NOMENCLATURA

Nomenclaturas

Para nombrar los compuestos químicos inorgánicos se siguen las normas de la IUPAC (unión internacional de química pura y aplicada). Se aceptan tres tipos de nomenclaturas para los compuestos inorgánicos, la sistemática, la nomenclatura de stock y la nomenclatura tradicional.

 NOMENCLATURA SISTEMÁTICA. Para nombrar compuestos químicos según esta

nomenclatura se utilizan los prefijos: MONO_, DI_, TRI_, TETRA_, PENTA_, HEXA_, HEPTA_ ...

 Cl2O3 Trióxido de dicloroI2O Monóxido de diodo

NOMENCLATURA DE STOCK. En este tipo de nomenclatura, cuando el

elemento que forma el compuesto tiene más de una valencia, ésta se indica al final, en números romanos y entre paréntesis:

 Fe(OH)2 Hidróxido de hierro (II)Fe(OH)3 Hidróxido de hierro (III) 

 NOMENCLATURA TRADICIONAL. En esta nomenclatura para poder

distinguir con qué valencia funcionan los elementos en ese compuesto se utilizan una serie de prefijos y sufijos:

 

Oxidos

            Son compuestos binarios formados por la combinación de un elemento y oxígeno. Hay dos clases de óxidos que son los óxidos básicos y los óxidos ácidos (anhídridos).

 

OXIDOS BÁSICOS. Son compuestos binarios formados por la combinación de un metal y el

oxígeno. Su fórmula general es: M2OXDonde M es un metal y X la valencia del metal (el 2 corresponde a la

valencia del oxígeno). LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y

SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).

Valencia

Fórmula N. sistemática N. stock(la más frecuente)

N. tradicional

1 Na2O Monóxido de disodio Óxido de sodio Óxido sódico

2 Ca2O2 = CaO Monóxido de calcio Óxido de calcio Óxido cálcico

Fe2O2 = FeO Monóxido de hierro Óxido de hierro (II) Óxido ferroso

3 Fe2O3 Trióxido de dihierro Óxido de hierro (III) Óxido férrico

4 Pb2O4 = PbO2 Dióxido de plomo Óxido de plomo (IV) Óxido plúmbico

ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS. Son compuestos binarios formados por un no metal

y oxígeno. Su fórmula general es: N2OX Donde N es un no metal y la X la valencia del no

metal (el 2 corresponde a la valencia del oxígeno).

 LAS VALENCIAS DE LOS ELEMENTOS SE

INTERCAMBIAN ENTRE ELLOS Y SE PONEN COMO SUBÍNDICES. (Si la valencia es par se simplifica).

 

Valencia Fórmula N. sistemática(la más frecuente)

N. stock 

N. tradicional

   1

F2O Monóxido de diflúor Óxido de flúor Anhídrido hipofluoroso (excepción a la norma general de prefijos y sufijos)

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

2 SO Monóxido de azufre Óxido de azufre (II) Anhídrido hiposulfuroso

3 I2O3 Trióxido de diodo Óxido de Iodo (III) Anhídrido sulfuroso

4 SeO2 Dióxido de Selenio Óxido de selenio (IV) Anhídrido selenioso

5 Br2O5 Pentaóxido de dibromo Óxido de bromo (V) Anhídrido brómico

6 S2O3 Trióxido de azufre Óxido de azufre (VI) Anhídrido sulfúrico

7 I2O7 Heptaóxido de diodo Óxido de Yodo (VII) Anhídrido periódico

 

Valencia

Fórmula N. sistemática *

N. stock * N. tradicional

2 NO     Óxido nitroso

4 NO2     Óxido nítrico

         

3 N2O3     Anhídrido nitroso

5 N2O5     Anhídrido nítrico

hidruros.

 Son compuestos binarios formados por un metal e Hidrógeno. Su fórmula general

es: MHX Donde M es un  metal y la X la valencia del metal.  EL HIDRÓGENO SIEMPRE TIENE VALENCIA 1.

Valencia Fórmula N. sistemática N. stock(la más frecuente)

N. tradicional

1 NaH Monohidruro de sodio Hidruro de sodio Hidruro sódico

2 FeH2 Dihidruro de hierro Hidruro de hierro (II)

Hidruro ferroso

3 FeH3 Trihidruro de hierro Hidruro de hierro (III)

Hidruro férrico

4 SnH4 Tetrahidruro de estaño

Hidruro estaño (IV)

Hidruro estánnico

Hidruros no metales Hay no metales como el nitrógeno, fósforo,

arsénico antimonio, carbono, silicio y boro que forman compuestos con el hidrógeno y que reciben nombres especiales.

            Nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio y el boro funcionan con la valencia 3 mientras que el carbono y el silicio lo hacen con valencia 4.Valencia Fórmula N. tradicional

(la más usada)N. sistemática

3 NH3 Amoniaco Trihidruro de nitrógeno

3 PH3 Fosfina Trihidruro de fósforo

3 AsH3 Arsina Trihidruro de arsénico

3 BH3 Borano Trihidruro de boro

3 SbH3 Estibina Trihidruro de antimonio

       

4 CH4 Metano Tetrahidruro de carbono

4 SiH4 Silano Tetrahidruro de boro

 

ácidos hidrácidos

  Son compuestos binarios formados por un no metal e hidrógeno. Los no metales que forman estos ácidos son los siguientes:

Fluor, cloro, bromo, yodo (todos ellos funcionan con la valencia 1)

Azufre, selenio, teluro (funcionan con la valencia 2).

Su fórmula general es:HxNDonde N es el  no metal y la X la valencia

del no metal. (El hidrógeno funciona con valencia 1).

Ácidos oxácidos Son compuestos ternarios formados por un no

metal, oxígeno e hidrógeno. Se obtienen a partir del óxido ácido o anhídrido correspondiente sumándole una molécula de agua (H2O).

            Su fórmula general es:H2O + N2Ox = HaNbOc            Donde H es el hidrógeno, N el no metal y O

el oxígeno. 

Son compuestos formados por un metal y el grupo hidroxilo (OH).

Su fórmula general es: M(OH)X Donde M es un  metal y la X la valencia del metal  EL GRUPO -OH SIEMPRE TIENE VALENCIA 1. 

Hidróxidos

Sales de ácidos hidrácidos.

          Se obtienen sustituyendo los hidrógenos del ácido hidrácido correspondiente por un metal.

          Se nombran con el nombre del no metal terminado en –uro seguido del nombre del metal. Si el metal tiene más de una valencia se indica al final, en números romanos y entre paréntesis.

            El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal.

Sales de ácidos oxácidos.    Son compuestos ternarios formados

por un metal, un no metal y el oxígeno.    Se obtienen a partir de los ácidos

oxácidos sustituyendo los hidrógenos de éstos por un metal.

    Vamos a estudiar dos tipos de sales de ácidos oxácidos, las sales neutras y las sales ácidas.

Sales neutras

Se obtienen sustituyendo todos los hidrógenos de un ácido oxácido por un metal.

La valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido sin los hidrógenos. El número de hidrógenos que se le quiten al ácido se le ponen como subíndice al metal.

Se nombran sustituyendo los sufijos que utilizábamos en el ácido (-oso e –ico) por los sufijos -ito y -ato respectivamente.

Prefijos y sufijos utilizados en los ácidos

Prefijos y sufijos utilizados en las sales

HIPO-         -OSO                   -OSO                   -ICOPER-          -ICO          

HIPO-      -ITO                -ITO                -ATOPER-       -ATO

Puede ayudarte a recordar la equivalencia de sufijos la siguiente frase:Cuando el OSO toca el pITO, perICO toca el silbATO.

Sales Acidas

Son compuestos que se obtienen sustituyendo PARTE DE LOS HIDRÓGENOS de un ácido oxácido por un metal.

El número de hidrógenos que se le quitan al ácido se le pone como subíndice al metal y la valencia del metal se le pone como subíndice al resto del ácido.

 Se nombran con la palabra hidrógeno precedida de

los prefijos di- (H2), tri- (H3) seguido del nombre de la sal correspondiente.

 Forman sales ácidos los no metales siguientes: S, Se,

Te, y los ácido spiro y orto del P, As y Sb.

Peróxidos

       Se caracterizan por llevar el grupo PEROXO ( - O – O -) también representado O22-.

            Los podemos considerar como óxidos con más oxígeno del que corresponde por la valencia de este elemento.

           

 

Un ácido (del latín acidus, que significa agrio) es considerado tradicionalmente como cualquier compuesto químico que; cuando se disuelve en agua, produce una solución con una actividad de catión hidronio mayor que el agua pura, esto es, un pH menor que 7.

LOS ÁCIDOS

• Tienen sabor ácido como en el caso del ácido cítrico en la naranja.

• Cambian el color del papel tornasol azul a rosado, el anaranjado de metilo de anaranjado a rojo y deja incolora a la fenolftaleína.

• Son corrosivos.

• Producen quemaduras de la piel.

• Son buenos conductores de electricidad en disoluciones acuosas.

• Reaccionan con metales activos formando una sal e hidrógeno.

• Reaccionan con bases para formar una sal mas agua.

• Reaccionan con óxidos metálicos para formar una sal mas agua.

PROPIEDADES DE LOS ÁCIDOS

El grupo funcional característico de los ácidos orgánicos es el grupo . Por lo tanto, la fórmula general para un ácido carboxílico se escribe: 

ACIDOS CARBOXILICOS

- COOH R - C

O

OHCarboxilo Ácido Carboxílico

Sales

Una sal es el producto de la reacción entre un ácido y una base: en esta reacción también se produce agua: en términos muy generales, este tipo de reacción se puede escribir como :

BASE + ÁCIDO → SAL + AGUA EJEMPLO; Na OH + H Cl → Na Cl + H2O

SALES NEUTRAS

Resultan de la sustitución total de los hidrógenos ( H+) por un metal. El nombre que recibe la sal se deriva del ácido del cual procede; las terminaciones cambian según la siguiente tabla ;

NOMBRE DEL ÁCIDO NOMBRE DE LA SAL __________________hídrico __________________uro hipo_______________oso hipo________________ito __________________ oso ___________________ito __________________ ico ___________________ato per________________ico per________________ ato se da primero el nombre del ion negativo seguido del

nombre del ion positivo Fe Cl 2 = cloruro ferroso Fe Cl 3 = cloruro férrico

• SALES HALOIDEAS O HALUROS

Se forman por la combinación de un hidrácido con una base. En la formula se escribe primero el metal y luego el no metal (con la menor valencia) y se intercambian las valencias). Los haluros se nombran cambiando la terminación hidrico del ácido por uro y con los sufijos oso e ico, según la valencia del metal.

ECUACION QUIMICA. REPRESENTACION DEL PRINCIPIO DE LA CONSERVACION DE LA MASA.

La manera mas sencilla de describir como se lleva a cabo una reacción química es mediante una ecuación química.Una ecuación química representa un cambio químico nos permite establecer una relación entre las sustancias químicas llamadas reactivos ,que se transforman en otras sustancias químicas totalmente diferentes ,llamadas productos.Una ecuación química es una representación simbólica de una reacción química.

Ejemplo: dióxido de carbono.Ecuación química.C + O2 CO 2

REACTIVOS PRODUCTOS.

En el lado izquierdo escribimos los reactivos , y del lado derecho los productos, utilizamos el símbolo que significa “producen” y que indica que se rompen enlaces de los reactivos y se forman nuevos enlaces para obtener los productos. Es muy común que se emple otro signo que consiste en 2 flechas de sentido contrario ( ) significa que las reacciones se llevan acabo en los 2 sentidos de reactivo a producto y al revés.En muchos casos es conveniente definir el estado de agregación de los reactivos y los productos ;para esto se pone un símbolo entre paréntesis:C(S) + O 2 (g) CO 2 (g)

El simbolo (g) indica que el elemento se encuentra en estado gaseoso . La (I) estado liquido,la(s)estado solido; otro simbolo que se usa es (ac) o (aq) para indicar que es una sustancia que se encuentra en disolucion acuosa.

En las 2 ecuaciones anteriores representan reacciones entre carbon y oxigeno,pero cambia la relacion entre ellos, a lo que decimos que la estequiometria de esas relaciones es diferente.La estequiometria indica que cantidad de reactivo hemos de utilizar y cuanto producto podemos obtener, Asi como la proporcion en la que ser encuentra los atomos en una molecula.

ACIDO BASE

Características

ÁCIDOSÁCIDOS:: Tienen sabor agrio. Son corrosivos para la

piel. Enrojecen ciertos

colorantes vegetales. Disuelven sustancias Atacan a los metales

desprendiendo H2. Pierden sus

propiedades al reaccionar con bases.

BASESBASES:: Tiene sabor amargo. Suaves al tacto pero

corrosivos con la piel. Dan color azul a

ciertos colorantes vegetales.

Precipitan sustancias disueltas por ácidos.

Disuelven grasas. Pierden sus

propiedades al reaccionar con ácidos.

30

Definición de Arrhenius

31

Publica en 1887 su teoría de ““disociación iónica”disociación iónica”. Hay sustancias (electrolitos) que en

disolución se disocian en cationes y aniones.

ÁCIDO:ÁCIDO: Sustancia que en disolución acuosa disocia cationes H+.

BASE:BASE: Sustancia que en disolución acuosa disocia aniones OH–.

Teoría de Brönsted-Lowry.

32

ÁCIDOS: “Sustancia que en disolución cede

H+”.

BASES: “Sustancia que en disolución acepta

H+”.

Par Ácido/base conjugado

33

Siempre que una sustancia se comporta como ácido (cede H+) hay otra que se comporta como base (captura dichos H+).

Cuando un ácido pierde H+ se convierte en su “base conjugada” y cuando una base captura H+ se convierte en su “ácido conjugado”.ÁCIDO (HA) BASE CONJ. (A–)

– H+

+ H+

BASE (B) ÁC. CONJ. (HB+)+ H+

– H+

Ejemplo de par Ácido/base conjugado

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Disociación de un ácido: HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el H2O actúa como base y

el HCl al perder el H+ se transforma en Cl– (base conjugada)

Disociación de una base: NH3 (g) + H2O (l) NH4

+ + OH–

En este caso el H2O actúa como ácido pues cede H+ al NH3 que se transforma en NH4

+ (ácido conjugado)

Teoría de Lewis ()

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ÁCIDOS:ÁCIDOS:“Sustancia que contiene al menos un

átomo capaz de aceptar un par de electrones y formar un enlace covalente coordinado”.

BASES:BASES:“Sustancia que contiene al menos un

átomo capaz de aportar un par de electrones para formar un enlace covalente coordinado”.

Teoría de Lewis (Ejemplos)

36

HCl (g) + H2O (l) H3O+(ac) + Cl– (ac) En este caso el HCl es un ácido porque contiene un átomo (de H) que al disociarse y quedar como H+ va a aceptar un par de electrones del H2O formando un enlace covalente coordinado (H3O+).

NH3 (g) + H2O (l) NH4+ + OH–

En este caso el NH3 es una base porque contiene un átomo (de N) capaz de aportar un par de electrones en la formación del enlace covalente coordinado (NH4

+).

Teoría de Lewis (cont.)

37

De esta manera, sustancias que no tienen átomos de hidrógeno, como el AlCl3 pueden actuar como ácidos:

AlCl3 + :NH3 Cl3Al:NH3 Cl H Cl H

| | | | Cl–Al + : N–H Cl–AlN–H | | | | Cl H Cl H

Hidrólisis de sales

38

Es la reacción de los iones de una sal con el agua.

Sólo es apreciable cuando estos iones proceden de un ácido o una base débil:

Hidrólisis ácida (de un catión): NH4

+ + H2O NH3 + H3O+

Hidrólisis básica (de un anión): CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH–

Tipos de hidrólisis.

39

Según procedan el catión y el anión de un ácido o una base fuerte o débil, las sales se clasifican en:

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte. Ejemplo: NaCl

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte. Ejemplo: NaCN

Sales procedentes de ácido fuerte y base débil. Ejemplo: NH4Cl

Sales procedentes de ácido débil y base débil. Ejemplo: NH4CN

Sales procedentes de ácido fuerte y base fuerte.

40

Ejemplo: NaClEjemplo: NaClNO SE PRODUCE HIDRÓLISIS ya que

tanto el NaNa++ que es un ácido muy débil como el ClCl–– que es una base muy débil apenas reaccionan con agua. Es decir los equilibrios:

Na+ + 2 H2O NaOH + H3O+

Cl– + H2O HCl + OH– están muy desplazado hacia la izquierda.

Sales procedentes de ácido débil y base fuerte.

41

Ejemplo: NaEjemplo: Na++CHCH33–COO–COO––

SE PRODUCE HIDRÓLISIS BÁSICA ya que el NaNa++ es un ácido muy débil y apenas reacciona con agua, pero el CHCH33–COO–COO–– es una base fuerte y si reacciona con ésta de forma significativa:

CH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– lo que provoca que el pH > 7 (dis. básica).

Sales procedentes de ácido fuerte y base débil.

42

Ejemplo: NHEjemplo: NH44ClClSE PRODUCE HIDRÓLISIS ÁCIDA ya

que el NHNH44+ es un ácido relativamente

fuerte y reacciona con agua mientras que el ClCl–– es una base débil y no lo hace de forma significativa:

NH4+ + H2O NH3

+ H3O+

lo que provoca que el pH < 7 (dis. ácida).

Sales procedentes de ácido débil y base débil.

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Ejemplo: NHEjemplo: NH44CNCN

En este caso tanto el catión NHNH44++

como el anión CNCN–– se hidrolizan y la disolución será ácida o básica según qué ion se hidrolice en mayor grado.

Como Kb(CN–) = 2 · 10–5 M yKa(NH4

+) = 5,6 · 10–10 M , en este caso, la disolución es básica ya que Kb(CN–) es mayor que Ka(NH4

+)

Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.

44

La reacción de hidrólisis será: CN– + H2O HCN + OH–

HCN · OH– KWKh(CN–) = —————— = —————— = CN– 4,0 · 10–10 M

1 · 10–14 M2

Kh(CN–) = —————— = 2,5 · 10–5 M 4,0 · 10–10 M

Ejemplo: Sabiendo que Ka (HCN) = 4,0 · 10–10 M, calcular el pH y el grado de hidrólisis de una disolución acuosa de NaCN 0,01 M.

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CN– + H2O HCN + OH–

Conc inin. (M) 0,01 0 0Conc equil. (M) 0,01(1–) 0,01

0,01 HCN x OH– (0,01 )2 M2

2,5 · 10–5 M = —————— = —————— CN– 0,01(1–) M

Despreciando frente a 1, se obtiene que = 0,05= 0,05

KW 10–14 M2 H3O+ = ——— = —————— = 2,0 x 10–11 M

OH– 0,01 M x 0,05 pH = – log H3O+ = – log 2,0 x 10–11 M = 10,710,7

Ejercicio C: Razone utilizando los equilibrios correspondientes, si los pH de

las disoluciones que se relacionan seguidamente son ácidos, básicos o neutros. a)a) Acetato potásico 0,01 M; b)b) Nitrato sódico 0,01 M; c)c) Sulfato amónico0,01 M; d)d) Hidróxido de bario 0,01 M.

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a)a) Acetato potásico: pH básicopH básico, ya queCH3–COO– + H2O CH3–COOH + OH– por ser el ác. acetico débil, mientras que el K+

no reacciona con agua por ser el KOH base fuerte.

b)b) nitrato sódico: pH neutropH neutro, ya que ni el anión NO3

– ni el catión Na+ reaccionan con

agua por proceder el primero del HNO3 y del NaOH el segundo, ambos electrolitos fuertes.

Problema de Selectividad

(Septiembre 98)

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