QUÍMICA. Universidad Tecnológica Nacional. Unidad Académica La Rioja CURSO DE INGRESO PREUNIVERSITARIO

Transcripción

1 Universidad Tecnológica Nacional Unidad Académica La Rioja QUÍMICA CURSO DE INGRESO PREUNIVERSITARIO Ing. Manuel E. Mercado Ing. Maria Luisa Palazzi Ing. Cecilia Munuce Bioq. Silvia Julián de Bass

2 Para introducirnos en el estudio de la química general es necesario que el estudiante universitario refuerce su conocimiento en algunos conceptos de la asignatura que ya han sido desarrollados en su etapa de instrucción previa a la universidad, es por ello que se hará un repaso de ellos antes de introducirnos a los conceptos que serán objeto del curso universitario de Química General. Materia: Es todo aquello que tiene peso, ocupa un lugar en el espacio e impresiona de algún modo nuestros sentidos. Hasta el presente siglo se supuso que la materia no podía crearse ni destruirse, sino solamente transformarse, concepto que se postula a través de la Ley de Conservación de la Masa de Lavoisier; sin embargo se demostró que es posible convertir la materia en energía radiante. Desde el punto de vista de las reacciones químicas ordinarias se puede emplear sin errores groseros la Ley de Conservación de la Masa, no así en los procesos nucleares en donde tiene lugar la conversión de materia en grandes cantidades de energía. Cuerpo: Es una porción limitada de materia. Sustancia: es la calidad de la materia que constituye un cuerpo, así por sus propiedades podremos clasificar e identificar inequívocamente la clase de materia que forma un cuerpo. Los cuerpos se diferencian por su forma, las sustancias por sus propiedades; cuerpos de igual forma pueden estar formados por distintas sustancias así como la misma sustancia puede formar cuerpos de distintas formas en cuyo caso sus propiedades serán invariables. Propiedades de la materia: algunas de las propiedades de la materia son: Impenetrabilidad, Ponderabilidad, Divisibilidad, Porosidad, Compresibilidad, etc.; todas ellas se relacionan con su estructura y la interacción de las partículas que forman la materia le dan variabilidad. Podemos clasificarlas en dos grandes grupos: Propiedades Físicas: son las que se refieren a la materia en sí misma, sin tener en cuenta su comportamiento ante otros cuerpos o sustancias. Estas a su vez se pueden clasificar en: Extensivas: son las que dependen de la cantidad de materia considerada, independientemente de las sustancias que la componen, como por ejemplo: Peso, Volumen, Masa, Calor ganado o perdido en un cambio de temperatura por una sustancia en particular; estas propiedades permiten diferenciar cuerpos formados por sustancias iguales.

3 Intensivas: dependen de la clase de materia considerada, es decir de la sustancia que la compone, por ello se las denomina también propiedades específicas o sustanciales. Son, por ejemplo: Color, Olor, Sabor, Densidad, Solubilidad, Brillo, Punto de ebullición, Punto de fusión, Índice de refracción, Estructura cristalina, etc. Estas propiedades nos permiten diferenciar cuerpos formados por distintas sustancias. Propiedades Químicas: son aquellas que se ponen de manifiesto en las reacciones químicas, es decir, en aquellos procesos por los cuales una sustancia se transforma en otra. Dentro de estas propiedades citamos: Acidez, Poder Reductor, Reactividad, Estabilidad Térmica, etc. Se dice, por ejemplo, que los carbonatos son térmicamente inestables pues con calor se descomponen originando sustancias nuevas, lógicamente con propiedades distintas a la que le dio origen. CO 3 Ca + Q < ===== > CaO + CO 2 FENÓMENOS: Es todo hecho factible de ser objeto de estudio. Se pueden clasificar en: Fenómeno Físico: Es aquel en donde se verifican modificaciones muy pequeñas y a veces parciales de las propiedades del cuerpo, pero nunca se modifica la naturaleza de la sustancia, persisten mientras actúa la causa que los origina y van unidos a una variación de energía relativamente pequeña. Fenómeno Químico: Es aquel en donde se verifican cambios profundos en todas las propiedades del cuerpo, modificando la naturaleza de la sustancia dando origen a una nueva, son de carácter permanente y van acompañados de una variación importante de energía. Por ejemplo, si se calienta un trozo de azufre o se comprime una masa de cloro hasta licuarlo, las propiedades físicas varían totalmente, pero el comportamiento químico de ambos en los diferentes estados es el mismo, es decir, ha tenido lugar en cada caso un fenómeno físico; si se calienta óxido mercúrico, en un tubo de ensayo, se desprende oxígeno y en la parte superior del tubo se condensa Mercurio en forma de pequeñas gotas, ha tenido lugar, en este caso, un fenómeno químico. Fenómeno Nuclear: es aquel en donde la alteración producida en la materia llega a los núcleos atómicos modificando el número de partículas subatómicas presentes en cada elemento y se produce con variaciones energéticas muy grandes.

4 Grados de División de la Materia: Si a un cuerpo lo dividimos en porciones más pequeñas obtendremos partículas, éstas pueden ser obtenidas por medios mecánicos y/o físicos; la palabra partícula involucra, sin embargo, desde una pequeña porción de materia hasta la más ínfima porción concebible de dicho material, así son partículas: las moléculas, los átomos, neutrones, electrones, etc. Moléculas: es la porción más pequeña de una sustancia que puede existir libre y conservar las propiedades de dicha sustancia. Átomo: es la menor porción de materia que constituye una molécula. Sistemas Materiales: Es toda porción delimitada de materia que separamos para estudiarla o interpretar cambios que se puedan producir bajo la influencia de ciertas acciones, el resto que queda sin observar es lo que se llama medio ambiente. Clasificación de los sistemas materiales: se clasifican en: Heterogéneo: se dice que un sistema material es heterogéneo cuando está constituido por partes que se pueden diferenciar al observarlas, es decir, presentan superficies de separación, y cada una de esas partes posee propiedades diferentes. Homogéneo: se dice que un sistema material es homogéneo cuando en todas sus partes se verifican las mismas propiedades y no se observa separación de sus componentes. Un sistema que a simple vista nos resulta homogéneo resulta, a la observación microscópica, ser heterogéneo; tomaremos en consecuencia como criterio de homogeneidad la observación ultramicroscópica y diremos que un sistema es homogéneo si resulta como tal a la observación ultramicroscópica. A los sistemas heterogéneos los separaremos en fases que son cada sistema homogéneo que compone el sistema heterogéneo, a estas asociaciones las llamaremos mezclas y pueden ser separadas por medios mecánicos y/o físicos tales como la tamización, centrifugación, etc.; en ellas se conservan las propiedades de cada componente y se reúnen sin relación de proporciones. Los sistemas homogéneos se clasifican en: Soluciones: son aquellos sistemas homogéneos constituidos por dos o más sustancias componente o constituyente donde una de ellas es el solvente y las demás son los solutos que se disuelven en el solvente.

5 Sustancias puras: son los sistemas materiales homogéneos constituidos por una sola sustancia que presentan en igualdad de condiciones propiedades características invariables. Las sustancias puras pueden clasificarse a su vez en: Sustancias compuestas que son aquellas cuya molécula está formada por átomos de distinta naturaleza, por ej.: agua (H 2 O) que en su composición tiene oxígeno e hidrógeno. Sustancias simples que son aquellas cuyas moléculas están formadas por átomos de igual naturaleza, por ej.: oxigeno (O 2 ), hidrógeno (H 2 ), etc. La sustancia elemental que constituye a cada compuesto químico se denomina Elemento y se conocen en la actualidad 104 elementos naturales que se encuentran clasificados según su número atómicos en lo que se llama Tabla Periódica, representado cada uno por un símbolo químico. Símbolo químico: son las abreviaturas que se usan para representar a los distintos elementos químicos, por Ej.: O para el oxígeno, H para el hidrógeno, Na para el sodio etc. Clasificación de los Elementos: Los elementos se suelen clasificar en metales, no metales y gases raros según las propiedades que presentan, aunque hay un grupo de elementos que presentan propiedades metálicas y no metálicas por lo cual se los suele llamar semimetales.

6 Metales: Poseen brillo metálico, son buenos conductores del calor y la electricidad y son sólidos a la temperatura de 20 ºC con excepción del Mercurio (Hg) que es líquido. No metales: Carecen de brillo metálico, son malos conductores del calor y la electricidad, algunos son sólidos como el Carbono (C) el Azufre (S) etc., otros son gases como el Oxígeno, el Hidrógeno etc. y el Bromo (Br) que es líquido. Gases raros, nobles o inertes: Se los encuentra en la naturaleza como sustancias simples casi en su totalidad debido a su baja o nula reactividad frente a los otros elementos, solo se conocen compuestos del radón y están agrupados en la última columna de la tabla periódica y son: Helio (He), Neón (Ne), Argón (Ar), Criptón (Kr), Xenón (Xe) y Radón (Rn). Algunos ejemplos de semimetales son el Boro (B), Silicio (Si), Arsénico (As), etc. Estados de Agregación de la Materia: Todas las sustancias conocidas se presentan en tres estados físicos de agregación fundamentales: Estado Sólido: poseen forma propia y una marcada capacidad para conservarla, tienen volumen propio y constante independiente del tamaño y forma del recipiente que los contiene, son rígidos y no fluyen, de modo que es necesaria una acción violenta para deformarlos. Estado Líquido: no poseen forma propia sino que adoptan la del recipiente que los contiene, cuando hay una superficie libre es siempre plana y horizontal (nivel), cuando se encuentran en muy pequeña cantidad tienden a adoptar forma esférica (gotas), poseen volumen propio y definido como los sólidos, se comprimen con mucha dificultad, aunque su compresibilidad es mayor que la de los sólidos, poseen capacidad de fluir, es decir tienen poca resistencia a la deformación. Estado Gaseoso: no poseen forma propia ni presentan superficie libre de separación, adoptando la forma del recipiente que lo contiene, cuando se encuentra en el seno de un líquido con el cual no se mezcla, tiende a adoptar una forma esferoidal (burbujas), no posee volumen propio, se expanden ocupando el volumen del recipiente que los contiene y son fácilmente compresibles, fluyen con mucha facilidad pues no oponen resistencia a la deformación. Estas propiedades pueden ser explicadas por la existencia de fuerzas que interaccionan entre las moléculas que componen la sustancia en estudio, estas fuerzas son: una de cohesión o atracción que trata de agrupar a las moléculas tratando que estas ocupen el menor volumen posible y una fuerza de repulsión que trata de separar o repeler a las mismas moléculas; cuando

7 la fuerza de atracción es mayor que la de repulsión tenemos el estado sólido, cuando la atracción es igual a la repulsión el estado líquido y si la repulsión es mayor que la atracción, tenemos el estado gaseoso. Cambios de Estado: se representa en el siguiente cuadro los diferentes cambios de estado con su correspondiente denominación: Todas las sustancias pueden pasar del estado sólido al líquido y luego al gaseoso con variar la temperatura y/o la presión, para cada sustancia existe una temperatura denominada crítica, por encima de la cual no puede ser licuada por alta que sea la presión que se aplique. En estas condiciones la sustancia está en estado de gas y solo puede ser licuada si es enfriada previamente por debajo de la temperatura crítica; si la sustancia se encuentra en estado gaseoso a temperaturas inferiores a la crítica, se dice que está en estado de vapor y puede ser licuada disminuyendo la temperatura o aumentando la presión. Energía: un concepto elemental de energía nos dice que es la capacidad que tienen los cuerpos de realizar un trabajo o entregar calor. Existen diferentes formas de energía tales como la cinética, que depende de la velocidad; la potencial, que depende de la posición; la energía calórica que depende de la diferencia de temperatura y otras como la hidráulica, eólica, eléctrica, nuclear, química, solar, etc. Principio de conservación de la energía: tiene la misma forma del enunciado del principio de conservación de la masa y dice que: La energía no se pierde ni se gana, sino que se transforma. También es válida para este principio las restricciones que ya vimos en el principio referido a la masa, es decir, que la energía y la masa son interconvertibles mediante la ecuación de Einstein que vincula ambos parámetros con el cuadrado de la velocidad de la luz. E = m C 2

8 Sin embargo, para los fines prácticos de la química general tomaremos como válido los principios antes enunciados. Reacción química: es el fenómeno por el cual las sustancias experimentan transformaciones ya sean en el laboratorio o en la naturaleza. Las sustancias que reaccionan (reactivos) son transformadas en otras (productos de la reacción) mediante un cambio en el ordenamiento de los átomos que conforman las moléculas. Hay diferentes tipos de reacciones químicas entre las que podemos citar: -Reacciones de síntesis o combinación: son aquellas en las que a partir de sustancias simples se obtienen sustancias compuestas. A + B =======> AB -Reacciones de descomposición: lo contrario a la combinación. AB =======> A + B -Reacciones de sustitución: son aquellas en las que átomos de un elemento reemplazan a átomos de otro elemento en un compuesto determinado. A + BC =======> B + AC -Reacciones de doble sustitución: en este caso los átomos o iones constituyentes de los dos compuestos que reaccionan se intercambian para formar nuevas sustancias. AB + CD =======> AC + BD -Reacciones de óxido-reducción: en este tipo especial de reacciones hay una transferencia electrónica y merecen un estudio mas profundo que se realizara en el capitulo correspondiente a electroquímica. También podemos citar las reacciones de combustión completa o incompleta que se verán el capítulo correspondiente a química orgánica y combustibles. Ecuación química: es la representación de una reacción química y se asemeja en todo a una ecuación matemática que podemos escribir en forma general de la siguiente forma:

9 a A + b B =======> c C + d D En donde A y B son los reactivos, C y D los productos de la reacción, la flecha reemplaza al igual de una ecuación matemática y los coeficientes estequiométricos a, b, c, y d son los necesarios para equilibrar la ecuación, es decir, tener antes y después de la reacción la misma cantidad de átomos de cada sustancia que interviene en la ecuación. Si en la ecuación química se respeta la igualdad de los átomos que intervienen, estamos aplicando la ley de conservación de la masa, ya que tendremos igual masa antes y después de la reacción química y solo se habrá producido un reordenamiento de los átomos de las sustancias que intervienen. Este concepto de igualdad de átomos es extensivo en el caso de considerar moles de átomos por lo que la igualdad ahora se verifica en masa susceptible de ser ponderada en una balanza. Además de igualar la masa también deberá ser igual la carga, es decir, cuando se trabaje con iones, positivos o negativos, se deberá cuidar que tanto en los reactivos como en los productos de la reacción exista igual carga. Estos conceptos se desarrollan con mayor profundidad en los cálculos estequiométricos. FORMACIÓN DE LOS COMPUESTOS INORGANICOS: En el siguiente esquema se indica como se forman los diferentes compuestos de la química inorgánica. - Metal + Oxígeno = Óxido Básico - Óxido Básico + agua = Hidróxido - Metal + Hidrógeno = Hidruro Metálico - No Metal + Oxígeno = Óxido Ácido - Óxido Ácido + agua = Oxácido - No Metal + Hidrógeno = Hidruro no Metálico (Hidrácido) - Hidróxido + Oxácido = Sal Oxigenada (oxosal) - Hidróxido + Hidrácido = Sal no Oxigenada

10 Tanto metales como no metales pueden presentar distinto números de oxidación con los cuales es posible formar distintas combinaciones con otros elementos para formar los distintos compuestos señalados. Una tabla que resume los principales datos que se necesitan para escribir las fórmulas y las ecuaciones químicas más corrientes es la siguiente: TABLA DE NÚMEROS DE OXIDACIÓN MAS COMUNES METALES NOMBRE RAÍZ SÍMBOLO N DE OXIDACIÓN ATOMICIDAD Litio Li 1 1 Sodio Na 1 1 Potasio K 1 1 Plata Ag 1 1 Magnesio Mg 2 1 Calcio Ca 2 1 Bario Ba 2 1 Zinc Zn 2 1 Aluminio Al 3 1 Cobre Cupr Cu 1, 2 1 Mercurio Hg 1, 2 1 Oro Aur Au 1, 3 1 Cobalto Co 2, 3 1 Hierro Ferr Fe 2, 3 1 Níquel Ni 2, 3 1 Estaño Estann Sn 2, 4 1 Plomo Plumb Pb 2, 4 1 Platino Pt 2, 4 1 Antimonio Sb 3, 5 1 Bismuto Bi 3, 5 1 Cromo Cr 2, 3, (4, 6) 1 Manganeso Mn 2, 3, (4, 6, 7) 1 NO METALES NOMBRE RAIZ SÍMBOLO N DE OXIDACIÓN ATOMICIDAD Flúor F 1 2 Oxígeno O 2 2 Boro B 3 1 Carbono C 4 1 Silicio Si 4 1 Nitrógeno Nitr N 3, 5 2 Fósforo P 3, 5 1 Azufre Sulfur S (2), 4, 6 1 Cloro Cl 1, 3, 5, 7 2 Bromo Br 1, 3, 5, 7 2 Yodo I 1, 3, 5, 7 2 Hidrógeno H 1 2

11 Los números de oxidación se escriben con un símbolo positivo o negativo, omitido en este caso, según las electronegatividades de los demás elementos que conforman la molécula, tema que se desarrollará con profundidad en las unidades de Propiedades Periódicas y Uniones Química. ÓXIDOS: Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metal o no metal con el oxígeno, y se clasifican en: Óxidos básicos: se forman cuando el elemento que se combina con el oxígeno es un metal. Ej: 4 Al + 3 O 2 =======> 2 Al 2 O 3 La fórmula de un óxido puede obtenerse mediante la utilización de una regla práctica que dice: se escribe el símbolo del metal y del oxígeno y como subíndice de uno el estado de oxidación con que actúa el otro y se simplifica si ello fuera posible. De esta manera se puede escribir una fórmula general que representa a los óxidos básicos: M 2 O v En donde M será el símbolo del metal y v su estado o número de oxidación. Para la igualación de la ecuación también se puede realizar con la utilización de la siguiente regla: se coloca como coeficiente del óxido el subíndice del oxígeno (reactivo) y como coeficiente del oxígeno (reactivo) el subíndice del oxígeno en el óxido. Por último se iguala el metal con el coeficiente adecuado para tal fin. Nomenclatura tradicional: Se los nombra con la palabra "óxido" seguido del nombre del metal sin cambiar cuando tiene un solo número de oxidación; si tuviera dos números de oxidación distintos, al nombre del metal se le agrega la terminación "oso" para el menor e "ico" para el mayor; así en el caso del hierro que tiene números de oxidación II y III tendremos los óxidos ferroso y férrico respectivamente. La Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) dispuso que los óxidos deben nombra rse con la nomenclatura por atomicidad agregando un prefijo que indica el número de

12 átomos que forman la molécula del óxido, por ejemplo "monóxido de di sodio" (Na 2 O), "dióxido de plomo" (PbO 2 ) etc. Debe notarse que en el caso de tener un solo átomo del metal no se usa el prefijo mono. También es recomendada por la IUPAC la nomenclatura de los numerales de stock, donde se los nombra como "óxido de" seguido del nombre del metal sin cambiar, agregando, entre paréntesis, con números romanos el números de oxidación con que está actuando el metal; en los ejemplos anteriores tendríamos óxido de sodio (I) y óxido de plomo (IV) respectivamente. metal. Óxidos ácidos: se forman cuando el elemento que se combina con el oxígeno es un no Ej: C + O 2 =======> CO 2 La fórmula de un óxido puede obtenerse mediante la utilización de la misma regla práctica que se usa en los óxidos básicos, escribiendo en este caso el símbolo del no metal y del oxígeno y como subíndice de uno el números de oxidación del otro, simplificando si ello fuera posible La fórmula general que representa a los óxidos ácidos será: 2 O v En donde será el símbolo del no metal y v su número de oxidación. Para la igualación de la ecuación también se puede realizar utilizando la misma regla que en el caso de los óxidos básicos, teniendo en cuenta que la atomicidad de algunos no metales es 2, con lo se debe adecuar el coeficiente para su igualación. Nomenclatura tradicional: se los nombra con la palabra "anhídrido" seguido del nombre del no metal terminado en "ico", cuando tiene un sol números de oxidación; si tuvieran dos números de oxidación distintos se usan los sufijos "oso" e "ico" para el menor y el mayor números de oxidación respectivamente como el caso de los óxidos básicos; en el caso de tener cuatro números de oxidación distintos como el caso del cloro que tiene I, III, IV y VII, se usa el sufijo " oso" para los dos menores y el sufijo "ico" para los dos mayores; para el menor de todos los números de oxidación se usa el prefijo "hipo" y para el mayor de todos el prefijo "per"; así en el caso mencionado del cloro se formarían los anhídridos hipocloroso, cloroso, clórico y perclórico respectivamente.

13 También para el caso de los anhídridos la IUPAC recomienda la nomenclatura de numerales de stock y la de atomicidad que indica el número de átomos por prefijos al igual que en los óxidos básicos, teniendo en cuenta que deben ser nombrados como óxidos. Ej.: CO 2 Óxido de carbono (IV) y dióxido de carbono respectivamente. Como puede notarse para escribir las fórmulas de ambos tipos de óxido se sigue igual regla: Para escribir la fórmula de los óxidos se escribe el símbolo del metal o no metal y del oxígeno y se intercambian los números de oxidación, simplificando si ello fuera posible. Lo mismo sucede con la regla para la igualación de la ecuación química: Para escribir la ecuación de formación de los óxidos, se escribe como reactivos los símbolos del metal o no metal y la del oxígeno respetando su atomicidad y como productos de la reacción se escribe correctamente la fórmula del óxido y debe igualarse usando coeficientes estequiométricos que se escriben adelante de cada fórmula de manera que multiplican a cada subíndice hasta lograr tener igual cantidad de átomos de cada elemento a la derecha y a la izquierda de la reacción. Para ello coloca como coeficiente del óxido el subíndice del oxígeno (reactivo) y como coeficiente del oxígeno (reactivo) el subíndice del oxígeno en el óxido. Por último se iguala el metal con el coeficiente adecuado para tal fin. Ej: formación del óxido férrico (Fe con números de oxidación III) 1 paso: se escribe como reactivos los símbolos del hierro y la del oxígeno respetando su atomicidad y como productos de la reacción se escribe correctamente la fórmula del óxido intercambiando sus números de oxidación. Fe + O 2 =======> Fe 2 O 3 Como el número de oxidación del oxígeno es II (no confundir con el 2 que figura como subíndice del oxígeno en la ecuación que es la atomicidad) y el número de oxidación del Fe es III al intercambiar los números de oxidación se obtiene la fórmula escrita como producto de la reacción; 2 paso: a esta ecuación deberemos igualarla: comenzando por el oxígeno se coloca un 2 adelante del óxido y un 3 adelante del oxígeno (reactivo), de esta manera como estos coeficientes multiplican a los subíndices, tenemos 6 átomos de oxígeno de ambos lados: Fe + 3 O 2 =======> 2 Fe 2 O 3

14 Como el 2 colocado antes del óxido nos indica que tenemos 4 átomos de Fe debemos colocar un 4 adelante del Fe (reactivo), con lo que igualamos la ecuación de formación del óxido férrico, óxido de hierro (III) o trióxido de di hierro. 4 Fe + 3 O 2 =======> 2 Fe 2 O 3 Se debe tener especial cuidado al considerar las fórmulas escritas en cualquier ecuación en donde los COEFICIENTES de la reacción NO forman parte de la fórmula y solo sirven para igualar una ecuación particular. Óxidos especiales: un óxido básico es aquel que al reaccionar con el agua forma un hidróxido y el óxido ácido es aquel que cuando reacciona con el agua forma un oxácido, sin embargo no todos los óxidos pueden ser clasificados según estas reglas generales que acabamos de describir, sino que se pueden encontrar casos especiales que constituyen excepciones y estas son: Óxidos anfóteros: son aquellos óxidos que no reaccionan con el agua para formar el hidróxido, pero si lo hacen con hidróxidos para formar su propia base o con ácidos para formar sales. Ej.: Al 2 O HNO 3 =======> 2(NO 3 ) 3 Al + 3 H 2 O Al 2 O NaOH =======> 2 Al(OH) Na 2 O Óxidos inertes: son aquellos que no presentan reacciones con ácidos o bases como lo son el óxido nitroso (N 2 O), el monóxido de carbono (CO) o el dióxido de manganeso (MnO 2 ). Casos especiales: merecen una especial atención algunos elementos que al poseer más de dos números de oxidación distintos pueden formar óxidos básicos o ácidos según el número de oxidación con que actúen, así podemos citar los siguientes casos: Caso del Cromo: este elemento presenta los números de oxidación II, III, IV y VI y puede formar los siguientes óxidos: CrO - Óxido cromoso o monóxido de cromo (óxido básico) Cr 2 O 3 - Óxido crómico o trióxido de di cromo (óxido anfótero) CrO 2 - Anhídrido cromoso o dióxido de cromo CrO 3 - Anhídrido crómico o trióxido de cromo

15 Caso del Manganeso: presenta los números de oxidación II, III, IV, VI y VII y forma los siguientes óxidos: MnO - Óxido manganoso o monóxido de manganeso Mn 2 O 3 - Óxido mangánico o trióxido de di manganeso MnO 2 - Anhídrido mangánico o dióxido de manganeso MnO 3 - Anhídrido mangánico o trióxido de manganeso Mn 2 O 7 - Anhídrido permangánico o heptaóxido de di manganeso Caso del Nitrógeno: el N puede formar seis óxidos distintos actuando con números de oxidación que van desde I a V y son: N 2 O - Óxido nitroso o monóxido de di nitrógeno NO - Óxido Nítrico o monóxido de nitrógeno N 2 O 3 - Anhídrido nitroso o trióxido de di nitrógeno NO 2 - Dióxido de nitrógeno N 2 O 4 - Tetróxido de di nitrógeno N 2 O 5 - Anhídrido nítrico o pentóxido de di nitrógeno Caso del Carbono: el C puede formar dos óxidos distintos que son: CO - Monóxido de carbono CO 2 - Anhídrido carbónico o dióxido de carbono HIDRUROS METÁLICOS Son compuestos binarios que resultan de la combinación de los metales con el hidrógeno. Ej.: Ca + H 2 =======> CaH 2 Nomenclatura: se los nombra con la palabra hidruro seguido del nombre del metal respetando la terminación dada para los óxidos, también se los nombra según la nomenclatura IUPAC siguiendo las mismas reglas con la palabra genérica hidruro en lugar de óxido.

16 Fórmula: se escribe el metal y el hidrógeno y se intercambian las valencias, que equivale a colocar tantos hidrógenos como valencia tenga el metal. La fórmula general que representa a estos compuestos será: MH v. Ecuación de obtención: se siguen las mismas reglas que en el caso de los óxidos, comenzando en este caso por igualar el hidrógeno. HIDRUROS NO METÁLICOS O HIDRÁCIDOS Son compuestos binarios que resultan de la combinación de algunos no metales con el hidrógeno. Entre los no metales que forman hidruros tenemos: Cloro, Fluor, Bromo y Yodo todos con número de oxidación 1 (-) y el Azufre con número de oxidación 2 (-). Nomenclatura: se los nombra como: Cloruro, Fluoruro, Bromuro, Yoduro y Sulfuro de hidrógeno respectivamente. Las ecuaciones de obtención igualadas de los distintos hidruros no metálicos son: Cl 2 + H 2 =======> 2 HCl Cloruro de hidrógeno F 2 + H 2 =======> 2 HF Fluoruro de hidrógeno Br 2 + H 2 =======> 2 HBr Bromuro de hidrógeno I 2 + H 2 =======> 2 HI Yoduro de hidrógeno S + H 2 =======> H 2 S Sulfuro de hidrógeno Cuando un hidruro no metálico es disuelto en agua se disocia formando lo que se denominan hidrácidos, forma bajo la cual se manifiesta el carácter ácido de estos compuestos. En estas circunstancias el nombre que reciben estos compuestos es de "ácido", seguido del nombre del no metal del cual provienen terminados en el sufijo "hídrico"; así tendremos en los casos citados: ácido Clorhídrico, ácido Fluorhídrico, ácido Bromhídrico, ácido Yodhídrico y ácido Sulfhídrico.

17 Como se observa la fórmula del hidrácido, como en todos los compuestos binarios, se obtiene por intercambiar los números de oxidación de los dos elementos que lo forman, en este caso, simplificados. La fórmula general que representa a estos compuestos será: H v Nótese que la fórmula, al contrario que en los hidruros metálicos, comienza con el hidrógeno pues todas las sustancias ácidas, como lo son estos compuestos, debe escribirse con el Hidrógeno en primer lugar HIDRÓXIDOS Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de un óxido básico con una o más moléculas de agua. Ej. Cu 2 O + 2 H 2 O =======> 2 Cu(OH) 2 Nomenclatura: se los nombra con la palabra "hidróxido" seguido del nombre del óxido del cual proviene, así será hidróxido cúprico el que resulta de combinar una molécula de agua con el óxido cúprico; usando la nomenclatura de stock, lo llamaremos hidróxido de cobre (II); con la nomenclatura por atomicidad lo llamaremos di hidróxido de cobre. Fórmula: Para escribir la fórmula de los hidróxidos se escribe el símbolo del metal y grupos oxhidrilos, tantos como el número de oxidación con el que actúa el metal, así el hidróxido cúprico será Cu(OH) 2. La fórmula general que representa a los hidróxidos será: M(OH) v Ecuación Química: para escribir la ecuación de formación de los hidróxidos, debe colocarse como reactivos la fórmula correcta del óxido y del agua y como producto de la reacción la fórmula correcta del hidróxido, luego debe igualarse la ecuación mediante el uso de coeficientes

18 estequiométricos. Una regla práctica nos dice que debemos igualar la cantidad de hidrógeno del agua y del hidróxido y de esta manera la ecuación debe quedar igualada. Ej.: formación del hidróxido cobáltico: 1 paso: colocar como reactivos la fórmula correcta del óxido y del agua y como producto de la reacción la fórmula correcta del hidróxido Co 2 O 3 + H 2 O =======> Co(OH) 3 2 paso: Como tenemos 2 átomos de H en el agua y tres en el hidróxido se coloca como coeficiente del agua el subíndice del oxhidrilo y viceversa. Co 2 O H 2 O =======> 2 Co(OH) 3 Una vez igualado el hidrógeno, el metal y el oxígeno debe quedar igualado, lo que se verifica en la ecuación ya que tenemos 2 átomos de Co y 6 átomos de oxígeno de ambos lados de la ecuación. Caso especial: debemos considerar el caso del N dentro del grupo de los hidróxidos, ya que este elemento puede reaccionar con el hidrógeno según: N H 2 =======> 2 NH 3 El producto de esta reacción se llama amoníaco que puede reaccionar con el agua para dar el hidróxido de amonio que presenta las características de un hidróxido proveniente de un metal; la reacción de formación del hidróxido es la siguiente: NH 3 + H 2 O =======> NH 4 OH OXÁCIDOS Son compuestos ternarios que resultan de la combinación de los óxidos ácidos con una molécula de agua. Ej.: CO 2 + H 2 O =======> H 2 CO 3

19 Nomenclatura: se los nombra con la palabra ácido seguido del nombre del anhídrido del cual proviene, así, en el ejemplo, el ácido carbónico será el que proviene del anhídrido carbónico más una molécula de agua. En la nomenclatura IUPAC se termina el nombre del no metal en "ato", se agrega un prefijo que indica la cantidad de átomos de oxígeno presente en la molécula y luego se indica la cantidad de hidrógeno presente, así el ácido carbónico será el trioxo carbonato de di hidrógeno. Fórmula: para escribir la fórmula de un oxácido se puede sumar directamente en la ecuación de formación la cantidad de átomos de cada elemento que interviene como reactivo, teniendo en cuenta que intervienen solo una molécula del anhídrido y del agua, y colocarlos como subíndices de la fórmula del ácido, tal como se verifica en el ejemplo anterior. Si los subíndices fueran todos factibles de simplificar, se realiza tal operación agregando como coeficiente del ácido, el número por el cual se simplificó, como ocurre en el siguiente caso de la formación del ácido nítrico. Ej.: N 2 O 5 + H 2 O =======> H 2 N 2 O 6 (Fórmula incorrecta) Al simplificar N 2 O 5 + H 2 O =======> 2 HNO 3 (Fórmula correcta) De estas consideraciones podemos decir, para la ecuación química de formación: Ecuación química: para escribir la ecuación química de la obtención de un oxácido, se escribe como reactivos las fórmulas correctas del anhídrido y del agua y como producto la fórmula del ácido cuyos subíndices se pueden obtener de la suma de los átomos que intervienen como reactivos, si fuera posible se simplifica y se escribe como coeficiente el número por el cual se simplificó. Ante la necesidad de escribir la fórmula sin tener que escribir la ecuación de obtención, se puede seguir la siguiente regla práctica: 1 : Se escriben los símbolos del hidrógeno, no metal y oxígeno, respetando ese orden; el no metal lleva siempre un solo átomo por lo que no escribiremos ningún número como subíndice salvo los casos especiales que veremos más adelante. 2 : Para el hidrógeno se usará el subíndice (a) que surge de la siguiente consideración: si la valencia del no metal es par se coloca un dos y si es impar no colocamos ningún número lo que nos indica que lleva un solo átomo de hidrógeno.

20 3 : Para el oxígeno se usará un subíndice (b) que se obtiene mediante la siguiente regla: se suma la valencia del no metal con la cantidad de hidrógeno obtenido con la regla anterior y se lo divide en dos, el número resultante será el que se escriba como subíndice del oxígeno. El estudiante verificará esta regla en las fórmulas de los ácidos carbónico y nítrico escritas como ejemplo. La fórmula general que representa a un oxácido será: H a O b Siendo a y b los subíndices ya descriptos. Dentro del grupo de los oxácidos consideraremos los siguientes casos especiales: Casos del Fósforo y del Arsénico: los anhídridos de ambos elementos pueden reaccionar con una, dos o tres moléculas de agua para formar distintos ácido según las siguientes reacciones: Para el anhídrido fosforoso (vale también para el anhídrido arsenioso): P 2 O 3 + H 2 O =======> 2 HPO 2 Ácido Meta fosforoso P 2 O H 2 O =======> H 4 P 2 O 5 Ácido Piro fosforoso P 2 O H 2 O =======> 2 H 3 PO 3 Ácido Orto fosforoso Para el anhídrido fosfórico (y anhídrido arsénico) P 2 O 5 + H 2 O =======> 2 HPO 3 Ácido Meta fosfórico P 2 O H 2 O =======> H 4 P 2 O 7 Ácido Piro fosfórico P 2 O H 2 O =======> 2 H 3 PO 4 Ácido Orto fosfórico Caso del Boro: el B de valencia III puede formar el anhídrido bórico de fórmula B 2 O 3 que genera los siguientes ácidos: B 2 O 3 + H 2 O =======> 2 HBO 2 Ácido Meta bórico B 2 O H 2 O =======> H 4 B 2 O 5 Ácido Piro bórico

21 B 2 O H 2 O =======> 2 H 3 BO 3 Ácido Orto bórico Para estos casos especiales la fórmula general de los oxácidos ya no podrá ser utilizada pero se puede seguir las siguientes consideraciones: - Para los Meta ácidos es válida la fórmula general vista. - En los Piro ácidos los cambios se dan en el no metal que tiene subíndice 2 y el H con subíndice 4; el subíndice del oxígeno se obtiene calculando b teniendo en cuenta que el número de oxidación del no metal deberá ser multiplicado por 2. - En los Orto ácidos el único cambio es en el subíndice del H que es 3. Caso del Cromo: una de las valencias del Cr es VI, con este número de oxidación forma el anhídrido crómico que con una molécula de agua forma el ácido crómico de fórmula H 2 CrO 4, éste es inestable y se unen dos moléculas del ácido, eliminando una molécula de agua, para formar el ácido di crómico según la siguiente reacción: 2 H 2 CrO 4 =======> H 2 Cr 2 O 7 + H 2 O Caso del Manganeso: vimos en los casos especiales de los óxidos que el manganeso con valencias VI, VI y VII, se comporta como no metal formando anhídrido; estos compuestos al reaccionar con una molécula de agua formarán los respectivos ácidos que denominamos ácido manganoso, ácido mangánico y ácido per mangánico. SALES Para una mejor comprensión de la formación de sales es necesario primeramente tener conocimiento de la ionización de ácidos e hidróxidos. Cuando se disuelve un ácido en agua, se produce su ionización, es decir, se "desprenden" sus átomos de hidrógeno para formar cationes hidrógeno que llamamos protones (H + ) y por otro lado el anión formado por el no metal con oxígeno en el caso de oxácidos o sin oxígeno en el caso de hidrácidos. Ej.: H 2 SO 4 =======> SO H + HCl =======> Cl - + H +

22 Nomenclatura: para nombrar los aniones que provienen de la ionización de los ácidos se procede de la siguiente forma: si terminan en "oso" se cambia por "ito", así el ácido nitroso formará el ión nitrito; si termina en "ico" se cambia por "ato", el ácido carbónico formará el ión carbonato y si fuera un hidrácido cuya terminación es "hídrico", se cambia por "uro", de manera que el ácido sulfhídrico formará el ión sulfuro. En los casos ejemplificados, se obtienen los aniones sulfato y cloruro respectivamente. Cuando se disuelve un hidróxido en el agua, la disociación produce aniones oxhidrilos (OH) -, de valencia I en su conjunto, y el catión metálico cuyo nombre no se cambia. Ej.: Cu(OH) 2 =======> Cu (OH) - En este caso al disociarse el hidróxido se obtuvo el catión cúprico y dos oxhidrilos. Conociendo como se realiza la disociación de ácidos y bases, veremos la formación de sales neutras, es decir aquellas en las que todos los hidrógenos del y todos los oxhidrilos de la base forman agua. Sales oxigenadas: las sales oxigenadas neutras son compuestos ternarios que provienen de la reacción de un oxácido con un hidróxido. Ej.: HNO 3 + Na(OH) =======> NaNO 3 + H 2 O Nomenclatura: se indica primero el nombre del anión cambiando la terminación -oso o -ico del oxácido del cual proviene por la terminación -ito o -ato respectivamente, seguido del nombre del catión, así en el caso del ejemplo, donde se combina el ácido nítrico con el hidróxido de sodio, obtenemos el nitrato de sodio y agua. Fórmula: para escribir la fórmula de una sal oxigenada, se coloca el símbolo del metal teniendo en cuenta su número de oxidación, es decir, la cantidad de oxhidrilos que formaban la molécula del hidróxido, a continuación se escriben los símbolos del no metal y el oxígeno respetando los subíndices que tenían en el oxácido teniendo presente cuantos hidrógenos formaban la molécula de ese ácido, luego se coloca como subíndice del catión el número de hidrógenos reemplazados del ácido y como subíndice del anión el número de oxhidrilos reemplazados del hidróxido y se simplifica si ello fuera posible. Ej.: fórmula del sulfato de calcio: CaSO 4

23 Como el calcio tiene valencia II, tenía en la molécula del hidróxido 2 oxhidrilos, al disociarse se formo el catión Ca ++ ; por otro lado del ácido sulfúrico se formó el anión sulfato que tiene dos cargas negativas producto de los dos hidrógenos que se separaron en su disociación, es decir, SO = 4 ; al unir los dos iones para formar la sal debemos intercambiar las cargas de los iones que en ambos casos es dos: (Ca) 2 (SO 4 ) 2 y se simplifican formando la molécula de la sal CaSO 4. De lo expuesto surge que es posible escribir la fórmula general de las oxosales neutras de la siguiente forma: M a ( O b ) v En donde a y b son los coeficientes calculados en los oxácidos y v el número de oxidación del metal. Cuando fuere posible, se simplifica a y v. Ecuación de obtención: para escribir la ecuación de obtención de una sal se escribe como reactivos las fórmulas correctas del ácido y del hidróxido y como producto la fórmula de la sal y agua, para igualar la ecuación debemos primeramente igualar la cantidad de hidrógeno del ácido con la cantidad de oxhidrilos del hidróxido y se coloca el número resultante como coeficiente del agua, luego se escribe tantos cationes y aniones como indican los coeficientes utilizados para formar la sal. Ej: formación del carbonato de aluminio. Al(OH) 3 + H 2 CO 3 =======> Como tengo tres oxhidrilos y solo dos hidrógenos se coloca un 2 adelante del hidróxido y un 3 adelante del ácido y de esta forma tengo un total de 6 hidrógenos y 6 oxhidrilos, por lo que se puede formar 6 moléculas de agua. 2 Al(OH) H 2 CO 3 =======> + 6 H 2 O Con los 2 cationes aluminio y los 3 aniones carbonato, formamos la molécula de la sal. 2 Al(OH) H 2 CO 3 =======> Al 2 (CO3) H 2 O

24 Con lo indicado la ecuación queda igualada. Sales no oxigenadas: las sales no oxigenadas neutras son compuestos binarios que provienen de la combinación de un hidrácido con un hidróxido. Ej: HCl + Na(OH) =======> NaCl + H 2 O Nomenclatura: se indica el nombre del anión cambiando la terminación "hídrico" del hidrácido del cual proviene por la terminación "uro", seguido del nombre del catión sin cambiar, así en el ejemplo, de la combinación del ácido clorhídrico con el hidróxido de sodio, resulta el cloruro de sodio y agua. Fórmula: para escribir la fórmula de una sal no oxigenada, se debe tener en cuenta las mismas consideraciones que en el caso de las sales oxigenadas, teniendo presente que las primeras no llevan oxígeno. La fórmula general de las sales no oxigenadas resulta de aplicar las reglas de los compuestos binarios, intercambiando los números de oxidación de los dos átomos que forman el compuesto. M v v En donde v es el número de oxidación del no metal y v el número de oxidación del metal. Ecuación de obtención: se hace de igual manera que las sales oxigenadas, debiendo igualar la cantidad de hidrógenos del ácido con la cantidad de oxhidrilos de la base. Sales ácidas: cuando se hace reaccionar un ácido poliprótico, es decir aquellos que tienen más de un hidrógeno o protón, con una cantidad insuficiente de hidróxido para que todos los protones formen agua, se forman las sales ácidas. Ej.: H 2 CO 3 + NaOH =======> NaHCO 3 + H 2 O Como vemos en el ejemplo, una sola molécula del hidróxido de sodio provee solo un oxhidrilo, por lo que solo podrá formar una molécula de agua con un hidrógeno del ácido, quedando el otro hidrógeno en la constitución de la sal.

25 Nomenclatura: se los nombra de igual manera que las sales neutras intercalando entre el nombre del anión y del catión la palabra "ácido", de esta manera la sal del ejemplo se denomina carbonato ácido de sodio. Otra forma de nombrarlas es colocando el prefijo "bi" al nombre del anión, por lo que al compuesto antes citado lo podemos llamar bicarbonato de sodio. Sales básicas: si hacemos reaccionar ahora una base poli hidroxílica con un ácido en cantidades menores a las requeridas para la neutralización formaremos una sal básica, pues quedan oxhidrilos en la constitución de la fórmula de la misma. Ej.: HNO 3 + Ba(OH) 2 =======> BaOHNO 3 + H 2 O Nomenclatura: las nombraremos intercalando la partícula "básico" al nombre de la sal neutra, de esta manera la sal del ejemplo será nitrato básico de bario. Sales mixtas: cuando hacemos reaccionar un ácido poli prótico con más de una base, podemos formar las que denominamos sales mixtas, que son aquellas que tienen en su constitución más de un catión. Ej,: H 2 SO 4 + NaOH + KOH =======> NaKSO H 2 O Nomenclatura: se las nombra con el nombre del anión seguido de los nombres de los cationes presentes, en el caso del ejemplo tendremos el sulfato de sodio y potasio.

26 -QUIMICA- GUIA DE EJERCICIOS TEMARIO: Valencia. Fórmulas. Reacciones químicas: formación de hidruros, óxidos, hidróxidos, ácidos y sales. Igualación de ecuaciones químicas GLOSARIO: Fórmula: Es la representación, por medio de símbolos químicos y de números, de la cantidad de átomos de cada elemento que constituyen una molécula. Fórmula desarrollada: Indica además del número y tipo de átomos, cómo están unidos los mismos en la molécula. Reacción química: Es un proceso en el que a partir de una o más sustancias se originan otras diferentes de las iniciales, denominadas productos de la reacción. EJERCICIOS: HIDRUROS: Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias y clasificar cada elemento usado como metal o no metal (M - NM): Hidruro de calcio Hidruro de sodio Amoníaco Sulfuro de hidrógeno Hidruro de litio Hidruro de cobre (I) Sulfuro de hidrógeno (ácido clorhídrico) Hidruro de bario OXIDOS Y ANHIDRIDOS: a) Clasificar los elementos dados a continuación, como metales y no metales, (M y NM). b) Escribir todos los óxidos que forman los elementos dados e igualar las ecuaciones químicas. c) Nombrar los productos obtenidos con las 3 nomenclaturas (antigua o clásica, Stock y por atomicidad): Hierro + O Carbono + O Cesio + O Selenio + O Mercurio + O Manganeso + O Estaño + O Zinc + O Azufre + O Plata + O

27 Berilio + O Fósforo + O Plomo + O Cromo + O Nitrógeno + O Aluminio + O Níquel + O Hierro + O Cloro + O Litio + O d)- Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: Bióxido de manganeso Óxido de cobalto (III) Trióxido de wolframio Pentóxido de difósforo Óxido de radio Óxido férrico Óxido de oro (I) Óxido de manganeso (VII) Trióxido de dicloro Anhídrido nitroso e) Escribir las ecuaciones de formación correspondientes a los siguientes compuestos: CaO SO 3 Na 2 O Al 2 O 3 CO 2 CO N 2 O 5 P 2 O 3 FeO Cu 2 O HIDROXIDOS Y OXOACIDOS: a) -Escribir e igualar las reacciones con el agua, de los compuestos obtenidos en el punto a) anterior. Nombrarlos. b)- Escribir en fórmulas e igualar las siguientes reacciones químicas: Óxido de calcio + agua = Hidróxido de calcio Trióxido de azufre + agua = Ácido sulfúrico Trióxido de cloro + agua = Ácido cloroso Óxido de cobre (I) + agua = Hidróxido de cobre (I)

28 Anhídrido nítrico + agua = Ácido nítrico Óxido áurico + agua = Hidróxido áurico Anhídrido hipocloroso + agua = Ácido hipocloroso Óxido de cloro (VII) + agua = Clorato (VII) de hidrógeno c) indicar otras formas de nombrar a los elementos del punto anterior d) Desarrollar las fórmulas del ítem anterior e) Dados los siguientes compuestos, escribir las fórmulas correspondientes: Ácido fosforoso Ácido perbrómico Ácido ortobórico Hidróxido de plomo (IV) Iodato (I) de hidrógeno Ácido sulfuroso Hidróxido de cadmio Ácido dicrómico i) Escriba el nombre de los siguientes oxoácidos: HNO 2 H 3 PO 3 H 2 CO 3 H 2 SO 3 H 4 P 2 O 7 HNO 3 HClO 3 H 3 PO 4 H 2 SO 4 j) Escriba el nombre de los siguientes hidróxidos: Fe(OH) 3 Pb ( OH) 4 CuOH NH 4 OH AuOH AgOH Al(OH) 3 Mn(OH) 2 Cr(OH) 3 HIDRÁCIDOS a) Escribir la fórmula empírica de los siguientes hidrácidos: Ácido clorhídrico Ácido sulfhídrico Ácido fluorhídrico Ácido bromhídrico Ácido yodhídrico PEROXIDOS

29 a) Escribir la fórmula empírica y desarrollada de los siguientes peróxidos: Peróxido de hidrógeno Peróxido de bario Peróxido de plata Peróxido de litio SALES: a) Escribir las fórmulas, completar, igualar e indicar el nombre de los productos de las siguientes reacciones químicas: Hidróxido de calcio + Ácido clorhídrico = Hidróxido de magnesio + Ácido fosfórico = Hidróxido cúprico + Ácido nítrico = Hidróxido de bario + Ácido sulfúrico = Hidróxido de potasio + Ácido perclórico = Hidróxido de aluminio + Ácido bromhídrico = b) -Igualar e indicar los nombres de los siguientes compuestos: HCl + NaOH ==== NaCl + H 2 O HF + Mg(OH) 2 ==== MgF 2 + H 2 O HBr + Fe(OH) 3 ==== FeBr 3 + H 2 O HNO 2 + KOH ==== KNO 2 + H 2 O HNO 3 + AgOH ==== AgNO 3 + H 2 O H 2 SO 3 + Ca(OH) 2 ==== CaSO 3 + H 2 O H 2 SO 4 + Al(OH) 3 ==== Al 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O H 2 S + O 2 ==== H 2 O + SO 2 Al 2 O 3 + HCl ==== AlCl 3 + H 2 O

30 AgNO 3 + MgCl 2 ==== AgCl + Mg(NO 3 ) 2 CaCO 3 ==== CaO + CO 2 NaNO 3 ==== NaNO 2 + O 2 Al 4 C 3 + H 2 O ==== Al(OH) 3 + CH 4 (NH 4 ) 2 SO 4 + NaOH ==== Na 2 SO 4 + NH 3 + H 2 O P 2 O 5 + H 2 O ==== H 3 PO 4 Al(OH) 3 ==== Al 2 O 3 + H 2 O H 2 CO 3 + Fe(OH) 3 ==== Fe 2 (CO) 3 + H 2 O H 3 PO 4 + Pb(OH) 2 ==== Pb 3 (PO 4 ) 2 + H 2 O C 6 H 12 O 6 ==== C 2 H 5 OH + CO 2 c) Dados los siguientes compuestos, escribir las fórmulas correspondientes: Carbonato de amonio Perclorato de litio Cloruro de bario Cromato de potasio Tetracloruro de carbono Fosfato de hierro (III) Permanganato de potasio Arsenito de magnesio Dicromato de potasio Sulfato de aluminio Nitrito de bario Nitrato de plata Perclorato de calcio Bicarbonato de hierro (III) Bicarbonato de bario d) -Desarrollar la fórmula de por lo menos 6 de las sales anteriores.

31 e) Desarrollar las ecuaciones de formación de las siguientes sales ácidas y básicas Dihidrógeno fosfato de litio Sulfato ácido de amonio Monohidrógeno carbonato de hierro (III) Dihidrógeno Fosfato (V) de potasio Monohidrógeno fosfato de aluminio Monohidrógeno sulfuro de hierro (II) Hidroxicloruro de Magnesio Cloruro básico plumboso f) Coloque el nombre, según las diferentes nomenclaturas, a cada una de las fórmulas siguientes AgNO 3 HgHSO 4 NaClO (NH 4 ) 2 SO 3 NaClO 2 KNO 2 Mn(SH) 2 NaHCO 3 H 2 Cr 2 O 7 CaS Fe 2 (SO) 3 BaCrO 4 KMnO 4 Ca 3 (PO 4 ) 2 K 2 HPO 4 HBrO 4 H 2 SO 3 HClO 3 HIO HNO 3 Ca (HCO 3 ) 2 g) Iguale las siguientes ecuaciones químicas, indicando los nombres y completando con fórmulas cuando corresponda:... + H 2 O > 2 HNO 2 Cl 2 + H >... MnO 3 + H 2 O >... HNO > KNO Sn(OH) 4 + H 2 SO >

32 ... + H 2 O >... (Hidróxido de Ca) + Fe(OH) >... + H 2 O (Sulfato ferroso) > H 2 S H 2 CO > (Carbonato de Mg)