Repartido de Formulación y Nomenclatura Inorgánica
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Liceo Nº68 4º año QUÍMICA Profesor Ricardo Perna Repartido de Formulación y Nomenclatura Inorgánica Nociones Básicas: Las fórmulas y los nombres de las sustancias químicas hacen al lenguaje de la química, por lo cual debemos incorporar un conjunto de “reglas” que nos permitan acceder al mismo. Para formular un compuesto, es necesario asignar a los átomos de los elementos lo que se llama “número de oxidación”. Se denomina número de oxidación a la carga eléctrica (real o aparente) que adquiere un átomo si se le asignaran los electrones de enlace al átomo mas electronegativo. En la molécula de agua el átomo de Hidrógeno se une al átomo de Oxígeno mediante enlace covalente, lo cual se representa: .. H : O : H .. Como el átomo de Oxígeno es más electronegativo, los electrones del enlace se le asignan a este, quedando con n° de oxidación = -2 y el átomo de Hidrógeno con n° de oxidación +1. Dadas las siguientes representaciones: ...... .. .. : Cl : O : H ...... .. .. .. H : Cl : H .. H .. : H : N : H .. Asigne el n° de oxidación a cada uno de los átomos. Reglas para determinar el n° de oxidación de un elemento:
Para cada elemento puede figurar más de un n° de oxidación, lo que significa que cada átomo actuará con un determinado n° de oxidación según sea la especie y cantidad de átomos con que éste se encuentre enlazado. Una fórmula es un conjunto de símbolos y números que representan átomos enlazados que forman especies químicas estables. En cuanto a los números de oxidación ya hemos visto que figuran en la Tabla Periódica; se hará mención de aquellos que se utilizan con mayor asiduidad.
Cr: - para formar óxidos básicos: +2
Mn: - para formar óxidos básicos: +2, +3
N : - para formar amoníaco y amonio: -3
Ejercicio: Teniendo en cuenta el n° de oxidación de los elementos determina la fórmula de cada compuesto. Al F3 Mg O K 2 O Próximos términos a trabajar: COMPUESTOS: BINARIOS
TERNARIOS
CUATERNARIOS
COMPUESTOS BINARIOS ÓXIDOS BÁSICOS O METÁLICOS Resultan de la combinación de un metal con oxígeno. Son compuestos de acentuado carácter iónico. Reaccionan con agua produciendo bases o hidróxidos. Se formulan escribiendo primero el símbolo del metal seguido del símbolo del oxígeno y en la relación que permita que la suma de los números de oxidación resulte cero. Por ejemplo al combinarse sodio con n° de oxidación +1 y oxígeno con n° de oxidación –2, el compuesto obtenido tiene fórmula: Na2O Ejercicio: Escribe la fórmula de los óxidos que resultan de la combinación de oxígeno con: Potasio, Magnesio, Aluminio. Para nombrar estos compuestos se antepone las palabras óxido de... delante del nombre del metal. Entonces: Na2O es óxido de sodio. Ejercicio: Nombra los óxidos formulados anteriormente. En caso de que el metal tenga dos números de oxidación, forma dos óxidos diferentes y para nombrarlos existen diferentes reglas de nomenclatura:
Cu2O Óxido cuproso u Óxido de Cobre (I) CuO Óxido cúprico u Óxido de Cobre (II) Completa el siguiente cuadro:
ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS Resultan de la combinación de no metales y oxígeno, son compuestos de acentuado carácter covalente; reaccionan con agua produciendo ácidos. Para formular y nombrar estos compuestos se siguen las mismas reglas indicadas en óxidos básicos, con la diferencia que al nombrarlos utilizando las terminaciones oso e ico se antepone la palabra anhídrido. Por ejemplo: CO2 anhídrido carbónico, en el caso del cloro que tiene cuatro números de oxidación no es suficiente con las terminaciones oso e ico. Con el fin de diferenciarlos se utilizan además prefijos hipo (cuando actúa con el menor numero de oxidación) y per ( cuando actúa con el mayor numero de oxidación). Entonces: Cl2O anh. hipocloroso - Cl2O3 anh. Cloroso - Cl2O5 anh. Clórico – Cl2O7 anh. Perclórico Los halógenos Yodo y Bromo tienen menos nos de oxidación que el cloro, pero se nombran como si los tuvieran. Observe el cuadro:
Existe otro sistema de nomenclatura muy utilizado para estos compuestos, que consiste en utilizar prefijos de cantidad para indicar la atomicidad del elemento al formar estas sustancias. Por ejemplo CO2 dióxido de carbono. Un mismo compuesto puede recibir diferentes nombres según el sistema de nomenclatura utilizado. Son ejemplos: SO2 – Óxido de azufre (IV) – Dióxido de Azufre – Anhídrido Sulfuroso. SO3 – Óxido de Azufre (VI) – Trióxido de Azufre – Anhídrido Sulfúrico. Completa el cuadro:
Óxidos Neutros Resultan de la combinación de algunos no metales con oxígeno, son de carácter covalente y se caracterizan por no reaccionar con agua para formar ácidos. Son ejemplos: CO Óxido de Carbono (II) o Monóxido de Carbono. NO Óxido de Nitrógeno (II) o Monóxido de Nitrógeno. N2O Óxido de Nitrógeno (I) o Monóxido de Dinitrógeno. Óxidos Anfóteros Resulta de la combinación de algunos metales con oxígeno, son de carácter intermedio entre iónico y covalente. Estos compuestos se caracterizan por poseer un comportamiento ambiguo, pueden comportarse como un óxido básico o un óxido ácido, según con qué sustancia reaccionen. Son ejemplos ZnO óxido de Zinc y Al2O3 óxido de Aluminio. Hidruros Metálicos Formados por Hidrógeno con metales del grupo IA y IIA (excepto Be y Mg) son de carácter iónico. Para nombrar éstos compuestos se anteponen la palabra Hidruro de al nombre del Metal. Se formulan con Hidrógeno actuando con número de oxidación –1. Son ejemplos: NaH Hidruro de Sodio – KH Hidruro de Potasio – CaH2 Hidruro de Calcio Hidruros No Metálicos Compuestos formados por Hidrógeno y un No Metal. Son de carácter covalente y se presentan en estado gaseoso. En estos compuestos, el No Metal actúa con número de oxidación negativo y el Hidrógeno con +1. Se nombra primero al No Metal con el sufijo uro y a continuación de Hidrógeno. Por ejemplo: HF fluoruro de hidrógeno – HCl cloruro de hidrógeno – HBr bromuro de hidrógeno – HI yoduro de hidrógeno – H2S sulfuro de hidrógeno. Hidrácidos Los hidrácidos se forman cuando los hidruros no metálicos se disuelven en agua. Se nombran ácido y a continuación el nombre del no metal con el sufijo hídrico. Por ejemplo: HF ácido fluorhídrico – HCl ácido clorhídrico – HBr ácido bromhídrico – HI ácido iodhídrico – H2S ácido sulfhídrico. Completa el cuadro:
Sales Binarias Formadas por la combinación de un metal y un no metal. Son de carácter iónico. Para formularlas se escribe primero el símbolo del metal y luego el del no metal (halógeno o azufre con n° de oxidación negativo); Se completa escribiendo subíndices para que la suma de los números de oxidación resulte cero. Para nombrarlas se indica primero el nombre del no metal con la terminación uro seguido del nombre del metal (con la terminación correspondiente con su n° de oxidación). Ejemplo: NaCl cloruro de sodio – FeCl3 cloruro férrico. Completa el siguiente cuadro:
COMPUESTOS TERNARIOS Bases o Hidróxidos Son compuestos formados por Metal, Hidrógeno y Oxígeno. Para formular una base se escribe primero el símbolo del metal y a continuación oxidrilo OH- (entre paréntesis), al cual se le asigna un subíndice igual al n° de oxidación del metal, para que la suma de los números de oxidación resulte cero. Por ejemplo el Mg(OH)2; KOH; AL(OH)3. Se nombran aplicando las mismas reglas utilizadas para óxidos pero anteponiendo al nombre del metal la palabra hidróxido. Son ejemplos: Fe(OH)2 hidróxido ferroso o hidróxido de hierro (II) Fe(OH)3 hidróxido férrico o hidróxido de hierro (III) Como excepción citamos al NH4OH hidróxido de amonio; Se forma disolviendo amoníaco en agua. Completa el siguiente cuadro:
OXÁCIDOS Son compuestos formados Hidrógeno, No Metal y Oxígeno. Para formular un oxácido se deben tener en cuanta las siguientes reglas:
2 Para nombrar se aplican las reglas ya explicadas anteriormente, pero se antepone la palabra ácido al nombre del no metal con la terminación correspondiente. Ejemplo: H+1 N+3 O-22 Existen algunos ácidos con distinto grado de hidratación y se utilizan los siguientes prefijos para nombrarlos: ORTO – Se utiliza para indicar el máximo grado de hidratación de una serie de ácidos del mismo elemento. Ejemplo: H3 PO4 ácido ortofosfórico. H3 BO3 ácido ortobórico. El uso de este prefijo no se ha extendido y es frecuente llamar a dichos ácidos ácido fosfórico y ácido bórico respectivamente. META – Se utiliza para designar al ácido formado por pérdida de una molécula de agua del ácido orto. Por ejemplo: HPO3 ácido metafosfórico. HBO2 ácido metabórico. Estas sustancias dan lugar a gran variedad de sales, por ejemplo los meta fosfatos. PIRO o DI – Se utiliza para designar un ácido formado por la asociación de dos moléculas de ácido, con la eliminación de una molécula de agua. Ejemplo: H2Cr2O7 ácido dicrómico. Completa el Cuadro:
ECUACIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas se producen cuando cambia la composición de la materia. A las sustancias presentes al inicio de la reacción se les denomina reactivos, a las sustancias que se producen se les denomina productos. Las ecuaciones químicas representan, mediante símbolos, la reacción: A + B C + D Los reactivos aparecen a la izquierda de la ecuación separados por el signo de (+). Los productos se hallan a la derecha también separados por el mismo signo. Una flecha, que se lee “produce”, separa los reactivos de los productos. El signo de (+) en reactivos se lee “reacciona” y en productos “y”. En las reacciones químicas se cumple la ley de conservación de la masa, la energía y los elementos químicos. Para que esto quede representado en la ecuación, se debe multiplicar las fórmulas por números (enteros o racionales) convenientes para que la cantidad de átomos de reactivos y en productos queden iguales, ahora se puede denominar ecuación química. A los números que se anteponen a las fórmulas se les denomina coeficientes estequiométricos. Cuando no aparece otro número se sobreentiende que es uno. Por ejemplo cuando se enciende una mezcla de hidrógeno y oxígeno gaseoso se produce agua líquida. Para representar con una ecuación este cambio químico se debe:
paréntesis el estado de agregación o variedad alotrópica de cada uno. gaseoso (g) – líquido (l) - sólido (s) – vapor (v) – grafito (Graf) H2(g) + O2(g) H2O (l) (sin igualar)
H2(g) + O2(g) 2H2O (l) (sin igualar) Este número indica que se producen dos moléculas de agua. Pero en esta cantidad hay dos átomos de oxígeno y cuatro de hidrógeno. Para igualar los átomos de hidrógeno se coloca el coeficiente 2 delante de la molécula de hidrógeno. 2H2(g) + O2(g) 2H2O (l) (igualada) Ahora podemos leer: dos moléculas de hidrógeno reaccionan con una molécula de oxígeno para producir dos moléculas de agua. También se puede leer utilizando la magnitud cantidad de sustancia (mol): dos moles de hidrógeno reacciona con un mol de oxígeno para formar dos mol de agua. Existen distintos tipos de reacciones, a continuación quedan presentadas las ecuaciones de síntesis u obtención. ECUACIONES DE OBTENCIÓN DE OXIDOS Se | |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
º de Oxígenos = Nº de hidrógenos + n° de oxidación del no-metal.
