QUIMICA Unidad N 5 : - COMPUESTOS INORGÁNICOS

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1 QUIMICA Unidad N 5 : - COMPUESTOS INORGÁNICOS Profesora Mercedes Caratini - QUIMICA- ET 28 REPÚBLICA FRANCESA 1

2 REACCIONES QUÍMICAS Las reacciones químicas se producen cuando una o más sustancias llamadas reactivos, se transforman, en determinadas condiciones, en nuevas sustancias llamadas productos de reacción. Una reacción química se representa mediante una ecuación química. En la cual: A + B C + D A y B son los reactivos. C y D son los productos. La flecha significa para dar El signo + entre los reactivos: se combina con El signo + entre los productos y. El sentido de la flecha indica el sentido de la reacción. Las reacciones pueden ser: REACCIONES REVERSIBLES: se producen en ambos sentidos (De reactivos a Productos y de Productos a Reactivos) Ej; H2 (g) + I2 (g) 2 HI (g) IRREVERSIBLES: solo se producen en un sentido. 2HgO Hg + O2 En una ecuación química se representan las sustancias que intervienen en la reacción y además su cantidad, para ello, se debe tener en cuenta la ley de conservación de la masa y balancear e igualar la ecuación, a fin de que de un lado y del otro de la reacción quede la misma cantidad de átomos de cada especie. 2 H2O2 (l) 2 H2O (l) + O2 (g) Otros símbolos que se pueden colocar en la reacción son: El estado de agregación de las sustancias líquido (l), sólido (s), gaseoso (g). El intercambio de Energía, sobre la flecha, El medio en el cual se produce la reacción. (aq) acuoso. Según la reacción que representen, las ecuaciones se pueden clasificar en: ECUACIONES FORMACION. DESCOMPOSICIÓN NEUTRALIZACIÓN REDOX 2

3 OXIDO-REDUCCIÓN La reacciones que involucran procesos en los cuales un átomo pierde electrones y otro los gana se denominan reacciones redox. Por ejemplo: 2 K + Br2 2KBr Cada átomo de potasio pierde 1 electrón. 2(K -1e - K + ) El potasio se oxido. Cada átomo de bromo ha ganado 1 electrón Br2 + 2e - 2 Br El bromo se redujo. Oxidación: Proceso por el cual una sustancia pierde electrones. Reducción: Proceso por el cual una sustancia gana electrones. Todo proceso de oxidación va acompañado de uno de reducción, por eso a estas reacciones se las denomina reacciones redox. NÚMERO DE OXIDACIÓN Número de oxidación: es la carga asignada a cada átomo del elemento en un compuesto considerando que todas las uniones en él son iónicas. De esta forma los números de oxidación pueden ser positivos o negativos, así mismo pueden aparecer diferentes números de oxidación para un mismo elemento según el compuesto en el cual se encuentren. Reglas de asignación de números de oxidación. 1) A los elementos en su estado no combinado se le asigna número de oxidación cero (0). 2) El Hidrógeno presenta habitualmente estado de oxidación +1, salvo cuando se combina con metales que toma el número de oxidación -1. 3) Los elementos del grupo 1 presentan todos números de oxidación +1. 4) Los elementos del grupo 2 presentan todos números de oxidación +2. 5) El Oxígeno presenta habitualmente estado de oxidación -2, salvo cuando forma peróxidos. 6) Para compuestos neutros, la suma algebraica de los números de oxidación de los elementos involucrados, multiplicados por sus respectivas atomicidades, debe ser igual a cero. COMPUESTOS BINARIOS COMPUESTOS INORGÁNICOS Se denomina compuestos binarios a los formados por dos elementos diferentes. ÓXIDOS: formados por Oxigeno y otro elemento. COMPUESTOS BINARIOS HIDRUROS: formados por Hidrógeno y otro elemento. SALES BINARIAS: formadas por un metal y un no metal. 3

4 ÓXIDOS en: Los óxidos pueden estar formados por oxígeno y un metal o un no metal, según esto se clasifican ÓXIDOS BÁSICOS: formados por oxígeno y un metal. Son compuestos iónicos. Se llaman así porque al disolverse en agua originan Sustancias Básicas. ÁCIDOS: formados por oxígeno y un no metal. Son compuestos covalentes. Se llaman así porque al disolverse en agua originan Sustancias Ácidas. ANFÓTEROS: están formados por elementos que pueden formar con agua sustancias ácidas o básicas. Ej: Al, Cr, Mn, Sn. En el caso de los óxidos del cromo, el óxido de cromo (II) es básico, el óxido de cromo (III) es anfótero y el óxido de cromo (VI) es ácido. El Manganeso posee número de oxidación +2; +3; +4; +5; +6; +7. El óxido de manganeso (II) y el de manganeso (III) son básicos, los óxidos de manganeso (VI) y (VII) son ácidos. A) FORMULA DE LOS ÓXIDOS Se escribe primero el símbolo del metal y luego el del oxígeno, al símbolo del metal se le coloca el número de oxidación del oxígeno (2) y al oxígeno el número de oxidación del metal. Me2Ox x: número de oxidación del metal. Ejemplo: Na2O1 el 1 no se pone. FeO Fe2O3. Pb2O4 en este caso se deben simplificar los números de oxidación PbO2. B) ECUACIÓN DE FORMACIÓN. METAL + OXÍGENO ÓXIDO BASICO Ejemplo: 4 Na + O2 2 Na2O Ca + O2 2 CaO NO METAL + OXÍGENO 4 ÓXIDO ÁCIDO.

5 Ejemplo: 4 P + 3O2 2 P2O3 C + O2 CO2 Recordar que las ecuaciones deben estar completas e igualadas. C) NOMENCLATURA Algunos de estos compuestos tienen nombres vulgares, por ejemplo el CaO se conoce como cal. Se debe tener en cuenta que un mismo elemento puede combinarse con más de un número de oxidación. Estan en vigencia tres tipos de nomenclatura: Tradicional: Se emplea desde hace muchos años, sobre todo en la industria. Utiliza sufijos y prefijos. Si el elemento tiene dos estados de oxidación se utiliza el sufijo oso para designar el óxido en el cual el elemento se encuentra con el menor estado de oxidación, y el sufijo ico para el mayor estado de oxidación. Si los elementos presentan cuatro estados de oxidación a los sufijos se le agregan los prefijos hipo, per. Combinándolos: hipo-oso Oso Ico Per - ico Por atomicidad: (aprobada por la IUPAC) indica la cantidad de átomos de cada clase que intervienen en la molécula. Numerales de Stock: Se escribe óxido de el elemento en cuestión y entre paréntesis con números romanos el estado de oxidación del elemento en ese compuesto. Las formas de nomenclatura más usadas son la tradicional y por numerales de Stock. Ejemplos: N oxidación Fórmula N. Clásica N atomicidad Numerales Stock +2 FeO Óxido ferroso Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) +3 Fe2O3 Óxido férrico Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) +1 Cl2O Óxido hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I) +3 Cl2O3 Óxido cloroso Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III) +5 Cl2O5 Óxido clórico Pentóxido de dicloro Óxido de cloro (V) +7 Cl2O7 Óxido perclórico Heptóxido de dicloro. Óxido de cloro (VII) 5

6 N oxidación Fórmula N. Clásica N atomicidad Numerales Stock +2 PbO Óxido plumboso Monóxido de plomo Óxido de plomo (II) +4 PbO2 Óxido plúmbico Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) +1 Au2O Óxido auroso Monóxido de dioro Óxido de oro (I) +3 Au2O3 Óxido áurico Trióxido de dioro Óxido de oro (III) +1 Cu2O Óxido cuproso Monóxido de dicobre Óxido de cobre (I) +2 CuO Óxido cúprico Monóxido de cobre. Óxido de cobre (II) HIDRUROS. Los hidruros son compuestos son compuestos binarios formados por Hidrógeno y otro elemento. Pueden ser: METÁLICOS: formados por Hidrógeno y un Metal. El número de oxidación del H es -1. Son compuestos iónicos. HIDRUROS Ej. CaH2; KH. A) FÓRMULA DE LOS HIDRUROS NO METÁLICOS: formados por Hidrógeno y un No Metal. El número de oxidación del H es +1. Son compuestos covalentes. Ej. NH3; FH. Si el hidruro es metálico se coloca primero el símbolo del metal y luego el del Hidrógeno. Me1 Hx X es el número de oxidación del metal. Ej. Al H3 LiH Si el hidruro es no metálico primero se coloca el elemento más electronegativo (no metal) y luego el Hidrógeno. NoMe1 Hx X es el número de oxidación del no metal. Ej: NH3; PH3; FH B) ECUACIÓN DE FORMACIÓN. METAL + H2 NO METAL + H2 6 HIDRURO METÁLICO HIDRURO NO METÁLICO

7 EJEMPLO: Ca + H2 Ca H2 2 Al + 3 H2 2 AlH3 N H 2 2 NH3 C) NOMENCLATURA Hidruros Metálicos: Se nombran hidruro de, el nombre del metal. Ej: hidruro de calcio, hidruro de aluminio. Si el metal presenta más de un número de oxidación se nombra hidruro de y entre paréntesis con números romanos el número de oxidación del metal en dicho compuesto. Ej. Hidruro de hierro (II). Hidruro de hierro (III). Hidruros no Metálicos: Se nombran metal uro de hidrógeno. Ej. Sulfuro de hidrógeno, cloruro de hidrógeno. Los hidruros formados por elementos del grupo 17 y algunos del 16 son denominados Hidrácidos, por las propiedades que presentan. Otros hidruros tienen nombre de fantasía como: NH3 Amoníaco. PH3 Fosfina. SiH4 Silano CH4 metano COMPUESTOS TERNARIOS. Estos compuestos están formados por Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento. HIDRÓXIDOS COMPUESTOS TERNARIOS OXOÁCIDOS OXOSALES NEUTRAS. HIDRÓXIDOS Son compuestos ternarios formados por un metal y el grupo hidroxi o hidróxido (OH - ) El grupo hidróxido proviene de quitarle un Hidrógeno al agua, éste se separa del agua pero deja su electrón, de allí que el grupo quede con exceso de carga negativa. 7

8 Al representar un hidróxido nos encontramos que entre el O y el H existe una unión covalente pero entre el grupo hidróxido formado y el metal la unión es iónica. Ejemplo: A) FÓRMULA DE LOS HIDRÓXIDOS. Se escribe primero el símbolo del metal y luego entre paréntesis el grupo hidróxido, tantos como número de oxidación tenga el metal. Me (OH) x X es el número de oxidación del metal. B) ECUACIÓN DE FORMACIÓN EJEMPLO: ÓXIDO BÁSICO + AGUA HIDRÓXIDO CaO + H2O K2O + H2O Al2O3 + 3 H2O Ca (OH)2 2 KOH 2 Al (OH)3 C) NOMENCLATURA Al igual que los óxidos existen tres tipos de nomenclatura. N oxidación Fórmula N Clásica N Atomicidad Numerales Stock +1 KOH Hidróxido de potasio Monohidróxido de potasio Hidróxido de potasio (I) +2 Fe(OH)2 Hidróxido ferroso Dihidróxido de hierro Hidróxido de hierro (II) +3 Fe(OH)3 Hidróxido férrico Trihidróxido de hierro Hidróxido de hierro(iii) +2 Pb(OH)2 Hidróxido plumboso Dihidróxido de plomo Hidróxido de plomo (II) +4 Pb(OH)4 Hidróxido plúmbico Tetrahidróxido de plomo Hidróxido de plomo(iv) OXOÁCIDOS Son compuestos ternarios que tienen la fórmula HaXbOc, en donde X es un no metal. Por ejemplo, H2SO4, Su estructura de Lewis muestra enlaces: 8

9 Covalentes simples, entre el S y O, y entre los O y los H. Covalentes dativos entre el S y los otros dos O. A) ECUACIÓN DE FORMACIÓN. ÓXIDO ÁCIDO + AGUA OXOÁCIDO. EJEMPLO: SO3 + H20 N2O5 + H20 CO2 + H20 H2SO4 2 HN03 H2CO3 B) NOMENCLATURA. Existen tres tipos de nomenclatura. N oxidación Fórmula N Clásica N Atomicidad Numerales de Stock +4 H2SO3 Ácido Sulforoso Trioxosulfato de dihidrógeno Sulfato (IV) de hidrógeno Tetraoxosulfato de +6 H2SO4 Ácido Sulfúrico dihidrógeno Sulfato (VI) de hidrógeno +1 HClO Ácido Hipocloroso Monoxoclorato de hidrógeno Clorato (I) de hidrógeno +3 HClO2 Ácido cloroso Dioxoclorato de hidrógeno Clorato (III) de hidrógeno +5 HClO3 Ácido clórico Trioxoclorato de hidrógeno Clorato (V) de hidrógeno Clorato (VII) de +7 HClO4 Ácido perclórico Tetraoxo clorato de hidrógeno hidrógeno +3 HNO2 Ácido nitroso Dioxonitrato de hidrógeno Nitrato (III) de hidrógeno +5 HNO3 Ácido nítrico Trioxonitrato de hidrógeno Nitrato (V) de hidrógeno Las nomenclaturas más utilizadas son la clásica, sobre todo en la industria, y la de Numerales de Stock, en dicha nomenclatura se le cambia la terminación al no metal por ato. En la nomenclatura clásica se suelen emplear prefijos orto, meta y piro de acuerdo al grado de hidratación de los ácidos. De esta manera existe una familia de ácidos fosfóricos, según la relación óxido/agua. 9

10 P2O5 + H2O 2HPO3 Ácido meta fosfórico. P2O5 + 2 H2O H4P2O7 Ácido pirofosfórico P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4 Ácido ortofosfórico El ácido que llamamos comúnmente ácido fosfórico es en realidad ácido o-fosfórico Para conocer el número de oxidación del no metal que se encuentra en el oxoácido se debe recordar: 1) La suma total de los números de oxidación de todos los elementos del compuesto debe ser cero. 2) El Oxígeno tiene número de oxidación -2. 3) El Hidrógeno en este caso tiene número de oxidación +1. Por ejemplo: H2SO4 1) Se multiplica la cantidad de Oxígenos por su número de oxidación: 4. (-2) = -8 2) Se multiplica la cantidad de Hidrógenos por su número de oxidación: 2. (+1) = 2 3) La suma de ambos da: = -6 4) Como el compuesto debe dar 0, eso implica que el número de oxidación del azufre en este ácido es +6 0 = OXOSALES o SALES de OXOÁCIDOS Son compuesto ternarios formados por un metal, un no metal y oxígeno. Provienen de quitarle el Hidrógeno al oxoácido y reemplazarlo por un metal. En estos compuestos tenemos: Uniones covalentes entre el Oxígeno y el no metal (comunes y dativas, según el caso). Uniones iónicas entre el metal y el anión del ácido. A) ECUACIÓN DE FORMACIÓN. Na + O C O Na + O 2- OXOACIDO + HIDRÓXIDO SAL + AGUA Esta ecuación química representa una REACCIÓN DE NEUTRALIZACIÓN. El efecto del ácido es neutralizado por una sustancia básica, el hidróxido, y la sal que se forma no presenta ni características ácidas, ni básicas. Es neutra. EJEMPLO: 10

11 HNO3 + KOH KNO3 + H2O 2 HNO3 + Ca(OH)2 Ca (NO3)2 + 2 H2O H2SO4 + Ba(OH)2 Ba SO4 + 2 H2O 3 H2SO4 + 2 Fe(OH)3 Fe 2(SO4)3 + 6 H2O H3PO4 + Al(OH)3 AlPO4 + 3 H2O 4 HNO3 + Pb(OH)4 Pb (NO3)4 + 4 H2O B) NOMENCLATURA: Fórmula N Clásica N. Atomicidad N.numerales de Stokes KNO2 Nitrito de calcio Dioxonitrato de potasio Nitrato (III) de potasio. NaNO3 Nitrato de sodio Trioxonitrato de sodio Nitrato (V) de sodio FeSO4 Sulfato ferroso Tetraoxosulfato de hierro Sulfato (V) de hierro (III) Tetraoxosulfato de Fe2(SO4)3 Sulfato férrico dihierro Sulfato (V) de hierro (III) NaClO Hipoclorito de sodio Monoxoclorato de sodio Clorato (I) de sodio NaClO2 Clorito de sodio Dioxoclorato de sodio Clorato (III) de sodio NaClO3 Clorato de sodio Trioxoclorato de sodio Clorato (V) de sodio NaClO4 Perclorato de sodio Tetraoxoclorato de sodio Clorato (VII) de sodio TEORÍA ÁCIDO-BASE La clasificación de algunas sustancias como ácidos tiene origen en su gusto, ácido, en contraposición al de los álcalis o bases, que contrarrestan o neutralizan su acción. Uno de los primeros conocimientos que se tuvo sobre los ácidos fue que en su molécula todos tenían por lo menos un átomo de hidrógeno. A fines del siglo XIX, Arrhenius propuso la primera definición conceptual de ácido y base. Según la teoría de Arrhenius: 11

12 Un ácido es aquella sustancia que contiene hidrógeno en su molécula y que en solución acuosa libera cationes H + HX (aq) H + (aq) + X - (aq) Una base es aquella sustancia que tiene el grupo oxidrilo en su molécula y que en solución acuosa libera el anión OH -. MOH (aq) M + (aq) + OH - (aq) Aunque esta teoría es importante y todo un avance para su época, resultó incompleta para explicar algunos resultados experimentales: Algunas sustancias que no tenían oxidrilos, como por ejemplo el amoníaco o el bicarbonato de sodio (NH3, NaHCO3) tienen propiedades básicas. Es improbable la existencia del ion H + en solución. Debido a las limitaciones de esta teoría en 1923 Bronsted y Lowry enuncian su teoría. Un ácido es cualquier entidad química capaz de ceder y protón, mientras que una base es cualquier entidad química capaz de aceptar un protón Ejemplo: HX + H2O H3O + + X - La especie HX actúa como un ácido, ya que cede un protón al agua que actúa como base. En la reacción inversa el ion H3O + llamado hidronio, actúa como ácido pues cede un protón al ión X - que se comporta como base. HX + H2O H3O + + X - Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1 Las especies HX y X - difieren en un protón y a su vez el agua y el catión hidronio tambien difieren en un protón; estos pares se llaman pares ácido base conjugados. En la ecuación anterior los números indican los pares conjugados. Actualmente se aplica un concepto más general aún que el dado por Bronsted y Lowry; es la teoría ácido-base de Lewis. De acuerdo a ella: Un ácido es cualquier entidad química capaz de aceptar un par de electrones para formar una unión covalente, mientras que una base es cualquier entidad química capaz de ceder un par de electrones para formar este tipo de unión. COMPORTAMIENTO DEL AGUA COMO ÁCIDO Y BASE Cuando en el agua no existe ningún electrolito disuelto se produce un proceso llamado autoionización del agua 12

13 H2O + H2O H3O + + OH - Ácido 1 Base 2 Ácido 2 Base 1 Al producto entre la concentración de los cationes hidronios y los aniones hidroxilo se lo denomina producto iónico del agua. (Kw) Kw = [OH - ] [H3O + ] Según como sea la relación entre estas concentraciones las soluciones se clasifican en: Soluciones neutras: [OH - ] = [H3O + ] Soluciones ácidas: [H3O + ] > [OH - ] Soluciones básicas [H3O + ] < [OH - ] Se debe tener en cuenta que el producto iónico del agua se altera con la temperatura. Debido a que en la mayoría de los cálculos de concentraciones de especies en soluciones acuosas sus valores son menores que 1mol/ dm3 y en general potencias negativas de 10, se introdujo un operador matemático p = - log10. Por ejemplo si tenemos una especie de concentración C, pc = -log C. Si C = M. pc = -log C = 5 En el caso de la especie H + ph = -log [H + ] En el caso de la especie OHpOH = -log [OH - ] La escala de ph va desde el 0 al 14. Las soluciones se pueden clasificar según estos valores en: Soluciones neutras ph = poh = 7 Soluciones ácidas ph < poh ph entre 0 y 6,9. Cuanto más cerca del 0 más ácida es. Soluciones básicas ph > poh ph entre 7,1 y 14. Cuanto más cerca del 14 más básica es. Por ejemplo: Sustancia ph Jugo de limón 2 Agua destilada 7 Jabón 8,5 13