróxido de calcio Acido clorhídrico + Hidróxido de potasio Acido bromhídrico + Hidróxido áurico Acido sulfhídrico + Hidróxido mercurioso Acido fluorhídrico + Hidróxido estannoso Acido cloroso + Hidróxido auroso Acido sulfúrico + Hidróxido cobaltoso Acido sulfuroso + Hidróxido de cinc Acido hipobromoso + Hidróxido mercúrico Acido clorhídrico + Hidróxido de plata Acido nítrico + Hidróxido férrico Acido fosforoso + Hidróxido plumboso Acido clorhídrico + Hidróxido de sodio 7) Determinar cuáles de las siguientes ecuaciones corresponden a reacciones redox. En las que lo sean indicar qué elemento se oxida, cuál se reduce, cuál es el agente oxidante y cuál el agente reductor. 14 a) b) c) d) e) f) g) h) i) Zn + HCl ZnCl2 + H2 K2CrO4 + AgNO3 Ag2CrO4 + KNO3 KClO3 + I2 + H2O KCl + HIO3 MnO2 + HCl MnCl2 + Cl2 + H2O Br2 + H2O HBrO + HBr Al2O3 + H2 Al + H2O KI + KIO3 + HCl I2 + H2O + KCl Cu + HNO3 Cu(NO3)2 + NO2 + H2O KI + H2SO4 K2SO4 + SO2 + I2 + H2O 8) Escribir las ecuaciones del ejercicio Nro 1 en forma disociada ( “Ionización o disociación en solución acuosa”). 9) Balancear las siguientes reacciones que se producen en medio ácido, por el método del ión-electrón. a) b) c) d) e) KIO4 + MnCl2 + H2O + KCl KMnO4 + KIO3 + HCl HBrO3 + HBr Br2 + H2O NaClO4 + Te NaClO3 + TeO2 HNO2 + H2SO3 H2SO4 + NO + H2O As2O3 + HNO3 + H2O H3AsO4 + NO 10) Balancear las siguientes reacciones, que se producen en medio básico, por el método del ión-electrón. a) Ni + KClO4 + H2O + KCl NiCl2 + KClO3 + KOH b) Ti + O2 + H2O Ti(OH)4 c) KBrO2 + Cd + H2O + KCl KBr + CdCl2 + KOH d) K2CrO4 + H2 + H2O + KCl KOH + CrCl3 e) KClO3 + CoCl2 + H2O + KCl KOH + CoCl3 11) Balancear las siguientes reacciones por el método del ión-electrón a) KClO2 + NO Cl2 + KNO3 b) KIO3 + H2O + As + KCl I2 + KAsO2 + HCl c) NaClO3 + H2 NaClO2 + H2O d) NO + Zn + HCl N2O + H2O + ZnCl2 e) HNO2 + H2SO3 NO + H2O + H2SO4 f) KClO3 + CrCl3 + KOH K2CrO4 + H2O + KCl Respuestas de las actividades 1) Fórmula K2O Nom. Clásica Óxido de potasio Nom. Atomicidades Monóxido de di Nom. Stock __________ 15 Cu2O Óxido cuproso CuO Au2O Au2O3 Hg2O Oxido cúprico Oxido auroso Oxido aúrico Oxido mercurioso HgO Oxido mercúrico PbO Oxido plumboso PbO2 ZnO Ag2O Oxido plúmbico Oxido de cinc Oxido de plata SnO Oxido estannoso SnO2 NiO Oxido estánnico Oxido niqueloso Ni2O3 Oxido niquélico Mg Oxido de magnesio potasio Monóxido de di cobre Monóxido de cobre Monóxido de di oro Trióxido de di oro Monóxido de di mercurio Monóxido de mercurio Monóxido de plomo Dióxido de plomo Monóxido de cinc Monóxido de di plata Monóxido de estaño Dióxido de estaño Monóxido de níquel Trióxido de di níquel Monóxido de magne Óxido de cobre I Oxido de cobre II Oxido de oro I Oxido de oro III Oxido de mercurio I Oxido de mercurio II Oxido de plomo II Oxido de plomo IV -------------__________ Oxido de estaño II Oxido de estaño II Oxido de níquel II Oxido de níquel III _-------------- 2) 4 K + O2 → 2 K2O 4 Au + O2 → 2 Au2O 4 Au 3 O2 → 2 Au2O3 3) N2O3 Oxido nitroso / Trióxido de di nitrógeno/ Oxido de nitrógeno III 2N2 + 3 O2 → 2 N2O3 N2O5 Oxido nítrico / Pentóxido de di nitrógeno/ Oxido de nitrógeno V 2N2 + 5O2 → 2N2O5 4) Au (OH) Hidróxido auroso / Hidróxido de oro I Au (OH)3 Hidróxido áurico / Hidróxido de oro III 5) HIO HIO2 HIO3 HIO4 Acido hipoiodoso / Iodato I de hidrógeno Acido iodoso / Iodato III de hidrógeno Acido iodico / Iodato V de hidrógeno Acido periódico / Iodato VII de hidrógeno 6) a) 2 HNO3 + Ca (OH)2 → Ca (NO3)2 + 2 H2O Nitrato de calcio b) 3 H2CO3 + 2 Fe (OH)3 → Fe2(CO3)3 + 6 H2O Carbonato férrico 16 f) 2 H3PO4 + 3 Ca (OH)2 → Ca3 (PO4)2 + 6 H2O Fosfato de cacio r) HCl + NaOH → NaCl + H2O 9) a) 5,2,3,2,2,5,6 b) 1,5,3,3 c) 2,1,2,1 d) 2,1,1,2,1 e) 3,4,7,6,4 10) a) 1,1,1,2,1,1,2 b) 1,1,2,1 c) 1,2,2,4,1,2,4 d) 2,3,2,6,10,2 e) 1,6,3,5,6,6 11) a) 2,2,1,2 b) 6,2,10,4,3,10,4 c) 1,1,1,1 d) 2,1,2,1,1,1 e) 2,1,2,1,1 h) 1,2,10,2,5,7 NUMEROS DE OXIDACION MAS USUALES DE LOS PRINCIPALES ELEMENTOS METALES +1 : Na / Li / K / Ag +2 : Mg / Ca / Ba / Zn +1 y +3 : Au +3 : Al +1 y +2 : Cu / Hg +2 y +3 : Fe / Co / Ni +2 y +4 : Pb / Sn / Pt NO METALES -1 : F -1 y +1 : H -2 : O -1, +1, +3, +5 y +7 : Cl / Br / I -2, +4 y +6 : S -3, +3 y +5 -3 y +3 -4, +2 y +4 : N / P / As / Sb / Bi : B : Si / C 17 Casos especiales: Mn +2 y +4 como metal / +6 y +7 como no metal Cr +2 y +3 como metal / +6 como no metal ESTA TABLA SERA UTILIZADA POR EL ALUMNO EN LA RESOLUCION DE EJERCICIOS Y PARA LOS EXAMENES. POR LO TANTO NO PUEDEN REALIZAR EN LA MISMA NINGUN TIPO DE ANOTACION. 18