apuntes de física y química 1.o de bachillerato curso...

Apuntes de Física y Química

1.o de Bachillerato

Curso Académico 2012-13

Índice

1. Formulación Inorgánica 21.1. Definiciones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 21.2. Números de oxidación . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 4

1.2.1. Números de oxidación de los elementos representativos . . . . . . . . . 41.2.2. Números de oxidación de los elementos de transición . . . . . . . . . . 4

1.3. Elementos con números de oxidación negativo . . . . . . . . . . . . . . . . . . 51.4. Elementos Químicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 6

1.4.1. Metales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61.4.2. No metales que forman moléculas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61.4.3. No metales que constan de átomos aislados . . . . . . . . . . . . . . . 6

1.5. No metales que forman redes atómicas . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 61.6. Compuestos químicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 7

1.6.1. Óxidos metálicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 71.6.2. Óxidos no metálicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 81.6.3. Peróxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 91.6.4. Hidruros metálicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 101.6.5. Hidruros no metálicos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 111.6.6. Sales binarias . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 131.6.7. Otros compuestos binarios . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 141.6.8. Hidróxidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 151.6.9. Oxoácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 161.6.10. Isopoliácidos . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 191.6.11. Cationes . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 211.6.12. Aniones . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 211.6.13. Sales . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . . 23

I.E.S. “MARIANO BAQUERO”

FÍSICA Y QUÍMICA DE 1.o DE BACHILLERATO

FORMULACIÓN INORGÁNICA

Dpto. de Física y Química

Curso 2012-13

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1. Formulación Inorgánica

1.1. Definiciones

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La fórmula molecular de una sustancia es aquella que indica la cantidad real de átomos quehay en una molécula de la sustancia.

Sólo las sustancias covalentes moleculares están formadas por moléculas. El resto: iónicas,metálicas y covalentes atómicas no tienen fórmula molecular.

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✟✠

La fórmula empírica de una sustancia es aquella que indica la proporción en la que seencuentran los distintos elementos que la forman.

La fórmula empírica se debe utilizar obligatoriamente cuando una sustancia no formamoléculas.

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☎✆Valencia es la capacidad de combinación química de un elemento.

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✟✠

Valencia iónica o electrovalencia es el número de electrones que gana o que pierde unelemento cuando forma una sustancia iónica.

La valencia iónica puede ser positiva o negativa según el elemento pierda o gane electronespara formar un ión. La valencia de un ión coincide con la carga eléctrica que posee. Así, enel cloruro de calcio, CaCl2, la valencia iónica del catión calcio, Ca 2+, vale +2 porque haperdido dos electrones; la del anión cloruro, Cl – , vale -1 porque ha ganado uno.

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Valencia covalente o covalencia es el número de pares de electrones que comparte unátomo con otros en una sustancia.

La covalencia consiste en un número sin signo.

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El número de oxidación es el número de electrones que gana total o parcialmente un átomode un elemento cuando se une a otro.

Este concepto se estudia en el tema de oxidación-reducción. Aunque no es lo mismo quela valencia, en algunos casos coincide con ella.

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La electronegatividad es la tendencia de un átomo a atraer hacia sí el par de electrones quecomparte con otro.

Los elementos más electronegativos están situados arriba y a la derecha en la TablaPeriódica sin contar los gases nobles, El elemento más electronegativo es el flúor, seguidopor el oxígeno y, aproximadamente en tercer lugar, con una electronegatividad parecida, elnitrógeno y el cloro.





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Según su electronegatividad, los elementos se pueden clasificar en:

No metales: Son los elementos de mayor electronegatividad.

El carácter no metálico aumenta en el mismo sentido que el de la electronegatividad.Los no metales tienden a ganar electrones. El elemento más electronegativo es el flúor.Aparte del cero, los no metales pueden tener números de oxidación positivos y negativos.

Metales: Los elementos menos electronegativos (o más electropositivos). El caráctermetálico aumenta hacia abajo y hacia la izquierda en la Tabla Periódica. Los metalessiempre tienden a perder electrones. Además del cero, los metales tienen números deoxidación positivos.

Metaloides: Pueden tener propiedades metálicas y no metálicas. En la Tabla Periódicase encuentran en la frontera que separa los metales de los no metales; esta frontera noes nítida.

Gases Nobles: No tienen electronegatividad.





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1.2. Números de oxidación

1.2.1. Números de oxidación de los elementos representativos

A continuación se detallan algunos números de oxidación. Cabe destacar que en algunoscasos se han eliminado algunos para simplificar y, en otros, se han añadido con el propósitode facilitar su estudio:

Grupo 1 (Ia)H +1, -1Li +1Na +1K +1Rb +1Cs +1Fr +1

Grupo 2 (IIa)Be +2Mg +2Ca +2Sr +2Ba +2Ra +2

Grupo 13 (IIIa)B +3, -3Al +3Ga +3In +3Tl +1, +3

Grupo 14 (IVa)C +2, +4, -4Si +2, +4, -4Ge +4Sn +2, +4Pb +2, +4

Grupo 15 (Va)N +1, +2, +3, +4, +5, -3P +3, +5, -3As +3, +5, -3Sb +3, +5, -3Bi +3, +5

Grupo 16 (VIa)O -1, -2S +2, +4, +6, -2Se +2, +4, +6, -2Te +2, +4, +6, -2Po +2, +4

Grupo 17 (VIIa)F -1Cl +1, +3, +4, +5, +7, -1Br +1, +3, +4, +5, +7, -1I +1, +3, +4, +5, +7, -1At

1.2.2. Números de oxidación de los elementos de transición

Algunos metales de transición con valencia elevada (aquí subrayada) se comportan comono metales en el sentido de que forman oxoácidos.

Grupo 11 (Ib)Cu +1, +2Ag +1Au +1, +3

Grupo 12 (IIb)Zn +2Cd +2Hg +1,+2

Grupo 3 (IIIb)Sc +3Y +3La +3Ac +3

Grupo 4 (IVb)Ti +2, +3, +4Zr +2, +3, +4Hf +2, +3, +4

Grupo 5 (Vb)V +2, +3, +4, +5Nb +2, +3, +5Ta +2, +3, +5

Grupo 6 (VIb)Cr +2, +3, +6Mo +2, +3, +5, +6W +2, +3, +4, +5, +6

Grupo 7 (VIIb)Mn +2, +3, +4, +6, +7Tc +2, +3, +4, +6, +7Re +2, +4, +6, +7

Grupo 8 (VIIIb)Fe +2, +3 Co +2, +3 Ni +2, +3Ru +2, +3, +4, +6, +8 Rh +2, +3, +4 Pd +2, +4Os +2, +3, +4, +6, +8 Ir +2, +3, +4, +6 Pt +2, +4





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1.3. Elementos con números de oxidación negativo

A continuación se describen una serie de normas que sirven para aprender el número deoxidación negativo de un elemento y su nombre:

¿Qué elementos son?:

Son los no metales (elementos más electronegativos) de los grupos 1, 13, 14, 15, 16 y17.

Número de oxidación:

Los no metales pueden tener varios números de oxidación positivo, pero sólo uno nega-tivo:

En los grupos 1, 13 y 14 coincide con el último dígito del número de grupo. Así, el silicio(grupo 14) tiene número de oxidación negativo -4. El hidrógeno (grupo 1) tiene númerode oxidación negativo -1. El boro (grupo 13) tiene número de oxidación negativo el -3.

En los grupos 15, 16 y 17 hay que restar 18 menos el número de grupo. Ejemplos: Eloxígeno1 (grupo 16) tiene número de oxidación negativo -2 (18 − 16 = 2). El azufre(grupo 16) tiene número de oxidación negativo -2 (18 − 16 = 2). El flúor (grupo 17)tiene número de oxidación negativo -1 (18− 17 = 1). El yodo (grupo 17) tiene númerode oxidación negativo -1 (18− 17 = 1).

Nombre:

Cuando un no metal actúa con número de oxidación negativo su nombre, por reglageneral, termina en -uro, excepto el oxígeno que se llama óxido o peróxido.

H – hidruro O 2 – óxidoB 3 – boruro O – peróxidoC 4 – carburo S 2 – sulfuroSi 4 – siliciuro Se 2 – seleniuroN 3 – nitruro Te – telururoP 3 – fosfuro F – fluoruroAs 3 – arseniuro Cl – cloruroSb 3 – antimoniuro Br – bromuro

I – yoduro

1El oxígeno también puede tener número de oxidación -1, en cuyo caso se denomina peróxido





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1.4. Elementos Químicos

1.4.1. Metales

La fórmula de los metales es su símbolo. Se trata de una fórmula empírica, pues estassustancias están formadas por redes atómicas indefinidas (no forman moléculas).

Su nombre es el que recibe el elemento en la Tabla Periódica.

Ejemplos: Cu Cobre, Tl Talio, Ta Tántalo, Co cobalto, etc.

1.4.2. No metales que forman moléculas

Estas sustancias son covalentes. Su fórmula es molecular.

H2 hidrógeno dihidrógeno S8 azufre rómbico octoazufreN

2nitrógeno dinitrógeno F

2flúor diflúor

P4

fósforo blanco tetrafósforo Cl2

cloro dicloroO2 oxígeno dioxígeno Br2 bromo dibromoO

3ozono trioxígeno I

2yodo o iodo diyodo

1.4.3. No metales que constan de átomos aislados

Los gases nobles entran dentro de esta categoría. La fórmula se considera molecular porquerepresenta la cantidad real de átomos que contienen (en cierto sentido se pueden considerarcomo moléculas de un sólo átomo).

He helio Kr kriptónNe neón Xe xenónAr argón Rn radón

1.5. No metales que forman redes atómicas

En estas sustancias todos los átomos están unidos mediante enlaces covalentes. Se formanredes atómicas indefinidas por lo que su fórmula es empírica.

C carbono (diamante o grafito) Si silicio





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1.6. Compuestos químicos

1.6.1. Óxidos metálicos☛✡

✟✠

Son compuestos binarios formados por el anión óxido, O 2 – , con número de oxidación -2 yun metal.

Los óxidos metálicos son compuestos iónicos, por lo que forman redes iónicas. Su fórmulaes empírica, lo que significa que la fórmula se debe simplificar.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento positivo(metal), a continuación el del elemento negativo (oxígeno), después se intercambian losnúmeros de oxidación2 sin tener en cuenta el signo. Por último, se simplifica si se puede.

¿Cómo se nombran? Aquí utilizaremos dos nomenclaturas3:

Nomenclatura de Stock:

óxido de nombre del metal

Si el metal sólo tuviera un número de oxidación (como Al +3), el nombre sería:Al2O3 óxido de aluminio. Pero si el metal pudiera tener más de un número deoxidación (como el Fe +2, +3), habría que añadir al final el número de oxidaciónsin signo y en números romanos entre paréntesis.

Ejemplos: FeO óxido de hierro(II); Fe2O3 óxido de hierro(III).

Nomenclatura sistemática:

(prefijo) óxido de (prefijo) nombre del metal

Los prefijos indican, en cada caso, el número de átomos del elemento al que acom-pañan tal y como aparece en la fórmula:

Número Prefijo1 mono2 di3 tri4 tetra

Número Prefijo5 penta6 hexa7 hepta8 octo

El prefijo mono se debe omitir a menos que con ello el nombre del compuesto sequede sin ningún prefijo, en cuyo caso se elimina la segunda vez que aparece.

Ejemplo: CaO monóxido de calcio

Algunos ejemplos:

K2O óxido de potasio óxido de dipotasioBeO óxido de berilio monóxido de berilioAg2O óxido de plata óxido de diplataAu2O óxido de oro(I) óxido de dioroPbO2 óxido de plomo(IV) dióxido de plomoPbO óxido de plomo(II) monóxido de plomoV2O3 óxido de vanadio(V) trióxido de divanadioZnO óxido de cinc monóxido de cincOsO4 óxido de osmio(VIII) tetraóxido de osmioSc2O3 óxido de escandio trióxido de diescandio

Los óxidos metálicos también se denominan óxidos básicos porque, los que son solublesen agua, reaccionan con ella dando hidróxidos (que son bases):

CaO +H2O −−→ Ca(OH)

2

2En los compuestos iónicos el número de oxidación es igual a la valencia iónica.3La nomenclatura tradicional no se se recomienda por la I.U.P.A.C.





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1.6.2. Óxidos no metálicos☛✡

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Son compuestos binarios formados por oxígeno con número de oxidación -2 y un no metalcon número de oxidación positivo.

Los óxidos metálicos son compuestos covalentes, por lo que forman sustancias covalentesy, la mayoría de estos, son moleculares. Así, la fórmula de la mayoría es molecular, lo quesignifica que la no se debe simplificar.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento positivo(nometal), a continuación el del elemento negativo (oxígeno), después se intercambian losnúmeros de oxidación sin tener en cuenta el signo.

¿Cómo se nombran?


óxido de nombre del no metal

Si el no metal tuviera más de un número de oxidación positivo hay que añadir alfinal el número de oxidación sin signo y en números romanos.

Ejemplo: CO2 óxido de carbono(IV).


(prefijo) óxido de (prefijo) nombre del no metal

Los prefijos ya se explicaron en los óxidos metálicos.

Ejemplo: N2O

4tetraóxido de dinitrógeno.

Nombre propio: El H2O, óxido de hidrógeno, también se conoce como agua.

Algunos ejemplos:

N2O5 óxido de nitrógeno(V) pentaóxido de dinitrógenoCl

2O

7óxido de cloro(VII) heptaóxido de dicloro

As2O3 óxido de arsénico(III) trióxido de diarsénicoCO óxido de carbono(II) monóxido de carbonoNO

2óxido de nitrógeno(IV) monómero dióxido de nitrógeno

N2O4 óxido de nitrógeno(IV) dímero tetraóxido de dinitrógenoCO

2óxido de carbono(IV) dióxido de carbono

I2O óxido de yodo(I) óxido de diyodoB2O3 óxido de boro trióxido de diboroP

2O

5óxido de fósforo(V) pentaóxido de difósforo

SO3 óxido de azufre(VI) trióxido de azufreSO

2óxido de azufre(IV) dióxido de azufre

Los óxidos no metálicos también se denominan óxidos ácidos porque la mayoría reaccionancon el agua produciendo ácidos:

SO3+H

2O −−→ H

2SO

4





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1.6.3. Peróxidos☛✡

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Son compuestos binarios formados por el anión peróxido, O 2 –

2, con número de oxidación -1

y otro elemento con número de oxidación positivo.

El otro elemento es un metal, aunque también puede ser el hidrógeno. En el primer caso lafórmula es empírica pues se trata de compuestos iónicos y, en el segundo caso, es molecular.Hay que tener en cuenta que el número dos del oxígeno en los peróxidos no se puede simplificaren ningún caso porque si se pierde este número se pierde la identidad del peróxido.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento positivoy, a continuación, el del anión peróxido, O 2 –

2 , después se intercambian los números deoxidación sin tener en cuenta el signo y, en el caso de los metales, se simplifica si sepuede.

Ejemplos: Na2O2, H2O2, BaO2.

¿Cómo se nombran?


peróxido de nombre del elemento

Si el metal tuviera más de un número de oxidación positivo hay que añadir al finalel número de oxidación sin signo y en números romanos.

Ejemplos: H2O2 peróxido de hidrógeno; BeO2 peróxido de berilio.


(prefijo) peróxido de (prefijo) nombre del elemento

Esta nomenclatura no se recomienda. Los prefijos ya se explicaron en los óxidosmetálicos. El prefijo que antecede al término peróxido no contempla el número dosque acompaña a este anión.

Ejemplo: CaO2 monoperóxido de calcio; K2O2 peróxido de dipotasio.

Nombre propio: El H2O2 también se conoce como agua oxigenada sobre todo cuandoel peróxido se encuentra disuelto en agua.

Algunos ejemplos:

Li2O2 peróxido de litio peróxido de dilitioCs2O2 peróxido de cesio peróxido de dicesioBaO2 peróxido de bario monoperóxido de barioCuO2 peróxido de cobre(II) monoperóxido de cobreCu2O2 peróxido de cobre(I) peróxido de dicobreZnO2 peróxido de cinc monoperóxido de cinc

No hay que confundir los peróxidos con los óxidos.





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1.6.4. Hidruros metálicos☛✡

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Son compuestos binarios formados por el anión hidruro, H – , con número de oxidación -1 yun metal.

Los hidruros metálicos son compuestos iónicos. Su fórmula es empírica, lo que significaque se debe simplificar.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento positivo(metal), a continuación el del elemento negativo (hidrógeno), después se intercambianlos números de oxidación sin tener en cuenta el signo. La fórmula que se obtiene ya estásimplificada.

¿Cómo se nombran? Aquí utilizaremos dos nomenclaturas:


hidruro de nombre del metal

Si el metal sólo tuviera un número de oxidación (como Al +3), el nombre sería:AlH3 hidruro de aluminio. Si el metal pudiera tener más de un número de oxidación(como el Ni +2, +3), habría que añadir al final el número de oxidación sin signoy en números romanos entre paréntesis.

Ejemplos: NiH2 hidruro de níquel(II); NiH3 hidruro de hierro(III).


(prefijo) hidruro de nombre del metal

Ejemplo: AuH3 trihidruro de oro.

Algunos ejemplos:

NaH hidruro de sodio monohidruro de sodioBaH2 hidruro de bario dihidruro de barioCdH2 hidruro de cadmio dihidruro de cadmioAlH3 hidruro de aluminio trihidruro de aluminioSnH2 hidruro de estaño(II) dihidruro de estañoSnH4 hidruro de estaño(IV) tetrahidruro de estañoCoH2 hiruro de cobalto(II) dihidruro de cobaltoCoH3 hiruro de cobalto(III) trihidruro de cobaltoBiH5 hidruro de bismuto(III) trihidruro de bismutoTlH hidruro de talio(I) monohidruro de talioTlH3 hidruro de talio(III) trihidruro de talioTaH2 hidruro de tántalo(II) dihidruro de tántalo





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1.6.5. Hidruros no metálicos✞✝

☎✆Son compuestos binarios formados por hidrógeno y un no metal.

Estos compuestos son covalentes por lo que su fórmula es molecular. Podemos distinguirdos tipos de hidruros no metálicos atendiendo a su capacidad de actuar como ácidos endisolución acuosa:

1. Los que no presentan propiedades ácidas en disolución acuosa:

¿Cómo se escribe su fórmula? En algunos casos no se escribe al final el ele-mento más electronegativo; por ejemplo, el nitrógeno es más electronegativo que elhidrógeno pero primero se escribe éste: NH3. Conviene aprenderlos directamentede la lista de abajo


Nomenclatura tradicional:

Son nombres propios; se aprenden de memoria.


(prefijo) hidruro de nombre del no metal

Ejemplo: BH3

trihidruro de diboro.

BH3

borano trihidruro de boroB2H6 diborano hexahidruro de diboroSiH

4silano tetrahidruro de silicio

NH3 amoníaco trihidruro de nitrógenoPH3 fosfina trihidruro de fósforoAsH

3arsina trihidruro de arsénico

SbH3 estibina trihidruro de antimonio

2. Los que presentan propiedades ácidas en disolución acuosa o hidrácidos:

¿Cómo se escribe su fórmula? En algunos casos no se escribe al final el ele-mento más electronegativo; por ejemplo, el nitrógeno es más electronegativo que elhidrógeno pero primero se escribe éste: NH

3. Conviene aprenderlos directamente

de la lista de abajo


Nomenclatura tradicional: Se nombran como ácidos.

ácido raíz del nombre del no metal -hídrico.

En el caso del azufre se utiliza el nombre en latín: sulfur.


(prefijo) raíz del nombre del no metal de hidrógeno.

Como el no metal se escribe al final, éste se nombra acabado en -uro. Nóteseque no se nombra el número de hidrógenos en los ácidos (se dice siempre dehidrógeno).Ejemplo: H

2Se seleniuro de hidrógeno.

H2S ácido sulfhídrico sulfuro de hidrógenoH

2Se ácido selenhídrico seleniuro de hidrógeno

H2Te ácido telurhídrico telururo de hidrógeno

HF ácido fluorhídrico fluoruro de hidrógenoHCl ácido clorhídrico cloruro de hidrógenoHBr ácido bromhídrico bromuro de hidrógenoHI ácido yodhídrico yoduro de hidrógenoHCN ácido cianhídrico cianuro de hidrógeno





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Observaciones:

El ácido cianhídrico no es un hidruro de un no metal, pero se estudia aquí debidoa que es un hidrácido.

A veces se escribe el HF como H2F

2. La razón se estudiará más adelante y tiene

que ver con las grandes fuerzas con que se atraen las moléculas de fluoruro dehidrógeno entre sí (enlace por puente de hidrógeno).





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1.6.6. Sales binarias☛✡

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Son compuestos binarios formados por metal y no metal (exceptuando el oxígeno y el hidró-geno que forman óxidos e hidruros, respectivamente).

La gran diferencia de electronegatividad entre los elementos hace que sean compuestosiónicos. Su fórmula es empírica, lo que significa que se debe simplificar.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento electro-positivo (metal), a continuación el del elemento electronegativo (no metal), despuésse intercambian los números de oxidación sin tener en cuenta el signo. Por último, sesimplifica si se puede.



raíz del nombre del no metal uro de nombre del metal .

Si el metal sólo tuviera un número de oxidación (como Zn +2), el nombre sería,por ejemplo: ZnS sulfuro de cinc. Si el metal pudiera tener más de un número deoxidación (como el cobalto, Co, +2, +3), habría que añadir al final el número deoxidación sin signo y en números romanos entre paréntesis.

Ejemplos: CoCl2

cloruro de cobalto(II); CoCl3

cloruro cobalto(III).


(prefijo) raíz del nombre del no metal uro de (prefijo) nombre del metal .

Ejemplo: PbI2

diyoduro de plomo.

Algunos ejemplos:

NaCl cloruro de sodio monocloruro de sodioBaBr

2bromuro de bario dibromuro de bario

Ag2S sulfuro de plata sulfuro de diplataAl

2S

3sulfuro de aluminio trisulfuro de dialuminio

Pb3N2 nitruro de plomo(II) dinitruro de triplomoPbSe seleniuro de plomo(II) monoseleniuro de plomoKI yoduro de potasio monoyoduro de potasioKCN cianuro de potasio monocianuro de potasioCaF

2fluoruro de calcio difluoruro de calcio

BiCl3

cloruro de bismuto(III) tricloruro de bismutoCu2S sulfuro de cobre(I) sulfuro de dicobreCuS sulfuro de cobre(II) monosulfuro de cobreMnCl2 cloruro de manganeso(II) dicloruro de manganesoMnCl3 cloruro de manganeso(III) tricloruro de manganesoMgCl

2cloruro de magnesio dicloruro de magnesio

Cd(CN)2 cianuro de cadmio dicianuro de cadmioCaC

2carburo de calcio dicarburo de calcio





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1.6.7. Otros compuestos binarios✞✝

☎✆Son compuestos binarios formados por dos no metales.

No hay mucha diferencia de electronegatividad entre ellos, por lo que son compuestoscovalentes. Su fórmula es molecular, lo que significa que no siempre se puede simplificar(depende de cómo sea cada molécula en realidad).

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento menoselectronegativo que actuará con número de oxidación positivo, a continuación el delelemento más electronegativo, que actuará con el único número de oxidación negativoque tiene, después se intercambian los números de oxidación sin tener en cuenta elsigno.


Nomenclatura sistemática: Es la nomenclatura preferida con estos compuestos:

(prefijo) raíz del nombre del más electronegativo uro de

(prefijo) nombre del menos electronegativo .

Ejemplo: OF2 difluoruro de oxígeno.


raíz del nombre del elemento negativo uro de nombre del elemento positivo .

Si el elemento menos electronegativo sólo tuviera un número de oxidación positivo,(como B +3), el nombre sería, como en el cuadro; por ejemplo: BN nitruro de boro.Si, tuviera más de un número de oxidación positivo, (como el Nitrógeno, N, +1,+2, +3, +4 y +5), habría que añadir al final el número de oxidación sin signo yen números romanos entre paréntesis.

Ejemplo: NCl3

cloruro de nitrógeno(III).

Algunos ejemplos:

SF6

hexafluoruro de azufre fluoruro de azufreIF

7heptafluoruro de yodo fluoruro de yodo(VII)

BrCl monocloruro de bromo cloruro de bromo(I)SiC monocarburo de silicio carburo de silicio(IV)OF2 difluoruro de oxígeno fluoruro de oxígenoB2S3 trisulfuro de diboro sulfuro de boro





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1.6.8. Hidróxidos✞✝

☎✆Son compuestos formados por el anión hidróxido, OH – , y un catión.

Los hidróxidos son compuestos iónicos. Su fórmula es empírica, lo que significa que sedebe simplificar.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el símbolo del elemento positivo(catión), a continuación el del anión hidróxido, después se intercambian los números deoxidación sin tener en cuenta el signo. La fórmula que se obtiene se debe simplificar.Hay que tener en cuenta que si al anión hidróxido le correspondiera un número diferentedel 1, habría que englobar el OH entre paréntesis.



hidróxido de nombre del catión

Si el catión sólo tuviera un número de oxidación (como Ag +1), el nombre sería elindicado en el cuadro: AgOH hidróxido de plata. Si el catión pudiera tener más deun número de oxidación (como el plomo, Pb +2, +4), habría que añadir al finalel número de oxidación sin signo y en números romanos entre paréntesis.

Ejemplos: Pb(OH)2 hidróxido de plomo(II); Pb(OH)4 hidróxido de plomo(IV).


(prefijo) hidróxido de nombre del catión

Ejemplo: Mn(OH)3 trihidróxido de manganeso.

Algunos ejemplos:

NaOH hidróxido de sodio monohidróxido de sodioMg(OH)2 hidróxido de magnesio dihidróxido de magnesioAl(OH)3 hidróxido de aluminio trihidróxido de aluminioNH4OH hidróxido de amonio monohidróxido de amonioTlOH hidruro de talio(I) monohidruro de talioTl(OH)3 hidruro de talio(III) trihidruro de talioHgOH hidróxido de mercurio(I) monohidróxido de mercurioHg(OH)2 hidróxido de mercurio(II) dihidróxido de mercurioCsOH hidróxido de cesio monohidróxido de cesioBa(OH)2 hidróxido de bario dihidruro de barioSc(OH)3 hidróxido de escandio trihidróxido de escandio





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1.6.9. Oxoácidos✗

✖

✔

✕

Son compuestos formados por un no metala con estado de oxidación positivo, hidrógeno yoxígeno.

aTambién se deben considerar los metales de transición con números de oxidación elevado.

Son compuestos covalentes. La fórmula4 es molecular (depende de cada molécula en con-creto); aun así casi siempre se simplifica (cuando no se hace es debido al enlace por puentede hidrógeno).Importante: El no metal no puede tener cualquier número de oxidación positivo; los númerosde oxidación que formarán oxoácidos se encuentran subrayados5 en las tablas de números deoxidación que hay en las páginas 4 y 4. El alumno debe aprenderlos de memoria.

Obtención de oxoácidos: Los oxoácidos se pueden obtener, al menos formalmente ha-ciendo reaccionar los óxidos de los no metales en algunos estados de oxidación con agua.

Grupo 17 Cl, Br y I (el F no tiene número de oxidación positivo).

Con +1 y +3 terminan en -oso; con +5 y +7 en -ico. Con +1 se añade el prefijo hipo-y, con +7, el prefijo es per-.

Cl, Br, I: +1,+3,+5,+7

+1: Cl2O+H2O −−→ HClO ácido hipocloroso. +3: Cl2O3 +H2O −−→ HClO2 ácidocloroso.

+5: Cl2O5 + H2O −−→ HClO3 ácido clórico.

+7: Cl2O7 + H2O −−→ HClO4 ácido perclórico.

+1: Br2O + H2O −−→ HBrO ácido hipobromoso.

+3: Br2O3 + H2O −−→ HBrO2 ácido bromoso.

+5: Br2O5 + H2O −−→ HBrO3 ácido brómico.

+7: Br2O7 + H2O −−→ HBrO4 ácido perbrómico.

+1: I2O + H2O −−→ HIO ácido hipoyodoso.

+3: I2O3 + H2O −−→ HIO2 ácido yodoso.

+5: I2O5 + H2O −−→ HIO3 ácido yódico.

+7: I2O7 + H2O −−→ HIO4 ácido peryódico.

Grupo 16 S y Se

S, Se: +4,+6

+4: SO2 + H2O −−→ H2SO3 ácido sulfuroso.

+6: SO3 + H2O −−→ H2SO4 ácido sulfúrico.

+4: SeO2 + H2O −−→ H2SO3 ácido selenioso.

+6: SeO3 + H2O −−→ H2SO4 ácido selénico.

4La fórmula responde al siguiente esquema: HaXbOc, donde el símbolo X representa al no metal con estado

de oxidación positivo y a, b y c son números y, como siempre, en caso de valer 1 no se escriben explícitamente.5Se encuentran subrayados los números de oxidación más importantes, aunque no todos.





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Grupo 15 N, P, As y Sb.

N: +1,+3,+5

N +1: N2O + H2O −−→ HNO ácido hiponitroso6

N +3: N2O3 + H2O −−→ HNO2 ácido nitroso.

N +5: N2O5 + H2O −−→ HNO3 ácido nítrico.

P, As, Sb: +3,+5

P +3: P2O3 + H2O −−→ HPO2 ácido metafosforoso.

P +3: P2O3 + 2H2O −−→ H4P2O5 ácido pirofosforoso.

P +3: P2O3 + 3H2O −−→ H3PO3 ácido (orto)fosforoso.

P +5: P2O5 + H2O −−→ HPO3 ácido metafosfórico.

P +5: P2O5 + 2H2O −−→ H4P2O7 ácido pirofosfórico.

P +5: P2O5 + 3H2O −−→ H3PO4 ácido (orto)fosfórico.

As +3: As2O

3+ H

2O −−→ HAsO

2ácido metaarsenioso.

As +3: As2O3 + 2H2O −−→ H4As2O5 ácido piroarsenioso.

As +3: As2O3 + 3H2O −−→ H3AsO3 ácido (orto)arsenioso.

As+5: As2O

5+ H

2O −−→ HAsO

3ácido metaarsénico.

As +5: As2O

5+ 2H

2O −−→ H

4As

2O

7ácido piroarsénico.

As +5: As2O5 + 3H2O −−→ H3AsO4 ácido (orto)arsénico.

Sb +3: Sb2O

3+ H

2O −−→ HSbO

2ácido metaantimonioso.

Sb +3: Sb2O

3+ 2 H

2O −−→ H

4Sb

2O

5ácido piroaantimonioso.

Sb +3: Sb2O

3+ 3 H

2O −−→ H

3SbO

3ácido (orto)antimonioso.

Sb +5: Sb2O

5+ H

2O −−→ HSbO

3ácido metaantimónico.

Sb +5: Sb2O

5+ 2 H

2O −−→ H

4Sb

2O

7ácido piroantimónico.

Sb +5 : Sb2O

5+ 3 H

2O −−→ H

3SbO

4ácido (orto)antimónico.

Grupo 14 C y Si.

C, Si: +4

CO2+ H

2O −−→ H

2CO

3ácido carbónico.

SiO2 + H2O −−→ H2SiO3 ácido metasilícico.

SiO2 + 2H2O −−→ H4SiO4 ácido (orto)silícico.

Grupo 13 B.

6A veces se escribe H2N

2O

2.





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Boro: +3.

B2O

3+ H

2O −−→ HBO

2ácido metabórico.

B2O

3+ 3 H

2O −−→ H

3BO

3ácido (orto)bórico.

Grupo 5 V, Nb y Ta.

V, Nb y Ta: +5

V +5: V2O

5+ H

2O −−→ HVO

3ácido metavanádico.

V +5: V2O5 + 2H2O −−→ H4V2O7 ácido pirovanádico.

V +5: V2O5 + 3H2O −−→ H3VO4 ácido (orto)vanádico.

Nb+5: Nb2O

5+ H

2O −−→ HNbO

3ácido metanióbico.

Nb +5: Nb2O

5+ 2H

2O −−→ H

4Nb

2O

7ácido pironióbico.

Nb +5: Nb2O5 + 3H2O −−→ H3NbO4 ácido (orto)nióbico.

Ta+5: Ta2O

5+ H

2O −−→ HTaO

3ácido metatantálico.

Ta +5: Ta2O

5+ 2H

2O −−→ H

4Ta

2O

7ácido pirotantálico.

Ta +5: Ta2O5 + 3H2O −−→ H3TaO4 ácido (orto)tantálico.

Grupo 6 Cr, Mo y W.

Cr, Mo y W: +6

Cr +6: CrO3 + H2O −−→ H2CrO4 ácido crómico.

Mo +6: MoO3+ H

2O −−→ H

2MoO

4ácido molíbdico.

W +6: WO3 + H2O −−→ H2WO4 ácido wolfrámico.

Grupo 7 Mn, Tc y Re.

Mn, Tc y Re: +6,+7

Mn +6: MnO3+ H

2O −−→ H

2MnO

4ácido mangánico.

Mn +7: Mn2O

7+ H

2O −−→ HMnO

4ácido permangánico.

Tc +6: TcO3+ H

2O −−→ H

2TcO

4ácido tecnécico.

Tc +7: Tc2O

7+ H

2O −−→ HTcO

4ácido pertecnécico.

Re +6: ReO3 + H2O −−→ H2ReO4 ácido rénico.

Re +7: Re2O7 + H2O −−→ HReO4 ácido perrénico.





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1.6.10. Isopoliácidos

Los isopoliácidos son oxoácidos que tienen en su molécula varias átomos del no metalcentral. Ya hemos visto algunos de ellos, como los ácidos pirofosforoso y pirofosfórico, H

4P

2O

5

y H4P

2O

7.

Sólo estudiaremos los diácidos:Se obtienen a partir del ácido correspondiente sumando dos moléculas del mismo y elimi-

nando una molécula de agua. Si existe el ortoácido, éste sería el que habría que utilizar.Veamos algunos ejemplos:

ácido disulfúrico:

Se multiplica por dos la fórmula del ácido sulfúrico, H2SO

4y se elimina una molécula

de agua: 2×H2SO

4−H

2O = H

4S2O

8−H

2O = H

2S2O

7

ácido dicrómico:

Se multiplica por dos la fórmula del ácido crómico, H2CrO4 y se elimina una moléculade agua: 2×H

2CrO

4−H

2O = H

4Cr

2O

8−H

2O = H

2Cr

2O

7

ácido difosfórico:

Se multiplica por dos la fórmula del ácido ortofosfórico, H3PO

4y se elimina una molé-

cula de agua: 2×H3PO

4−H

2O = H

6P2P8−H

2O = H

2P2O

7y, aunque se puede llamar

ácido difosfórico, se prefiere el de ácido pirofosfórico.





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Algunos ejemplos:

HNO2

ácido nitrosoHNO3 ácido nítricoH

2CrO

4ácido crómico

H4P

2O

7ácido pirofosfórico

HMnO4 ácido permangánicoH

2ReO

4ácido rénico

HBrO2 ácido bromosoH2SO3 ácido sulfurosoH

3BO

3ácido (orto)bórico

H4SiO4 ácido ortosilícico





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1.6.11. Cationes✞✝

☎✆Un catión es un átomo o grupo de átomos con carga positiva.

Los cationes no son sustancias, pero, junto con los aniones, forman parte de las sustanciasiónicas.

Los cationes más importantes son los átomos de los metales con carga positiva; ademásestudiaremos el catión amonio:

Algunos ejemplos:

Na+ catión sodio Ca 2+ catión calcioMg 2+ catión magnesio Al 3+ catión aluminioCu+ catión cobre(I) Pb 2+ catión plomo(II)Cu 2+ catión cobre(II) Pb 4+ catión plomo(IV)NH+

4 catión amonio Ag+ catión plataPt 2+ catión platino(II) Cr 3+ catión cromo(III)Pt 4+ catión platino(IV) Fe 2+ catión hierro(II)Ni 2+ catión níquel(II) Fe 3+ catión hierro(III)

1.6.12. Aniones✞✝

☎✆Un anión es un átomo o grupo de átomos con carga negativa.

Los aniones no son sustancias, pero, junto con los cationes, forman parte de las sustanciasiónicas.

Se puede considerar que se forman cuando un ácido pierde uno o más átomos de hidrógeno.Distinguimos dos tipos de aniones: neutros y ácidos.

1. Aniones neutros:

¿Cómo se escribe su fórmula? Se obtienen cuando un ácido pierde todos losátomos de hidrógeno. Como los átomos de hidrógeno son positivos, el anión tieneuna carga negativa igual al número de átomos de hidrógeno perdidos. Por ejemplo,el anión neutro correspondiente al ácido sulfúrico, H

2SO

4, es: SO 2 –

4, el anión

neutro correspondiente al ácido nitroso, HNO2, es NO –

2 .

¿Cómo se nombran?

• Nomenclatura tradicional:

Terminación Terminacióndel ácido del anión

-hídrico -uro-oso -ito-ico -ato

Ejemplos: Del ácido sulfhídrico, H2S, anión sulfuro, S 2 – . Del ácido clorhídri-co, HCl, anión cloruro, Cl – . Del ácido hipocloroso, HClO, anión hipoclorito,ClO – . Del ácido ortofosfórico, H3PO4, anión ortofosfato, PO 3 –

4 . Del ácidoperclórico, HClO4, anión perclorato, ClO –

4 .

2. Aniones ácidos:

¿Cómo se escribe su fórmula? Se obtienen cuando un ácido no pierde todoslos átomos de hidrógeno que posee. La carga del anión es igual al número dehidrógenos perdidos; por ejemplo, el anión ácido correspondiente al ácido sulfúrico,H2SO4, es: HSO –

4 , el ácido nitroso, HNO2, sólo tiene un hidrógeno y no puedeformar aniones ácidos; el ácido fosfórico, H3PO4, puede formar dos aniones ácidos,H2PO –

4 y HPO 2 –4 .

¿Cómo se nombran?

• Nomenclatura tradicional: Nomenclatura tradicional:





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(prefijo) hidrógeno nombre del anión neutro

El prefijo indica el número de átomos de hidrógeno que aparecen en la fórmula(el prefijo mono no se nombra.Ejemplos: Del ácido sulfhídrico, H2S, anión hidrógenosulfuro, HS – . Del ácidosulfúrico, H2SO4, anión hidrógenosulfato, HSO –

4 .

Algunos ejemplos:

SO 2 –

3 anión sulfitoHCO –

3 anión carbonatoIO – anión hipoyoditoClO –

4 anión percloratoBO 3 –

3 anión (orto)boratoHBO 2 –

3 anión hidrógeno(orto)boratoH2BO –

3 anión dihidrógeno(orto)boratoNO –

3 anión nitratoSe 2 – anión seleniuroHSe – anión hidrógenoseleniuroHSeO –

3 anión hidrógenoselenito





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1.6.13. Sales✞✝

☎✆Una sal es un compuesto formado por un anión y un catión.

Las sales son sustancias iónicas. Su fórmula es empírica. Se debe simplificar.Las sales dobles pueden tener un anión y dos cationes diferentes o dos aniones diferentes

y un catión. No se estudiarán aquí.

¿Cómo se escribe su fórmula? Se escribe primero el catión, seguido del anión, seintercambian las valencias y, por último, se simplifica. Al intercambiar las valencias, sial anión o el catión le corresponde un número mayor que uno y contiene más de unátomo, habría que ponerlo entre paréntesis.

¿Cómo se nombran? Se nombra primero el anión y después el catión.

Algunos ejemplos:

Na2SO4 sulfato de sodioCsNO

3nitrato de cesio

Sn(NO2)4 nitrito de estaño(IV)Ca(HS)2 hidrógenosulfuro de calcioKHS hidrógenosulfuro de potasio(NH4)2SO3 sulfito de amonioAlBO

3(orto)borato de aluminio

Zn(HSO3)2 hidrógenosulfito de cincBe(ClO)2 hipoclorito de berilioFe(IO

2)3 yodito de hierro(III)

Pb3(AsO4)4 (orto)arseniato de plomo(IV)Pt(CO

3)2 carbonato de platino(IV)

AgIO4

peryodato de plataCoWO4 wolframato de cobalto(II)MnSiO

4ortosilicato de manganeso(IV)

Zn(H2VO4)2 dihidrógeno(orto)vanadato de cinc

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