QUIMICA

QUÍMICA I

　

I.- CONCEPTOS BASICOS DE QUIMICA

QUE ES QUIMICA

RELACIONES CON OTRAS CIENCIAS

La química esta estrechamente relacionada con las ciencias físicas, extendiéndose a varias disciplinas que vas desde la astronomía hasta la biología.

Se pueden señalar algunas definiciones referentes al concepto de química .Generalmente las definiciones dependen del autor y de sus ideas con respecto a ella.

Algunas definiciones son:

1. Química
2. Química
3. En Conclusión
Química es una ciencia que estudia la composición de la materia y los cambios que en ella ocurren es una ciencia que estudia la naturaleza de la materia y los cambios en la composición de la misma

Ciencia	Auxiliares
Química	Matemáticas
	Física
	Arqueología
	Biología
	Astronomía
	Medicina

Física: Se estudia conjuntamente con la química en la ciencia fisicoquímica debido a que muchos fenómenos ocurren simultáneamente combinando las propiedades físicas con las químicas.
Arqueología: Para descifrar datos e interrogantes como la antigüedad de piezas arqueológicas. La exactitud se logra por medio de métodos químicos como el del carbono 14.
Biología: La ciencia de la vida, se auxilia de la química para determinar la composición y estructura e tejidos y células.
Astronomía: Se auxilia de la química para construcción de dispositivos, basados en compuestos químicos para lograr detectar algunos fenómenos del espacio exterior.
Medicina: Como auxiliar de la biología y la química, esta ciencia se ha desarrollado grandemente ya que con esta se logra el control de ciertos desequilibrios de los organismos de los seres vivos.
Química General: Estudia las propiedades comunes de todos los cuerpos y las leyes a las que están sometidos los cambios que en ella se efectúan.
Química Aplicada: Estudia las propiedades de cada una de las sustancias en particular, desde el punto de vista útil medicinal, agrícola, industrial, etc.
Química Inorgánica: Estudia las sustancias que provienen el reino mineral
Química Orgánica: Estudia principalmente los compuestos que provienen seres vivos, animales y vegetales.
II APLICACIONES DE LA QUIMICA

Sustancia	Aplicación
Ácido Fluorhídrico	Grabado de Vidrio
Cloro	Decolorante de la pasta el papel y fibras de origen vegetal
Ácido Clorhídrico	Obtención de glucosa a partir del almidón
Bromuro Potasico	En medicina se usa como sedante
Yoduro y Bromuro Potasico	En la elaboración de películas fotográficas
Yodo	Fabricación de tinturas de yodo medicinal
Sulfuro Calcico	En la arboricultura para proteger plantas contra insectos y hongos
Azufre	En la fabricación de pólvora, volcanización del caucho, blanqueo de lana y medicamentos para la piel
Ácido Sulfúrico	Acumuladores de plomo, abonos químicos
Nitrógeno	Elaboración de explosivos (TNT), abonos químicos
Sulfuro de Fósforo	Fabricación de cerillos
Baquelita	Producto de reacción del fenol y forma aldehído utilizado como aislante en los mangos de los desarmadores

　
III FORMULACIÓN Y NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICA
　

Z	Sím	NOMBRE	Nº. oxi		Z	Sím	NOMBRE	Nº. oxi		Z	Sím	NOMBRE	Nº. oxi
1　<	H	Hidrógeno	　1		37	Rb <	Rubidio	1		72	Hf	Hafnio	4
2　>	He	Helio	0		38	Sr	Estroncio	2		73	Ta	Tantalio	5
3 <	Li	Litio	1		39	Y	Itrio	3		74	W	Volframio	6,5,4,3,2
4	Be	Berilio	2		40	Zr	Circonio	4		75	Re	Renio	7,6,4,2,1
5	B	Boro	3		41	Nb	Niobio　 *	5,3		76	Os	Osmio	2,3,4,6,8
6	C	Carbono	　4,2		42	Mo	Molibdeno　 *	6,5,4,3,2		77	Ir	Iridio	2,3,4,6
7	N	Nitrógeno	3,5,4,2		43	Tc	Tecnecio	7		78	Pt	Platino　 *	2,4
8	O	Oxígeno	-2		44	Ru	Rutenio　 *	2,3,4,6,8		79	Au	Oro　 *	3,1
9	F	Fluor	-1		45	Rh	Rodio　 *	2,3,4		80	Hg	Mercurio	2,1
10　>	Ne	Neón	0		46	Pd	Paladio　 *	2,4		81	Tl	Talio	3,1
11 <	Na	Sodio	1		47	Ag	Plata　 *	1		82	Pb	Plomo	4,2
12	Mg	Magnesio	2		48	Cd	Cadmio	2		83	Bi	Bismuto	3,5
13	Al	Aluminio	3		49	In	Indio	3		84	Po	Polonio	4,2
14	Si	Silicio	4,2		50	Sn	Estaño	4,2		85	At	Astato	　1,3,5,7
15	P	Fósforo	5,　3,4		51	Sb	Antimonio	　3,5		86　>	Rn	Radón	0
16	S	Azufre	6,4,　2		52	Te	Teluro	4,-2,6		87 <	Fr	Francio	1
17	Cl	Cloro	　1,3,5,7		53	I	Yodo	　1,3,5,7		88	Ra	Radio	2
18　>	Ar	Argón	0		54　>	Xe	Xenón	0		89	Ac	Actinio	3
19 <	K	Potasio	1		55 <	Cs	Cesio	1		90	Th	Torio	4
20	Ca	Calcio	2		56	Ba	Bario	2		91	Pa	Protactinio	5,4
21	Sc	Escandio	3		57	La	Lantano	3		92	U	Uranio	6,5,4,3
22	Ti	Titanio	4,3		58	Ce	Cerio	3,4		93	Np	Neptunio	6,5,4,3
23	V	Vanadio	5,4,3,2		59	Pr	Praseodimio	3,4		94	Pu	Plutonio	6,5,4,3
24	Cr	Cromo　 *	6,　3,2		60	Nd	Neodimio	3		95	Am	Americio	6,5,4,3
25	Mn	Manganeso	7,6-4,3,2		61	Pm	Promecio	3		96	Cm	Curio	3
26	Fe	Hierro	2,3		62	Sm	Samario	3,2		97	Bk	Berquelio	4,3
27	Co	Cobalto	2,3		63	Eu	Europio	3,2		98	Cf	Californio	3
28	Ni	Niquel	2,3		64	Gd	Gadolinio	3		99	Es	Einstenio	3
29	Cu	Cobre　 *	2,1		65	Tb	Terbio	3,4		100	Fm	Fermio	3
30	Zn	Cinc	2		66	Dy	Disprosio	3		101	Md	Mendelevio	3,2
31	Ga	Galio	3		67	Ho	Holmio	3		102	No	Nobelio	3,2
32	Ge	Germanio	4		68	Er	Erbio	3		103	Lr	Laurencio	3
33	As	Arsénico	　3,5		69	Tm	Tulio	3,2		104	Rf	Rutherfordio
34	Se	Selenio	6,4,-2		70	Yb	Iterbio	3,2		105	Db	Dubnio
35	Br	Bromo	　1,3,5,7		71	Lu	Lutecio	3		106	Sg	Seaborgio
36　>	Kr	Criptón	0							107	Bh	Bohrio
										108	Hs	Hassio
										109	Mt	M

　
atm, lb/in, mmHg ó PSI
El ∆ funciona como catalizador, los cuales inhiben o aceleran la reacción, estos se suelen escribir arriba de la flecha del sentido de la reacción.
Simbologías características de las formulas de una ec.
Coeficiente, indica el número de moléculas que se encuentran en una reacción.
Subíndice, indica el número de átomo de un mismo elemento en una molécula.
Subíndice de un paréntesis, indica el número de iones que presentan una molécula. También se le conoce como grupo aniónico o también llamado radical.
Ejemplos
IV REACCIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS
Es la unión de 2 ó mas sustancias donde el producto es llamado compuesto porque se dio una transformación en la energía y la estructura intima de la materia.
Su clasificación es la siguiente:
1. Inmediatas. Se producen sin la intervención de energía externa. Para que se efectúen basta poner en contacto las sustancias; por ejemplo la reacción entre sodio y agua
2. Provocadas. Cuando se inician gracias a la acción de un agente externo; por ejemplo para producir la reacción entre el H y el O es necesaria la influencia de una flama.
3. Instantáneas. Si se producen en un tiempo muy breve reciben esta clasificación, tal es el caso en la combinación del O y el H por la acción de una chispa eléctrica.
4. Lentas. Requieren de un tiempo más o menos largo; por ejemplo, la oxidación del hierro o una fermentación por ejemplo.
5. Totales o ilimitadas. Esta se basa en la cantidad de reactivos. Una reacción esta en esta clasificación si se lleva a cabo de un modo completo, es decir, que al finalizar no queden restos visibles de los cuerpos que reaccionaron.
6. Limitadas. Tomando en cuenta lo anterior, si la reacción termina antes de que se hayan transformado la totalidad de alguno de los reactivos se denominará limitada.
Ecuaciones Químicas.
Son formas de representar las reacciones químicas en forma abreviada y simbólica, cuentan con 2 partes principales que son las sustancias que se van a transformar denominadas reactivos y las que resultan que se llaman productos.
La terminología usada en las ecuaciones es la siguiente:
(→) la ecuación química consta de 2 miembros separados por esta flecha, la cual significa "reaccionan y producen"
En el primer miembro de la ecuación química se escriben las formulas de los reactivos y en el segundo la de los productos. Si existen 2 ó mas sustancias en cada miembro sus formulas se separan con el signo "mas" (+).
Hay simbologías para expresar el estado de agregación de la molecular:
(s) sólido, (li) líquido, (g) gas
(↓) soluto (sólido) sin disolver en un solvente (líquido) por lo que la sustancia está precipitándose o hubo una sedimentación.
(↑) quiere decir que ocurre una liberación de gas.
Simbologías para representar el disolvente usado:
(ac) ó (aq) solución acuosa, el soluto está disuelto en el solvente que es agua.
En otros casos se escribe el nombre del disolvente como por ejemplo
(éter) solvente éter ó (EtOH) solvente alcohol etílico
Símbolos para indicar el sentido de la reacción:
(→) Directa, se produce.
(←) Inversa, se puede volver a formar la sustancia original.
(↔) Reversible
Simbología para expresar las condiciones en que se lleva a cabo la reacción:
∆ Símbolo Delta que simboliza el calor, o también para saber si la reacción es endotérmica o exotérmica, se puede especificar la temperatura con ˚C ó ˚F, la temperatura absoluta se da en K ó R.
La presión se puede simbolizar de la siguiente forma:
3H2SO4 + 2Fe(OH)3 → Fe2(SO4)3 + 6H2O
Tipos de Reaccións Químicas. Todas las reaccións químicas pueden clasificarse en los siguientes tipos:
1. Adición. Unión de 2 ó mas elementos o compuestos sencillos para formar un único compuesto. Igual es llamado reaccións de síntesis o combinación directa. Ejemplos:
Fe + S → FeS y H2O + SO3 → H2SO4
4. Análisis. Formación de 2 ó mas sustancias, elementales o no, a partir de un solo compuesto. Este tipo de reaccións es inverso al de adición. También reciben el nombre de descomposición. Ejemplos:
CaCO3 → CAO + CO2 ó 2H2O → 2H2 + O2
5. Sustitución Simple. Reaccións que ocurren cuando un átomo o grupo de átomos sustituyendo reemplazan a otros átomos diferentes que forman las moléculas de un compuesto igual llamadas, reaccións de desplazamiento. Ejemplos
Fe + CuSo4 → FeSO4 + Cu
6. Doble Sustitución. Igual son llamadas de doble desplazamiento, de transposición o metátesis. Este tipo de reaccións ocurren entre 2 compuestos con intercambio de elementos para formar 2 nuevos compuestos. Ejemplos.
AgNO3 + NaCl → NaNP3 + AgCl↓
7. Iónicas. Las reaccións de doble desplazamiento vistas anteriormente con frecuencia ocurren en una disolución acuosa, es especial como compuestos iónicos. Ejemplos:
De la ec. de doble sustitución:
AgNO3 + NaCl → NaNP3 + AgCl↓
La ec. iónica sería:
[Ag+ + NO3 -] + [Na+ + Cl-1] → [Na+ + NO3- + AgCl↓]
ac ac Y la ecuación simple:
Ag +Cl → AgCl↓
Así pues, las reaccións iónicas son reaccións en las que intervienen iones.
8. Reversibles. Aquellas en las que las sustancias resultantes (productos) reaccionan entre si para formar las sustancias originales (reactivos). Ejemplos:
CaCO3 ↔ CaO + CO2 ó 2SO2 + O2 ↔ 2SO3
Reaccións Termoquímicas En general, las reaccións químicas se representan mediante ecuaciones que sólo se refieren a la transformación de las sustancias, pero no indican el cambio de energía que tiene lugar en ellas. No obstante, si en estas ecuaciones se indica en el segundo miembro el calor producido o absorbido, reciben el nombre de ecuaciones termoquímicas.
1. Reaccións exotérmicas. Cuando al ocurrir una reacción se desprende calor se dice que es exotérmica. Sea la reacción entre los reactivos A y B para formar los productos C y D y la cantidad de calor liberado ∆, siendo ∆ = Eq – Ei; lo que significa que el calor liberado en una reacción exotérmica es la diferencia de contenido energético entre reactivos y productos.
H2SO4(ac) + Zn(s) → ZnSO4(ac) + H2(g) – 37.63 kcal
C(s) + O2(g) → CO2(g) – 94.05 kcal
2. Reaccións endotérmicas. Si por el contrario, se absorbe calor se dice que la reacción es endotérmica y las ecuaciones que lo representan se observan en los siguientes ejemplos donde: Ei – Eq = + ∆
10²³y se llama número de Avogadro y se representa por el símbolo NA o L. en una mol de cualquier sustancia hay 602 000, 000 000, 000 000, 000 000, (seiscientos dos mil trillones) de moléculas.Es de igual valor que el peso atómico, pero expresado en gramos (no en umas). Es la suma de los pesos atómicos de los átomos que forman la molécula. También es promedio, también es relativo, y se puede expresar en umas o en una nueva unidad llamada umm (unidad másica molecular) que tiene igual valor numérico. Volumen Molecular Gramo El volumen que ocupa una mol de cualquier gas en condiciones normales de presión y de temperatura es igual a 22.4 l y se llama volumen molar o volumen molecular gramo. Presión normal = 1 atm = 760 mmHg Temperatura normal = 0 ºC = 273 K Tres moles de cualquier gas ocupan: 22.4 l x 3 = 67.2 l 0.5 mol ocupan: 22.4l x 0.5 = 11.2 l Cálculos Estequiométricos 　 Los cálculos estequiométricos son aquellos que se realizan para conocer con precisión la cantidad que se va a obtener de un determinado producto, conocidas las cantidades de los reactivos o, por el contrario, las cantidades de reactivo que se han de utilizar para obtener una determinada cantidad de producto. Composición Porcentual Sabemos que la cantidad de materia, es decir, la masa de los átomo se concentra en su núcleo y que la unidad para medirla es 1/12 de la masa del isótopo 12 de carbono llamada unidad de masa atómica (uma) Además, conoces que lo átomos de un , mismo elemento no son exactamente iguales en su masa, es por eso que las masas atómicas que se consignan en la tabla periódica son fraccionarias, y corresponden al promedio de las masas de los distintos isótopos que forman un elemento dado. Ejemplo:

Elemento	Símbolo	Masa atómica	Entero mas aproximado
Hidrógeno	H	1.00797 uma	1
Oxígeno	O	15.9994 uma	16
Carbono	C	12.01115 uma	12
Magnesio	Mg	24.312 uma	24

Se busca el entero mas aproximado a la uma para facilitar los cálculos. Para obtener la composición porcentual de las sustancias:
1. Se obtiene la masa molecular.
2. Tomando la masa molecular como el 100%, se determinan las proporciones de las masas de cada uno de los constituyentes
Ejemplo calculando la composición porcentual del hidróxido de sodio (NaOH).
NaOH
Na – 23 x 1 = 23 uma O – 16 x 1 = 16 uma H – 1 x 1 = 1 uma
Para el Sodio (Na):
40: 100: :23 : x x = 100 x 23/40 Sodio (Na) – 57.5%
Para el Oxígeno (O):
40: 100: :16 : x x = 100 x 16/40 Oxígeno (O) – 40 %
Para el Hidrógeno (H):
40: 100: :1 : x x = 100 x 1/40 Hidrógeno (H) – 2.5%
Ahora se suman los porcentajes:
Na – 57.5% O – 40% H – 2.5% Total – 100%
En este caso la suma de los porcentajes es 100 ya que en las divisiones no hubo residuos. 　 　 Formula Mínima. También es llamada empírica, la cual se refiere a la proporción en números enteros de los átomos de cada elemento en un compuesto (NaCl, H2SO4, CaBr2, etc.) Formula Molecular. Representa el número real de átomos de cada elemento en una molécula del compuesto (H2O, C6H6, NH3, etc.) En este momento vale la pena aclarar que la fórmula molecular del benceno (compuesto covalente) es C6H6 aunque su fórmula empírica es CH. De manera fundamental, la fórmula empírica se aplica para los compuestos iónicos; no obstante, también se utiliza para expresar la mínima relación entre el número de átomos en las moléculas de los compuestos covalentes. Aun mas respecto al cloruro de sodio (y los compuestos iónicos en general) no se puede hablar de moléculas sencillas ya que se trata de una combinación de muchos iones sodio (Na+) con muchos iones cloruro (Cl-). De ahí que, estrictamente, la mol se refiere a compuestos covalentes y para indicar el mismo concepto, referido a compuestos iónicos, se usa la expresión peso (masa) fórmula gramo, aunque algunos autores emplean el término mol para referirse tanto a la masa molecular gramo como a la masa formula gramo. Nosotros emplearemos el término mol indistintamente. Formula Real. La formula real de un compuesto puede ser la formula empírica o un múltiplo de ella. Para determinar la formula real de un compuesto es necesario conocer, en primer lugar, la formula empírica y la masa molecular de dicho compuesto. Ahora bien, para determinar la formula empírica es necesario conocer la composición porcentual del compuesto y las masas atómicas de sus constituyentes. Relaciones Ponderales. Una ecuación química balanceada nos proporciona suficiente información para realizar cálculos estequiométricos referidos a las sustancias que intervienen en ella. Por ejemplo, durante la combustión del metano se produce dióxido de carbono y agua. La representación de esta reacción sería:
CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
De manera cualitativa, esta ecuación nos muestra que el metano reacciona con el oxigeno para producir dióxido de carbono y agua; pero cuantitativamente, que es lo mas importante, en estequiometría nos indica que una molécula de metano se combina con dos moléculas de oxígeno para producir una molécula de dióxido de carbono y dos de agua. Además, la formula nos indica la masa molecular, por lo cual se deduce que:
16 uma + 2(32) uma → 44 uma + 2(18) uma
16 uma de CH4 + 64 uma de O2 → 44 uma de CO2 + 36 uma de H2O
Unidad III Soluciones Las soluciones son mezclas homogéneas en donde la proporción de los componentes es variable. Fundamentalmente se forman por 2 partes, el disolvente (o solvente) que es el componente en mayor cantidad y el soluto que comprende la menor cantidad. En las soluciones las partículas se entremezclan a nivel molecular, atómico o iónico. No es fácil redecir cuáles sustancias se disuelven entre si, pero de acuerdo a las fuerzas que interactúan entre las partículas, un solvente polar disolverá a un soluto polar, pero es poco probable que disuelva a un soluto no polar. Asimismo un solvente no polar disolverá a un soluto no polar, debido a que las moléculas de ambos están sujetas solo a fuerzas de Van der Waals y las partículas del soluto. Debido a ese movimiento constante al azar, la disolución entre solvente no polar y un soluto polar es poco probable. Fuerza de van der Waals, es una fuerza intermolecular atractiva, pero poco intensa, que se ejerce a distancia entre moléculas. Son fuerzas de origen eléctrico que pueden tener lugar entre dipolos instantáneos o inducidos y entre dipolos permanentes. Las fuerzas entre dipolos instantáneos o inducidos se producen entre moléculas no polares como es el caso del oxígeno, el nitrógeno o el cloro, y también entre átomos como el helio o el neón, y reciben el nombre de fuerzas de dispersión. Este tipo de fuerzas es el responsable de que estas sustancias puedan ser licuadas e incluso solidificadas. Las nubes electrónicas de las moléculas o de los átomos sufren vibraciones y producen dipolos con una orientación determinada, pero de vida muy breve ya que un instante después el dipolo tiene la orientación contraria. Estos dipolos inducen otra deformación en las moléculas contiguas y originan fuerzas de atracción entre ellas. Las fuerzas entre dipolos permanentes se producen cuando las moléculas son polares, como el dióxido de azufre (SO2) o el monóxido de carbono (CO), y existe atracción entre el polo de una molécula y el polo opuesto de otra molécula contigua. Estas fuerzas siguen siendo débiles pero son más intensas que las fuerzas de dispersión y, aunque éstas siguen existiendo, predominan las de atracción dipolo-dipolo. Tipos de Soluciones De acuerdo a su estado físico. De acuerdo a su estado fisco las soluciones pueden ser gaseosas, sólidas y como en la mayoría de los casos liquidas.
1. Gaseosas: gas en gas, líquido en gas, sólido en gas. Ejemplos de estas son el aire la niebla y el humo.
2. Sólidas: gas en sólido, liquido en sólido, sólido en sólido. Ejemplos, hidrogeno en platino, amalgama de plata y el acero
3. Líquidas: gas en líquido, liquido en líquido, sólido en líquido.
El agua se denomina solvente universal ya que actúa como solvente en la mayoría de las soluciones llamadas por tanto soluciones acuosas. De acuerdo a su composición relativa. Si consideramos la proporción relativa de sus componentes, las soluciones se dividen en cuatro grupos, los cuales son:
1. Diluidas. Es cuando existe una cantidad relativamente pequeña del soluto comparada con la unidad de volumen de la solución.
2. Concentrada. Cuando la cantidad de soluto es relativamente grande.
3. Saturada. Es aquella que contiene la máxima cantidad de soluto, a una temperatura determinada, de tal forma que si se sigue agregando solo llegara un momento en que las partículas del soluto recién agregadas ya no se disuelvan debido a que existe un equilibrio dinámico; se dice, entonces, que la solución se ha saturado.
4. Sobresaturada. Es la que contiene a una temperatura dada mas soluto que la saturada. Para lograrlo, se disuelve más soluto a una temperatura mayor, y luego se vuelve a la temperatura inicial dada. La solución sobresaturada es inestable y se da debido a que los sólidos (soluto) no cristalizan si no encuentran una superficie especial (un cristal de soluto, polvo, etc.)
De acuerdo a la disociación de sus componentes. En química, las soluciones mas importantes son las acuosas y tomando en cuenta la disociación de sus componentes se dividen en dos clases:
1. Soluciones electrolíticas. También son llamadas iónicas, son el tipo de soluciones que conducen la corriente eléctrica.
2. Soluciones no electrolíticas. Como su nombre lo indica son lo contrario de las anteriores ya que son el tipo de soluciones que no conducen electricidad.
Solubilidad. Solubilidad de una sustancia se refiere a la cantidad de soluto que se necesita en una sustancia para tener una solución saturada a una temperatura determinada. Factores que afectan a la solubilidad. Existen varios factores que afectan a la solubilidad, los cuales son los siguientes:
• Naturaleza de los reactivos. La solubilidad depende de este factor en especial en el caso de los gases, ya que estos solo se disuelven en los líquidos en una proporción que depende de la naturaleza de ambos.
• Superficie de contacto. Influye en la rapidez con que una sustancia se disuelve, ya que es importante cuanta superficie de contacto existe con el disolvente. Basta imaginarse un cubo cuyas caras tengan 1mm² de área, la superficie total del cubo es de 6 mm². Al dividirse en 2 partes iguales quedaran 2 cristales que tendrán cada uno 4 caras de 0.5 mm² y 2 de 1 mm², lo que nos da una superficie total, en los 2 cristales, de 8 mm². Al dividir el cristal original se obtiene más superficie de contacto lo que aumenta la velocidad con que el soluto se disuelve.
• Presión. Esta no afecta considerablemente a una solución, a menos que el soluto sea un gas. La cantidad de un gas que se disuelve en cierta cantidad de solvente es mayor en tanto la presión aumente. La Ley de Henry establece que "la masa de un gas absorbido (disuelto) por un líquido es proporcional a la presión a que se encuentra sometido el gas".
• Temperatura. En general, la solubilidad de las sustancias sólidas en agua aumenta con la temperatura.
Concentración de las Soluciones. Los términos diluida y concentrada resultan imprecisos cuando se usan para expresar las cantidades de los componentes de una solución. Para caracterizar una solución debe indicarse la cantidad de soluto que existe en una cantidad determinada de solución o solvente, de esta forma se indica la concentración de una sustancia en una solución considerada. Para expresar la concentración pueden emplearse unidades físicas, como gramos para referirse a la masa (peso), y cm³ y o litros si se habla de volumen, o unidades químicas o moles o equivalentes gramos. Expresadas en unidades físicas. Los siguientes métodos emplean unidades físicas:
• Porcentaje en masa (peso). Para encontrar el porcentaje en masa se considera que la masa total de la solución (masa del soluto + masa del solvente) representa el 100% por lo que el porcentaje del soluto se obtiene de la siguiente manera:
% masa = masa del soluto/masa de la solución (100)
• Porcentaje en volumen. Este procedimiento se emplea cuando el soluto y el solvente son líquidos. Si se considera que el volumen total de la solución representa el 100%, el porcentaje del soluto se obtiene con:
% volumen = volumen del soluto/volumen de la solución (100)
• Partes por millón (ppm). Este procedimiento se emplea para soluciones acuosas muy diluidas, y expresa el número en mg de soluto que existe en 1 kg de solución. Se considera que 1 kg de solución tiene un volumen de 1 l aproximadamente (1 kg = 1 000 g = 1 000 000mg)
Ppm = mg de soluto/ litros de solución
Ejemplo: ¿Cuál es la concentración en ppm si 1.5 mg de iones Na+ se encuentran disueltos en una solución cuyo volumen es de 2.5 l??Se plantea:
1.5 mg ---------- 2.5 l x g ---------- 1 l x = 1.5 mg x 1 l / 2.5 l x = 0.6 ppm
　 　 Expresadas en unidades químicas. Estos son métodos químicos para expresar la concentración, esto es, relación soluto-disolvente.
• Molaridad (M). Se define como el número de moles de soluto contenidos en un litro de solución. La relación se expresa:
M = moles de soluto/volumen de solución (l)
Una solución 1 M (uno molar) será aquella que contenga una mol del soluto en un litro de solución. Ejemplo: Se disuelven 80 g de hidróxido de sodio (NaOH) en agua y se obtiene 2 l de solución. ¿Cuál es la molaridad de esta solución?
En primer lugar se obtiene el número de moles que representan 80 g de NaOH Na: 23 x 1 = 23 O: 16 x 1 = 16 H: 1 x 1 Total = 40
40 g ---------- 1 mol 80 g ---------- x moles x = 80 g x 1 mol / 40 g x = 2 moles
M (NaOH) = 2 moles / 2 l = 1 mol / l = 1 M
Resultado La solución es 1 M
• Molalidad (m). Se define como el número de moles del soluto que se disuelve en 1 kg (1 000 g) de disolvente. Una solución 1 molal (1 m) es aquella que contiene un mol de soluto en 1 kg de solvente.
M = moles de soluto / masa del disolvente (Kg)
• Normalidad (N). Se define como el número de equivalentes gramo de soluto contenidos en un litro de solución.
N = equivalentes gramo del soluto/volumen de la solución (l)
Una solución 1N será aquella que contenga un equivalente gramo (eq-g) en 1 litro de solución. Pero ¿qué es un eq-g? En el caso de los ácidos el eq-g es igual a la mol dividida entre el número de iones hidrógeno (H+) proporcionados por la molécula. En el caso de las bases el equivalente gramo es igual a la mol dividida entre el número de iones bidroxilo (OH-) proporcionados por la molécula. Ejemplos:
HCl: mol = 36.5 g eq.g = 36.5 / 1 = 36.5
Ejemplos de problemas de normalidad: ¿Cuál es la normalidad (N) de una solución que contiene 2 g de ácido nítrico (HNO3) por litro de solución? Mol de HNO3:
H: 1 x 1 = 1 N: 14 x 1 = 14 O: 16 x 3 = 48 Total = 63 g eq-g = 63/1 = 63 g
Entonces:
1 eq-g ---------- 63 g x eq-g ---------- 8 g x = 1 eq-g x 8 g / 63 g x = 0.126 eq-g
Luego:
N = 0.126 eq-g / 1 l = 0.126 eq-g / 1 l Resultado. La solución es de 0.126 N
• Fracción Molar. Otra forma de expresar la concentración de las soluciones. Consiste en comparar las moles de soluto respecto al total de moles de la solución.
Ejemplo: ¿Cuál es la fracción molar de etano en una solución formada por 2 moles de este alcohol en 8 moles de agua?
Total de moles = (2 + 8) = 10 moles de etano = 2 fracción molar de etano = 2/10 = 0.2
Ejemplo: Se disuelven 20 g de NaCl en 100 g H2O calcula la fracción molar, tanto del soluto como del disolvente: Mol NaCl:
Na: 23 x 1 = 23 Cl: 35.5 x 1 = 35.5 Total = 58.5 g
Moles de NaCl = 20 g / 58.5 g = 0.34
Mol H2O:
H: 1 x 2 = 2 O: 16 x 1 = 16 Total: 18 g
Moles de H2O = 100 g / 18 g = 5.5
Total de moles = 0.34 NaCl + 5.5 H2O = 5.84 Fracción molar NaCl = 0.34/5.84 = 0.05822 Fracción molar H2O = 5.5/5.84 = 0.94178 La suma de las fracciones molares de todos los componentes debe ser igual a 1. Ácidos y Bases. En principio los ácidos y las bases se definieron de acuerdo con las características de sus soluciones acuosas. De tal forma los ácidos eran sustancias con las siguientes características: sabor ácido en solución acuosa, reacción con ciertos metales produciendo hidrogeno, cambia el papel tornasol de azul a rojo y neutralizan las bases. Mientras que las bases, en cierta forma sustancias opuestas a los ácidos, se caracterizan por su sabor amargo, untuosas al tacto (sensación jabonosa), cambian el papel tornasol de rojo a azul y neutralizan los ácidos. Estas definiciones, aunque prácticas, son muy limitadas en la actualidad porque se ha avanzado en el estudio acerca de la constitución de las sustancias. Teorías referidas a los conceptos ácido y base. Teoría de Arrhenius. Svante August Arrhenius (1859-1927) fue un químico suizo que estudiaba en la escuela para graduados. Nació cerca de Uppsala, estudió en la Universidad de Uppsala y se doctoró el año 1884. Mientras todavía era un estudiante, investigó las propiedades conductoras de las disoluciones electrolíticas (que conducen carga). En su tesis doctoral formuló la teoría de la disociación electrolítica. Él definió los ácidos como sustancias químicas que contenían hidrógeno, y que disueltas en agua producían una concentración de iones hidrógeno o protones, mayor que la existente en el agua pura. Del mismo modo, Arrhenius definió una base como una sustancia que disuelta en agua producía un exceso de iones hidroxilo, OH-. La reacción de neutralización sería:
H+ + OH- H2O
La teoría de Arrhenius ha sido objeto de críticas. La primera es que el concepto de ácidos se limita a especies químicas que contienen hidrógeno y el de base a las especies que contienen iones hidroxilo. La segunda crítica es que la teoría sólo se refiere a disoluciones acuosas, cuando en realidad se conocen muchas reacciones ácido-base que tienen lugar en ausencia de agua.
H2SO4: mol = 98 g eq-g = 98/2 = 49 g
Para encontrar el eq-g de una sal se divide la mol entre la valencia total, positiva o negativa. Ejemplos:
Na2SO4: mol = 142 g total de valencias positivas (Na¹⁺) = 2 total de valencias negativas (SO4^2-) = 2 eq-g = 142/2 = 71 g
Al2(SO4)3 mol = 342 g total de valencias positivas (2Al³⁺) = 6 total de valencias negativas (3SO4^2-) = 6 eq-g = 342/6 = 57 g
Teoría Brönstend – LowryJohannes Niclaus Las definiciones de Arrhenius de los ácidos y bases son muy útiles en el caso de las soluciones acuosas, pero ya para la década de 1920 los químicos estaban trabajando con disolventes distintos del agua. Se encontraron compuestos que actuaban como bases pero no había OH en sus fórmulas. Se necesitaba una nueva teoría. Las definiciones de
• Un ácido de
• Una base
Aún se contempla la presencia de hidrógeno en el ácido, pero ya no se necesita un medio acuoso: el amoníaco líquido, que actúa como una base en una disolución acuosa, se comporta como un ácido en ausencia de agua cediendo un protón a una base y dando lugar al anión (ion negativo) amida:
NH3 + base NH2- + base + H+
El concepto de ácido y base de
Ácido (1) + Base (2) Ácido (2) + Base (1)
se produce al transferir un protón el Ácido (1) a la Base (2). Al perder el protón, el Ácido (1) se convierte en su base conjugada, Base (1). Al ganar el protón, la Base (2) se convierte en su ácido conjugado, Ácido (2). La ecuación descrita constituye un equilibrio que puede desplazarse a derecha o izquierda. La reacción efectiva tendrá lugar en la dirección en la que se produzca el par ácido-base más débil. Por ejemplo, HCl es un ácido fuerte en agua porque transfiere fácilmente un protón al agua formando un ion hidronio:
HCl + H2O H3O+ + Cl-
En este caso el equilibrio se desplaza hacia la derecha al ser la base conjugada de HCl, Cl-, una base débil, y H3O+, el ácido conjugado de H2O, un ácido débil. Al contrario, el fluoruro de hidrógeno, HF, es un ácido débil en agua y no transfiere con facilidad un protón al agua:
HF + H2O H3O+ + F-
Este equilibrio tiende a desplazarse a la izquierda pues H2O es una base más débil que F- y HF es un ácido más débil (en agua) que H3O+. La teoría de
HCl + H2O H3O+ + Cl-
El agua también actúa como ácido en presencia de una base más fuerte que ella (como el amoníaco): NH3 + H2O NH4+ + OH- Teoría de Lewis Gilbert Newton Lewis (1875- 1946) fue un químico estadounidense que inventó la teoría del enlace covalente. Nació en Weymouth, Massachusetts, y estudió en las universidades de Nebraska, Harvard, Leipzig y Gotinga. Enseñó química en Harvard desde 1899 hasta 1900 y desde 1901 hasta 1906, y en el Instituto de Tecnología de Massachusetts desde 1907 a 1912. A partir de ese año y hasta su muerte fue profesor de química física en la Universidad de California en Berkeley, y también fue decano de la Escuela de Química. La historia del desarrollo de la teoría de los ácidos y bases no estaría completa sin al menos un breve vistazo al modelo de Lewis de los ácidos y bases. En el año de 1923 Lewis propuso el concepto más general de ácidos y bases y también introdujo el uso de las fórmulas del electrón - punto. De hecho, el empleo de pares electrónicos en la escritura de fórmulas químicas es también la base del modelo ácido - base de Lewis. Según Lewis, las definiciones para ácidos y bases son:
• Un ácido de Lewis es una sustancia capaz de aceptar (y compartir) un par electrónico.
• Una base de Lewis es una sustancia capaz de donar (y compartir) un par electrónico.
Todas las sustancias químicas que son ácidos según las teorías de Arrhenius y de Las definiciones de Lewis de los ácidos y bases tienen una importancia especial en la química orgánica, pero las definiciones de Arrhenius o de Brönstend (1879-1947), químico danés, nacido en Varde. En 1908 recibió el título de doctor en Filosofía y un cargo de profesor de química en la Universidad de Copenhague. Sus trabajos más importantes fueron en el campo de la termodinámica. Thomas M. Lowry (1847-1936) fue un químico británico que, junto a Johannes Brönstend, anunció una teoría revolucionaria como resultado de los experimentos con ácidos y bases en solución, que desafiaba la definición clásica de ácidos y bases no relacionados al crear un nuevo concepto el de pares ácido-base conjugados.Brönstend - Lorwy son,Brönstend - Lowry es un donador de protones, pues dona un ion hidrógeno, H+Brönstend - Lorwy es un receptor de protones, pues acepta un ion hidrógeno, H-Brönstend y Lowry ayuda a entender por qué un ácido fuerte desplaza a otro débil de sus compuestos (al igual que sucede entre una base fuerte y otra débil). Las reacciones ácido-base se contemplan como una competición por los protones. En forma de ecuación química, la siguiente reacción de Acido (1) con Base (2)Brönstend y Lowry también explica que el agua pueda mostrar propiedades anfóteras, esto es, que puede reaccionar tanto con ácidos como con bases. De este modo, el agua actúa como base en presencia de un ácido más fuerte que ella (como HCl) o, lo que es lo mismo, de un ácido con mayor tendencia a disociarse que el agua:Brönstend - Lowry también lo son de acuerdo con la teoría de Lewis. Todas las sustancias que son bases según las teorías de Arrhenius y de Brönstend - Lowry lo son también de acuerdo con la teoría de Lewis. Según esta teoría, un ión hidrógeno, H+, no deja de ser un ácido, y un ión hidróxido, OH-, es todavía una base, pero las definiciones de Lewis expanden el modelo ácido - base más allá de los modelos de Brönstend y Arrhenius. Brönstend - Lowry son por lo general adecuadas para explicar las reacciones en solución acuosa.pH y pOH. 　Los ácidos pueden ser fuertes o débiles, los ácidos fuertes en solución, producen concentraciones altas de iones H+ , los ácidos débiles producen concentraciones bajas de iones H+. De la misma manera, existen bases fuertes y débiles, las bases fuertes en solución acuosa, producen concentraciones altas de iones OH-.　Existe un sistema para saber que tan fuerte es un ácido en solución acuosa, es el pH. Este sistema fue desarrollado por S　Algunas veces escribimos el ión H+ aislado, pero algunas veces lo escribimos asociado a una molécula de agua, el ión hidronio: H₃O+ . Las 2 especies se deberán entender como equivalentes. 　 　 Escala de pH.　A partir de la definición de pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+:
　
örensen en 1909 y define al pH como el logaritmo negativo de la concentración de iones H+.
pH = -log [ H+ ]
es posible construir una escala tomando como base la disociación del agua.
pH = -log [ H+ ] : pH = -log [1 x 10^-7 ] \ pH = -[ log 1 + log 10^-7 ]
　
pH = - [ 0 + (-7) ] \
pOH = - log [ OH - ]
A partir de esta definición, podemos calcular el pOH del agua de la misma manera que calculamos el pH: 　 　
pOH = -log [ OH- ] : pOH = -log [1 x 10^-7 ] \ pOH = -[ log 1 + log 10^-7 ]
　
pOH = - [ 0 + (-7) ] \
pOH = 7
　
　
　 　
ESCALA DE pH Y DE pOH :
　

[ H3O+ ]	[ OH- ]	pH	pOH	Carácter:	Ejemplo:
100	10-14	0	14	Acido	Acido de batería
10-1	10-13	1	13	Acido	Jugos gástricos
10-2	10-12	2	12	Acido
10-3	10-11	3	11	Acido	Jugo de limón
10-4	10-10	4	10	Acido	Agua de soda
10-5	10-9	5	9	Acido	Café negro
10-6	10-8	6	8	Acido
10-7	10-7	7	7	Neutro	Agua pura
10-8	10-6	8	6	Básico
10-9	10-5	9	5	Básico	Bicarbonato de sodio
10-10	10-4	10	4	Básico	Jabón de tocador
10-11	10-3	11	3	Básico	Detergentes
10-12	10-2	12	2	Básico
10-13	10-1	13	1	Básico	Limpiadores caseros
10-14	100	14	0	Básico	Limpiadores de cañerías

　
　
Como se ve en la tabla, la suma de pH + pOH = 14.
　
　
　 　 　 Sabemos que el agua se comporta como ácido y como base, la disociación del agua se representa como sigue: 　
H₂O ↔ H⁺
+ OH^-　El agua por definición es neutra, ya que la concentración del ión hidronio es igual a la concentración del hidroxilo: [ H₃O+ ] = [ HO- ] , a 25° C estas concentraciones son de 1 x 10^-7 moles/litro. El producto de las concentraciones resulta ser: 　
[ H₃O+ ] [ HO- ] = (1 x 10^-7) (1 x 10^-7) = 1 x 10^-14
　Si aplicamos la definición de pH en este caso, ¿cual será el valor del pH del agua? 　pH = 7　Este es el valor de pH para toda solución neutra. De la ecuación de disociación del agua, podemos deducir que los valores de pH pueden ir de 0 a 14, correspondiendo 0 a las soluciones mas ácidas que tienen una concentración de ácido igual a 1 molar.
　
Escala de pOH　La escala de pOH se construye de manera similar al pH. El pOH se define como el logaritmo negativo de la concentración de iones OH-:
s 40 uma Peso Molecular
Ejemplos
BaO2(s) → BaO(s) ½ O2(g) + 18.6 kcal
H2O(g) + Cl2(g) → 2HCl ½ O2(g) + 27.36 kcal
Balanceo de Ecuaciones Químicas Significa encontrar la igualdad entre los 2 miembros de la misma. Esto es buscar la igualdad entre los átomos del 1º miembro con los mismos átomos del 2º miembro, mediante coeficientes escritos antes de las formulas que indiquen el numero de moléculas de cada sustancia que interviene en la reacción, Hay que tomar en cuenta que los coeficientes afectan a todos los subíndices de los átomos y que estos nunca deberán alterarse. Método de Tanteo Es por así decirlo el método mas fácil para balancear, es un método de ensayo y error en el que hay que tomar en cuenta lo siguiente:
1. No se deben de alterar los subíndices
2. Las moléculas no deben ser descompuestas en números
3. Se pueden emplear coeficientes
Ejemplos:Método Algebraico Los pasos de este método son los siguientes:
1. Se asignan letras diferentes a cada formula en ambos miembros de la ecuación algebraica
2. Para cada elemento químico se escribe una ecuación matemática que iguale el número de átomos antes y después de la reacción. Los subíndices pasaran a ser los coeficientes de las letras escogidas.
3. Se asigna un valor arbitrario a una de las incógnitas para resolver la ecuación.
4. De acuerdo a los valores obtenidos si un coeficiente queda fraccionado multiplicarlo por el valor del denominador.
5. Sustituir los coeficientes en la reacción.
Método Redox Pasos de este método:
1. Establecer los estados de oxidación de los compuestos.
2. Analizar la ecuación para establecer los compuestos que oxidan-reducen y encontrar semirreacciones.
3. Establecer coeficientes bases
4. Balancear por tanteo.
Asignación del Número de Oxidación. Al emplear el método redox para balancear ecuaciones no debemos olvidar que:
• Cuando un elemento no se encuentra combinado, su numero de valencia es cero.
• El número de valencia del hidrógeno (H) es 1+.
• El número de valencia del oxígeno (O) es 2-.
• El número de valencia de los elementos del grupo IA de la tabla periódica es 1+.
• El número de valencia de los elementos del grupo IIA de la tabla periódica es 2+.
• El número de valencia del aluminio es 3+.
• El numero de valencia de los halógenos es 1- si en la molécula no hay oxigeno.
• El número de valencias positivas es igual al de negativas en una formula escrita correctamente.
Oxidación Un átomo se oxida cuando:
• Pierde electrones.
• Su número de valencia aumenta.
Reducción Un átomo se reduce cuando:
• Gana electrones.
• Su número de valencia disminuye.
Agente oxidante y agente reductor. Al elemento que se reduce se le llama agente oxidante. En tanto que al elemento que se oxida se le llama agente reductor. En muchas reacciones químicas ocurre que los elementos que intervienen cambian su número de valencia, lo que indica que se han ganado o perdido electrones. A éstas se les llama reaccións de oxidación-reducción. Para balancear las ecuaciones de este tipo de reaccións se emplea el método de reducción-oxidación, o en forma abreviada, el método redox. Unidad II Estequiometría Es la parte de la química que trata los cálculos de masa o volumen de las sustancias que intervienen en las ecuaciones químicas, recibe el nombre de estequiometría; dicho de otro modo, la estequiometría estudia la composición de las sustancias en masa o volumen. 　 　 Leyes Fundamentales La estequiometría se rige por 6 leyes que se dividen en dos grupos, las ponderales (masas) y las volumétricas, las cuales enunciaremos a continuación:
1. Ley de la conservación de la materia (masa). Esta ley fue establecida en 1774 por Antoine Laurent Lavoisier. Se a enunciado de diversas maneras, una de ellas indica que en cantidades ponderables en toda reacción o proceso químico la masa total de las sustancias que intervienen, permanece invariable antes y después del fenómeno. Esta ley afecta la forma como deben de escribirse las reaccións químicas. El número de átomos de cada elemento debe ser igual en ambos miembros de la ecuación.
2. Ley de las proporciones definidas. A esta ley también se le conoce con el nombre de Ley de las proporciones constantes o Ley de Proust, en honor a quien la estableció en 1801. el enunciado nos dice dos o más elementos que se combinan para formar un compuesto dado, lo hacen siempre en la misma proporción
3. Ley de las proporciones múltiples o de Dalton. Relaciona los pesos de dos elementos cuando éstos forman más de un compuesto. Además, establece que diferentes cantidades de un mismo elemento que se combinan con una cantidad fija de otros elementos, para formar diversos compuestos, se hallan en relación sencilla que puede expresarse en números enteros.
4. Ley de las proporciones recíprocas. También conocida como la Ley de Richter se enuncia de la siguiente forma: los pesos de los elementos deferentes que se combinan con un mismo peso de un elemento dado, son los pesos relativos de aquellos elementos cuando se combinan entre si, o bien, múltiplos o submúltiplos de estos pesos.
5. Ley de los volúmenes de combinación. Gay-Lussac en 1809 formuló la ley de los gases que sigue asociada a su nombre, la ley de Gay-Lussac de los volúmenes de combinación afirma que los volúmenes de los gases que intervienen en una reacción química (tanto de reactivos como de productos) están en la proporción de números enteros pequeños (1 a 1, 3 a 2, 2 a 1, etc.)
6. Ley de Avogadro. El físico italiano Amadeo Avogadro en 1811 indica que las moléculas están formadas por partículas mas pequeñas llamadas moléculas diatómicas (H2, O2, Cl2, N2, F2), de tal manera que las sustancias al reaccionar desdoblan sus moléculas momentáneamente en átomos y estos son los que se combinan entre si para formar otras moléculas distintas que corresponden a las sustancias que resultan en la reacción. La ley de Avogadro establece que volúmenes iguales de todos los gases con igual presión y temperatura tienen el mismo número de moléculas.
Mol o Molécula Es la cantidad de una sustancia cuya masa en gramos es igual al peso molecular. 　 Número de Avogadro El número de moléculas que existen en un mol es igual a 6,0221367 x Átomo Gramo
OBSERVACIONES
☞
El hidrógeno, al combinarse con los metales, presenta el número de oxidación -1. En los demás casos, el número de oxidación es +1.
☞
El oxígeno actúa normalmente con el número de oxidación -2, salvo en los peróxidos, en cuyo caso el número de oxidación es -1.
☞
Cuando los carbonoideos, nitrogenoideos, anfígenos y halógenos se combinan con el hidrógeno o con los metales, los números de oxidación respectivos son -4, -3, -2 y -1.
☞
La suma
En la formulación de cualquier compuesto químico hay que tener en cuenta la regla de electroneutralidad:
☞
La nomenclatura química que vamos a seguir es, fundamentalmente, la propuesta por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (UIQPA). Esto permite utilizar, como ya veremos, la nomenclatura de Stock y la sistemática. En algunos casos recurriremos a los nombres tradicionales.
☞
Con número de oxidación +1: Alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs), Ag.
Con número de oxidación +2: Alcalinotérreos (Be, Mg, Ca, Sr, Ba), Zn, Cd.
Con número de oxidación +3: B, Al, Ga.
SUSTANCIAS SIMPLES (ELEMENTOS).
Son sustancias puras cuyas moléculas, en su caso, están constituidas por átomos iguales. Las moléculas de algunos elementos son diatómicas ( hidrógeno, flúor, cloro, bromo, yodo, oxígeno y nitrógeno), y otros existen en formas alotrópicas ( oxígeno, azufre, fósforo, etc.) . Ejemplo Nombre tradicional Nombre sistemático Los gases nobles son monoatómicos y los metales se representan por su símbolo atómico: He, Ne, Fe, Cu, etc.
H2 Hidrógeno Dihidrógeno
O3 Ozono Trioxígeno
P4 Fósforo blanco Tetrafósforo
N2 Nitrógeno Dinitrógeno
IONES.
Son átomos que no son neutros. Si tienen más cargas positivas que negativas (más protones que electrones), se denominan cationes; en caso contrario, se llaman aniones.
Cationes monoatómicos. Se nombran con la palabra catión ( o simplemente, ion) seguida del nombre del elemento. Ejemplos: Sn+4 (catión estaño (IV )); Mn+2 (catión manganeso (II)), Co 3+ (catión cobalto (III) ).
　
Aniones monoatómicos. Se nombran con la raíz del elemento y el morfema -uro. Ejemplos: H (hidruro), S (sulfuro). Algunos tienen nombres especiales como el O 2-
(óxido).
Un ion que aparece con frecuencia en los compuestos químicos es el ion amonio: (NH4)+.
ÓXIDOS.
Son combinaciones del oxígeno con los demás elementos excepto con los gases nobles y con el flúor. Todos ellos llevan el grupo O2- (ion óxido).
Nomenclatura: Óxido de elemento (número de oxidación). En la nomenclatura sistemática se nombra el número de átomos que intervienen. Para escribir la fórmula, se escribe primero el ion positivo con su número de oxidación, a continuación el ion O2- y se pone el número de iones de cada clase necesario para que el compuesto formado sea neutro. Así, por ejemplo, si queremos formular el óxido de nitrógeno (III), pondremos: N3+ O2- ----> N2O3. Como se observa, basta con intercambiar los números de oxidación. Todos los compuestos binarios los podemos formular de esta manera.
Si, por el contrario, se trata de nombrar un compuesto, como el Au2O3, tenemos que darnos cuenta de que este óxido está formado por los iones Au3+ y O2- por lo que su nombre será: óxido de oro (III).
Ejemplos: CuO (óxido de cobre (II), monóxido de monocobre); N2 O5 (óxido de nitrógeno (V), pentaóxido de dinitrógeno), Cr2O3 (óxido de cromo (III), trióxido de dicromo).
PERÓXIDOS.
Llevan el ion peroxo (O2)-2 combinado con un metal o con el hidrógeno: Na2O2 (peróxido de sodio), H2O2 (peróxido de hidrógeno o agua oxigenada), CuO2 (peróxido de cobre (II)).
HIDRUROS.
Son combinaciones del hidrógeno con metales y con algunos no metales. En el primer caso, su número de oxidación es -1; en el segundo, +1. Ejemplos: BeH2 (hidruro de berilio), GaH3 (trihidruro de galio).
OTRAS COMBINACIONES BINARIAS.
En las combinaciones binarias de los siguientes elementos, se escribe antes el que aparece primero en la lista y se nombran empezando por el segundo. La lista es: B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, At, I, Br, Cl, O, F. Así, se escribirá PH3 (fosfina), H2Se (seleniuro de hidrógeno), Cl2O5 (óxido de cloro (V) y OF2 (difluoruro de oxígeno).
　
HIDRÓXIDOS. Son compuestos ternarios formados por un metal, hidrógeno y oxígeno. Llevan el grupo hidróxido (OH)- Se formulan poniendo el símbolo del metal y a continuación el grupo (OH)-1 llevando como subíndice el número de oxidación del metal: NaOH (hidróxido de sodio), Fe(OH)3 (hidróxido de hierro (III), trihidróxido de hierro).
HIDRÁCIDOS.
Se llaman así a las combinaciones binarias del hidrógeno con los halógenos (flúor, cloro, bromo y yodo), y con el azufre. Son gases que, al disolverse en agua, dan disoluciones de carácter ácido. Más adelante, veremos otra clase de ácidos que, además de llevar hidrógeno, contienen también oxígeno: los oxoácidos u oxácidos.
Ejemplo Nombre sistemático En disolución acuosa
HF Fluoruro de hidrógeno Ácido fluorhídrico
HCl Cloruro de hidrógeno Ácido clorhídrico
HBr Bromuro de hidrógeno Ácido bromhídrico
HI Yoduro de hidrógeno Ácido yodhídrico
H2 S Sulfuro de hidrógeno Ácido sulfhídrico
OXOÁCIDOS.
Son compuestos ternarios de fórmula general HaXbOc, donde X suele ser un no metal. Algunas veces no se conocen los ácidos puros aunque sí sus sales. La nomenclatura tradicional es aceptada en este caso por la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (UIQPA). Además, tenemos, como siempre, la nomenclatura sistemática. Veamos la nomenclatura con ejemplos:
a) Oxácidos de los halógenos. Se conocen los siguientes:
Nº de oxidación
Oxoácido Nombre Análogamente, se formulan y nombran los compuestos correspondientes al bromo y al yodo: HIO: Ácido hipoyodoso; HBrO4: Ácido perbrómico; etc.. El flúor no forma este tipo de compuestos.
+1 HClO Ácido hipocloroso
+3 HClO2 Ácido cloroso
+5 HClO3 Ácido clórico
+7 HClO4 Ácido perclórico
b) Oxoácidos de los anfígenos.- Los más importantes son el ácido sulfuroso, H2SO3 y el ácido sulfúrico, H2SO4 .
c) Oxoácidos de los nitrogenoideos.
c.1) Del nitrógeno: HNO3 (ácido nítrico) y HNO2 (ácido nitroso).
c.2) Del fósforo: El más importante es el ácido ortofosfórico o, simplemente, ácido fosfórico: H3PO4 .
d) Otros oxoácidos. Podemos citar al ácido carbónico: H2CO3 .
La nomenclatura sistemática de la UIQPA para estos oxoácidos consta de las siguientes partes:
Nº de átomos de oxígeno +oxo+raíz del elemento central+ato+nº de oxidación del elemento central+ de hidrógeno.
Ejemplos: HNO3 (trioxonitrato (V) de hidrógeno), H2NO2 (dioxonitrato (II) de hidrógeno, también se llama ácido nitroxílico), H2SO4 (tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno).
4Otros oxoácidos son el H2CrO4 (ácido crómico) y el H3AsO4 (ácido ortoarsénico)
SALES.
Proceden de la sustitución de uno o más átomos de hidrógeno de un ácido por metales. Si se sustituyen todos los átomos de hidrógeno, tendremos sales simples; en caso contrario, las sales estarán hidrogenadas.
Nomenclatura de las sales simples: Raíz del nombre del ácido+-uro, -ato o -ito (según que el ácido acabe en -hídrico, -
ico u -oso) + de nombre del metal
Así, el ácido clorhídrico, H Cl, si pierde el hidrógeno (H+), se quedará sólo el ion cloruro, Cl-
Si este ion se combina .ahora con el ion sodio (Na+), tendremos NaCl (cloruro de sodio).
Análogamente, tendríamos el Ca(NO3)2 (nitrato de calcio) y el Cu2SO3 (sulfito de cobre (I)), compuestos procedentes del ácido nítrico y del ácido sulfuroso, respectivamente. En el primer caso, hemos combinado el ion Ca+2 con el ion nitrato,
(NO3)- y en el segundo, el ion cobre (I), Cu+, y el ion sulfito, (SO3)2-.
Para las sales hidrogenadas la nomenclatura es muy similar. Tan sólo hay que citar en primer lugar en número de átomos de hidrógeno que quedan en la fórmula. Supongamos que el ácido carbónico, H2CO3, pierde uno de los hidrógenos (saldrá como H+); entonces nos quedará un ion con una carga negativa (recuerda que el compuesto ha de ser neutro): (HCO3)-
A este ion lo llamaremos ion hidrogenocarbonato. Si ahora lo combinamos con el ion sodio, Na+, tendremos el compuesto NaHCO3 (hidrogenocarbonato de sodio; el nombre de bicarbonato es incorrecto). De la misma forma podemos formular el Fe(H2PO4)2 (dihidrogenofosfato de hierro (II)) o el hidrogenosulfuro de magnesio, Mg(HS)2.
Algunas sales muy frecuentes en los laboratorios tienen nombres tradicionales, como el permanganato de potasio (KMnO4) y el dicromato de potasio (K2Cr2O7). También se pueden denominar tetraoxomanaganato (VII) de potasio y heptaoxodicromato(VI) de dipotasio.
Al utilizar la nomenclatura de la UIQPA, sólo es necesario conocer los números de oxidación de aquellos elementos para los cuales no varían. Los más frecuentes son los siguientes:　
RESUMEN
a) Óxidos.- Llevan el grupo O2-.((Ejemplo: Ni2O3 (óxido de níquel (III .
b) Peróxidos.- Grupo (O2)-2.(Ejemplo: BaO2 (peróxido de bario .
c) Hidruros metálicos.- Grupo H-1: LiH (hidruro de litio).
d) Hidróxidos.- Grupo (OH)1-.(Ej.: Ca(OH)2 (hidróxido de calcio .
e) Ácidos.- Tenemos dos grupos:e.1) Hidrácidos: HCl (ácido clorhídrico)2
; H2S (ác. sulfhídrico). También se pueden llamar cloruro de hidrógeno,
sulfuro de hidrógeno, etc..
e.2) Oxácidos: Los más importantes son:H2CO3 (ácido carbónico), HNO2 (ác. nitroso); HNO3 (ác. nítrico), H3PO4 (ác. Fosfórico), H3AsO4 (ácido ortoarsénico), H2SO3 (ác. sulfuroso); H2SO4 (ác. sulfúrico), HClO (ác. hipocloroso)
3 HClO2 (ác. cloroso), HClO3 (ác. clórico), HClO4 (ác. perclórico)
f) Sales.- Unimos un ion metálico (o el ion amonio), con un ion negativo, que procede de un ácido que ha perdido algún ion hidrógeno. Un ácido como el H2SO4 puede dar lugar a dos tipos de iones:
1º.- Si pierde un H+, nos quedará (HSO4)- , que es el ion hidrogenosulfato.
2º.- Si se pierden los dos H+, nos quedará el ion sulfato, (SO4)2-
El primer ion combinado con cualquier metal o con el ion amonio dará lugar a hidrogenosulfatos (de sodio, de hierro(II), etc.)
El segundo estará presente en todos los sulfatos (de calcio, de aluminio, de níquel (III), etc.).
La nomenclatura de las sales se resume en la siguiente tabla:
Si el nombre del ácido termina en: El nombre del ion correspondiente acabará en:
- hídrico (ej.: ác. clorhídrico) - uro (ej.: ion cloruro)
Análogamente, se formularían los hidrácidos de los demás halógenos, como el flúor, el bromo o el yodo.
Los oxácidos correspondientes al bromo y al yodo se formularían de manera similar. El flúor no da este tipo de compuestos.
5-oso (ej.: ác. sulfuroso) -ito (ion sulfito)
-ico (ác. fosfórico) -ato (ion fosfato)
INTRODUCCIÓN.
Para representar la composición de las distintas sustancias puras, se emplean fórmulas que indican la clase y la cantidad de átomos que se unen. La proporción en que se combinan los átomos, de acuerdo con las leyes de las combinaciones químicas, se indican mediante unos números que se atribuyen a cada átomo y que se llaman números de oxidación. A veces, coinciden con las valencias (número de electrones que pierde o gana un átomo o pares de electrones que comparte), en general, no es así. Si se trata de una molécula neutra, la suma de los números de oxidación debe ser cero. Si es un ion, dicha suma debe corresponder a la carga del ion.
Los números de oxidación más comunes de los elementos de la Tabla Periódica son los siguientes:
　
es la rama de la ciencias física estrechamente relacionadas con físicas y que trata esencialmente de la composición y el comportamiento de la naturaleza