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1 UNIVERSIDAD CATOLICA DE CUENCA UNIDAD ACADÉMICA DE INGENIERIA QUÍMICA, INDUSTRIAL, ALIMENTOS, BIOMOLECULAR, BIOCOMBUSTIBLES, Y BIOFARMACIA. NOMENCLATURA DE QUÍMICA INORGÁNICAMONOGRAFÍA PREVIA A LA OBTENCIÓN DEL TÍTULO DE INGENIERO QUÍMICO Realizado por : Fredy Acero Montero. Director : Ing. Quím. Santiago Gómez. CUENCA - ECUADOR 2011

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UNIVERSIDAD CATOLICA DE CUENCA

UNIDAD ACADÉMICA DE INGENIERIA QUÍMICA,

INDUSTRIAL, ALIMENTOS, BIOMOLECULAR,

BIOCOMBUSTIBLES, Y BIOFARMACIA.

“NOMENCLATURA DE

QUÍMICA INORGÁNICA”

MONOGRAFÍA PREVIA A LA OBTENCIÓN

DEL TÍTULO DE INGENIERO QUÍMICO

Realizado por : Fredy Acero Montero.

Director : Ing. Quím. Santiago Gómez.

CUENCA - ECUADOR

2011

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Dedicatoria

Dedico el presente trabajo,

a la luz de mi vida y fuente de mi éxito,

mi familia y de forma muy especial

a mi esposa Angélica y mi hijo Matías

por su amor, cariño, comprensión y permanente apoyo

que constituyen mi inspiración

para salir adelante cada día.

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AGRADECIMIENTO

Mis reconocimientos y gratitud:

A la Unidad Académica de INGENIERÍA QUÍMICA, INDUSTRIAL,

ALIMENTOS, BIOMOLECULAR, BIOCOMBUSTIBLES Y

BIOFARMACIA en la persona del señor Decano y a los maestros, por

haberme recibido en sus aulas y haber hecho de mí un profesional en

INGENIERÍA QUÍMICA.

A mi Director de monografía, Ing. Quím. Santiago Gómez por su acertada

dirección y orientación, en el desarrollo de la investigación hasta su

culminación exitosa.

A mis queridos padres por su constante apoyo, amor y comprensión que me

supieron prodigar a cada instante para cristalizar mis ideales.

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INTRODUCCIÓN

Desde muy antiguo se conocen ciertas sustancias por nombres relacionados con

lugares, o propiedades de las mismas; otros son muy empleados en el comercio y de uso

frecuente, porque son más sencillos y fáciles de recordar que los nombres técnicos.

Para unificar criterios, la Unión Internacional de Química Pura y Aplicada (IUPAC) ha

propuesto una nomenclatura sistemática que facilita la nomenclatura química, y al

mismo tiempo pretende que cada cuerpo tenga un solo nombre.

Para nombrar los numerosísimos cuerpos químicos que se conocen, es indispensable

poder servirse de un lenguaje simbólico que pueda ser entendido por los estudiantes de

cualquier cultura.

La monografía de Nomenclatura de Química Inorgánica que ofrecemos al estudiante de

Bachillerato, y Universidad, es una ayuda para relacionar los nombres con que se

designan o se han designado las diferentes sustancias químicas y ofrecerlo de forma

sintética al lector.

Se define la formación del nombre de un compuesto, descartando palabras en exceso.

Se presenta un procedimiento ágil para escribir y leer una fórmula, sin embargo se

podrá utilizar el mecanismo que creyera conveniente.

En cada clase de compuestos se incluye un modelo de la distribución de los átomos en

la fórmula desarrollada y la determinación del número de cargas asignadas a los átomos

con lo cual se podrá deducir el número de oxidación de un átomo en particular.

Contamos con numerosos ejemplos de nomenclatura, de cada una de las funciones

estudiadas para ayudar al estudiante en éste no muy fácil aprendizaje de la formulación

química, a disponer la consulta que faciliten el aprendizaje de un buen número de

fórmulas fundamentales.

Tambien encontramos las aplicaciones y usos en la vida diaria de los compuestos

inorgánicos más utilizados y los riesgos que estos producen al ser manipulados

Esperemos que está investigación sea un aporte muy valioso y se convierta en un amigo

inseparable del futuro profesional químico.

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Objetivo General.

Estudiar los compuestos químicos inorgánicos a travez de su formación para luego

darles una formulación correcta y posteriormente saber como son utilizados cada uno de

los compuestos en nuestra vida cotidiana.

Objetivos específicos.

1. Formar compuestos químicos

2. Formular los compuestos

3.1. Escribir correctamente una fórmula

3.2. Leer correctamente una formula

3.3. Conocer los tipos de fórmulas

3.4. Identificar un compuesto a que grupo pertenece

3. Describir los fundamentos, aplicaciones y riesgos de los compuestos químicos

más utilizados.

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PARTE I

GENERALIDADES

1 DIVISIBILIDAD DE LA MATERIA

1.1. INTRODUCCIÓN.

La observación diaria nos demuestra que la materia es divisible en fracciones cada vez

más pequeñas. Si no fuera por esta propiedad no pudiéramos trabajar de diferentes

maneras con materiales que se emplean en la fabricación de implementos utilizados en

la vida diaria.

1.2. DIVISIÓN DE LA MATERIA.

La materia se divide en:

Cuerpo: cualquier porción de materia comúnmente visible.

Partícula: parte de materia que apenas se observa. Esto resulta cuando un cuerpo lo

dividirnos en porciones pequeñas.

Molécula: mínima porción de materia que existe libre y conserva sus propiedades. No

es visible, pero se le puede apreciar en las disoluciones. Estas se obtienen mediante la

división de las partículas.

Átomo: etimológicamente significa indivisible. Es la porción más pequeña de la materia

que puede participar en una reacción química y formar compuestos.

Modernamente se dice que el átomo es un conjunto de corpúsculos subatómicos

asociados en números determinado que tiene masa y carga eléctrica específico.

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1.3. MODELO ATÓMICO ACTUAL

Está basado en los estudios de la mecánica cuántica. Según los investigadores el átomo

no tiene forma definida, y más bien se parece a una nube cósmica que varía

constantemente.

En la actualidad este modelo nos permite estudiar y conocer las diferentes partes

constitutivas del átomo.

1.4. ESTRUCTURA ATÓMICA

En el átomo se consideran dos porciones:

el núcleo y la corona.

1.4.1. EL NÚCLEO ATÓMICO.

Es la parte interna del átomo y está formado por partículas llamadas nucleones, que son

de dos clases: protones y neutrones

Protones

Son partículas con masa 1 y carga eléctrica positiva. Se lo0s representa con la letra “Z”.

Su número es igual en todos los átomos de un mismo elemento químico el número de

protones de unjh átomo se llama también número atómico y ha servido para ordenar

los elementos químicos en la tabla periódica. Es por esto que un elemento se identifica

por el número de protones y no por el número de neutrones.

Número atómico (z) = número de protones

Neutrones

Son, asimismo, partícula con masa 1 pero no tienen carga electica. Se los representa con

la letra “n”. Su núm ero puede variar entre los átomos del mismo elemento; a esa

variación se la llaman isótopo y cada uno ocupa la misma casilla en la tabla periódica.

Iso = igual

topo = posición o lugar

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Los isótopos tienen igual número o protones y electrones, pero diferente número de

neutrones. Los distintos isótopos constituyen un elemento que se encuentran en

cantidades fijas y determinadas, las mismas se expresan en porcentajes.

La suma de protones y neutrones de un átomo se representa con “A”, que significa

“número de masa”. Es diferente en los distintos elementos y en los átomos de un

mismo elemento. Por ejemplo:

El helio tiene 2 protones, 2 electrones y 2 neutrones

A= 4; Z=2, entonces, como A – Z = n, tenemos 4 – 2 = 2

El sodio tiene 11 protones, 11 electrones y 12 neutrones

A= 23; Z=11, entonces, como A – Z = n, tenemos 23 – 11 = 12

Masa atómica

Se deduce indirectamente comparando la masa del átomo con la de otro que se toma

como referencia. Se encuentra concentrada en su mayor parte en el núcleo, ya que la

masa en la corteza es insignificante.

En la actualidad la escala de masas atómicas está fundamentada en un tipo particular de

átomo de carbono (Carbono 12). Es decir es la doceava parte de un átomo de car bono y

equivale a la masa de un protón o de un neutrón aproximadamente. En la tabla periódica

se indica junto al símbolo, la masa atómica relativa de cada elemento.

El término peso atómico o masa atómica se utiliza en forma general. La masa atómica

puede ser absoluta y relativa.

Masa atómica absoluta: La masa real de un átomo, por ser tan pequeña, solo puede

medirse directamente con unos instrumentos llamados espectrógrafos de masas.

Masa atómica relativa: Masa que presenta los elementos químicos con relación a uno

de ellos, tomando como índice, y como ejemplo, el isótopo de carbono con masa 12.

Índice de masa: Isótopo del carbono con masa 12 ó 12 C, sirve para determinar la masa

relativa de los demás átomos.

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Peso atómico gramo: también llamado átomo gramo. Es la masa atómica expresada en

gramos.

Ejemplo:

La masa atómica del oxígeno es 16, por tanto, su peso atómico gramo es 16 gramos.

También podemos decir:

1 átomo gramo de oxígeno = 16 gramos.

Número de avogadro

Este científico italiano sostuvo que las unidades de los gases no eran átomos, sino

moléculas y que eran estas las que se combinaban. Para defender su hipótesis. Avogadro

anunció los siguientes principios:

1. “Volúmenes iguales de gases, medidos a la misma presión y temperatura, contie-

nen el mismo número de moléculas”.

Tras este postulado se ha comprobado que el volumen ocupado por una molécula -

gramo en las mismas condiciones de temperatura y presión, vale 22.4 para todos los

gases.

Igualmente Avogadro determinó el número 6,023 x 10²³ para indicar la cantidad de

moléculas que tiene un mol de cualquier gas.

Por ejemplo, 32 gramos de oxígeno y 44 de dióxido de carbono, conjuntamente contiene

6.023 x 10²³ moléculas y ocupan un volumen de 22.4 l.

2.”Las partículas de un gas elemental contiene dos átomos unidos” tal como se

presentan en la naturaleza.

Así: HH, OO, HeHe, NN, ClCl.

Por mucho tiempo fue el oxígeno el elemento patrón para determinar pesos atómicos;

pero, por la presencia de elementos isotópicos, introduce una ligera variación, por lo que

ahora, en vez del oxígeno, se utiliza el isótopo 12 del carbono como patrón de

referencia.

Entonces, el número de Avogadro se define como “el número de átomos en 12 gramos

(1mol) de C-12”. Es una de las constantes más importantes en química y la razón

fundamental en la determinación de los pesos moleculares y relaciones

estequiométricas.

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1.4.2. CORONA ATÓMICA

También llamada envoltura o nube atómica, es la parte externa del átomo, por donde

circulan los electrones. Si comparamos el número de electrones con el de protones de

los respectivos átomos, vemos que son iguales ya que el átomo completo es

eléctricamente neutro: tiene igual número de electrones y protones.

Electrón

Partícula con carga eléctrica negativa (e⁻) y masa insignificante, 1 800 veces menor que

la del protón. Los electrones giran alrededor del núcleo, acercándose y alejándose de él,

a la vez que cambian de plano, de modo que circulan en un espacio llamado orbital.

Durante las reacciones químicas, los electrones externos suelen saltar de unos átomos a

otros para formar los enlaces atómicos; por esta razón su número no es fijo.

Todo átomo es eléctricamente neutro, por lo que la carga está neutralizada por la carga

de la corona, es decir, el número de protones es igual al de los electrones.

#p⁺ = #e⁻

#de cargas positivas = # de cargas negativas

Niveles de energía

Son las capas de electricidad negativa que forman los electrones en la zona externa del

núcleo. Los electrones giran en los niveles de energía a velocidades próximas de la luz

(300 000 km/s) y a distintas distancias del núcleo, según su cantidad o nivel energético.

Dichos niveles de energía se encuentran numerados, del 1 al 7, desde adentro hacia

afuera; y se los representa con las letras K, L, M, N, O, P, Q.

El nivel K es el de menor energía y se satura con 2 electrones; L con 8; M con 18, N y

O con 32; P con 18; y Q es el nivel más externo y de mayor energía, se satura con un

número aún no definido de electrones.

El nivel más externo nunca supera los 8 electrones, como es el caso de los átomos de los

gases raros, que forman la familia O u Vlll A (tabla periódica).

Mecánica Cuántica

Es la teoría que explica los estados energéticos del electrón dentro del átomo y sus

propiedades como partícula y onda.

Gracias a investigadores como, Luis de Broglie se estableció el carácter dual del

electrón, al indicar que es partícula por su masa; y onda por su movimiento ondulatorio

alrededor del núcleo. Conserva los valores de distancia media hacia el núcleo, pero

designándolos con los números 1, 2, 3, 4, 5, 6, 7 en lugar de K, L, M, N, O, P, O.

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Werner Heisemberg formuló su principio de incertidumbre, que dice:

“No se puede establecer la posición y velocidad del electrón en el átomo; hay

incertidumbre en estos dos aspectos, lo cual elimina cualquier modelo atómico estático,

pues el electrón es una partícula muy veloz que en un instante puede estar en cualquier

lugar alrededor del núcleo. El único límite es la cantidad de energía que lleva”

Desde entonces ya no se habla de radio del átomo, sino de su valor más probable.

Movimiento ondulatorio de

los electrones alrededor del núcleo

Erwin Schródinger desarrolló la ecuación de onda, que describe la probabilidad de

movimiento ondulatorio de pequeñas partículas y de cómo las ondas asociadas a esas

partículas se alteran por influencia externa.

Probabilidad de encontrar

al electrón de un orbital 15.

En definitiva, para la mecánica cuántica el electrón no es más que una onda

electromagnética similar a la de la naturaleza de la luz, y nunca se mantiene estable,

girando alrededor del núcleo, sino siempre describe movimientos ondulatorios.

1.5. NÚMEROS CUÁNTICOS

Con la cuantificación de la energía del electrón, se trata de explicar la forma cómo están

distribuidos los electrones alrededor del núcleo. Para ello utilizaremos un sistema

semejante al de las coordenadas, que recibe el nombre de números cuánticos.

Los números cuánticos pueden ser:

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1.5.1. Número cuántico principal:

Se lo representa con n y define la distancia existente entre el electrón y el núcleo; y su

nivel de energía o cantidad de energía potencial. También podemos decir que este valor

indica la posición del electrón en el nivel.

Valores de “n”

K L M N O P Q (niveles)

1 2 3 4 5 6 7

Cada nivel puede llevar un número determinado de electrones, este número máximo de

electrones se calcula aplicando la siguiente regla:

# de electrones = 2n ²

Ejemplo:

K= 2 electrones, entonces K = 2 x 1 ² = 2e⁻

1.5.2. Número cuántico secundario, orbital o azimutal:

Representa a un subnivel o subcapa de energía. Ya que cada una de las capas

electrónicas principales se subdivide en un determinado número de subcapas

electrónicas. Se lo representa por “1”. También indica la forma geométrica de la región

en que se mueve el electrón.

Cada nivel tiene un número determinado de subniveles: el nivel 1 tiene un subnivel; el

nivel 2 tiene dos; el nivel 3 tiene tres, etc.

Aunque teóricamente existen 7 niveles, en la práctica se ha encontrado que los

electrones ocupan solo hasta el cuarto subnivel.

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Para determinar los valores de “l” debe conoce el valor de “n” de su respectiva capa

electrónica, puesto que están relacionados con la siguiente regla:

l = n – 1

Aplicación de la regla

La capa principal K corresponde n = 1 y está formada por una sola subcapa.

Reemplazando los valores tendríamos:

l = 1 – 1 = 0

Cuando n = 2, existen dos subniveles con los siguientes valores:

l = 2 – 1 = 1

Cada una de las subcapas u orbitales (l) tiene formas diferentes, que se representan con

las letras minúsculas s, p, d, f. El orbital s es de forma esférica y se satura con dos

electrones.

Los orbitales p tienen formas bilobulares ubicados en los ejes x, y, z, semejantes a los

peras unidas por su parte más estrecha. Se completa con seis electrones.

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Los orbitales d tienen formas tetralobulares su número máximo de electrones es de diez.

Los orbitares f son mucho más completos, inciuyen formas heptalobulares. Abarca hasta

catorce electrones.

1.5.3. Número cuántico magnético

Representado por “m”, indica la orientación del orbital electrónico dentro del eje

coordenado.

Los orbitales p presentan tres orientaciones distintas (px, py, pz):

Los orbitales d tienen estas orientaciones:

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Los orbitales s no poseen orientación por ser esféricos. Los f tienen formas muy

difíciles de graficarlas, pero son importantes para los lantánidos y actínidos.

Cada subnivel tiene un número determinado de orbitales. Para encontrar este número se

aplica la siguiente regla:

# de orbitales = 2l + 1

Ejemplo:

Subnivel l 2l + 1

s 0 1 orbital

p 1 3 orbitales

d 2 5 orbitales

f 3 7 orbitales

El valor de los electrones en cada orbital son números enteros que van de - l a +1

pasando por cero. Por tanto:

l = 3 ml = -3, -2, -1, 0, +1, +2, +3

1.5.4. Número cuántico de spin

Se lo representa por “ms”; caracteriza la orientación del electrón según la propiedad de

giro de los cuerpos electromagnéticos. El giro puede darse en el sentido de las maneci-

llas del reloj y recibe el nombre de dextrógiro (d), o en el sentido contrario y se llama

levógiro (l).

La representación más elemental se la hace con vectores, así: el vector orientado hacia

arriba corresponde al dextrógiro y hacia abajo indica levógiro. Como el electrón no gira

una vuelta completa (360º) sino apenas la mitad, entonces sus valores se representan

con + fi (d) y - fi (l).

Este número cuántico (ms) es importante porque a través de él se explica toda la

estabilidad de la materia, ya que la asociación de spines de sentidos opuestos se atrae y

de sentidos idénticos se repelen. Estos mecanismos rigen en todas las asociaciones de

átomos para formar moléculas.

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1.6. DISTRIBUCIÓN ELECTRÓNICA DE LOS ELECTRONES EN EL ÁTOMO

La distribución electrónica de los electrones o notación espectral se realiza de tal forma

que cumple el principio de exclusión de Pauli: que establece que dos electrones de un

mismo átomo no pueden tener valores iguales para sus cuatro números cuánticos; es

decir, que dos electrones pueden ocupar un orbital atómico únicamente si sus giros o

spines son opuestos.

Los electrones están distribuidos en niveles de energía, dentro de cada nivel existen

distintos subniveles de energía.

K L M N O P Q

n 1 2 3 4 5 6 7

2n² 2e⁻ 8e⁻ 18e⁻ 32e⁻ 32e⁻ 18e⁻ 8e⁻

1s² 2s² 3s² 4s² 5s² 6s² 7s²

2p⁶ 3p⁶ 4p⁶ 5p⁶ 6p⁶ 7p⁶

3d¹⁰ 4d¹⁰ 5d¹⁰ 6d¹⁰

4f¹⁴ 5f¹⁴

1.7. ORDEN CRECIENTE DE LOS SUBNIVELES DE ENERGÍA

1s, 2s 2p, 3s 3p, 4s 3d 4p, 5s 4d 5p, 6s 4f 6p, 7s 5f 6d 7p, es el orden creciente de las

energías relativas de los orbitales atómicos (OA), el mismo está en concordancia con a

tabla periódica y se lo puede ilustrar así:

Capa Nivel Subnivel Capacidad

K 1 1s 2e⁻

L 2 2s 2p 8e⁻

M 3 3s 3p 8e⁻

N 4 4s 3d 4p 18e⁻

O 5 5s 4d 5p 18e⁻

P 6 6s 4f 5d 6p 32e⁻

Q 7 7s 5f 6d 7p 32e⁻

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2. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA

2.1. INTRODUCCIÓN

Ley periódica: en 1814 Juan Jaboco Berzelius publicó, mucho antes de establecerse la

tabla periódica, una clasificación en donde agrupaba dos tipos de elementos, los metales

y no metales. En 1829, Döbereíner, realizó un intento de clasificación de los elementos

químicos, agrupando de tres en tres a lo que llamó triadas en las que el peso atómico del

elemento central era aproximadamente la media aritmética de los extremos. Cada grupo

tenía propiedades semejantes. Así, el calcio (Ca, 40), el estroncio (Sr, 88) y el bario (Ba,

173) forman una triada y el cloro (Cl, 35), el bromo (Br, 80) y el yodo (1, 127) forman

otra.

En 1864, Newlands propuso un sistema de clasificación de los elementos en el orden

creciente de sus masas atómicas y observó que las propiedades del primer elemento se

parecían a las del noveno; es decir, las propiedades parecían repetirse cada ocho

elementos, a esta clasificación se la llamaba octanas de Newlands. Pero posteriormente

esta tabla resultó inaplicable, puesto que los elementos a partir del potasio no cumplían

con propiedades análogas.

En 1869 el ruso Mendeleiev y el alemán Meyer, independientemente uno de otro,

establecieron una clasificación de los elementos de acuerdo con los siguientes

principios:

o Colocaron los elementos por orden creciente de sus masas atómicas.

o Reunieron en familias de acuerdo con sus propiedades físicas y químicas.

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La clasificación actual esta hecha según el orden creciente del número atómico de los

elementos. Las propiedades químicas de un elemento dependen del número de

electrones que posee, principalmente de los de la última capa.

Werner estableció una de as tablas más utilizadas en la que constan siete filas

horizontales o períodos y ocho columnas verticales o grupos. Cada grupo va dividido en

dos familias: A y B.

Cada periodo, menos el primero, empieza por un metal alcalino y termina en un gas

noble.

Los elementos del mismo grupo poseen propiedades semejantes. Eso es más notable en

los elementos tipo o representativos, por ejemplo, en los alcalinos y en los halógenos.

En cada una de las casillas se coloca el símbolo y el nombre del elemento. En la parte

superior izquierda se coloca el número atómico y en la parte superior derecha, la masa

atómica. Ejemplo:

2.2. CLASES DE ELEMENTOS

Los elementos tipo o representativos poseen distribución electrónica idéntica en la

última capa.

Los elementos que están situados en el centro y a la izquierda de la tabla periódica

poseen carácter metálico. Los que se encuentran a la derecha son los no metales y los

gases nobles, que constituyen una excepción dentro de los no metales por su inercia

química.

Los elementos de transición externa: ocupan el centro de la tabla, se llaman así porque

tiene incompleto el penúltimo nivel de energía y en el último nivel poseen dos

electrones. Debido a esto funcionan con valencia múltiple.

Los elementos de transición interna: Forman dos series y están clasificados en los

casilleros correspondientes a los lantánidos y actínidos, Tienen incompleto el

antepenúltimo nivel. Son elementos raros que se encuentran formando algunos

minerales. Los actínidos son elementos radiactivos artificiales y han sido descubiertos

en las reacciones nucleares.

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2.3. LOS PERÍODOS

Se llaman períodos porque las propiedades de sus elementos químicos (que dependen de

sus electrones externos) se repiten en forma periódica.

Siempre comienzan con átomos de un electrón externo (familia 0 u VIIIA), a excepción

del primer período.

Son siete y están organizados según el número de niveles electrónicos que tienen los

átomos de los distintos elementos, comenzando por el nivel K o 1.

o El primer período contiene los elementos H y He.

o En el segundo están el Li, Be, B, C, N, O, F y Ne.

o Al tercero corresponden el Na, Mg, Al, Si, P, S, Cl y Ar.

o Los períodos cuarto y quinto tienen 18 elementos cada uno.

o El sexto tiene 32 elementos, de este se aíslan 14 elementos que se colocan fuera

de la tabla principal, los llamados lantánidos.

o El séptimo es largo e inconcluso porque todavía no se han descubierto todos los

elementos necesarios para completarlo y de él también se aíslan 14 elementos

los cuales se colocan fuera y paralelamente a los lantánidos, son los llamados

actínidos.

2.4. LAS FAMILIAS O GRUPOS

Son los 16 grupos verticales de la tabla periódica que reúnen a los elementos con

propiedades químicas iguales o que varían poco, debido a que tienen igual número de

electrones en su nivel más externo

Una propiedad que depende del grupo en el que se encuentra el elemento es su valencia

o número de oxidación. Se clasifican en 8 principales (A) y 8 secundarias (B).

2.4.1. Familias A: Integran los elementos principales de estructura s y p.

IA es la familia de los metales alcalinos, cuyos átomos tienen un electrón externo. El

hidrógeno es un gas, los demás son metales.

IIA es la de os metales alcalino-térreos. Todos sus átomos tienen 2 electrones externos.

En III A, a excepción del B que es un no metal, están los metales térreos Al, Ga, In, Ti.

Sus átomos tienen 3 electrones externos.

A VA corresponden los nitrogenoides cuyos átomos tienen 5 electrones externos. El Sb

y Bi son metales y los demás no metales.

A VIA pertenecen los no metales anfígenos y el metal Po. Estos átomos tienen seis

electrones externos.

VIIA agrupa a los no metales halogenados F, Cl, Br, I y At. Sus átomos poseen siete

electrones externos.

0 u VIIIA es la familia de los gases nobles. Grupo de elementos constituidos por gases

monoatómicos que tiene poca reacción químicas y que solo en circunstancias especiales

pueden formar compuestos, Los átomos tienen 8 electrones externos, a excepción del

He que tiene un nivel y esta saturado con 2 electrones.

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2.4.2. Familias B: Las familias secundarias están constituidas por los metales de

transición.

A excepción de la familia IB que tiene solo 1, todos sus átomos poseen 2 electrones

externos.

Cómo metal en la reacción química pierden electrones. Como no-metales forman

oxisales al asociarse con el oxígeno.

2.5. PROPIEDADES PERIÓDICAS DE LOS ELEMENTOS

Son aquellas que aparecen repetidas en varios elementos y dependen de la distribución

electrónica en los diferentes niveles; por ello, todos los que tienen igual número de

electrones en su último nivel poseen propiedades químicas similares.

2.5.1. Configuración electrónica de los elementos

A partir del Hidrógeno que cuentan tan solo con un electrón, vamos a obtener a

configuración electrónica de los demás elementos, ya que cada uno tendrá un electrón

más que el anterior. Este electrón se denomina electrón diferenciador.

2.5.2. Valencia química do los elementos

Nos indica la proporción en la que los átomos de dicho elemento se combinan con los

de los elementos restantes.

La valencia coinciden con el número de electrones que pierden (oxidación) o ganan

(reducción) para lograr que la última capa tenga ocho electrones. Si gana 2 electrones,

como ocurre con el azufre, su valencia iónica es -2. Si pierde 2 electrones, como ocurre

con el bario, su valencia iónica es +2.

En el caso del carbono al tener 4 electrones externos, no cede ni gana electrones no

tiene valencia iónica. Todos sus compuestos son covalentes.

Algunos elementos químicos presentan más de una valencia, lo cual significa que

pueden unirse con otros átomos en más de una proporción. El hierro, por ejemplo, tiene

valencias iónicas +2 y +3.

La valencia se clasifica en positiva, negativa y variable.

Positiva: Corresponde a todos los átomos de carácter metálico, y algunos no-metales

que pierden electrones y quedan con cargas eléctricas positivas, sin neutralizar su

núcleo.

Negativa: Es propia de los no-metales, constituyen átomos que ganan electrones para

completar un nivel externo y adquieren cargas eléctricas negativas.

Variable: Tienen todos los metales de transición y la mayoría de no-metales, al

combinarse con el oxígeno pierden electrones en distintas cantidades.

El número de valencia se refiere a la o las valencias de un elemento químico, también

se lo llama número de oxidación.

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2.5.3. Electronegatividad

Cuando se ligan dos átomos del mismo elemento, como el H, compartiendo un par de

electrones, estos son atraídos con igual fuerza por los núcleos de los átomos.

Pero cuando se ligan dos átomos de distinto elemento, por ejemplo H y Cl, el par de

electrones es atraído con más fuerza por el elemento más electronegativo, en este caso

el cloro, y forma una molécula polar: tiene polo positivo y negativo.

Electronegatividad es la capacidad que tiene el núcleo de un átomo para atraer

electrones, participantes en un enlace químico con otro átomo.

2.5.4. Carácter metálico o electropositividad

Químicamente es la tendencia de los elementos a ceder uno o más electrones.

Esta propiedad ha hecho que, en principio, los elementos químicos sean considerados

como metales y no metales; pero ahora se los subdivide en:

Metales absolutos: Cuando solo pierden electrones y nunca están libres en la

naturaleza.

Elementos de transición: Pueden encontrarse puros en la naturaleza y perder o ganar

electrones.

No metales: han perdido la electropositividad y sus átomos únicamente tienden a ganar

electrones. En general, se pueden encontrar en la naturaleza como gases o formando

compuestos.

Elementos inertes: Presentan poca actividad química y no muestran electropositividad

ni electronegatividad. Todos son gases.

El carácter metálico disminuye de izquierda a derecha en cada período y aumenta de

arriba abajo en cada grupo.

2.5.5. Potencial de ionización

Se corresponde inversamente con el carácter metálico. Por lo general, a mayor carácter

metálico menor potencial de ionización.

Potencial de ionización es la energía recibida por un átomo para perder un electrón de la

última capa.

En un mismo grupo el potencial de hidrógeno disminuye al aumentar el número

atómico.

En un periodo el potencial de ionización aumenta con el número atómico.

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3. ENLACES QUÍMICOS

3.1. COMBINACION QUÍMICA O AFINIDAD QUÍMICA

Es la preferencia que tienen los elementos para combinarse y formar moléculas. La

combinación química se puede realizar ya sea por transferencia de electrones de un

átomo a otro, o por compartimiento de electrones. Se realiza con los electrones de la

última capa o electrones de valencia, estos átomos enlazados tendrán una estructura más

estable que cuando están libres.

Los gases nobles presentan una estructura más estable y completa. Todos presentan 8

electrones en la última capa con excepción del helio que solamente posee dos.

Ejemplos: el hidrógeno y el oxígeno, o el sodio y el cloro, por sobre cualquier otro

elemento que los rodee, se atraen y unen para formar las moléculas de agua y cloruro de

sodio, respectivamente.

Esta preferencia por combinarse con unos elementos más que con otros es mayor entre

los metales absolutos I y IA y los no-metales de VI y VIIA. Los primeros, por ser

electropositivos, pierden fácilmente sus electrones externos. Los segundos,

electronegativos, ganan con fuerza electrones extras.

3.2. CLASES DE ENLACES ATÓMICOS

Es importante saber cómo están unidos (enlazados) los átomos para despejar las

interrogantes respecto de las propiedades de los cuerpos compuestos. Conociendo la

clase de enlace, podemos deducir porqué un cuerpo es blando, conductor de la corriente

eléctrica, está en estado sólido, funde a baja temperatura, etc.

En general los átomos pueden unirse mediante los siguientes enlaces:

Enlace Electrovalente o iónico.

Enlace Covalente.

Enlace Metálico.

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3.2.1. ENLACE ELECTROVALENTE O IÓNICO

Enlace electrovalente tiene lugar entre los elementos químicos y consiste en la

transferencia de electrones; es decir, es la capacidad que tienen los átomos para ceder o

atraer electrones y adquirir la estructura de un gas noble.

Los átomos o grupo de átomos que han perdido o ganado electrones adquiriendo carga

positiva o negativa se los denomina IONES.

Los iones positivos o cationes ceden electrones y adquieren carga positiva.

Ejemplo:

Li -1e ⁻ → Li ⁺ (ion litio)

Ca -2e ⁻ → Ca ⁺ ² (ion calcio)

Los iones negativos o aniones ganan electrones y adquieren carga negativa.

Ejemplo:

Br +1e ⁻ → Br⁻ (ion bromo o bromuro)

Ar +3e ⁻ → Ar ³⁻ (ion arsénico o arseniuro)

Un enlace iónico se realiza cuando:

- Cada uno de los átomos completan 8 electrones en su última capa.

- Un átomo gana electrones y otro pierde electrones.

- El elemento que gana electrones (anión) es no metálico porque es muy

electronegativo; y el elemento que pierde electrones (catión) tiene carácter

metálico y es poco electronegativo.

- Los elementos mediante el enlace electrovalente no forman una molécula, sino

iones; los mismos se neutralizan por su carga diferente y forman compuestos.

- El número de electrones que se pierden es igual al número de electrones

ganados.

Propiedades del enlace electrovalente o iónico:

- Son más abundantes en la química inorgánica.

- Tienen puntos de fusión y ebullición elevados.

- Conducen la corriente eléctrica.

- Los cristales de las sustancias iónicas son transparentes, duros y tienen formas

características.

- Reaccionan instantáneamente.

- Cada ion tiene propiedades características, que son diferentes a las del átomo

original.

- Son solubles en el agua y no en disolventes orgánicos.

- Cuando se disuelven se disocian en iones y forman disoluciones iónicas.

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3.2.2. ENLACES COVALENTES

Es la unión entre átomos electronegativos o no metálicos, en los que no hay

transferencia de electrones sino un comportamiento mutuo de cada átomo. En este tipo

de enlaces no existe pérdida ni ganancia de electrones.

Para que se realice un enlace covalente se deben reunir las siguientes condiciones:

- Completar ocho electrones en el último nivel.

- Poseer un mismo valor de electronegatividad o cuya diferencia sea menor que

1,7.

- Compartir electrones en forma eléctricamente neutra.

En el enlace covalente, los pares de electrones compartidos ocupan orbitales comunes a

los átomos ligados y son atraídos por estos con igual fuerza, de modo que las cargas

eléctricas están distribuidas en forma equilibrada en la molécula.

El momento en que los orbitales atómicos se transforman o convierten en orbitales

moleculares, se produce el fenómeno de la hibridación o traslape.

Por ejemplo: para la formación de la molécula de oxígeno cada uno de los dos átomos

de oxígeno posee 6 electrones de valencia.

Los dos electrones no apareados son los que intervienen en el enlace covalente, así.

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Clases de enlaces covalentes

a. De acuerdo con el numere de pares de electrones compartidos:

Enlace simple: cuando cada átomo participa con un electrón (un par).

Ejemplo:

Enlace doble: cuando cada átomo participa con dos electrones (dos pares).

Ejemplo:

Enlace triple: cuando cada átomo participa con tres electrones (tres pares).

Ejemplo:

b. De acuerdo a la electronegatividad de los átomos que se unen:

- Enlace covalente apolar o no polar:

También llamado puro, si los átomos unidos son idénticos; es decir, con igual

electronegatividad. Ejemplo: Cl₂

- Enlace covalente polar:

Cuando los átomos unidos son diferentes; o sea, con diferente valor de

electronegatividad. Ejemplo: H₂O

c. De acuerdo con el átomo que aporta los electrones del enlace:

- Covalente normal:

Si ambos átomos unidos contribuyen con el mismo número de electrones.

Ejemplo: H₂S.

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- Covalente coordinado:

Llamado también dativo es la unión entre dos átomos no metálicos de distinta

electronegatividad en el que el par de electrones compartido pertenece a uno

solo de los átomos o iones enlazados.

Al elemento que dona los electrones se le llama dador y al que se enlaza,

aceptor. En el enlace dativo se usa una flecha que va dirigida desde el dador al

aceptor. Ejemplo: El ion NH4 puede representarse así:

Propiedades del enlace covalente:

Son más abundantes en la química orgánica.

Tienen puntos de fusión bajos.

No conducen la corriente eléctrica.

Son suaves.

Reaccionan lentamente porque los enlaces covalentes son difíciles de romper.

No son solubles en el agua sino en disolventes orgánicos.

Al disolverse no se disocian sus moléculas y forman disoluciones moleculares.

3.2.3. ENLACE METÁLICO

Es la unión entre átomos electropositivos de masa metálica mediante una nube

electrónica.

Los átomos de un metal son iones positivos por haber perdido sus electrones externos,

pero estos no se han esfumado sino en conjunto forman la nube electrónica que circula

por todo el metal aprisionado en los iones positivos.

Por tal razón, los metales son buenos conductores de la electricidad y pueden alearse

con facilidad mediante la fundición.

3.3. FÓRMULA QUÍMICA

Las fórmulas químicas son representaciones gráficas de las sustancias químicas puras,

simples, compuestas y de su molécula o composición química. La fórmula representa el

peso molecular de una sustancia.

En la nomenclatura química los elementos se representan mediante símbolos y los

compuestos mediante fórmulas.

La fórmula H2 representa a la sustancia simple, hidrógeno y su mínima porción o

molécula formada por dos átomos del mismo elemento, indicado por el subíndice 2.

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H2O simboliza a la sustancia compuesta, agua y su molécula constituida por dos áto-

mos de hidrógeno, señalados por el subíndice 2, y uno de oxígeno, sin subíndice porque

el mismo símbolo representa un átomo.

Ca(OH)2 representa a la sustancia hidróxido de calcio y su composición mínima

integrada por un átomo de calcio, sin subíndice, y dos grupos atómicos OH, encerrados

entre paréntesis, identificados con el subíndice 2.

Las sustancias simples están constituidas por átomos de un mismo elemento, que no

pueden ser descompuestas por métodos químicos.

3.4. NOTACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Se representan mediante símbolos, que contienen la primera letra del elemento en latín o

castellano. Algunos símbolos pueden contener dos letras una mayor diferenciación; en

este caso, la primera letra se escribe con mayúscula y la otra en minúscula.

Ejemplo:

H hidrógeno

K kalium = potasio

Cu cobre

Ag argentum = plata

3.5. NOMENCLATURA DE LOS ELEMENTOS

Los nombres dados a las sustancias simples o elementos se deben muchas veces a una

propiedad de ellos, así por ejemplo:

hidrógeno = engendrador de agua

oxigeno = oxidante

Otras veces se toma en cuenta su lugar de descubrimiento; ejemplo:

- europio = descubierto en Europa.

- polonio = descubierto en Polonia.

Se han puesto nombres de los planetas en donde se cree que existen en grandes

cantidades; ejemplo:

- uranio, de Urano

- plutonio, de Plutón

Otros llevan nombres de científicos notables; ejemplo.

- Kurchatovio en honor a Dr. Kurchatov

- Einstenio en honor a Einstein

Otros elementos conservan sus nombres primitivos: ejemplo:

- Oro

- plata

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3.6. CLASIFICACIÓN DE LOS ELEMENTOS

Las sustancias simples se pueden clasificar de acuerdo a sus propiedades físicas, en

metales y no metales.

3.6.1. Metales

Presentan las siguientes propiedades:

Son buenos conductores del calor y la electricidad.

Son dúctiles y maleables.

Poseen brillo metálico.

Son duros y resistentes. Todos son sólidos con excepción del mercurio.

Son electropositivos (ceden electrones con facilidad).

Al unirse con el oxígeno forman sustancias llamadas óxidos metálicos.

Los metales de acuerdo a su valencia pueden ser:

Alcalinos (+1): Li, Na, K, Rb, Cs, Fr, Ag, NH₄ (radical amonio)

Alcalinos térreos (+2): Ba, Be, Cd, Ca, Mg, Sr, Ra, Zn.

Trivalentes (+3): Al, Bi, B.

Tretravalentes (+4): Pt, Ir, Os, Pd, Zr.

Hexavalentes (+6): U, W, Mo.

Con valencia (+1, +2): Cu, Hg.

(+1, +3): Au.

(+2, +3): Co, Cr, Fe, Mn, Ni.

(+2, +4): Pb, Sn.

(+3, +5): V.

3.6.2. No metales

Estos tienen las siguientes características:

Son malos conductores del calor y la electricidad.

No son dúctiles ni maleables.

No poseen brillo metálico

A temperatura ordinaria son sólidos frágiles o generalmente gases. El único no

metal líquido es el bromo.

Son electronegativos (ganan electrones con facilidad).Al unirse con el oxígeno

forman anhídridos.

Los no metales se clasifican en:

Halógenos: (-1) (+1, +3, +5, +7): F, Cl, Br, I.

Anfígenos: (-2) (+2, +4, +6): O, S, Se, Te.

Nitrogenoides: (+3) (+1, +2, +3, +4, +5): N, P, As, Sb.

Carbonoides: (- 4) (+4): C, Si, Ge.

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3.6.3. Elementos más usados

Elementos que generalmente se usan para formar compuestos.

Los números de valencia están en valor absoluto.

Elemento Símbolo Número de Valencia

Elemento Símbolo Número de Valencia

Aluminio Al 3

Antimonio Sb 3 y 5

Arsénico As 3 y 5

Astato At 1, 3, 5 y 7

Azufre S 2, 4 y 6

Bario Ba 2

Berilio Be 2

Bismuto Bi 3 y 5

Boro B 3

Bromo Br 1 y 5

Cadmio Cd 2

Calcio Ca 2

Carbono C 2 y 4

Cesio Cs 1

Cinc Zn 2

Circonio Zr 4

Cloro Cl 1, 3, 5 y 7

Cobalto Co 2 y 3

Cobre Cu 2 y 1

Cromo Cr 2, 3, 4, 5 y 6

Escandio Sc 3

Estaño Sn 2 y 4

Estroncio Sr 2

Flúor F 1

Fósforo P 1,3 y 5

Galio Ga 3

Germanio Ge 2,4 y -4

Hafnio Hf 4

Hidrógeno H 1 y -1

Hierro Fe 2 y 3

Iridio Ir 2, 3, 4 y 6

Itrio Y 3

Lantano La 3

Litio Li 1

Magnesio Mg 2

Manganeso Mn 2, 3, 4, 6, 7

Mercurio Hg 1 y 2

Molibdeno Mo 2, 3, 4, 5 y 6

Niobio Nb 3

Níquel Ni 2 y 3

Nitrógeno N 2, 3, 4 y 5

Oro Au 1 y 3

Osmio Os 2, 3, 4 y 6

Plata Ag 1

Platino Pt 2 y 4

Plomo Pb 2 y 4

Potasio K 1

Renio Re 1, 2, 4, 6 y 7

Rodio Rh 2, 3 y 4

Rubidio Rb 1

Rutenio Ru 2, 3, 4, 6 y 8

Selenio Se 2, 4 y 6

Silicio Si 4

Sodio Na 1

Talio Tl 1 y 3

Tántalo Ta 5

Tecnecio Tc 7

Telurio Te 2, 4 y 6

Titanio Ti 3 y 4

Vanadio V 2, 3, 4 y 5

Yodo I 1,3, 5 y 7

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3.7. SUSTANCIAS COMPUESTAS

Todo compuesto químico es el resultado de una combinación o unión íntima entre dos o

más elementos diferentes. Si el compuesto está formado por dos elementos, se

denomina binario; por tres, ternario; por cuatro, cuaternario; y por más de cuatro se

llaman compuestos complejos.

Se las representa mediante fórmulas que pueden ser:

3.7.1. Fórmulas condensadas o mínimas

Indican la composición de una sustancia mediante la simbología de los elementos

componentes y la proporción de sus átomos a través de subíndices numéricos. Entre

paréntesis se encierran los grupos atómicos que se repiten.

A su vez, estas fórmulas pueden ser empíricas, si señalan la composición mínima sin

proporcionar datos de la constitución molecular, y moleculares cuando denotan esta.

Ejemplos:

Fórmula empírica Fórmula molecular Sustancia

(CH)n C₂H₂ etileno

(CH₂O)n C₂H₁₂O₆ glucosa

En general la formulación empírica se utiliza en la química orgánica, porque al dar

valores a “n” se obtiene un sinnúmero de compuestos; esto no ocurre en la química

inorgánica.

3.7.2. Semidesarrolladas

Mediante rayas indican los enlaces importantes entre grupos atómicos característicos.

Ejemplos:

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3.7.3. Desarrolladas o estructurales

Determinan con rayas la ubicación espacial de los átomos en la molécula y todos sus

enlaces. Ejemplo:

3.7.4. Electrónicas

Son fórmulas desarrolladas y escritas con símbolos electrónicos para mostrar las

transferencias de electrones entre los átomos, hasta que adquieran la estructura

electrónica estable. Para establecer la procedencia de los elementos se les representa con

puntos claros y oscuros. Ejemplos:

3.8. COEFICIENTE, PREFIJOS, SUBÍNDICE Y PARÉNTESIS.

Coeficiente: Número grande colocado antes de la fórmula; factor que afecta a todos los

términos; por ejemplo: el 2CaCl2 en donde el primer 2 es el coeficiente por tanto existen

4 átomos de cloro y 2 de calcio.

Prefijos: Se utilizan algunos prefijos para la sistematización del nombre de los

compuestos. Algunos prefijos numéricos mono, di, tri, tetra, penta, hexa, etc.

En los prefijos multiplicativos tenemos: bis, tris, tetrakis, pentakis, etc.

Subíndice: Nos indica el número de veces que el átomo o grupo atómico se repite en la

estructura molecular. Los subíndices son números pequeño que se coloca en la parte

inferior derecha de cada átomo y afecta solo a este; por ejemplo: CaCl2 en donde el

subíndice es el 2 e índica 2 átomos de cloro.

Paréntesis: en la nomenclatura química aparece con más frecuencia el paréntesis y el

corchete. El paréntesis utilizamos para encerrar un grupo atómico que se repite en la

estructura molecular o fórmula; por ejemplo: A12(CO3)3. El corchete es usado

exclusivamente en los compuestos de coordinación.

“Efectuando prácticas es la mejor forma de aprender química, ya que con el tiempo recordamos…

10-20% de lo que oímos; 20-40% de lo que vemos y 60-80% de lo que hacemos”

(José María Casas Sabata)

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4. PRINCIPALES COMBINACIONES QUÍMICAS INORGÁNICAS

4.1. COMPUESTOS BINARIOS.

Como se indicó anteriormente, estos compuestos están formados por dos elementos; y

pueden ser oxigenados y no oxigenados.

Dentro de los compuestos oxigenados tenemos los anhídridos, óxidos básicos, neutros,

salinos, anfóteros y peróxidos.

Como compuestos no oxigenados están los ácidos hidrácidos, hidruros metálicos,

compuestos especiales, sales halógenas neutras, compuestos no salinos, aleaciones y

amalgamas.

4.2. FORMULACIÓN DE LOS COMPUESTOS BINARIOS

Para escribir sus fórmulas se intercambian valencias entre los elementos reaccionantes,

escribiéndolas como subíndices del elemento contrario, así:

En el tricloruro de aluminio, el cloro tiene el subíndice 3, que corresponde a la valencia

del aluminio; este debería tener el subíndice 1, correspondiente a la valencia del cloro,

pero no se escribe porque el mismo símbolo (Al) ya representa un átomo.

El orden de la escritura química consiste en ubicar primero los elementos menos

electronegativos y luego los otros; por ejemplo en las sales se coloca en primer lugar el

símbolo del metal y luego el del no metal. Igual se hace con los otros compuestos.

4.3. SIMPLIFICACIÓN DE FÓRMULAS

Si después de intercambiar valencias se encuentra que los subíndices mayores que son

iguales entre si, o el uno es múltiplo del otro, se procede a “simplificar la fórmula”

dividiendo dichos subíndices para un número común divisor. Ejemplo:

4.4. SISTEMAS DE NOMENCLATURA

Utilizaremos tres tipos de nomenclaturas

a. Nomenclatura Sistemática

b. Nomenclatura IUPAC.

c. Nomenclatura Tradicional.

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4.4.1. NOMENCLATURA SISTEMÁTICA.

Para nombrar compuestos químicos según esta nomenclatura se utilizan los prefijos:

Prefijos griegos Atomicidad

mono- 1

di- 2

tri- 3

tetra- 4

penta- 5

hexa- 6

hepta- 7

octa- 8

nona- (o eneá) 9

deca- 10

4.4.2. NOMENCLATURA IUPAC

Este nombre es tomado de la UNIÓN INTERNACIONAL DE QUÍMICA PURA Y

APLICADA, entidad encargada de establecer una reglamentación racional para la

formulación y nombre de las sustancias.

Este sistema parte de la estructura real de las moléculas dando nombres a las fórmulas

en base a los distintos átomos utilizando prefijos adecuados a una sistematización clara

y sencilla.

Al estudiar cada grupo de compuestos se indica las reglas propuestas por la IUPAC, sin

embargo tomaremos en cuenta algunas normas importantes:

1.- En los compuestos binarios se tendrá la siguiente sistematización general.

- nombre del constituyente más electronegativo (anión) con el sufijo URO

- de

- nombre del constituyente electropositivo sin ninguna variación.

2.- para el catión que presenta varios estados de oxidación se utilizará la Notación

STOCK.

Notación stock. La notación Stock es un sistema de nomenclatura se basa en nombrar a

los compuestos escribiendo al final del nombre con números romanos la valencia

atómica del elemento con “nombre específico” (valencia o número de oxidación, es el

que indica el número de electrones que un átomo pone en juego en un enlace químico,

un número positivo cuando tiende a ceder los electrones y un número negativo cuando

tiende a ganar electrones), anteponiendo a este número, encerrado entre paréntesis, se

escribe el nombre genérico y el específico del compuesto de esta forma:

Nombre genérico + de + nombre del elemento específico + el No. de valencia.

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Normalmente, a menos que se haya simplificado la fórmula, la valencia puede verse en

el subíndice del otro átomo (en compuestos binarios y ternarios). Los números de

valencia normalmente se colocan como superíndices del átomo en una fórmula

molecular. Ejemplo:

Fe2+3

S3-2

, sulfuro de hierro (III) [Se ve la valencia III del hierro en el subíndice o

atomicidad del azufre].

3.- El uso de los sufijos OSO e ICO que afectan al nombre del metal o constituyente

electropositivo queda eliminado de la nomenclatura química

4.- si por la estructura especial del compuesto, no se puede dar un nombre claro con las

normas específicas se utilizará prefijos de cantidad adecuados.

Este sistema le vamos a denominar “Nombre lectura” y debe usarse principalmente en

los casos que los nombres de las sustancias no tengan una sistematización adecuada.

4.4.3. NOMENCLATURA TRADICIONAL, CLÁSICA O FUNCIONAL

En este sistema de nomenclatura se indica la valencia del elemento de nombre

específico con una serie de prefijos y sufijos griegos. La forma de nombrar los

compuestos es: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico

Cuando el elemento sólo tiene una valencia, simplemente se coloca el nombre

del elemento precedido de la sílaba “de”

(Na2O, oxido de sodio).

Cuando tiene dos valencias diferentes se usan los sufijos -oso e -ico.

… -oso cuando el elemento usa la valencia menor: Fe+2

O-2

, hierro con la

valencia +2, óxido ferroso

… -ico cuando el elemento usa la valencia mayor: Fe2+3

O3-2

, hierro con valencia

+3, óxido férrico

Cuando tiene tres distintas valencias se usan los prefijos y sufijos

hipo - … - oso (para la valencia inferior)

… - oso (para la valencia intermedia)

… - ico (para la valencia superior)

Cuando tiene cuatro distintas valencias se usan los prefijos y sufijos

hipo - … - oso (para las valencias 1 y 2)

… - oso (para la valencias 3 y 4)

… - ico (para la valencias 5 y 6)

per - … - ico (para la valencia 7):

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Ejemplo:

Mn2+7

O7-2

, óxido permangánico

(ya que el manganeso tiene más de dos números de valencia y en este compuesto está

trabajando con la valencia 7)

4.5. OTRAS REGLAS Y CONCEPTOS GENERALES

Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos

nombres:

o Genérico

o Específico.

El nombre genérico o general:

Es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química,

por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un

hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc.

El nombre específico:

Es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo

general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico

seguido del específico.

Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de

los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos

ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe2 O3,

respectivamente.

En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el

elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la

derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más

electronegativo). Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre

genérico, que es el que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el

nombre específico en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda

(el menos electronegativo).

“Que tu influencia sea tan fuerte y tan suave, tan amorosa y respetuosa, que el contacto contigo note tu alumno una fuerza misteriosa que lo transforme en otro, sin darse cuenta.”

(J. A. Ríos)

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PARTE II

NOMENCLATURA Y NOTACIÓN DE LOS

COMPUESTOS QUÍMICOS

INTRODUCCIÓN

Para iniciar el estudio de la nomenclatura es necesario distinguir primero entre

compuestos orgánicos e inorgánicos. Los compuestos orgánicos son los que contienen

carbono, comúnmente enlazados con hidrógeno, oxígeno, boro, nitrógeno, azufre y

algunos halógenos. El resto de los compuestos se clasifican como compuestos

inorgánicos. Éstos se nombran según las reglas establecidas por la IUPAC.

Los compuestos inorgánicos se clasifican según la función química que contengan y por

el número de elementos químicos que los forman, con reglas de nomenclatura

particulares para cada grupo. Una función química es la tendencia de una sustancia a

reaccionar de manera semejante en presencia de otra. Por ejemplo, los compuestos

ácidos tienen propiedades características de la función ácido, debido a que todos ellos

tienen el ion H+1

; y las bases tienen propiedades características de este grupo debido al

ion OH-1

presente en estas moléculas. Las principales funciones químicas son: óxidos,

bases, ácidos y sales.

La nomenclatura, es el conjunto de reglas que se siguen para denominar a los elementos

y sustancias compuestas desde el punto de vista científico. De acuerdo a esto las

sustancias se dividen en sustancias simples, compuestas y especiales.

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1. COMPUESTOS NO OXIGENADOS

1.1. HIDRUROS

Son compuestos que contienen hidrógeno y átomos de cualquier otro elemento

Se dividen en:

- Hidruros metálicos

- Hidruros no metálicos

1.1.1. HIDRUROS METÁLICOS

Metal + Hidrógeno → Hidruro metálico

Son compuestos binarios o diatómicos formados por hidrógeno y un metal. En estos

compuestos, el hidrógeno siempre tiene valencia -1, los metales tendrán por lo tanto

número de oxidación positivo. Su fórmula general es Metal + H.

Nomenclatura.

a.- nomenclatura IUPAC

El nombre se forma de la siguiente manera:

- Hidruro

- de

- nombre del metal

El nombre del metal sin ninguna variación.

Si el metal presenta dos o más estados de oxidación se utilizarán la notación Stock.

Ejemplos:

NaH Hidruro de sodio

CaH2 Hidruro de calcio

FeH2 Hidruro de hierro (II)

FeH3 Hidruro de hierro (III)

También podemos utilizar el nombre lectura.

Ejemplo:

PbH4 Tetrahidruro de plomo

Crh3 Trihidruro de cromo

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b.- Nomenclatura tradicional.

Por las razones conocidas este sistema tiende a desaparecer. Veamos como se estructura

un nombre tradicional.

- Hidruro

- de

- nombre del metal

Si el metal tiene dos valencias se empleará el sufijo OSO para la menor valencia e ICO

para la mayor valencia. En estos casos desaparece la preposición “de”.

Ejemplos:

LiH Hidruro de litio

CoH2 Hidruro cobaltoso

CoH3 Hidruro cobáltico

Formulación.

Es norma internacional escribir la fórmula poniendo en primer lugar el símbolo del

metal y luego el del hidrógeno.

Las fórmulas desarrolladas presentan la siguiente estructuta:

CaH2 AuH3

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación es igual a cero.

FeH3

3 + 3 –

Fe H3

(3+) + 3(1-) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura.

- Colocar los simbolos en el orden establecido.

- Intercambiar los números de oxidación.

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Ejemplos:

- Hidruros de cobalto(III)

3+ 1-

Co H Co H3

- Hidruro de bismuto

3+ 1-

Bi H Bi H3

Lectura.

- Recordar los números de oxidación de los átomos presentes en la fórmula.

- Establecer el número de oxidación del metal.

- Aplicar las normas establecidas.

Ejemplos:

- NiH2 X 2- 2+ 2-

Ni H3 Ni H2

NiH2 Hidruro de niquel (II)

- SnH4 X 4- 4+ 4-

Sn H4 Sn H4

SnH4 Hidruro de estaño (IV)

Hidruros Metálicos

Compuesto Nomenclatura

sistemática Nomenclatura Stock

Nomenclatura

tradicional

KH monohidruro de potasio o

hidruro de potasio

hidruro de potasio (I) o

hidruro de potasio

hidruro potásico o

hidruro de potasio

NiH3 trihidruro de níquel hidruro de níquel (III) hidruro niquélico

PbH4 tetrahidruro de plomo hidruro de plomo (IV) hidruro plúmbico

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1.1.2. HIDRUROS NO METÁLICOS

No metal + Hidrógeno → Hidruro no metálico

Son compuestos formados entre el hidrógeno y un no metal de las familias VIA y VIIA

( anfígenos y halógenos respectivamente).

Para dar facilidad al estudio de estos compuestos les agruparemos en base a la

clasificación periódica de los elementos.

Hidruros de los grupos VI y VII

Cuando estas sustancias se hallan disueltas en agua tienen un carácter ácido, por ello se

denominan ACIDOS HIDRÄCIDOS.

Elementos del grupo VII: F, Cl, Br y I. No. de oxidación 1-

Elementos del grupo VI: S, Se, Te No. de oxidación 2-

El número de oxidación del hidrógeno es 1+

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAc.

El nombre se forma:

- Raíz del nombre del no metal con la terminación URO

- de

- hidrógeno

Podemos también utilizar un nombre lectura

Ejemplos:

HCl Cloruro de hidrógeno

H2S Sulfuro de hidrógeno

HI Ioduro de hidrógeno

H2Te Teluro de hidrógeno

H2S7 Heptasulfuro de dihidrógeno.

Nota: la fórmula correcta para el fluoruro de hidrógeno es H2F2 y no la forma simple

HF.

b.- Nomenclatura tradicional.

Los nombres tradicionales se admiten cuando estas sustancias se hallan disueltas en

agua.

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El nombre se forma de la siguiente manera:

- Ácido

- raíz del nombre del no metal con la terminación HIDRICO.

Ejemplos:

HCl Ácido clorhídrico

H2S Ácido sulfhídrico

Hi Ácido iodhídrico

H2F2 Ácido fluorhídrico

Formulación.

Se escribe en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego el del no metal. Es costubre

hacer lo contrario, por favor no lo hagamos.

Las formulas desarrolladas presentan la siguiente estructura:

HCl H2Te

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación es igual a cero.

H2Se

2+ 2-

H2 Te

2(1+) + (2-) = 0

Hidruros de los grupos III, IV y V.

Tradicionalmente se denominan compuestos especiales

Elementos del grupo III: B No. de oxidación 3-

Elementos del grupo IV: C, Si No. de oxidación 4-

Elementos del grupo V: N, P, As, Sb No. de oxidación 3-

El número de oxidación del hidrógeno en estos compuestos es 1+

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Nomenclatura.

a.- Nomenclatura IUPAC

- Hidruro con el prefijo de cantidad adecuado

- de

- nombre del no metal

b.- Nomenclatura tradicional.

Los nombres tradicionales especiales son admitidos por la IUPAC

Ejemplos:

Fórmula: Nombre IUPAC: Nombre tradicional:

BH3 Trihidruro de boro Borano

CH4 Tetrahidruro de carbono Metano

SiH4 Tetrahidruro de silicio Silano

NH3 Trihidruro de nitrógeno Amoniaco

PH3 Trihidruro de fósforo Fosfina

AsH3 Trihidruro de arsénico Arsina

SbH3 Trihidruro de antimonio Estibina

Si3H8 Octahidruro de trisilicio Trisilano

Formulación.

La IUPAC acepta la formulación citada anterior mente, primero el símbolo del no

metal y luego el del hidrógeno.

1.1.2.1. HIDRÁCIDOS

Hidruro no metálico + Agua → Hidrácido

Los hidrácidos provienen de disolver en agua a los hidruros no metálicos y por esa

misma razón son estos los que se encuentran en estado acuoso.

Se nombran con la palabra ácido, como nombre genérico, y como nombre específico se

escribe el nombre del no metal y se le agrega el sufijo –hídrico.

Al igual que en estado gaseoso el nombre genérico es nombrado por el elemento más

electropositivo.

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Ejemplos:

Compuesto En estado puro En disolución

HCl cloruro de hidrógeno ácido clorhídrico

HF fluoruro de hidrógeno ácido fluorhídrico

HBr bromuro de hidrógeno ácido bromhídrico

HI yoduro de hidrógeno ácido yodhídrico

H2S sulfuro de hidrógeno ácido sulfhídrico

H2Se seleniuro de hidrógeno ácido selenhídrico

H2Te teluluro de hidrógeno ácido telurhídrico

1.2. ALEACIONES Y AMALGAMAS

Una aleación es la unión de dos o más metales en cantidades variables.

Son sistemas homogéneos donde los constituyentes se hallan en proporciones fijas

formando una mezcla o una combinación (compuestos intermetálicos).

Las aleaciones se preparan mezclando metales fundidos para que sus iones puedan

difundirse mutuamente, luego se solidifican y producen nuevas sustancias metálicas con

características especiales.

Las propiedades varian según la proporción de sus componentes, que no intervienen con

sus valencias y por esto se les llama “compuestos intermetálicos”. En general las

aleaciones son mas duras y tenace, tieen menor punto de fusión, menor conductividad

térmica, menor maleabilidad y ductilidad, se dilatan en menor grado y reíste a la

oxidación mejor que sus elementos constituyentes aislados.

Las aleaciones poseen gran importancia, más que los metales puros, en las aplicaciones

técnicas y práct6icas por sus exelentes propiedades.

Ejemplos de aliaciones.

Nombre Composición Aplicaciones

Binarias

acero Fe 99% ; C 1% clavos, tornillos, láminas

bronce de aluminio Cu 90% ; Al 10% bielas, cajas de cigüeñal

plata de acuño Ag 90% ; Cu 10% acuñación de monedas, joyas

oro de acuño Au 90% ; Cu 10% acuñación de monedas, joyas

amalgama de dentista Hg 70% ; Cu 30% curaciones dentales

plomo de bateria Pb 94% ; Sb 6% acumuladores de plomo

suelda de estaño Pb 67% ; Sn 33% soldadura de hojalata, alambres

latón amarillo Cu 65-90% ; Zn 35-10% piezas decorativas

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Nombre Composición Aplicaciones

Ternarias

bronce ordinario Cu 92% ; Sn 6%; Zn 2% campanas, cerraduras

electrón Mg 95% ; Zn 4,6% ; Cu 2% armazones de aviones

oro de dentista Au 58% ; Cu 14-28%; Hg 28-14% corona dentales

manganio Cu 82,5% ; Mn 16% ; Ni 1,5% aparatos eléctricos

acero inoxidable Fe 60-80% ; Cr 20-10% ; Ni 20-8% recipientes para laboratorio

acero al níquel-cromo Fe 95-98% ; Ni 1-4% ; Cr 0,5-2% blindajes, alambres

acero al molibdeno Fe 90-95% ; Mo 6-7% ; Cr 2-4% herramientas, rieles

acero al tungsteno Fe 80-94% ; W 4-18% ; Cu 2-4% navajas, cuchillos

Nombre Composición Aplicaciones

Cuaternarias

duraluminio

Al 94% ; Cu 5%; Mn 0,5% ; Mg

0,5%

aeroplanos, barcos,

vagones

plomo de imprenta Pb 58% ; Sn 26% ; Sb 15%; Cu 1% caracteres de imprenta

Nomenclatura.

Con frecuencia se emplea nombres vulgares aceptados en la industria

Podemos sistematizar la siguiente nomenclatura:

- Aleación o amalgama

- de

- nombre del metal o metales

Ejemplos:

CuZn Aleación de cobre-cinc Latón

CuNiZn Aleación de cobre-níquel-cinc Plata alemana

CuSn Aleación de cobre-estaño Bronce de campanas

HgPt Amalgama de platino

HgAg Amalgama de plata

HgCu Amalgama de cobre

En los casos que la unión de metales se forme compuestos intermetálicos, el nombre se

obtiene con el sistema “nombre lectura”

Ejemplos:

Cu Zn2 Cobre-cinc-dos

Mg2Ni Magnesio-2-níquel

En la fórmula irá en primer lugar el símbolo del elemento más electropositivo.

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Formulación.

En las aleaciones se escribe la fórmula colocado los símbolos en orden descendiente a

su composición porcentual.

En las amalgamas se escribe primero el símbolo del mercurio y a continuación los otros.

1.3. COMPUESTOS ENTRE NO METALES.

Tradicionalmente se denomina compuestos no salinos. Son sustancias que provienen de

la combinación de los no metales entre si.

Para la estructura de la fórmula es necesario que recordemos el orden de

electronegatividad de los no metales.

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

Electronegatividad decreciente.

Nomenclatura.

Nomenclatura IUPAC

- Raíz del nombre del no metal más electronegativo terminado en URO

- de

- nombre del oro no metal

Si el elemento menos electronegativo presenta varios estados de oxidación se emplea la

notación Stock. Se recomienda utilizar el nombre lectura.

Ejemplos:

BrCl Cloruro de bromo

CS2 Sulfuro de carbono

PCl3 Cloruro de fósforo (III) Tricloruro de fósforo

PCl5 Cloruro de fósforo (V) Pentacloruro de fósforo

CCl4 Tetracloruro de carbono

Formulación.

Escribir en primer lugar el símbolo del no metal menos electronegativo y luego el

símbolo del otro no metal.

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La estructura desarrollada de estas fórmulas presenta la siguiente característica.

CS2 P2S3

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero

CCl4

4+ 4-

C Cl4

(4+) + 4(1-) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura.

- Colocar los símbolos en el orden establecido

- Intercambiar mentalmente las valencias

Ejemplo:

Sulfuro de arsénico (III)

3 2

As S As2S3

Lectura.

Recordar las normas indicadas

Ejemplo:

SbI3 Triyoduro de arsénico Yoduro de arsénico (III)

SeCl2 Clururo de selenio

1.4. COMBINACIÓN ENTRE METAL Y NO METAL

1.4.1. Sales binarias neutras

Provienen de la combinación de un metal con un no metal de los grupos VI y VII de la

tabla periódica.

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Tradicionalmente se denomina “sales halogenadas”, “sales halóideas”.

Resultan de reemplazar teóricamente los hidrógenos de un ácido hidrácido.

También puede formarse de la reacción de un ácido hidrácido con un hidróxido

NaOH + HCl = NaCl + H2O

3H2S + 2 Al(OH) 3 = Al2S3 + 6 H2O

Recordemos los números de oxidación de los no metales

Grupo VI: S, Se, Te 2-

Grupo VII: F, Cl, Br, I 1-

Los metales tienen número de oxidación positivo.

Nomenclatura.

a.- nomenclatura IUPAC.

- Raíz del nombre del no metal con la terminación URO

- de

- nombre del no metal o radical catiónico

El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación

se utilizará la notación Stock. Si no es posible dar un nombre claro con la norma

anterior, se empleará el sistema nombre lectura.

Ejemplos:

LiCl Cloruro de litio

CaS Sulfuro de calcio

Mn2Se3 Seleniuro de manganeso (III)

CuS Sulfuro de cobre (II)

PbCl4 Tetracloruro de plomo

NOTA.- En las sales de mercurio (I), el mercurio actúa formando una unión –Hg-Hg-

como el número de oxidación es 1+ al ser dos mercurios será 2+. Por esta razón los

compuestos binarios serán:

Hg2I2 Ioduro de mercurio (I) ó Diyoduro de dimercurio

Hg4S2 Sulfuro de mercurio (I) ó Disulfuro de tetramercurio

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b.- Nomenclatura tradicional.

Este sistema tiende a desaparecer, recomiendo utilizar el sistema IUPAC.

Ejemplos:

FeBr2 Bromuro ferroso

FeBr3 Bromuro férrico

NiS Sulfuro niqueloso

Ni2S3 Sulfuro niquélico

Formulación.

Es norma internacional escribir en primer lugar el símbolo del metal o radical catiónico

y luego el del no metal.

NaCl Cloruro de sodio

NH4Br Bromuro de amonio

Las estructuras desarrolladas tienen a los átomos distribuidos de la siguiente manera:

Co2S3 MgCl2

En una fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a loa átomos en base a los

números de oxidación será igual acero.

Al2Te3

6+ 6-

Al2 Te3

2(3+) + 3(2-) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura.

- Colocar los símbolos en el orden establecido.

- Intercambiar mentalmente los números de oxidación prescindiendo del signo.

- De ser necesario simplificar los subíndices para tener la fórmula mínima.

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Ejemplos:

- Bromuro de amonio

1+ 1-

NH4 Br NH4Br

- Sulfuro de hierro

3+ 2-

Fe S Fe2S3

Lectura.

- Establecer el número de oxidación del metal

- Aplicar las normas conocidas

Ejemplos:

- CrI3

X 3- 3+ 3-

Cr I3 Cr I3

El cromo tiene números de oxidación 2+ y 3+

Nombre de la fórmula propuesta: Ioduro de cromo (III) ó Triyoduro de cromo

- SnS2

X 4- 4+ 4-

Sn S2 Sn S2

El estaño tiene números de oxidación 2+ y 4+

Nombre de la fórmula propuesta: Sulfuro de estaño (IV) ó Disulfuro de estaño

1.4.2. Combinación de metales con no metal de los grupos IV y V.

La nomenclatura y notación de estos compuestos es semejante a las sales binarias.

El número de oxidación de los no metales es:

Grupo V: N, P, As, Sb 3-

Grupo IV: C, Si 4-

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Ejemplos:

Ca3P2 Fosfuro de calcio

K3H Nitruro de potasio

Al4C3 Carburo de aluminio

K3As Arseniuro de potasio

1.4.3. Polisulfuros, poliseleniuros y politelururos

En estas sustancias hay una condensación del no metal. El número de oxidación del

grupo condensado coincide con el usual del elemento frente al hidrógeno o sea de 2-

Para el nombre de estas sustancias utilizamos el sistema “nombre lectura”.

Ejemplos:

FeS2 Disulfuro de hierro

Na2Se4 Tetraseleniuro de disodio

CaS4 Tetrasulfuro de calcio

K2Te5 Pentatelururo de dipotasio

La formula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos:

K2 S3

En la fórmula, la suma algebraica de los números de oxidación será igual a cero.

Ba Sb

2+ 2-

Ba (S)

(2+) + (2-) = 0

“¿Serás médico, abogado, ingeniero? ¡Qué importa! Cualquier cosa que seas, exigirá un elemento invariable que

tiene el nombre de responsabilidad.”

(Juan el Presbítero)

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2. COMPUESTOS OXIGENADOS

2.1. ÓXIDOS

Son compuestos químicos inorgánicos diatómicos o binarios formados por la unión del

oxígeno con otro elemento diferente de los gases nobles. Según si este elemento es

metal o no metal serán óxidos básicos u óxidos ácidos.

El oxígeno siempre tiene valencia -2 con excepción en los peróxidos (ion peróxido

enlazado con un metal) donde el oxígeno utiliza valencia “-1”.

Los óxidos se pueden nombrar en cualquiera de los tres sistemas de nomenclaturas; si se

utiliza el sistema Stock, el número romano es igual a la valencia del elemento diferente

del oxígeno; si se utiliza el sistema tradicional los sufijos y prefijo se designan de

acuerdo a la valencia del elemento diferente del oxígeno y si se utiliza la nomenclatura

sistemática, no se tienen en cuenta las valencias, sino que se escriben los prefijos en

cada elemento de acuerdo a sus atomicidades en la fórmula molecular.

2.1.1. ÓXIDOS BÁSICOS U ÓXIDOS METÁLICOS

Metal + Oxígeno → Óxido básico

Son aquellos óxidos que se producen entre el oxígeno y un metal cuando el oxígeno

trabaja con un número de valencia -2. Su fórmula general es metal + O.

NOMENCLATURAS

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del

metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos. Ejemplos.

FeO monóxido de hierro

Fe₂O₃ trióxido de dihierro

Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico, el del metal y entre

paréntesis la valencia en números romanos. Ejemplos:

FeO óxido de hierro (II)

Fe₂O₃ óxido de hierro (III)

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b.- Nomenclatura Tradicional

En la nomenclatura tradicional el nombre genérico es óxido y el específico, el del metal

precedido por se el sufijo -oso e -ico si la valencia es mayor o menor respectivamente.

Ejemplo:

FeO óxido ferroso u óxido de hierro

Fe₂O₃ óxido férrico En la nomenclatura tradicional para los óxidos que se enlazan con metales que tienen

más de dos números de valencia se utilizan las siguientes reglas:

- Metales con números de valencia hasta el 3 se nombran con las reglas de los

óxidos.

- Metales con números de valencia iguales a 4 y mayores se nombran con las

reglas de los anhídridos.

Ejemplos:

V2+3

O3-2

se nombra como óxido, óxido vanádico;

V2+5

O5-2

se nombra como anhídrido, anhídrido vanádico.

Los átomos de vanadio con número de valencia:

2 (-oso) y 3 (-ico) se nombran como óxidos

4 (-oso) y 5 (-ico) como anhídridos.

Formulación:

Los óxidos básicos se formulan escribiendo en primer lugar el símbolo del metal y

luego del oxigeno y se intercambian las valencias.

La estructura desarrollada de las fórmulas presenta la siguiente distribución de los

átomos:

Li2O

Fe2O3

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

Co2O3

6 + 6-

Co2O3

2(3+1) + 3(2-) = 0

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Escritura y lectura de una fórmula.

Escritura

- Colocar los símbolos en el orden establecido.

- Intercambiar estos números, prescindiendo de la carga.

- Simplificar en los casos que los subíndices sean divisibles.

Ejemplos:

- Óxido de cadmio

2 + 2-

Cd O Cd O Cd2O2 Cd O

- Óxido de cadmio

3 + 2-

Cr O Cr O Cr2O3

Lectura:

- Establecer los números de oxidación.

- Si el metal presenta varios estados de oxidación, utilizar la notación Stock.

- Puede también utilizarse el nombre lectura

- SnO2

x 4- 4 + 4-

Sn O2 Sn O2

Nombre de la fórmula propuesta: Óxido de estaño (IV) o dióxido de estaño

- Re2O3

x 6- 6 + 6-

Re2O3 Re2O3

Nombre de oxidación del Renio 6/2 = 3+

Nombre de la fórmula propuesta: Óxido de renio (III) o trióxido de direnio

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54

Óxidos Metálicos

Compuesto Nomenclatura

Sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

Tradicional

Li2O monóxido de dilitio u

óxido de dilitio

óxido de litio (I) u

óxido de litio

óxido lítico u óxido

de litio

Na2O monóxido de disodio u

óxido de disodio

óxido de sodio (I) u

óxido de sodio

óxido sódico u

óxido de sodio

K2O monóxido de dipotasio

u óxido de dipotasio

óxido de potasio (I) u

óxido de potasio

óxido potásico u

óxido de potasio

Rb2O monóxido de dirubidio

u óxido de dirubidio

óxido de rubidio (I) u

óxido de rubidio

óxido rubídico u

óxido de rubidio

Cs2O monóxido de dicesio u

óxido de dicesio

óxido de cesio (I) u

óxido de cesio

óxido césico u óxido

de cesio

Fr2O monóxido de difrancio

u óxido de difrancio

óxido de francio (I) u

óxido de francio

óxido fráncico u

óxido de francio

Ag2O monóxido de diplata u

óxido de diplata

óxido de plata (I) u

óxido de plata

óxido plático u

óxido de plata

BaO monóxido de bario óxido de bario (II) óxido bárico u óxido

de bario

BeO monóxido de berilio óxido de berilio (II) óxido berílico u

óxido de berilio

CdO monóxido de cadmio óxido de cadmio (II) óxido cádmico u

óxido de cadmio

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55

CaO monóxido de calcio óxido de calcio (II) óxido cálcico u

óxido de calcio

MgO monóxido de magnesio óxido de magnesio

(II)

óxido magnésico u

óxido de magnesio

SrO monóxido de estroncio óxido de estroncio

(II)

óxido estróncico u

óxido de estroncio

RaO monóxido de radio óxido de radio (II) óxido rádico u

óxido de radio

ZnO monóxido de zinc óxido de zinc (II) óxido de zinc

Al2O3 trióxido de dialuminio óxido de aluminio

(III) óxido alumínico

Bi2O3 trióxido de dibismuto óxido de bismuto

(III) óxido bismútico

B2O3 trióxido de boro óxido de boro (III) óxido bórico

PtO2 dióxido de platino óxido de platino (IV) óxido platínico

IrO2 dióxido de iridio óxido de iridio (IV) óxido irídico

OsO2 dióxido de osmio óxido de osmio (IV) óxido ósmico

PdO monóxido de paladio óxido de paladio (II) óxido paladioso

PdO2 dióxido de paladio óxido de paladio (IV) óxido paládico

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56

ZrO2 dióxido de zirconio óxido de zirconio

(IV) óxido zircónico

Cu2O monóxido de dicobre u

óxido de dicobre

óxido de cobre (I) u

óxido de cobre

óxido cuproso u

óxido de cobre

CuO monóxido de cobre óxido de cobre (II) óxido cúprico

Hg2O

monóxido de

dimercurio u óxido de

dimercurio

óxido de mercurio (I)

u óxido mercurio

óxido mercurioso u

óxido de mercurio

HgO monóxido de mercurio óxido de mercurio

(II) óxido mercúrico

Au2O monóxido de dioro u

óxido de dioro

óxido de oro (I) u

óxido de oro

óxido áuroso u

óxido de oro

Au2O3 trióxido de dioro óxido de oro (III) óxido aurico

CoO monóxido de cobalto óxido de cobalto (II) óxido cobaltoso

Co2O3 trióxido de dicobalto óxido de cobalto (III) óxido cobáltico

CrO monóxido de cromo óxido de cromo (II) óxido cromoso

Cr2O3 trióxido de dicromo óxido de cromo (III) óxido crómico

FeO monóxido de hierro óxido de hierro (II) óxido ferroso

Fe2O3 trióxido de dihierro óxido de hierro (III) óxido férrico

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57

MnO monóxido de

manganeso

óxido de manganeso

(II) óxido manganoso

Mn2O3 trióxido de

dimanganeso

óxido de manganeso

(III) óxido mangánico

NiO monóxido de niquel óxido de niquel (II) óxido niqueloso

Ni2O3 trióxido de diníquel óxido de níquel (III) óxido niquélico

PbO monóxido de plomo óxido de plomo (II) óxido plumboso

PbO2 dióxido de plomo óxido de plomo (IV) óxido plúmbico

SnO monóxido de estaño óxido de estaño (II) óxido estañoso

SnO2 dióxido de estaño óxido de estaño (IV) óxido estánico

V2O5 pentóxido de divanadio óxido de vanadio (V) óxido vanadoso

V2O3 trióxido de divanadio óxido de vanadio

(III) óxido vanádico

MoO monóxido de

molibdemo

óxido de molibdemo

(II) óxido molibdoso

Mo2O3 trióxido de

dimolibdemo

óxido de molibdemo

(III) óxido molibdénico

TiO monóxido de titanio óxido de titanio (II) óxido titánico

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Er2O3 trióxido de dierbio óxido de erbio(III) óxido érbico

WO monóxido de

wolframio

óxido de wolframio

(II) óxido wolfrámico

In2O3 trióxido de indio óxido de indio(III) Óxido indico

U2O3 trióxido de diuranio óxido de uranio(III) óxido uránico

Bk2O3 trióxido de diberkelio óxido de uranio(III) óxido berkélico

La2O3 trióxido de lantánico óxido de lantano(III) óxido lantánico

2.1.2. ÓXIDOS ÁCIDOS O ANHÍDRIDOS

No Metal + Oxígeno → Óxido ácido o anhídrido

Son aquellos formados por la combinación del oxígeno con un no metal. Su fórmula

general es no metal + O. En este caso, la nomenclatura tradicional emplea la palabra

anhídrido en lugar de óxido, a excepción de algunos óxidos de nitrógeno y fósforo.

Debido a que muchos de estos cuerpos no existen en la naturaleza y el no metal

funciona con valencia positiva (presta electrones al oxigeno, en los enlaces

coordinados), se les considera como óxidos ácidos, puesto que al reaccionar con el agua

forman los ácidos oxácidos.

Se llaman anhídridos porque muchos de ellos se obtienen por deshidratación de los

ácidos oxácidos.

NOMENCLATURAS

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del

no metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos.

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59

Ejemplos:

Cl₂ O monóxido de dicloro

Cl₂ O₃ trióxido de dicloro

Cl₂ O₅ pentóxido de dicloro

Cl₂ O₇ heptóxido de dicloro

Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico, el del no metal,

entre paréntesis, la valencia en números romanos.

Ejemplo:

Cl₂ O óxido de cloro (I)

Cl₂ O₃ óxido de cloro (III)

Cl₂ O₅ óxido de cloro (V)

Cl₂ O₇ óxido de cloro (VII)

b.- Nomenclatura Tradicional

El nombre genérico es la palabra anhídrido y el específico, el del no metal terminado

en oso o ico y antepuesto los prefijos según su valencia de la siguiente manera:

hipo - … - oso (para números de valencia 1 y 2)

… - oso (para números de valencia 3 y 4)

… - ico (para números de valencia 5 y 6)

per - .… - ico (para el número de valencia 7)

Cuando el flúor reacciona con el oxígeno se crea un compuesto diferente a un oxido

acido ya que el oxígeno deja de ser el elemento más electronegativo, distinto a como

pasa con todos los óxidos donde el oxígeno es el elemento más electronegativo. El

único elemento más electronegativo que el oxígeno es el flúor con 4.0 mientras el

oxígeno tiene 3.5. Así que el compuesto deja de llamarse óxido y se nombra como

fluoruro de oxígeno para el sistema tradicional, fluoruro de oxígeno (II) para el sistema

Stock y difluoruro de oxígeno para el sistemático. La fórmula es O2F2

-1.

Los óxidos de nitrógeno, al igual que los óxidos del azufre, son importantes por su

participación en la lluvia ácida. Con el término óxido de nitrógeno se hace alusión a

cualquiera de los siguientes:

NO Óxido nítrico u Óxido de nitrógeno (II).

NO2 Dióxido de nitrógeno.

N2O Óxido nitroso o Monóxido de dinitrógeno.

N2O3 Trióxido de dinitrógeno.

N2O4 Tetróxido de dinitrógeno.

N2O5 Pentóxido de dinitrógeno.

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60

Entre las excepciones a las reglas de anhídridos para la nomenclatura tradicional están

los óxidos de nitrógeno y óxidos de fósforo. Estos compuestos se nombran así:

N21O

-2 Anhídrido hiponitroso

N2O

-2 Óxido hiponitroso

N23O3

-2 Anhídrido nitroso

N24O4

-2 Óxido nitroso

N4O2

-2 Óxido nitroso

N25O5

-2 Anhídrido nítrico

P23O3

-2 Anhídrido fósforoso

P4O2

-2 Óxido fósforoso

P25O5

-2 Anhídrido fosfórico

Formulación

Para formar los anhídridos se coloca primero el símbolo del no metal y luego del

oxigeno y se intercambian las valencias.

En las fórmulas desarrolladas los átomos se hallan distribuidos de la siguiente manera.

Br2O3

SO3

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual acero.

I2O3

6 + 6-

I2O3

2(3+1) + 3(2-) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura

- Colocar los símbolos en el orden conocido.

- Establecer los números de oxidación

- Intercambiar los números de oxidación, prescindiendo del signo.

- Simplificar en los casos que los subíndices sean divisibles.

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61

Ejemplos:

- Óxido de fósforo

5 + 2-

P O Cd O P2O5

Anhídrido hiponitroso.

Recordando el significado del prefijo HIPO

Intercambiando mentalmente las valencias

Sabemos que:

1+ Hipo…..oso

3+ …..oso

5+ …..oso

1 2

N O N2O

N2O Anhídrido hiponitroso.

Lectura.

- Utilizando el nombre lectura se lee directamente

- Determinar el número de oxidación del no metal

- Aplicar las normas conocidas.

Ejemplo:

P2O5

x 10 - 10 + 10 -

P2 O5 P2 O5

Número de oxidación del fósforo 10/2 = 5+

Nombre de la fórmula propuesta: Óxido de fósforo (V)

Óxido ácido o anhídrido

Compuesto Nomenclatura

sistemática. Nomenclatura Stock

Nomenclatura

tradicional

Cl2O óxido de dicloro o

monóxido de dicloro óxido de cloro (I) anhídrido hipocloroso

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62

Cl2O3 trióxido de dicloro óxido de cloro (III) anhídrido cloroso

Cl2O5 pentóxido de dicloro óxido de cloro (V) anhídrido clórico

Cl2O7 heptóxido de dicloro óxido de cloro (VII) anhídrido perclórico

Br2O óxido de dibromo o

monóxido de dibromo óxido de bromo (I) anhídrido hipobromoso

Br2O3 trióxido de dibromo óxido de bromo (III) anhídrido bromoso

Br2O5 pentóxido de dibromo óxido de bromo (V) anhídrido brómico

Br2O7 heptóxido de dibromo óxido de bromo (VII) anhídrido perbrómico

I2O óxido de diyodo o

monóxido de diyodo óxido de yodo (I) anhídrido hipoyodoso

I2O3 trióxido de diyodo óxido de yodo (III) anhídrido yodoso

I2O5 pentóxido de diyodo óxido de yodo (V) anhídrido yódico

I2O7 heptóxido de diyodo óxido de yodo (VII) anhídrido peryódico

SO2 dióxido de azufre óxido de azufre (IV) anhídrido sulfuroso

SO3 trióxido de azufre óxido de azufre (VI) anhídrido sulfúrico

SeO2 dióxido de selenio óxido de selenio (IV) anhídrido selenioso

SeO3 trióxido de selenio óxido de selenio (VI) anhídrido selénico

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TeO2 dióxido de telurio óxido de telurio (IV) anhídrido telurioso

TeO3 trióxido de telurio óxido de telurio (VI) anhídrido telúrico

N2O óxido de dinitrógeno o

monóxido de dinitrógeno óxido de nitrógeno (I) anhídrido hiponitroso

N2O3 trióxido de dinitrógeno óxido de nitrógeno

(III) anhídrido nitroso

N2O5 pentóxido de dinitrógeno óxido de nitrógeno

(V) anhídrido nítrico

N2O7 heptóxido de dinitrógeno óxido de nitrógeno

(VII) anhídrido pernítrico

P2O óxido de difósforo o

monóxido de difósforo óxido de fósforo (I) anhídrido hipofosforoso

P2O3 trióxido de difósforo óxido de fósforo (III) anhídrido fosforoso

P2O5 pentóxido de difósforo óxido de fósforo (V) anhídrido fosfórico

P2O7 heptóxido de difósforo óxido de fósforo

(VII) anhídrido perfosfórico

As2O óxido de diarsénico o

monóxido de diarsénico óxido de arsénico (I) anhídrido hipoarsenioso

As2O3 trióxido de diarsénico óxido de arsénico

(III) anhídrido arsenioso

As2O5 pentóxido de diarsénico óxido de arsénico (V) anhídrido arsénico

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As2O7 heptóxido de diarsénico óxido de arsénico

(VII) anhídrido perarsénico

Sb2O óxido de diantimonio o

monóxido de diantimonio

óxido de antimonio

(I)

anhídrido

hipoantimonioso

Sb2O3 trióxido de diantimonio óxido de antimonio

(III) anhídrido antimonioso

Sb2O5 pentóxido de diantimonio óxido de antimonio

(V) anhídrido antimónico

Sb2O7 heptóxido de diantimonio óxido de antimonio

(VII)

anhídrido

perantimónico

CO2 dióxido de carbono óxido de carbono

(IV) anhídrido carbónico

SiO2 dióxido de silicio óxido de silicio (IV) anhídrido silícico

GeO2 dióxido de germanio óxido de germanio

(IV) anhídrido germánico

B2O3 trióxido de diboro óxido de boro (III) anhídrido bórico

2.1.2.1. Óxidos ácidos de metales

Algunos metales al combinarse especialmente con números de oxidación superiores dan

como el oxígeno óxidos ácidos.

El criterio par la nomenclatura es el indicado anteriormente.

Es recomendable utilizar nombres sistemáticos antes que tradicionales.

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Ejemplos:

o Óxidos ácidos del cromo

Cr2O3 Óxido de cromo (III) Anhídrido cromoso

Cr O3 Óxido de cromo (VI) Anhídrido crómico

o Óxidos ácidos del manganeso

MnO2 Óxido de manganeso (IV) Anhídrido manganoso

MnO3 Óxido de manganeso (VI) Anhídrido mangánico

MnO7 Óxido de manganeso (VII) Anhídrido permangánico

o Óxidos ácidos del molibdeno y wolframio

MoO3 Óxido de molibdeno (VI) Anhídrido molíbdico

WO3 Óxido de wolframio (VI) Anhídrido wolfrámico

2.1.3. ÓXIDOS NEUTROS

No Metal + Oxígeno → Óxido neutro

Son óxidos de los no metales que en vez de reaccionar con el agua, se disuelven de

modo que no forman hidróxidos ni oxácidos.

Formulación: Estos compuestos binarios se forman al colocar primero el del no metal y

luego el símbolo del oxígeno y se intercambia sus valencias.

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del

no metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos.

Ejemplos:

- NO monóxido de nitrógeno

- NO2 dióxido de nitrógeno

- CO monóxido de carbono

- CO2 dióxido de carbono

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Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del no

metal y entre paréntesis la valencia en números romanos. Ejemplos:

NO óxido de nitrógeno (II)

NO2 óxido de nitrógeno (IV)

b.- Nomenclatura Tradicional

El nombre genérico es óxido y el especifico, el nombre del no metal precedido por de o

terminado en oso e ico, si la valencia es variable. Ejemplos:

NO óxido nitroso u óxido de nitrógeno

NO2 óxido nítrico

Existen algunos óxidos no metálicos de estructura especial donde la relación oxígeno-no

metal es diferente a la conocida normalmente.

Ejemplos:

- NO3 Trióxido de nitrógeno

- Cl2O6 Hexaóxido de dicloro

- P4O6 Hexaóxido de tetrafósfororo

- P4O10 Decaóxido de tetrafósfororo

- N2O4 Tetraóxido de dinitrógeno

- P4O6 Hexaóxido de tetrafósfororo

2.1.4. ÓXIDOS COMPUESTOS

Son los óxidos básicos de los metales de valencia variable que se combinan con el

oxígeno.

Óxido de menor valencia + óxido de mayor valencia → óxido compuesto

Formulación: se coloca primero el símbolo del metal y luego del oxígeno.

NOMENCLATURAS

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura Sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del

metal precedido por de. Ambos se acompañan de los prefijos cuantitativos. Ejemplo:

Cu2O + CuO → Cu3O2 Dióxido de tricobre

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Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico el del metal y entre

paréntesis las dos valencias en números romanos.

Ejemplos:

Cu2O + CuO → Cu3O2 Óxido de cobre (I, II)

Sn3O4 Óxido de estaño (II, IV)

Fe3O4 Óxido de hierro (II, III)

b.- Nomenclatura Tradicional

Reconoce tres formas distintas de nombrar a los óxidos salinos.

1. Nombre genérico es la palabra óxido y el específico está formado por los

nombres de los dos óxidos del mismo metal.

2. Nombre genérico dado por las palabras óxido salino, y específico el nombre del

metal precedido por de.

3. Nombre genérico, la palabra sesquióxido, que significa óxido y medio y

específico el nombre del metal antepuesta la preposición de.

Ejemplos:

Cu2O + CuO → Cu3O2 Óxido cuproso-cúprico

Óxido salino de cobre

Sesquióxido de cobre

Sn3O4 Óxido estañoso-estánico

Óxido salino de estaño

Sesquióxido de estaño

Fe3O4 Óxido ferroso-férrico

Óxido salino de hierro

Sesquióxido de hierro

2.1.5. PERÓXIDOS

Metal + O₂²⁻ → peróxido

Son compuestos binarios que resultan de la combinación de un metales de las familias I

y IA (alcalinos y alcalinotérreos) y de unos pocos metales de tracción con el grupo

peróxido (O₂²⁻) con enlace electrovalente.

El grupo peróxido es la unión de dos oxígenos de tal manera que tiene un número de

oxidación 2-.

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Los peróxidos resultan inestables porque pierden oxigeno para convertirse en simples

óxidos. Los dos átomos de oxigeno que intervienen en la composición están ligados

entre si por un enlace covalente simple, por lo que sobra una valencia a cada átomo de

oxígeno; este enlace da lugar a que el grupo peróxido sea divalente negativo. En el caso

de estos compuestos, no se puede simplificar los subíndices.

Estos compuestos presentan nombres especiales como cuando reaccionan con el

hidrógeno y forman el agua oxigenada o peróxido de hidrógeno.

NOMENCLATURAS

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura sistemática: El nombre genérico es óxido y el específico, el nombre del

metal precedido por de. Ambos se acompañan de os prefijos cuantitativos.

Ejemplo:

Cu2O2 → dióxido de dicobre

Nomenclatura Stock: El nombre genérico es óxido y el específico el del metal y entre

paréntesis la valencia en números romanos.

Ejemplo:

Cu2O2 óxido de cobre (I)

b.- Nomenclatura Tradicional

Nombre genérico la palabra peróxido; especifico, el nombre del metal precedido por de.

Ejemplo:

Na2O2 peróxido de sodio

Los peróxidos son obtenidos cuando reacciona un óxido con el oxígeno monoatómico y

se caracterizan por llevar el grupo peróxido o unión peroxídica (-o-o-). Son compuestos

diatómicos en donde participan el grupo peróxido y un metal. La fórmula general de los

peróxidos es Metal + (O-1

) 2-2

. Pueden considerarse que resultan de reemplazar

teóricamente los hidrógenos del agua oxigenada (peróxido de hidrógeno) por metales.

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69

Formulación: Se coloca el símbolo del metal y luego del grupo peróxido. Los

subíndices no se simplifican cuando tienen la fórmula mínima característica.

Existe un grupo de compuestos que tienen una formulación parecida a los peróxidos

pero químicamente no tienen las propiedades de estas sustancias. Son óxidos simples

del metal con número de oxidación 4+.

Ejemplos:

MnO2 Óxido de manganeso (IV) o Dióxido de manganeso.

SnO2 Óxido de estaño (IV) o Dióxido de estaño.

En la estructura desarrollada de las fórmulas debe establecer la unión especial del

oxigeno

CaO2

K2O2

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación, será igual a cero.

BaO2

2 + 2-

BaO2

(2+) + 2(1-) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura:

- Colocar los símbolos en el orden establecido.

- Recordar el número de oxidación del metal.

- El número de oxidación del grupo peróxido es -2

- Intercambiar mentalmente los números de oxidación, prescindiendo de la carga.

Simplificar los subíndices en los casos necesarios.

Ejemplos:

- Peróxido de litio

1 + 2-

Li O2 Li2O2

- Peróxido de bario

2 + 2-

Ba O2 Ba2(O2) 2 BaO2

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70

Lectura:

Aplicar las normas establecidas.

Ejemplos:

Ag2O2 Peróxido de plata

Al2O6 Peróxido de aluminio

Peróxidos

Compuesto Nomenclatura

sistemática Nomenclatura Stock

Nomenclatura

tradicional

H2O2 dióxido de dihidrógeno peróxido de hidrógeno agua oxigenada

Li2O2 dióxido de dilitio peróxido de litio peróxido de litio

Na2O2 dióxido de disodio peróxido de sodio peróxido de sodio

K2O2 dióxido de dipotasio peróxido de potasio peróxido de potasio

Rb2O2 dióxido de dirubidio peróxido de rubidio peróxido de rubidio

Cs2O2 dióxido de dicesio peróxido de cesio peróxido de cesio

Fr2O2 dióxido de difrancio peróxido de francio peróxido de francio

BeO2 dióxido de berilio peróxido de berilio (II) peróxido de berilio

MgO2 dióxido de magnesio peróxido de magnesio

(II) peróxido de magnesio

CaO2 dióxido de calcio peróxido de calcio (II) peróxido de calcio

SrO2 dióxido de estroncio peróxido de estroncio

(II) peróxido de estroncio

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71

BaO2 dióxido de bario peróxido de bario (II) peróxido de bario

RaO2 dióxido de radio peróxido de radio (II) peróxido de radio

Cu2O2 dióxido de dicobre peróxido de cobre (I) peróxido cuproso

CuO2 dióxido de cobre peróxido de cobre (II) peróxido cúprico

CdO2 dióxido de cadmio peróxido de cadmio peróxido de cadmio

Fe2O6 dióxido de dihierro peróxido de hierro (III) peróxido de hierro

ZnO2 dióxido de cinc peróxido de cinc peróxido de cinc

Ni2O6 dióxido de diníquel peróxido de níquel (III) peróxido de níquel

Au2O2 dióxido de dioro peróxido de oro (I) peróxido de oro

HgO2 dióxido de mercurio peróxido de

mercurio(II) peróxido de mercurio

2.1.5.1. Superóxidos

Metal + Grupo peróxido → Superóxido

También llamados hiperóxidos, son compuestos binarios que contienen el grupo o anión

superóxido. Aparentemente, el oxígeno tiene valencia -1/2. Generalmente el grupo

superóxido reacciona con los elementos alcalinos y alcalinotérreos.

Se nombran como los peróxidos tan sólo cambiando peróxido por superóxido o

hiperóxido.

Ejemplos:

KO2 superóxido o hiperóxido de potasio

CaO4 ó Ca (O2)2 superóxido de calcio

CdO4 superóxido de cadmio

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2.1.5.2. Ozónidos

Metal + Grupo ozónido → Ozónido

Son compuestos binarios formados por el grupo ozónido, que son 3 oxígenos enlazados

con una valencia total de -1. Los ozónidos se nombran de forma análoga a los peróxidos

con la diferencia que en estos compuestos se utiliza el nombre ozónido en lugar de

peróxido.

Ejemplos:

KO3 ozónido de potasio

RbO3 ozónido de rubidio

CsO3 ozónido de cesio

2.2. HIDRÓXIDOS METALICOS O BASES

Óxido básico + agua → Hidróxido

Compuestos ternarios en los que siempre están presentes el hidrógeno, oxígeno y un metal. Resultan de la combinación de los óxidos básicos con el agua, donde se forman grupos hidróxidos (HO

-1) que se unen al metal con enlace electrovalente.

Los hidróxidos cuando se disuelven en agua se ionizan formando cationes metal e iones

hidroxilo u oxhidrilo. Este proceso de ionización es reversible, es decir que así como se

forma los cationes metal e iones hidroxilo a partir de un hidróxido, inversamente,

también se pueden formar hidróxidos a partir de los cationes e iones ya mencionados.

(Agua)……..

Na(OH) →→→→ Na+1

+ (OH)-1

……..(Agua)

Na+1

+ (OH)-1

→→→→ Na(OH)

Un caso especial lo constituye el hidróxido de amonio. El amoníaco es un gas muy

soluble en agua, su fórmula es NH3. Al disolverse reacciona con el agua formando el

compuesto hidróxido de amonio. Este proceso es reversible.

…..(Agua)

NH3 + H2O →→→→ NH4(OH)

(Agua)…..

NH4(OH) →→→→ NH3 + H2O

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Propiedades de los hidróxidos o bases:

o Son sustancias cáusticas: atacan a tejidos y otros compuestos.

o Tienen sabor amargo.

o Irritan la piel.

o Se disuelven en el agua y conducen la corriente eléctrica.

o Al disolverse en el agua liberan iones hidróxido (OH-).

NaOH Na

1+ + OH

1-

hidróxido de sodio sodio ion hidróxido

o Se neutralizan con los hidrácidos para formar sales binarias y agua.

NaOH + HCl NaCl + H2O

hidróxido cloruro cloruro agua

de sodio de hidrógeno de sodio

hidróxido + hidrácido sal binaria + agua

o Se neutralizan con los oxácidos para formar oxisales y agua.

hidróxido + oxácido oxisal + agua

o Hacen que el rojo de tornasol y el papel indicador universal tomen color azul

(comprobar con una disolución de ceniza de leña en agua que contiene hidróxido

de sodio y potasio).

La reacción entre bases y ácidos, que son sustancias con propiedades contrarias, se

llama neutralización porque sus productos (sales y agua) son neutros.

hidróxido + ácido sal + agua

NOMENCLATURAS:

a.- Nomenclatura IUPAC:

Nomenclatura sistemática: El nombre genérico hidróxido acompañado de mono, dí,

tri. etc., de acuerdo al grado de oxidación del metal y el específico el nombre del metal

precedido por la preposición de.

Ejemplo:

Cu(OH)2 dihidróxido de cobre

Algunos hidróxidos tienen nombres propios como por ejemplo:

NaOH sosa cáustica

KOH potasa cáustica

Ca(OH)2 cal apagada

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Stock: El nombre genérico hidróxido y el específico el nombre del metal precedido por

la preposición de y entre paréntesis la valencia del metal en números romanos.

Ejemplos:

CuOH hidróxido de cobre (I)

Cu(OH)2 hidróxido de cobre (II)

LiOH hidróxido de litio

b.- Nomenclatura Tradicional: El nombre genérico hidróxido y el específico el

nombre del metal precedido por la preposición de o terminado en oso e ico si tiene

valencia variable.

Ejemplos:

CuOH hidróxido cuproso o hidróxido de cobre

Cu(OH)2 hidróxido cúprico

Formulación: Para escribir las fórmulas de los hidróxidos basta acompañar al símbolo

del metal tantos grupos OH como valencia tenga el metal, porque OH funciona como si

fuera un solo átomo (monovalente negativo).

Al3+ + OH

1- Al (OH)3 hidróxido de aluminio

Al2O3 + 3H2O 2Al (OH)3 hidróxido de aluminio

En la fórmula desarrollada encontramos la siguiente distribución de los átomos.

Ni(OH)2

Al(OH)3

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual acero.

AgOH

1 + 1-

Ag (OH)

(1+) + (2-) + (1+) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura.

- Colocar el símbolo del metal y del grupo hidróxido.

- Establecer la valencia del metal o grupo catiónico.

- Intercambiar mentalmente los números de oxidación, prescindiendo de la carga.

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75

Ejemplos:

o Hidróxido de plomo (IV) 4 + 1-

Pb (OH) Pb(OH)4

o Hidróxido de osmio (III) 3 + 1-

Os (OH) Os(OH)3

En general, se escribe tantos gropos “OH” cual sea la valencia del metal

Lectura.

- El subíndice que lleva el grupo hidróxido es el número de oxidación del catión.

- Aplicar las normas conocidas.

- Podemos emplear el nombre lectura

Ejemplo:

PH4OH Hidróxido de fosfonio

Cr(OH)3 Hidróxido de cromo (III)

Hidróxidos

Compuesto Nomenclatura

sistemática Nomenclatura Stock

Nomenclatura

tradicional

LiOH hidróxido de monolitio o

de litio

hidróxido de litio (I) o

hidróxido de litio hidróxido lítico

NaOH hidróxido de monosodio

o de sodio

hidróxido de sodio (I) o

hidróxido de sodio hidróxido sódico

KOH

hidróxido de

monopotasio o de

potasio

hidróxido de potasio (I) o

hidróxido de potasio hidróxido potásico

RbOH

hidróxido de

monorubidio o de

rubidio

hidróxido de rubidio (I) o

hidróxido de rubidio hidróxido rubídicó

CsOH hidróxido de monocesio

o de cesio

hidróxido de cesio (I) o

hidróxido de cesio hidróxido césico

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FrOH

hidróxido de

monofrancio o de

francio

hidróxido de francio (I) o

hidróxido de francio hidróxido fráncico

AgOH hidróxido de monoplata

o de plata

hidróxido de plata (I) o

hidróxido de plata hidróxido plático

NH4OH hidróxido de

monoamonio o de plata

hidróxido de amonio (I) o

hidróxido de amonio hidróxido amónico

Ba(OH)2 dihidróxido de bario hidróxido de bario (II) o

hidróxido de bario hidróxido bárico

Be(OH)2 dihidróxido de berilio hidróxido de berilio (II) o

hidróxido de berilio hidróxido berílico

Cd(OH)2 dihidróxido de cadmio hidróxido de cadmio (II) o

hidróxido de cadmio hidróxido cádmico

Ca(OH)2 dihidróxido de calcio hidróxido de calcio (II) o

hidróxido de calcio hidróxido cálcico

Mg(OH)2 dihidróxido de magnesio hidróxido de magnesio (II) o

hidróxido de bario

hidróxido

magnésico

Sr(OH)2 dihidróxido de estroncio hidróxido de estroncio (II) o

hidróxido de estroncio

hidróxido

estróncico

Ra(OH)2 dihidróxido de radio hidróxido de radio (II) o

hidróxido de radio hidróxido rádico

Zn(OH)2 dihidróxido de zinc hidróxido de zinc (II) o

hidróxido de zinc hidróxido zíncnico

Al(OH)3 trihidróxido de aluminio hidróxido de aluminio (III) o

hidróxido de aluminio

hidróxido

alumínico

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77

Bi(OH)3 trihidróxido de bismuto hidróxido de bismuto (III) o

hidróxido de bismuto

hidróxido

bismútico

B(OH)3 trihidróxido de boro hidróxido de boro (III) o

hidróxido de boro hidróxido bórico

Pd(OH)4 tetrahidróxido de

paladio

hidróxido de paladio (IV) o

hidróxido de paladio hidróxido paládico

Pt(OH)4 tetrahidróxido de platino hidróxido de platino (IV) o

hidróxido de platino hidróxido platínico

Ir(OH)4 tetrahidróxido de iridio hidróxido de iridio (IV) o

hidróxido de iridio hidróxido irídico

Os(OH)4 tetrahidróxido de osmio hidróxido de osmio (IV) o

hidróxido de osmio hidróxido ósmico

Zr(OH)4 tetrahidróxido de

zirconio

hidróxido de zirconio (IV) o

hidróxido de zirconio hidróxido zirconico

CuOH hidróxido de monocobre

o de cobre

hidróxido de cobre (I) o

hidróxido de cobre hidróxido cuproso

Cu(OH)2 dihidróxido de cobre hidróxido de cobre (II) o

hidróxido de cobre hidróxido cúprico

HgOH

hidróxido de

monomercurio o de

mercurio

hidróxido de mercurio (I) o

hidróxido de mercurio

hidróxido

mercurioso

Hg(OH)2 dihidróxido de mercurio hidróxido de mercurio (II) o

hidróxido de mercurio

hidróxido

mercúrico

AuOH hidróxido de monoplata

o de plata

hidróxido de plata (I) o

hidróxido de plata hidróxido auroso

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Au(OH)3 trihidróxido de oro hidróxido de oro (III) o

hidróxido de oro hidróxido áurico

Co(OH)2 dihidróxido de cobalto hidróxido de cobalto (II) o

hidróxido de cobalto

hidróxido

cobaltoso

Co(OH)3 trihidróxido de cobalto hidróxido de cobalto (III) o

hidróxido de cobalto hidróxido cobáltico

Cr(OH)2 dihidróxido de cromo hidróxido de cromo (II) o

hidróxido de cromo hidróxido cromoso

Cr(OH)3 trihidróxido de cromo hidróxido de cromo (III) o

hidróxido de cromo hidróxido crómico

Fe(OH)2 dihidróxido de hierro hidróxido de hierro (II) o

hidróxido de cromo hidróxido ferroso

Cr(OH)3 trihidróxido de hierro hidróxido de hierro (III) o

hidróxido de cromo hidróxido férrico

Mn(OH)2 dihidróxido de

manganeso

hidróxido de manganeso (II)

o hidróxido de manganeso

hidróxido

manganoso

Mn(OH)3 trihidróxido de

manganeso

hidróxido de manganeso (III)

o hidróxido de manganeso

hidróxido

mangánico

Ni(OH)2 dihidróxido de níquel hidróxido de níquel (II) o

hidróxido de níquel

hidróxido

niqueloso

Ni(OH)3 trihidróxido de níquel hidróxido de níquel (III) o

hidróxido de níquel hidróxido niquélico

Pb(OH)2 dihidróxido de plomol hidróxido de plomo (II) o

hidróxido de plomo

hidróxido

plumboso

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Pb(OH)4 tetrahidróxido de plomo hidróxido de plomo (IV) o

hidróxido de plomo

hidróxido

plúmbico

Sn(OH)2 dihidróxido de estaño hidróxido de estaño (II) o

hidróxido de estaño hidróxido estanoso

Sn(OH)4 tetrahidróxido de estaño hidróxido de estaño (IV) o

hidróxido de estaño hidróxido estánico

V(OH)3 trihidróxido de vanadio hidróxido de vanadio (III) o

hidróxido de vanadio

hidróxido

vanadoso

V(OH)5 pentahidróxido de

vanadio

hidróxido de vanadio (V) o

hidróxido de vanadio hidróxido vanádico

2.3. ÁCIDO OXÁCIDOS

Anhídrido + Agua → Ácido oxácido

También llamados oxoácidos y oxiácidos, son compuestos ternarios originados de la

combinación del agua con un anhídrido u óxido ácido y dejan en libertad iones

hidrógeno o hidrogenoides (H)+1

.

La fórmula general para los oxácidos es H+No Metal +O.

Los ácidos oxácidos son compuestos que presentan uniones covalentes, pero cuando se

disuelven en agua ceden fácilmente iones H+1

(protones). Esto se debe a que el agua,

por la naturaleza polar de sus moléculas, tiene tendencia a romper las uniones

covalentes polares de los ácidos, con formación de iones H+1

y del anión ácido

correspondiente. Por ejemplo, el ácido nítrico que se disuelve en agua da lugar a un

anión nitrato y un catión hidrógeno.

(Agua)……….

HNO3 →→→→ NO3-1

+ H+1

La ionización de un oxácido al disolverse en agua es un ejemplo de proceso que se

cumple en ambos sentidos, es decir que, al mismo tiempo que se forman iones a partir

del ácido, este se regenera constantemente por la unión de aniones y cationes. Los

procesos de esta naturaleza se denominan reversibles.

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(Agua)……….

HNO3 →→→→ NO3-1

+ H+1

………. (Agua)

NO3-1

+ H+1

→→→→ HNO3

Estructura de Lewis proceso de ionización reversible

para el hidróxido, ácido nítrico.

Propiedades de los ácidos

Tienen sabor agrio, como el zumo de limón (que también es ácido).

Los ácidos fuertes, producen quemaduras en la piel y en las telas.

Se disuelven en el agua y liberan H+ o protones.

Atacan a los metales y liberan hidrógeno.

Hacen que el azul de tornasol y el papel indicador universal cambien a color

rojo.

Disueltos en el agua conducen la corriente eléctrica.

Formulación: Para la formación de los ácidos oxácidos se escribe primero el símbolo

del hidrógeno y luego los del anión.

NOMENCLATURAS

a.- Nomenclatura Tradicional: El nombre genérico es la palabra ácido y el específico,

el mismo nombre del anhídrido de origen. Ejemplo:

HS2O4 ácido sulfúrico

b.- Nomenclatura IUPAC: Para nombrar los oxácidos se considera una parte negativa

formada por un elemento central no metálico y por el oxigeno; y la parte positiva que

seria el o los hidrógenos.

HNO3 H+

+ NO3-

En el ácido nítrico el grupo negativo o radical ácido es el NO3-

y la parte positiva H+.

Nomenclatura Stock: El nombre genérico se forma escribiendo el vocablo oxo (que

representa el oxigeno) precedido de los respectivos prefijos cuantitativos y el nombre

del radical terminado en ato para todos los casos y entre paréntesis y en números

romanos la valencia del no metal y el específico es la palabra hidrógeno precedido de la

preposición de.

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Ejemplo:

H2S04 tetraoxo sulfato (VI) de hidrógeno.

Nomenclatura sistemática: Los oxácidos se consideran como oxisales de hidrógeno.

El nombre genérico se forma escribiendo el vocablo oxo (que representa el oxigeno) y el

del radical terminado en ato; para todos los casos acompañados de los respectivos

prefijos cuantitativos. Nombre específico, la palabra hidrógeno precedido de la

preposición de, con sus prefijos cuantitativos respectivos. Ejemplos:

HNO3 trioxonitrato de hidrógeno

H2C03 trioxocarbonato de dihidrógeno

También se los puede designar poniendo al nombre genérico la palabra ácido y el es-

pecífico el vocablo oxo (oxigeno) precedido de los respectivos prefijos cuantitativos y el

nombre del radical terminado en ico; y entre paréntesis y en números romanos la

valencia del no metal.

H2S03 Ácido trioxosulfúrico (IV)

H2S04 Ácido tretraxosulfúrico (VI)

Dependiendo del número de moléculas de agua al que se unen los ácidos oxácidos

pueden ser oxácidos meta, piro y orto.

Oxácidos meta: Son aquellos que resultan de la unión de una molécula de agua al

anhídrido.

Los oxácidos meta al unirse a un elemento centrar de valencia impar (1, 3, 5, 7) presen-

tan un solo protón. Pero si el elemento central tiene valencia par (2, 4, 6) muestra 2

protones (H+). Ejemplos:

Cl2O3 + H2O 2HClO2

SO3 + H2O H2SO4

Oxácidos piro: Son aquellos que resultan de la unión de dos moléculas de agua a un

óxido ácido de valencia 3 y 5 (P, As, Sb), presentan 4 protones en su molécula.

Ejemplo:

Sb2O3 + 2H2O H4Sb2O5

Sb2O5 + 2H2O H4Sb2O7

Oxácidos orto: Son aquellos que resultan cuando al anhídrido se unen tres moléculas

de agua. Se forman igual que en el caso anterior. Ejemplo:

As2O3 + 3H2O 2H3AsO3

As2O5 + 3H2O 2H3AsO4

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2.3.1. OXÁCIDOS SIMPLES

Son aquellos que resultan de la combinación de un óxido con una sola molécula de

agua. Ejemplo.

SO3 + H2O = H2SO4

Formulación:

Se escribirá siempre en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego los del anión.

La fórmula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos:

HClO3

H2SeO4

En fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

H Br O4

1 + 7 + 8-

H Br O4

(1+) + (7+) + 4(2-) = 0

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura:

Para formular una sustancia tengamos presente lo siguiente:

- El nombre del átomo central indica la naturaleza del óxido del cual proviene.

Recordamos el número de oxidación, formamos el óxido, realizamos la reacción

con una molécula de agua.

- Simplificamos los subíndices si es necesario y da lugar.

Ácido brómico

Directamente: HBrO3

Análisis brómico

El bromo pertenece al grupo VII, tiene los números de oxidación 1+, 3+, 5+, 7+. La

sistematización para los sufijos y prefijos es:

1+ Hipo……oso

3+ …………oso

5+ …………ico

7+ Per...........ico

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Por lo tanto el número de oxidación para el bromo en este compuesto es de 5+ todo el

proceso anterior se realiza mentalmente

Oxido que forma Br2O5

Reacción Br2O5 + H2O = H2Br2O6 = HBrO3

Fórmula de la sustancia propuesta HBrO3

Escritura de una fórmula con nombres sistemáticos:

- Escribir la fórmula general.

- Establecer el número de cargas para cada átomo.

- La carga propuesta para el hidrógeno será su subíndice

Ejemplo:

Ácido tetraoxobrómico (VII)

HBrO4 x 7 + 8- x 7 + 8

-

H Br 04 H Br O4 HBrO4

Lectura:

Lectura de una fórmula con nombre sistemático

Aplicar las normas establecidas.

Ejemplo:

H2TeO4 Ácido tetraoxotelúrico (VI)

Ácido telúrico (VI)

Tetraoxotelúrico (VI) de hidrógeno

Telurato (VI) de hidrógeno

Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido

- Establecer el número de oxidación del átomo central.

- Establecer los prefijos y sufijos de acuerdo ala sistematización del número de

oxidación. Esto realizamos mentalmente.

Ejemplo:

HIO3 1 + 5 + 6-

H I O3

Análisis mental

Número de oxidación del Iodo 5+

1+ Hipo……oso

3+ …………oso

5+ …………ico

Nombre de la fórmula propuesta. Ácido yódico

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En base a la organización de los óxidos ácidos (anhídridos) por grupos de la

clasificación periódica de los elementos tendremos un modelo de formación.

Grupo VII: Cl, Br, I.

Cl2O + H2O = H2Cl2O2 = HClO Ácido hipocloroso

Cl2O3 + H2O = H2Cl2O4 = HClO2 Ácido cloroso

Cl2O5 + H2O = H2Cl2O6 = HClO3 Ácido clórico

Cl2O7 + H2O = H2Cl2O8 = HClO4 Ácido perclórico

Compuesto Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

tradicional

HClO ácido monoxoclórico(I) monoxoclorato (I) de

hidrógeno ácido hipocloroso

HClO2 ácido dioxoclórico(III) dioxoclorato (III) de

hidrógeno ácido cloroso

HClO3 ácido trioxoclórico(V) trioxoclorato (V) de

hidrógeno ácido clóriso

HClO4 ácido tetraoxoclórico

(VII)

tretraoxoclorato (VII) de

hidrógeno ácido perclórico

HBrO ácido

monoxobrómico(I)

monoxobromato (I) de

hidrógeno ácido hipobromoso

HBrO2 ácido dioxobrómico

(III)

dioxobromato (III) de

hidrógeno ácido bromoso

HBrO3 ácido trioxobrómico

(V)

trioxobromato (V) de

hidrógeno ácido brómico

HBrO4 ácido tetraoxobrómico

(VII)

tretraoxobromato (VII) de

hidrógeno ácido perbrómico

HIO ácido monoxoyódico(I) monoxoyodato (I) de

hidrógeno ácido hipoyodoso

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HIO2 ácido dioxoyódico (III) dioxoyodato (III) de

hidrógeno ácido yodoso

HIO3 ácido trioxoyódico (V) trioxoyodato (V) de

hidrógeno ácido yódico

HIO4 ácido tetraoxoyódico

(VII)

tretraoxoyodato (VII) de

hidrógeno ácido periódico

Grupo VI: S, Se, Te.

SO + H2O = H2SO2 Ácido hiposulfuroso

SO2 + H2O = H2SO3 Ácido sulfuroso

SO3 + H2O = H2SO4 Ácido sulfúrico

Compuesto Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

tradicional

H2SO2 ácido dioxosulfúrico

(II)

dioxosulfato (II) de

hidrógeno ácido hiposulfuroso

H2SO3 ácido trioxosulfúrico

(IV)

trioxosulfato (IV) de

hidrógeno ácido sulfuroso

H2SO4 ácido tetraoxosulfúrico

(VI)

tetraoxosulfato (VI) de

hidrógeno ácido sulfúrico

H2SeO2 ácido dioxoselénico

(II)

dioxoseleniato (II) de

hidrógeno ácido hiposelenioso

H2SeO3 ácido trioxoselénico

(IV)

trioxoseleniato (IV) de

hidrógeno ácido selenioso

H2SeO4 ácido tetraoxoselénico

(VI)

tetraoxoseleniato (VI) de

hidrógeno ácido selénico

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H2TeO2 ácido dioxotelúrico(II) dioxotelurinato (II) de

hidrógeno ácido hipotelurinoso

H2TeO3 ácido trioxotelúrico

(IV)

trioxotelurinato (IV) de

hidrógeno ácido telurinoso

H2TeO4 ácido tetraoxotelúrico

(VI)

tetraoxotelurinato (VI) de

hidrógeno ácido telúrico

Grupo V: N, P, As, Sb.

N2O + H2O = H2N2O2 Ácido hiponitroso

N2O3 + H2O = H2N2O4 = HNO2 Ácido nitroso

N2O5 + H2O = H2N2O6 = HNO3 Ácido nítrico

Compuesto Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

tradicional

H2N2O2 ácido monoxonítrico(I) monoxonitrato (I) de

hidrógeno ácido hiponitroso

HNO2 ácido dioxonítrico (III) dioxonitrato (III) de

hidrógeno ácido nitroso

HNO3 ácido trioxonítrico (V) trioxonitrato (V) de

hidrógeno ácido nítrico

H2P2O2 ácido

monoxofosfórico(I)

monoxofosforato (I) de

hidrógeno ácido hipofosforoso

HPO2 ácido dioxofosfórico

(III)

dioxofosforato (III) de

hidrógeno ácido fosforoso

HPO3 ácido trioxofosfórico

(V)

trioxofosforato (V) de

hidrógeno ácido fosfórico

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H2As2O2 ácido

monoxoarsénico(I)

monoxoarseniato (I) de

hidrógeno ácido hipoarsenioso

HAsO2 ácido dioxoarsénico

(III)

dioxoarseniato (III) de

hidrógeno ácido arsenioso

HAsO3 ácido trioxoarsénico (V) trioxoarseniato (V) de

hidrógeno ácido arsénico

H2Sb2O2 ácido

monoxoantimónico(I)

monoxoantimoniato (I) de

hidrógeno

ácido

hipoantimonioso

HSbO2 ácido dioxoantimónico

(III)

dioxoantimoniato (III) de

hidrógeno ácido antimonioso

HSbO3 ácido trioxoantimónico

(V)

trioxoantimoniato (V) de

hidrógeno ácido antimónico

Grupo IV: C, Si, Ge.

CO2 + H2O = H2CO3 Ácido carbónico

Compuesto Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

tradicional

H2CO3 ácido trioxocarbónico

(IV)

trioxocarbonato (IV) de

hidrógeno ácido carbónico

H2SiO3 ácido trioxocilicico

(IV)

trioxociliciato (IV) de

hidrógeno ácido cilícico

H2GeO3 ácido dioxogermánico

(IV)

dioxogermaniato (II) de

hidrógeno ácido germánico

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2.3.2. OXÁCIDOS POLIHIDRATADOS

Son oxácidos que resultan de la reacción del óxido ácido (anhídrido) con mas de una

molécula de agua algunos de estos ácidos no tienen una existencia probada.

En los no metales encontramos estos ácidos con el fósforo, arsénico, teluro.

NOMENCLATURAS

a.- Nomenclatura Tradicional

El interés por conocer el mecanismo de formación de un nombre tradicional nos lleva al

análisis de este sistema de nomenclatura. El nombre genérico es la palabra ácido y el

específico, el nombre del anhídrido del cual proviene con el prefijo respectivo así:

meta.…. (1 molécula de agua)

piro.….. (2 moléculas de agua)

orto.….. (3 moléculas de agua) este prefijo se puede omitir

Ejemplo:

CO2 + 2H2O = H4CO4 Ácido ortocarbónico

2SO3 + H2O = H2S2O7 Ácido pirosulfúrico

P2O3 + 2H2O = H4P2O5 Ácido pirofosforoso

P2O + H2O = HPO Ácido metahipofosforosoç

b.- Nomenclatura IUPAC

Nomenclatura sistemática:

- nombre del anión

- de

- hidrógeno

Nomenclatura sistemática funcional:

- ácido

- nombre del anión

En los dos sistemas empleamos las normas indicadas en el estudio de los oxácidos

simples. Cuando se repite el átomo central se utilizará el prefijo de cantidad adecuado

En algunos casos se puede omitir la notación del oxigeno y utilizar un prefijo de

cantidad para el número de hidrógenos. Siempre que el nombre sistemático funcional

permita escribir con facilidad la fórmula, se puede omitir la notación del oxígeno.

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Ejemplos:

H4CO4 Ácido tetraoxocarbónico

Tetraoxocarbonato de hidrógeno

Carbonato de tetrahidrógeno

H2S2O7 Ácido heptaoxodisulfúrico (VI)

Heptraoxodisulfato de hidrógeno

Disulfato (VI) de hidrógeno

H2S2O5 Ácido pentaoxodisulfúrico (IV)

Pentaoxodisulfato (IV) de hidrógeno

Disulfato (IV) de hidrógeno

H4PdO4 Ácido tetraoxopaládico

Tetraoxopaladato (IV) de hidrógeno

Paladato (IV) de tetrahidrógeno

H3FeO3 Ácido trioxoférrico (III)

Trioxoferrato (III) de hidrógeno

Ferrato (III) de trihidrógeno

Formulación:

Escribir en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego los del anión.

La fórmula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos:

H3BO3

H2S2O5

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

H4As2O7

4+ 10+ 14-

H4 As2 O7

4(1+) + 2(5+) + 7(2-) = 0

Nota: Es oportuno y necesario indicar las estructuras reales de los oxácidos del fósforo

y como cierta generalización para el arsénico y antimonio.

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Téngase como premisa el siguiente criterio:

“En las moléculas de los oxácidos del fósforo, arsénico y antimonio, el número de

átomos del hidrógeno sustituibles por átomos de metales o grupo de átomos con número

de oxidación positivo es igual al número de átomos de oxigeno que poseen dichas

moléculas menos uno.”

Para no confundir el carácter de lo hidrógenos no sustituibles se les coloca entre el

átomo central y el oxígeno.

Por lo tanto.

a.- Cada fósforo monovalente retiene dos hidrógenos, presentando un solo hidrógeno

ionizante. Por ejemplo la estructura desarrollada de ácido hipofosforoso:

HPH2O2

b.- Cada fósforo trivalente retiene un hidrógeno, presentando dos hidrógenos ionizables.

Ejemplo:

Ácido fosforoso H2PHO3

c.- Cada fósforo pentavalente tiene todos sus hidrógenos sustituibles.

Ejemplo:

Ácido fosfórico H3PO4

El nombre sistemático de estos ácidos, con estructuras que tienen hidrógenos no

sustituibles, es confuso y muy poco utilizable. Se recomienda mantener los nombres

tradicionales.

Escritura y lectura de una fórmula

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Escritura:

Escritura de una fórmula con nombre sistemático.

- Escribir los símbolos de la fórmula.

- Establecer el número de cargas para cada átomo.

- Deducir el subíndice del hidrógeno o del oxígeno. Ejemplo:

Ácido heptaoxodifosfórico (V)

HP2O7 x 10 + 14- 4 + 10 + 14

-

H P2 O7 H4 P2 O7 H4P2O7

Escritura de la fórmula con nombre tradicional

Ácido piroselénico

Analizar el nombre del anión

Determinar al óxido y luego hacer la reacción con agua

Nombre del anión piroselénico

Piro: 2 óxidos + 1H2O

Selénico: óxido selénico, donde el selenio está con numero de oxidación 6+

Reacción: 2SeO3 + 1 H2O = H2Se2O7 Fórmula de la sustancia propuesta.

Lectura:

Lectura de una fórmula con nombre sistemático

- Averiguar el número de oxidación del átomo central

- Aplicar las normas conocidas.

H4PbO4 4+ 4+ 8-

H4 Pb O4

Tetraoxoplumbato (IV) de hidrógeno

Plumbato (IV) de tetrahidrógeno

Ácido tetraoxoplúmbico(IV)

Ácido Plúmbico (IV)

2.3.3. OXÁCIDOS DE METALES Algunos metales al funcionar con números de oxidación 4+, 5+, 6+, 7+ y a veces 3+,

forman oxácidos.

Muchos de estos ácidos son desconocidos en estado libre, se hallan frecuentemente en

forma de sales La nomenclatura de estas sustancias es puramente didáctica

Muy pocos nombres tradicionales son admitidos por la IUPAC, por ello es

recomendable utilizar sus nombres sistemáticos.

La formación teórica de estos oxácidos seguirá los mecanismos indicados

anteriormente.

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2Cr + 1 H2O = H2Cr2O7 Ácido dicrómico

V2O5 + 3 H2O = H6V2O8 = H3VO4 Ácido dicrómico

NOMENCLATURA

a.- Nomenclatura IUPAC. Las normas para el nombre de estas sustancias son las mismas indicadas anteriormente Ejemplo:

HCrO2 Ácido dioxocrómico (III)

Dioxocromato (III) de hidrógeno

Cromato (III) de hidrógeno.

b.- Nomenclatura Tradicional

los nombres tradicionales no son aconsejables, llevan a mucha confusión y no facilitan

la escritura de la fórmula.

Los criterios que se utilizan para estos nombres son los indicados en los oxácidos

polihidratados.

Formulación

Se escribe en primer lugar el símbolo del hidrógeno y luego los del anión.

En la fórmula desarrollada los átomos tienen la siguiente distribución:

H3CrO3

H2CrO4

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

H3 Fe O3

3+ 3+ 6-

H3 Fe O3

3(1+) + (3+) + 3(2-) = 0

Ejemplos:

H3CrO3 Ácido trioxocrómico (III) o Trioxocromato (III) de hidrógeno

H4GeO4 Ácido tetraoxogermánico (IV) o Tetraoxogermanato (IV) de hidrógeno

H2SnO3 Ácido trioxoestánnico (IV) o Estannato (IV) de dihidrógeno

H2FeO4 Ácido tetraoxoférrico (VI) o Ferrato (VI) de dihidrógeno

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H2PtO3 Ácido trioxoplatínico (IV) o Platinato (IV) de dihidrógeno

H3U2O7 Ácido heptaoxodiuránico (VI) o Heptaoxodiuranato (VI) de hidrógeno

H2PbO3 Ácido trioxoplúmbico (IV) o Trioxoplumbato (IV) de hidrógeno

H2MoO4 Ácido tetraoxomolíbdico (VI) o Molibdato (VI) de hidrógeno

2.3.4. TIOÁCIDOS, SELENOÁCIDOS Y TELUROÁCIDOS

Son aquellos oxácidos que resultan de la sustitución de uno o varios oxígenos del ácido

por átomos de azufre, selenio o teluro. Como el número de oxidación del oxígeno es 2-

lo mismo del azufre, selenio y teluro; el remplazo se realiza átomo por átomo

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradicional admitida: La IUPAC admite los nombres tradicionales de

un grupo de ácidos que fueron indicados anteriormente

El nombre formado de la siguiente manera:

- ácido

- nombre del ácido del cual proviene con el prefijo tio por un azufre, seleno por un

selenio, teluro por un teluro.

En una polisustitución se empleará un prefijo de cantidad adecuado al número de

átomos sustituidos. Ejemplos:

Ácido de origen Ácido formado

H3PO4 Ácido fosfórico H3PO3Se Ácido selenofosfórico

HClO3 Ácido perclórico HClO3S Ácido tioperclórico

H2CO3 Ácido carbónico H2CO2Te Ácido telurocarbónico

Nomenclatura Sistemática

El nombre sistemático se forma

- nombre del anión

- de

- hidrógeno

El nombre sistemático funciona

- ácido

- nombre del anión

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En el anión tengamos presente las siguientes normas

- Nombrar el ligado oxígeno oxo luego el otro ligado, si es azufre tio, para el

selenio seleno y para el teluro, teluro.

- En una polisustitución se utilizará el prefijo de cantidad adecuado al número de

átomos sustituidos.

- Nombre del átomo central con el sufijo ato para todos los casos. En el nombre

sistemático funcional cambiar ato por ico. Si es necesario se acompañará la

notación del número de oxidación.

- No se deja espacios ni se escribe guiones. Ejemplos:

H2S2O2 Dioxotiosulfato (IV) de hidrógeno o Ácido dioxotiosulfúrico (IV)

H3PO3S Trioxotiofosfato (V) de hidrógeno o Ácido trioxotiofosfórico (V)

H2COTe2 Oxoditelurocarbonato de hidrógeno o Ácido oxoditelurocarbónico

HClOSe2 Oxodiselenoclorato (V) de hidrógeno o Ácido oxodiselenoclórico (V)

b.- Nomenclatura tradicional

Es preferible utilizar el nombre sistemático o el tradicional admitido. Los nombres

tradicionales se forman de idéntica manera a lo manifestado en el sistema tradicional

admitido. Se utiliza el prefijo sulfo cuando el oxígeno es totalmente sustituido.

Ejemplo:

H2CS2 Ácido sulfocarbónico

HBrO2Se Ácido selenibrómico

HClOSe2 Ácido diseleniclórico

H2TeO3S Ácidotiotelúrico

Formulación

Escribir primero el símbolo del hidrógeno, luego el del átomo central, el del oxígeno y

al final el símbolo del sustituyente.

La fórmula desarrollada presenta la siguiente distribución de los átomos.

HClO2S

H2CS3

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Tioácidos

Compuesto Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

tradicional

H2S2O3 ácido trioxotiosulfúrico

(VI)

trioxotiosulfato (VI) de

hidrógeno ácido tiosulfúrico

HNSO2 ácido dioxotionítrico (V) dioxotionitrato (V) de

hidrógeno ácido tionítrico

H3PS2O2 ácido

dioxoditiofosfórico (V)

dioxoditiofosfato (V) de

hidrógeno ácido ditiofosfórico

Las tiosales se nombran de forma análoga a las oxisales.

Compuesto Nomenclatura sistemática y stock Nomenclatura tradicional

FeS2O3 trioxotiosulfato (VI) de hierro (II) tiosulfato ferroso

Al2(HPS4)3 hidrógenotetratiofosfato (V) de aluminio hidrógenotiofosfato de aluminio

Na3PS3O oxotritiofosfato (V) de sodio tritiofosfato de sodio

2.3.5. PEROXOÁCIDOS

Son aquellos oxoácidos que han sustituido un oxígeno por un grupo peroxo O2-

. Su

fórmula no se simplifica.

En la nomenclatura tradicional (la más frecuente) se añade peroxo-, y en las restantes se

indica con -peroxo- el oxígeno sustituido. Si a la hora de formular pudiera haber

confusión con otro oxoácido, se indica el grupo peroxo entre paréntesis.

Se indica algunos procedimientos para la formación de estas sustancias, a veces

confusos.

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96

Un procedimiento simple que facilita la formulación y estructura es considerar que

resultan de remplazar un oxígeno del ácido por el grupo peroxo. Simplemente, para

obtener un mono peróxido, aumentamos un oxigeno al ácido normal.

Ejemplos:

H2SO4 H2SO3(O2) H2SO5

H3PO4 H3PO3(O2) H3PO5

H2S2O7 H2S2O6(O2) H2S2O8

Se establece la existencia de dos tipos de peroxoácidos

a.- Peroxomonoácidos que contiene el grupo -O-O-H

b.- Peroxodiácidos que contienen el grupo -O-O-

Ejemplo:

Ácido peroxonítico HNO4

Ácido peroxodisulfúrico H2S2O8

En ausencia de otros datos, las estructuras de los demás peroxoácidos pueden

considerarse análogas.

Nomenclaturas

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura tradicional admitida.

Este sistema utilizaremos para los ácidos con nombres tradicionales admitidos por la

IUPA.

- ácido

- nombre del ácido normal con el prefijo peroxo

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Ejemplo:

HClO5 Ácido peroxoperclórico

HNO4 Ácido peroxonítrico

HClO2(O2) Ácido peroxoclórico

Nomenclatura sistemática

- nombre del anión

- de

- hidrógeno

El nombre del anión se forma con las normas conocidas, añadiendo luego de oxo la

palabra peroxo.

Ejemplo:

HNO4 Dioxoperoxonitrato (V) de hidrógeno

H3PO5 Trioxoperoxofosfato (V) de hidrógeno

HClO5 Trioxoperoxoclorato (VII) de hidrógeno

Nomenclatura sistemática funcional.

- ácido

- nombre del anión

El nombre del anión se estructura de la manera conocida, añadiendo la palabra peroxo

luego de oxo. Ejemplo:

HNO4 Ácido dioxoperoxonítrico (V)

HIO5 Ácido trioxoperoxoyódico (VII)

H2MnO5 Ácido trioxoperoxomangánico (VI)

En los nombres sistemáticos hay que tener presente que en la formulación del

peroxoácido existe el grupo peroxo.

b.- Nomenclatura Tradicional

- ácido

- nombre del ácido normal con el prefijo per

Este sistema no es recomendado. El uso del prefijo per queda restringido a los

compuestos cuyo átomo central presenta un elevado estado de oxidación, por ejemplo

ion perclorato, ion permanganato, etc.

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Formulación

Escribir en primer lugar el símbolo del hidrógeno, luego el del átomo central y al final

el del oxigeno que incluye al grupo peroxo.

Obtenido la fórmula no se simplifica

Cuando existen casos de isomería o sea que la fórmula del peroxoácido es semejante a

un ácido normal, se indicará el grupo peroxo entre paréntesis.

HNO3 HNO(O2)

Ácido nitroso Ácido peroxonitroso

HClO2 HClO(O2)

Ácido cloroso Ácido peroxocloroso

Escritura y lectura de una fórmula.

Escritura

Escritura de una fórmula como nombre tradicional admitido

- Establecer el ácido de origen.

- Reemplazar un oxígeno por el sustituyente peroxo.

- El ácido de origen puede deducirse directamente o mediante el procedimiento

expuesto en su debida oportunidad.

Escritura de una fórmula con nombre sistemático

- Escribir la fórmula con los subíndices indicados.

- Establecer el número de cargas para cada átomo.

- Deducir el subíndice del hidrógeno o del oxigeno, de acuerdo al caso.

- Escribir el grupo peroxo separadamente y luego, de ser posible, añadir al total de

oxígenos.

Lectura

Lectura de una fórmula con nombre sistemático.

- Determinar el número de oxidación del átomo central.

- Si el grupo peroxo está condensado con el oxígeno simple, separar el grupo

mediante un paréntesis.

- Aplicar las normas conocidas.

Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido

- Si el grupo peroxo está condensado, separar mediante un paréntesis

- Deducir el ácido de origen.

- Establecer el nombre de la fórmula propuesta en base a las normas establecidas.

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Peroxoácidos

Compuesto Nomenclatura

sistemática

Nomenclatura

Stock

Nomenclatura

tradicional

H2SO5

ácido

trioxoperoxosulfúrico

(VI)

trioxoperoxosulfato (VI)

de hidrógeno

ácido

peroxosulfúrico

HOONO ó

HNO (O2)

ácido

monoxoperoxonítrico

(V)

monoxoperoxonitrato (V)

de hidrógeno

ácido

peroxonítrico

H3BO4 ácido dioxoperoxobórico

(III)

dioxoperoxoborato (III) de

hidrógeno ácido peroxobórico

Las peroxisales se nombran de forma análoga a las oxisales.

Compuesto Nomenclatura sistemática y Stock Nomenclatura tradicional

K2S2O8 hexaoxoperoxodisulfato (VI) de potasio peroxodisulfato de potasio

Ba[NO (O2)]2 oxoperoxonitrato (III) de bario peroxonitrito de bario o bárico

CaSO5 trioxoperoxosulfato (VI) de calcio peroxosulfato de calcio

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2.4. SALES

Experimentalmente pueden obtenerse por varios métodos.

Pueden formarse de la neutralización de un ácido por un hidróxido.

HCl + NaOH = NaCl + H2O

H3PO4 + 3KOH = K3PO4 + 3H2O

En general, una sal resulta de reemplazar total o parcialmente los hidrógenos ionizables

de un ácido, por metales o grupos de átomos con número de oxidación positivo.

Las sales derivan de los ácidos hidrácido o de los oxoácidos.

Las sales se clasifican en:

1.- Sales neutras.

2.- Sales ácidas.

3.- Sales básicas.

4.- Sales dobles.

2.4.1. SALES NEUTRAS.

Proceden de la neutralización total de un ácido por un hidróxido. Todos los hidrógenos

ionizables son reemplazados por metales o radicales catiónicos.

3H2SO4 + 2 Al(OH) 3 = Al2 (SO4)3 + 6 H2O

2.4.1.1. Sales de oxoácidos simples

Se forman en base a los oxoácidos simples, caracterizados por ser el resultado de la

reacción de un solo óxido ácido (anhídrido) con una molécula de agua.

En general, la fórmula de un oxoácido está formada por dos partes:

- Los átomos de hidrógeno sustituibles.

- Un radical aniónico formado por lo que queda de quitar el o los hidrógenos. El

número de oxidación del anión será igual al número de hidrógenos sustituibles.

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Ejemplos:

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradicional admitida.

Este sistema es válido para los aniones con nombres tradicionales facultados por la

IUPAC.

El nombre se nombra de la siguiente manera:

- Nombre del ácido del cual proviene, cambiando la terminación oso por ito e ico

por ato.

- de

- nombre del metal o radical catiónico.

El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación

se utilizará la notación Stock.

Ejemplos:

FeCO3 Carbonato de hierro (II)

Fe2(CO3) 3 Carbonato de hierro (III)

Na2SO4 Sulfato de sodio

KClO Hpioclorito de potasio

Nomenclatura sistemática.

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical catiónico.

El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación

se utiliza la notación Stokc.

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El nombre del anión se forma con las normas establecidas. Si el átomo central se repite

se utiliza un prefijo de cantidad adecuado.

Ejemplos:

K2SiO3 Trioxosilicato de potasio

Mn2 (SO4)3 Tetraoxosulfato (VI) de magnesio (III)

NH4IO2 Dioxoyodato (III) de amonio

NaIO4 Tetraoxoyodato (VII) de sodio

Podemos prescindir de la notación del oxigeno cuando el nombre no lleve a confusiones

y se pueda escribir fácilmente la fórmula. Podemos emplear prefijos de cantidad para el

número de átomos del catión.

Ejemplos:

K2SiO3 Silicato de potasio

NH4IO2 Yodato (III) de amonio

NaIO4 Yodato (VII) de sodio

Ca(ClO)2 Clorato (I) de calcio

b. Nomenclatura tradicional

No se permite este sistema por las razones conocidas. En su lugar utilicemos el sistema

tradicional admitido o el nombre sistemático simplificado.

Ejemplos:

FeCO3 Carbonato ferroso

Fe2(CO3) 3 Carbonato férrico

Formulación

Se escribirá primeramente el símbolo del metal o los del grupo catiónico y luego los

símbolos de anión.

En la fórmula. La suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

2+ 5+ 6-2-

Ba (ClO3)2

1(2+) + 2((5+) + (3(2-)) ═ 0

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Estructuralmente, los átomos tienen la siguiente distribución.

CaCO3

Pb (SO3) 2

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura

Escritura de una fórmula con nombre sistemático.

- Se puede escribir directamente

- En algunos casos será necesario deducir el número de oxigenos o del catión.

- A veces se establece la fórmula del anión y se intercambia los números de

oxidación con los del metal o grupo catiónico.

Ejemplos:

- Tetraoxosulfato (VI) de potasio

Directamente K2SO4

- Trioxotelurato (IV) de manganeso (III)

Anión trioxotelurato (IV): TeO32-

Intercambiamos números de oxidación

3+ 2-

Mn TeO3 Mn2 (TeO3)3

- Bromato (III) de estaño (IV)

Anión bromato (III) BrO21-

Intercambiamos números de oxidación:

4+ 1-

Sn BrO2 Sn (BrO2)4

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104

Escritura de una fórmula con nombre tradicional admitido. Directamente, intercambiando en la mente los números de oxidación del anión y del

catión.

Ejemplos:

- Nitrito de sodio NaNO2

- Silicato de bismuto Bi2 ( SiO3)3

Deducir al anión en base al ácido de origen.

Intercambiar los números de oxidación prescindiendo de la carga.

Si ambos subíndices son divisibles, simplificar.

Ejemplos:

- Carbonato de níquel (II)

Acido de origen carbónico

Anión carbonato CO3 2-

Intercambio de números de oxidación.

2+ 2-

Ni CO3 Ni2 (CO3) 2 NiCO3

Fórmula de la sustancia propuesta NiCO3

- Bromito de bismuto Acido de origen bromoso Anión bromito BrO21-

Intercambio de números de oxidación:

3+ 1-

Bi BrO2 Bi(BrO2)3

Una alternativa es realizar la reacción entre el acido respectivo y el hidrogeno.

Ejemplo:

- Nitrato de aluminio

3 HNO3 + Al (NO3) 3 + 3 H2O

Lectura:

Lectura de una fórmula con nombre sistemático.

- Averiguar los números de oxidación de los átomos.

- Aplicar las normas conocidas.

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Ejemplos:

- AglO3

1+ 5+ 6-

Ag l O3

Trioxoyodato (V) de plata

Yodato (V) de plata

- Cr2(SeO4) 3 3+ 2- 3+ 6+ 8- 2-

Cr (SeO4) Cr (SeO4)

Tetraoxoseleniato (VI) de cromo (III)

Seleniato (VI) de cromo (III)

Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido.

- Reconociendo el número de oxidación del catión y estableciendo el nombre del

anión podemos nombrar una sal directamente.

Na2SO4 Sulfato de sodio

Na4NO2 Nitrito de amonio

Un procedimiento sencillo es establecer el número de oxidación del átomo central, con

el utilizar el sufijo adecuado y en los casos requeridos el prefijo respectivo.

Ejemplos:

CuClO3

1+ 5+ 6-

Cu Cl O3

Número de oxidación del cloro 5+

Criterio: 1+ Hipo…. oso

3+…..…….oso

5+…..…….ico

7+ Per….…ico

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106

En las sales el sufijo ICO cambia a ATO por lo tanto:

CuClO3 Clorato de cobre (I)

- También podemos deducir el nombre son los siguientes datos:

En base al anión, estructurar al ácido de origen

Conocer el número de oxidación del catión

Determinar el nombre del ácido y con el para el anión.

Aplicar las normas conocidas.

Ejemplos:

Co3 (PO4) 2 2+ 3-

Co PO4

Anión: PO43-

Acido: H3PO4

Nombre del ácido: fosfórico u ortofosfórico

Nombre del anión: fosfato u ortofosfato

Nombre de la fórmula propuesta: Fosfato de cobalto (II)

2.4.1.2. Sales de oxácidos polihidratados

Son compuestos que se obtienen sustituir todos los átomos de hidrogeno reemplazables

de las moléculas de los ácidos por átomos de metales o grupos cationicos.

H2S2O7 2 Na Na2S2O7

Es importante que el lector aprenda las características y estructura de los ácidos. El

conocimiento complejo del uso de los prefijos Meta, piro y orto facilitará la lectura y

escritura de la fórmula de una sal.

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradicional admitida

La existencia de algunos aniones con nombres tradicionales admitidos por la IUPAC

nos lleva a emplear la siguiente sistematización:

- Nombre del ácido del cual proviene, cambiando la terminación OSO por

ITO e ICO por ATO.

- de

- Nombre del metal o radical cationico.

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107

El nombre del metal sin ninguna variación. Cuando el metal presenta varios estados de

oxidación se empleará la notación Stock.

Ejemplos:

Na3BO3 Borato de sodio

Ca2SiO4 Ortosilicato de calcio

Al2TeO6 Ortotelurato de aluminio

Bi(PH2O2)3 Hipofosfito de bismuto

Nomenclatura sistemática

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical cationico

El nombre del anión se formara de acuerdo a los criterios conocidos. Si se repite el

átomo central se empleará el prefijo de cantidad adecuado y siempre con la terminación

ATO.

El las sales del fósforo, arsénico y antimonio que tienen hidrógenos no sustituibles se

obtienen nombres sistemáticos poco manejables y confusos. Como es un caso que no

está solucionado por la IUPAC pueden darse nombres tradicionales.

Ejemplos:

(NH4) 2 PHO3 Fosfito de amonio

CO2 CO 4 Tetraoxocarbonato de cobalto (II)

K2S2O5 Pentaoxodisulfato (IV) de potasio

Cu4V2O7 Heptaoxodivanadato (V) de cobre (I)

Podemos prescindir de la notación del oxigeno para tener nombres sistemáticos

simplificados. Esta sistematización es más aconsejada

CO2 CO 4 Carbonato de dicobalto

K2S2O5 Disulfato (IV) de dipotasio

En algunos casos se puede utilizar un prefijo de cantidad para el metal y un prefijo

multiplicativo para el anión. Este criterio es útil para compuestos de estructura

complicada.

Ejemplo:

Bi5S(IO6)3 Ortoperyodato de bismuto

Hexaoxoyodato (VII) de bismuto

Tris (hexaoxoyodato) (VII) de pentabismuto

b.- Nomenclatura tradicional

Pocos nombres tradicionales son facultados por el IUPAC y por las razones que son de

conocimiento, esta nomenclatura no se permite.

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Ejemplos:

Cu2S2O5 Pirosulfito cuproso

Li2SiO3 Metasilicato de litio

Formulación.

En primer lugar ira el símbolo del metal o radical catiónico. Es una norma tradicional.

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

4+ 10+ 14-

Pb P2 O7

1(4+) + 2(5+) + 7(2-) = O

En la fórmula los átomos tienen la siguiente distribución.

Ca2O5

Escritura y lectura de una fórmula.

Escritura:

Aplicando los mecanismos que hemos venido utilizando tenemos:

- Tetraoxosilicato de bismuto

Anión tetraoxosilicato

(4+ 8- ) 4-

SiO4 (Si O4 )

Intercambio de los números de oxidación

3+ 4-

Bi (SiO4) Bi4 (SiO4) 3

Fórmula de la sustancia propuesta Bi4 (SiO4) 3

- Diantimoniato (V)de dicromo

Cr2Sb2O 4+ 10+ x- 4+ 10+ 14-

Cr2 Sb2 O Cr2 Sb2 O7

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Fórmula de la sustancia propia Cr2Sb2O7

- Pirosulfato de hierro (III)

Anión: pirosulfato

Acido: pirosulfúrico

Formula del ácido H2S2O7

Formula del anión: S2O72-

Formula de la sustancia propuesta:

3+ 2-

Fe S2O7 Fe2 (S2O7) 3

- Ortosilicato de molibdeno (III)

Anión: Ortosilicato

Acido: ortosilísico

Fórmula del ácido: H4SiO4

Fórmula del anión: SiO44-

Fórmula de la sustancia propuesta

3+ 4-

Mo SiO4 Mo4 (SiO4) 3

Lectura.

Con el mecanismo que se utilizo con los temas anteriores tenemos:

- SnSb2O7 4+ 4- 4+ 10+ 14-4-

Sn (Sb2O7) Sn (Sb2O7)

Número de oxidación del antimonio 5+

Nombre de la fórmula propuesta: Heptaoxodiantimoniato (V) de estaño (IV)

Diantimoniato (V)de estaño (IV)

- Sr Te2O5 2+ 2- 2+ 8+ 10-2-

Sr Te2O5 Sr (Te2O5)

Número de oxidación del teluro 4+

Nombre de la fórmula propuesta: Pentaoxoditelurato (IV) de estroncio

Ditelurato (IV) de estroncio

- (NH4) 3 PO4

Directamente: Fosfato de amonio

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- Cd2B2O54-

Anión: B2O5

Acido: H4B2O5

Nombre del acido: Piroborico

Diborico

Nombre del anión: Piroborato

Diborato

Nombre de la fórmula propuesta: Piroborato de cadmio

Diborato de cadmio

2.4.1.3. Sales de oxácidos de metales

Se obtienen de reemplazar teóricamente los hidrógenos de los ácidos que forman

algunos metales.

H2MoO4 2Na Na2MoO4

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC

Es el sistema aconsejado, los nombres son sencillos y de formación fácil.

Son admitidos unos pocos aniones con nombres tradicionales.

Ejemplo:

KMnO4 Permanganato de potasio

CaCrO4 Cromato de calcio

FeReO4 Renato de hierro (III)

K ReO4 Perrenato de potasio

En los nombres sistemáticos utilizaremos las normas conocidas: Son importantes los

nombres sistemáticos, simplificados.

Ejemplos:

KCrO2 Dioxocromato (III) de potasio

Li3FeO3 trioxoferrato (III)de litio

K2 FeO4 Tetraoxoferrato (VI) de potasio

Cu3VO4 Tetraoxovanadato (V) de cobre (I)

Al omitir la notación de oxigeno se tiene nombres sistemáticos simplificados. En lo

posible utilizamos prefijos de cantidad para el metal.

Ejemplos:

Li3FeO3 Ferrato (III) de trilitio

K2 FeO4 Ferrato (VI) de dipotasio

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111

b.- Nomenclatura tradicional

Este sistema no debe ser utilizado. Los nombres tradicionales llevan a muchas

confusiones y no podemos escribir con facilidad las fórmulas.

Ejemplo:

NiCoO3 Cobaltito niqueloso

CaFeO4 Ferrato de calcio

Formulación

Se escribirá siempre el símbolo del metal en primer lugar.

El la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base en base a

los números de oxidación será igual a cero.

1+ 5+ 6-

Au V O3

1(1+)+ 1(5+)+ 3(2-) = O

En las fórmulas desarrolladas encontramos los átomos con la siguiente distribución:

NiVO4

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura

Con el procedimiento indicado en apartados anteriores tenemos:

- Tetraoxomolibdato de dicobre

Directamente: Cu2MoO4

- Manganato (VII) de plata

AgMnO 1+ 7+ x 1+ 7+ 8-

Ag Mn O Ag Mn O AgMnO4

- Cromato de estroncio

Anión: cromato

Acido: crómico

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112

Fórmula del acido H2CrO4

Formula del anión: Cr O42-

Fórmula de la sustancia propuesta

2+ 2-

Sr CrO4 Sr2 (CrO4) 2 SrCrO4

Lectura:

- NiCrO3 2+ 4+ 6-

Ni Zr O3

Trioxozirconato (IV) de niquel (II)

Zirconato (IV) de niquel

- SnMn O4 2+ 6+ 8-

Sn Mn O4

Tetraoxomanganato (VI) de estaño (II)

Manganato (VI) de estaño

Manganato de estaño (II)

- CaCr2 O7 2+ 12+ 14-

Ca Cr2 O7

Dicromato de calcio

Dicromato (VI) de calcio

2.4.1.4. Sales de tioácidos, selenoácidos y teluroácidos.

Es importante revisar la formación y características de los ácidos para facilitar la

nomenclatura y formulación de las sales.

Formaremos teóricamente estas sales reemplazando los hidrógenos de los ácidos por

metales o radicales catiónicos.

HClO3S Na NaClO3S

H3SbS4 K K3SbS4

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113

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradicional admitida.

Para los aniones con nombres tradicionales facultados por la IUPAC, tenemos:

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical catiónico

El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal presenta varios números de

oxidación se usará la notación Stock.

Ejemplos:

NaS2O2 Tiosulfito de sodio

Fe(ClO2Te) 3 Teluroclorato de hierro (III)

FeAsO2S2 Ditioarseniato de hierro (III)

MnPSe3 Triselenofosfato de manganeso (III)

Nomenclatura sistemática

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical catiónico

Conocemos las normas para los nombres del metal y del anión.

Ejemplos:

Na2S2O2 Dioxotiosulfato (IV) de sodio

N2S2O3 trioxotiosulfato (VI) de potasio

Ag2 CS3 Triotiocarbonato de plata

NiSiOSe2 Oxodiselenosilicato de niquel (II)

Se puede omitir la notación del oxigeno para tener nombres sistemáticos simplificados.

Na2S2O2 Tiosulfato (IV) de disodio

K2S2O3 Tiosulfato (VI) de dipotasio

b.- Nomenclatura tradicional

Por las limitaciones al uso de los sufijos OSO e ICO afectando al nombre del metal es

aconsejable emplear el sistema tradicional admitido o el nombre sistemático

simplificado.

Formulación

Escribir primero el símbolo del metal o radical cationico y luego los del anión.

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los atomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

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KMnO3S

1+ 7+ 6- 2-

K Mn O3 S

En la fórmula desarrollada más probable, los átomos se distribuyen de la siguiente

manera:

Ba (NOS2) 2

Escritura y lectura de una fórmula

Escritura

Escritura de una fórmula con nombre sistemático.

- Puede escribir directamente.

- En caso contrario deduce la fórmula del anión e intercambia los números de

oxidación, prescindiendo de la carga.

- En algunos casos tendrá que determinar el número de oxígenos o del metal.

Ejemplos

- Trioxotelurofosfato (V) de manganeso (III)

Anión: trioxotelurofosfato (V)

(PO3Te)x 5+ 6- 2-

P O3 Te (P O3 Te)3-

Intercambio de los números de oxidación.

3+ 3-

Mn (PO3Te) Mn3 (PO3Te) 3 MnPO3Te

Fórmula de la sustancia propuesta MnPO3Te

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- Tioyodato (VII) de sodio

Na I O S 1+ 7+ x- 2- 1+ 7+ 6- 2-

Na I O S Na I O S Na I O3 S

Formula de la sustancia propuesta: NaIO3S

Escritura de una fórmula con nombre tradicional admitida.

- Podemos escribir directamente.

- En caso contrario seguimos el siguiente procedimiento:

A partir del anión deducir el ácido de origen.

Formular al anión

Intercambiar los números de oxidación.

Simplificar los subíndices si son divisibles.

Ejemplo:

- Ditiocarbonato de amonio

Directamente: (NaH4) 2COS2

Indirectamente:

Anión: Ditiocarbonato

Acido: Ditiocarbónico

Fórmula del ácido: H2COS2

Fórmula del anión: COS22-

Fórmula de la sustancia propuesta:

1+ 2

NH4 COS2 (NH4) 2COS2

Lectura

Lectura de una fórmula con nombre sistemático.

- Averiguar los números de oxidación de los átomos.

- Aplicar las normas conocidas.

Ejemplos:

- Na2SO2Se 2+ 4+ 4- 2-

Na2 S O2 Se

Dioxoselenosulfato (IV) de sodio.

Selenosulfato (VI) de disodio

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- Fe(ClOS2) 3 3+ 5+ 2- 4- 3-

Fe (Cl O S2) 3

Ditioclorato (V) de hierro (III)

Oxoditioclorato (V) de hierro (III)

Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido.

Apliquemos el procedimiento de las sales simples.

Ejemplos:

- AuPS4

Directamente: Tetratiofosfato de oro (III)

Indirectamente:

3+ 3-

Au (PS4)

Anión: PS43-

Acido: H3PS4

Nombre del ácido: tetratiofosfórico.

Nombre del anión: tetratiofosfato

Nombre de la formula propuesta: Tetratiofosfato de oro (III)

- Ca (NOTe)2 2+ 1-

Ca (NOTe)

Directamente: Teluronitrito de calcio

Indirectamente:

Anión: NOTe1-

Acido: HNOTe

Nombre del acido: Teluroitroso

Nombre del anión: Teluronitrito

Nombre de la sustancia propuesta: Teluronitrito de calcio.

2.4.1.5. Sales de peroxoácidos.

Se obtienen al reemplazar los hidrógenos del peroxoácido por radicales catiónicos.

H2SO5 2Na Na2SO5

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC

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Nomenclatura tradicional admitida.

Para los oxoaniones facultados por la IUPAC, tenemos:

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical catiónico.

El nombre del metal sin ninguna variación. Cuando al metal presenta varios estados de

oxidación se usará la notación Stock.

Ejemplos:

NH4NO4 Peroxonitrato de amonio

KNO (O2) Peroxonitrito de potasio

Ni2 (SeO5)3 Peroxoseleniato de níquel (III)

Ca(ClO2(O2))2 Peroxoclorato de calcio

Nomenclatura sistemática

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical catiónico.

El nombre del anión se forma con las normas generales conocidas.

Es interesante aclarar que en muchas fórmulas el grupo peroxo se halla incluido en el

total de átomos de oxigeno. Será necesario, por lo tanto, tomar en cuenta ese particular

para la estructuración de un nombre sistemático.

Ejemplos:

BiAsO5 Trioxoperoxoarseniato (V) de bismuto

KMnO5 Trioxoperoxomanganato (VII) de potasio

AgBrO3(O2) Trioxoperoxoclorato (VII) de plata.

Es criterio del autor que en fórmulas de uso poco frecuentes se indique separadamente

el grupo peroxo.

Ejemplo:

MgB4O6 (O2) Hexaoxoperoxotetraborato de magnesio

Peroxotetraborato de magnesio

Cu3VO3 (O2) Trioxoperoxovanadato (V) de cobre (I)

Peroxovanadato (V) de tricobre

Puede omitirse la notación del oxigeno para tener nombres sistemáticos simplificados.

K2CO4 Peroxocarbonato de potasio

BiNO4 Peroxonitrato (V) de bismuto.

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b.- Nomenclatura tradicional

No esta permitido los números tradicionales.

Formulación.

Escribir en primer lugar el símbolo del metal o radical cationico y luego los del anión.

En los casos de isomería se indicará el grupo peroxo mediante un paréntesis.

En la fórmula, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a los

números de oxidación será igual a cero.

K2CO4 K2CO2(O2)

2+ 4+ 4- 2-

K2C O2 (O2)

2(1+) + 1(4+) + 2(2-) + (2-) = 0

En los compuestos simples, las fórmulas desarrolladas pueden estructurarse de la

siguiente manera:

Fe(NO4) 2

Escritura y lectura de una fórmula:

Escritura:

- Puede escribirse directamente.

- Deducir el anión y luego intercambiar los números de oxidación.

- En algunos casos será necesario calcular el número de oxígenos.

Ejemplos:

- Peroxobromato (V) de calcio

Anión. Peroxobromato (V)

Ácido de origen: brómico (V)

Fórmula del ácido de origen: HBrO3

Fórmula del anión:

HBrO3 HBrO2(O2) BrO2(O2)1-

Fórmula de la sustancia propuesta:

2+ 1-

Ca BrO2(O2) Ca(BrO2(O2)) 2

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- Trioxoperoxoantimoniato (V) de plomo (IV)

Anión: Trioxoperoxoantimoniato (V)

Fórmula del anión:

5+ 6- 2-

Sb O3 (O2) SbO3 (O2)3-

SbO53-

Fórmula de la sustancia propuesta:

4+ 3-

Pb SbO5 Pb3(SbO5) 4

Escritura de una fórmula con nombre tradicional admitido

El lector puede escribir directamente.

Una alternativa es el siguiente mecanismo:

- Deducir el ácido de origen.

- Estructurar el anión.

- Intercambiar el número de oxidación.

Ejemplos:

- Peroxonitrato de plata.

Anión: Peroxonitrito

Ácido: Peroxonitroso

Fórmula del ácido: HNO2 HNO(O2)

Formula del anión: NO(O2)1-

Fórmula de la sustancia propuesta:

1+ 1-

Ag NO(O2) AgNO(O2)

- Peroxodisulfato de manganeso (III)

Anión: Peroxonitrito

Ácido: Peroxodisulfúrico

Fórmula del ácido H2S2O7 H2S2O6(O2) H2S2O8

Fórmula del anión S2O82-

Formula de sustancia propuesta

3+ 2-

Mn S2O8 Mn2(S2O8) 3

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Lectura:

Lectura de una formula con nombre sistemático.

- Averiguar los números de oxidación de los átomos

- Aplicar las normas conocidas

Ejemplo:

- Hg(IO2(O2)) 2

2+ 1- 2+ 5+ 4- 2- 1-

Hg (IO2(O2) Hg ((IO2(O2))

Dioxoperoxoyodato (V) de mercurio (II)

Peroxoyodato (V) de mercurio (II)

Lectura de una fórmula con nombre tradicional admitido.

Utilicemos las instrucciones dadas en el estudio de las sales neutras simples.

Ejemplo:

- (NH4) 2SO5

Anión: SO52-

Ácido. H2SO5 H2SO3(O2)

Nombre de ácido: Peroxosulfúrico

Nombre del anión: Peroxosulfato

Nombre de la fórmula propuesta: Peroxosulfato de amonio

2.4.1.6. Sales de ácidos especiales.

Las sales de los ácidos de estructura especial se forman de reemplazar teóricamente los

hidrógenos por metales o radicales catiónicos

H4Fe(CN) 6 4Na Na4Fe(CN) 6

Nomenclatura

a.- nomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradicional admitida.

Para todos los aniones con nombres tradicionales facultados por la IUPAC se empleará

la siguiente sistematización.

- Nombre del anión con la terminación URO, ITO y ATO

- De

- Nombre del metal

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El nombre del metal sin ninguna variación. Cuando el metal presenta varios estados de

oxidación se usará la notación Stock.

Algunos aniones tienen nombres especiales

Ejemplos:

NaN3 Azida de sodio

KCN Cianuro de potasio

NH4OCN Cianato de amonio

MgC2 Acetiluro de magnesio

Na2S2O6 Ditionato de sodio

Nomenclatura sistemática

Se emplean las normas conocidas y aplicadas en apartados anteriores.

Ejemplos:

K3Fe(CN) 6 Hexacianoferrato (III) de tripotasio

Na2SO2 Dioxosulfato (II) de sodio

LiClF4 Tetrafluorclorato de litio

b.- Nomenclatura tradicional.

No recomendable

2.4.2. SALES ÁCIDAS

Son compuestos con carácter ácido por contener en su estructura hidrógenos ionizables.

Por el tipo de unión tenemos dos grupos de sales ácidas.

- Sales derivadas de los ácidos hidrácidos.

- Sales derivadas de los oxoácidos.

Hemos de esperar verdaderas especies químicas cuando los ácidos posean dos o más

átomos de hidrógenos sustituibles.

Teóricamente proceden de reemplazar parcialmente los hidrógenos del ácido por

metales o radicales catiónicos.

H2S Na NaHS

H2CO3 Na NaHCO3

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Puede formarse de la neutralización parcial de un ácido por un hidróxido

Na OH + H2Se = NaHSe + H2O

Ca(OH) 2 + 2 H2SO4 = Ca(HSO4) 2 + 2H2O

Es importante que manifestemos extrañeza sobre la utilización de nombres antiguos,

arbitrarios, que confunden y no permiten una racional estructuración de la fórmula.

Estas denominaciones deben desaparecer, la comunidad científica internacional acepta

las normas de la IUPAc i es deber nuestro aplicarlas.

A modo de ejemplo citemos algunos casos:

- El uso del prefijo “Bi” cuando se remplaza la mitad de los hidrógenos

sustituibles.

Ejemplos:

Bisulfito de sodio NaHSO3

Bicarbonato de calcio Ca(HCO3) 2

Cuando se ha reemplazado un hidrógeno del ácido utilizan el prefijo MONO, antes del

nombre del metal; si se han reemplazado dos hidrógenos, el prefijo Di y si son tres los

hidrógenos reemplazados usan el prefijo TRI.

Ejemplos:

Ca(H 2PO 4) 2 Fosfato monocálcico

CoH 2As 2O 7 Piroarseniato dicobaltoso

CaHPO 4 Fosfato dicálcico

Ca 3(PO 4) 2 Fosfato tricálcico

2.4.2.1. Sales ácidas de los ácidos hidrácidos

Específicamente encontraremos con los aniones del azufre, selenio y teluro.

Nomenclatura.

a.- Nomenclatura IUPAC.

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical cationico

El nombre del metal sin ninguna variación. Si el metal tiene varios estados de oxidación

se utilizará la notación stock.

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El anión se forma con el nombre del no metal y el sufijo URO anteponiendo la palabra

HIDROGENO, sin guiones ni espacios.

Ejemplos:

KHS Hidrógenosulfuro de potasio

Mn(HTe)3 Hidrógenoteluro de magneso (III)

NH4HSe Hidrógenoseleniuro de amonio

b.- Nomenclatura tradicional.

Los nombres tradicionales con el prefijo “Bi” no se permiten.

Se tolera en poquísimos compuestos la palabra “ACIDO”. No se permite el uso de los

sufijos OSO e ICO afectando al nombre del metal.

Por los antecedentes anotados se recomienda el sistema IUPAC.

Ejemplos:

KHS Sulfuro ácido de potasio

NH4HSe Seleniuro ácido de amonio

2.4.2.2. Sales ácidas de los oxoácidos.

Se obtiene al reemplazar parcialmente los hidrógenos del ácido o por una neutralización

parcial del ácido por un hidróxido.

Especies químicas reales se obtienen si el ácido posee por los menos dos hidrógenos

ionizables.

H3PO4 Cu CuH2PO4

H3PO4 Cu CuHPO4

CuOH + H3PO4 = CuH2PO4 + H2O

Cu(OH) 2 + H3PO4 = CuHPO4 + 2 H2O

Nomenclatura.

a.- nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura tradicional admitida.

Como puede verse, los aniones tendrán nombres facultados por la IUPAC y el metal

llevará la notación Stock en los casos covenidos.

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124

Por lo tanto.

- Nombre del anión con la terminación ITO o ATO

- De

- Nombre del metal o radical catiónico.

En el nombre del anión se escribe primero la palabra HIDRÖGENO.

Si existen dos o más hidrógenos se empleará el prefijo adecuado.

No se permite el uso del prefijo “Bi” ni palabras que afecten al catión. En pocos casos

se tolera la palabra ácido.

Ejemplos:

NH4HSO4 Hidrógenosulfato de amonio

Fe(H2PO4) 3 Dihidrógenofosfato de hierro (III)

KHCO3 Hidrógenocarbonato de potasio

Ag2HAsO4 Hidrógenoarseniato de plata

Nomenclatura sistemática.

- Nombre del anión

- de

- nombre del metal o radical catiónico

El nombre del metal sin ninguna variación, con la notación Stock en los casos

necesarios.

El nombre del anión se forma colocando delante del nombre sistemático la palabra

HIDRÓGENO. Si existe dos o mas hidrógenos se empleará un prefijo adecuado.

Si bien esta denominación se pone en desacuerdo con las normas establecidas en la

nomenclatura del átomo especial central, se aceptan totalmente.

Ejemplo:

NaHSO3 Hidrógenosulfato (IV) de sodio

Mn(H2PO4)3 Dihidrógenotetraoxofosfato (V) de manganeso (III)

(NH4)HCO3 Hidrógenotrioxocarbonato de amonio.

KHSeO3 Hidrógenotrioxoseleniato (IV) de potasio

Se obtienen nombres sistemáticos simplificados y mas recomendables al omitir la

notación del oxigeno.

Ejemplos:

NaHSO3 Hidrógenosulfato (IV) de sodio

Mn(H2PO4) 3 Dihidrógeno (V) de manganeso (III)

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Nombres sistemáticos mas complejos y no aconsejados para estos casos sencillos, se

tiene usando prefijos multiplicativos para el anión.

Ejemplo:

Pt(HAsO) Tetrakis(dihidrógenotetraoxoarseniato (V)) de platino

b.- Nomenclatura tradicional

Este sistema da diversos nombres para una misma sustancia.

Acostumbra colocar la palabra ácido entre el catión y el anión . se tolera en poquísimos

casos el uso de la palabra ácido.

Utiliza el prefijo “Bi” antes del nombre de la sal neutra y en otros casos usa prefijos

arbitrarios que afectan al catión.

Emplea los sufijos OSO e ICO en el nombre del metal.

Todos estos criterios no son permitidos por la Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada y por lo tanto no debemos utilizarlos.

Por ejemplo:

NaHCO3 Carbonato ácido de sodio

CaHPO4 Fosfato dicálcico

KHSiO3 Bisilicato de potasio

2.4.3. SALES BÁSICAS

Con la denominación de “sales básicas” se conocen un conjunto de compuestos de

cierta complejidad que no resulta sencillo llegar a una sistematización de su

nomenclatura.

En primer término, la denominación de sal básica se da a cualquier sustancia que posee

una composición intermedia entre una sal normal y un óxido o hidróxido del metal.

Lo que pretendemos en esta parte es un estudio de la nomenclatura y formulación de los

compuestos que llamaremos HIDROXISALES.

Es conveniente mencionar que el grupo aniónico OH- tiene la denominación de

HIDROXIDO y no “hidroxilo” u “oxidrilo” que lamentablemente utilizamos con mucha

frecuencia.

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Para simplificar la formación de una hidroxisal es conveniente considerar que resulta de

la neutralización parcial de un hidróxido por ácido. Si queremos tener especies químicas

verdaderas es indudable que el hidróxido debe poseer más de un grupo hidróxido.

Estas sales básicas, formalmente pueden considerarse sales dobles, formadas por un

catión y dos aniones, donde uno de ellos es el ion hidróxido.

Debe advertirse que en la nomenclatura tradicional se utiliza el prefijo SUB y la palabra

“básico” entre el nombre del anión y el del metal.

Estos criterios no están facultados por la IUPAC, por lo cual sería improcedente seguir

empleándoles.

Ahora, de acuerdo a la naturaleza del anión encontramos principalmente dos grupos de

hidroxisales.

- Sales básicas con aniones derivados de los ácidos hidrácidos

- Sales básicas con aniones derivados de los oxoácidos.

2.4.3.1. Sales básicas de aniones simples.

Provienen en especial de la reacción parcial de un hidróxido con un ácido hidrácido.

Es necesario que el hidróxido tenga mas de un grupo hidróxido.

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127

Nomenclatura.

a.- nomenclatura IUPAC.

- Nombre de los aniones separados con un guión

- de

- nombre del metal

El nombre del metal sin ninguna variación con la notación Stock en los casos necesarios

Si en la fórmula existen más de un grupo hidróxido, se usará el prefijo adecuado.

Ejemplos:

Ba(OH)Br Hidróxido-bromuro de bario

Mg(OH)I Hidróxido-yoduro de magnesio

Fe(OH) 2Cl Dihidróxido-cloruro de hierro (III)

Ni2(OH) 2S Dihidróxido-sulfuro de niquel(II)

Es conveniente acotar la palabra HIDROXIDO a HIDROXI por su analogía y por el uso

que se da en la nomenclatura tradicional. En este caso no es necesario mantener el

guión.

Ejemplos:

Ni(OH)Br Hidroxibromuro de níquel (II)

Pb(OH) 2Cl2 Dihidroxicloruro de plomo (IV)

b.- nomenclatura tradicional

La IUPAC no considera lógico que se siga utilizando nombres tradicionales

sistemáticos.

Formulación

Para formular estas sales se escribe en primer lugar el símbolo del metal y a

continuación los dos aniones. A veces será necesario separar al grupo hidróxido

mediante un paréntesis para una mejor definición de la fórmula total de la sal.

En la fórmula, la suma algebraica de lasa cargas asignadas a los átomos será igual a cero

Al(OH) 2F

3+ 2- 1-

Al (OH) 2F

1(3+) + 2(1-) + (1-) = 0

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Las fórmulas desarrolladas tienen a los átomos distribuidos de la siguiente manera:

Cd(OH)Cl Ni 2(OH) 2S

2.4.3.2. Sales básicas con aniones de oxoácidos.

Estas sales contienen un catión, uno mas grupos hidráxido y un oxoanión.

Hemos de esperar sales básicas con estructuras de verdaderas especies químicas cuando

el hidróxido tenga más de un grupo OH-

Nomenclatura.

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura tradicional admitida.

En el estudio de los oxoácidos se vieron los aniones con nombres tradicionales

aceptados por la IUPAC. Con estos aniones podemos sistematizar la siguiente

nomenclatura:

- Nombres de los aniones separados por un guión

- de

- nombre del metal

El nombre del metal sin ninguna variación, en los casos necesarios se utilizará la

notación Stock.

Si en la fórmula existe más de un grupo hidróxido, se empleará los prefijos adecuados.

No se permite el prefijo SUB ni la palabra básico.

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Ejemplos:

Ni(OH)NO3 Hidróxido-nitrato de níquel (II)

Al(OH)CO3 Hidróxido-carbonato de aluminio

Cu2(OH)2SO4 Dihidróxido-sulfato de cobre(II)

Sn(OH)3IO4 Trihidróxido-peryodato de estaño (IV)

Nomenclatura sistemática.

- Nombres de los aniones separados por un guión

- de

- nombre del metal

Tanto para el nombre del oxoanión y del metal se aplicará las normas establecidas.

Si por la estructura especial del compuesto es indispensable dar un nombre claro, se

usará prefijos multiplicativos para el oxoanión y prefijos numéricos para el catión.

Ejemplos:

Ca(OH)ClO4 Hidróxido-tetraoxoclorato (VII) de calcio

Cr(OH)SiO3 Hidróxido-trioxosilicato de cromo (III)

Pb(OH)PO4 Hidróxido-tetraoxofosfato(V) de plomo (IV)

Zn4(OH) 2(CO3) 3 Dihidróxido-tris(trioxocarbonato) de tetracinc.

Para tener nombres sistemáticos simplificados podemos omitir la notación del oxigeno.

Ca(OH)ClO4 Hidróxido-clorato (VII) de calcio

Ca(OH)ClO Hidróxido-clorato (I) de calcio

b.- Nomenclatura tradicional.

Este sistema no se recomienda

Formulación.

Escribir en primer el símbolo del metal luego los del hidróxido y al final los simbolos

del oxoanión.

La suma algebraica de las cargas será igual a cero.

Al(OH)SO

3+ 1- 2-

Al (OH) (SO4)

(3+) + (2-) + (1+) + (6+) + 4(2-) = 0

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La distribución de los átomos en la formula desarrollada es

Ni (OH) 2IO2

2.4.4. SALES DOBLES.

Son compuestos que contienen varios cationes o aniones en su red sólida, los mismos

que en soluciones acuosas quedan nuevamente libres.

Ejemplos:

KAl(SO4) 2 Sulfato doble de aluminio-potasio

NaKS Sulfato doble de sodio-potasio

BiClS Cloruro-sulfuro de bismuto

FeBrO3SO4 Bromato-sulfato de hierro(III)

De los ejemplos indicados podemos deducir que estas sales pueden dividirse en dos

grupos generales:

- Sales formadas por un anión y dos cationes

- Sales formados por un catión y dos aniones

Es de esperar un mayor número de aniones o cationes, por ejemplo las sales triples.

2.4.4.1. Sales formadas por un anión y dos cationes.

Estas sustancias contienen dos cationes diferentes y un anión. Tradicionalmente se

denominan “SALES DOBLES”

NaKTe NH4NaCO3 Cu3Au(PO4) 3

Se pueden originar de la reacción de un ácido con dos hidróxidos diferentes

2 H2SO4 + KOH + Al (OH)3 = KAl(SO4) 2 + 4 H2O

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131

En concreto, dos metales han reemplazado los hidrógenos del ácido

Estas sustancias han sido consideradas mezclas equimoleculares de dos sales neutras del

mismo anión con dos metales diferentes. Por algunas consideraciones, muchos de estos

compuestos son verdaderas especies químicas.

Además, algunos autores formulan estas sales colocando las fórmulas de las sales

neutras simples una a continuación de otra, separadas por un punto.

Estos pueden admitirse siempre que se consideren como compuestos de adición y

también sería válido para cuerpos con estructuras muy complicadas, a falta de datos de

la naturaleza de unión de los átomos y no para casos sencillos.

Obviamente las dos maneras de escribir tendrán nombres diferentes.

Ejemplos:

(NH4)SO4. Al2(SO4) 3 Sulfato de amonio-sulfato de aluminio

NH4Al(SO4) 2 Sulfato doble de amonio-aluminio

Por la naturaleza del anión tenemos dos tipos de sales:

- Sales derivadas de los oxoácidos.

- Sales derivadas de los ácidos hidrácidos.

Nomenclatura.

a.- nomenclatura IUPAC

Nomenclatura tradicional admitida

Para los aniones con nombres tradicionales facultados por la IUPAc tenemos la

siguiente sistematización:

- Nombre del anión con la terminación URO, ITo o ATO de acuerdoal caso.

- de

- nombre de los metales

los nombres de los metales sin ninguna variación, separados por un guión y con la

nomenclatura Stock si fuera necesario.

Puede utilizarse el adjetivo “DOBLE” a continuación del nombre del anión.

El orden de los nombres de los cationes será el mismo que tiene en la fórmula.

De ser necesario, por la estructura de la fórmula, se empleará prefijos de cantidad.

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Ejemplos.

FeCuS2 Sulfuro de hierro (II)-cobre (II)

KMgF3 Fluoruro doble de potasio-magnesio

Triffloruro de potasio-magnesio

CSAgSO4 Sulfato doble de cesio-plata

Sulfato de cesio-plata

NH4NaCO3 Carbonato de amonio-sodio

Carbonato doble de amonio-sodio

Ag10Sb2S8 Octasulfuro de decaplata-diantimonio (III)

Nomenclatura sistemática

- Nombre del anión

- de

- nombre de los metales

-

Los nombres de los cationes sin ninguna variación, acompañados de los números de

oxidación en los casos necesarios y separados por un guión.

Puede utilizarse el adjetivo “DOBLE”, luego del nombre del anión.

El orden de los nombres de los cationes es el mismo del que tienen en la fórmula

Cuando se quiera dar nombres claros se empleará prefijos de cantidad para los cationes

y multiplicativos para el anión. El uso de prefijos de cantidad mal utilizados puede traer

confusiones graves.

Ejemplos:

MnZnCo4 Tetraoxocarbonato de manganeso (II)-cinc.

Tetraoxocarbonato doble de manganeso (II)-cinc.

K2Ca(SO4) 2 Tetraoxosulfato (VI) de potasio-calcio

Tetraoxosulfato (VI) doble de potasio-calcio

Na2Ba3(CO3) 4 Tetrakis(trioxocarbonato) de disodio-tribario

NaKTe Teluro de sodio-potasio

Teluro doble de sodio-potasio

Nombres sistemáticos simplificados se obtiene al omitir la notación del oxigeno, los

cuales son los más recomendados.

Ag3Al(PO4) 2 Fosfato (V) de plata-aluminio

Fosfato (V) doble de plata-aluminio

Fosfato (V) de triplata-aluminio

NH4Al(SO3) 2 Sulfato (IV) de amonio-aluminio

Sulfato (IV) doble de amonio-aluminio

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La misma sistematización servirá para las sales dobles de oxoaniones especiales

Ejemplos.

CuFeAsO3S Tioarseniato (V) de cobre (I)-hierro (III)

RbAgS2O8 Peroxodisulfato (VI) de rubidio-plata

LiBiSiO4 Tetraoxosilicato doble de litio-bismuto

NiCo(WO4)2 Tetraoxowolframato (VI) de niquel (II)-cobalto (II)

Be3Al2(S16O18) 18-oxo-hexasilicato doble de triberilio-dialuminio

Formulación.

Estas sales se formulan colocando primero los símbolos de los cationes y luego los del

anión. El orden está en relación a su carga creciente.

Si ambos cationes tienen la misma carga se empleará un orden alfabético.

Este orden servirá para la denominación del compuesto.

La IUPAC reconoce un orden alfabético al citar los nombres de los cationes, sin

importar el orden de los símbolos en la fórmula.

Si se desea formular las sales neutras simples, se usará un punto que les separe.

Cu2CO3.3CaCO3

AlF3.3KF

En una estequiometria equivalente, la manera sencilla de formular una sal doble es

sumar sus sales neutras y simplificar si da lugar la fórmula

Ejemplo.

- Sulfato doble de potasio-bismuto

K2SO4

Bi2(SO4)3

K2Bi2(SO4)4

KBi(SO4) 2

En la unidad formular, la suma algebraica de las cargas asignadas a los átomos en base a

los números de oxidación será igual a cero

Rb2Pb(SeO4)3

2+ 4+ (6+ 8-) 6-

Rb2 Pb (Se O4)3

2(1+) + (4+) + 3(6+) + 12(2-) = 0

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En las fórmulas desarrolladas los átomos se distribuyen de la siguiente manera más

probable.

CuKS AgK(SO3Te)

Escritura y lectura de una fórmula.

Escritura:

Un procedimiento sencillo es sumar las sales simples y simplificar si da lugar la

fórmula.

Puede escribirse directamente. El lector deberá escribir fácilmente el anión y en él

equilibrar las cargas con los cationes.

Ejemplos:

- Trifluoruro de potasio – magnesio

Directamente: KMgF3

- Nitrito doble de litio-calcio

LiNO2

Ca(NO2)2

Li Ca(NO2)3

- Tiocarbonato de hierro (II)-cadmio

Fe(CO2S)

Cd(CO2S)

FeCd(CO2S)2

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Lectura.

- Averiguar los números de oxidación.

- Determinar el nombre del anión.

- Aplicar las normas conocidas.

Ejemplos.

Na2CaS2 Disulfuro de disodio – calcio

Sulfuro doble de sodio – calcio

NH4RbSO3 Sulfito doble de amonio – rubidio

Sulfito de amonio – rubidio

NaCsS2O7 Heptaoxodisulfato (VI) doble de sodio - cesio

Disulfato (VI) de sodio – cesio

2.4.4.2. Sales formadas por un catión y dos aniones.

Estas sustancias contienen en su estructura formular dos aniones diferentes y un metal o

radical catiónico. Son llamados tradicionalmente. “SALES MIXTAS”.

Muchas sustancias, cuyas estructuras han sido investigadas, son especies químicas

reales. Sin embargo se consideran mezclas de dos sales neutras del mismo metal.

Se originan de una neutralización parcial de un hidróxido con dos ácidos diferentes.

Para tener especies químicas verdaderas, el hidróxido deberá tener más de un grupo OH.

Por la naturaleza de los aniones, pueden tenerse las siguientes sales:

- Cuando los aniones son derivados de oxoácidos.

- Cuando los aniones son derivados de los ácidos hidrácidos.

- Cuando los aniones son de los dos tipos anteriores.

Nomenclatura

a.- Nomenclatura IUPAC.

Nomenclatura tradicional admitida.

- Nombres de los aniones con los sufijos URO, ITO o ATO, separados por un

guión

- de

- nombre del metal o radical catiónico.

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El nombre del metal sin ninguna variación, con la notación Stock en los casos

necesarios. El orden de los nombres de los aniones será el mismo del que tiene en la

fórmula.

A veces, por la estructura de la fórmula y para dar nombres más claros se emplearán

prefijos de cantidad simples y multiplicativos.

Ejemplos:

BiClS Cloruro-sulfuro de bismuto

Fe(NO2)SO4 Nitrito-sulfato de hierro (III)

Pb2CO3(PO4) 2 Carbonato-fosfato de plomo (IV)

CoBr(ClO3) Bromuro.Clorato de cobalto(II)

Al(Cn)(IO)2 Cianuro-hipoyodito de aluminio

Cianuro-bis(hipoyodito) de aluminio

Nomenclatura sistemática

- Nombres de los aniones

- de

- nombre del metal o radical catiónico

El nombre del metal sin ninguna variación, con la notación Stock en los casos

necesarios.

Los nombres de los aniones se forman de la manera conocida. El orden de los nombres

será el mismo del que tiene en la fórmula.

Para nombres más claros, en algunos casos, se utilizarán prefijos de cantidad simples o

multiplicativos.

Ejemplos:

AlCl2NO3 Dicloruro-nitrato (V) de aluminio

Dicloruro-trioxonitrato (V) de aluminio

HgI(NO2) Ioduro-nitrato (III) de mercurio(II)

Ioduro-dioxonitrato (III) de mercurio (II)

K6ClF(S2O7) Cloruro-fluoruro-disulfato (VI) de hexapotasio

Cloruro-fluoruro-heptaoxodisulfato (VI) de hexapotasio

Fe2(NO2)4SO4 Tetrakis (nitrato (III))-sulfato (VI)de dihierro

Tetrakis (dioxonitrato (III))-tetraoxosulfato (VI) de dihierro

Hemos presentado nombres sistemáticos simplificados al omitir la notación del oxígeno.

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Formulación

Se escribirá en primer lugar el símbolo del catión y los aniones en el siguiente orden:

- aniones monoatómicos sencillos en orden su carga creciente. Si ambos

aniones tienen igual carga e utilizará un orden alfabético.

- Aniones poliatómicos en orden creciente a su carga. Si ambos aniones tienen

igual carga se empleará un orden alfabético.

Este mismo orden formular se mantendrá para la denominación del compuesto.

Para una mayor comprensión de la estructura de la fórmula será necesario individualizar

a un anión mediante un paréntesis.

Ejemplo:

AuBrCl(ClO4)

En algunas obras de química se formulan estas sales separadas las sales neutras

mediante un punto. Será válida esta manera de escribir si se consideran “sumas” de las

sales simples y cuando presentan estructuras complicadas a falta de datos definidos.

Ejemplos:

CaSo4.Ca(NO3)2 Sulfato de calcio-nitrato de calcio.

3CaSO4.Ca(NO3)2 3-sulfato de calcio-nitrato de calcio

En una estequiometria equivalente, una manera sencilla de formular estas sales es la de

escribir las sales simples, sumar y simplificar si da lugar la fórmula.

Ejemplo:

Selenio-fosfato de níquel (III)

Ni2(SeO3)3

NiPO4

Ni3(SeO3)3(PO4)

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La distribución de los átomos en la forma desarrollada será:

MnBrCl AlClO(CO3)

Escritura y lectura de una fórmula.

Escritura

- Un procedimiento es sumar las sales simples y simplificar si da lugar la

fórmula.

- El lector puede escribir directamente.

- En algunos casos será necesario deducir al anión o aniones.

Ejemplos:

- Dicloruro-bis(sulfato9 de hexalitio

Directamente Li6Cl2(SO4)2

- Yodito-sulfito de cobalto (III)

Anión yodito: IO2-

Anión sulfito. SO32-

Co(IO2)3

Co2(SO3)3

Co3(IO2)3(SO3)3 Co(IO2)(SO3)

- Tetrakis (bromato(III))-seleniato (IV) de trialuminio

Anión bromato (III): BrO21-

Anión seleniato (IV). SeO32-

Fórmula de la sustancia propuesta: Al3(BrO2)4SeO3

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- Sulfuro-silicato de cromo (III)

Cr2S3

Cr2(SiO3)3

Cr4S3(SiO3)3

Fórmula de la sustancia propuesta: Cr4S3(SiO3)3

Lectura.

- Determinar los números de oxidación.

- Establecr el nombre de cada anión.

- Aplicar las normas conocidas

Ejemplos:

- CdClI 2+ 1- 1-

Cd Cl I

Nombre de la fórmula propuesta: Cloruro-yoduro de cadmio

- CoBr2MnO4 3+ 2- 1-

Co Br2 MnO4

Nombre de la formula propuesta: Dibromuro-permanganato de cobalto (III)

- Ni(IO4)(TeO4) 3+ 1- 2-

Ni (IO4) (TeO4)

Nombre de la sustancia propuesta: Peryodato-telurato de niquel (III)

Yodato (VII)-telurato (VI) de níquel (III)

- Pb2(SO3(O2))(PO3S)2

Anión (SO3(O2))x (SO3(O2))

2- Peroxosulfato (VI)

Anión (PO3S)x (PO3S)

3- Tiofosfato (V)

Nombre de la fórmula propuesta: Peroxosulfato (VI)-bis(tiofosfato(V)) de diplomo.

“Para ser un buen químico necesitas… ser un buen observador y detallista; trabajar ordenadamente y

con limpieza; anotar la mínima modificación que observes, cualquier pequeño detalle puede ser el

principio de un gran descubrimiento.” (José María Casas Sabata)

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PARTE III

FUNDAMENTOS APLICACIONES Y RIESGOS DE LOS

COMPUESTOS QUÍMICOS INORGÁNICOS

INTRODUCCIÓN

Una mayor comprensión del comportamiento químico de los elementos y de los

compuestos inorgánicos ha permitido desarrollar una gran variedad de técnicas de

síntesis y ha posibilitado el descubrimiento de nuevas sustancias inorgánicas. La

química inorgánica moderna se entrecruza con otros campos científicos como la

bioquímica, la metalurgia, la mineralogía, la química orgánica, la química física y la

física del estado sólido

Los metales, los halógenos y el silicio han sido tradicionalmente objeto de estudio de

los químicos inorgánicos. Desde la II Guerra Mundial, la química del boro ha tenido un

rápido desarrollo por su similitud con el carbono y el silicio. Por ejemplo, el boro forma

enlaces covalentes consigo mismo y con otros elementos determinados, de modo muy

semejante a como lo hacen el carbono y el silicio.

En la química de los metales, la síntesis de compuestos organometálicos y de

coordinación, así como el estudio de sus propiedades químicas y físicas, han atraído el

interés de los químicos en las tres últimas décadas. Los compuestos organometálicos

son moléculas orgánicas que contienen al menos un átomo de un metal enlazado a un

átomo de carbono. Un ejemplo conocido de esta clase de sustancias es el tetraetilplomo,

que se añade como antidetonante a la gasolina en los motores de combustión interna.

Otros compuestos organometálicos son los catalizadores utilizados en la fabricación de

plásticos y en numerosas reacciones de síntesis orgánica.

Las moléculas de los compuestos de coordinación se caracterizan por tener un átomo

metálico central rodeado de átomos no metálicos o grupos de átomos, llamados

ligandos, a los que aquél se encuentra unido. Ejemplos de esta clase de compuestos son

la mayoría de los tintes y pigmentos, como la sal de Zeise.

Otras ramas de la química inorgánica son la química del estado sólido, que se ocupa,

entre otras materias, de la química de los semiconductores; la química de la cerámica; la

química de alta temperatura y presión; la geoquímica y la química de los elementos

transuránicos, de actínidos y de los lantánidos.

A continuación describiremos los compuestos químicos inorgánicos más utilizados.

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3.1. ÁCIDO SULFÚRICO

El ácido sulfúrico, aceite de vitriolo, espíritu de vitriolo, licor de vitriolo o

tetraoxosulfato (VI) de hidrógeno es un compuesto químico muy corrosivo cuya

fórmula es H2SO4. Es el compuesto químico que más se produce en el mundo, por eso

se utiliza como uno de los tantos medidores de la capacidad industrial de los países. Una

gran parte se emplea en la obtención de fertilizantes. También se usa para la síntesis de

otros ácidos y sulfatos y en la industria petroquímica.

Generalmente se obtiene a partir de óxido de azufre (IV), por oxidación con óxidos de

nitrógeno en disolución acuosa. Normalmente después se llevan a cabo procesos para

conseguir una mayor concentración del ácido. Antiguamente se lo denominaba aceite o

espíritu de vitriolo, porque se producía a partir de este mineral.

PROPIEDADES

Estado de agregación Líquido

Apariencia Aceitosa incolora (PURO) o aceitosa ambarino (NO PURO)

Densidad 1800 kg/m3; 1.8 g/cm

3

Masa molar 98,08 g/mol

Punto de fusión 283 K (10 °C)

Punto de ebullición 610 K (337 °C)

Acidez (pKa) pKa1 = -6.62; pKa2 = 1.99

Solubilidad en agua Miscible

APLICACIONES

La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. Otras

aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de

pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de

explosivos, detergentes, plásticos y fibras.

En muchos casos el ácido sulfúrico funge como una materia prima indirecta y pocas

veces aparece en el producto final.

En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza

en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales

fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio.

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Cantidades más pequeñas se utilizan para producir superfosfatos y sulfato de amonio.

Alrededor del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura

de fertilizantes.

Cantidades substanciales de ácido sulfúrico también se utilizan como medio de reacción

en procesos químicos orgánicos y petroquímicos involucrando reacciones como

nitraciones, condensaciones y deshidrataciones. En la industria petroquímica se utiliza

para la refinación, alquilación y purificación de destilados de crudo.

En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la producción de

pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido fluorhídrico.

En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento del acero,

cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la purificación y

plateado de metales no ferrosos.

Algunos procesos en la industria de la Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así

como algunos procesos textiles, fibras químicas y tratamiento de pieles y cuero.

En cuanto a los usos directos, probablemente el uso más importante es el sulfuro que se

incorpora a través de la sulfonación orgánica, particularmente en la producción de

detergentes. Un producto común que contiene ácido sulfúrico son las baterías, aunque la

cantidad que contienen es muy pequeña.

PRECAUCIONES

La preparación de una disolución de ácido puede resultar peligrosa por el calor

generado en el proceso. Es vital que el ácido concentrado sea añadido al agua (y no al

revés) para aprovechar la alta capacidad calorífica del agua. En caso de añadir agua al

ácido concentrado, pueden producirse salpicaduras de ácido.

3.2. ÁCIDO CLORHÍDRICO

El ácido clorhídrico, ácido hidroclórico, espíritu de sal, ácido marino, ácido de sal o

todavía ocasionalmente llamado, ácido muriático (por su extracción a partir de sal

marina en América) o agua fuerte (en España), es una disolución acuosa del gas cloruro

de hidrógeno (HCl).

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Es muy corrosivo y ácido. Se emplea comúnmente como reactivo químico y se trata de

un ácido fuerte que se disocia completamente en disolución acuosa.

Una disolución concentrada de ácido clorhídrico tiene un pH inferior a 1; una disolución

de HCl 0,1 M da un pH de 1 (Con 40 ml es suficiente para matar a un ser humano, en un

litro de agua. Al disminuir el pH provoca la muerte de toda la flora y fauna).

A temperatura ambiente, el cloruro de hidrógeno es un gas ligeramente amarillo,

corrosivo, no inflamable, más pesado que el aire, de olor fuertemente irritante. Cuando

se expone al aire, el cloruro de hidrógeno forma vapores corrosivos densos de color

blanco. El cloruro de hidrógeno puede ser liberado por volcanes.

El cloruro de hidrógeno tiene numerosos usos. Se usa, por ejemplo, para limpiar, tratar

y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y manufactura de una amplia

variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede formarse durante la quema de

muchos plásticos. Cuando entra en contacto con el agua, forma ácido clorhídrico. Tanto

el cloruro de hidrógeno como el ácido clorhídrico son corrosivos.

PROPIEDADES

Apariencia líquido incoloro o levemente amarillo

Densidad 1190 (solución 37%); 1160 solución 32%;

1120 solución 25% kg/m3; 1,12 g/cm

3

Masa molar 36,46 g/mol

Punto de fusión 247 K (-26 °C)

Punto de ebullición 321 K (48 °C)

Viscosidad 1,9

Acidez (pKa) -6,2[1]

RIESGOS

Ingestión: Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.

Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito.

Inhalación: Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio,

bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco,

mantenerla caliente y quieta. Si se detiene la respiración practicar reanimación cardio

pulmonar.

Piel: Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Retirar de la zona afectada toda la

vestimenta y calzados y lavar con agua abundante durante al menos 20 minutos.

Ojos: Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y

nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua durante al menos

15 minutos.

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APLICACIONES

El ácido clorhídrico se utiliza sobre todo como ácido barato fuerte y volátil. El uso más

conocido es el de desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico:

CaCO3). En esta aplicación se transforma el carbonato cálcico en cloruro cálcico más

soluble y se liberan dióxido de carbono (CO2) y agua:

CaCO3 + 2 HCl → CaCl2 + CO2 + H2O

En química orgánica se aprovecha el ácido clorhídrico a veces en la síntesis de cloruros

orgánicos bien por sustitución de un grupo hidroxilo de un alcohol o por adición del

ácido clorhídrico a un alqueno aunque a menudo estas reacciones no transcurren de una

manera muy selectiva.

Otra importante aplicación del ácido clorhídrico de alta calidad es en la regeneración de

resinas de intercambio iónico. El intercambio catiónico suele utilizarse para eliminar

cationes como Na+ y Ca

2+ de disoluciones acuosas, produciendo agua desmineralizada.

Na+ es reemplazada por H3O

+

Ca2+

es reemplazado por 2 H3O+

En la industria alimentaria se utiliza por ejemplo en la producción de la gelatina

disolviendo con ella la parte mineral de los huesos.

En metalurgia a veces se utiliza para disolver la capa de óxido que recubre un metal,

previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.

También es un producto de partida en la síntesis de policloruro de aluminio o de cloruro

férrico (FeCl3):

Fe2O3 + 6 HCl → 2 FeCl3 + 3 H2O

EFECTOS NOCIVOS

El cloruro de hidrógeno es irritante y corrosivo para cualquier tejido con el que tenga

contacto. La exposición breve a bajos niveles produce irritación de la garganta. La

exposición a niveles más altos puede producir respiración jadeante, estrechamiento de

los bronquiolos, coloración azul de la piel, acumulación de líquido en los pulmones e

incluso la muerte. La exposición a niveles aún más altos puede producir hinchazón y

espasmos de la garganta y asfixia. Algunas personas pueden sufrir una reacción

inflamatoria al cloruro de hidrógeno. Esta condición es conocida como síndrome de

malfuncionamiento reactivo de las vías respiratorias, que es un tipo de asma causado

por ciertas sustancias irritantes o corrosivas.

La mezcla del ácido con agentes oxidantes de uso común, como la lejía, también

llamada lavandina en algunas partes, (hipoclorito de sodio, NaClO) o permanganato de

potasio (KMnO4), produce el tóxico gas cloro.

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Dependiendo de la concentración, el cloruro de hidrógeno puede producir desde leve

irritación hasta quemaduras graves de los ojos y la piel. La exposición prolongada a

bajos niveles puede causar problemas respiratorios, irritación de los ojos y la piel y

descoloramiento de los dientes.

A pesar de estas características los jugos gástricos en el estómago humano contienen

aproximadamente el 3 % de ácido clorhídrico. Allí ayuda a coagular las proteínas y

desempeña un papel importante como coenzima de la pepsina en su digestión. También

ayuda en la hidrólisis de los polisacáridos presentes en la comida. Es secretado por las

células parietales. Éstas contienen una extensiva red de secreción desde donde se secreta

el HCl hacia el lumen del estómago.

Diversos mecanismos previenen el daño del epitelio del tracto digestivo por este ácido:

Reguladores negativos de su salida.

Una gruesa capa mucosa que cubre al epitelio.

Bicarbonato de sodio secretado por las células epiteliales gástricas y el páncreas.

La estructura del epitelio.

Un abastecimiento sanguíneo adecuado.

Prostaglandinas (con múltiples efectos: estimulan las secreciones mucosas y de

bicarbonato, mantienen la integridad de la barrera epitelial, permiten el adecuado

flujo sanguíneo, estimulan la reparación de las membranas de la mucosa

dañadas).

También puede ocurrir que no se produzca suficiente cantidad de ácido clorhídrico en el

estómago. Estos cuadros patológicos son conocidos por los términos hipoclorhidria y

aclorhidria. Pueden conducir a una gastroenteritis.

El ácido clorhídrico en contacto con ciertos metales puede desprender hidrógeno

pudiendo formar atmósferas explosivas en el ambiente, esto puede ocurrir por ejemplo

cuando se usa en los trabajos de decapado de metales.

3.3. ÁCIDO FLUORHÍDRICO

El ácido fluorhídrico es la solución acuosa de fluoruro de hidrógeno, compuesto

químico formado por hidrógeno y flúor (HF)X. No debe ponerse en contacto con

elementos de vidrio ya que puede corroerlo, por esto se manipula utilizando material de

plástico. La forma más común en el que podemos encontrarlo en la naturaleza es HF o

(HF)6.

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PROPIEDADES

Estado de agregación líquido

Apariencia incolora

Densidad 1.140 kg/m3; 1.14 g/cm

3

Masa molar 20,01 g/mol

Punto de fusión 190 K (-83,15 °C)

Punto de ebullición 293 K (19,85 °C)

Acidez (pKa) 3,19

Solubilidad en agua >70 g/100 ml agua (20 °C, 293 K)

Momento dipolar 1,98 D

APLICACIONES

El fluorhídrico se utiliza en química orgánica en la obtención de compuestos orgánicos

fluorados, como catalizador en petroquímica, para obtener criolita (Na3AlF6) artificial

que se emplea en la obtención del aluminio, fluoruros inorgánicos como el hexafluoruro

de uranio (UF6) y a veces como disolvente. También es utilizado en la industria y

preparación de vidrio o cristal en el tallado y grabado del mismo. En estudios

petrográficos de rocas graníticas es utilizado en estado puro para atacar con sus vapores

los silicatos que componen la roca, para luego de un suave lavado con agua destilada ser

cubierto con cobalto-nitrito-de sodio el cual pintara selectivamente de un color amarillo

intenso los feldespatos de potasio, que luego podrán ser distinguidos de los feldespatos

plagioclasas en base a su color y de esta manera se podrá clasificar la roca ígnea.

Toxicología

Se trata de una sustancia irritante, corrosiva y tóxica. En la piel produce quemaduras

muy dolorosas que curan muy mal. Esto se debe a que el calcio necesario en el proceso

de curación precipita con los fluoruros como fluoruro cálcico (CaF2). En caso de

haberse producido una quemadura con fluorhídrico se recomienda lavar con abundante

agua y tratar como primera medida con un gel de gluconato de calcio (que debe estar

disponible en todos los lugares donde haya o se maneje esta sustancia), en su defecto,

utilizar una disolución de lactato cálcico o citrato cálcico o en su defecto con leche.

En caso de aspiración de vapores, se trata de una emergencia médica. Se trata aplicando

oxígeno por máscara (se desaconseja por irritantes otros materiales) si el afectado

respira, controlando su nivel de conciencia. Llegado el caso, se debe aplicar resucitación

de la persona afectada si fuera necesario. En caso de salpicaduras en los ojos, solamente

tratar con solución fisiológica estéril en muy abundante cantidad; al igual que la

respiración, se desaconseja por irritante sustancias basadas en compuestos cálcicos. En

absolutamente todos los casos, se debe tratar en forma médica avanzada luego de prestar

los primeros auxilios.

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3.4. ÁCIDO BROMHÍDRICO

El ácido bromhídrico o bromuro de hidrógeno, en disolución acuosa es un ácido fuerte,

reacciona violentamente con bases y es corrosivo: altamente irritante para los ojos y

para la piel. Es la solución acuosa del gas bromuro de hidrógeno. Tiene un Ka igual a -9,

lo que lo hace un ácido más fuerte que el ácido clorhídrico y menos fuerte que el yoduro

de hidrógeno. Es uno de los ácidos minerales más fuertes conocidos, reacciona

violentamente con oxidantes fuertes como nitratos o cloratos y muchos compuestos

orgánicos, originando peligro de incendio y explosión. Ataca a muchos metales

formando gas inflamable de hidrógeno.

En temperatura ambiente, este tiene forma de gas; es volátil, fumante al aire y más

denso que este, es no inflamable y tiene un olor picante muy parecido al del ácido

clorhídrico. Su densidad es 2,8 g/cm³ respecto al aire, y por presión y enfriamiento se

liquida a -73º C formando un líquido incoloro, que puede solidificarse a -120º C en una

masa cristalina. El peso de un litro de bromhídrico a la presión normal y a 0º C de

temperatura es de 3,6167 gramos. Al igual que el ácido clorhídrico, el ácido

bromhídrico es muy soluble en el agua; reaccionando de forma violenta y liberando gas

inflamable así como gases tóxicos; además, da un líquido de propiedades ácidas

enérgicas que contiene los iones Br- y H+; un volumen de agua a 10º C disuelve unos

600 volúmenes de bromhídrico, y la disolución saturada a 0 °C tiene un peso específico

de 1,78 y contiene 82% de HBr.

PROPIEDADES

Estado de agregación líquido

Apariencia líquido acuoso transparente y amarillento.

Masa molar 80,91 g/mol

Punto de fusión 186 K (-87 °C)

Punto de ebullición 206 K (-67 °C)

Acidez (pKa) -9,0

Solubilidad en agua 100 g/ 100 ml

RIESGOS

Inhalación: Produce corrosión, sensación de quemazón, tos, dolor de garganta. Edema

pulmonar.

Piel: Produce enrojecimiento, quemaduras cutáneas, dolor, corrosión, congelación

grave.

Ojos: Produce corrosión, enrojecimiento, dolor, quemaduras profundas y graves.

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APLICACIONES

El ácido bromhídrico se utiliza para elaborar productos químicos y farmacéuticos,

principalmente para la producción de bromuros inorgánicos, especialmente el bromuro

de zinc, calcio y sodio, también se lo emplea como solvente y en medicación

veterinaria. Es un reactivo útil para la regeneración de compuestos organobromados.

Ciertos éteres se rompen con ácido bromhídrico. También funciona como catalizador de

reacciones de alquilación y de la extracción de ciertos minerales. A partir de ácido

bromhídrico se crean importantes compuestos orgánicos útiles para la industria, como lo

son: bromuro de alilo, fenol y ácido bromoacético.

3.5. ÁCIDO NÍTRICO

El compuesto químico ácido nítrico es un líquido corrosivo, tóxico, que puede ocasionar

graves quemaduras.

Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar

explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como

el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que

reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con

el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el

platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida.

PROPIEDADES

Estado de agregación Líquido

Apariencia Límpido - transparente (si es puro) o amarillento (si posee

residuos de la síntesis industrial)

Densidad 1500 kg/m3; 1,5 g/cm

3

Masa molar 63.012 g/mol

Punto de fusión 231 K (-42 °C)

Punto de ebullición 356 K (83 °C)

Solubilidad en agua Miscible en cualquier proporción

RIESGOS

Ingestión: Corrosivo. Dolor abdominal, sensación de quemazón, shock.

Inhalación: Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del

conocimiento.

Piel: Puede causar graves quemaduras.

Ojos: Quemaduras graves e irritación ocular.

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APLICACIONES

1· Como agente nitrante en la fabricación de explosivos.

2· En la fabricación de abonos.

3· El ácido nítrico es empleado, en algunos casos, en el proceso de pasivación.

4· El ácido nítrico es utilizado en grabado artístico (aguafuerte), también se usa para

comprobar el oro y el platino.

3.6. ÁCIDO HIPOCLOROSO

El ácido hipocloroso es la denominación que se le otorga al ácido que resulta de la

unión del óxido ácido de cloro con H2O. Recibe tal nombre debido a que el cloro actúa

con el estado de oxidación +1, que es el menor de los cuatro que posee: +1, +3, +5 y +7.

Su fórmula química es la siguiente: HClO.

PROPIEDADES

Masa molar 52.46 g/mol

Acidez (pKa) 7.49

Solubilidad en agua Soluble

APLICACIONES

Usos clínicos

Múltiples laboratorios a nivel mundial también trabajan por obtener soluciones estables

de HClO con fines terapéuticos, dirigidas al tratamiento de diversas patologias de piel,

con el fin de ratificar al HClO como el antiséptico del futuro.

El HClO es recomendado en patologias como:

Ulceras de miembros inferiores de cualquier origen (úlceras varicosas,

isquémicas, ulceras de pie diabético etc)

Quemaduras de 2 y 3 grado

Control de infecciones cutáneas.

Cuidado de heridas Limpias, contaminada y con tejido Necrótico.

Lavado y cuidado de exposiciones óseas

Celulitis, Abscesos, Hongos tópicos.

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Otros usos

Debido a que el cloro es el desinfectante universal y a que el HClO es el componente

activo del cloro. El HClO a concentraciones elevadas trabaja muy bien como

desinfectante de superficies y como sustancia dirigida a la inactivación de desechos

hospitalarios. Induciendo desinfección de alto nivel.

3.7. CLORURO DE ZINC

El cloruro de Zinc es un compuesto químico cuya fórmula es ZnCl2. Se conocen nueve

formas cristalinas diferentes de cloruro de zinc, incoloras o blancas, muy solubles en

agua. El ZnCl2 es higroscópico e incluso delicuescente. Por tanto, las muestras deben

protegerse de las fuentes de humedad, incluido el vapor de agua presente en el medio

ambiente. El cloruro de zinc tiene muchas aplicaciones en los procesos textiles,

fabricación de decapantes y de catalizadores para síntesis orgánica.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Gránulos cristalinos blancos.

Densidad 2907 kg/m3; 2,907 g/cm

3

Masa molar 136,3 g/mol

Punto de fusión 556 K (283 °C)

Punto de ebullición 1029 K (756 °C)

Estructura cristalina Cuatro formas conocidas En estado anhidro, la única forma

estable es la Hexagonal de empaquetamiento cerrado (δ)

Solubilidad en agua 432 g/100 mL (25 °C)

APLICACIONES

Decapante en metalurgia

El cloruro de zinc tiene la capacidad de atacar a los óxidos metálicos dando derivados

de fórmula MZnOCl2. Esta reacción es importante por el uso del ZnCl2 como decapante

en soldadura metálica - disuelve las capas de óxido exponiendo la superficie de metal

limpia. Estos decapantes se preparan disolviendo una hoja metálica de zinc en ácido

clorhídrico hasta que el líquido deja de desprender hidrógeno. Debido a su naturaleza

corrosiva, este decapante no es adecuado para situaciones en las que no puedan

limpiarse los residuos, tales como en trabajos de electrónica. Esta propiedad también

permite su uso en la fabricación de cementos de óxido de magnesio para empaste dental

y como ingrediente activo en ciertos enjuagues bucales.

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En síntesis orgánicas

En el laboratorio, es ampliamente usado el cloruro de zinc, principalmente como ácido

de Lewis de fuerza moderada. Puede catalizar reacciones en las que intervienen anillos

aromáticos activados, como: Síntesis de índoles de Fischer, y también Acilación de

Friedel-Crafts.

En procesado textil

Las disoluciones acuosas concentradas (más del 64% masa/masa de cloruro de zinc en

agua) tienen la interesante propiedad de disolver el almidón, la seda, y la celulosa. Por

tanto, tales disoluciones no se pueden filtrar a través de papel de filtro ordinario. El

ZnCl2 se usa como agente resistente al fuego y en ambientadores o absorbeolores

textiles tales como Febreze.

Consideraciones de seguridad

Las sales de zinc son relativamente no tóxicas. Las precauciones aplicables al cloruro de

zinc anhidro ZnCl2 son las mismas aplicables a otros haluros de metal anhidro, esto es,

la hidrólisis puede ser exotérmica y debería evitarse el contacto. Las disoluciones

concentradas son ácidas y corrosivas, atacando especificamente a la celulosa y la seda.

3.8. CLORURO DE HIERRO

El cloruro de hierro (III) o tricloruro de hierro (tradicionalmente llamado cloruro

férrico) es un compuesto químico utilizado a escala industrial perteneciente al grupo de

los haluros metálicos, cuya fórmula es FeCl3. También se le denomina equivocadamente

percloruro de hierro e incluso percloruro férrico. El color de los cristales de cloruro de

hierro (III) dependen del ángulo de visión: cuando reflejan la luz los cristales tienen un

color verde oscuro, pero cuando transmiten la luz su color es rojo purpúreo. Por otra

parte, el hexahidrato (FeCl3·6 H2O) es de color amarillo o amarillo anaranjado. El

cloruro de hierro (III) anhidro es delicuescente y forma una neblina de cloruro de

hidrógeno en presencia de aire húmedo. Se observa muy raramente en su forma natural,

el mineral molisita, que puede hallarse en algunas fumarolas. El cloruro férrico en

solución al 40%, coagulante para tratamiento de aguas y efluentes, se comercializa

habitualmente a granel.

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PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia verde oscuro (cristal)

Densidad 2800 kg/m3; 2,8 g/cm

3

Masa molar 162,20 g/mol

Punto de fusión 533 K (260 °C)

Punto de ebullición 588 K (315 °C)

Solubilidad en agua 92 g/100 ml (20 °C)

RIESGOS

Ingestión: náuseas, vómitos.

Piel: Irritaciones, quemaduras.

Ojos: Irritaciones, quemaduras.

APLICACIONES

Industriales

Se utiliza como coagulante para:

Tratamiento de aguas residuales(efluentes cloacales y efluentes industriales)

Potabilización de agua (tratamiento de agua de río para obtener agua de

consumo)

FeCl3 en medio acuoso ligeramente básico reacciona con el ión hidróxido para formar

flóculos de FeO(OH)-, que puede eliminar los materiales en suspensión.

Fe3+

+ 4 OH− → Fe(OH)4

− → FeO(OH)2

−·H2O

Otro uso importante del FeCl3 es para grabar o decapar el cobre en una reacción redox

que oxida el cobre a cloruro de cobre (I) y luego a cloruro de cobre (II) en la producción

de circuito impreso.

FeCl3 + Cu → FeCl2 + CuCl

FeCl3 + CuCl → FeCl2 + CuCl2

El cloruro de hierro (III) se usa como catalizador de la reacción de adición de etileno

con cloro, formando (1,2-dicloroetano), una materia prima importante para producir

industrialmente cloruro de vinilo, el monómero para fabricar PVC.

H2C=CH2 + Cl2 → ClCH2CH2Cl

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De laboratorio

El cloruro de hierro (III) se usa en el laboratorio como ácido de Lewis para reacciones

de catálisis tales como cloración y reacción de Friedel-Crafts de compuestos aromáticos.

Es menos potente que cloruro de aluminio, pero esta menor fortaleza conduce a veces a

rendimientos más altos, como en la alquilación de benceno:

La prueba del cloruro férrico es una prueba colorimétrica tradicional para fenoles, que

usa una disolución al 1% de cloruro de hierro (III) que ha sido neutralizada con

hidróxido de sodio hasta que se forme una pequeña precipitación de FeO(OH).6 La

mezcla se filtra antes de ser usada. La sustancia orgánica se disuelve en agua, metanol o

etanol, luego se añade la disolución neutra de cloruro: una coloración transitoria o

permanente (normalmente púrpura, verde o azul) indica la presencia de un fenol o enol.

Uso en Electrónica

Una de sus más importantes aplicaciones es en electrónica para producir placas de

circuito impreso en bajas cantidades. El cloruro férrico reacciona con el cobre dando

cloruro ferroso y cloruro cúprico.

Otros usos

El cloruro de hierro (III) anhidro se usa a veces como reactivo deshidratante en ciertas

reacciones.

Lo usan los fabricantes de cuchillos y espadas artesanales para teñir las hojas y para dar

un efecto de contraste al metal y para ver las imperfecciones del mismo.

También se usa para el fotograbado de láminas de cobre para imprimir imágenes

fotográficas al aguafuerte o por intaglio y para grabar los cilindros de fotograbado

usados en la industria de artes gráficas.

PRECAUCIONES

El cloruro de hierro (III) es corrosivo para los metales ferrosos y algunos metales no

ferrosos como el cobre y sus aleaciones. Evite el contacto con metales.

El material anhidro es un poderoso agente deshidratante pudiendo provocar quemaduras

en la piel, en solución mancha la piel y puede provocar irritación. Use guantes.

Provoca quemaduras por contacto con los ojos. Use antiparras.

Las sales de hierro son moderadamente tóxicas por inhalación. Cuando trabaja con sales

de hierro en polvo use la campana del laboratorio o use mascara con filtro para polvos.

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3.9. CLORURO DE SODIO

El cloruro de sodio, sal de mesa, o en su forma mineral halita, es un compuesto químico

con la fórmula NaCl. El cloruro de sodio es una de las sales responsable de la salinidad

del océano y del fluido extracelular de muchos organismos. También es el mayor

componente de la sal comestible, es comúnmente usada como condimento y

conservante de comida.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Incoloro; aunque parece blanco si son cristales finos o

pulverizados.

Densidad 2165 kg/m3; 2,165 g/cm

3

Masa molar 58,4 g/mol

Punto de fusión 1074 K (801 °C)

Punto de ebullición 1738 K (1465 °C)

Estructura cristalina f.c.c.

Solubilidad en agua 35,9 g por 100 mL de agua

KPS 37,79 mol2

RIESGOS

Ingestión: Peligroso en grandes cantidades; su uso a largo plazo en cantidades normales

puede traer problemas en los riñones.

Inhalación: Puede producir irritación en altas cantidades.

Piel: Puede producir resequedad.

Ojos: Puede producir irritación y molestia.

APLICACIONES

El sodio es un nutriente esencial que las plantas necesitan en muy bajas dosis. Sin

embargo, con dosis un poco altas la sal es tóxica.

Ciertos grupos de plantas como las plantas C4 o la CAM necesitan dosis mayores de

este elemento y otras llamadas halófitas son más tolerantes al exceso de sal.

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3.10. CLORURO DE HIDRÓGENO

El cloruro de hidrógeno es un compuesto químico de fórmula HCl, formado por un

átomo de cloro unido a uno de hidrógeno. A condiciones normales de presión y

temperatura (CNPT) es un gas más denso que el aire. Es un compuesto tóxico,

corrosivo, de olor picante y sofocante.

En su forma anhidra, no ataca metales ni aleaciones. Pero en presencia de humedad

produce vapores de ácidos que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata,

el oro, el platino y el tantalio.

PROPIEDADES

Estado de agregación Gas

Densidad 118 kg/m3; 0.118 g/cm

3

Masa molar 36,46 g/mol

Punto de fusión 158.25 K (-114,9 °C)

Punto de ebullición 188.09 K (-85.06 °C)

Acidez (pKa) -4

RIESGOS

Ingestión: Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.

Se recomienda beber agua o leche y NO inducir el vómito.

Inhalación: Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio,

bronquitis crónica. Se recomienda llevar a la persona a un lugar con aire fresco,

mantenerla caliente y quieta. Si para la respiración practicar reanimación

cardiopulmonar.

Piel: Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Remover de la zona afectada toda

la vestimenta y calzados y hacer correr agua por al menos 20 minutos.

Ojos: Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y

nasal, úlcera nasal. Lavar el o los ojos expuestos con abundante agua por al menos 15

minutos.

PRECAUCIONES

Es altamente peligroso el contacto con la piel, los ojos y otras mucosas, y no se debe

inhalar ni ingerirse disuelto en agua. Por lo tanto, a la hora de emplear este gas reactivo,

es necesario usar guantes, lentes y mascarillas. En caso de ingestión, asistir a su médico

lo más pronto posible.

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3.11. ÓXIDO DE HIERRO

Los óxidos de hierro son compuestos químicos formados por hierro y oxígeno. Se

conocen 16 óxidos de hierro.

Estos compuestos son óxidos (hematita, magnetita, maghemita, β-Fe2O3, ε-Fe2O3,

Wüstite), o hidróxidos y oxihidróxidos (goetita, lepidocrocita, akaganeíta, feroxihita, δ-

FeOOH, FeO(OH) de alta presión, ferrihidrita, bernalita, Fe(OH)2).

Algunos de estos óxidos son utilizados en cerámica, particularmente en vidriados. Los

óxidos de hierro, como los óxidos de otros metales, proveen el color de algunos vidrios

después de ser calentados a altas temperaturas. También son usados como pigmento.

Óxidos de hierro

Óxido de hierro (II) u óxido ferroso (FeO). El polvo de óxido ferroso puede

causar explosiones ya que literalmente entra en combustión.

Óxido de hierro (III) u óxido férrico (Fe2O3). En su estado natural es conocido

como hematita. También es purificado para su uso como soporte de

almacenamiento magnético en audio e informática. Esta es la forma de óxido

comúnmente vista en hierros y estructuras de acero oxidadas que ataca desde

puentes hasta carrocerías de automóviles y la cual es tremendamente destructiva.

Óxido de hierro (II, III) u óxido ferroso férrico (Fe3O4). En su estado natural

es conocido como magnetita, un mineral de color negruzco que constituye una

de las fuentes principales de obtención de hierro. Esta forma de óxido tiende a

ocurrir cuando el hierro se oxida bajo el agua y por eso es frecuente encontrarlo

dentro de tanques o bajo la línea de flotación de los barcos.

La variedad de colores de óxido de hierro III (azul, verde y violeta) que simula el

atardecer, se debe principalmente a la habilidad del hierro de cambiar sus electrones en

el penúltimo nivel de energía con modificación en el spin. De esto se intuye, que el

camuflaje de las iguanas se debe a la inclusión de este elemento sobre su piel.

El óxido de hierro (II) (también conocido como óxido ferroso) es uno de los óxidos de

hierro, cuya fórmula es FeO. El óxido ferroso es un polvo de color negro. En este

compuesto, la valencia del hierro es +2. Su forma mineral es la wustita.

APLICACIONES

El óxido ferroso se usa como pigmento. La Administración de Drogas y Alimentos lo ha

aprobado para su uso en productos cosméticos y, además, se utiliza en algunas tintas de

tatuajes.

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PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia cristales negros

Densidad 5745 kg/m3; 5,745 g/cm

3

Masa molar 71.844 g/mol

Punto de fusión 1650 K (1377 °C)

Punto de ebullición 3687 K (3414 °C)

Solubilidad en agua Insoluble

3.12. ÓXIDO DE NITRÓGENO

El óxido de nitrógeno (II), óxido nítrico o monóxido de nitrógeno (NO) es un gas

incoloro y poco soluble en agua presente en pequeñas cantidades en los mamíferos. Está

también extendido por el aire siendo producido en automóviles y plantas de energía. Se

lo considera un agente tóxico.

No debe confundirse con el óxido nitroso (N2O), con el dióxido de nitrógeno (NO2) o

con cualquiera del resto de los óxidos de nitrógeno existentes.

Es una molécula altamente inestable en el aire ya que se oxida rápidamente en presencia

de oxígeno convirtiéndose en dióxido de nitrógeno. Por esta razón se la considera

también como un radical libre.

PROPIEDADES

Estado de agregación Gas

Apariencia Gas incoloro

Densidad 1.03 kg/m3; 0,00103 g/cm

3

Masa molar 30,01 g/mol

Punto de fusión 109,5 K (-163,65 °C)

Punto de ebullición 121 K (-152,15 °C)

Temperatura crítica 180 K ( °C)

Solubilidad en agua 0,0056 g

Momento dipolar 0,15 D

RIESGOS

Ingestión: Usado en medicina, pero las sobredosis son perjudiciales.

Inhalación: Peligroso, puede ser fatal.

Piel: Irritante.

Ojos: Puede causar irritación.

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Efectos medioambientales

Este gas en el aire puede convertirse, más tarde, en ácido nítrico produciendo así lluvia

ácida. Además el NO y el NO2 participan en la depleción de la capa de ozono.

Su efecto para con la radiación solar es doble. Mientras se encuentra en la baja

atmósfera contribuyen al calentamiento global, en cambio, en la alta lo hacen al

oscurecimiento global.

APLICACIONES

El monóxido de nitrógeno es el producto primario de la combustión catalítica del

amoníaco mediante el método de Ostwald y, por lo tanto, un intermediario importante

en la producción del ácido nítrico (HNO3). En el laboratorio se genera más

convenientemente por reacción de ácido nítrico diluido con cobre, si los otros productos

posibles de la reacción como el dióxido de nitrógeno no molestan o pueden ser

eliminados (por ejemplo, por absorción en agua).

Se usa para detectar radicales en la superficie de polímeros.

3.13. ÓXIDO DE CALCIO

El óxido de calcio, cal o cal viva, es un compuesto químico de fórmula CaO. Esta

palabra interviene en el nombre de otras sustancias, como por ejemplo la «cal apagada»

o «cal muerta», que es hidróxido de calcio, Ca(OH)2.

Antiguamente se usaba «cal» en vez de «calcio», en algunos nombres de compuestos

donde interviene este elemento, como el "talco" o "aljez" (sulfato de calcio dihidratado,

CaSO4•2H2O) o el mármol o "gis" (carbonato de calcio, CaCO3).

Los depósitos sedimentarios de carbonato de calcio se llaman caliches.

Este material utilizado para hacer mortero de cal se obtiene de las rocas calizas

calcinadas a una temperatura entre 900 y 1200 °C, durante días, en un horno rotatorio o

en un horno tradicional, romano o árabe. En estas condiciones el carbonato es inestable

y pierde una molécula de óxido de carbono (IV).

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El óxido de calcio reacciona violentamente con el agua, haciendo que ésta alcance los

90 °C. Se forma entonces hidróxido de calcio, también llamado cal apagada, o Ca(OH)2.

El hidróxido de calcio reacciona otra vez con el óxido de carbono (IV) del aire para

formar de nuevo carbonato de calcio (cal). En esta reacción la masa se endurece. Por

esto el óxido de calcio forma parte de formulaciones de morteros, especialmente a la

hora de enlucir paredes de color blanco.

La cal se ha usado, desde la más remota antigüedad, de conglomerante en la

construcción; también para pintar (encalar) muros y fachadas de los edificios

construidos con adobes o tapial, habitual en las antiguas viviendas mediterráneas, en la

fabricación de fuego griego. En algunos países de Latinoamérica, la cal se utiliza para el

proceso de nixtamal, proceso utilizado para hacer sémola de maíz y masa para tortillas.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Blanco

Densidad 3300 kg/m3; 3,3 g/cm

3

Masa molar 56,1 g/mol

Punto de fusión 3200 K (2927 °C)

Punto de ebullición 3773 K (3500 °C)

Solubilidad en agua Reacciona

RIESGOS

Ingestión: Peligroso, causa irritación, en grandes dosis puede ser fatal.

Inhalación: Peligroso; causa irritación, bronquitis química o la muerte en casos de

exposición a largo plazo.

Piel: Irritación y posibles quemaduras.

Ojos: Puede causar daños permanentes.

Aspectos relacionados con la salud

A causa de la fuerte reacción de la cal al entrar en contacto con el agua, la cal produce

irritaciones severas si es inhalada o si entra en contacto con piel húmeda o los ojos. Su

inhalación puede causar tos, estornudos, y respiración anormal. En el siguiente estado

puede producir la perforación del tabique nasal, dolores abdominales, náusea y vómitos.

Si bien la cal no está considerada un riesgo de incendio, su reacción con el agua puede

liberar una cantidad de energía como la requerida para encender materiales

combustibles.

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3.14. ÓXIDO DE NITRÓGENO

El óxido de nitrógeno (I), óxido de dinitrógeno, protóxido de nitrógeno, anhídrido

nitroso, óxido nitroso, gas hilarante, o también gas de la risa (N2O) es un gas incoloro

con un olor dulce y ligeramente tóxico. Provoca alucinaciones, un estado eufórico y en

algunos casos puede provocar pérdida de parte de la memoria humana. No es inflamable

ni explosivo, pero soporta la combustión tan activamente como el oxígeno cuando está

presente en concentraciones apropiadas con anestésicos o material inflamable.

PROPIEDADES

Estado de agregación Gas

Apariencia Gas incoloro

Densidad 1.2228 kg/m3; 0,0012228 g/cm

3

Masa molar 44,01 g/mol

Punto de fusión 182,29 K (-90,86 °C)

Punto de ebullición 184,67 K (-88,48 °C)

Temperatura crítica 309,6 K ( °C)

Solubilidad en agua 0,112 g en 100 g de agua

RIESGOS

Inhalación: Puede causar asfixia.

Piel: Peligroso comprimido o criogénico.

Ojos: Peligroso comprimido o criogénico.

APLICACIONES

Usos en automovilismo

Hoy en día este gas es utilizado en automóviles convencionales modificados. La cadena

molecular del gas se rompe durante la combustión en la cámara, a unos 275 °C de

temperatura, produciendo un aumento del oxígeno disponible para la combustión con el

consecuente aumento de potencia. Así mismo el nitrógeno liberado presente en la

cámara actúa como un amortiguador térmico tras el aumento de energía liberada. Las

características en la entrega de potencia de los equipos de óxido nitroso limitan su uso

en vehículos de serie a aumentos de potencia que normalmente no superan los 100

caballos y que más bien rondan entre los 50 y 75 caballos. Para el uso de mayores

potencias se han diseñado sistemas progresivos de inyección del gas en cuestión,

permitiendo así una rampa de aumento de potencia y evitar así las sobrecargas por

shock en el conjunto motriz y la transmisión.

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Además para altas potencias es necesaria la modificación de diversos componentes del

motor. El uso de equipos de óxido nitroso en vehículos de serie, requiere una variación

en la puesta a punto del avance de encendido, siendo necesario un atraso del mismo.

También se recomienda el uso de bujías con un grado térmico mayor ("bujías frías"), lo

cual asegura una mejor extracción del exceso de calor en la cámara para así evitar la

detonación. (Detonación en Motores). Es necesario recordar que debido al aumento de

comburente en la cámara durante la inyección del gas, se necesita un aumento también

del combustible inyectado hacia la cámara, para así mantener una relación

aire/combustible adecuada (Relación Aire Combustible).

Farmacocinética

El óxido nitroso es muy insoluble en sangre y otros tejidos, proveyendo de una

inducción rápida de la anestesia y a la vez, rápida recuperación después de suspender el

suministro. Es casi completamente eliminado por los pulmones, con una mínima

difusión a través de la piel. No se biotransforma. Este gas quizás sea desintegrado por la

interacción con la vitamina B12, presente en las bacterias intestinales. Esto resulta en

una disminución en la síntesis de metionina, originando signos de deficiencia de

vitamina B12 (anemia megaloblástica, neuropatía periférica) al utilizar óxido nitroso a

largo plazo. Por esa razón no se utiliza como analgésico a largo plazo o como sedante

en situaciones de cuidado intensivo.

Calentamiento global

El óxido nitroso es un poderoso gas de efecto invernadero, por lo que las emisiones de

este gas se las responsabiliza parcialmente junto con el dióxido de carbono, el metano y

algunos aerosoles, como los de provocar el calentamiento global.

3.15. MONÓXIDO DE CARBONO

El monóxido de carbono también denominado óxido de carbono (II), gas carbonoso y

anhídrido carbonoso (los dos últimos cada vez más en desuso) cuya fórmula química es

CO, es un gas inodoro, incoloro, inflamable y altamente tóxico. Puede causar la muerte

cuando se respira en niveles elevados. Se produce por la combustion incompleta de

sustancias como gas, gasolina, keroseno, carbón, petróleo, tabaco o madera. Las

chimeneas, las calderas, los calentadores de agua o calefones y los aparatos domésticos

que queman combustible, como las estufas u hornallas de la cocina o los calentadores a

kerosina, también pueden producirlo si no están funcionando bien. Los vehículos

detenidos con el motor encendido también lo despiden. También se puede encontrar en

las atmósferas de las estrellas de carbono.

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PROPIEDADES

Estado de agregación Gas

Apariencia Incolora

Densidad 1.145 kg/m3; 0,001145 g/cm

3

Masa molar 28,0 g/mol

Punto de fusión 68 K (-205,15 °C)

Punto de ebullición 81 K (-192,15 °C)

Solubilidad en agua 0,0026 g en 100 g de agua

RIESGOS

Ingestión: Puede causar vómito y diarrea.

Inhalación: Muy peligroso, puede ser fatal.

Piel: Inhalación puede causar lesiones cutáneas. Evitar contacto con líquido criogénico.

Ojos: Inhalación puede causar problemas a largo plazo en la visión.

Intoxicación

Si se respira, aunque sea en moderadas cantidades, el monóxido de carbono puede

causar la muerte por envenenamiento en pocos minutos porque sustituye al oxígeno en

la hemoglobina de la sangre. Una vez respirada una cantidad bastante grande de

monóxido de carbono (teniendo un 75% de la hemoglobina con monóxido de carbono)

la única forma de sobrevivir es respirando oxígeno puro. Cada año un gran número de

personas pierde la vida accidentalmente debido al envenenamiento con este gas. Las

mujeres embarazadas y sus bebés, los niños pequeños, las personas mayores y las que

sufren de anemia, problemas del corazón o respiratorios pueden ser mucho más

sensibles al monóxido de carbono.

3.16. DIÓXIDO DE CARBONO

El dióxido de carbono, también denominado óxido de carbono (IV), gas carbónico y

anhídrido carbónico (los dos últimos cada vez más en desuso), es un gas cuyas

moléculas están compuestas por dos átomos de oxígeno y uno de carbono. Su fórmula

química es CO2.

Su representación por estructura de Lewis es: O=C=O. Es una molécula lineal y no

polar, a pesar de tener enlaces polares. Esto se debe a que, dada la hibridación del

carbono, la molécula posee una geometría lineal y simétrica.

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PROPIEDADES

Estado de agregación Gas

Apariencia Gas incoloro

Densidad 1.6 kg/m3; 0,0016 g/cm

3

Masa molar 44,0 g/mol

Punto de fusión 195 K (–78 °C)

Punto de ebullición 216 K (–57 °C)

Estructura cristalina Parecida al cuarzo

Viscosidad 0,07 cP a −78 °C

Acidez (pKa) 6,35 y 10,33

Solubilidad en agua 1,45 kg/m³

RIESGOS

Ingestión: Puede causar irritación, náuseas, vómitos y hemorragias en el tracto

digestivo.

Inhalación: Produce asfixia, causa hiperventilación. La exposición a largo plazo es

peligrosa.

Piel: En estado líquido puede producir congelación.

Ojos: En estado líquido puede producir congelación.

APLICACIONES

Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el fuego.

En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.

También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede

ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún

sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir

otro ácido más contaminante como el sulfúrico.

En agricultura, se puede utilizar como abonado. Aunque las plantas no pueden

absorberlo por las raíces, se puede añadir para bajar el pH, evitar los depósitos de cal y

hacer más disponibles algunos nutrientes del suelo.

También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en máquinas

frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para crear

niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y los

espectáculos.

Otro uso que está incrementándose es como agente extractante cuando se encuentra en

condiciones supercríticas, dada su escasa o nula presencia de residuos en los extractos.

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Este uso actualmente se reduce a la obtención de alcaloides como la cafeína y

determinados pigmentos, pero una pequeña revisión por revistas científicas puede dar

una visión del enorme potencial que este agente de extracción presenta, ya que permite

realizar extracciones en medios anóxidos, lo que permite obtener productos de alto

potencial antioxidante. Es utilizado también como material activo para generar luz

coherente (Láser de CO2). Junto con el agua, es el disolvente más empleado en procesos

con fluidos supercríticos

3.17. PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

El peróxido de hidrógeno (H2O2), también conocido como agua oxigenada o dioxidano,

es un compuesto químico con características de un líquido altamente polar, fuertemente

enlazado con el hidrógeno tal como el agua, que por lo general se presenta como un

líquido ligeramente más viscoso que éste. Es conocido por ser un poderoso oxidante.

A temperatura ambiente es un líquido incoloro con sabor amargo. Pequeñas cantidades

de peróxido de hidrógeno gaseoso se encuentran naturalmente en el aire. El peróxido de

hidrógeno es inestable y se descompone lentamente en oxígeno y agua con liberación de

calor. Su velocidad de descomposición puede aumentar mucho en presencia de

catalizadores. Aunque no es inflamable, es un agente oxidante potente que puede causar

combustión espontánea cuando entra en contacto con materia orgánica o algunos

metales, como el cobre, la plata o el bronce.

El peróxido de hidrógeno se encuentra en bajas concentraciones (3 a 9%) en muchos

productos domésticos para usos medicinales y como blanqueador de vestimentas y el

cabello. En la industria, el peróxido de hidrógeno se usa en concentraciones más altas

para blanquear telas y pasta de papel, y al 90% como componente de combustibles para

cohetes y para fabricar espuma de caucho y sustancias químicas orgánicas. En otras

áreas, como en la investigación, se utiliza para medir la actividad de algunas enzimas,

como la catalasa.

PROPIEDADES

Estado de agregación Líquido

Apariencia Incolora

Densidad 1400 kg/m3; 1,4 g/cm

3 Masa molar 34,0147 g/mol

Punto de fusión 272.6 K (–0.4 °C)

Punto de ebullición 423.35 K (150.2 °C)

Viscosidad 1,245 cP a 20 °C

Acidez (pKa) 11,65

Solubilidad en agua Miscible

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RIESGOS

Ingestión: Serios daños, posiblemente fatal.

Inhalación: Irritación severa, posiblemente fatal.

Piel: Agente aclarante y desinfectante. Causa ardor casi inmediatamente

Ojos: Peligroso.

APLICACIONES

Industriales

El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa

de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más como

sustituto del cloro.

En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos, pollos, carnes, huesos,

y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites vegetales.

En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la elaboración de

fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales.

Aeroespaciales

El peróxido de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible de

cohetes en motores de cohete monopropelentes o como aportación de oxígeno en

motores bipropelentes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración del 90%,

y es extremadamente puro.

También se usa en concentraciones al 80% como impulsor de las turbo bombas que

alimentan tanto el combustible como el oxidante en grandes motores de cohete.

Restauración de objetos de arte

El peróxido de hidrógeno se emplea en trabajos de restauración. En muchas pinturas

antiguas, los pigmentos blancos a base de carbonato de plomo (II) se han decolorado

debido a la formación del sulfuro de plomo (II), que posee un particular color negro. El

peróxido de hidrógeno, reacciona de manera que logra convertir el sulfuro de plomo (II)

a sulfato de plomo (II) (color blanco). Ambas sales son insolubles en agua.

Uso terapéutico

El peróxido de hidrógeno está generalmente reconocido como seguro por las principales

agencias sanitarias del mundo para su uso como agente antimicrobiano, agente oxidante

y otros propósitos. Ha sido utilizado como agente antiséptico y antibacteriano desde

hace muchos años debido a su efecto oxidante. Aunque su uso ha descendido los

últimos años debido a la popularidad de otros productos sustitutivos, todavía se utiliza

en muchos hospitales y clínicas.

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Desinfección

El peróxido de hidrógeno es un antiséptico general. Su mecanismo de acción se debe a

sus efectos oxidantes: produce OH y radicales libres que atacan una amplia variedad de

compuestos orgánicos, entre ellos lípidos y proteínas que componen las membranas

celulares de los microorganismos. La enzima catalasa presente en los tejidos degrada

rápidamente el peróxido de hidrógeno, produciendo oxígeno, que dificulta la

germinación de esporas anaerobias.

Se utiliza en dermoaplicaciones, limpieza de dentaduras y desinfección bucal, así como

en desinfección de lentes de contacto en el campo de la óptica.

Además, aprovechando la actividad de la peroxidasa presente en la sangre, también se

usa junto a la fenolftaleína para detectar la presencia de sangre (Prueba de Kastle-

Meyer).

Otros usos domésticos

Acuarios (desinfección): el peróxido de hidrógeno (de 10 volúmenes) puede ser usado

en los acuarios de peces tropicales para combatir a la Cyanobacteria, la cual muere en

un plazo inferior a las 12 horas desde su aplicación incorporando 15 ml/100 L de agua.

3.18. HIDRÓXIDO DE SODIO

El hidróxido de sodio (NaOH) o hidróxido sódico, también conocido como sosa

cáustica o soda cáustica, es un hidróxido cáustico usado en la industria (principalmente

como una base química) en la fabricación de papel, tejidos, y detergentes. Además es

usado en la Industria Petrolera en la elaboración de Lodos de Perforación base Agua.

A temperatura ambiente, el hidróxido de sodio es un sólido blanco cristalino sin olor

que absorbe humedad del aire (higroscópico). Es una sustancia manufacturada. Cuando

se disuelve en agua o se neutraliza con un ácido libera una gran cantidad de calor que

puede ser suficiente como para encender materiales combustibles. El hidróxido de sodio

es muy corrosivo. Generalmente se usa en forma sólida o como una solución de 50%.

El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y

productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón,

lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción

electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.

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El hidróxido sódico, en su mayoría, se fabrica por el método de caustificación, es decir,

juntando otro hidróxido con un compuesto de sodio:

Ca(OH)2 (aq) + Na2CO3 (aq) → 2 NaOH (aq) + CaCO3 (s)

Aunque modernamente se fabrica por electrólisis de una solución acuosa de cloruro

sódico o salmuera. Es un subproducto que resulta del proceso que se utiliza para

producir cloro.

Ánodo: 2Cl- → Cl2 (gas) + 2e

-

Cátodo: 2H2O + 2e- → H2 + 2OH

-

Al ir progresando la electrólisis se van perdiendo los cloruros siendo sustituidos por

iones hidróxido, que combinados con los cationes sodio presentes en la disolución

forman el hidróxido sódico. Los cationes sodio no se reducen a sodio metálico debido a

su bajísimo potencial.

Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método

tradicional para producir margarina común, una pretzel y también es usado para

elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

Además este producto se usa como desatascador de cañerías.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Blanco

Densidad 2100 kg/m3; 2,1 g/cm

3

Masa molar 39,99713 g/mol

Punto de fusión 596 K (323 °C)

Punto de ebullición 1663 K (1390 °C)

Solubilidad en agua 111 g/100 ml (20 °C)

RIESGOS

Ingestión: Puede causar daños graves y permanentes al sistema gastrointestinal.

Inhalación: Irritación con pequeñas exposiciones, puede ser dañino o mortal en altas

dosis.

Piel: Peligroso. Los síntomas van desde irritaciones leves hasta úlceras graves.

Ojos: Peligroso. Puede causar quemaduras, daños a la córnea o conjuntiva.

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3.19. HIDRÓXIDO DE POTASIO

El hidróxido de potasio (también conocido como potasa cáustica) es un compuesto

químico inorgánico de fórmula KOH, tanto él como el hidróxido de sodio (NaOH), son

bases fuertes de uso común. Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La

mayoría de las aplicaciones explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad

natural. Se estiman en 700 000 a 800 000 toneladas la producción de hidróxido de

potasio en 2005 (del NaOH se producen unas cien veces más).

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Blanco

Densidad 2040 kg/m3; 2,04 g/cm

3

Masa molar 56,1056 g/mol

Punto de fusión 633,15 K (360 °C)

Punto de ebullición 1593,15 K (1320 °C)

Solubilidad en agua 119 g en 100 g de agua

RIESGOS

Ingestión: Muy peligroso, puede causar daños permanentes, incluso la muerte.

Inhalación: Muy peligroso, altas dosis pueden causar daños permanentes. Efectos

debido a la exposición a largo plazo desconocidos.

Piel: Causa quemaduras de diversos grados.

Ojos: Causa quemaduras de diversos grados.

APLICACIÓN

El KOH es especialmente significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones

suaves y líquidos, así como por estar presente en numerosos compuestos químicos que

contienen potasio.

La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes

"jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de

sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan

menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente

limpiador que los jabones licuificados basados en sodio.

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3.20. HIDRÓXIDO DE CALCIO

El hidróxido de calcio, también conocido como cal muerta y/o cal apagada, es un

hidróxido cáustico con la fórmula Ca(OH)2. Es un cristal incoloro o polvo blanco,

obtenido al reaccionar óxido de calcio con agua. Puede también precipitarse mezclando

una solución de cloruro de calcio con una de hidróxido de sodio.

Si se calienta a 512 °C,1 el hidróxido de calcio se descompone en óxido de calcio y

agua. La solución de hidróxido de calcio en agua es una base fuerte que reacciona

violentamente con ácidos y ataca varios metales. Se enturbia en presencia de dióxido de

carbono por la precipitación de carbonato de calcio.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Polvo blanco

Densidad 2211 kg/m3; 2,211 g/cm

3

Masa molar 74,093 g/mol

Punto de descomposición 653 K ( °C)

Estructura cristalina Hexagonal

Alcalinidad (pKb) -2.37

Solubilidad en agua 0.185g/100 cm³

APLICACIONES

Por su carácter de base poderosa, tiene usos variados como:

o En el proceso para la neutralización de ácido sobrante

o En la remineralización de agua desalada

o En la industria petrolera para la manufactura de aditivos para el petróleo

crudo

o En la industria química para la manufactura de estereato de calcio

o En la industria alimenticia para el procesamiento de agua para bebídas

alcohólicas y carbonatadas

o Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en la

manufactura de sal para comida y farmacopea

o Componente para la nixtamalización del maíz para producir tortillas.

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Como rellenante

o En la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido

o Para la manufactura de discos de freno

o Para la manufactura de ebonita

o Para la preparación de mezclas secas para pintura y decoración

o Para mezclas de pesticidas

o Como material de tratamiento de los conductos radiculares Endodoncia ó

protección pulpar directa o indirecta en caso de restauraciones coronarias

dentales [operatoria dental]

Como pintura para muchas canchas de deportes como el fútbol y el tenis

3.21. CARBONATO DE CALCIO

El carbonato de calcio es un compuesto químico, de fórmula CaCO3. Es una sustancia

muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente principal, en todas

partes del mundo y es el principal componente de conchas y esqueletos de muchos

organismos (moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la causa principal del

agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento de calcio, como

antiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de vidrio y cemento,

entre otros productos.

Es el componente principal de los siguientes minerales y rocas:

Calcita.

Aragonito.

Caliza.

Travertino.

Mármol.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Polvo blanco inodoro.

Densidad 2700 kg/m3; 2,7 g/cm

3

Masa molar 100,1 g/mol

Solubilidad en agua 0,0013g por cada 100g de agua

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RIESGOS

Ingestión: En cantidad excesiva puede causar irritación gástrica leve e inflamación en

la garganta. Su ingestión crónica puede causar hipercalcemia, alcalosis y daño renal.

Inhalación: En grado excesivo puede causar irritación respiratoria leve.

Piel: Leve riesgo, puede causar irritación.

Ojos: Leve riesgo, puede causar irritación.

Presencia en los organismos vivos

El carbonato cálcico es componente principal de muchas estructuras presentes en

organismos vivos. Algunos ejemplos son: Reino Protista, En algas como Padina

pavonica. Reino Metazoo. En las cáscaras de huevo de reptiles y aves.

3.22. CARBONATO DE SODIO

El carbonato sódico es una sal blanca y translúcida de fórmula química Na2CO3, usada

entre otras cosas en la fabricación de jabón, vidrio y tintes. Es conocido comúnmente

como barrilla, natrón, soda Solvay, ceniza de soda y sosa (no confundir con la sosa

cáustica).

Puede hallarse en la naturaleza u obtenerse artificialmente, gracias a un proceso ideado

y patentado en 1791 por el médico y químico francés Nicolás Leblanc.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Sólido blanco

Densidad 2540 kg/m3; 2,54 g/cm

3

Masa molar 105.9885 g/mol

Punto de fusión 1124 K (851 °C)

Punto de ebullición 1873 K (1600 °C)

Solubilidad en agua 10,9 g por cada 100 g de agua

RIESGOS

Ingestión: Causa irritación.

Inhalación: Dañina, deben evitarse especialmente exposiciones prolongadas.

Piel: Irritaciones y posiblemente quemaduras.

Ojos: Irritación grave, posiblemente con heridas graves.

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APLICACIONES

El carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y

otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero.

En la fabricación de detergentes, el carbonato de sodio es indispensable en las

formulaciones al objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias

que lo componen, enzimas, tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado.

No es de menos importancia el empleo del carbonato de sodio en aquellos procesos en

los que hay que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de

aguas de la industria, así como en los procesos de flotación. Cerámica, jabones,

limpiadores, ablandador de aguas duras, refinación de petróleos, producción de

aluminio, textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, preparación de

farmacéuticos, soda cáustica, bicarbonato de sodio, nitrato de sodio y varios otros usos.

El carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y

poder trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red.

3.23. CIANURO DE POTASIO

El cianuro de potasio o KCN es la sal de potasio del cianuro de hidrógeno o ácido

hidrociánico. Es un compuesto cristalino incoloro, similar en apariencia al azúcar, y

altamente soluble en agua. Altamente tóxico, el KCN tiene un olor como el de las

almendras amargas, pero no todos pueden oler porque la capacidad de la misma se debe

a un rasgo génico. Es una de las pocas sustancias que forma compuestos solubles con el

oro, y por esto se usa en joyería para el dorado químico y para darle brillo. Puede usarse

en la minería de oro para extraer el metal de los minerales, aunque se usa cianuro de

sodio más comúnmente. Se usa a menudo por entomólogos como un agente para matar

en los tarros de insectos, ya que la mayoría de los insectos sucumben en segundos,

minimizando el daño en incluso las clases más frágiles.

PROPIEDADES

Estado físico y aspecto Cristales higroscópicos o sólido en diversas formas, de

olor característico. Inodoro seco.

Punto de ebullición 1625 °C

Punto de fusión 634 °C

Densidad 1.52gr / cm3

Solubilidad en agua 71,60 gr/100 ml a 25 °C

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RIESGOS

La sustancia irrita fuertemente los ojos, la piel y el tracto respiratorio, puede causar

efectos en respiración celular, dando lugar a convulsiones y pérdida del conocimiento.

La exposición puede producir la muerte. Se recomienda vigilancia médica.

3.24. BICARBONATO DE SODIO

El bicarbonato de sodio (también llamado bicarbonato sódico o hidrogeno carbonato de

sodio o carbonato ácido de sodio) es un compuesto sólido cristalino de color blanco

muy soluble en agua, con un ligero sabor alcalino parecido al del carbonato de sodio, de

fórmula NaHCO3. Se puede encontrar como mineral en la naturaleza o se puede

producir artificialmente.

Cuando se expone a un ácido moderadamente fuerte se descompone en dióxido de

carbono y agua.

Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono se usa

junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en la producción

de gaseosas. Algunas levaduras panaderías contienen bicarbonato de sodio.

Antiguamente se usaba como fuente de dióxido de carbono para la gaseosa Coca Cola.

Es el componente fundamental de los polvos extintores de incendios o polvo BC.

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia blanco cristalino

Densidad 2173 kg/m3; 2,173 g/cm

3

Masa molar 84,0 g/mol

Punto de fusión 323,15 K (50 °C)

Punto de descomposición 543,15 K ( °C)

Índice de refracción 1,3344

Solubilidad en agua 10,3 g/100 g de H2O

RIESGOS

Ingestión: No peligroso excepto en cantidades muy grandes

Inhalación: Puede causar irritación

Piel: Puede causar irritación

Ojos: Puede causar ceguera

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APLICACIONES

El bicarbonato de sodio se usa principalmente en la repostería, donde reacciona con

otros componentes para liberar CO2, que ayuda a la masa a elevarse, dándole sabor y

volumen. Los compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen bitartrato de

potasio (también conocido como crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético

Uso cultural

El bicarbonato de sodio se utiliza como un agente alcalinizante que actúa en

combinación a la saliva en el coqueo, de manera que se suaviza y se produce la

extracción de los metanolitos de la hoja de coca haciéndose de esa manera el coqueo un

proceso placentero y duradero en contraposición si no se usara el bicarbonato de sodio.

El bicarbonato de sodio es a la coca lo que el azúcar al café, de manera que en la

serranía del Perú y Bolivia (donde se practica el coqueo) el consumo de bicarbonato es

alto. En china se usa para lavarse los pies

3.25. HIPOCLORITO DE SODIO

PROPIEDADES

Estado de agregación Sólido

Apariencia Blanco

Densidad 1210 kg/m3; 1,21 g/cm

3

Masa molar 74,4 g/mol

Punto de fusión 291 K (18 °C)

Punto de ebullición 374 K (101 °C)

RIESGOS

Ingestión: Peligroso en grandes concentraciones.

Inhalación: Peligroso en grandes concentraciones.

Piel: Causa quemaduras y cáncer de piel en grandes cantidades.

Ojos: Causa quemaduras.

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El hipoclorito de sodio o hipoclorito sódico, ( cuya disolución en agua es conocida

popularmente como agua lavandina, cloro, lejía, agua de Javel o agua Jane) es un

compuesto químico, fuertemente oxidante, cuya fórmula es NaClO.

Contiene el cloro en estado de oxidación +1 y por lo tanto es un oxidante fuerte y

económico. Debido a esta característica destruye muchos colorantes por lo que se utiliza

como blanqueador. Además se aprovechan sus propiedades desinfectantes.

En disolución acuosa sólo es estable a pH básico. Al acidular en presencia de cloruro

libera cloro elemental, que en condiciones normales se combina para formar el gas

dicloro, tóxico. Por esto debe almacenarse alejado de cualquier ácido.

APLICACIONES

El hipoclorito sódico se usa mucho como oxidante en el proceso de potabilización del

agua, a dosis ligeramente superiores al punto crítico (punto en que empieza a aparecer

cloro residual libre).

Se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en

forma de líquido (125 ml diarios por cada 10m3 de agua), pastillas concentradas o en

polvo, o a través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua

de la piscina. Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina

(necesitaremos 4g de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante

descargas eléctricas trasforma la Sal (NaCl) en Hipoclorito Sódico consiguiendo

desinfectar el agua.

También se usa en el proceso de identificación de especies de los distintos filos de

animales que poseen espículas o escleritos, como poríferos o equinodermos

(holoturoideos). El hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica dejando al

descubierto estas estructuras (únicas en cada especie), que son de carbonato cálcico

(calcáreas) o dióxido de silicio (silíceas) y, por tanto, no se disuelven.

Este químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así

como para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida.

En parasitología puede ser utilizado para la esporulación invitro de quistes de protozoos

del phylum apicomplexa en el método denominado de Cawthorn.

“Dios confía en el hombre y por eso le confía la transformación del mundo”.

(Escrivá de Balaguer)

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CONCLUSIONES

Luego de realizar esta investigación se ha obtenido las siguientes conclusiones en base a

los objetivos planteados al inicio

Los temas se detallaron de manera sistemática y ordenada, sin abundar en palabras para

que pueda seguirse, paso a paso, el aprendizaje del lenguaje de la química.

Sobre la base de las recomendaciones de la Unión Internacional de Química Pura y

Aplicada (IUPAC) se introducen considerables reformas que facilitan el conocimiento.

Precisamente, la modificación digna de señalar es la unificación de criterios en dos

sistemas de nomenclaturas:

- Nomenclatura IUPAC.- Esta denominación me permitió utilizar para agrupar

todos los principios que aparecen como resultado de la aplicación de las

recomendaciones de esta institución.

- Nomenclatura Tradicional.- En este sistema se utilizaron los principios, muchos

de ellos arbitrario, conflictivos e innecesarios, que todavía se mantienen en

algunos libros y que en un corto tiempo serán abandonados.

He creído conveniente expresar aquí los fundamentos las propiedades, las aplicaciones

y los riesgos de los compuestos mas utilizados.

1. FORMACIÓN DE COMPUESTOS

Todo compuesto químico es el resultado de una combinación o unión íntima entre dos o

más elementos diferentes. Si el compuesto está formado por dos elementos, se

denomina binario; por tres, ternario; por cuatro, cuaternario; y por más de cuatro se

llaman compuestos complejos.

1.1. Clasificación de los compuestos inorgánicos

Los compuestos inorgánicos pueden ser oxigenados y no oxigenados.

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Compuestos no oxigenados están los ácidos hidrácidos, hidruros metálicos, compuestos

especiales, sales halógenas neutras, compuestos no salinos, aleaciones y amalgamas.

Compuestos oxigenados tenemos los anhídridos, óxidos básicos, neutros, salinos,

anfóteros y peróxidos.

A continuación se muestra un diagrama de cómo se forman los compuestos respectivos

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En resumen tenemos el siguiente diagrama.

2. FORMULACIÓN DE COMPUESTOS

Las fórmulas químicas son representaciones gráficas de las sustancias químicas puras,

simples, compuestas y de su molécula o composición química. La fórmula representa el

peso molecular de una sustancia.

En la nomenclatura química los elementos se representan mediante símbolos y los

compuestos mediante fórmulas.

La fórmula H2 representa a la sustancia simple, hidrógeno y su mínima porción o

molécula formada por dos átomos del mismo elemento, indicado por el subíndice 2.

H2O simboliza a la sustancia compuesta, agua y su molécula constituida por dos áto-

mos de hidrógeno, señalados por el subíndice 2, y uno de oxígeno, sin subíndice porque

el mismo símbolo representa un átomo.

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Las sustancias simples están constituidas por átomos de un mismo elemento, que no

pueden ser descompuestas por métodos químicos.

2.1. Escritura de una fórmula

Para escribir las fórmulas se intercambian valencias entre los elementos reaccionantes,

escribiéndolas como subíndices del elemento contrario, así:

En el tricloruro de aluminio, el cloro tiene el subíndice 3, que corresponde a la valencia

del aluminio; este debería tener el subíndice 1, correspondiente a la valencia del cloro,

pero no se escribe porque el mismo símbolo (Al) ya representa un átomo.

El orden de la escritura química consiste en ubicar primero los elementos menos

electronegativos y luego los otros; por ejemplo en las sales se coloca en primer lugar el

símbolo del metal y luego el del no metal. Igual se hace con los otros compuestos.

Si después de intercambiar valencias se encuentra que los subíndices mayores que son

iguales entre si, o el uno es múltiplo del otro, se procede a “simplificar la fórmula”

dividiendo dichos subíndices para un número común divisor.

Ejemplo:

2.2. Lectura de una fórmula

Para leer una fórmula tenemos que tener presente lo siguiente

Los compuestos (binarios y ternarios) en su nomenclatura están formados por dos

nombres:

o Genérico

o Específico.

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El nombre genérico o general:

Es el que indica a qué grupo de compuestos pertenece la molécula o su función química,

por ejemplo si es un óxido metálico/básico, un óxido no metálico/ácido, un peróxido, un

hidruro, un hidrácido, un oxácido, una sal haloidea, etc.

El nombre específico:

Es el que diferencia a las moléculas dentro de un mismo grupo de compuestos. Por lo

general en los tres sistemas de nomenclatura se escribe primero el nombre genérico

seguido del específico.

Por ejemplo: óxido ferroso y óxido férrico, estos dos compuestos pertenecen al grupo de

los óxidos y por eso su nombre genérico es óxido y a la vez los nombres específicos

ferroso y férrico hacen referencia a dos compuestos diferentes FeO y Fe2O3,

respectivamente.

En general, en una fórmula molecular de un compuesto se coloca a la izquierda el

elemento con carga o número de valencia positivo (elemento más electropositivo) y a la

derecha el que contenga el número de valencia negativo (elemento más

electronegativo).

Y al contrario de esto, en nomenclatura se coloca primero el nombre genérico, que es el

que designa al elemento de la derecha (el más electronegativo), y el nombre específico

en segundo lugar, que es el que designa al elemento de la izquierda (el menos

electronegativo).

2.3. Tipo de fórmulas

a. Fórmulas condensadas o mínimas

Indican la composición de una sustancia mediante la simbología de los elementos

componentes y la proporción de sus átomos a través de subíndices numéricos. Entre

paréntesis se encierran los grupos atómicos que se repiten.

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A su vez, estas fórmulas pueden ser empíricas, si señalan la composición mínima sin

proporcionar datos de la constitución molecular, y moleculares cuando denotan esta.

Ejemplos:

Fórmula empírica Fórmula molecular Sustancia

(CH)n C₂H₂ etileno

(CH₂O)n C₂H₁₂O₆ glucosa

En general la formulación empírica se utiliza en la química orgánica, porque al dar

valores a “n” se obtiene un sinnúmero de compuestos; esto no ocurre en la química

inorgánica.

b. Semidesarrolladas

Mediante rayas indican los enlaces importantes entre grupos atómicos característicos.

Ejemplos:

c. Desarrolladas o estructurales

Determinan con rayas la ubicación espacial de los átomos en la molécula y todos sus

enlaces.

Ejemplo:

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d. Electrónicas

Son fórmulas desarrolladas y escritas con símbolos electrónicos para mostrar las

transferencias de electrones entre los átomos, hasta que adquieran la estructura

electrónica estable. Para establecer la procedencia de los elementos se les representa con

puntos claros y oscuros.

Ejemplos:

2.4. Identificación de un compuesto a que grupo pertenece

Al ver una fórmula, generalmente lo podemos ubicar en uno de estos grupos.

1. Ácidos cuando observamos el símbolo del hidrógeno al extremo izquierdo de la

fórmula, como HCl (ácido clorhídrico)

2. Bases cuando observamos un metal al principio de la fórmula unido al anión

hidróxido (OH-) al final, como NaOH (hidróxido de sodio).

3. Óxidos a los compuestos binarios del oxígeno, (ojo, debe ser binario contener

sólo dos elementos en la fórmula, uno de ellos es el oxígeno que va escrito su

símbolo al extremo derecho. Óxido metálico cuando es un metal el que se enlaza

al oxígeno (óxidos metálicos binarios), como Fe2O3 (óxido férrico). Óxido no

metálico cuando es un no-metal el enlazado al oxígeno, como CO (monóxido de

carbono).

4. Sales son aquellas que están formadas por un metal y un anión que no es ni

óxido ni hidróxido, como el NaCl (cloruro sódico).

3. APLICACIONES Y RIESGOS DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS

INORGÁNICOS

Debido a la gran magnitud de compuestos químicos describiremos las aplicaciones y

riesgos de los compuestos inorgánicos más utilizados.

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ÁCIDO SULFÚRICO

La industria que más utiliza el ácido sulfúrico es la de los fertilizantes. Otras

aplicaciones importantes se encuentran en la refinación del petróleo, producción de

pigmentos, tratamiento del acero, extracción de metales no ferrosos, manufactura de

explosivos, detergentes, plásticos y fibras.

En el caso de la industria de los fertilizantes, la mayor parte del ácido sulfúrico se utiliza

en la producción del ácido fosfórico, que a su vez se utiliza para fabricar materiales

fertilizantes como el superfosfato triple y los fosfatos de mono y diamonio. Alrededor

del 60% de la producción total de ácido sulfúrico se utiliza en la manufactura de

fertilizantes. En la industria química inorgánica, el ácido sulfúrico se utiliza en la

producción de pigmentos de óxido de titanio (IV), ácido clorhídrico y ácido

fluorhídrico. En el procesado de metales el ácido sulfúrico se utiliza para el tratamiento

del acero, cobre, uranio y vanadio y en la preparación de baños electrolíticos para la

purificación y plateado de metales no ferrosos. Algunos procesos en la industria de la

Madera y el papel requieren ácido sulfúrico, así como algunos procesos textiles, fibras

químicas y tratamiento de pieles y cuero.

ÁCIDO CLORHÍDRICO

Se usa, para limpiar, tratar y galvanizar metales, curtir cueros, y en la refinación y

manufactura de una amplia variedad de productos. El cloruro de hidrógeno puede

formarse durante la quema de muchos plásticos. El uso más conocido es el de

desincrustante para eliminar residuos de caliza (carbonato cálcico: CaCO3). En la

industria alimentaria se utiliza en la producción de la gelatina disolviendo con ella la

parte mineral de los huesos. En metalurgia se utiliza para disolver la capa de óxido que

recubre un metal, previo a procesos como galvanizado, extrusión, u otras técnicas.

Riesgos

Ingestión: Puede producir gastritis, quemaduras, gastritis hemorrágica, edema, necrosis.

Inhalación: Puede producir irritación, edema y corrosión del tracto respiratorio,

bronquitis crónica.

Piel: Puede producir quemaduras, úlceras, irritación. Retirar de la zona afectada toda la

vestimenta y calzados y lavar con agua abundante durante al menos 20 minutos.

Ojos: Puede producir necrosis en la córnea, inflamación en el ojo, irritación ocular y

nasal, úlcera nasal.

ÁCIDO FLUORHÍDRICO

El fluorhídrico se utiliza en química orgánica en la obtención de compuestos orgánicos

fluorados, como catalizador en petroquímica, para obtener criolita (Na3AlF6) artificial

que se emplea en la obtención del aluminio, fluoruros inorgánicos como el hexafluoruro

de uranio (UF6) y a veces como disolvente. También es utilizado en la industria y

preparación de vidrio o cristal en el tallado y grabado del mismo. En estudios

petrográficos de rocas graníticas es utilizado en estado puro.

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Riesgos

Se trata de una sustancia irritante, corrosiva y tóxica. En la piel produce quemaduras

muy dolorosas que curan muy mal.

ÁCIDO BROMHÍDRICO

El ácido bromhídrico se utiliza para elaborar productos químicos y farmacéuticos,

principalmente para la producción de bromuros inorgánicos, especialmente el bromuro

de zinc, calcio y sodio, también se lo emplea como solvente y en medicación

veterinaria. Es un reactivo útil para la regeneración de compuestos organobromados.

Ciertos éteres se rompen con ácido bromhídrico. También funciona como catalizador de

reacciones de alquilación y de la extracción de ciertos minerales. A partir de ácido

bromhídrico se crean importantes compuestos orgánicos útiles para la industria, como lo

son: bromuro de alilo, fenol y ácido bromoacético.

Riesgos

Inhalación: Produce corrosión, sensación de quemazón, tos, dolor de garganta.

Piel: Produce enrojecimiento, quemaduras cutáneas, dolor, corrosión, congelación

grave.

Ojos: Produce corrosión, enrojecimiento, dolor, quemaduras profundas y graves.

ÁCIDO NÍTRICO

Es utilizado comúnmente como un reactivo de laboratorio, se utiliza para fabricar

explosivos como la nitroglicerina y trinitrotolueno (TNT), así como fertilizantes como

el nitrato de amonio. Tiene usos adicionales en metalurgia y en refinado, ya que

reacciona con la mayoría de los metales y en la síntesis química. Cuando se mezcla con

el ácido clorhídrico forma el agua regia, un raro reactivo capaz de disolver el oro y el

platino. El ácido nítrico también es un componente de la lluvia ácida. El ácido nítrico se

utiliza; como agente nitrante en la fabricación de explosivos, en la fabricación de

abonos, es utilizado en grabado artístico (aguafuerte), también se usa para comprobar el

oro y el platino.

Riesgos

Ingestión: Corrosivo. Dolor abdominal, sensación de quemazón, shock.

Inhalación: Sensación de quemazón, tos, dificultad respiratoria, pérdida del

conocimiento.

Piel: Puede causar graves quemaduras.

Ojos: Quemaduras graves e irritación ocular.

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ÁCIDO HIPOCLOROSO

Debido a que el cloro es el desinfectante universal y a que el HClO es el componente

activo del cloro. El HClO a concentraciones elevadas trabaja muy bien como

desinfectante de superficies y como sustancia dirigida a la inactivación de desechos

hospitalarios. Induciendo desinfección de alto nivel.

El HClO es recomendado en patologias como:

Ulceras de miembros inferiores de cualquier origen (úlceras varicosas,

isquémicas, ulceras de pie diabético etc)

Quemaduras de 2 y 3 grado

Control de infecciones cutáneas.

Cuidado de heridas Limpias, contaminada y con tejido Necrótico.

Lavado y cuidado de exposiciones óseas

CLORURO DE ZINC

El cloruro de zinc tiene muchas aplicaciones en los procesos textiles, fabricación de

decapantes y de catalizadores para síntesis orgánica.

El cloruro de zinc tiene la capacidad de atacar a los óxidos metálicos dando derivados

de fórmula MZnOCl2. Esta reacción es importante por el uso del ZnCl2 como decapante

en soldadura metálica disuelve las capas de óxido exponiendo la superficie de metal

limpia. Estos decapantes se preparan disolviendo una hoja metálica de zinc en ácido

clorhídrico hasta que el líquido deja de desprender hidrógeno. Debido a su naturaleza

corrosiva, este decapante no es adecuado para situaciones en las que no puedan

limpiarse los residuos, tales como en trabajos de electrónica. Esta propiedad también

permite su uso en la fabricación de cementos de óxido de magnesio para empaste dental

y como ingrediente activo en ciertos enjuagues bucales.

Riesgos

Las sales de zinc son relativamente no tóxicas. Las precauciones aplicables al cloruro de

zinc anhidro ZnCl2 son las mismas aplicables a otros haluros de metal anhidro, esto es,

la hidrólisis puede ser exotérmica y debería evitarse el contacto. Las disoluciones

concentradas son ácidas y corrosivas, atacando específicamente a la celulosa y la seda.

CLORURO DE HIERRO

Es utilizado a escala industrial perteneciente al grupo de los haluros metálicos. El

cloruro férrico en solución al 40%, coagulante para tratamiento de aguas y efluentes, se

comercializa habitualmente a granel. Se utiliza como coagulante para; tratamiento de

aguas residuales(efluentes cloacales y efluentes industriales), potabilización de agua

(tratamiento de agua de río para obtener agua de consumo)

El cloruro de hierro se usa como catalizador de la reacción de adición de etileno con

cloro, formando (1,2-dicloroetano), una materia prima importante para producir

industrialmente cloruro de vinilo, el monómero para fabricar PVC.

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Una de sus más importantes aplicaciones es en electrónica para producir placas de

circuito impreso en bajas cantidades. El cloruro férrico reacciona con el cobre dando

cloruro ferroso y cloruro cúprico. Lo usan los fabricantes de cuchillos y espadas

artesanales para teñir las hojas y para dar un efecto de contraste al metal y para ver las

imperfecciones del mismo. También se usa para el fotograbado de láminas de cobre

para imprimir imágenes fotográficas al aguafuerte o por intaglio y para grabar los

cilindros de fotograbado usados en la industria de artes gráficas.

Riesgos

Ingestión: náuseas, vómitos.

Piel: Irritaciones, quemaduras.

Ojos: Irritaciones, quemaduras.

CLORURO DE SODIO

El cloruro de sodio, sal de mesa, o en su forma mineral halita, es una de las sales

responsable de la salinidad del océano y del fluido extracelular de muchos organismos.

También es el mayor componente de la sal comestible, es comúnmente usada como

condimento y conservante de comida.

El sodio es un nutriente esencial que las plantas necesitan en muy bajas dosis. Sin

embargo, con dosis un poco altas la sal es tóxica.

Riesgos

Ingestión: Peligroso en grandes cantidades; su uso a largo plazo en cantidades normales

puede traer problemas en los riñones.

Inhalación: Puede producir irritación en altas cantidades.

Piel: Puede producir resequedad.

Ojos: Puede producir irritación y molestia.

CLORURO DE HIDRÓGENO

Es un gas más denso que el aire. Es un compuesto tóxico, corrosivo, de olor picante y

sofocante.

En su forma anhidra, no ataca metales ni aleaciones. Pero en presencia de humedad

produce vapores de ácidos que atacan a la mayoría de los metales exceptuando la plata,

el oro, el platino y el tantalio.

Riesgos

Es altamente peligroso el contacto con la piel, los ojos y otras mucosas, y no se debe

inhalar ni ingerirse disuelto en agua. Por lo tanto, a la hora de emplear este gas reactivo,

es necesario usar guantes, lentes y mascarillas. En caso de ingestión, asistir a su médico

lo más pronto posible.

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ÓXIDO DE NITRÓGENO

El monóxido de nitrógeno es el producto primario de la combustión catalítica del

amoníaco mediante el método de Ostwald y, por lo tanto, un intermediario importante

en la producción del ácido nítrico (HNO3). En el laboratorio se genera más

convenientemente por reacción de ácido nítrico diluido con cobre, si los otros productos

posibles de la reacción como el dióxido de nitrógeno no molestan o pueden ser

eliminados (por ejemplo, por absorción en agua). Se usa para detectar radicales en la

superficie de polímeros.

Riesgos

Ingestión: Usado en medicina, pero las sobredosis son perjudiciales.

Inhalación: Peligroso, puede ser fatal.

Piel: Irritante.

Ojos: Puede causar irritación.

ÓXIDO DE CALCIO

La cal se ha usado, desde la más remota antigüedad, de conglomerante en la

construcción; también para pintar (encalar) muros y fachadas de los edificios

construidos con adobes o tapial, habitual en las antiguas viviendas mediterráneas, en la

fabricación de fuego griego. En algunos países de Latinoamérica, la cal se utiliza para el

proceso de nixtamal, proceso utilizado para hacer sémola de maíz y masa para tortillas.

Riesgos

Ingestión: Peligroso, causa irritación, en grandes dosis puede ser fatal.

Inhalación: Peligroso; causa irritación, bronquitis química o la muerte en casos de

exposición a largo plazo.

Piel: Irritación y posibles quemaduras.

Ojos: Puede causar daños permanentes.

ÓXIDO DE NITRÓGENO

Hoy en día este gas es utilizado en automóviles convencionales modificados. La cadena

molecular del gas se rompe durante la combustión en la cámara, a unos 275 °C de

temperatura, produciendo un aumento del oxígeno disponible para la combustión con el

consecuente aumento de potencia. Así mismo el nitrógeno liberado presente en la

cámara actúa como un amortiguador térmico tras el aumento de energía liberada. Las

características en la entrega de potencia de los equipos de óxido nitroso limitan su uso

en vehículos de serie a aumentos de potencia que normalmente no superan los 100

caballos y que más bien rondan entre los 50 y 75 caballos. El óxido nitroso es muy

insoluble en sangre y otros tejidos, proveyendo de una inducción rápida de la anestesia

y a la vez, rápida recuperación después de suspender el suministro. Es casi

completamente eliminado por los pulmones, con una mínima difusión a través de la

piel. No se biotransforma.

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Riesgos

Inhalación: Puede causar asfixia.

Piel: Peligroso comprimido o criogénico.

Ojos: Peligroso comprimido o criogénico.

MONÓXIDO DE CARBONO

Se produce por la combustión incompleta de sustancias como gas, gasolina, keroseno,

carbón, petróleo, tabaco o madera. Las chimeneas, las calderas, los calentadores de agua

o calefones y los aparatos domésticos que queman combustible, como las estufas u

hornallas de la cocina o los calentadores a keroseno, también pueden producirlo si no

están funcionando bien. Los vehículos detenidos con el motor encendido también lo

despiden. También se puede encontrar en las atmósferas de las estrellas de carbono.

Riesgos

Ingestión: Puede causar vómito y diarrea.

Inhalación: Muy peligroso, puede ser fatal.

Piel: Inhalación puede causar lesiones cutáneas. Evitar contacto con líquido criogénico.

Ojos: Inhalación puede causar problemas a largo plazo en la visión.

DIÓXIDO DE CARBONO

Se utiliza como agente extintor eliminando el oxígeno para el fuego.

En la industria alimentaria, se utiliza en bebidas carbonatadas para darles efervescencia.

También se puede utilizar como ácido inocuo o poco contaminante. La acidez puede

ayudar a cuajar lácteos de una forma más rápida y por tanto barata, sin añadir ningún

sabor, y en la industria se puede utilizar para neutralizar residuos alcalinos sin añadir

otro ácido más contaminante como el sulfúrico. En agricultura, se puede utilizar como

abonado. Aunque las plantas no pueden absorberlo por las raíces, se puede añadir para

bajar el pH, evitar los depósitos de cal y hacer más disponibles algunos nutrientes del

suelo. También en refrigeración se utiliza como una clase de líquido refrigerante en

máquinas frigoríficas o congelado como hielo seco. Este mismo compuesto se usa para

crear niebla artificial y apariencia de hervor en agua en efectos especiales en el cine y

los espectáculos. Es utilizado también como material activo para generar luz coherente

(Láser de CO2). Junto con el agua, es el disolvente más empleado en procesos con

fluidos súper críticos

Riesgos

Ingestión: Puede causar irritación, náuseas, vómitos y hemorragias en el tracto

digestivo.

Inhalación: Produce asfixia, causa hiperventilación. La exposición a largo plazo es

peligrosa.

Piel: En estado líquido puede producir congelación.

Ojos: En estado líquido puede producir congelación.

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PERÓXIDO DE HIDRÓGENO

El peróxido de hidrógeno tiene muchos usos industriales, como el blanqueo de la pulpa

de papel, blanqueo de algodón, blanqueo de telas y en general cada día se usa más como

sustituto del cloro. En la industria alimenticia se usa mucho para blanquear quesos,

pollos, carnes, huesos, y también se usa en el proceso para la elaboración de aceites

vegetales. En la industria química se usa como reactivo, y es muy importante en la

elaboración de fármacos. Se está usando también para blanqueos dentales. El peróxido

de hidrógeno se usa en la industria aeroespacial como combustible de cohetes en

motores de cohete monopropelentes o como aportación de oxígeno en motores

bipropelentes. Este peróxido se usa por lo general a una concentración del 90%, y es

extremadamente puro. También se usa en concentraciones al 80% como impulsor de las

turbo bombas que alimentan tanto el combustible como el oxidante en grandes motores

de cohete. Se utiliza en dermoaplicaciones, limpieza de dentaduras y desinfección bucal,

así como en desinfección de lentes de contacto en el campo de la óptica.

Riesgos

Ingestión: Serios daños, posiblemente fatal.

Inhalación: Irritación severa, posiblemente fatal.

Piel: Agente aclarante y desinfectante. Causa ardor casi inmediatamente

Ojos: Peligroso.

HIDRÓXIDO DE SODIO

El hidróxido de sodio se usa para fabricar jabones, crayón, papel, explosivos, pinturas y

productos de petróleo. También se usa en el procesamiento de textiles de algodón,

lavandería y blanqueado, revestimiento de óxidos, galvanoplastia y extracción

electrolítica. Se encuentra comúnmente en limpiadores de desagües y hornos.

Se utiliza una solución de una pequeña porción de sosa diluida en agua en el método

tradicional para producir margarina común, una pretzel y también es usado para

elaborar el lutefisk, comida tradicional de los países nórdicos a base de pescado.

Además este producto se usa como desatascador de cañerías.

Riesgos

Ingestión: Puede causar daños graves y permanentes al sistema gastrointestinal.

Inhalación: Irritación con pequeñas exposiciones, puede ser dañino o mortal en altas

dosis.

Piel: Peligroso. Los síntomas van desde irritaciones leves hasta úlceras graves.

Ojos: Peligroso. Puede causar quemaduras, daños a la córnea o conjuntiva.

HIDRÓXIDO DE POTASIO

Tiene muchos usos tanto industriales como comerciales. La mayoría de las aplicaciones

explotan su reactividad con ácidos y su corrosividad natural. Es especialmente

significativo por ser el precursor de la mayoría de jabones suaves y líquidos, así como

por estar presente en numerosos compuestos químicos que contienen potasio.

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La saponificación de grasas con KOH se utiliza para preparar los correspondientes

"jabones de potasio", que son más suaves que los jabones derivados del hidróxido de

sodio. Debido a su suavidad y mayor solubilidad, los jabones de potasio necesitan

menos agua para licuificarse, y por tanto pueden contener mayor cantidad de agente

limpiador que los jabones licuificados basados en sodio.

Riesgos

Ingestión: Muy peligroso, puede causar daños permanentes, incluso la muerte.

Inhalación: Muy peligroso, altas dosis pueden causar daños permanentes. Efectos

debido a la exposición a largo plazo desconocidos.

Piel: Causa quemaduras de diversos grados.

Ojos: Causa quemaduras de diversos grados.

HIDRÓXIDO DE CALCIO

Por su carácter de base poderosa, tiene usos variados como:

o En el proceso para la neutralización de ácido sobrante

o En la remineralización de agua desalada

o En la industria petrolera para la manufactura de aditivos para el petróleo

crudo

o En la industria química para la manufactura de estereato de calcio

o En la industria alimenticia para el procesamiento de agua para bebídas

alcohólicas y carbonatadas

o Para librar una salmuera de carbonatos de calcio y magnesio en la

manufactura de sal para comida y farmacopea

o Componente para la nixtamalización del maíz para producir tortillas.

Como rellenante

o En la industria petroquímica para la manufactura de aceite sólido

o Para la manufactura de discos de freno

o Para la manufactura de ebonita

o Para la preparación de mezclas secas para pintura y decoración

o Para mezclas de pesticidas

o Como material de tratamiento de los conductos radiculares Endodoncia ó

protección pulpar directa o indirecta en caso de restauraciones coronarias

dentales [operatoria dental]

Como pintura para muchas canchas de deportes como el fútbol y el tenis

CARBONATO DE CALCIO

Es una sustancia muy abundante en la naturaleza, formando rocas, como componente

principal, en todas partes del mundo y es el principal componente de conchas y

esqueletos de muchos organismos (moluscos, corales) o de las cáscaras de huevo. Es la

causa principal del agua dura. En medicina se utiliza habitualmente como suplemento

de calcio, como antiácido y agente adsorbente. Es fundamental en la producción de

vidrio y cemento, entre otros productos. El carbonato cálcico es componente principal

de muchas estructuras presentes en organismos vivos. En las cáscaras de huevo de

reptiles y aves.

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Riesgos

Ingestión: En cantidad excesiva puede causar irritación gástrica leve e inflamación en

la garganta. Su ingestión crónica puede causar hipercalcemia, alcalosis y daño renal.

Inhalación: En grado excesivo puede causar irritación respiratoria leve.

Piel: Leve riesgo, puede causar irritación.

Ojos: Leve riesgo, puede causar irritación.

CARBONATO DE SODIO

El carbonato de sodio es usado para tostar (calentar bajo una ráfaga de aire) el cromo y

otros extractos y disminuye el contenido de azufre y fósforo de la fundición y del acero.

En la fabricación de detergentes, el carbonato de sodio es indispensable en las

formulaciones al objeto de asegurar el correcto funcionamiento del resto de sustancias

que lo componen, enzimas, tensioactivos, etc. durante las diferentes fases del lavado.

No es de menos importancia el empleo del carbonato de sodio en aquellos procesos en

los que hay que regular el pH de diferentes soluciones, nos referimos al tratamiento de

aguas de la industria, así como en los procesos de flotación. Cerámica, jabones,

limpiadores, ablandador de aguas duras, refinación de petróleos, producción de

aluminio, textiles, pulpa y papel. Procesamiento metalúrgico, preparación de

farmacéuticos, soda cáustica, bicarbonato de sodio, nitrato de sodio y varios otros usos.

El carbonato de sodio y sus derivados se usan para bajar el punto de fusión del silicio y

poder trabajarlo mejor, también aporta el sólido necesario para formar la red.

Riesgos

Ingestión: Causa irritación.

Inhalación: Dañina, deben evitarse especialmente exposiciones prolongadas.

Piel: Irritaciones y posiblemente quemaduras.

Ojos: Irritación grave, posiblemente con heridas graves.

CIANURO DE POTASIO

Es la sal de potasio del cianuro de hidrógeno o ácido hidrociánico. Es un compuesto

cristalino incoloro, similar en apariencia al azúcar, y altamente soluble en agua.

Altamente tóxico, el KCN tiene un olor como el de las almendras amargas, pero no

todos pueden oler porque la capacidad de la misma se debe a un rasgo génico. Es una de

las pocas sustancias que forma compuestos solubles con el oro, y por esto se usa en

joyería para el dorado químico y para darle brillo. Puede usarse en la minería de oro

para extraer el metal de los minerales, aunque se usa cianuro de sodio más comúnmente.

Riesgos

La sustancia irrita fuertemente los ojos, la piel y el tracto respiratorio, puede causar

efectos en respiración celular, dando lugar a convulsiones y pérdida del conocimiento.

La exposición puede producir la muerte. Se recomienda vigilancia médica.

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BICARBONATO DE SODIO

Debido a la capacidad del bicarbonato de sodio de liberar dióxido de carbono se usa

junto con compuestos acídicos como aditivo leudante en panadería y en la producción

de gaseosas. Algunas levaduras panaderías contienen bicarbonato de sodio. Es el

componente fundamental de los polvos extintores de incendios o polvo BC. El

bicarbonato de sodio se usa principalmente en la repostería, donde reacciona con otros

componentes para liberar CO2, que ayuda a la masa a elevarse, dándole sabor y

volumen. Los compuestos ácidos que inducen esta reacción incluyen bitartrato de

potasio (también conocido como crema de tártaro), jugo de limón, yogur, ácido acético

El bicarbonato de sodio se utiliza como un agente alcalinizante que actúa en

combinación a la saliva en el coqueo, de manera que se suaviza y se produce la

extracción de los metanolitos de la hoja de coca haciéndose de esa manera el coqueo un

proceso placentero y duradero en contraposición si no se usara el bicarbonato de sodio.

Riesgos

Ingestión: No peligroso excepto en cantidades muy grandes

Inhalación: Puede causar irritación

Piel: Puede causar irritación

Ojos: Puede causar ceguera

HIPOCLORITO DE SODIO

Se utiliza también como desinfectante en piscinas, ya sea por aplicación directa en

forma de líquido (125 ml diarios por cada 10m3 de agua), pastillas concentradas o en

polvo, o a través de un aparato de electrólisis salina por el que se hace circular el agua

de la piscina. Para que la electrólisis tenga lugar se debe salar ligeramente la piscina

(necesitaremos 4g de sal por litro de agua). El aparato de electrólisis, mediante

descargas eléctricas trasforma la Sal (NaCl) en Hipoclorito Sódico consiguiendo

desinfectar el agua. También se usa en el proceso de identificación de especies de los

distintos filos de animales que poseen espículas o escleritos, como poríferos o

equinodermos (holoturoideos). El hipoclorito de sodio disuelve la materia orgánica

dejando al descubierto estas estructuras (únicas en cada especie), que son de carbonato

cálcico (calcáreas) o dióxido de silicio (silíceas) y, por tanto, no se disuelven. Este

químico se puede también utilizar como blanqueador para las fibras textiles, así como

para desinfectar los lavabos gracias a su poder fungicida y bactericida.

Riesgos

Ingestión: Peligroso en grandes concentraciones.

Inhalación: Peligroso en grandes concentraciones.

Piel: Causa quemaduras y cáncer de piel en grandes cantidades.

Ojos: Causa quemaduras.

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BIBLIOGRAFÍA

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CLARKLE, John: Química. Red Editorial Iberoamericana Andes, Bogotá, 1987.

EQUIPO DE REDACTORES DE EDITORIAL DON BOSCO: Química,

Editorial Don Bosco, Cuenca, 1997.

G.F, Liptrot: Química Inorgánica Moderna. Editorial Continental S.A, Mexico,

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Ediciones Océano- Éxito S. A., Barcelona 1987.

GRAN ENCICLOPEDIA ILUSTRADA CÍRCULO: Química. Circulo de

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HAMPEL y HAWLEY: Diccionario de química. Editorial Grijalbo S. A.,

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SÁNCHEZ, Fausto: Química General. V curso, Cuenca, 1992.

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INDICE Páginas

Portada………………………………………………………….………...……………...1

Dedicatoria…………………………………………………….………………..……….2

Agradecimiento……………………………………………….…………………….…...3

Introducción…………………………………………………….……………………….4

Objetivo general………………………………………………..………………………..5

Objetivos específicos…………………………………………………………...............5

PARTE I GENERALIDADES…………………………………..………………...6

1. DIVISIBILIDAD DE LA MATERIA……………………………………………….6

1.1. Introducción…………………………………….…………………………………..6

1.2. División de la materia…………………………………………………....................6

1.3. Modelo atómico actual……………………………………………………………..7

1.4. Estructura atómica………………………………………………………………….7

1.5. Números cuánticos……………………………………………………..................11

1.6. Distribución electrónica de los electrones………………………………………...16

1.7. Orden creciente de los subniveles de energía…………...........................................16

2. CLASIFICACIÓN PERIÓDICA……………………..……...……………………...17

2.1. Introducción…………………………………………………….………………….17

2.2. Clases de elementos…………………………………………………….………….18

2.3. Los períodos…………………………………………………………………….....19

2.4. Las familias o grupos………………………………………………………………19

2.5. Propiedades periódicas de los elementos…………………………………………..20

3. ENLACES QUÍMICOS…………………………………………………………....22

3.1. Combinacion química o afinidad química……………………..............................22

3.2. Clases de enlaces atómicos………………………………………………………...22

3.3. Fórmula química…………………………………………………………………...26

3.4. Notación de los elementos…………………………………………………………27

3.5. Nomenclatura de los elementos……………………………………………………27

3.6. Clasificación de los elementos…………………………………………………….28

3.7. Sustancias compuestas…………………………………………………………….30

3.8. Coeficiente, prefijos, subíndice y paréntesis………………………………………31

4. PRINCIPALES COMBINACIONES QUÍMICAS………………….…………........32

4.1. Compuestos binarios…………………………………………………...…………..32

4.2. Formulación de los compuestos binarios…………………………………….........32

4.3. Sistemas de nomenclatura………………….……………………………………...32

4.4. Otras reglas y conceptos generales………………………………………...………35

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PARTE II NOMENCLATURA Y NOTACIÓN DE LOS COMPUESTOS QUÍMICOS.36

1. COMPUESTOS NO OXIGENADOS………………………………………….…...37

1.1. HIDRUROS………………………………………………………………….....37

1.1.1. Hidruros metálicos……………………………………………………..……..37

1.1.2. Hidruros no metálicos……………………….……………….……………….40

1.2. ALEACIONES Y AMALGAMAS…………………………………………....43

1.3. COMPUESTOS ENTRE NO METALES……………………………………..45

1.4. COMBINACIÓN ENTRE METAL Y NO METAL…………………………..46

1.4.1. Sales binarias neutras…………………………………………………………46

1.4.2. Combinación de metales con no metal de los grupos IV y V………………..49

1.4.3. Polisulfuros, poliseleniuros y politelururos………………………………….50

2. COMPUESTOS OXIGENADOS…………………………………………………51

2.1. ÓXIDOS………………………………………………………………………..51

2.1.1. Óxidos básicos u óxidos metálicos…………………………………………...51

2.1.2. Óxidos ácidos o anhídridos…………………………………………………..58

2.1.3. Óxidos neutros………………………………………………………………...65

2.1.4. Óxidos compuestos……………………………………………………………66

2.1.5. Peróxidos………………………………………………………………………67

2.2. HIDRÓXIDOS METALICOS O BASES...……………………………………72 2.3. ÁCIDO OXÁCIDOS……………………………………………….…………..79

2.3.1. Oxácidos simples……………………………………………………………...82

2.3.2. Oxácidos polihidratados………………………………………………………88

2.3.3. Oxácidos de metales…………………………………………………………..91

2.3.4. Tioácidos, selenoácidos y teluroácidos……………………………………….93

2.3.5. Peroxoácidos…………………………………………………………………..95

2.4. SALES………………………………………………………………………...100

2.4.1. Sales neutras………………………………………………………………...100

2.4.1.1. Sales de oxoácidos simples……………………………………………….100

2.4.1.2. Sales de oxácidos polihidratados…………………………………………106

2.4.1.3. Sales de oxácidos de metales………………………………………….....110

2.4.2. Sales ácidas…………………………………………………………………..121

2.4.2.1. Sales ácidas de los ácidos hidrácidos…………………………………….121

2.4.2.2. Sales ácidas de los oxoácidos…………………………………………... 123

2.4.3. Sales básicas…………………………………………………………………125

2.4.3.1. Sales básicas de aniones simples…………………………………………126

2.4.3.2. Sales básicas con aniones de oxoácidos………………………………….128

2.4.4. Sales dobles………………………………………………………………….130

2.4.4.1. Sales formadas por un anión y dos cationes……………………………..130

2.4.4.2. Sales formadas por un catión y dos aniones……………………………..135

PARTE III FUNDAMENTOS APLICACIONES Y RIESGOS……..….…….. 140

CONCLUSIONES………………………………………………………………….....176

BIBLIOGRAFÍA………………………………………………………..………….....193

INDICE………………………………………………………………………………..194