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Unidad III Química General- Introductorio-FCA-UNLZ

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Química General Introductorio

UNIDAD III: UNIONES QUÍMICAS Y

COMPUESTOS INORGÁNICOS

Facultad de Ciencias Agrarias

Universidad Nacional de Lomas de Zamora

2019


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QUÍMICA GENERAL

Docentes Integrantes del Curso

Alberto A. Nivio

María Cristina Gagey

Héctor R. Lacarra

Laura F. Doce

Adriana Astarita

Marta Badino

Pablo Marotta

Laura Trebucq

Ayelén Yerba

Judith Gorosito

AÑO: 2019


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CONTENIDOS

UNIDAD 3: UNIONES QUÍMICAS Y COMPUESTOS INORGÁNICOS

Concepto de número de oxidación. Uniones Químicas: Iónicas y Covalentes. Estructuras de

Lewis. Compuestos Químicos: Óxidos Básicos y Óxidos Ácidos, Hidruros, Hidróxidos, Ácidos.

Reacciones de Formación. Sales. Reacciones de Disociación electrolítica. Reacciones de

Neutralización.

Actividades:

Formulación de diferentes compuestos.

Nombrar y representar distintos tipos de Uniones.

Laboratorio: Reconocimiento de características ácidas y básicas de diferentes

sustancias y reacciones de neutralización.

BIBLIOGRAFÍA

Bibliografía Recomendada

Cátedra de Química General e Inorgánica. CURSO INTRODUCTORIO DE QUÍMICA. Apuntes

Teórico-Prácticos. Bs. As., 2016

Angelini M. y otros Temas de Química General. Buenos Aires, EUDEBA, 1994.

Biasioli-Weitz, Química Inorgánica, Kapeluz, Bs As.

Chang R. Química. McGraw-Hill. 7ª. Edición, 2002.

Fernández Serventi H., Química Inorgánica, Losada S.A., Bs. As.

Mautino J., Química Inorgánica, Stella, Bs As.

Milone. Química General e Inorgánica, Estrada, .Bs. As.


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UNIDAD 3: UNIONES QUÍMICAS.

COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS

ÍNDICE

Objetivos de la Unidad 5

Introducción 5

1. Uniones Químicas. Estructuras de Lewis 6

1.1. Uniones entre Átomos 8

1.1.1. Unión iónica 9

1.1.2. Unión covalente 10

1.1.3. Unión covalente dativa o coordinada 12

1.2. Polaridad de los enlaces en moléculas diatómicas 12

1.3. Unión metálica 14

2. Formulación Inorgánica 15

2.1. Número de Oxidación 16

2.2. Reglas del Número de Oxidación 17

3. Compuestos Binarios 17

3.1. Hidruros Iónicos y Metálicos 18

3.2. Hidruros Moleculares 19

3.3. Hidrácidos 20

3.4. Óxidos Básicos 20

3.5. Óxidos Ácidos 22

4. Compuestos Ternarios 25

4.1. Hidróxidos 25

4.2. Oxoácidos 26

4.3. Casos adicionales 28

5. Disociación Electrolítica 28

5.1. Disociación de Hidróxidos 28

5.2. Disociación de Ácidos 29

5.3. Formulación de los aniones 30

5.4. Casos especiales 31

6. Sales 32

6.1. Sales binarias 32

6.2. Oxosales 34

6.3. Disociación de sales en disolución acuosa 36

7. Reacciones de Neutralización 37

7.1. Indicadores 37

7.2. Concepto de pH 38

Objetivos de la Unidad


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OBJETIVOS

La lectura de esta unidad permitirá a los alumnos:

Identificar las uniones entre átomos.

Caracterizar las misma

Conocer la nomenclatura de los principales compuestos químicos.

Categorizar los distintos compuestos químicos.

INTRODUCCIÓN

En la unidad anterior vimos cómo a partir de las estructuras de los átomos podemos explicar

sus propiedades periódicas.

De la misma manera, podemos deducir las propiedades de las sustancias a partir del análisis

de la forma en que dichos átomos se unen entre sí para formar “agregados atómicos”, que

son energéticamente más estables que los átomos individuales.


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1. Uniones Químicas

Se define unión química como: “una fuerza que actúa entre dos o más átomos

con suficiente intensidad como para mantenerlos juntos, formando una especie con

propiedades medibles diferentes a las de los átomos aislados”.

¿A qué se debe el hecho de que prefieran unirse entre sí en lugar de permanecer aislados?

Cuando dos átomos se unen espontáneamente para formar una sustancia estable, se libera

energía. Esto significa que los átomos unidos forman un sistema energéticamente más

favorable (con menor contenido de energía) que el de los átomos aislados.

Es decir: “Cuando dos átomos se unen para formar un enlace estable, se libera

cierta cantidad de energía que se denomina energía de enlace”.

Para separar nuevamente los átomos, es decir, para romper la unión, se debe suministrar una

cantidad de energía de igual magnitud que la energía de enlace.

Actualmente sabemos que los átomos se unen a fin de alcanzar la configuración electrónica

más estable, que es la correspondiente a un gas inerte. Esta teoría fue propuesta por Gilbert

Lewis en 1916 enunciando la “teoría del octeto electrónico”

Cuando los átomos interactúan para formar un enlace o unión química, son los electrones

ubicados en sus regiones más externas los que intervienen en la formación de estos enlaces.

Para ello ganan o entregan electrones quedando con una órbita externa de ocho electrones.

Por esta razón, cuando se estudian los enlaces químicos se consideran sobre todo los

electrones de valencia, es decir los de la CEE.

Para distinguir los electrones de valencia y facilitar la representación de las uniones químicas,

se utiliza un sistema de representación desarrollado por Lewis. Un símbolo de puntos de

Lewis está formado por el símbolo del elemento y un punto por cada electrón de valencia (de

la CEE) en un átomo de dicho elemento (Figura 1).

FIGURA 1


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Ahora bien, antes de hablar de los diferentes tipos de uniones debemos revisar el concepto de

electronegatividad definido en la unidad anterior, que permite predecir qué tipo de unión

química se producirá:

“La electronegatividad es la capacidad relativa que tiene un átomo de atraer

hacia él los electrones de una unión química.”

Si bien se realizaron varios intentos para obtener una escala de electronegatividades, la más

conocida es la propuesta por Pauling en 1930. Éste adjudicó al flúor, el elemento más

electronegativo, una electronegatividad arbitraria de 4. El resto de valores se obtienen

basándose en el tipo de uniones entre los otros átomos y el flúor, es decir, por comparación

con este elemento (Figura 2).

FIGURA 2: Tablas de electronegatividades según Pauling.

(A)

Valores numéricos

(B) Columnas Comparativas.

A partir de la tabla de electronegatividades de Pauling podemos concluir que:

Los elementos menos electronegativos son el Cesio (Cs) y el Francio (Fr).


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El elemento más electronegativo es el flúor seguido por el oxígeno.

La electronegatividad dentro de la tabla periódica crece de izquierda a derecha y de abajo

hacia arriba.

Los elementos metálicos tienen las electronegatividades menores.

Los elementos no metálicos tienen las mayores electronegatividades.

Los metales de transición tienen electronegatividades intermedias.

1.1. Uniones entre Átomos

Teniendo en cuenta el concepto de electronegatividad, se pueden plantear tres posibilidades:

Los átomos de la unión poseen electronegatividades marcadamente diferentes.

Los átomos de la unión poseen electronegatividades altas y similares.

Los átomos de la unión poseen electronegatividades bajas y similares.

Experimentalmente se determinó que con una diferencia de electronegatividad

aproximadamente igual a 1,7 la unión tiene 50% de carácter iónico. Así adoptaremos el

siguiente criterio:

“Si la diferencia de electronegatividad entre los átomos que forman la

sustancia es mayor o igual a 1,7 la unión se considerará iónica; si esta diferencia es

menor a 1,7 y ambos átomos poseen electronegatividad elevada, el enlace será

considerado covalente”.*

* Debemos aclarar en este punto que en realidad en el rango de diferencia de EN entre 1,4 y 2

no hay reglas y hay casos donde si nos basamos en la regla general el compuesto debería ser

covalente, pero en realidad resulta iónico y viceversa.

Es importante destacar que la clasificación en unión iónica y covalente utilizando la diferencia

de electronegatividades es una herramienta didáctica para comprender más fácilmente el

concepto, pero en realidad existen compuestos que son iónicos (Ej: cuando se unen elementos

alcalinos con halógenos) y otros que son covalentes puros (Ej: cuando se unen átomos de no

metales formando sustancias simples) y entre estos dos extremos hay una gran variedad de


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sustancias en las que varía el porcentaje de unión iónica. Cuanto mayor sea la diferencia de

electronegatividades, diremos que mayor será el porcentaje de unión iónica o, directamente,

que la unión posee mayor carácter iónico.

1.1.1. Unión iónica

Este tipo de enlace ocurre entre átomos de elementos con electronegatividades muy diferentes

y su característica principal es que ocurre una transferencia de electrones desde un átomo a

otro formándose iones.

Veamos el ejemplo de la sal de mesa o cloruro de sodio, que está formada por cloro (EN =3,0)

y sodio (EN =0,9), por lo cual la diferencia de electronegatividad es 2,1 o sea que la unión es

iónica.

Pero ¿cómo se produce la unión? El átomo de sodio cede el electrón de su último nivel al cloro

(el cloro tiene la electronegatividad suficiente para arrancarle el electrón de valencia al sodio),

quedando ambos con configuración estable de 8 electrones y transformándose en iones, que al

tener cargas eléctricas de diferente signo, se atraen y permanecen unidos por fuerzas

electrostáticas muy intensas.

Como vimos anteriormente, la unión puede representarse en forma simplificada empleando los

símbolos de puntos de Lewis, es lo que se denomina comúnmente Estructuras de Lewis. En

la figura 4 podemos ver la interpretación de la figura 3 empleando la simbología de Lewis.

FIGURA 3:

La unión iónica “no” da lugar a la formación de moléculas, cada catión está rodeado de

varios aniones y viceversa formando redes tridimensionales de iones. Los cationes y aniones


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están ordenados regularmente dando origen a diferentes estructuras cristalinas, caracterizadas

por formas geométricas tales como: cúbica, octaédrica, etc.

Por consiguiente, la fórmula de una sustancia iónica solo indica la relación mínima existente

entre los átomos que forman la red cristalina. En el ejemplo del NaCl, dicha fórmula indica que

por cada átomo de cloro que se encuentra en la red, hay un átomo de sodio.

El enlace o unión iónica se debe a la fuerza electrostática por la cual los iones

en un compuesto iónico se atraen mutuamente.

FIGURA 5:

1.1.2. Unión covalente

La unión covalente se establece entre elementos de electronegatividad alta y similar,

generalmente no metales.

En este caso, ninguno de los átomos tiene la electronegatividad suficiente como para

“arrancarle” electrones al otro y por lo tanto, se ven obligados a compartir electrones de a

pares, dando lugar a la formación de moléculas.

Como ejemplo analizaremos la formación de la molécula de cloro (Cl2). Ésta posee dos átomos

de cloro, cada uno de los cuales necesita un electrón para estabilizarse. Como ambos tienen

igual electronegatividad, al aproximarse los dos átomos, los núcleos de cada uno atraen los

electrones asociados al otro núcleo, hasta que llega un momento en que ambos átomos están

tan próximos que ya no es posible saber con certeza cuáles son los electrones que pertenecían

a cada uno de ellos (Figura 6 A). La Figura 6 B muestra la estructura de Lewis de la molécula

de cloro.


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FIGURA 6:(A) Representación esquemática de dos átomos de cloro; (B) Estructura de Lewis

de la molécula de cloro

Como podemos ver en la estructura de Lewis correspondiente a esta unión se remarcan los

electrones que intervienen en la unión (2) o se los deja sólo en su forma electrónica (1).

En la Figura 7 mostramos otros ejemplos: (A) unión covalente entre el bromo y el oxígeno que

da lugar a la formación de la molécula Br2O (óxido de bromo (I)) y (B) unión entre el nitrógeno

y el oxígeno formando N2 O3 (óxido de nitrógeno (III))

FIGURA 7

Para simplificar, los pares de electrones compartidos se suelen representar mediante una línea,

resultando de esta representación las denominadas fórmulas desarrolladas. Así los ejemplos

anteriores quedarían:

Fórmula desarrollada Cl Cl Br O Br O N O N O

Fórmula química (Cl2) (Br2O) (N2O3)

En ambos ejemplos vemos que se

pueden llegar a compartir varios

pares de electrones, de acuerdo a las

necesidades de cada átomo.


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1.1.3. Unión covalente dativa o coordinada:

Todas las uniones en las que se comparten electrones reciben el nombre de covalentes pero en

algunos compuestos se observa otra forma de unión covalente, en la cual el par de

electrones de la uniones aportado por uno solo de los átomos. En estos casos el enlace

se denomina covalente dativo o coordinado.

Para comprender este tipo de enlace procederemos a analizar el caso del enlace entre el azufre

(S) y el oxígeno (O) en el dióxido de azufre (SO2).

En el dióxido de azufre uno de los pares de electrones libres del azufre es utilizado para la

unión de otro oxígeno. En este nuevo enlace los electrones de la unión son aportados sólo por

el azufre, formando así un enlace covalente dativo o coordinado (Figura 8).

Como podemos ver, así como en las uniones covalentes cada par de electrones compartido se

representa mediante una línea, los pares de electrones aportados por uno de los átomos en la

unión dativa se los representa por medio de una flecha que apunta siempre al átomo del

elemento al que se le aporta el par de electrones.

1.2. Polaridad de los enlaces en moléculas diatómicas

Dado que los elementos que forman la unión covalente pueden poseer electronegatividades

iguales o diferentes, se pueden formar uniones covalentes puras o no polares y covalentes

polares respectivamente.

En las uniones covalentes puras o no polares, el enlace se establece entre átomos iguales;

aquí los electrones de la unión están equidistantes de los núcleos y se comparten en forma

equitativa, o sea, los electrones pasan el mismo tiempo en la vecindad de cada átomo. Por

ejemplo, el Cl2, H2, O2, N2, etc.

Por otra parte, cuando los dos átomos son diferentes, tienen distinta electronegatividad y cada

uno de ellos atraerá los electrones con “fuerza” diferente. El más electronegativo los atrae más

fuertemente y hace que los electrones pasen más tiempo cerca de su núcleo. Se puede pensar


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en este comportamiento desigual como una transferencia parcial de electrones o un

desplazamiento de la densidad electrónica. Así los electrones compartidos estarán más cerca

de uno de los núcleos, generando una zona de densidad de carga negativa sobre éste y

positiva en el otro. Esto hará que la nube electrónica se distorsione.

Por ejemplo, en la unión del flúor (EN 4,0) y el hidrógeno (EN 2,1) los electrones compartidos

están cercanos al núcleo de flúor, originando sobre este átomo una densidad negativa y sobre

el otro, una positiva (Figura 10).

FIGURA 10:(A) Distribución electrónica en la molécula de HF. (B) Distorsión de la nube

electrónica.

Las cargas positivas y negativas son siempre iguales entre sí y menores a la carga de un

electrón. De acuerdo a lo visto, cuando en la molécula se establece una unión covalente polar,

el enlace se “polariza”, apareciendo zonas de carga eléctrica opuesta y se forma lo que se

denomina dipolo (Figura 11). El tamaño de un dipolo, o sea una medida de la magnitud de las

cargas parciales, se expresa como Momento dipolar, (μ).

FIGURA 11: Esquema de una molécula polar, dipolo de HCl

El momento dipolar es una magnitud vectorial (se representa a través de un vector), ya que

tiene intensidad (depende de la distancia entre las cargas + y- y de la magnitud de las

mismas), dirección y sentido de desplazamiento (de + a-).

En una molécula diatómica la polaridad está relacionada directamente con la diferencia de

electronegatividad entre los átomos, así la molécula será más polar cuanto mayor sea dicha

diferencia (μ ≠ 0, cuánto más polar es la unión, mayor será μ). Por lo tanto, en las uniones no

polares será μ = 0.

En el caso de moléculas poliatómicas la polaridad depende de la diferencia de

electronegatividad de cada unión y de su simetría. Esta cuestión se tratará más adelante,


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cuando determinemos la geometría molecular a través de la Teoría de Repulsión de Pares de

Electrones de Valencia (TRePEV).

1.3. Unión metálica

Cuando los átomos tienen baja electronegatividad y escasa energía de ionización, como es el

caso de los metales, no atraerán con fuerza sus electrones de valencia, esto hace que los

puedan perder fácilmente (Figura 12).

Así los electrones libres (deslocalizados) constituyen una nube o mar de electrones que rodea

los cationes metálicos. En esta nube los electrones se mueven libremente dejando de

pertenecer a un átomo determinado, de esta manera el metal está formado por un núcleo que

contiene los cationes metálicos de configuración electrónica estable rodeados por los

electrones con movimientos aleatorios (Figura 13).

FIGURA 13: Red metálica (Representación Didáctica)

Cationes metálicos

Electrones deslocalizados

Los electrones deslocalizados mantienen los cationes metálicos unidos muy fuertemente

formando un sólido de elevado punto de fusión.

Estos electrones deslocalizados son los responsables de las propiedades conductoras de

calor y electricidad que poseen todos los metales.

FIGURA 12:

Representación de átomos de aluminio

perdiendo sus electrones de valencia.

(Es una representación didáctica, no

responde a la realidad)


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COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS

2. Formulación Inorgánica

Nomenclatura de los Compuestos Químicos

Las combinaciones químicas de los elementos presentes en la naturaleza permitió obtener gran

número de sustancias, cada uno de ellas tiene un nombre que la identifica de las demás.

Muchos compuestos se nombraron en forma común o trivial antes de se conocieran sus

composiciones, por ejemplo: agua, cal, yeso, azúcar.

Con el avance de las investigaciones se pudo establecer su composición y propiedades las

cuales permitió agruparlas en familias, estableciendo así una SISTEMATIZACION de todas ellas

que nos permita facilitar su NOMENCLATURA.

La NOMENCLATURA SISTEMATIZADA o IUPAC (Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada) surge en 1921, cuando un grupo de químicos se reunieron por primera vez y

desarrollaron reglas para nombrar a los compuestos inorgánicos. Hoy debido a enorme

cantidad de compuestos orgánicos, también fueron sistematizados por esta nomenclatura.

Las fórmulas de las sustancias compuestas nos dicen claramente si el compuesto está formado

por átomos de un sólo elemento, de dos, tres o más; de acuerdo a esto podemos clasificarlas

en:

Compuestos Binarios cuando lo integran dos elementos diferentes.

Compuestos Ternarios si son tres elementos constituyentes.

Compuestos Poli-atómicos en el caso de que los elementos constituyentes sean más

de tres; esta diferenciación guarda también regular importancia en la NOMENCLATURA.

Para simplificar la tarea de asignar nombres a los compuestos es prudente agrupar a las

familias según contengan o no oxígeno:

Con Oxígeno

Óxidos, Hidróxidos, Ácidos oxigenados (oxoácidos) y Sales

oxigenadas (oxosales).


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Sin Oxígeno

Hidruros, Hidrácidos y Haluros o sales haloideas o binarias

De los criterios señalados se pueden agrupar las diferentes familias de compuestos inorgánicos

según el siguiente esquema general

No Metal

(X)

Metal

(Me)

Hidruros

Iónicos

y

Metálicos

(MeH)

Óxidos

Básicos

(MeO)

Hidruros

Moleculares

(XH)

Óxidos

Ácidos

(XO)

Hidróxidos

(MeOH)

Hidrácidos

(HX)

Oxoácidos

(HXO)

+ O2 +O2 + H2 + H2

en H2O + H2O + H2O

Sales Oxigenadas

u Oxosales

(MeXO)

Sales No Oxigenadas

o Sales Binarias

(MeX)

FORMULACIÓN INORGÁNICA

FORMULACIÓN INORGÁNICA


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2.1. Número de Oxidación

El número de oxidación se define como el número de electrones que cede,

gana o comparte un elemento en una unión química. Es la carga que se le asigna a un

átomo en un compuesto considerando a todas las uniones como iónicas. Es decir los números

de oxidación tienen valores positivos o negativos.

Están relacionados con la tendencia de un elemento de adquirir o ceder electrones para lograr

máxima estabilidad química, es decir, con su configuración electrónica.

Los elementos del grupo I tienen número de oxidación: +1.

Los elementos del grupo VII tienen número de oxidación: -1

Los números de oxidación tienen valores desde -4 hasta +7.

2.2. Reglas del Número de Oxidación

El número de oxidación de los elementos sin combinarse químicamente y de las sustancias

simples es cero. Ejemplo: Feº, Arº, F2º, Cl2º, P4º.

El número de oxidación del Oxígeno cuando está combinado es -2, excepción en los

peróxidos que es -1.

El número de oxidación del Hidrógeno es +1, excepción en los hidruros metálicos que es -1

La suma de los números de oxidación de los elementos multiplicada por su atomicidad en

un compuesto neutro es cero.

H2O H (+1), O (-2) suma: +1(2) + (-2) = 0

Aplicaremos las Reglas del Número de Oxidación para formular los diferentes compuestos

químicos.

3. Compuestos Binarios

Son aquellos que están formados por dos elementos, veremos especialmente

los metales y no metales que se combinan con el hidrógeno y con el oxígeno.


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3.1. Hidruros Iónicos y Metálicos (MeH)

Son combinaciones del hidrógeno (H) (actúa con número de oxidación -1) con los metales

(Me) (número de oxidación positivo).

Hay varias clasificaciones de hidruros, unos son hidruros iónicos también llamados salinos

(tienen el mismo comportamiento que las sales) de los grupos IA y IIA (bloque s) son sólidos

no conductores de la electricidad y los otros son los hidruros metálicos que son sólidos

conductores de la electricidad, pertenecientes a los metales de transición (bloque d) y tierras

raras (bloque f).

No todos los metales del bloque d forman hidruros, los elementos de transición de los grupos

7, 8, 9, 10, 11 y 12 (excepción Cu y Zn) no forman hidruros. Se llama “brecha de los hidruros”

Para formularlos se siguen las mismas reglas.

Se escribe primero el símbolo del metal Me (más electropositivo) y a continuación el

símbolo del hidrógeno H (más electronegativo)

Se escriben los números de oxidación de cada elemento y se escriben subíndices numéricos

cuando sea necesario para lograr que la suma de los números de oxidación sea cero.

+2 -1

Ca H CaH2 (colocamos el subíndice dos al hidrógeno para que la suma

de cero, el subíndice 1 del hidrógeno no se coloca).

Nomenclatura

Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia: Hidruro de Calcio (en este caso), Hidruro

de… (Nombre del elemento) en general si éste posee un solo número de oxidación

Si el metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Fe: +2, +3) según la nomenclatura

utilizada se pueden nombrar.

Nomenclatura tradicional

Para metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para el

menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación.

+2 -1

Fe H FeH2 Hidruro ferroso

+3 -1

Fe H FeH3 Hidruro férrico

Nomenclatura IUPAC (Numeral de Stock)

Según esta Nomenclatura se escribe entre paréntesis el número de oxidación del elemento en

números romanos


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FeH2 Hidruro de hierro (II)

FeH3 Hidruro de hierro (III)

3.2. Hidruros Moleculares (XH)

Son combinaciones del hidrógeno (H) (actúa con número de oxidación+1) con los metales

(X) (número de oxidación negativo). Lo no metales sólo presentan una opción de número

negativo y esa será la que usan en este tipo de unión.

Para nombrarlos se utiliza: no metal….uro de hidrógeno, para los elementos de los grupo VI y

VII (excepción agua)

-2 +1

S H SH2 sulfuro de hidrógeno

Para los elementos de los grupos IV y V en general se usan nombres tradicionales.

-3 +1

N H NH3 amoniaco

Fórmula Nombre Fórmula Nombre

B2H6 diborano H2O Agua

CH4 metano H2S Sulfuro de Hidrógeno

SiH4 silano H2Se Seleniuro de Hidrógeno

NH3 azano o amoníaco HF Fluoruro de Hidrógeno

PH3 fosfano o fosfina HCl Cloruro de Hidrógeno

AsH3 arsano o arsina HBr Bromuro de Hidrógeno

SbH3 estibano o estibina HI Ioduro de Hidrógeno

BrH, líquido transparente

amarillo, muy corrosivo


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3.3. Hidrácidos (HX)

Las disoluciones acuosas de los algunos hidruros no metálicos de los grupos VI y VII generan

soluciones ácidas por ello se los denominan hidrácidos, son ácidos no oxigenados. En ellos

el hidrógeno representa la parte más electropositiva (número de oxidación +1) por lo tanto,

los elementos con los que se combina actuarán con número de oxidación negativo.


Para nombrarlos se antepone la palabra ACIDO al no metal y se reemplaza su última vocal por

la terminación HIDRICO.

Nomenclatura IUPAC

Se nombran: no metal…uro de hidrógeno.

Ellos son:

Fórmula Nomenclatura

IUPAC

Nomenclatura

Tradicional

H2S Sulfuro de Hidrógeno Ácido sulfhídrico

H2Se Seleniuro de Hidrógeno Ácido selenhídrico

HF Fluoruro de Hidrógeno Ácido fluorhídrico

HCl Cloruro de Hidrógeno Ácido clorhídrico

HBr Bromuro de Hidrógeno Ácido bromhídrico

HI Ioduro de Hidrógeno Ácido yodhídrico

3.4. Óxidos Básicos (MeO)

Los óxidos básicos son combinaciones del oxígeno (con número de oxidación –2) con los

metales.

Para formularlos se siguen las mismas reglas:

Se escribe primero el símbolo del metal Me (más electropositivo) y a continuación el

símbolo del Oxígeno O (más electronegativo).

Se escriben los números de oxidación de cada elemento y se escriben subíndices numéricos

cuando sea necesario para lograr que la suma de los números de oxidación sea cero.

+2 -2

Ba O BaO (la suma de los números de oxidación da cero no hay

necesidad de agregar subíndices)


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+3 -2

Al O Al2O3 (Colocamos el subíndice tres al oxígeno y dos al aluminio

para que la suma de cero)

+4 -2

Ti O TiO2 (se debe colocar la relación mínima de átomos para formar

el óxido aunque hay excepciones)

Nomenclatura

Para nombrarlos se sigue la siguiente secuencia:

Si el metal posee un solo número de oxidación, (Ej: Ca, Ba, Na,..) se denominan: óxido

de… (Nombre del elemento). En el primer ejemplo: Oxido de Bario

Si el metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Ti: +3, +4) según la nomenclatura

utilizada se pueden nombrar:




+3 -2

Ti O Ti2O3 Óxido titanioso

+4 -2

Ti O TiO2 Óxido titánico



números romanos

Ti2O3 Óxido de titanio (III)

TiO2 Óxido de titanio (IV)

Cr2O3 Óxido de cromo (III),

El "verde de cromo" Cr2O3 es un pigmento que

se emplea, en pinturas esmaltadas y en la

coloración de vidrios.


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Metal Número

de

oxidación

Fórmula

del

Oxido

Nomenclatura

IUPAC

Nomenclatura

Tradicional

Fe (hierro) +3 Fe2O3 Óxido de hierro (III) Óxido férrico

Cu (cobre) +2 CuO Óxido de cobre (II) Óxido cúprico

Ni (níquel) +2 NiO Óxido de níquel (II) Óxido niqueloso

K (potasio) +1 K2O Óxido de potasio Óxido de potasio

Pb (plomo) +4 PbO2 Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico

3.5. Óxidos Ácidos(XO)

Los óxidos ácidos son combinaciones del oxígeno (con número de oxidación –2) con los no

metales.


Se escribe primero el símbolo del no metal X (más electropositivo, en estos compuestos el

no metal siempre utiliza los números de oxidación positivos) y a continuación el símbolo del

Oxígeno O (más electronegativo)

Se escriben los números de oxidación de cada elemento y se escriben subíndices

numéricos cuando sea necesario para lograr que la suma de los números de oxidación sea

cero.

+2 -2

C O CO (la suma de los números de oxidación ya da cero)

+5 -2

Cl O Cl2O5 (Colocamos el subíndice cinco al oxígeno y dos al cloro

para que la suma de cero).

Nomenclatura


Si el no metal posee un solo número de oxidación, (Ejemplo: Boro, Silicio) se denominan:

óxido de… (Nombre del elemento).

Si el no metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Cl: -1, +1, +3, +5, +7,) se

pueden nombrar de formas diferentes según la nomenclatura utilizada:


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Para no metales con dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para el


+3 -2

P O P2O3 Óxido fosforoso

+5 -2

P O P2O5 Óxido fosfórico

Para no metales con varios estados de oxidación es el caso del Cloro, Bromo, Yodo, se agregan

prefijos hipo y per a los óxidos de con número de oxidación inferior y superior

respectivamente.

Cl2O: óxido hipocloroso

Cl2O3: óxido cloroso

Cl2O5: óxido clórico

Cl2O7: óxido perclórico



números romanos

Cl2O3 Óxido de cloro (III)

SO2 Óxido de azufre (IV)

Nomenclatura IUPAC (Sistemática o Atomicidad)

Se nombran con la palabra óxido a la que se le antecede un prefijo que indica el número de

oxígenos presentes en el compuesto; y a continuación el no metal, con otro prefijo que indica

el número de átomos de ese elemento presentes en la fórmula.

Cl2O3 trióxido de dicloro

SO2 dióxido de azufre

Esta nomenclatura es la más adecuada para nombrar las diferentes formas en que se

presentan los óxidos.

El nitrógeno forma dos óxidos con número de oxidación +4:

NO2 dióxido de nitrógeno y N2O4 tetróxido de dinitrógeno.


24

Fórmula

del

Oxido

Nomenclatura

IUPAC

Atomicidad

Nomenclatura

IUPAC

Numeral de Stock

Nomenclatura

Tradicional

As2O3 trióxido de diarsénico Óxido de arsénico (III) óxido arsenioso

N2O5 pentóxido de dinitrógeno Óxido de nitrógeno (V) óxido nítrico

I2O7 heptóxido de diyodo Óxido de iodo (VII) óxido periódico

Br2O monóxido de dibromo Óxido de bromo (I) Óxido hipobromoso

SO3 trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Óxido sulfúrico

El dióxido de azufre (SO2), dióxido de nitrógeno

(NO2) y monóxido de carbono (CO), que

diariamente generan la industria, los automóviles

y diversas actividades, se concentran en el aire.

Los municipios del Estado de México, comenzaron

a aplicar políticas para detener la emisión de

contaminantes.


25

4. Compuestos Ternarios

4.1. Hidróxidos (MeOH)

Son compuestos que, en general, pueden obtenerse a partir de la combinación de los óxidos

básicos con el agua.

Su fórmula general es Me(OH)n, donde Me es el metal, OH-es el ion oxhidrilo y n número de

oxidación del metal.

La combinación del ion oxhidrilo o hidróxido (OH -) con diversos cationes metálicos dan como

producto estos compuestos también llamados bases o álcalis debido al carácter básico del ion

hidróxido (tendencia a reaccionar con iones hidrógeno para formar agua).

Para formularlos se siguen las mismas reglas.

Se escribe primero el símbolo del metal Me y a continuación el símbolo del Oxígeno O y el

Hidrógeno H. La unión covalente entre el Oxígeno y el Hidrógeno muy fuerte forma el anión

monovalente OH-

Se escribe el número de oxidación del metal y tantos grupos oxhidrilos como número de

oxidación tenga el metal así la suma de los números de oxidación dará cero.

Ca+2 OH-1 Ca(OH)2

Co+3OH-1 Co(OH)3

Nomenclatura

Para nombrar los hidróxidos IUPAC aconseja utilizar la nomenclatura de Stock o la

estequiométrica. La nomenclatura tradicional emplea las terminaciones oso, ico, si el metal

tuviera más de un numero de oxidación.

4.2.

Fórmula del

Hidróxido

Nomenclatura

IUPAC

Numeral de Stock

Nomenclatura

Tradicional

Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Hidróxido de calcio

Cu(OH) Hidróxido de cobre(I) Hidróxido cuproso

Cu(OH)2 Hidróxido de cobre(II) Hidróxido cúprico

Ti(OH)4 Hidróxido de titanio (IV) Hidróxido titánico


26

Oxoácidos (XOH)

Son compuestos con propiedades ácidas que contienen oxígeno en su molécula. En la que X

representa un no metal o metal de transición en un estado de oxidación elevado, el hidrógeno

actúa con estado de oxidación +1 y el oxígeno con número de oxidación -2.

Para formular correctamente un oxoácido habrá que conocer en primer lugar el estado de

oxidación del no metal X, si es un número impar, corresponderá un número impar de

hidrógenos.

En caso de que el estado de oxidación del no metal sea un número par, la cantidad de átomos

de hidrógeno también será par, en general será 2, esto es válido para oxoácidos sencillos.


Se escribe primero el símbolo del H y a continuación el símbolo del no metal X y luego el

Oxígeno O.

Se escribe el número de oxidación del oxígeno -2, es el único negativo, por lo tanto los

números de oxidación de H y X serán siempre positivos.

Sabiendo que la suma de los números de oxidación debe dar cero, el siguiente paso es

encontrar el valor del subíndice del oxígeno, y éste deberá ser tal que al multiplicar por –2

compense la sumatoria de números de oxidación positivos.

El cloro tiene varios números de oxidación usaremos para este ejemplo +3 que es

impar:

+1 +3 -2

H Cl O HClO2

Analizando: +1+3 = +4 significa que son necesarias 4 negativas, es decir 2 oxígenos

-2(2) =-4; la suma algebraica +4 + (-4) = 0

El azufre tiene varios números de oxidación usaremos para este ejemplo +6 que es par:

+1 +6 -2

H S O H2SO4

Analizando: debemos poner 2 hidrógenos para que sea par la suma de los números positivos

+1(2) + 6 = +8 significa que son necesarias 8 negativas, es decir 4 oxígenos

-2(4) =-8; la suma algebraica +8 + (-8) = 0


27

Nomenclatura

Para nombrarlos utilizaremos la nomenclatura tradicional admitida como correcta por la IUPAC

y también la nomenclatura de Stock.



Si el no metal posee un solo número de oxidación, (Ej: Boro, Silicio, Carbono) se

denominan: ácido… (nombre del elemento)…..ico.

H2CO3: ácido carbónico

Si el no metal posee dos estados de oxidación se los distingue empleando sufijos: oso para

el menor estado de oxidación; ico para el mayor estado de oxidación

H2SO3: ácido sulfuroso

H2SO4: ácido sulfúrico

Si el no metal posee más de un número de oxidación positivo, (Ej. Cl: +1, +3, +5, +7,) se

pueden nombrar utilizando los sufijos oso e ico y los prefijos hipo y per para los números de

oxidación más bajo y más alto respectivamente.

HClO: ácido hipocloroso

HClO2: ácido cloroso

HClO3: ácido clórico

HClO4: ácido perclórico


Según esta nomenclatura se escribe la raíz del nombre del elemento... ato (número de

oxidación del no metal entre paréntesis en número romano) de hidrógeno

HClO4: clorato (VII) de hidrogeno

No Metal Número

de

oxidación

Fórmula

del

Ácido

Nomenclatura

IUPAC

Numeral de Stock

Nomenclatura

Tradicional

Bromo +1 HBrO Bromato (I) de hidrógeno Ácido hipobromoso

Bromo +5 HBrO3 Bromato (V) de hidrógeno Ácido bromoso

Carbono +4 H2CO3 Carbonato (IV) de hidrógeno Ácido carbónico

Nitrógeno +3 HNO2 Nitrato (III) de hidrógeno Ácido nitroso

Nitrógeno +5 HNO3 Nitrato (V) de hidrógeno Ácido nítrico


28

4.3. Casos adicionales

Algunos óxidos ácidos tales como: los del fósforo, los óxidos ácidos de algunos elemento del

grupo VA, el SiO2 y el B2O3 reaccionan con el agua adicionando más de una molécula de agua

Se emplean los prefijos meta, piro y orto para designar los diferentes grados de hidratación

de los ácidos.

P2O5 + H2O 2 HPO3 ácido metafosfórico o metafosfato (V) de hidrógeno

P2O5 + 2 H2O H4P2O7 ácido pirofosfórico o pirofosfato (V) de hidrógeno

P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 ácido ortofosfórico u ortofosfato (V) de hidrógeno

B2O3 + H2O 2 HBO2 ácido metabórico o metaborato (III) de hidrógeno

B2O3 + 3H2O 2 HBO3 ácido ortobórico u ortoborato (III) de hidrógeno

5. Disociación Electrolítica

La teoría de “disociación electrolítica” fue propuesta por Svante Arrhenius en 1887 en base a

sus trabajos experimentales sobre ácidos, bases y sales en solución acuosa.

Según esta teoría estas sustancias cuando se disuelven en agua generan iones que son

capaces de conducir la corriente eléctrica (electrolitos).

5.1. Disociación de Hidróxidos

Los hidróxidos o bases son sustancias iónicas, por lo tanto al disolverse en agua los iones que

constituyen el cristal se separan, este fenómeno se denomina disociación.

El ácido nítrico HNO3 reacciona

violentamente con los metales

liberando NO2 gas de color rojo

parduzco responsable en gran medida

del smog fotoquímico


29

Na (OH) H2O Na+ + OH-

Ba (OH)2 H2O Ba2+ + 2 OH-

Es decir los hidróxidos en agua liberan cationes (iones metálicos) y grupos oxhidrilos.

Es especial el caso del amoniaco que siendo un hidruro no metálico en agua genera iones OH-

es decir comportamiento semejante al de los hidróxidos.

NH3 + H2O NH4+ + OH-

A estas sustancias que liberan OH – al disolverse en agua se las clasifica como bases.

Las soluciones básicas o alcalinas, tiñen de azul el papel de tornasol, son untuosas al tacto,

tiene sabor amargo.

Nomenclatura de los cationes

Para nombrarlos se debe tener en cuenta:

Si el catión proviene de un metal con un solo número de oxidación, (Ej: Ca, Al, Na,..) se

denominan: ion… (Nombre del elemento).

Al3+: ion aluminio

Zn2+: ion zinc

Si el catión proviene de un metal que posee más de un número de oxidación, (Ej. Ti: +3,

+4) según se utilice la nomenclatura tradicional o IPAC, se pueden nombrar:

Ti3+: ion titanioso, ion titanio (III)

Ti4+: ion titánico, ion titanio (IV)

5.2. Disociación de Ácidos

Los ácidos son sustancias moleculares, al disolverse en agua reaccionan con ésta generando

iones (se rompe la unión covalente entre el H y el no metal) hidrógeno y un anión.

En el caso de los hidrácidos:

HCl H2O H+ + Cl- (anión no oxigenado)


30

En el caso de los oxoácidos:

HNO3 H2O H+ + NO3- (anión oxigenado)

Las sustancias que en solución acuosa liberan iones hidrógeno H+ se la clasifica como ácidos.

Las soluciones ácidas tiñen de rojo el papel de tornasol, son agrias (como el limón), cuando

reaccionan con ciertos metales liberan gas hidrógeno.

5.3. Formulación de Aniones

Los aniones que provienen de hidrácidos como los de los oxoácidos se formulan de igual

forma, se escribe la fórmula del ácido del que proviene y luego se sustituyen tantas cargas

negativas como átomos de hidrógeno tiene el ácido.

Si el ácido es H2S significa que el anión tiene la fórmula: S2-

Si el ácido es H3PO4 significa que el anión tiene la fórmula: PO43-

Si el ácido es HClO3 significa que el anión tiene la fórmula: ClO31-

Nomenclatura de los aniones

Para nombrarlos hay que tener en cuenta si son aniones que provienen de hidrácidos o de

oxoácidos:

Los aniones que provienen de hidrácidos se nombran cambiando la terminación del nombre

del elemento por - uro - .

Cl-: ion cloruro; S2-: ion sulfuro

Los aniones que provienen de oxoácidos u oxoaniones se nombran según la nomenclatura

tradicional o IUPAC de forma diferente.


En estos casos se cambia las terminaciones oso e ico de los ácidos por ito y ato en los

aniones respectivamente, respetando los prefijos (meta, piro, orto) cuando los hubiere.

Ácido nitroso ion nitrito


31

Ácido nítrico ion nitrato

Ácido perclórico ion perclorato


Según esta Nomenclatura se escribe:

Ion…nombre del no metal, entre paréntesis el número de oxidación del no metol..ato

CO32-: ion carbonato (IV)

SO42-: ion sulfato (VI)

Fórmula

del

ácido

Nº de

oxidación

del no

metal

Fórmula

del anión

Nomenclatura

IUPAC

Numeral de Stock

Nomenclatura

Tradicional

HBr -1 Br- Ion cloruro Ion cloruro

H2Se -2 Se2- Ion seleniuro Ion seleniuro

H2SO3 +4 SO32- Ion sulfito Ion sulfato (IV)

H2SO4 +6 SO42- Ion sulfato Ion sulfato (VI)

H4SiO4 +4 SiO44- Ion ortosilicato Ion ortosilicato (IV)

HClO +1 ClO- Ion hipocloroso Ion clorato (I)

5.4. Casos especiales

Algunos aniones a pesar de no formar ácidos estables, si lo son las sales que éstos forman:

MnO42-: ion mangato o manganato (VI)

MnO4- : ion permangato o manganato (VII)

Ácidos Aniones (sales)

Prefijo Terminación Prefijo Terminación

----- uro ----- hídrico

hipo oso hipo ito

----- oso ----- ito

----- ico ----- ato

per ico per ato


32

Cr2O72-: ion dicromato o dicromato (VI)

CrO42- : ion cromato o VI ion cromato (VI)

6. Sales (MeX, MeXO)

Son compuestos iónicos que resultan de la combinación química de un catión (en general

metálico) con un anión. Si el anión proviene de un hidrácido se formaran sales binarias o no

oxigenadas, si el anión proviene de un oxoácido se formarán sales oxigenadas u oxosales.

6.1. Sales binarias (MeX)

En estos compuestos el anión es un no metal (proviene de los hidrácidos) que actúa con un

único estado de oxidación (negativo).

Para formularlas:

Se escribe primero el símbolo del catión y luego el anión.

Se agregan subíndices para lograr la electroneutralidad entre las cargas del anión y del

catión.

K+1 Cl-1 KCl

Fe+3 S-2 Fe2S3

Nomenclatura


Si el metal posee un solo número de oxidación, (Ej: Ca, Ba, Na, K...) se denominan:

…...uro de… (nombre del elemento), en cualquier nomenclatura.

Las soluciones ácidas tiñen de rojo el papel de

tornasol.

Las soluciones básicas o alcalinas, tiñen de

azul el papel de tornasol.


33

En el primer ejemplo: Cloruro de potasio

Si el metal posee más de un número de oxidación, (Ej. Pb: +2, +4) según la nomenclatura

utilizada se pueden nombrar.




+2 -2

Pb S PbS sulfuro plumboso

+4 -2

Pb S PbS2 sulfuro plúmbico


Según esta nomenclatura se escribe (entre paréntesis) el número de oxidación del elemento

en números romanos.

PbS sulfuro de plomo (II)

PbS2 sulfuro de plomo (IV)

Nomenclatura IUPAC (Atomicidad o Sistemática)

Utiliza prefijos: di, tri, etc., para indicar el subíndice del anión o del catión en la fórmula. Al

nombre del no metal se le añade el sufijo uro.

CoCl2 dicloruro de cobalto

CoCl3 tricloruro de cobalto

El cloruro cobalto (II) es un polvo cristalino azul que en presencia de agua asume diferentes

formas; entre ellas, la más estable tiene el aspecto de cristales rojo rubí. El cobalto cloruro se

utiliza como indicador de humedad.


34

Fórmula

de la sal

Nomenclatura

IUPAC

Numeral de Stock

Nomenclatura

IUPAC

Atomicidad

Nomenclatura

Tradicional

CaCl2 Cloruro de calcio Cloruro de calcio Cloruro de calcio

Au2S Sulfuro de oro (I) Sulfuro de dioro sulfuro auroso

Au2S3 Sulfuro de oro (III) Trisulfuro de dioro sulfuro aúrico

SnBr2 Bromuro de estaño (II) dibromuro de estaño Bromuro estannoso

SnBr4

Bromuro de estaño (IV) tetrabromuro de estaño Bromuro estánnico

6.2. Oxosales (MeXO)

Estos compuestos ternarios resultan de la combinación de un catión y un anión oxigenado u

oxoanión (oxoácido que perdió sus hidrógenos). Son compuestos iónicos.

Para formularlas debemos considerar que las sales son compuestos neutros entonces la suma

de las cargas de los cationes y aniones que la constituyen debe dar cero.

Ca2+SO42- CaSO4

Ni2+ PO43- Ni3(PO4)2


Se nombra primero el anión y luego el catión. En estos casos se utiliza las terminaciones ito y

ato de los aniones con el estado de oxidación inferior o superior respectivamente, respetando

CaSO4 (yeso)

Ni3 (PO4)2


35

los prefijos hipo y per si hubiera cuatro estados de oxidación y para aniones que provienen de

ácidos especiales los prefijos meta, piro y orto cuando los hubiere.

Luego, a continuación, se nombra el catión con las terminaciones oso e ico si tuviera dos

números de oxidación.

Co:+2, +3 (+3 es el mayor estado de oxidación del cobalto) le corresponde

terminación ico al catión.

S: +4, +6 (+4 es el menor estado de oxidación del azufre) le corresponde

terminación ito al anión.

+3 +4

Co (SO3)2- Co2(SO3)3 sulfito cobáltico

Fe: +2, +3 (+2 es el menor estado de oxidación del hierro) le corresponde

terminación oso al catión.

Cl: +1, +3, +5, +7 (+7 es el mayor estado de oxidación del azufre) le corresponde

el prefijo per y la terminación ato al anión.

+2 +7

Fe (ClO4)1- Fe(ClO4)2 perclorato ferroso


Según esta Nomenclatura se escribe:

El anión de acuerdo a la nomenclatura explicada y el catión con el número de oxidación entre

paréntesis y en números romanos. Nombrando los compuestos anteriores sería:

Co2(SO3)3 sulfato (VI) de cobalto (III)

Fe(ClO4)2 clorato (VII) de hierro (II)

KMnO4 manganato (VII) de potasio

La soluciones de KMnO4 manganato (VII) de

potasio o permanganato de potasio son muy

utilizadas en el laboratorio por ser un fuerte

agente oxidante.

También tiene propiedades desinfectantes y

desodorantes.


36

K: +1 un solo catión posible

Cu: +1,+2 dos cationes posibles

C: +4 un solo anión posible

Se: +4,+6 dos aniones posibles

Fórmula

de la sal

Nomenclatura

IUPAC

Numeral de Stock

Nomenclatura

Tradicional

K2CO3 Carbonato de potasio Carbonato de potasio

K2SeO3 Seleniato (IV) de potasio Selenito de potasio

K2SeO4 Seleniato (VI) de potasio Seleniato de potasio

Cu2SeO3 Seleniato (IV) de cobre (I) Selenito cuproso

CuSeO3 Seleniato (IV) de cobre(II) Selenito cúprico

Cu2SeO4 Seleniato (VI) de cobre (I) Seleniato cuproso

CuSeO4 Seleniato (VI) de cobre (II) Seleniato cúprico

K3PO4 Ortofosfato (V) de potasio Ortofosfato de potasio

6.3. Disociación de sales en disolución acuosa

Las sales, como los ácidos y las bases se comportan como electrolitos al disolverse en agua, es

decir generan aniones y cationes que pueden conducir la corriente eléctrica.

NaCl H2O Na1+ + Cl1-

Ca(ClO3)2 H2O Ca2+ + 2 ClO3

1-

Cada cátion Na+ y anión Cl- se rodean de

moléculas de agua (hidratación) que les permite

estar alejados unos de otros.


37

7. Reacciones de Neutralización

Las reacciones químicas en solución acuosa de una base o hidróxido con un ácido se

denominan reacciones de neutralización. La reacción que da origen a este nombre se debe a la

reacción fundamental en la cual un ión hidrógeno aportado por los ácidos reacciona con

un ion oxhidrilo aportado por los hidróxidos.

Hay una neutralización cuando se combinan todos los iones hidrógeno de un ácido con la

misma cantidad de iones oxhidrilos de una base para obtener agua y una sal neutra.

NaOH + HCl H2O NaCl + H2O

Ca(OH)2 + 2HNO3 H2O Ca(NO3)2 + 2H2O

7.1. Indicadores

Hay sustancias que nos permiten diferenciar los ácidos de las bases pues tienen la propiedad

de cambiar de color en presencia de estos cuando están en solución acuosa. Se los denomina

Indicadores ácido-base.

Indicador Color en medio ácido Color en medio alcalino

Papel de tornasol Rojo Azul

Heliantina Rojo Amarillo

Fenolftaleína incoloro fucsia

Hay indicadores naturales de origen vegetal (el papel de tornasol), los pétalos de las flores, la

remolacha, el repollo, y artificiales como la heliantina y la fenolftaleína. Muchos otros permiten

determinar con más precisión el grado de acidez o alcalinidad.

Indicadores ácido-base que poseen rango

de viraje de color a diferentes pH


38

7.2. Concepto de pH

Es un concepto introducido en 1909 por Sörensen para indicar en forma

sencilla la acidez o alcalinidad de una solución acuosa.

El pH del agua es 7 cuando la temperatura es de 25ºC

Si el pH es igual a 7 se dice que la solución es neutra, si es menor que 7 se dice que la

solución es ácida, si es mayor que 7 la solución es alcalina

Esta medida del pH está definida entre 0 y 14

Cuanto más bajo es el pH más ácida será la solución. Cuanto más alto el pH más alcalina o

básica será la solución.

Los pH de algunas soluciones son:

Solución pH

Acido estomacal 1,4

Jugo de limón 2,4

Vinagre 2,7

Soda 4,2

Orina 5,8

Leche 6,6

Sangre 7,4

Bicarbonato de sodio 9,2

Destapa cañerías 13,2

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