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2018

Etapa Presencial Ingreso 2018

MÓDULO DE QUÍMICA – ETAPA PRESENCIAL INGRESO 2018

FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS –

UNIVERSIDAD NACIONAL DE ROSARIO

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ETAPA PRESENCIAL

MÓDULO QUÍMICA INGRESO 2018 “Aprende de quienes pueden enseñarte. No existe nadie tan sabio que no pueda aprender algo nuevo. Como tampoco persona tan pobre que no tenga algo para enseñar. ¡Aprende! Pero sobre todo aprende a vivir. ¡Enseña! No permitas que la vida te pase a vos sin que la vivas”

Autor anónimo. “El buen profesor ya no está en un estrado, bombeando conocimientos a alta presión en el interior de receptáculos pasivos... Es un alumno veterano ansioso por ayudar a sus noveles”

William Osler Bienvenido/a a esta nueva etapa, estamos aquí para acompañarte.

Dr. Exequiel Porta Coordinador del Módulo




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Tablas Periódicas del Módulo (gentileza del Dr. Abel Arroyo Aguilar):




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Tablas Anexas (gentileza del Dr. Abel Arroyo Aguilar):

Óxidos Anfóteros

N° Ox

Zn Al Pb (y Sn) Cr Mn

+1

+2 ZnO Zn(OH)2

PbO

Pb(OH)2 CrO

Cr(OH)2

MnO Mn(OH)2 H2PbO2

H2ZnO2 H4PbO3

+3 Al2O3

Al(OH)3

Cr2O3

Cr(OH)3

Mn2O3 Mn(OH)3 HAlO2 HCrO2

H3AlO3

+4 PbO2

Pb(OH)4

MnO2 H2MnO3 H3PbO3

H4PbO4

+5

+6 CrO3 H2CrO4

MnO3 H2MnO4 2CrO3 H2Cr2O7

+7 Mn2O7 HMnO4

Óxidos Anfóteros

N° Ox


+1

+2 ZnO Zn(OH)2

PbO

Pb(OH)2 CrO

Cr(OH)2

MnO Mn(OH)2 H2PbO2

H2ZnO2 H4PbO3

+3 Al2O3

Al(OH)3

Cr2O3

Cr(OH)3


H3AlO3

+4 PbO2

Pb(OH)4

MnO2 H2MnO3 H3PbO3

H4PbO4

+5

+6 CrO3 H2CrO4


+7 Mn2O7 HMnO4




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Tablas Anexas (gentileza del Dr. Abel Arroyo Aguilar):

Óxidos Anfóteros

N° Ox


+1

+2 ZnO Zn(OH)2

PbO

Pb(OH)2 CrO

Cr(OH)2

MnO Mn(OH)2 H2PbO2

H2ZnO2 H4PbO3

+3 Al2O3

Al(OH)3

Cr2O3

Cr(OH)3


H3AlO3

+4 PbO2

Pb(OH)4

MnO2 H2MnO3 H3PbO3

H4PbO4

+5

+6 CrO3 H2CrO4


+7 Mn2O7 HMnO4




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QUÍMICA

a química es una de las ciencias que se ocupa del estudio de la naturaleza y se haya en íntima relación con la física, las matemáticas, la biología y la geología. Es la ciencia que se encarga del estudio de la composición, la estructura y las propiedades de la materia y los cambios

que ésta sufre. La historia de esta ciencia es demostrativa de la capacidad de progreso del hombre.

La química nació con el descubrimiento del fuego, ya que con él pudieron trabajarse los metales y así se conocen objetos de oro de una época anterior a los 5000 años antes de Cristo (a. de C.). La plata comenzó a utilizarse más o menos por la misma época y el cobre comenzó a utilizarse siglos más tarde, hacia el año 4000 a. de C., dónde se estableció la Edad de Bronce. En el Egipto de las antiguas dinastías y en los inicios de la civilización griega, el bronce (aleación de cobre y estaño) equivalía al hierro de la revolución industrial. Los fenicios adquirieron gran prestigio como artesanos del bronce. Luego, hacia el año 1200 a. de C., provino la Edad de Hierro, cuando el hombre aprendió a trabajar este metal al fuego.

De todas las antiguas civilizaciones, la más avanzada en las técnicas químicas fue la egipcia. Los egipcios fabricaron vidrios y esmaltes, emplearon el cuero, la lana, el algodón y el lino que teñían con colorantes de varios tipos fabricados por ellos mismos como el índigo y la púrpura. También elaboraron perfumes, bálsamos venenos y jabones entre otras cosas.

Hacia el siglo VI a. de C. las ciencias estaban sometidas a la influencia de los mitos, pero por esa época surgió un movimiento intelectual griego en donde se abordaron los problemas fundamentales de la naturaleza y la materia. Se propuso entonces que existía un principio permanente de carácter material: para Mileto (624-565 a. de C.) ese principio era el agua, para Anaxímenes (585-524 a. de C.) era el aire y para Efeso (540-475 a. de C.) era el fuego. Poco después, Empídodes de Agrigento (500-430 a. de C.) señaló que todos aquellos elementos más la tierra, constituían los fundamentos del principio único de todo. La teoría de los cuatro elementos fue aceptada por Aristóteles (384-322 a. de C.).

Poco tiempo después (o incluso por esa misma época) otros dos filósofos señalaron que la materia era discontinua y que estaba formada por átomos (el ser) y por vacío (el no- ser). La existencia del vacío entre los átomos era para ellos el factor que explicaba el movimiento. Sin embargo, el átomo desapareció como realidad hasta el siglo XVII.

Luego existe un gran lapso de tiempo sin grandes cambios significativos en las formas de pensar y en los aportes a la, por ese entonces “desconocida”, química.

Durante la Edad Media, especialmente entre los siglos V y XI, la ciencia fue oscurecida por las inquietudes religiosas. Sin embargo, en el siglo VII, la ciencia reapareció de la mano de los árabes, quienes había acumulado los antiguos conocimientos de los egipcios y de la filosofía antigua a través de la escuela alejandrina, fundando una práctica: la alquimia, el precedente de la química. Los alquimistas consideraron los metales como cuerpos compuestos, resultantes de dos propiedades comunes: el mercurio, que era lo “metálico” y el azufre, que era lo “combustible”. Posteriormente consideraron un tercer principio, la sal considerada

L




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como la “solidez”. Inmediatamente consideraron la idea de conseguir la transmutación de los metales (transformación de algo en otra cosa) mediante la combinación de aquellos tres principios con el fin de generar oro a partir de metales más accesibles y baratos. Esta transformación sólo podría llevarse a cabo en presencia de los que los alquimistas denominaron la piedra filosofal. La historia de la alquimia es fundamentalmente la historia de la búsqueda de la piedra filosofal.

Los trabajos de los alquimistas, aunque infructuosos en el descubrimiento de la piedra filosofal, produjeron indudables progresos a la química, puesto que descubrieron cientos de nuevas sustancias, inventaron aparatos útiles y desarrollaron técnicas empleadas tiempo después por los químicos.

En el año 1661, Robert Boyle (1627-1691) rompió la tradición alquimista dado que formuló el concepto de elemento químico, que definió como “aquellos cuerpos primitivos y simples que no están formados por otros cuerpos, ni unos de otros, y que son los ingredientes de que se componen y en que se resuelven en último término todos los cuerpos perfectamente mixtos”. Es decir, Boyle refutó el concepto griego de los cuatro elementos y en su lugar propone que los elementos debían definirse como sustancias que no pueden descomponerse en otras más simples.

Luego surgió un nuevo impedimento para el desarrollo de la química que fue un concepto expuesto por un médico alemán, G. Stahl (1660-1734) para explicar el fenómeno de combustión (el acto de quemar). Stahl sostuvo que todas las sustancias que podían quemarse contenían un componente llamado flogisto que era liberado al aire cuando se quemaban. Esta teoría expuesta por Stahl se difundió ampliamente.

La química moderna nace en el año 1772 cuando un francés llamado Antoine Lavoiser comenzó a experimentar con la combustión. El pesaba los objetos antes y después de la combustión y así observó que al quemarse los objetos ganaban peso y observó también que si la combustión se realizaba dentro de un recipiente cerrado el peso del objeto no cambiaba, aunque cambiase su forma. Entonces, según esto no había existencia del flogisto. El observó, por el contrario que, si la combustión se realizaba en presencia de aire, los elementos tomaban algo de él y, era el mismo peso que el que perdía el aire.

Así, Lavoisier propuso que el aire no recibía el flogisto del objeto quemado, sino que aportaba oxígeno incorporándolo al mismo.




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EL MÉTODO CIENTÍFICO

Para saber y entender qué es el Método Científico, partiremos con una definición de la Enciclopedia Británica:

"El método científico es un término colectivo que denota los diferentes procesos que ayudan a construir la ciencia".

A esta definición, se puede agregar que el método científico sirve para entender la naturaleza de la ciencia y tiene su fundamento en la observación del mundo que nos rodea. Alan E. Nourse, autor inglés de ciencia ficción (1969), se refiere al método científico en los siguientes términos:

"...No hay magia en un método que nos sirve para descubrir la verdad, es tan simple y lógico para nosotros los científicos que lo usamos cotidianamente para la

resolución de nuestros problemas diarios..."

Esta aseveración nos permite realizar una reflexión: ¿Es tan simple y lógico...?, ¿Realmente, lo usamos en la resolución cotidiana de problemas?

Antes de que se concibiera el método científico, la acumulación de conocimientos se hacía a partir de la meditación y observaciones casuales. Debieron pasar siglos para darse cuenta de que este camino era un callejón sin salida que no producía más que preguntas equivocadas. Y no fue hasta que se estableció el método científico, que la ciencia inició su crecimiento y se empezó a expandir nuestro conocimiento de las leyes naturales. Es un método imperfecto, pero lo suficientemente exitoso como para que todos los campos lo hayan adoptado, excluyendo prácticamente cualquier otro método de solución de problemas.

Hoy, se puede afirmar que el método científico es un proceso creativo de resolución de problemas y en general consta de las siguientes partes o etapas:

1. Idea, observación.

2. Reconocimiento del problema y evaluación de evidencias.

3. Formulación de hipótesis: generación de soluciones creativas y lógicas.

4. Formulación de objetivos y métodos. Experimento controlado.

5. Prueba de hipótesis, experimentación, recolección de datos y análisis de resultados.

6. Juicios y conclusiones sobre procedimientos, resultados y teorías comparación de resultados con hipótesis).

7. Publicación de los resultados y descubrimientos.




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La observación conduce a la identificación y resolución de problemas.

Una vez que éstos están claramente delimitados, es inevitable la postulación de hipótesis, es decir, de explicaciones tentativas y provisorias de las situaciones problemáticas. La hipótesis, es necesaria ponerla a prueba, para lo cual se utilizan y diseñan experimentos. El experimento proporciona evidencias (datos experimentales), que permiten apreciar si se cumplen o no las predicciones derivadas de la hipótesis. El análisis y la interpretación de los datos experimentales finalmente llevan al científico a la elaboración de las conclusiones referentes a la validez de la hipótesis. Usualmente, en la literatura se encuentran algunos de los atributos personales y de razonamiento deseables para una aplicación exitosa del método científico:

✓ Honestidad, búsqueda, persistencia, creatividad ✓ Comunicación, sensibilidad, razonamiento lógico ✓ Reconocimiento de patrones, observación, abstracción ✓ Generalización, clasificación, organización, control de variables ✓ Planeación, predicción, visualización, definición ✓ Toma de decisiones, medición, evaluación

Hoy en día, podemos afirmar que el método científico es el instrumento más poderoso de la ciencia; simplemente se trata de aplicar la lógica a la realidad y a los hechos que observamos. El método científico sirve para poner a prueba cualquier supuesto o hipótesis, examinando las mejores evidencias que se cuentan, ya sea a favor o en contra.

Un ejemplo Práctico:

Digamos que se desea verificar, de una vez por todas, si la Astrología (práctica que agrupa a toda la población humana en doce tipos de personalidad según su día de nacimiento, entre otras cosas) funciona o no. Apliquemos el método científico para saber si es así o no lo es. Para hacerlo, debemos seguir los siguientes pasos:

Percibir el problema. Ya lo hicimos. La astrología define doce grupos de personalidad según su signo zodiacal (queremos saber si en verdad se puede clasificar a la gente de esta manera).

Eliminar los prejuicios. Por lo general, el método científico tiende a eliminar el plano subjetivo en la interpretación de la realidad, pero aun así se recomienda tomar en cuenta este paso. Un prejuicio es sencillamente cualquier opinión que se tenga de algo, antes de someterlo a juicio, en nuestro caso, creer que la astrología sí funciona sólo porque la mayoría de la gente dice que funciona, o creer que no funciona porque escuchaste a un científico decir que no tiene ninguna base racional, son prejuicios. Si deseás probar algo, debés tomar una actitud imparcial y atenerte sólo a los hechos.




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Identificar y definir el problema. Veamos nuestro problema con más precisión. Según los astrólogos, se pueden definir doce rasgos de personalidad según el signo zodiacal en el que han nacido. Es decir, si sos Cáncer tenés una personalidad solitaria, si sos Aries sos juguetón, si sos Piscis te gusta conversar, etcétera. En definitiva: Queremos conocer si el signo zodiacal influye en la personalidad de uno.

La hipótesis. Propongamos una solución a nuestro problema (aquella que creas más conveniente), en nuestro caso proponemos que el signo zodiacal sí influye de manera determinante en la personalidad de cada individuo. Recordá que la hipótesis siempre debe ser formulada de tal modo que pueda prever una respuesta (sí o no).

Verificación de la hipótesis mediante la acción. Ahora comienza lo divertido, aunque muchas veces lo más difícil.

Debemos encontrar hechos observables que permitan confirmar nuestra hipótesis. Se nos pueden ocurrir muchas maneras de verificar la hipótesis, siempre debemos tratar de escoger aquellos que no nos proporcionen resultados ambiguos ni incompletos. Es muy importante diseñar un experimento que pueda ser repetido por cualquier otra persona, ya que un descubrimiento científico no tiene validez hasta que ha sido replicado por otro científico. Para nuestro caso, podemos emplear el mismo método usado por James Randi hace ya varios años:

Conseguí una carta astral de cualquier persona de algún signo zodiacal donde se describa la personalidad del sujeto (si no podés encontrar una, podés buscar en los horóscopos de revistas o diarios), asegurate de mantener esto en secreto. A continuación, entregá individualmente a todos tus familiares, amigos y compañeros una copia de esta carta astral asegurándoles que fue hecha especialmente para él o ella. Luego de que la lean, pediles que te digan si lo escrito concuerda con su personalidad.

Si encontrás que alrededor de una de cada doce de las personas entrevistadas (recuerdá, son doce signos zodiacales) confirman que el contenido de la carta astral coincide con su personalidad, entonces has encontrado una correlación poderosa. Tal vez la astrología tenga bases científicas. Ahora debés seguir diseñando nuevos experimentos para confirmar lo encontrado, de manera que tus resultados no sean sólo datos aislados y que pueden tener errores experimentales.

Si encontrás otra proporción, ya sea que todos tus entrevistados, o ninguno de ellos, asegura que la carta astral describe muy bien su personalidad, entonces estás en camino de refutar tu hipótesis. Tal vez la astrología sólo es un montón de conocimientos sin fundamentos que no funciona como dice. En cualquier caso, debés seguir con la experimentación, implementando nuevas ideas y nuevos diseños.




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¿Te interesa saber qué pasó con el experimento de Randi? Bueno, luego de entrevistar a cientos de personas, se comprobó que más del ochenta por ciento de la gente creía que la carta astral estaba especialmente diseñada para él o ella, cuando en realidad era la misma para todos. Resultado final, hemos comprobado que la Astrología es un mito, pues no tiene base científica que la sustente.

¿Por qué es importante la publicación de los resultados?

1) Los resultados del experimento avalan la experiencia del comportamiento.

2) Los resultados conllevan a cambiar la explicación.

Es el juicio de la comunidad científica el que decide entre las diferentes teorías expuestas por los científicos. La autoridad de la ciencia no se basa fundamentalmente en el trabajo individual, sino en el hecho de que otros puedan repetir los experimentos y obtener los mismos resultados.




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NOMENCLATURA Y FORMULACIÓN DE LAS SUSTANCIAS INORGÁNICAS

Para poder estudiar Química General e Inorgánica es imprescindible establecer

un lenguaje específico que nos permita identificar las sustancias a las que nos estamos refiriendo en cada momento y distinguir a unas de otras por sus nombres y fórmulas.

La formulación de un compuesto, al igual que su nomenclatura (esto es, la transcripción de su fórmula en términos del lenguaje ordinario), se rige por unas determinadas normas que han sido retocadas en los últimos años con el único propósito de conseguir un lenguaje químico lo más sencillo y a la vez general posible. Un organismo internacional, la I.U.P.A.C. (International Union of Pure and Applied Chemistry), encargado de tales menesteres, ha dictado unas reglas para la formulación y nomenclatura de las sustancias químicas.

Antes de proceder al estudio de tales reglas para cada tipo de compuesto es preciso conocer perfectamente los símbolos de los diferentes elementos químicos, base de esta forma de expresión. Una memorización previa de todos ellos resulta, pues, imprescindible (A partir de aquí vas a necesitar la tabla periódica). La fórmula química de un compuesto dado, además de indicar los elementos que lo constituyen, proporciona la relación numérica en que intervienen sus respectivos átomos. Tales números están relacionados con el de enlaces posibles de unos átomos con otros y dan idea de la capacidad de combinación de los elementos en cuestión.

Existen tres tipos de nomenclatura para los compuestos inorgánicos: la tradicional, la I.U.P.A.C (Union of Pure and Applied Chemistry) y la estequiométrica.

La que debería utilizarse siempre es la I.U.P.A.C, pero dado que muchos de las sustancias aún se reconocen por la tradicional, es válido utilizarla también. La nomenclatura estequiométrica es la menos utilizada, aunque daremos algunos ejemplos.




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Conceptos que tenemos que tener claros antes de comenzar a nombrar las sustancias

➢ El átomo y sus componentes

El átomo es la parte más pequeña en la que se puede obtener materia de forma estable, ya que las partículas subatómicas que lo componen no pueden existir aisladamente salvo en condiciones muy especiales. El átomo está formado por un núcleo, compuesto a su vez por protones y neutrones, y por una corteza que lo rodea en la cual se encuentran los electrones, en igual número que los protones.

Un número determinado de protones es lo que caracteriza a un elemento químico concreto, y le confiere propiedades químicas únicas.

El protón, descubierto por Ernest Rutherford a principios del siglo XX, es una partícula elemental que constituye parte del núcleo de cualquier átomo. El número de protones en el núcleo atómico, denominado número atómico, es el que determina las propiedades químicas del átomo en cuestión. Los protones poseen carga eléctrica positiva y una masa 1836 veces mayor de la de los electrones. El neutrón, otra partícula constituyente del núcleo de los átomos, fue descubierto en 1930 por dos físicos alemanes, Walter Bothe y Herbert Becker. La masa del neutrón es ligeramente superior a la del protón, pero el número de neutrones en el núcleo no determina las propiedades químicas del átomo, aunque sí su estabilidad frente a posibles procesos nucleares (fisión, fusión o emisión de radiactividad). Los neutrones carecen de carga eléctrica, y son inestables cuando se hallan fuera del núcleo.

El electrón es una partícula elemental que constituye parte de cualquier átomo y fue descubierto en 1897 por J. J. Thomson. Los electrones de un átomo giran en torno a su núcleo, formando la denominada corteza electrónica. La masa del electrón es 1836 veces menor que la del protón y tiene carga opuesta, es decir, negativa. En condiciones normales un átomo tiene el mismo número de protones que electrones, lo que convierte a los átomos en entidades eléctricamente neutras.

Símbolo Atómico

Es el conjunto de una, dos o tres letras que se usa para representar un átomo en una fórmula química. Cuando el átomo se representa mediante una sola letra, ésta debe escribirse siempre en mayúscula. Si el símbolo está compuesto por más de dos letras, la primera de ellas debe ir siempre en mayúscula, mientras que la segunda de ellas debe escribirse siempre en minúscula. Ejemplos:

Elemento Símbolo Cromo Cr

Vanadio V

Para describir adecuadamente un elemento químico se acompaña su símbolo atómico con subíndices y superíndices que dan información sobre su número atómico y número másico.

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/p/proton.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/n/neutron.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/e/electron.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/p/partelem.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/n/nucleo.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/a/atomo.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/n/numeatom.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/c/cargelec.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/m/masa.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/e/electron.htm





http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/a/atomo.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/f/fisinucl.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/f/fusinucl.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/r/radictvd.htm

http://www.ciencia-ficcion.com/glosario/c/cargelec.htm








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✓ Número atómico: es el número de protones que presenta el átomo. ✓ Número másico: es la suma del número de protones y neutrones del átomo.

Así, el número másico A de un átomo de símbolo E se indica por un superíndice a

la izquierda (mE) y el número atómico Z se indica por un subíndice a la izquierda (zE). Ejemplo: Representaremos un átomo de azufre (S), de número másico 32 y número atómico 16:

Nº másico 32S

Nº atómico 16

➢ Elementos

Los elementos químicos son sustancias fundamentales constituidas por átomos que tienen el mismo número atómico, es decir, el mismo número de protones en sus núcleos.

El número de átomos que forman un elemento es variable, y esto permite clasificarlos fácilmente en: ✓ Elementos monoatómicos: son los constituidos por un solo átomo, tal como ocurre en los gases nobles. Ejemplo: el helio (He).

✓ Elementos diatómicos: son los formados por dos átomos. En este grupo se encuentran los halógenos y otros elementos no metálicos tales como el hidrógeno, nitrógeno u oxígeno. Ejemplo: la molécula de cloro (Cl2).

✓ Elementos poliatómicos: son los constituidos por más de dos átomos. Se incluyen aquí, aquellos elementos formados por agrupaciones con un número definido de átomos (moléculas) como aquellos formados por redes indefinidas. Ejemplos: el azufre, puede representarse como una molécula constituida por 8 átomos (S8). El carbono forma redes de átomos de carbono indefinidas (son distintas las redes del grafito, del diamante y del fulereno)

Formulación de los elementos

Para representar un elemento formado por moléculas con un número n definido de átomos, se escribe el símbolo atómico E con el subíndice n a su derecha (En). En el caso particular de los elementos monoatómicos (n = 1), por simplicidad, se omite el subíndice.

Los elementos como los gases nobles (helio, neón, argón, kriptón, xenón y radón), que tienen una estructura monoatómica, se representan por su símbolo, mientras que el hidrógeno, nitrógeno, flúor, cloro, bromo y yodo, con una estructura diatómica, se representan por el símbolo del elemento al que se añade el subíndice 2. En el caso de moléculas poliatómicas se utiliza el subíndice que corresponda. Ejemplos:




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✓ Monoatómicos: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn. ✓ Diatómicos: H2, N2, O2, F2, Cl2, Br2, I2. ✓ Poliatómicos: P4, S6, S8.

Nomenclatura

Para nombrar cualquier elemento de fórmula molecular definida (elementos monoatómicos, biatómicos, etc.) se añade, al nombre del átomo, el prefijo numérico que indica el número de átomos de la molécula.

El prefijo mono- sólo se utiliza cuando el elemento no existe normalmente en estado monoatómico. En el caso de los elementos diatómicos más comunes frecuentemente también se omite el prefijo di-. Ejemplos:

Símbolo Nomenclatura I.U.P.A.C Nomenclatura tradicional

N Mono nitrógeno Nitrógeno atómico Ne Neón Neón I2 Diyodo Yodo S8 Octa azufre Azufre

Formulación y nomenclatura de elementos de estructura indefinida

Los elementos con estructura molecular infinita o indefinida (metales y otros

elementos químicos que forman redes) se representan mediante su símbolo atómico. Se nombran utilizando el nombre del átomo constituyente y mencionando su estado físico (sólido, líquido o gaseoso) si fuese necesario.

Fórmula Nombre Al (sólido) Aluminio Cr (sólido) Cromo

Hg (líquido) Mercurio Hg (gaseoso) Mercurio

1 mono 2 di 3 tri 4 tetra 5 penta 6 hexa

7 hepta 8 octa 9 nona 10 deca 11 undeca 12 dodeca

Prefijos




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➢ Alótropos

Se define como alótropo, o formas alotrópicas, a las distintas modificaciones

estructurales en las que se presenta un elemento. Las formas alotrópicas se diferencian entre sí ya sea por el número de átomos o por los tipos de red cristalina en que estos se disponen.

Los alótropos se formulan del mismo modo que los elementos, utilizando el símbolo atómico y el subíndice correspondiente. Ejemplos: El dioxígeno (O2) y el trioxígeno (ozono, O3) son dos formas alotrópicas del oxígeno, y el diamante y el grafito lo son del carbono (C).

Nomenclatura de los alótropos

Si la forma alotrópica está compuesta por moléculas discretas que poseen un

número fijo de átomos, se nombran del mismo modo visto anteriormente para elementos de estructura definida. El prefijo poli- se admite para designar números grandes y/o desconocidos. Si un elemento se presenta como una mezcla de alótropos, se denomina simplemente por el nombre del átomo. Además de la nomenclatura que debe realizarse según la I.U.P.A.C, es frecuente emplear nombres comunes para muchas de las formas alotrópicas conocidas. Muchas veces en dichos nombres se utilizan “descriptores” que pueden ser letras griegas (α, β γ, etc.), colores, nombres de minerales (grafito, diamante, etc.). Ejemplos:

Fórmula Nombre sistemático (I.U.P.A.C)

Nombre común (aceptado)

O2

Dioxígeno

Oxígeno

O3

Trioxígeno

Ozono

P4

Tetrafósforo

Fósforo blanco

S6

Hexa azufre

-

S8

Octa azufre

Azufre α Azufre β

Sn

Poliazufre

Azufre γ (Azufre plástico)

S6 + S8 + Sn

Azufre común

Cuando un elemento posee modificaciones alotrópicas de tipo cristalino, la

nomenclatura sistémica incluye términos que describen el tipo de red cristalina y como es muy complicado y, además, escapa al alcance de este curso introductoria, solamente incluiremos algunos ejemplos de nombres comunes:




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Fórmula

Nombre común

Pn Fósforo negro Fósforo rojo

Cn

Diamante

Grafito Fulereno o Buckyball

Fen

Hierro α Hierro β

➢ Isótopos

Los isótopos de un elemento son los átomos que poseen el mismo número atómico pero distinto número de masa, o lo que es igual, el mismo número de protones, pero distinto número de neutrones. Se representan por el símbolo del elemento (A), con un superíndice m a la izquierda que especifica la masa atómica, (mA). Ejemplo: El elemento carbono, de número atómico 6 y masa atómica 12, se representa por el símbolo 12C. Es un isótopo el carbono con número atómico 6 y masa atómica 13, 13C. Nomenclatura de los isótopos

Los isótopos reciben el nombre del átomo constituyente seguido del número que indica la masa atómica. Ejemplos: 12C se denomina carbono-12 13C se denomina carbono-13

Existe una excepción dada para el hidrógeno en donde sus isótopos los siguientes nombres y símbolos:

Símbolo Nombre 1H Protio

2H (o D) Deuterio 3H (o T) Tritio

Estos isótopos, aunque tienen propiedades físicas y químicas diferentes, se

comportan exactamente igual que el hidrógeno, por lo tanto forman moléculas diatómicas: 2H2 o D2, se denomina dideuterio o solo deuterio. 3H2 o T2, se denomina ditritio o solo trítio.




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➢ Tipos de compuesto según el enlace entre sus elementos

La distribución de los átomos en un compuesto por medio de los enlaces químicos suele llamarse estructura molecular. Existen varias modalidades de enlaces y las características típicas de la sustancia se deben a ellas. Cuando los átomos de un elemento pierden uno o más electrones se convierten en cationes cargados positivamente. Estos electrones son captados por los átomos de otro elemento, convirtiéndolos en elementos cargados negativamente. Como las cargas positivas y negativas se atraen, esos elementos cargados positiva y negativamente se unen mediante un enlace, llamado enlace iónico para formar un conjunto que consiste en grandes cantidades de iones de ambas clases. El compuesto resultante se llama compuesto iónico. Un ejemplo es el cloruro de sodio, que está compuesto por la misma cantidad de átomos de sodio cargados positivamente y de átomos cloro, cargados negativamente. Casi todos los compuestos iónicos contienen un elemento metálico, porque sólo estos elementos pueden perder electrones fácilmente, así como en general un elemento no metálico es el que capta los electrones. Los átomos de los compuestos que no son iónicos se mantienen unidos por enlaces covalentes. Un enlace covalente consiste en un par de electrones que son compartidos por dos átomos vecinos. Los enlaces covalentes son típicos entre los elementos no metálicos. Hay dos clases principales de sustancias con enlaces covalentes: las sustancias moleculares y los sólidos covalentes reticulares. (Los términos en negrita se verán con detalle durante el cursado de la materia Química General e Inorgánica).

➢ Molécula

Es la menor partícula de un elemento o compuesto que tiene existencia estable y

posee todas las propiedades químicas de dicho elemento o compuesto. Un átomo de nitrógeno no puede existir libre en condiciones normales, por lo tanto, se unen dos de ellos para formar una molécula diatómica N2. Otros elementos forman también moléculas diatómicas; algunos de ellos son: fluor (F2), hidrógeno (H2), cloro (Cl2), oxígeno (O2), bromo (Br2), yodo (I2). Existen otros elementos que forman moléculas con más átomos, es así como el fósforo forma una molécula tetraatómica (P4) y el azufre, una molécula octoatómica (S8). Hay elementos que no forman moléculas poliatómicas, sino existen libremente en forma atómica; se puede considerar que forman una molécula monoatómica. Ejemplos son los metales: cobre (Cu), hierro (Fe), oro (Au), plata (Ag), etc. Se debe tener en cuenta que las moléculas de elementos están formadas por átomos de dicho elemento. A diferencia de las moléculas de los compuestos que están formadas, como mínimo, por dos átomos de elementos diferentes. Es así como la molécula del monóxido de carbono (CO) está formada por un átomo de carbono y un átomo de oxígeno, la del agua (H2O) está formada por dos átomos de hidrógeno y uno de oxígeno; la del ácido nítrico (HNO3) formada por un átomo de hidrógeno, uno de nitrógeno y tres átomos de oxígeno, se puede decir que es una molécula poliatómica.




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Ejercitación 1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias:

a) Aluminio b) Bromo atómico c) Tetrafósforo d) Monobromo e) Bromo f) Platino g) Cadmio h) Radón i) Cromo j) Hierro k) Cloro l) Octaazufre m) Azufre n) Monocloro ñ) Xenón o) Titanio p) Manganeso q) Magnesio r) Cobre s) Flúor

2) Nombrar las siguientes sustancias:

a) Pn b) D2 c) V d) Li e) Fe f) Co g) I h) 2D i) I2 j) C k) Ag l) Zn m) B n) N2 ñ) O o) K p) Sr r) N s) O2

3) Señalar cuál/es de los siguientes isótopos presentan una fórmula errónea: a) 18

8O b) 32H c) 31H d) 42He e) 1226Mg

4) Seleccionar en cuáles de las siguientes parejas, las fórmulas que representen dos formas alotrópicas de un mismo elemento. a) O2 y O3 b) 2H2 y 3H2 c) S6 y S20 d) Cn y C60 e) P4 y Pn 5) De la siguiente lista de nombres y fórmulas seleccionar aquellas que representan sustancias homoatómicas.

a) Estaño gris b) Etanol (alcohol común) c) Sacarosa (azúcar de mesa) d) Sal común e) Aire f) Agua g) N2O (óxido nitroso) h) Manganeso δ i) Bronce j) 81Br2 k) NO (óxido nítrico) l) Diamante m) HNO3 (ácido nítrico) n) O3 (ozono)

6) ¿Cuáles de las siguientes sustancias son átomos y cuáles moléculas? Escribir el nombre de las sustancias que sean átomos. a) H2O2 b) CO2 c) H d) HNO3 e) NH3 f) H2Cr2O7 g) Zn h) Ar i) Fr j) SO3 k) HCl l) PH3 m) Li n) Sn ñ) S8 o) O2 p) CO




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➢ Valencia

Indica la cantidad de electrones que puede usar un elemento para combinarse con otro.

➢ Número de oxidación

El estado de oxidación o número de oxidación se define como la suma de cargas positivas y negativas de un átomo, lo cual indirectamente indica el número de electrones que el átomo ha aceptado o cedido. Los protones de un átomo tienen carga positiva, y esta carga se ve compensada por la carga negativa de los electrones; si el número de protones y de electrones es el mismo el átomo es eléctricamente neutro. El número de oxidación es la valencia, pero con signo.

En la sección anterior habíamos hablado de átomos con carga, positiva o negativa. Veamos esto con más detalle.

Cuando el átomo gana o cede electrones se convierte en un ión. Entonces podemos deducir que un ión tiene carga, y que esta carga va a ser positiva o negativa, dependiendo de sí perdió o ganó electrones respectivamente.

Debemos tener en muy en cuenta tres cosas:

✓ El átomo no recibe electrones de “la nada”, como tampoco cede electrones a “la nada”, sino que cuando se produce un ión, el átomo recibe electrones de otro átomo que por alguna razón tiende a cederlos. Por ende, cuando un átomo cede electrones lo hace a otro átomo que por alguna razón tiende a recibirlos. ✓ El átomo sólo puede ceder o recibir electrones, nunca protones. Los protones no pueden salir del núcleo. ✓ Los números de oxidación se asignan a los diferentes elementos cuando se hallan formando un compuesto. El número de oxidación de un elemento sin combinar es cero.

Si el átomo cede un electrón las cargas positivas de los protones no son

compensadas, pues hay insuficientes electrones. De esta forma se obtiene un ión con carga positiva llamado catión, que se representa con el símbolo del elemento más la carga correspondiente al número de electrones que perdió. Para nuestro elemento A, el ión que resulta de perder un electrón se representará A+, y se dice que es un ión monopositivo; su número de oxidación es de +1, pues perdió un solo electrón, quedando con una carga positiva remanente. En cambio, si el átomo acepta un electrón, los protones no compensan la carga de los electrones, obteniéndose un ión mononegativo, llamado anión, que representaremos A-, pues ganó un solo electrón, quedando entonces una carga negativa remanente.

El átomo puede ceder un mayor número de electrones obteniéndose iones dipositivos, tripositivos, etc. Y de la misma forma, puede aceptarlos, dando iones de distintas cargas.

Los estados de oxidación se denotan en los nombres químicos mediante números romanos entre paréntesis después del elemento de interés. Por ejemplo, un ión de hierro con un estado de oxidación +3, Fe3+, se escribiría de la siguiente

http://es.wikipedia.org/wiki/Carga_el%C3%A9ctrica

http://es.wikipedia.org/wiki/%C3%81tomo

http://es.wikipedia.org/wiki/Electr%C3%B3n

http://es.wikipedia.org/wiki/Prot%C3%B3n




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forma: hierro(III). El óxido de hierro, con el hierro presentando un estado de oxidación de +3, Fe2O3, se nombra como óxido de hierro(III); de esta forma se puede diferenciar del otro óxido del hierro que es el óxido de hierro (II), FeO. En estos casos no es necesario indicar si la carga del ión es positiva o negativa.

En la fórmula química, el estado de oxidación de los cationes y aniones se indica mediante un superíndice después del símbolo del elemento, como ya se ha visto en Fe3+, o por ejemplo, en el oxígeno(II), O2-. No se indica el estado de oxidación en el caso de que sea neutro.

La fórmula siguiente muestra a la molécula de yodo, I2, aceptando dos electrones, de forma que pasa a presentar un estado de oxidación de -1:

I2 + 2e- 2I-

En la tabla periódica se muestran los números de oxidación que se asignan a los elementos. Cuando se analiza con detenimiento se advierte la existencia de ciertas relaciones entre el índice de oxidación de un elemento y su posición en el sistema periódico de modo que es posible deducir las siguientes reglas básicas: ✓ Los elementos metálicos tienen números de oxidación positivos. ✓ Los elementos no metálicos pueden tener números de oxidación tanto positivos como negativos. ✓ El número de oxidación positivo de un elemento alcanza como máximo el valor del grupo (columna) al que pertenece dentro del sistema periódico. En el caso de que tome otros valores, éstos serán más pequeños, soliendo ser pares o impares según el grupo en cuestión sea par o impar. ✓ El número de oxidación negativo de un elemento viene dado por la diferencia entre ocho y el número del grupo al que pertenece dentro del sistema periódico.

Al igual que sucedía con los símbolos, los números de oxidación deben

memorizarse, puesto que junto con los símbolos constituyen los elementos básicos de toda la formulación química. Es conveniente hacerlo por grupos de elementos con igual índice de oxidación, ya que cuando elementos diferentes actúan con idénticos índices de oxidación, dan lugar a fórmulas totalmente análogas.

Los iones no sólo son formados por átomos aislados, sino también por combinación de ellos, es decir, muchas veces los iones están formados por más de dos átomos. Veamos un ejemplo con el azufre, S:

Cuando el azufre se encuentra eléctricamente neutro se denomina azufre y se simboliza S. Cuando el azufre recibe dos electrones forma el anión sulfuro, y se simboliza S2-. Ahora, cuando el azufre se encuentra en estados de oxidación altos, es decir, +IV y +VI no se encuentra como el átomo con esa carga: S+4 y S+6 respectivamente, sino que con estos números de oxidación el azufre se encuentra generalmente combinado con el oxígeno (puede combinarse con otros átomos, aunque no sea común) dando aniones poliatómicos. Los iones que forma, en estos casos el azufre son el anión sulfito, SO3

2- y el anión sulfato, SO42-, respectivamente.

Por eso hay que tener mucho cuidado al nombrar los iones formados por combinación de átomos, porque que un elemento se encuentre con un número de oxidación positivo no quiere decir que esté formando un catión.




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COMPUESTOS QUÍMICOS, NOMENCLATURA Y REACCIONES DE OBTENCIÓN

Vamos a conocer ahora los distintos tipos de compuestos químicos inorgánicos,

como están formados, como se obtienen y su nomenclatura. La nomenclatura, tanto de los elementos como de los compuestos, es el idioma

en que se expresan las reacciones, procesos, etc., en la química y la biología. Por esta razón tenés que conocerla, comprenderla y aprenderla. Cada sustancia (ya sea un elemento o un compuesto) va a tener su propio nombre y NO HAY otra sustancia que posea ese nombre. Existe una organización, la I.U.P.A.C (The International Union of Pure and Applied Chemistry), que se ocupa de identificar cada sustancia con un nombre, de forma tal que NO QUEPA DUDA de que se trata de esa sustancia en TODO EL MUNDO. Sin embargo, hay muchas sustancias que presentan varios nombres por una cuestión histórica, estas formas de nombrarlos son aceptadas por la I.U.P.A.C, aunque se prefiere siempre la nomenclatura que esta propone. También se encarga de unificar criterios a la hora de escribir las fórmulas químicas de los elementos y los compuestos. Por ejemplo, antes la sal de mesa cloruro de sodio se escribía en símbolos de la siguiente manera: ClNa, ahora, a causa de lo dispuesto por la I.U.P.A.C se debe escribir NaCl. Todo esto tiene un fundamento el cual escapa a los alcances de este curso introductorio.

Para nombrar la gran variedad de compuestos químicos inorgánicos, es necesario agruparlos en categorías de compuestos. Una de estas categorías los clasifica de acuerdo al número de elementos que forman el compuesto, en: binarios y compuestos. También se los puede clasificar según el tipo de compuesto. Vamos a estudiarlos por esta última clasificación, indicando en cada caso, si se trata de compuestos binarios, ternarios, etc.




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COMPUESTOS

QUÍMICOS

INORGÁNICOS

Óxidos

Hidróxidos

Ácidos

Básicos Ácidos

Sales

Peróxidos

Superóxidos

Neutros Anfóteros

Hidruros

Neutras Ácidas Básicas

Metálicos No metálicos

Oxoácidos Hidrácidos




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COMPUESTOS BINARIOS: ASPECTOS GENERALES

Se denominan compuestos binarios aquellos que resultan de la combinación de

dos elementos; por tal razón en sus fórmulas intervendrán tan sólo dos símbolos. Para fijar tanto el orden en el que éstos han de escribirse como en el que habrán de leerse, la I.U.P.A.C. ha tomado como base la siguiente secuencia de los diferentes elementos:

Metales, B, Si, C, Sb, As, P, N, H, Te, Se, S, I, Br, Cl, O, F

Entre los compuestos binarios encontramos: óxidos, hidruros, peróxidos,

superóxidos, hidrácidos y ciertas sales. Entre los compuestos ternarios están los oxoácidos y ciertas sales; además de ciertos compuestos denominados seudobinarios, los hidróxidos. Los estudiaremos cada uno por separado.

ÓXIDOS:

Son compuestos binarios formados por combinación del oxígeno en su número

de oxidación –2, con otro elemento, E, que posee n° de oxidación positivo. Su fórmula general es:

E2On

Los subíndices surgen al intercambiar las valencias de ambos elementos, y como ya dijimos, indican el número de veces que ese elemento está presente en el compuesto. Formulación:

La forma más simple es a partir de sus elementos, simplemente con el número de oxidación con el que están actuando. Para el oxígeno es, en este tipo de compuestos, siempre –2, mientras que para el otro elemento será positivo. Veamos algunos ejemplos:

Na+ y O2- Na2O

Ni3+ y O2- Ni2O3




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Cuando ambos números de oxidación son pares (+2, +4, +6) se simplifican para llegar a la fórmula del óxido:

Ba2+ y O2- Ba2O2 BaO

Sn4+ y O2- Sn2O4 SnO2

S6+ y O2- S2O6 SO3 Nomenclatura:

Existen distintas formas de nombrar los compuestos químicos. Algunas, como la recomendada por la I.U.P.A.C, más nueva, pero aún se usan otras más antiguas. Es importante que las conozcas a todas, ya que trabajarás con todas ellas. 1) Nomenclatura por Atomicidad (I.U.P.A.C): Utiliza prefijos para cada elemento que indica la cantidad de veces que están en ese compuesto. Ejemplo para el caso de los óxidos:

Na2O Monóxido de disodio

Ni2O3 Trióxido de diniquel

BaO Monóxido de bario

SnO2 Dióxido de estaño

SO3 Trióxido de azufre 2) Nomenclatura por Numerales de Stock (I.U.P.A.C): Primero se indica el tipo de compuesto seguido del elemento principal, con su valencia entre paréntesis y en números -romanos. Ejemplo para el caso de los óxidos:

Na2O Óxido de sodio (I)

Ni2O3 Óxido de niquel (III)

BaO Óxido de bario (II)

SnO2 Óxido de estaño (IV)

SO3 Óxido de azufre (VI)

Cuando el elemento principal tiene una sola valencia, puede no indicarse la misma, ya que solo existe una posibilidad de formar el compuesto, pero nunca puede omitirse si tiene más de una, pues es la forma en que se diferencian los distintos compuestos que forma ese elemento.




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3) Nomenclatura tradicional: se indica primero el tipo de compuesto químico, y luego el elemento principal, usando diferentes terminaciones e incluso prefijos, para hacer referencia al número de oxidación del elemento principal. Hay cuatro posibilidades: ✓ El elemento posee una única valencia: usa la terminación “ico”. Ejemplo:

BaO Óxido bárico ✓ El elemento posee dos valencias: usa la terminación “ico” para la mayor y

“oso” para la menor. Ejemplo:

SnO Óxido estañoso

SnO2 Óxido estánico ✓ El elemento posee tres valencias: usa la terminación “oso” con la menor de

ellas, “ico” con la intermedia y la mayor se indica con el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo:

CrO Óxido cromoso

Cr2O3 Óxido crómico

CrO3 Óxido percrómico ✓ El elemento posee cuatro valencias: la menor de todas lleva el prefijo “hipo” y

la terminación “oso”, la siguiente en orden creciente lleva terminación “oso”, la tercera la terminación “ico” y la mayor usa el prefijo “per” y la terminación “ico”. Ejemplo:

Cl2O Óxido hipocloroso

Cl2O3 Óxido cloroso

Cl2O5 Óxido clórico

Cl2O7 Óxido perclórico Comparemos las tres nomenclaturas para una misma serie de óxidos:

Fórmula Nomenclatura Tradicional

Nomenclatura por atomicidad

Nomenclatura por Numerales de Stocks

Cl2O Óxido hipocloroso Monóxido de dicloro Óxido de cloro (I)

Cl2O3 Óxido cloroso Trióxido de dicloro Óxido de cloro (III)

Cl2O5 Óxido clórico Pentóxido de dicloro Óxido de cloro (V)

Cl2O7 Óxido perclórico Heptóxido de dicloro Óxido de cloro (VII)




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El oxígeno se combinaba con diferentes tipos de elementos de la tabla periódica, lo que determina la clase de óxido formado, así como otras características, su comportamiento frente al agua y el tipo de compuesto que forman en este caso. Existen cuatro clases de óxidos: ✓ Óxidos Básicos: se forman por combinación del oxígeno con un elemento metálico, al disolverse en agua, producen Hidróxidos. ✓ Óxidos Ácidos: se forman por combinación del oxígeno con elementos no metálicos, y al disolverse en agua generan Oxoácidos. ✓ Óxidos Neutros: se forman por combinación del oxígeno con metales y no metales, pero al mezclarse con el agua no reaccionan, por lo que no forman ni hidróxidos ni oxoácidos. ✓ Óxidos Anfóteros: se obtienen por combinación del oxígeno con elementos como Al, Be, Zn, Ga, Sn y Pb entre otros, y según el medio en el que se encuentren, formarán hidróxidos u oxoácidos.

Para entender la siguiente parte, deberás aprender primero qué es una reacción

química. Una reacción química es el proceso por el cual una o más sustancias, llamadas reactivos, cambian para formar una o más sustancias nuevas, llamadas productos. Las reacciones químicas se representan por medio de ecuaciones químicas, y por la tanto, se piensan como las ecuaciones matemáticas, en las que entre reactivos y productos hay un signo igual, generalmente representado por una flecha. Significa que todos los elementos que están presentes entre los reactivos deben estarlo entre los productos, y a la inversa. El signo “+” en la reacción, se interpreta como “se combina con” y la “flecha” se interpreta como “para formar”. Los reactivos están a la izquierda y los productos a la derecha de la flecha, que hace las veces de signo igual. Entonces, los reactivos se combinan para formar productos. Pero, toda reacción química es una ecuación, si la flecha representa, como dijimos antes, el signo igual, debe haber tantos sodios y tantos oxígenos de un lado como de otro. Lo cual es cierto, ya que los átomos no se crean ni se destruyen. Debemos equilibrar, balancear la ecuación, y para lograrlo, usaremos números enteros, llamados coeficientes estequiométricos, que van a multiplicar los reactivos o productos hasta que todos los elementos presentes estén en la misma cantidad de ambos lados de la flecha. Veamos algunos ejemplos en los óxidos. Reacción de obtención

Los óxidos, en una reacción química, se forman a partir de sus elementos (recordá que estos tienen valencia o n° de oxidación cero). Entonces, el óxido de sodio se forma a partir de:

Na (s) + O2 (g) Na2O (s)




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Hay un átomo de Na entre los reactivos y dos entre los productos, mientras que para el O la relación es inversa. ¿Por qué número deberé multiplicar al Na y/o al O para igualar la ecuación? Si comenzamos por el Na, podría multiplicar el elemento Na (en los reactivos) por 2, con eso estaría balanceado:

2 Na (s) + O2 (g) Na2O (s)

Si a continuación quiero balancear el O, también tendría que multiplicar el óxido

por 2, pero esto produce un desbalance del Na.

2 Na (s) + O2 (g) 2 Na2O (s)

Pero si empiezo por balancear el O, esto no ocurre. Multiplico el óxido por 2 y queda igualado el O, ahora tengo 4 átomos de Na entre los productos,

Na (s) + O2 (g) 2 Na2O (s)

Dado que el Na está en forma monoatómica en los reactivos, simplemente lo

multiplico por 4, y la reacción está balanceada.

4 Na (s) + O2 (g) 2 Na2O (s) Entonces, “4 átomos de Na se combinan con dos moléculas de Oxígeno para

formar 2 fórmulas unidad de óxido de sodio”. Es muy importante recordar que: ✓ solo se pueden modificar los coeficientes, pero nunca los subíndices. Un coeficiente, solo varía la “cantidad” de veces que “ese” compuesto está presente en la reacción; pero un subíndice, cambia la “identidad” del compuesto. ✓ Las letras entre paréntesis a la derecha de cada compuesto indican su estado de agregación, es decir, si son sólidos (s), líquidos (l), gaseosos (g) o acuosos (ac). Siempre acompañan a los compuestos químicos en una reacción y a veces, permiten diferenciar entre dos compuestos con la misma fórmula y distintas características (hidruros e hidrácidos).




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HIDRÓXIDOS:

Se forman, como te indicamos antes, de la reacción de un óxido básico con agua, en la que se produce la combinación del grupo hidroxilo u oxidrilo (OH-) con el catión metálico. El grupo OH– es un ión poliatómico con carga negativa –1, y se lo puede tomar como si fuera un solo elemento con número de oxidación –1, por lo que estos compuestos se suelen llamar pseudo-binarios. Su fórmula genérica es:

Me(OH)n

Me es el catión y el subíndice “n” es su valencia, que siempre se escribe fuera de un paréntesis que abarca al oxidrilo, pues significa que multiplica los dos elementos que lo componen, se interpreta como el número de oxidrilos necesarios para neutralizar la carga de ese catión. El subíndice del catión siempre es 1 (no se escribe) ya que la carga del oxidrilo es unitaria.

Formulación

De nuevo, la manera más simple es partir desde el catión y el oxidrilo. Por ejemplo:

Li+ (ac) y OH– (ac) LiOH (ac) Ca2+ (ac) y OH– (ac) Ca(OH)2 (ac) Fe3+ (ac) y OH– (ac) Fe(OH)3 (ac)

Nomenclatura

Podemos usar la nomenclatura tradicional, indicando el tipo de compuesto como “hidróxido” y utilizando las terminaciones adecuadas, según las mismas reglas que los óxidos; o referirlo como “hidróxido de” seguido del nombre del catión. Cuando el catión es un metal, se agrega su número de oxidación entre paréntesis y en números romanos. Veamos nuestros ejemplos: LiOH Hidróxido lítico o Hidróxido de Litio (I)

Ca(OH)2 Hidróxido cálcico o Hidróxido de Calcio (II)

Fe(OH)3 Hidróxido férrico o Hidróxido de hierro (III) Cuando el elemento presenta un único número de oxidación se acepta que no se

indique el mismo, pues se supone conocido.




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Reacción de obtención

Se realizan 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) LiOH (ac)

En este caso, conviene empezar el balanceo por el metal y luego balancear los

oxígenos e hidrógenos.




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OXOÁCIDOS: Se forman por reacción de un óxido ácido con agua. Son compuestos de tipo

ternarios, que siempre tienen Hidrógeno, Oxígeno y otro elemento, que por ahora llamaremos E, y que en la mayoría de los casos es no metálico (cuando estudiemos óxidos anfóteros veremos algunos casos en los que E es un metal).

La fórmula general de los oxoácidos es:

HaEbOc

Formulación

Para aprender a escribir la fórmula de un oxoácido, recordemos su fórmula general:

HaEbOc

Como siempre, cada subíndice representa, cuantas veces ese elemento está

presente en el compuesto, resultando: a= n° H, b= n° E y c= n° O. Para los oxoácidos que se forman por combinación del óxido con una sola molécula de agua (más adelante veremos los casos en que se combinan con más moléculas de agua), estos subíndices toman el valor de:

✓ a= 1 si el número de oxidación de E es impar. ✓ a=2 si el número de oxidación de E es par.

✓ b=1 porque se forma partir de una sola molécula de agua.

✓ c= (n° H + n° de oxidación de E) dividido 2, lo que expresado en forma matemática, resulta:

c = a + n° oxidación de E

2

Tomemos unos ejemplos: a) Formulemos el oxoácido de N(V). Escribimos los elementos constituyentes del compuesto, respetando siempre el orden de los mismos, sin colocar ningún subíndice:

HNO Como el N tiene valencia impar (V), a=1; se forma con una molécula de agua, por lo que b=1; el valor de c se calcula como:

c = 1 + 5 = 3 2




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La fórmula del oxoácido es:

HNO3 b) Probemos escribir la fórmula del oxoácido de S(IV). Seguimos los mismos pasos que en caso anterior, primero el esqueleto de la fórmula:

HSO Dado que el S actúa con valencia par a = 2, b también vale 1, y calculando c, resulta:

c = 2 + 4 = 3 2

La fórmula es:

H2SO3 Nomenclatura

La I.U.P.A.C admite el uso de la nomenclatura tradicional, anteponiendo la palabra ácido y agregando la terminación (y el prefijo si se requiere) correspondiente al índice de oxidación, al nombre del elemento (se trabaja igual que con los óxidos e hidróxidos).De esta forma el oxoácido de N(V) se llama ácido nítrico, porque usa el mayor número de oxidación y el de S será ácido sulfuroso porque usa el menor.

Hay otra nomenclatura, recomendada por la I.U.P.A.C, que es sencilla y sistemática. Primero se coloca “oxo”, para indicar la presencia de O en el ácido, con un prefijo, mono, di, tri, tetra, etc., que indique la cantidad del mismo (señalada por el subíndice del O); luego se escribe el nombre del elemento central con terminación “ato” seguida de su valencia entre paréntesis y en n° romano, y finalmente se añade “de Hidrógeno”. Para los oxoácidos que formulamos antes sería:

HNO3 Trioxo nitrato (V) de hidrógeno

H2SO3 Trioxo Sulfato (IV) de hidrógeno

¿Pero qué pasa si nos encontramos con la fórmula y tenemos que nombrarlo? O a la inversa, tenemos que formular un oxoácido a partir de su nombre. Para el primer caso, hay que averiguar la valencia con que actúa el elemento central, y la forma más simple de hacerlo es sabiendo que:




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✓ 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, con número de oxidación +1. ✓ El elemento central actúa con número de oxidación positivo.

Para saber en cual número de oxidación está actuando E, sumamos los números

de oxidación de todos los elementos que forman el compuesto, multiplicados por su respectivo subíndice y los igualamos a cero, de la ecuación resultante despejamos el valor del número de oxidación de E. Un ejemplo:

H2SO4

Este es un oxoácido de S, si planteo la ecuación, la valencia con que actúa el S resulta:

2(+1)+(x)+4(-2)=0 2+x –8=0 x - 6 = 0

x= +6

Ahora puedo nombrarlo, ya que (VI) es la mayor de las dos valencias con las que forma oxoácidos, es el Ácido Sulfúrico.

Para la segunda pregunta usemos como ejemplo el ácido hipocloroso. EL

elemento central es Cl, y tiene cuatro valencias con las que puede formar oxoácidos: I, III, V y VII. ¿Cuál usa? Por el prefijo y la terminación en el nombre, es ,la menor de todas, I. Para escribir su fórmula, solamente sigo los pasos que aprendimos antes, escribo los tres elementos en orden:

HClO

Como se forma con una molécula de agua, b=1, a vale 1 pues la valencia es impar, y c resulta:

c = 1 + 1 = 1 2

La fórmula del ácido hipocloroso es:

HClO

Reacción de obtención Tenemos que escribir la reacción entre el agua y un óxido ácido, en la que el

producto es un oxoácido, y por supuesto, como es una reacción, la balanceamos. Probemos con los que ya formulamos:




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N2O5 (g) + H2O (l) 2 HNO3 (ac)

SO3 (g) + H2O (l) H2SO4 (ac)

Cl2O + H2O (l) 2 HClO (ac)

Casos especiales 1) Oxoácidos de Boro: el B forma un solo óxido (B2O3), pero este puede combinarse con una y con tres moléculas de agua, obteniéndose dos oxoácidos distintos.

B2O3 (s) + H2O (l) 2 HBO2 (ac)

B2O3 (s) + 3 H2O (l) H3BO3 (ac)

¿Cómo los nombramos para diferenciar cuál se forma con una molécula de agua y cuál con tres? Tenemos dos ácidos con el mismo número de oxidación, por lo que usamos la misma terminación para indicarlo, pero es indispensable diferenciarlos, ya que claramente no son el mismo compuesto. ¿qué hacemos? Simplemente agregamos un prefijo que indica el número de moléculas de agua con las que se combinó.

Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”.

Así, los oxoácidos del B se llaman:

HBO2 Ácido Metabórico H3BO3 Ácido Ortobórico

2) Oxoácidos de Si: El Si también tiene un solo óxido (SiO2) que se puede combinar con una y con dos moléculas de agua para formar oxoácidos:

SiO2 (s) + H2O (l) H2SiO3 (ac) SiO2 (s) + 2 H2O (l) H4SiO4 (ac)

Para nombrarlos usamos el mismo mecanismo que para el B.

Cuando el óxido se combina con la menor cantidad de moléculas de agua, en

este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso dos, se antepone el prefijo “orto”.




36

Los dos oxoácidos de Si formados se denominan:

H2SiO3 Ácido Meta silícico H4SiO4 Ácido Ortosilícico

3) Oxoácidos de P, As y Sb: estos tres elementos, que se ubican en el mismo grupo de la tabla periódica y tienen el mismo comportamiento. Todos forman óxidos con n° 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 suma un total de seis oxoácidos diferentes para cada elemento. Veamos uno como ejemplo: P(III):

P2O3 (s) + H2O (l) 2 HPO2 (ac) P2O3 (s) + 2 H2O (l) H4P2O5 (ac) P2O3 (s) + 3 H2O (l) 2 H3PO3 (ac)

P(V): P2O5 (s) + H2O (l) 2 HPO3 (ac) P2O5 (s) + 2 H2O (l) H4P2O7 (ac) P2O5 (s) + 3 H2O (l) H3PO4 (ac)

Los nombramos siguiendo las reglas anteriores: Cuando el óxido se combina con

la menor cantidad de moléculas de agua, en este caso una, se antepone el prefijo “meta”. Cuando el óxido se combina con la mayor cantidad de moléculas de agua, en este caso tres, se antepone el prefijo “orto”. Y para el caso en que se combina con dos moléculas de agua, como no es ni la menor ni la mayor cantidad de moléculas de agua, usamos el prefijo “piro”.

HPO2 Ácido Metafosforoso H4P2O5 Ácido Pirofosforoso H3PO3 Ácido Ortofosforoso HPO3 Ácido Metafosfórico H4P2O7 Ácido Pirofosfórico H3PO4 Ácido Ortofosfórico




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Es importante que prestes atención a tres cosas: ✓ La asignación de los prefijos: No usamos “orto” para tres moléculas de agua, sino para el mayor número de ellas con las que puede combinarse el óxido, ya que no todos los óxidos que tienen este comportamiento se combinan con la misma cantidad de moléculas de agua, como pudiste observar al estudiar cada uno. ✓ El prefijo “orto” es el único que puede no estar indicado. Por ejemplo, el ácido ortofosfórico, suele llamarse simplemente ácido fosfórico. ✓ Formulación: No se aplican las reglas que vimos para los oxoácidos que se forman con una sola molécula de agua. Hay que aprender sus fórmulas de memoria. Con suficiente práctica y la ayuda de este cuadro podrás hacerlo.

Prefijo B (III) Si (IV) P, As y Sb (III)

P, As y Sb (V)

Meta 112 213 112 113

Piro -- -- 425 427

Orto 313 414 313 314

Moléculas de H2O

1 y 3 1 y 2 1, 2 y 3 1, 2 y 3

Los números en cada casilla indican los subíndices de cada compuesto según su

n° de oxidación y la cantidad de moléculas de agua con las que se combina el óxido (las posibilidades se indican en la última fila). Por ejemplo, el ácido Metabórico: cruzamos la primera fila con primera columna y dice 112, esto indica 1H, 1B y 2 O.

➢ Óxidos Anfóteros:

Son los óxidos que frente al agua presentan un comportamiento dual, pudiendo formar hidróxidos u oxoácidos, según la concentración relativa de H+ (protones) y OH- presentes en el medio en que se produce la reacción. Este comportamiento puede ocurrir para un elemento con una sola valencia, como Zn y Al; y para elementos con más de una valencia, en cuyo caso puede ser anfótera una sola de ellas, ejemplo Cr(III), o las dos, caso de Pb y Sn en sus valencias II y IV.

Además, algunos de ellos pueden combinarse también con más de una molécula de agua, para formar oxoácidos. En estos casos, se trabaja igual que con los casos especiales. Zn: forma un solo óxido que se combina con agua para dar un hidróxido o un oxoácido:

ZnO + H2O Zn(OH)2 (ac) ZnO + H2O H2ZnO2 (ac) Ácido cínquico




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Al: forma un solo óxido, que puede dar un hidróxido:

Al2O3 (s) + H2O (l) Al(OH)3 (ac) y puede combinarse con una o con tres moléculas de agua para dar dos oxoácidos diferentes:

Al2O3 (s) + H2O (l) 2 HAlO2 (ac) Ácido Metaalumínico Al2O3 (s) + 3 H2O(l) 2 H3AlO3 (ac) Ácido Ortoalumínico

Pb y Sn: presentan comportamientos similares para sus dos valencias, las que pueden dar hidróxidos, y combinarse con una y dos moléculas de agua para formar oxoácidos.

PbO (s) + H2O (l) Pb(OH)2 (ac) Hidróxido Plumboso PbO (s) + H2O (l) H2PbO2 (ac) Ácido Metaplumboso PbO (s) + 2 H2O (l) H4PbO3 (ac) Ácido Ortoplumboso PbO2 (s) + H2O (l) Pb(OH)4 (ac) Hidróxido Plúmbico PbO2 (s) + H2O (l) H2PbO3 (ac) Ácido Metaplúmbico PbO2 (s) + 2 H2O (l) H4PbO4 (ac) Ácido Ortoplúmbico

Cr: presenta anfoterismo entre las valencias y dentro de una de ellas. actúa como base para valencia II, como ácido para valencia VI y es anfótera para valencia (III). Dá hidróxidos con II y III, y forma oxoácidos con III y VI.

CrO (s) + H2O (l) Cr(OH)2 (ac) Hidróxido Cromoso o de cromo (II) Cr2O3 (s) + H2O (l) Cr(OH)3 (ac) Hidróxido Crómico o de cromo (III) Cr2O3 (s) + H2O (l) HCrO2 (ac) Ácido Cromoso CrO3 (s) + H2O (l) H2CrO4 (ac) Ácido Crómico




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➢ Ácidos especiales del azufre:

Este grupo de ácidos está constituido por aquellos oxoácidos del azufre que poseen más de un átomo de azufre o que contienen unión peróxido en los oxígenos constituyentes de la molécula.

Oxoácidos con dos átomos de azufre

Los átomos de azufre están

unidos entre sí

H2S2O3 ácido tiosulfúrico H2S2O4 ácido ditionoso H2S2O5 ácido pirosulfuroso H2S2O6 ácido ditiónico

Los átomos de azufre no están unidos entre sí

H2S2O7 ácido pirosulfúrico

Oxoácidos con tres o más átomos de

azufre

H2SnO6 ácidos politiónicos (Por ejemplo, H2S4O6 ácido tetratiónico)

Contienen unión peróxido (oxígeno-

oxígeno) (peroxiácidos)

H2SO5 ácido peroximonosulfúrico H2S2O8 ácido peroxidisulfúrico




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HIDRÁCIDOS

Estos ácidos se forman por combinación de H, con n° de oxidación +1 y un

elemento no metálico: F, Cl, Br o I actuando con número de oxidación -1, o S, Se y Te actuando con número de oxidación -2. Existen en forma acuosa. (También existe esta combinación de elementos en forma no acuosa, pero no se comportan como ácidos. Más adelante veremos estos compuestos y otros compuestos binarios que el H forma con metales y no metales, todos llamados hidruros) Formulación Escribimos primero el H, con la valencia del no metal como subíndice, y luego el no metal. La fórmula general es:

HEn

Podemos formularlos conociendo conociendo los números de oxidación de cada elemento constituyente. Por ejemplo:

H+ (ac) y I- (ac) HI (ac) H+ (ac) y Te2- (ac) H2Te (ac)

Nomenclatura

Indica el tipo de compuesto, ácido seguido del nombre del elemento terminado en “hídrico”:

HI Ácido Iodhídrico

H2Te Ácido Telurhídrico Reacción de obtención

Es entre ambos elementos con valencia cero, correctamente balanceada:

H2 (g) + I2 (g) 2 HI (ac) H2 (g) + Te (s) H2Te (ac)




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SALES Se forman por combinación de una base y un ácido. Hay varias posibilidades: ✓ Hidróxido y ácido ✓ Metal y ácido ✓ Óxido básico y ácido ✓ Óxido básico y óxido ácido

La forma más común es la primera, por combinación de un ácido y un hidróxido.

Las sales provenientes de oxoácidos se denominan oxosales y aquellas que provienen de hidrácidos se denominan genéricamente sales de uro, por ser esta la terminación de su nombre. Para obtener su fórmula, 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 interaccionan 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, con una sal de uro:

LiOH (ac) + HCl (ac) Li+ + OH- + H+ + Cl- LiCl (ac) + H2O (l)

La reacción total se escribe:

LiOH (ac) + HCl (ac) LiCl (ac) + H2O (l) Probemos ahora con una oxosal:

NaOH (ac) + HClO (ac) Na+ + OH- + H+ + ClO- NaClO (ac) + H2O (l) La reacción total también está balanceada y es:

NaOH (ac) + HClO (ac) NaClO (ac) + H2O (l)

Una ayudita 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. Vas a ver que si todos tus compuestos están bien escritos y la reacción está bien planteada, después de balancear el metal, el elemento principal del oxoácido y el H (o el O) el elemento restante debería estar balanceado.




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Nomenclatura: Para nombrar las oxosales:

Según la I.U.P.A.C, se indica primero el nombre del anión, proveniente del ácido, utilizando el mismo tipo de nomenclatura (con prefijos para el O, terminación ato, para el elemento central y con su valencia entre paréntesis y números romanos), seguido del nombre del catión con su respectivo número de valencia, en romanos y entre paréntesis. También podes usar la nomenclatura tradicional para indicar la valencia del metal, es bastante común cuando este posee más de una. ✓ Si el oxoácido termina en “oso” se reemplaza por “ito”. ✓ Si el oxoácido termina en “ico” se reemplaza por “ato”. ✓ Si el nombre del oxoácido incluía un prefijo, este no cambia.

Para las sales de uro: ✓ La terminación “hídrico” se reemplaza por “uro” (de allí su nombre).

Algunos ejemplos:

La sal NaClO, proviene de la combinación del ácido hipocloroso con hidróxido de sodio, reemplazando oso por ito, la llamamos “hipoclorito de sodio”, o por la nomenclatura sistemática, “oxoclorato (I) de sodio”.

La sal Na2SO4 se forma por combinación de ácido sulfúrico con hidróxido de sodio, reemplazando ico por ato, se llama “sulfato de sodio” o por la nomenclatura sistemática, “tetra oxosulfato (VI) de sodio”. Para la sal NaCl debemos cambiar “hídrico” por “uro”, entonces se la llama “cloruro de sodio”. La sal CaCl2 se denomina “cloruro de calcio”. La sal CaSO4 la llamamos “sulfato de calcio” o por la nomenclatura sistemática, “tetra oxosulfato (VI) de calcio”.

➢ Sales ácidas y básicas:

Algunas sales se forman por neutralización incompleta de los ácidos o las bases que las originan, cuando estos poseen más de un H u oxidrilo, respectivamente. En estos casos, la fórmula de la misma incluye uno o más H si es una sal ácida, y uno o más oxidrilos si la sal es básica. Solo hay que prestar atención, porque al no perder todos los H u OH-, la carga total de los iones formados no es la misma. Nomenclatura

Se indica, luego del nombre del anión, la presencia de H u oxidrilos con la palabra ácida o básica, respectivamente, e indicando su número usando los prefijos di, tri, etc.




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Sulfato ácido de calcio: Ca(HSO4)2

Sulfato básico de calcio Ca(OH)2SO4 De los ejemplos anteriores podemos deducir que: ✓ Si la sal es ácida el/los hidrógeno/s siempre quedará/n unido/s al anión y formará/n parte de él. ✓ Si la sal es básica el/los oxidrilo/s siempre quedará/n unido/s al elemento metálico y formará/n parte del catión. ✓ Si la sal es ácida el/los hidrógenos irá/n neutralizando la cantidad de cargas del anión de la sal neutra. ✓ Si la sal es básica el/los oxidrilos irá/n neutralizando la cantidad de cargas del elemento metálico de la sal neutra.




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PERÓXIDOS Y SUPERÓXIDOS

Son compuestos formados por un metal y O, actuando este último con número

de oxidación mayor a -2, pero también negativos. Una característica particular de estos compuestos, es que el O nunca se halla en forma monoatómica, sino diatómica. Para nombrarlos simplemente se indica el tipo de compuesto, peróxido o superóxido, según corresponda, seguido del nombre del metal. Peróxidos: el O actúa con número de oxidación -1 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O2

2-(anión peróxido). Ejemplos:

Peróxido de sodio: Na2O2

El subíndice del sodio no es otra cosa que la carga del anión peróxido. Este, por su parte, tiene su propio subíndice y como el sodio posee valencia +1 no se agrega nada.

Peróxido de Calcio: CaO2

En este caso, ambos iones, poseen una carga igual a 2, Mg2+ y O22-, por lo que al

colocar los respectivos subíndices, estos se cancelan y solo permanece el que indica el tipo de anión.

Peróxido niquélico: Ni2(O2)3

Para este caso, los iones poseen diferente carga, por lo que no se cancelan los subíndices, y es necesario colocar el anión peróxido entre paréntesis.

Superóxidos: el oxígeno actúa con número de oxidación -0,5 y al ser diatómico la fórmula de su anión es O2

- (anión superóxido). Ejemplos:

Superóxido de sodio: NaO2 Como ambos iones tienen una carga igual a 1, ninguno lleva subíndice.

Superóxido de estaño: Sn(O2)2 En este caso, se indica como subíndice la valencia del Sn (II), poniendo entre paréntesis el anión superóxido.




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Importante: El subíndice 2 del oxígeno que indica el tipo particular de enlace diatómico nunca se simplifica, por lo que debes aprender bien los tres tipos de compuestos binarios que forma el oxígeno y no confundirlos. A modo de ejemplo, para que veas la diferencia entre ellos:

Oxido de estaño: SnO

Peróxido de estaño: SnO2

Superóxido de estaño: Sn(O2)2




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HIDRUROS

Para formar un hidruro, el anión hidruro, H-, se puede combinar con cualquier

elemento que posee una carga positiva, sea metal o no metal. Su fórmula general, para hidruros metálicos, es:

MeHn

Al ser un compuesto binario, los elementos que lo componen intercambian sus números de valencia, que se colocan como subíndices. Es importante que prestes atención a como está escrita la fórmula, con el H en segundo lugar, al revés que los hidrácidos.

Para nombrarlos, se indica “hidruro de” seguida del nombre del metal. Ejemplo:

NaH Hidruro de sodio MgH2 Hidruro de Magnesio

Para los hidruros de elementos no metálicos, F, Cl, Br, I, S, Se, Te, N, B, P, C, etc., la fórmula se escribe al revés, primero el H y luego el no metal. Si este es uno de los que pueden formar hidrácidos, siempre debe acompañarse del estado de agregación gaseoso, ya que no son el mismo compuesto.

HnE Nomenclatura:

Primero, el nombre del elemento con terminación “uro” seguido por “de hidrógeno”. También se puede usar otra forma, que usa “hidruro de”, con un prefijo que indica la cantidad de H, seguido por el nombre del elemento. Por ejemplo: HCl: Cloruro de hidrógeno H2Se: Selenuro de hidrógeno o de dihidrógeno Los elementos no metálicos que forman este tipo de compuesto y que no pertenecen al grupo de los halógenos ni al grupo del O, reciben nombres particulares, no todos son gaseosos, e incluso, pueden ser bases y no formar ácidos al disolverse en agua.




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EJERCITACIÓN 1) Determinar el número de oxidación de cada elemento en cada uno de los siguientes compuestos, indicar el tipo de compuesto: a) Ag2O b) HNO3 c) NH4

+ d) NaH e) Au2O3 f) SO42- g) H2SO4 h) Cu2O i)

CuO j) KCl k) MnO4- l) MnO4

2- m)Hg2O n) HgO ñ) VO3

- o) NO2- p) BF4

- q) NiO r) Ni2O3 s) ZnO t) SnO u) Al(OH)3 v) Cr2O7

2- w) Be(OH)2 x) I- y) I2 z) H3PO4 2) Escribir la fórmula correspondiente:

a) óxido de sodio b) óxido hipobromoso c) óxido de iodo (V) d) óxido cúprico e) óxido de fósforo (III) f) óxido de cobre (I) g) óxido de fósforo (V) h) óxido fosforoso i) óxido clórico j) óxido de cromo (III) k) dióxido de carbono l) óxido potásico m) óxido de litio n) heptóxido de cloro

ñ) óxido hipobromoso o) superóxido de estroncio p) peróxido de plata q) óxido de manganeso (II) r) dióxido de manganeso s) óxido de cromo (VI) t) óxido de plomo (IV) u) óxido plumboso v) óxido de níquel (II) w) óxido de cadmio x) óxido de zinc y) óxido estañoso z) óxido de estaño (IV)

3) Indicar los todos los nombres posibles correctos de los siguientes óxidos: a) Ag2O b) Al2O3 c) Au2O d) Au2O3 e) BaO f) BeO g) Bi2O5 h) Bi2O3 i) CaO j) FeO k) Hg2O l) Cr2O3 m) PbO2 n) Cl2O7

ñ) Br2O7 o) P2O3 p) H2O2 q) Sb2O3 r) CrO s) Cu2O t) Fe2O3 u) K2O v) Li2O2 w) I2O3 x) Mn2O3 y) NaO2 z) MnO

4) Escribir las ecuaciones de obtención de los compuestos de los ejercicios 2 y 3 a partir de sus elementos y clasificarlos como óxidos ácidos, básicos, anfóteros o neutros.


FACULTAD DE CIENCIAS BIOQÍMICAS Y FARMACÉUTICAS – UNIVERSIDAD

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5) Para los óxidos de los ejercicios 2 y 3, escribir, cuando corresponda, la reacción de obtención de sus hidróxidos y nombrarlos. 6) Escribir las fórmulas de los siguientes ácidos:

a) ácido bromhídrico b) ácido perclórico c) ácido piroarsenioso d) ácido nítrico e) ácido carbónico f) ácido brómico g) ácido metaplumboso h) ácido permangánico i) ácido sulfuroso j) ácido sulfhídrico k) ácido cínquico

l) ácido sulfúrico m) ácido mangánico n) ácido telúrico o) ácido selenhídrico p) ácido hipobromoso q) ácido crómico r) ácido ortobórico s) ácido silícico t) ácido ortoestágnico u) ácido fosforoso

6) Escribir los nombres correctos posibles para los siguientes ácidos:

a) HCl b) HNO2 c) H2SeO3 d) HF e) HIO4 f) HPO3 g) H3BO3 h) HBO2 i) H3PO3 j) HBrO2 k) HBO2 l) HNO3 m) H4P2O7 n) HCrO2

o) H4Sb2O5 p) HAlO2 q) H4PbO4 r) H2Cr2O7 s) H2S t) H2CO3 u) H4As2O7 v) H2PbO2 w) H2MnO4 x) H2SnO3 y) H3AlO3 z) HMnO4

7) Nombrar las siguientes sales:

a) Cd(OH)Cl b) KHSO3 c) Li2HAsO4 d) [Sn(OH)2]3(PO4)2 e) Au2(HBO3)3

f) Co(OH)2]2SO3 g) HgHS h) [Ga(OH)]2(Sb2O5)

8) Escribir la fórmula de las siguientes sales:

a) Sulfato ácido de estroncio b) Bromuro dibásico férrico c) Metaantimonito básico de cinc d) Pirofosfato dibásico de plomo

e) Piroantimonito tribásico de plomo

f) Telurito ácido estañoso g) Carbonato ácido de litio



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h) Sulfito dibásico de hierro (III) i) Nitrato básico de bario j) Clorato tribásico de plomo (IV) k) Periodato dibásico de alumnio l) Sulfuro ácido de sodio m) Ortoaluminato ácido cuproso

n) Silicato triácido cobáltico o) Metaplumbito ácido de

magnesio p) Bromato básico cúprico q) Sulfuro dibásico niquélico

9) Unir con flechas según corresponda el nombre con la fórmula. Hidróxido de calcio H2S Carbonato ácido de calcio KMnO4 Hidróxido áurico BaCO3 Ácido sulfhídrico Na2H2PbO3 Ortofosfito cúprico Ca(OH)2

Permanganato de potasio Cu3(PO3)2 Cloruro argéntico AgCl Carbonato de bario MgO Óxido de magnesio Ca(HCO3)2 Sulfato de litio Sr(OH)BO2 Plumbito diácido de sodio Li2SO4 Metaborato básico de estroncio Au(OH)3 Silicato ácido de hierro (II) Co2(H2SnO3)3 Cloruro de hidrógeno SiO2 Metaestañato de cadmio HCl Dióxido de silicio CuSO4.5H2O Sulfato cúprico pentahidratado H4P2O5 Estañito diácido cobáltico [Fe(OH)2]2CO3 Ácido pirofosforoso CdSnO3 Carbonato dibásico férrico Fe3(HSiO4)2



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EJERCITACIÓN DE REACCIONES 1) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas: a. HNO3 + Mg(OH)2 b. HCl + NaOH c. HI + LiOH d. H2S + Ba(OH)2 e. H2SO4 + KOH f. H2CO3 + Ca(OH)2 2) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Flúor + hidrógeno b) Oxido de aluminio + hidróxido de sodio c) Hidróxido de aluminio + ácido sulfúrico d) Oxido de aluminio + ácido clorhídrico e) Hidróxido de magnesio + ácido nítrico f) Bromo + hidrógeno g) Ácido yodhídrico + hidróxido de bario h) Sulfuro de hidrógeno + hidróxido cúprico i) Ácido fosfórico + hidróxido de calcio 3) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas: a) Monóxido de potasio más agua b) Oxido plumboso más agua c) Ácido sulfúrico más hidróxido manganoso d) Ácido nitroso más hidróxido de plata e) Ácido clórico más hidróxido de plata



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EJERCITACIÓN ADICIONAL 1) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a. Sulfito de sodio. b. Carbonato básico de cobre (II). c. Carbonato de bario. d. Sulfuro de plomo. e. Sulfato ácido de potasio. f. Bicarbonato de calcio. g. Nitrato cúprico. h. Sulfuro de hidrógeno. i. Fosfato ácido de calcio. j. Fluoruro de litio. k. Bisulfato de magnesio. 2) Nombrar los siguientes sales neutras: a. Al2(SO4)3 b. FeS c. NiCO3 d. NaNO2 e. K2SO3 f. Ca(ClO2)2 3) La formula correcta del sulfuro antimonioso es: a. AtS b. AnS c. SbS2 d. Sb2S3 4) La formula correcta del cincato de potasio es: a. K2ZnO2 b. K2Zn c. K2ZnO d. KZn 5) Mencionar el número de oxidación con que actúa cada elemento en cada uno de los siguientes compuestos: a. SO2 b. Cu2O c. NH3 d. N2O5 e. Al2O3 f. SO3 6) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas:



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a) Na + O2 b) Ca + O2 c) Fe + O2 = óxido de hierro(II) d) Fe + O2 = óxido de hierro(III) e) C + O2 = óxido de carbono(IV) f) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(II) g) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(III) h) N2 + O2 = óxido de nitrógeno(IV) i) Cl2 + O2 = óxido de cloro(I) j) Cl2 + O2 = óxido de cloro(VII) k) P4 + O2 = óxido de fósforo(III) l) P4 + O2 _ óxido de fósforo(V) 7) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas. a) P2O5 + H2O b) K2O + H2O c) BaO + H2O d) Cl2O + H2O e) P2O5 + 3.H2O f)Al2O3 + H2O g) I2 + H2 h) N2O5 + H2O i) S + H2 8) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de compuesto es cada uno: b) Oxido cuproso. c) Dióxido de carbono. d) Hidróxido niqueloso. e) Oxido férrico. f) Oxido de cinc. g) Oxido ferroso. h) Monóxido de carbono. i) Acido sulfuroso. j) Hidróxido ferroso. 9) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Trióxido de azufre + agua b) Cinc + oxígeno c) Oxido de litio + agua d) Oxido de aluminio + agua e) Oxido de cinc + agua f) Oxido férrico + agua g) Dióxido de carbono + agua h) Oxido ferroso + agua i) Sodio + agua



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10) Nombrar los siguientes compuestos. a) HBrO2 b) H2S c) HclO4 d) NH4OH e) Fe(OH)2 f) CuOH 11) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas: a) K + O2 b) Ba + O2 c) Cu + O2 = óxido de cobre(I) d) Cu + O2 = óxido de cobre(II) e) S + O2 = óxido de azufre(II) f) S + O2 = óxido de nitrógeno (IV) g) S + O2 = óxido de nitrógeno (VI) h) Br2 + O2 = óxido de bromo(I) i) Br2 + O2 = óxido de bromo(III) j) Br2 + O2 = óxido de bromo(V) k) Br2 + O2 = óxido de bromo(VII) l) Pb + O2 = óxido de plomo(II) m) Pb + O2 = óxido de plomo(IV) 12) Escribir e igualar las ecuaciones correspondientes a las reacciones indicadas y nombrarlas. a) SnO2 + H2O b) Li2O + H2O c) CaO + H2O d) I2O + H2O e) P2O5 + 2.H2O f) Fe2O3 + H2O g) Br2 + H2 h) N2O3 + H2O i) F2 + H2 13) Escribir las fórmulas de las siguientes sustancias e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a) Dióxido de carbono. b) Oxido cúprico. c) Dióxido de bario. d) Hidróxido de calcio. e) Hidróxido de aluminio. f) Hidróxido de potasio. g) Acido clórico. h) Acido ortofosfórico. 14) La fórmula correcta del ácido sulfúrico es:



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a) H2SO2 b) HSO3 c) H2SO3 d) H2SO4 15) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Dióxido de azufre + agua b) Berilio + oxígeno c) Oxido estánnico + agua d) Oxido estañoso + agua 16) Escribir las ecuaciones de formación de todos los óxidos del cromo, nombrarlos y decir qué tipo de óxido es cada uno. 17) Escribir las ecuaciones de formación de los siguientes óxidos: a) Oxido de plata. b) Oxido áurico. c) Oxido mercurioso. d) Oxido mercúrico. e) Oxido hipobromoso. f) Oxido cloroso. g) Oxido yódico. h) Oxido perbrómico. 18) Con los óxidos anteriores escribir las ecuaciones de formación de los respectivos hidróxidos y oxoácidos y nombrarlas. 19) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las sustancias obtenidas: a) Na (s) + O2 (g)→ Na2O (s) b) Ca (s) + O2 (g)→ CaO (s) c) Fe (s)+ O2 (g)→ FeO (s) d) Fe (s) + O2 (g)→ Fe2O3 (s) e) N2 (g) + O2 (g) → N2O3 (g) f) N2 (g) + O2 (g)→ N2O5 (g) g) S (s) + O2 (g) → SO2 (g) 20) Equilibrar las siguientes ecuaciones de formación y nombrar las sustancias obtenidas: a) Na2O (s) + H2O (l) → NaOH (aq) b) N2O3 (g)+ H2O (l)→ HNO2 (aq) c) CO2 (g) + H2O (l) → H2CO3 (aq) d) SO2 (g)+ H2O (l) → H2SO3 (aq) e) Al2O3 (s) + H2O (l) → Al(OH)3 (s) f) FeO (s) + H2O (l) → Fe(OH)2 (s) g) N2O5 (g)+ H2O (l) → HNO3 (aq)



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21) A partir del elemento correspondiente escribir todas las ecuaciones necesarias para la formación de los siguientes compuestos, equilibradas y con el nombre correspondiente a cada paso. a) Acido permangánico. b) Acido pirofosforoso. c) Acido ortofosfórico. d) Acido dicrómico. e) Hidróxido crómico. 22) Escribir las fórmulas de las siguientes sales e indicar que tipo de compuesto es cada uno: a) Yoduro cúprico. b) Perclorato de calcio. c) Sulfato de bario. d) Cincato de sodio. e) Sulfuro férrico. f) Hipoclorito de sodio. g) Nitrato básico cúprico. h) Ortofosfato biácido de bario. i) Carbonato ácido de calcio. j) Yoduro básico de magnesio. 23) Escribir las ecuaciones de las siguientes reacciones, nombrarlas e igualarlas: a) Acido ortofosfórico (aq) + hidróxido de potasio (aq) b) Hidróxido cúprico (s) + ácido nítrico (aq) c) Acido sulfuroso (aq) + hidróxido ferroso (s) d) Acido sufhídrico (aq) + hidróxido cuproso (s) e) Hidróxido de potasio (aq) + ácido dicrómico (aq) f) Hidróxido de sodio (aq) + ácido permangánico (aq) 24) Nombrar las siguientes sales: a) (CuOH)2CO3 b) PbOHNO2 c) NaH2PO4 d) CaH2P2O7 25) Escribir y nombrar las fórmulas de todas las sales teóricamente posibles de obtener por reacción entre: a) Acido sulfúrico e hidróxido de calcio. b) Acido carbónico e hidróxido de bario. 26) La formula correcta del bisulfito de calcio es: a) Hso3ca b) (HSO3)2Ca2 c) (HSO3)2Ca d) CaS e) ninguna d las anteriores



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27) La formula correcta del yoduro básico de magnesio es: a) MgOHI2 b) MgOHI c) Mg2OHI d) Mg(OH)2I 28) La formula correcta del perbromato de bario es: a) Ba(BrO4)2 b) BaBrO4 c) Ba(BrO3)2 d) Ba3(BrO4)2 e) Ninguna de las anteriores 28) La formula correcta del hipoclorito de sodio es: a) NaClO2 b) Na(ClO)2 c) Na2(ClO)2 d) NaClO e) Ninguna de las anteriores 29) Dados los siguientes elementos: Cr, Au, Cu, F, I, Si, B, Mg, Li, Na, Zn y C; a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros. b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos, hidróxidos y ácidos. c) Nombrar los compuestos obtenidos. 30) Dar los nombres de los siguientes compuestos:

a) F2O f) HCl k) H2S p) PbO u) Fe(NO3)2

b) I2O g) LiOH l) HMnO4 q) Na2O v) K2SO3

c) MgO h) Ni(OH)3 m) H3PO4 r) Ag2O w) Fe(CO3)3

d) Li2O i) HIO4 n) Fe2O3 s) Cu2O x) Al2(SO4)3

e) Ni2O3 j) HNO3 o) BaO t) FeO y) ZnCr2O7

z) HNa2PO4

31) Escribir las fórmulas de los siguientes compuestos: a) Oxido yódico. b) Acido perclórico. c) Acido yodhídrico. d) Acido arsenioso. e) Acido fluorhídrico. f) Hidróxido crómico. h) ácido brómico. g) Peróxido de hidrógeno. 32) Clasificar los siguientes compuestos en óxidos básicos o ácidos, nombrarlos: a) SO3



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b) CO2 c) Al2O3 d) SiO2

33) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las siguientes sales: a) Cromato mercúrico. b) Bisulfato de calcio. c) Cloruro cúprico. d) Pirofosfato de potasio. e) Bicarbonato de magnesio. 34) Dados los siguientes elementos: Fe, K, Mn, Pb, Ba, Be, Si, Br, Ag, Hg, Ni, Ga y Pt; a) Clasificarlos en metales, no metales y anfóteros. b) La ecuación química correspondiente a la formación de los óxidos, hidróxidos y ácidos. c) Nombrar los compuestos obtenidos. 35) Dar los nombres de los siguientes compuestos:

a) Cr2O3 g) HI m) K2SO4

b) CuO h) HIO3 n) Na2CO3

c) H2CO3 i) HNO2 o) AgCl

d) CO2 j) Al(OH)3 p) FeSO4

e) I2O3 k) N2O5 q) BaBr2

f) Ba(OH)2 l) Fe(OH)2 r) KMnO4

36) Completar las siguientes ecuaciones químicas e igualarlas: a) Dióxido de silicio (s) más agua (l) b) Oxido de bario (s) más agua (l) c) Ácido clorhídrico (aq) más hidróxido de calcio (aq) d) Ácido bromhídrico (aq) más hidróxido de sodio (aq) e) Ácido nítrico (aq) más hidróxido de potasio (aq) 37) Escribir las ecuaciones de neutralización para la formación de las siguientes sales: a) Sulfato de potasio. b) Bicarbonato de sodio. c) Sulfito ferroso. d) Nitrato de aluminio. 38) Igualar las siguientes ecuaciones: a) MnO2 (s) + HCl (aq) MnCl2 (ac) + H2O (l) + Cl2 (g) b) Zn (s)+ HCl (aq) ZnCl2 (aq)+ H2 (g) c) KCl (s) + MnO2 (s)+ H2SO4 (aq) K2SO4(aq) + MnSO4 (aq) + H2O (l) + Cl2(l) d) Br2 (l) + KOH (aq) KBr (aq)+ KBrO2 (aq)+ H2O (l) e) K2Cr2O7 (aq) + H2SO4 (aq) K2SO4 (aq) + Cr2(SO4)3 (aq)+ H2O (aq)+ O2 (g) f) KMnO4 (s) + H2SO4 (aq) MnSO4 (aq) + K2SO4 (aq) + H2O (l) + O2 (aq)



NACIONAL DE ROSARIO

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REFERENCIAS BIBLIOGRÁFICAS ✓ American Chemical Society (1998). Quim Com- Química de la comunidad. 2ª edición. Addison Wesley Longman, México. ✓ Brown, T.; LeMay, H; Bursten, B. (1998). Química: la ciencia central. Prentice-Hall. México. ✓ Umland, J.B.; Bellama, J.M. (2000). Química General. Internacional Thomson Editors. México. ✓ Quiñoa, E.; Riguera, R. (1997). Nomenclatura y formulación de los compuestos inorgánicos. Mc Graw Hill. Madrid. ✓ http://www.iespana.es/quimicaweb/ ✓ http://www.alkimistas.com/ ✓ http://fresno.cnice.mecd.es/%7Eearanda/formula/principal.htm http://www.uasnet.mx/centro/profesional/fcqb/nomenc/portada.html http://organica1.pquim.unam.mx/nomencla/nomencla.htm http://www2.uah.es/edejesus/resumenes/QG/nom_quim.pdf http://www.acdlabs.com/iupac/nomenclature/

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