Grado 10 C. QUIMICOS INORGANICOS

CARMELITAS MISIONERAS
PROVINCIA SANTA TERESA DEL NIÑO JESÚS
COLEGIO NUESTRA SEÑORA DEL CARMEN – PASTO
GUÍA DE AUTOGESTIÓN DEL APRENDIZAJE
NÚCLEO TEMÁTICO 1: EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA
PERIODO II
GUÍA A
ASIGNATURA: QUÍMICA
NOMBRE:
GRADO: DECIMO
FECHA: 01-06-16
ESTÁNDAR: adquiero habilidad en el manejo de la nomenclatura inorgánica y comprender y aplico los principios
de la estequiometria en la solución de problemas
NIVELES DE DESEMPEÑO:
Analiza, compara y nombra los compuestos inorgánicos según la
I.U.P.A.C y clasifica las reacciones químicas de acuerdo con sus
características
Determina las funciones químicas y grupos funcionales de los óxidos,
hidróxidos, ácidos y sales y equilibra ecuaciones por el método de tanteo
y REDOX identificando los agentes oxidante y reductor
Representa mediante ecuaciones la formación de compuestos
inorgánicos
INTERPRETATIVO
ARGUMENTATIVO
PROPOSITIVO
CONTENIDOS:
1. Nomenclatura química
2. Reacciones y ecuaciones químicas
3. Balanceo de ecuaciones
SITUACIÓN PROBLEMA.
REACCIONES QUÍMICAS DE LA FOTOSÍNTESIS Y LA RESPIRACIÓN
Una reacción química es un proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, se transforman en
otra u otras sustancias con propiedades diferentes, llamadas productos. En una reacción química, los enlaces
entre los átomos que forman los reactivos se rompen. Entonces, los átomos se reorganizan de otro modo,
formando nuevos enlaces y dando lugar a una o más sustancias diferentes a las iniciales.
La respiración celular es el proceso por el cual las células convierten la glucosa y el oxígeno en dióxido de
carbono y agua. Está ligada a la respiración "normal", o de la respiración, en la que la respiración es la forma en
que tomamos el gas de oxígeno que alimenta la reacción a nivel celular. La mayoría de los organismos realizan
la respiración celular de alguna forma para producir energía. La reacción química de la respiración es la
siguiente:
C 6 H 12 O 6 + 6O 2 → 6CO 2 + 6H 2 O + energía (ATP)
Al convertirnos en habitantes de la biosfera (esa delicada franja que cubre nuestro planeta, la cual es apta para la
vida de los seres humanos), la respiración se convierte en un suministro continuo de oxígeno, constituyéndose,
además, en un alimento vital para la vida. El prescindir de este alimento, por unos segundos o minutos, es fatal.
Sabemos por información de los medios de comunicación, sobre casos en los que algunas personas han pasado
días o semanas sin comer o beber bajo circunstancias traumáticas y, han logrado sobrevivir. Pero la falta de aire
es algo totalmente diferente, este hecho es lo que marca la desaparición como estructura viva.
A diferencia de los animales, que necesitan dirigir alimentos ya elaborados, las plantas son capaces de producir
su propio alimento a través del proceso conocido como fotosíntesis. Para realizar la fotosíntesis las plantas
disponen de un pigmento de color verde llamado clorofila que es encargado de absorber la luz adecuada para
realizar este proceso. Además de las plantas, la fotosíntesis también la realizan las algas verdes y ciertos tipos
de bacterias.
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La fotosíntesis es un proceso que transforma la energía de la luz del sol en energía química. Consiste,
básicamente, en la elaboración de azúcares a partir del CO 2 (dióxido de carbono) minerales y agua con la ayuda
de la luz solar.
La reacción química de la fotosíntesis es la siguiente:
6CO 2 + 6 H 2 O → C 6 H 12 O 6 + 6O 2
La fotosíntesis se realiza en dos etapas: una serie de reacciones que dependen de la luz y son independientes
de la temperatura, y otra serie que dependen de la temperatura y son independientes de la luz. La velocidad de
la primera etapa, llamada reacción lumínica, aumenta con la intensidad luminosa (dentro de ciertos límites), pero
no con la temperatura. En la segunda etapa, llamada reacción en la oscuridad, la velocidad aumenta con la
temperatura (dentro de ciertos límites), pero no con la intensidad luminosa.
CUESTIONARIO
Con base en la anterior lectura, responda las siguientes preguntas:
1. ¿Por qué se considera que los procesos de fotosíntesis y respiración son reacciones químicas?
2. Con su conocimiento básico sobre químicas explique en las reacciones que aparecen en el texto
¿Cuáles pueden ser los “azucares”? ¿Quién es el oxígeno, el dióxido de carbono y el agua? Escriba sus
fórmulas químicas.
3. ¿Cómo se encuentran relacionados los procesos de fotosíntesis y respiración?
4. ¿Qué importancia cree usted que tuvo el desarrollo de las algas y las plantas en la evolución de la vida
sobre la tierra? Justifique su respuesta.
HACIENDO EJECUTANDO.
Analiza la siguiente información…
EL LENGUAJE DE LA QUÍMICA. FUNCIÓN QUÍMICA Y GRUPO FUNCIONAL
Se llama función química a un conjunto de compuestos o sustancias con características y
comportamientos comunes. Las funciones químicas se describen a través de la identificación de grupos
funcionales que las identifican. Un grupo funcional es un átomo o grupo de átomos que le confieren a los
compuestos pertenecientes a una función química sus propiedades principales.
Por ejemplo, la función acido se reconoce porque en su estructura está presente el grupo funcional H+
(hidrogenión) y la función hidróxido se caracteriza por la presencia del grupo funcional OH- (hidroxilo). Así, la
formula química del ácido clorhídrico es HCl y la del hidróxido de sodio NaOH. En la química inorgánica las
funciones más importantes son: oxido, acido, base (hidróxido y sal).
Las funciones químicas inorgánicas se pueden clasificar según el número de átomos diferentes en funciones
binarias (dos átomos), ternarias, cuaternarias, etc. En general, son funciones binarias los óxidos y los hidruros
(de metales y no metales), ternarias los ácidos oxácidos, los hidróxidos y las oxídales neutras y cuaternarias
algunos tipos de sales (como las sales acidas y las básicas).
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GENERALIDADES DE LA NOMENCLATURA INORGÁNICA
NOMENCLATURA SISTEMÁTICA (IUPAC). Se basa
en nombrar a las sustancias usando prefijos numéricos
griegos que indican la atomicidad de cada uno de
los elementos presentes en cada molécula, es decir, el
número de átomos de un mismo elemento en una
molécula (por ejemplo, el agua con fórmula H 2 O indica
que hay un átomo de oxígeno y dos átomos de
hidrógeno presentes en cada molécula de este
compuesto). Ejemplos: CrBr 3 = tribromuro de cromo;
CO = monóxido de carbono
3+
Al
Prefijos griegos
monoditritetrapentahexaheptaoctnon- nona- eneadeca-
número de átomos
1
2
3
4
5
6
7
8
9
10
2O
SISTEMA STOCK. Se basa en nombrar a los compuestos escribiendo al final del
nombre con números romanos la valencia atómica del elemento con “nombre
específico”. La valencia (o número de oxidación) es el que indica el número
de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico, un número
positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando tiende
2 3
a ganar electrones. Bajo este sistema de nomenclatura, los compuestos se
La suma de las cargas es: nombran de esta manera: nombre genérico + de + nombre del elemento
específico + el No. de valencia. Normalmente, a menos que se haya simplificado
2(3+) + 3(2-) = 0
Así, la fórmula del óxido de la fórmula, la valencia puede verse en el subíndice del otro elemento (en
compuestos binarios y ternarios). Los números de valencia normalmente se
aluminio es:
colocan como superíndices del átomo (elemento) en una fórmula molecular.
Al2O3
2Ejemplo: Fe3+
2 S3 sulfuro de hierro (III)
Al O
NOMENCLATURA TRADICIONAL, CLÁSICA O FUNCIONAL. Se indica la valencia del elemento de nombre
específico con una serie de prefijos y sufijos. De manera general las reglas son: cuando el elemento solo tiene
una valencia, simplemente se coloca el nombre del elemento precedido de la sílaba “de” y en algunos casos se
puede optar a usar el sufijo –ico. K 2 O, óxido de potasio u óxido potásico.
Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e –ico
… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe2+ formaría el óxido ferroso.
… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe3+ formaría el óxido férrico.
Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos.
hipo- … -oso (para la menor valencia)
… -oso (para la valencia intermedia)
… -ico (para la mayor valencia)
Cuando entre las valencias se encuentra el 7 se usan los prefijos y sufijos.
hipo- … -oso (para las valencias 1 y 2)
… -oso (para las valencias 3 y 4)
… -ico (para las valencias 5 y 6)
per- … -ico (para la valencia 7):
2-
Ejemplo: Mn7+
2 O7 , óxido permangánico (ya que el manganeso tiene más de tres números de valencia y en este
compuesto está trabajando con la valencia 7, que es la más alta para este elemento).
ESTADOS DE OXIDACIÓN.
Representa la carga eléctrica que aporta cada átomo en el compuesto y que
sumadas debe ser igual a cero para los compuestos neutros o igual a la carga
neta del ion para aniones o cationes. Esta carga se coloca siempre en la parte
superior derecha del símbolo del elemento así:
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Por ejemplo, en la molécula H 2 SO 4 , se observa que hay dos átomos de hidrógeno (H 2 ), un átomo de azufre (S) y
cuatro átomos de oxígeno (O 4 ), así es que el estado de oxidación arriba en la derecha se debe multiplicar por el
número de átomos de cada elemento que participa en el compuesto, y quedará: +2 +6 −8 = 0.
Reglas para asignar estados de oxidación.
1. Todos los elementos en estado natural o no combinados tienen número de oxidación igual a CERO (0).
2. Todos los elementos del grupo IA "alcalinos" (H, Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) en sus compuestos tienen número de
oxidación de 1+.
3. Todos los elementos del grupo IIA "alcalinotérreos" (Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra) en sus compuestos tienen
número de oxidación 2+.
4. El hidrógeno en sus compuestos tiene número de oxidación 1+, excepto los hidruros (hidruros: metales
unidos al hidrogeno) cuyo número de oxidación es 1-.
5. El oxígeno en sus compuestos tiene número de oxidación 2- excepto en los peróxidos (peróxido: cuando dos
oxígenos están unidos entre sí -O-O-) cuyo número de oxidación es 1-, y en los superóxidos donde su
número de oxidación -1/2.
6. El azufre como sulfuro tienen número de oxidación 2-.
7. Todos los elementos del grupo XIIA "halógenos" (F, Cl, Br, I, At) en sus compuestos binarios tienen números
de oxidación 1-, cuando actúan como aniones.
8. Todos los radicales conservan su número de oxidación en las reacciones químicas.
9. La suma de las cargas de los números de oxidación debe ser igual a CERO, si la molécula es neutra o igual
a la carga del ion en el caso de aniones y cationes.
Ejemplos:
REACCIONES QUÍMICAS
Una Reacción química es un proceso en el cual una o más sustancias denominadas reactivos se transforman
en otras sustancias llamadas productos. Las reacciones químicas se representan mediante ecuaciones
químicas, en las cuales se emplean una diversidad de símbolos para indicar los procesos y sustancias
involucradas. Los símbolos más comunes son:
→
↓
↑
+
+
∆
E
Estado físico
Formula química
Coeficiente estequiométrico
Subíndices
Se lee como produce o como se convierte en. Separa reactivos de productos.
Indica que la sustancia se precipita.
Indica que la sustancia se evapora.
En el lado de reactivos se lee cómo reacciona con.
En el lado de productos se lee como y o más.
Calor
energía
Sólido (s), liquido (l), gaseoso (g), acuoso (ac), en solución (sol).
Es una representación de las moléculas, átomos u otras especies químicas que
participan en una reacción química.
Es el número delante de una formula química e indica el número de moléculas o
átomos que se encuentran en la formula química, más adelante se verá que este
número indica las moles de cada sustancia participante.
Es el numero en subíndice (número pequeño) que aparece al lado derecho de los
símbolos de los elementos o al lado de un paréntesis que agrupa a varios
elementos e indica la cantidad de átomos o especies químicas que tenga
inmediatamente a la izquierda
Interpretar la siguiente ecuación química:
2NaOH(sol)
hidróxido de sodio
+
H2SO4(sol)
ácido sulfúrico
Na2SO4(sol)
sulfato de sodio
+
2H2O
agua
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Interpretación: dos moléculas de hidróxido de sodio (en solución) reaccionan con una molécula de ácido sulfúrico
(en solución) para producir una molécula de sulfato de sodio (en solución) y dos moléculas de agua. En el lado
de los reactivos hay dos átomos de sodio (Na), seis de oxigeno (O), uno de azufre (S) y cuatro de hidrogeno (H)
(recuerde que para indicar el número total de cada átomo en lado y lado de la reacción se deben
multiplicar los coeficientes por los subíndices de cada átomo); en el lado de los productos hay dos átomos
de sodio (Na), seis de oxigeno (O), uno de azufre (S) y cuatro de hidrogeno (H). Se dice que esta ecuación
cumple con el principio de conservación de la materia porque de lado de los reactivos y de los productos hay
exactamente la misma cantidad de átomos.
CLASES DE REACCIONES QUÍMICAS
Nombre
Descripción
Reacción
endotérmica
Reacción
exotérmica
Composición
o
síntesis
Descomposición
o análisis
Es aquella que necesita el suministro de
calor para llevarse a cabo.
Es aquella que desprende calor cuando
se produce.
Es aquella donde dos o más sustancias
se unen para formar un solo producto
Ocurre cuando un átomo sustituye a
otro en una molécula
Un átomo sustituye a otro en una
molécula
Desplazamiento
Intercambio
o
doble
desplazamiento
Sin transferencia
de electrones
Con transferencia
de
electrones
(REDOX)
Neutralización
Combustión
Se realiza por intercambio de átomos
entre las sustancias que se relacionan
Ejemplo
2NaH
2C (grafito) + H 2(g)
2Na (s) + H 2(g)
→
2CaO (s) + H 2 O (l)
2HgO (s)
→
C 2 H 2(g)
ΔH = 54,85 kcal
→
2Hg (l)
Ca(OH) 2(ac)
+
O 2(g)
CuSO 4 + Fe
→
FeSO 4 + Cu
H 2 S 2 O 7 + 2NaOH
→
Na 2 S 2 O 7 + 2H 2 O
Se
presenta
solamente
una
redistribución de los elementos para
K 2 S (ac) + MgSO 4(ac) → K 2 SO 4(ac) + MgS (s)
formar otras sustancias. No hay
intercambio de electrones.
Hay cambio en el número de oxidación
Reacciones de síntesis, descomposición,
de algunos átomos en los reactivos con
desplazamiento
respecto a los productos.
En ella un ácido reacciona con una base
H 2 SO 4(ac) + 2NaOH (ac)
→
Na 2 SO 4(ac) + H 2 O (l)
para formar una sal y desprender agua.
Es una reacción en la cual se desprende
una gran cantidad de luz y calor. Se
caracteriza por poseer un elemento que
arde (combustible) y otro que produce la
combustión (comburente).
C (n) H (2n+2) + (3n+1)/2O 2 → (n)CO 2 + (n + 1)H 2 O
Combustión completa de un hidrocarburo
2C 3 H 8 + 7O 2 → 2C + 2CO + 8H 2 O + 2CO 2
Combustión incompleta del propano
BALANCEO DE ECUACIONES
Suponga que deseamos escribir una ecuación para explicar una reacción química que acabamos de realizar en
el laboratorio. ¿Cómo se procede? Puesto que conocemos los reactivos, podemos escribir sus fórmulas
químicas. Es más difícil establecer la identidad de los productos. Con frecuencia, es posible predecir el o los
productos de reacciones sencillas. En reacciones más complicadas en las que hay tres o más productos, los
químicos necesitarán otras pruebas para establecer la presencia de compuestos específicos. Una vez que
hemos identificado los reactivos y productos y que se han escrito sus fórmulas correctas, los acomodamos según
la secuencia convencional: los reactivos a la izquierda, separados por una flecha de los productos, que se
colocan del lado derecho. Es muy probable que la ecuación que se ha escrito en este momento esté sin
balancear, es decir, que el número de cada tipo de átomos sea diferente en ambos lados de la flecha.
Método del tanteo o inspección. Este método es utilizado para ecuaciones sencillas y consiste en colocar
coeficientes a la izquierda de cada sustancia, hasta tener igual número de átomos tanto en reactantes como en
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productos. En general, el balanceo de una ecuación química por tanteo se puede realizar mediante los siguientes
pasos:
1. Se identifican todos los reactivos y productos, y se escriben sus fórmulas correctas del lado izquierdo y
derecho de la ecuación, respectivamente.
2. El balanceo de la ecuación se inicia probando diferentes coeficientes para igualar el número de átomos de
cada elemento en ambos lados de la ecuación. Podemos cambiar los coeficientes (los números que
preceden a las fórmulas), pero no los subíndices (los números que forman parte de las fórmulas). Si
cambiamos los subíndices, cambiamos la identidad de la sustancia. Por ejemplo, 2NO 2 significa “dos
moléculas de dióxido de nitrógeno”, pero si se duplican los subíndices se tendrá N 2 O 4 , fórmula del tetraóxido
de dinitrógeno, es decir, un compuesto totalmente distinto.
3. Primero se buscan los elementos que aparecen una sola vez en cada lado de la ecuación y con igual número
de átomos: las fórmulas que contengan estos elementos deben tener el mismo coeficiente. Por tanto, no es
necesario ajustar los coeficientes de dichos elementos en este momento. A continuación, se buscan los
elementos que aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero con diferente número de átomos.
Se balancean estos elementos. Por último, se balancean los elementos que aparecen en dos o más fórmulas
del mismo lado de la ecuación.
4. Se verifica la ecuación balanceada para asegurarse de que hay el mismo número total de cada tipo de
átomos en ambos lados de la ecuación.
Considere este segundo ejemplo. En el laboratorio se pueden preparar pequeñas cantidades de oxígeno
gaseoso mediante el calentamiento de clorato de potasio (KClO 3 ). Los productos son oxígeno gaseoso (O 2 ) y
cloruro de potasio (KCl). A partir de esta información, escribimos:
KClO 3 → KCl + O 2
(Para simplificar omitimos los estados físicos de los reactivos y productos.) Los tres elementos (K, Cl y O)
aparecen sólo una vez en cada lado de la ecuación, pero únicamente el K y el Cl tienen igual número de átomos
en ambos lados de la ecuación. Así, KClO 3 y KCl deben tener el mismo coeficiente. El siguiente paso consiste en
lograr que el número de átomos de O sea igual en ambos lados de la ecuación. Debido a que hay tres átomos de
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O del lado izquierdo y dos del lado derecho de la ecuación, estos átomos se igualan colocando un 2 a la
izquierda del KClO 3 y un 3 a la izquierda del O 2 .
2KClO 3 → KCl + 3O 2
Por último, igualamos los átomos de K y Cl colocando un 2 a la izquierda del KCl:
2KClO 3 → 2KCl + 3O 2
Como verificación final, podemos hacer una hoja de balance para reactivos y productos en donde los números
entre paréntesis indican el número de átomos de cada elemento:
Reactivos
K (2)
Cl (2)
O (6)
Productos
K (2)
Cl (2)
O (6)
Observe que el balanceo de esta ecuación también se puede efectuar con coeficientes que sean múltiplos de 2
(para KClO 3 ), 2 (para KCl) y 3 (para O 2 ); por ejemplo, 4KClO 3 → 4KCl + 6O 2 . Sin embargo, para balancear
una ecuación se utiliza el conjunto de coeficientes de números enteros más simple posible.
ACTIVIDAD 1.
1. Clasifique las siguientes reacciones químicas según su clase y balancea la ecuación química si es necesario.
a. H 2 + O 2 →H 2 O
c. H 2 O + Na → NaOH + H 2
e. H 2 SO 4 + NaCl → Na 2 SO 4 + HCl
g. H 2 SO 4 + C → H 2 O + SO 2 + CO 2
i. HCl + MnO 2 → MnCl 2 + H 2 O + Cl 2
k. FeS 2 + O 2 → Fe 2 O 3 + SO 2
b. N 2 + H 2 → NH 3
d. BaO 2 + HCl → BaCl 2 + H 2 O 2
f. FeS 2 → Fe 3 S 4 + S 2
h. SO 2 + O 2 → SO 3
j. K 2 CO 3 + C → CO + K
l. Cr 2 O 3 + Al → Al 2 O 3 + Cr
2. Balancea por tanteo las siguientes reacciones químicas.
a. C + O 2 → CO 2
f.
b. H 2 + Br 2 → HBr
g.
c. MgO + H 2 O → Mg(OH) 2
h.
d. O 3 → O 2
i.
e. H 2 O 2 → H 2 O + O 2
Zn + AgCl → ZnCl 2 + Ag
S 8 + O 2 → SO 2
Al(OH) 3 + H 2 SO 4 → Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O
KMnO 4 + Ca 3 (PO 4 ) 2 → K 3 PO 4 + Ca(MnO 4 ) 2
Realizar un repaso del balanceo por tanteo en este link https://www.youtube.com/watch?v=pfmggI-Mdug
FORMACIÓN DE COMPUESTOS INORGÁNICOS.
ÓXIDOS (compuestos binarios con oxígeno). Son compuestos inorgánicos diatómicos formados por la unión
del oxígeno con otro elemento diferente. Se llaman óxidos básicos los compuestos de oxigeno con metal y
óxidos básicos los compuestos de oxigeno con no metal.
Metal + Oxígeno → Óxido básico
4Fe + 3O 2 → 2Fe 2 O 3
N.
N.
Compuesto
N. Stock
sistemática
tradicional
trióxido de
óxido de
óxido
Fe 2 O 3
dihierro
hierro (III)
férrico
monóxido
óxido de
óxido
FeO
de hierro
hierro (II)
ferroso
No metal + Oxígeno → Oxido acido
2S + 3O 2 → 2SO 3
N.
N.
Compuesto
N. Stock
sistemática
tradicional
trióxido de
óxido de
oxido
SO 3
azufre
azufre (VI)
sulfúrico
heptóxido
óxido de
oxido
Cl 2 O 7
de dicloro
cloro (VII)
perclórico
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Nota: los anhídridos son nombres que se usaban antiguamente para designar los óxidos ácidos. Cuando
el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido ácido ya que el oxígeno deja de ser
el elemento más electronegativo, distinto a como pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más
electronegativo. El flúor tiene más electronegatividad (4,0) que el oxígeno (3,5). Así, el compuesto deja de
llamarse óxido, se nombra fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema
2+
Stock y difluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es (OF 2 ) O1 F12 donde el oxígeno posee un estado
de oxidación 2+.
PERÓXIDOS. Se obtienen por reacción de un óxido con oxígeno monoatómico y se caracterizan por llevar el
grupo peróxido o unión peroxídica (-O-O-). Son compuestos diatómicos en donde participan el grupo peróxido y
un metal. La fórmula general de los peróxidos es metal + (O-1) 2-2. En el sistema tradicional se utiliza el nombre
peróxido en lugar de óxido y se agrega el nombre del metal con las reglas generales para los óxidos en esta
nomenclatura. En las nomenclaturas Stock y sistemática se nombran los compuestos con las mismas reglas
generales para los óxidos. No todos los metales forman peróxidos y habitualmente lo hacen los del
grupo 1A y 2A de la tabla periódica (alcalinos y alcalinotérreos).
Superóxidos. También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión
superóxido, la fórmula general es metal + (O 2 )-1. Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el
grupo superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos. Se nombran como los peróxidos tan
solo cambiando peróxido por superóxido o hiperóxido.
Compuesto
H2O2
CaO 2
Metal + Grupo peróxido → Peróxido
2𝐿𝐿𝐿𝐿 +1 + (𝑂𝑂)2−
→ 𝐿𝐿𝐿𝐿2 (𝑂𝑂)2
2
N.
sistemática
peróxido de
dihidrógeno
peróxido de
calcio
Metal + Grupo superóxido → Superóxido
2𝐿𝐿𝐿𝐿 +1 + (𝑂𝑂)1−
2 → 𝐿𝐿𝑖𝑖𝑂𝑂2
N. Stock
N. tradicional
Compuesto
Nomenclatura
peróxido de
hidrógeno
peróxido de
calcio
peróxido de
hidrógeno
KO 2
superóxido o hiperóxido de
potasio
CaO 4 o
Ca(O 2 ) 2
superóxido de calcio
peróxido cálcico
Nota: se coloca el oxígeno entre paréntesis para diferenciar el peróxido o superóxido del oxígeno molecular O 2 .
Nótese en la tabla la diferencia fundamental entre los estados de oxidación de las funciones peróxido y
superóxido con los óxidos básicos.
HIDRUROS (compuestos binarios con hidrógeno). Son compuestos binarios formados por hidrógeno y otro
elemento. Los hidruros metálicos son compuestos binarios formados por hidrógeno y un metal. En estos
compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia 1-. Se nombran con la palabra hidruro seguida del nombre del
metal. Su fórmula general es Metal + H. Para nombrar estos compuestos en el sistema tradicional se utiliza la
palabra hidruro y se agrega el nombre del metal con los sufijos -oso o -ico con las reglas generales para esta
nomenclatura. Para las nomenclaturas Stock y sistemática se utilizan las reglas generales con la palabra hidruro
como nombre genérico. Los hidrácidos o hidruros no metálicos son compuestos binarios ácidos formados
entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA (anfígenos y halógenos respectivamente). Los
elementos de estas dos familias que pueden formar hidrácidos e hidruros no metálicos
son: S, Se, Te, F, Cl, I y Br, que por lo general trabajan con el menor número de oxidación, -2 para los anfígenos
y -1 para los halógenos. Estos compuestos se nombran en el sistema tradicional y de forma diferente según si
están disueltos (estado acuoso) o en estado puro (estado gaseoso). Los hidruros no metálicos son los que se
encuentran en estado gaseoso o estado puro y se nombran agregando al no metal el sufijo -uro y la palabra
hidrógeno precedido de la sílaba “de”. En este caso el nombre genérico es para el elemento más electropositivo
que sería el del hidrógeno y el nombre específico es para el elemento más electronegativo que sería el del no
metal, por ejemplo, H+1 Br-1 (g) bromuro de hidrógeno, bromuro como nombre específico e hidrógeno como
nombre genérico. Los hidrácidos pertenecen al grupo de los ácidos, provienen de disolver en agua a los
hidruros no metálicos y por esa misma razón se encuentran en estado acuoso. Se nombran con la palabra
ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se escribe el nombre del no metal y se le agrega el
sufijo –hídrico. Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más
electropositivo.
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Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico
2K + H 2 → 2KH
Compuesto
KH
PbH 4
N.
sistemática
monohidruro
de potasio
tetrahidruro
de plomo
N. Stock
N. tradicional
hidruro de
potasio3
hidruro de
plomo (IV)
hidruro potásico o
hidruro de potasio
hidruro plúmbico
No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico
Cl 2 + H 2 → 2HCl (g)
Hidruro No metálico + Agua → Hidrácido
HCl (g) + H 2 O → H+1 + Cl-1
en estado
Compuesto
en disolución
puro
cloruro de
HCl
ácido clorhídrico
hidrógeno
sulfuro de
H2S
ácido sulfhídrico
hidrógeno
OXÁCIDOS (compuestos ternarios ácidos). Los ácidos oxácidos, también llamados oxácidos,
oxoácidos y oxiácidos, son compuestos ternarios ácidos originados de la combinación del agua con un óxido
ácido. La fórmula general para los oxácidos es H + No Metal + O. En el sistema tradicional se les nombra con las
reglas generales para los óxidos ácidos sustituyendo la palabra oxido por ácido. Para el sistema Stock se nombra
al no metal con el sufijo –ato, luego el número de valencia del no metal y por último se agrega “de hidrógeno”. Y
para la nomenclatura sistemática se indica el número de átomos de oxígeno con el prefijo correspondiente
(según reglas generales para este sistema) seguido de la partícula “oxo” unida al nombre del no metal y el sufijo
–ato, por último, se agrega al nombre las palabras “de hidrógeno”.
Compuesto
H 2 SO 4
H 2 SO 2
Anhídrido + Agua → oxácido
SO 3 + H 2 O → H 2 SO 4
N. sistemática
N. Stock
tetraoxosulfato de hidrógeno
sulfato (VI) de hidrógeno
ácido dioxosulfúrico
sulfato (II) de hidrógeno
N. tradicional
ácido sulfúrico
ácido hiposulfuroso
HIDRÓXIDOS O BASES (compuestos ternarios básicos). Son compuestos ternarios básicos formados por la
unión de un óxido básico con agua. Se caracterizan por tener en solución acuosa el radical o grupo oxhidrilo
o hidroxilo OH-1. Para nombrarlos se escribe con la palabra genérica hidróxido, seguida del nombre del metal
electropositivo terminado en -oso o -ico según las reglas generales para el sistema tradicional. La fórmula
general es Metal + (OH)-1 x. En la nomenclatura Stock y sistemática se nombran con el nombre genérico hidróxido
y las respectivas reglas generales.
Compuesto
Li(OH)
Al(OH) 3
Óxido básico + Agua → Hidróxido
Na 2 O + H 2 O → 2Na(OH)
N. sistemática
N. Stock
hidróxido de litio
hidróxido de litio (I)
trihidróxido de aluminio
hidróxido de aluminio (III)
N. tradicional
hidróxido de litio
hidróxido de aluminio
SALES. Son compuestos que resultan de la combinación de sustancias ácidas con sustancias básicas. Las sales
comprenden tanto compuestos binarios como ternarios. Hay distintos tipos: sales neutras, sales ácidas, sales
básicas y sales mixtas. Por el momento, solo trataremos las sales neutras. Las sales neutras son compuestos
formados por la reacción de un ácido con un hidróxido formando también agua. Las sales neutras pueden ser las
binarias o ternarias, dependiendo del ácido con que se forman (un hidrácido o un oxácido).
Cuando reacciona un ácido con un hidróxido para formar una sal neutra se combinan todos los cationes hidronio
(H+1, hidrogeniones) con todos los aniones hidroxilo (OH-1). Los cationes H+1 son los que dan la propiedad de
ácido a los hidrácidos y oxácidos, y los aniones OH-1 son los que dan propiedad de base a los hidróxidos, cuando
estos iones reaccionan forman agua y los iones restantes forman la sal. Las sales neutras binarias o sales
haloideas son compuestos formados por un hidrácido y un hidróxido. Para nombrarlos en el sistema tradicional,
stock y sistemático se aplican las reglas generales usando el nombre del no metal con el sufijo –uro como
nombre genérico y el nombre del metal como nombre específico. Las sales neutras ternarias son compuestos
formados por un hidróxido y un oxácido. La denominación que reciben las sales proviene del nombre del ácido
oxácido, que las origina. Para nombrar una sal cuando deriva de un ácido cuyo nombre específico termina en P á g i n a 10 | 15
oso, se reemplaza dicha terminación por -ito. Análogamente cuando el nombre específico del ácido termina en –
ico, se reemplaza por -ato. Por ejemplo: el hidróxido de sodio (NaOH) reacciona con el ácido fosfórico (H 3 PO 4 )
para formar la sal fosfato de sodio u ortofosfato de sodio (Na 3 PO 4 ).
Hidrácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra
HCl + Na(OH) → H 2 O + NaCl
Compuesto
N. sistemática
N. Stock
N. tradicional
Na 3 PO 4
tetraoxofosfato
(V) de sodio
fosfato
(V) de
sodio
fosfato de
sodio u
NaClO 4
tetraoxoclorato
(VII) de sodio
Mg(BrO) 2
dioxobromato
(I) de
magnesio
clorato
(VII) de
sodio
bromato
(I) de
magnesio
Oxácido + Hidróxido → Agua + Sal neutra
H 3 PO 4 + 3Na(OH) → 3H 2 O + Na 3 PO 4
Compuest
N.
N.
N. Stock
o
sistemática
tradicional
cloruro
sódico o
cloruro de
cloruro de
NaCl
cloruro de
sodio
sodio (I)
sodio
perclorato de
sodio
FeCl 3
tricloruro de
hierro
cloruro de
hierro (III)
cloruro
férrico
hipobromito
de magnesio
CoS
monosulfuro
de cobalto
sulfuro de
cobalto
(II)
sulfuro
cobaltoso
ACTIVIDAD 2.
1. Realizar un cuadro comparativo entre cada una de las funciones químicas donde se pueda evidenciar las
características más importantes de dichas funciones.
2. Formar y nombrar desde el origen las siguientes funciones:
a) Nb 2 (CO 2 ) 5
b) Al(NO 3 ) 3
c) Mn 2 S 7
d) Co 2 Te 3
e) Na 2 CO 3
f) K 2 SO 4
g) Fe(NO 3 ) 3
h) BaSiO 3
i) Al 2 (SO 3 ) 3
j) MgS
k) KCl
m) FeBr 3
n) Cu(BrO 3 ) 2
3. Escriba la fórmula de las siguientes sales:
a) Sulfato de aluminio
b) Carbonato plumboso
c) Sulfato cúprico
d) Nitrato férrico
e) Bromato estanoso
f) Cloruro de potasio
g) Sulfuro de sodio
ACTIVIDAD 3.
1. Formar desde el origen y nombrar los siguientes hidróxidos y ácidos:
a) H 2 SO 4
b) H 3 PO 4
c) HNO 3
d) H 2 CO 2
e) NaOH
f) Ba(OH) 2
2. Escribir las ecuaciones de formación de los siguientes compuestos:
a) Hidróxido de Bario
b) Ácido bromoso
c) Hidróxido mercúrico
hidrogeno
g) Fe(OH) 3
d) Carbonato (IV) de
3. Completar el siguiente cuadro
Fórmula
N. Sistemático
N. Stock
N. Tradicional
NaOH
HI
Dihidróxido de berilio
Ácido perclórico
Hidróxido auroso
4. Completar los espacios en blanco (si falta el nombre completar utilizando la nomenclatura tradicional)
a.
K2O +
b.
I2O7
H 2 O → _____________
Hidróxido potásico
+ H 2 O → HIO 4 _______________________________________
P á g i n a 11 | 15
c.
_______ + H 2 O
→ Ni(OH) 3
d.
_______ +
e.
FeO + _______
f.
SO + _______ H 2 SO 2 →
g.
ZnO
h.
P 2 O 5 + H 2 O → _____________
H 2 O → HNO 3
Trihidróxido de níquel
Nitrato (V) de hidrógeno
→ Fe(OH) 2
Hidróxido de hierro (II)
Ácido hiposulfuroso
+ H 2 O → Zn(OH) 2 _______________________________________
Ácido fosfórico
Balanceo de ecuaciones por óxido-reducción. Para utilizar éste método es necesario tener en cuenta que
sustancia gana electrones y cual los pierde, además se requiere manejar los términos que aparecen en la
siguiente tabla:
Términos
Oxidación
Reducción
Agente oxidante (sustancia que se reduce)
Agente reductor (sustancia que se oxida)
Cambio en electrones
Perdida
Ganancia
Gana
Pierde
Cambio de numero de oxidación
Aumento
Disminución
Disminuye
Aumenta
Como los procesos de óxido-reducción son de intercambio de electrones, las ecuaciones químicas estarán
igualadas cuando el número de electrones cedidos por el agente oxidante sea igual al recibido por el agente
reductor. El número de electrones intercambiados se calcula fácilmente, teniendo en cuenta la variación de los
números de oxidación de los elementos.
Método de oxidación-reducción general (variación en el número de oxidación).
(a) Se escribe la ecuación del proceso. Se determina qué compuesto es el oxidante y el reductor, y qué átomos
de estos compuestos son los que varían en su número de oxidación. Los subíndices indican cantidad de
átomos, los superíndices indican el estado de oxidación PARA UN SOLO ÁTOMO, para calcular la carga
total se debe multiplicar el superíndice por el subíndice para cada átomo.
Mn4+O 2 2-
+
→
H+1Cl-1
Mn+2Cl 2 -1
+
Cl 2 0
+
H 2 1+O-2
(b) Se calcula el número de oxidación de cada uno de estos átomos, tanto en su forma oxidada como reducida
y se procede a escribir ecuaciones iónicas parciales.
Mn+4
2Cl1-
+
+
2e2e-
→
→
Mn+2
Cl 2 0
(c) Se establecen los coeficientes mínimos del oxidante y del reductor, de tal forma que el número total de
electrones ganados y perdidos sea el mismo; para ello se multiplica en las ecuaciones iónicas el número de
electrones por los factores adecuados. Para esto generalmente se cruzan los coeficientes de los electrones
en las ecuaciones iónicas parciales, quedando así ambas ecuaciones balanceados en cuanto al número de
electrones.
(d) Se asignan como coeficientes de las sustancias afectadas en la ecuación, los factores que se utilizaron para
que el número de electrones sea igual.
MnO 2
+
2HCl
→
MnCl 2
+
Cl 2
+
H2O
+
2H 2 O
(e) Por último el balanceo se determina por el método de inspección o ensayo y error.
MnO 2
+
4HCl
→
MnCl 2
+
Cl 2
P á g i n a 12 | 15
Ejemplo: balancear la ecuación de oxidación-reducción siguiente por el método de la variación del número de
oxidación.
HNO 3 + H 2 S → NO + S
(a) El N sufre una variación en el estado de oxidación de 5+ en el NO 3 a 2+ en el NO. El S sufre un cambio en
el número de oxidación de 2- en H 2 S a 0 en S.
disminucion de 3
(reducción)
5+
HNO3
+
2+
NO
H 2S
2-
+
S
N se reduce
S se oxida
0
aumento de 2
(oxidación)
(b) El balance de electrones se realiza en N y en S.
N5+
+
3e-
→
2-
→
S
N2+
0
S
+
2e
-
(cambio de -3)
Ec. 1
(cambio de +2)
Ec. 2
(c) Para que el número de electrones ganados sea igual al de los perdidos, se multiplica la Ec. 1 por dos y la
Ec. 2 por tres.
2N5+
+
6e3S2-
→
→
6N2+
3S0
+
Ec. 3
Ec. 4
6e-
(d) El coeficiente del HNO 3 y NO es 2, mientras que para el del H 2 S y S es 3. Se reescribe la ecuación parcial.
2HNO 3
+
3H 2 S
→
2NO
+
3S
Ec. 5
(e) Finalmente se ajustan los átomos de H y O. Los átomos de H de la izquierda en la Ec. 5 (2 del HNO 3 y 6 de
H 2 S) deberán formar 4H 2 O en la derecha de la ecuación. La ecuación final será:
2HNO 3
+
3H 2 S
→
2NO
+
3S
+
4H 2 O
Realiza un repaso del balanceo redox en este link https://www.youtube.com/watch?v=9L2sCkjGGsw
ACTIVIDAD 4.
1. Asigne los estados de oxidación de las siguientes reacciones y clasifíquelas como reacciones REDOX o NO
REDOX E INTENTE BALANCEARLAS.
a. Zn + HCl → ZnCl 2
e. H 2 + CuO
→
H 2 O + Cu
b. AgNO 3 + NaCl
→ NaNO 3 + AgCl
f. MnSO 4 + H 2 O 2 → MnO 2 + H 2 SO 4
c. H 2 SO 4 + CaCO 3 → CaSO 4 + H 2 CO 3
g. K 2 S 2 O 3 + I 2 → KI + K 2 S 4 O 6
d. Cl 2 + FeCl 2 →
FeCl 3
h. H 2 O 2 + FeSO 4 + H 2 SO 4 → Fe 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O
2. Escribe y balancea las ecuaciones que describen los siguientes procesos:
a. Se producen burbujas de gas hidrógeno cuando reacciona el zinc con ácido clorhídrico (HCl).
b. El óxido férrico (Fe 2 O 3 ) sólido, reacciona con el gas hidrógeno para producir hierro metálico y agua.
c. El ácido sulfúrico concentrado (H 2 SO 4 ) reacción totalmente con cloruro de sodio (NaCl), produciendo
sulfato de sodio (Na 2 SO 4 ) y una sustancia gaseosa que produce una detonación al acercarle un fósforo
o cerilla encendido.
d. Se forma precipitado de cromato de plata (Ag 2 CrO 4 ) cuando se hace reaccionar el nitrato de plata
(AgNO 3 ) con cromato de potasio (K 2 CrO 4 ).
e. Clasifica cada una de las anteriores reacciones según el tipo de reacción química que se presenta.
f. Indica que reacciones pueden ocurrir y clasifícalas como reacciones de síntesis, descomposición,
sustitución, doble sustitución y REDOX.
P á g i n a 13 | 15
3. Señala cuáles de las siguientes reacciones químicas están correctamente balanceadas y cuáles no:
a. 2HCl + Ca(OH) 2 → CaCl 2 + 2H 2 O
c. KClO 3 → KCl + O 2
b. 3HNO 3 + Fe → Fe(NO 3 ) 3 + H 2
d. 3H 2 SO 4 + 2Al(OH) 3 → Al 2 (SO 4 ) 3 + 6H 2 O
4. Se tiene la siguiente reacción:
WHNO 3 + XH 2 S → YNO + ZS + H 2 O
Encuentra los valores de W, X, Y y Z, que corresponden a los coeficientes de la ecuación balanceada.
HACIENDO-CONFRONTANDO.
1. Visita
las
paginas
https://www.youtube.com/watch?v=2sNcedcyln8
y
http://www.dailymotion.com/video/x2kkbt6_la-quimica-y-la-vida-quimica-unidad-5_people y realiza un ensayo
donde expliques la importancia de las reacciones químicas en la vida cotidiana. Recuerda revisar muy bien
los artículos (o videos) antes de realizar tu trabajo y ser breve, pero conciso en tus apreciaciones.
2. Visita
la
página
http://educativa.catedu.es/44700165/aula/archivos/repositorio/4750/4861/html/5_aplicaciones_de_las_reacciones_re
dox.html y realiza un mapa mental o esquema conceptual donde expliques el funcionamiento de las baterías,
los tipos de baterías más comunes y como se debe disponer de las baterías residuales ¿Cómo intervienen
los procesos REDOX en el funcionamiento de las baterías químicas?
3. Consulta que procesos químicos pueden ser utilizados para el manejo de basuras y explica al menos dos de
ellos.
RELACIÓN CON OTRAS ÁREAS DEL SABER.
CRECIMIENTO EN LA FE.
En el año de 1952 Miller y Urey realizaron un experimento por el cual se podían obtener moléculas orgánicas a
partir de compuestos inorgánicos. Este experimento fue clave para apoyar la teoría del caldo primordial, que,
según la biología, pudo haber originado la vida en la tierra. En años recientes a través de diferentes métodos se
han podido localizar regiones del universo donde existen moléculas orgánicas simples, por ejemplo, la nube
G34.3 que está compuesta de alcohol. ¿Cómo crees que estos hallazgos pueden relacionarse con el relato
bíblico de la creación del hombre en el libro de Génesis? ¿Cuál es la postura de la Iglesia Católica respecto a las
explicaciones científicas del origen del universo y la vida? ¿Cómo contribuyeron las reacciones químicas al
desarrollo de las estructuras especializadas que hoy en día vemos?
EVALUANDO.
De manera individual y según las indicaciones del educador, resuelve el cuestionario de valoración sobre la
presente guía. Recuerda que este es un proceso individual y es importante que lo realices de manera
honesta y consciente, ya que tu proceso de formación depende de cómo respondas a esta prueba.
ACTUANDO.
Después de socializar el resultado de la evaluación, se realizará una revisión y corrección del cuestionario de
valoración realizando unos ejercicios de repaso. Cada educando deberá realizar en su cuaderno la revisión de
las preguntas que el educador realice y desarrollar los ejercicios de refuerzo que se le asignen.
ELABORADO
NOMBRE
PABLO ANDRÉS CORAL
CARGO
EDUCADOR
FIRMA
FECHA
REVISADO Y APROBADO
01-06-16
NOMBRE
HÉCTOR FÉLIX TUTISTAR
CARGO
COORDINADOR
ACADÉMICO
FECHA
FIRMA
P á g i n a 14 | 15
P á g i n a 15 | 15