Química General e Inorgánica Resumen PDF

X = 8 – 2 ➩ X = 6+ Compuestos químicos inorgánicos Óxidos ÓXIDOS BÁSICOS: se forman por la combinación del oxígeno con un elemento metálico. Su fórmula general es: E2On Donde 2 es el número de oxidación del oxígeno y n es el número de oxidación del metal....

X = 8 – 2 ➩ X = 6+ Compuestos químicos inorgánicos Óxidos ÓXIDOS BÁSICOS: se forman por la combinación del oxígeno con un elemento metálico. Su fórmula general es: E2On Donde 2 es el número de oxidación del oxígeno y n es el número de oxidación del metal. Para el oxígeno en este tipo de compuestos el estado de oxidación es siempre 2-, mientras que para el otro elemento con el cual se combina, el estado de oxidación es positivo. 191 Reacción de obtención: empiezo por balancear el oxígeno. Multiplico el óxido por 2 y queda igualado el oxígeno: Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O Luego observo los átomos de metal que aparecen en el producto y simplemente coloco delante del metal el coeficiente estequiométrico que me permite balancear la reacción: 4 Na (s) + O2 (g) → 2 Na2O Otros ejemplos de reacción balanceadas: 4 Ni (s) + 3 O2 (g) → 2 Ni2O3 2 Ba (s) + O2 (g) → 2 BaO La sumatoria de los números de oxidación de los átomos que forman el compuesto siempre debe ser cero, ya que la molécula es eléctricamente neutra. Ejemplo: Ni2O3 2 (N° de oxidación de Ni) + 3 (N° de oxidación de O) = 0 2 (3+) + 3 (2-) = 0 6 - 6 = 0 Nomenclatura Existen distintas formas de nombrar los compuestos químicos: Nomenclatura por numerales de Stock (I.U.P.A.C.)1: primero se indica el tipo de compuesto seguido del elemento principal, con su valencia entre paréntesis y en número romano. En caso de tener un solo número de oxidación no es necesario poner la valencia en número romano. Ejemplos: Na2O Óxido de sodio Ni2O3 Óxido de níquel (III) 1 Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (del inglés International Union of Pure and Applied Chemistry) 192 BaO Óxido de bario SnO2 Óxido de estaño (IV) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego el elemento principal, usando diferentes terminaciones para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal. Cuando el elemento posee un único número de oxidación, se nombra “óxido de.... “; cuando tiene dos números de oxidación, se usa la terminación “oso” para la menor, “ico” para la mayor. Ejemplos: Ni2O2 Óxido niqueloso Ni2O3 Óxido niquélico SnO Óxido estagnoso SnO2 Óxido estánnico FeO Óxido ferroso Fe2O3 Óxido férrico PbO Óxido plumboso PbO2 Óxido plúmbico ÓXIDO ÁCIDOS: se forman por la combinación del oxígeno con un elemento no metálico. Su fórmula general es: E2On Donde 2 es el número de oxidación del oxígeno y n es el número de oxidación del no metal. Reacción de obtención: para obtener la ecuación de formación del óxido se procede de la misma manera que en los óxidos básicos. Nomenclatura Nomenclatura por numeral de Stock (I.U.P.A.C.): es igual a la de los óxidos básicos. Veamos algunos ejemplos: SO3 Óxido de azufre (VI) N2O3 Óxido de nitrógeno (III) 193  P2O5 Óxido de fósforo (V) Nomenclatura por atomicidad (I.U.P.A.C.): utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están presentes es ese compuesto. Ejemplos: SO3 Trióxido de azufre N2O3 Trióxido de dinitrógeno P2O5 Pentóxido de difósforo Nomenclatura tradicional: además de las formas ya mencionada en óxidos básicos, debemos agregar que cuando un elemento posee cuatro números de oxidación se utilizan prefijos (“hipo-“ y “per-“) además de las terminaciones “-ico” y “- oso”. Ejemplos: Cl2O Óxido hipo cloroso (estado de oxidación del Cl: 1+) Cl2O3 Óxido cloroso (estado de oxidación del Cl: 3+) Cl2O5 Óxido clórico (estado de oxidación del Cl: 5+) Cl2O7 Óxido perclórico (estado de oxidación del: Cl 7+) Casos especiales: Óxidos de Nitrógeno Los óxidos de nitrógeno forman parte de los casos especiales debido a que la misma molécula no se nombran con las tres nomenclaturas (nomenclatura por atomicidad, Stock y tradicional). Nombramos este tipo de óxidos de la siguiente manera: Tabla VI: Óxidos del Nitrógeno Nº de Nomenclatura Nomenclatura Nomenclatura de Fórmula oxidación tradicional sistemática Stock Óxido Nitroso Monóxido de N2O 1+ dinitrógeno NO 2+ Óxido Nítrico Monóxido de Nitrógeno Óxido de N2O3 3+ Trióxido de dinitrógeno Nitrógeno (III) Óxido de NO2 4+ Dióxido de Nitrógeno Nitrógeno (IV) N2O5 5+ Pentóxido de Óxido de 194  dinitrógeno Nitrógeno (V) HIDRÓXIDOS: se forman por la reacción de un óxido básico con agua. Su fórmula general es: Me(OH)n Me es el catión y n es su valencia indica el número de oxhidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 ya que la carga del oxhidrilo es 1-. Nomenclatura: podemos usar la nomenclatura tradicional, indicando el tipo de compuesto, “Hidróxido” y utilizando las terminaciones adecuadas según las mismas reglas que los óxido; o referirlo como “hidróxido de” seguido del nombre del catión. Veamos algunos ejemplos: Li(OH) Hidróxido de litio Ca(OH)2 Hidróxido de calcio Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) o Hidróxido férrico Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II) o Hidróxido ferroso Reacción de obtención: se realiza de la misma manera que para los óxidos, incluido el balanceo. Entre los reactivos están el óxido y el agua, y como producto el hidróxido. Li2O (s) + H2O (l) → 2 Li(OH) (ac) CaO + H2O (l) → Ca(OH)2 (ac) Fe2O3(ac) + 3 H2O (l) → 2 Fe(OH)3 (ac) En este caso, conviene empezar el balanceo por el metal y luego balancear los oxígenos e hidrógenos. OXOÁCIDOS: se forman por reacción de un óxido ácido con agua. Son compuestos de tipo ternarios, formados por hidrógeno (H), oxígeno (O) y otro elemento no metálico (E). 195 La fórmula general es: HEO Se deben tener en cuenta los números de oxidación de los elementos que forman la molécula y recordando que la suma de los números de oxidación debe ser cero. Nomenclatura: la I.U.P.A.C. admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación correspondiente (oso o ico) de acuerdo al número de oxidación del no metal. Ejemplos: HNO2 Ácido Nitroso En este caso el nitrógeno tiene número de oxidación 3+ dado que: H (1+) + N (3+) + O (2-).2 = 0 HNO3 Ácido Nítrico En este caso el nitrógeno tiene número de oxidación 5+ dado que: H (1+) + N (5+) + O (2-). 3 = 0 Ácido Nitroso corresponde a la menor valencia del nitrógeno (3+). Ácido Nítrico corresponde a la mayor valencia del nitrógeno (5+). ¿Qué ocurre cuando nos encontramos con la fórmula y tenemos que nombrarla? En este caso hay que averiguar la valencia con que actúa el elemento central, la forma más simple de hacerlo es sabiendo que:  La carga total del compuesto es cero  El oxígeno, en este tipo de compuestos, actúa siempre con número de oxidación 2 -.  El hidrógeno, en este tipo de compuestos, actúa con número de oxidación 1 +.  El elemento central actúa con número de oxidación positivo. Ejemplos: H2SO4 196 la valencia con la actúa el azufre resulta: 2 (1+) + (X) + 4 (2-) = 0 2+X -8=0 X=8–2 X=6+ Ahora podemos nombrarlo, ya que (6+) es el mayor número de oxidación del azufre, Ácido Sulfúrico. HClO La valencia con la que actúa el cloro resulta: 1 + X + (2-) = 0 -1+X=0 X=1+ El nombre será: Ácido hipocloroso ya que el cloro actúa con su menor número de oxidación positivo y tiene cuatro en total. Reacción de obtención: se debe escribir la reacción entre el agua y el óxido ácido, el producto es un oxoácido, la reacción debe estar balanceada. Ejemplos de reacciones de obtención balanceadas: N2O5 (g) + H2O (l) → 2 HNO3 (ac) SO3 (g) + H2O (l) → H2SO4 (ac) Cl2O (g) + H2O (l) → 2 HClO (ac) Casos especiales: a) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos ubicados en el mismo grupo de la tabla periódica tienen el mismo comportamiento. Todos forman óxidos con número de oxidación 3+ y 5+, cada uno de los cuales se puede combinar con una, dos y tres moléculas de agua, para dar oxoácidos, lo que 197 suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada elemento. Vemos el ejemplo del fósforo: a) P (3+) P2O3(s) + H2O (l) → 2 HPO2 (ac) P2O3(s) + 2 H2O (l) → H4P2O5 (ac) P2O3(s) + 3 H2O (l) → 2 H3PO3 (ac) P (5+) P2O5(s) + H2O (l) → 2 HPO3 (ac) P2O5(s) + 2 H2O (l) → H4P2O7 (ac) P2O5(s) + 3 H2O (l) → 2 H3PO4 (ac) Para nombrarlos se siguen las siguientes reglas: cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, es decir una molécula, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone “orto”, y para el caso que se combina con dos moléculas de agua usamos el prefijo “piro”. P (3+) HPO2 Ácido Metafosforoso H4P2O5 Ácido Pirosfosforoso H3PO3 Ácido Ortofosforoso = Fosforoso P (5+) HPO3 Ácido Metafosfórico H4P2O7 Ácido Pirofosfórico H3PO4 Ácido Ortofosfórico = Fosfórico b) B (3+)  B2O3 (s) + H2O (l) → 2 HBO2 (ac)  B2O3 (s) + 3 H2O (l) → 2 H3BO3 (ac) 198 Para nombrarlos: HBO2 Ácido Metabórico (< cant. de moléculas de agua) H3BO3 Ácido Ortobórico = Borico (> cant. de moléculas de agua) c) Si (4+)  SiO2 (s) + H2O (l) → H2SiO3 (ac)  SiO2 (s) + 2 H2O (l) → H4SiO4 (ac) Para nombrarlos: H2SiO3 Ácido Metasilícico ( < cant. de moléculas de Agua) H4SiO4 Ácido Ortosilícico = Silícico ( > cant. de moléculas de agua) Otros casos especiales: Cromo (Cr) Cr 2+ CrO + H2O → Cr(OH)2 Hidróxido Cromoso Óxido cromoso Cr2O3 + 3 H2O → 2 Cr(OH)3 Hidróxido Cromico Óxido Crómico Cr 3+ Cr2O3 + H2O → 2 HCrO2 Ácido Cromoso Óxido Crómico Cr+6 CrO3 + H2O → H2CrO4 Ácido Crómico Óxido Percrómico 2 CrO3 + H2O → H2Cr2O7 Ácido Dicrómico Óxido Percrómico 199 Manganeso (Mn) Mn 2+ MnO + H2O → Mn(OH)2 Hidróxido Manganoso Óxido de Manganeso (II) Mn 3+ Mn2O3 + 3 H2O → 2 Mn(OH)3 Hidróxido Mangánico Óxido de Manganeso (III) Mn 4+ MnO2 + H2O → No reacciona Óxido de Manganeso (IV) Mn 6+ MnO3 + H2O → H2MnO4 Ácido Mangánico Óxido de Manganeso (VI) Mn 7+ Mn2O7 + H2O → 2 HMnO4 Ácido Permangánico Óxido de Manganeso (VII) Nitrogeno (N) N2 + 3 H2 → 2 NH3 Amoníaco NH3 + H2O → NH4(OH) Hidróxido de Amonio Amoníaco NH4+ Ion Amonio HIDRÁCIDOS: estos ácidos se forman por la combinación del hidrógeno, con número de oxidación 1+, y un elemento no metálico: flúor, cloro, bromo, yodo actuando con 200 número de oxidación 1-, ó azufre actuando con número de oxidación 2-. Existen en forma acuosa. Formulación: Escribimos primero el hidrógeno con la valencia del no metal como subíndice y luego el no metal. La fórmula general es: HnE Podemos formularlos conociendo el número de oxidación de cada elemento constituyente. Nomenclatura: indica el tipo de compuesto, ácido, seguido del nombre del elemento terminado en “hídrico”: HI Ácido iodhídrico H2S Ácido sulfhídrico Reacción de obtención: H2 (g) + I2 (g) → 2 HI (ac) H2 (g) + S (s) → H2S (ac) SALES Se forman a partir de la combinación de un hidróxido con un ácido. Se hace perder al ácido sus H dejando los elementos restantes formando un anión, cuya carga será “igual al número de H perdidos”; por otro lado, el hidróxido pierde sus oxhidrilos dejando al metal como catión. Estos dos iones interactúan entre sí para formar la sal, mientras que los oxhidrilos y los protones, se combinan para dar agua. La carga del catión, que coincide con su número de oxidación, se coloca sin signo, como subíndice del anión y la carga del anión, sin signo, como subíndice del catión. Esta reacción en particular, se llama reacción de neutralización y en ella siempre se produce una sal y agua. Veamos un ejemplo simple: Na(OH) (ac) + HClO (ac) → Na+ + OH- + H+ + ClO- → NaClO (ac) + H2O (l) La reacción total balanceada es: Na(OH) (ac) + HClO (ac) → NaClO (ac) + H2O (l) (5) 201 Li(OH) (ac) + HCl (ac) → Li+ + OH- + H+ + Cl- → LiCl (ac) + H2O (l) (6) Para aprender a balancear estas reacciones: empezá por el elemento metálico, después equilibrá el elemento principal del oxoácido y por último los H y O, en cualquier orden. Nomenclatura: para nombrar oxosales, según la I.U.P.A.C., se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido, utilizando el mismo tipo de nomenclatura, seguido del nombre del catión con su respectivo número de valencia, en romano y entre paréntesis. También se puede usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal.  Si el oxoácido termina en “oso” la sal termina en “ito”  Si el oxoácido termina en “ico” la sal termina en “ato”  Si el ácido termina en “hídrico” la terminación de la sal es “uro” Para el caso (5) NaClO Hipoclorito de Sodio Para el caso (6) LiCl Cloruro de Litio SALES ÁCIDAS Y BÁSICAS: Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando éstos poseen más de un hidrógeno u oxhidrilo, respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o más hidrógenos si es una sal ácida, y uno o más oxhidrilos si la sal es básica. Nomenclatura: se indica, luego del nombre del anión, la presencia de hidrógenos u oxhidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc. Ejemplos: Sulfato ácido de calcio: Ca(HSO4)2 Sulfato básico de calcio: Ca(OH)SO4 De los ejemplos anteriores podemos deducir que: 202