MODULO IV
COMPUESTOS QUÍMICOS
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NÚMEROS DE OXIDACIÓN
Es un número entero que representa el número de electrones que un átomo pone en juego cuando forma un compuesto determinado.
El número de oxidación es positivo si el átomo pierde electrones, o los comparte con un átomo que tenga tendencia a captarlos. Y será negativo cuando el átomo gane electrones, o los comparta con un átomo que tenga tendencia a cederlos.
RELACIÓN ENTRE NÚMEROS DE OXIDACIÓN Y LA CONFIGURACIÓN ELÉCTRONICA
VALENCIAS POSITIVAS:
*Columna par NÚMERO DE OXIDACIÓN par
*Columna impar NÚMERO DE OXIDACIÓN impar.
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GRUPO |
NÚMERO
DE OXIDACIÓN |
|
IA |
+1 |
|
IIA |
+2 |
|
IIB |
+3 |
VALENCIAS NEGATIVAS:
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GRUPO |
NÚMERO
DE OXIDACIÓN |
|
VIIA |
-1 |
|
VIA |
-2 |
|
VA |
-3 |
REGLAS DE ESTADO DE OXIDACIÓN
1. Elementos libres No. Oxidación = 0
Ejemplo: Na, H2, O2, Xe, Ar, Fe
2. Para un ión monoatómico es igual a su carga.
Ejemplo:
Ba+2 N.O. = +2
Al+3 N.O. = +3
I -N.O. = -1
3. Enlaces iónicos se le asigna el electrón al de mayor electronegatividad.
Ejemplo: NaCl Na+1 Cl-1
4. No. de Oxidación para el Oxígeno es -2
Excepto en peróxidos H2O2 = -1
5.No. de Oxidación para el hidrógeno es igual a +1 Excepto en hidruros LiH, NaH, = -1
6.Halógenos
F siempre -1
Cl, Br, I = -1 iones halogenuro Ejemplo: HCl, HBr, HI
Cuando trabajan con Oxígeno tienen No. de oxidación (+)
Ejm. HClO, HBrO2, HIO3.2
7.La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto eléctricamente neutro Ejemplo: K2SO4 H2SO4
8.La suma de los números de oxidación igual a la carga global para una especie ión poli atómico Ejemplo:NH4+ PO4 -3
Ejemplos de cálculo de número de oxidación de un compuesto:
Li2O
Existen tres sistemas de nomenclatura química:
- Sistema de nomenclatura tradicional, funcional o clásico.
- Sistema de nomenclatura sistemática o estequiométrica.
- Sistema de nomenclatura Stock.
Sistema de nomenclatura funcional o clásico o tradicional
Las sustancias químicas se clasifican de acuerdo a las diferentes valencias que posean. Estas se representan verbalmente con el uso de prefijos y sufijos.
| Nº Val. | Prefijos y sufijos | Ejemplos |
|---|---|---|
| 1 | Se usa el conector "de" o el sufijo -ico | K2O, óxido de potasio u óxido potásico |
| 2 | -oso (valencia menor); -ico (valencia mayor) | FeO, óxido ferroso Fe2O3, óxido férrico |
| 3 | hipo + nombre + oso (valencia menor) -oso (val. intermedia) -ico (val. mayor) | SO, óxido hiposulfuroso SO2, óxido sulfuroso SO3, óxido sulfúrico |
| 4 | hipo + nombre + oso (val.más pequeña) -oso (val. pequeña) -ico (val. intermedia) per + nombre + ico (val. grande) | Cl2O, óxido hipocloroso Cl2O3, óxido cloroso Cl2O5, óxido clórico Cl2O7, óxido perclórico |
Sistema de nomenclatura estequiométrica o sistemática
Este es el más extendido en la actualidad y es reconocido por la IUPAC. Nombra las sustancias con prefijos numéricos griegos. Estos indican la atomicidad (número de átomos) presente en las moléculas. La fórmula para nombrar los compuestos puede resumirse de la siguiente manera: prefijo-nombre genérico + prefijo-nombre específico. Podemos ver la siguiente tabla para orientarnos.
| Nº át. C | Prefijo | Ejemplos |
|---|---|---|
| 1 | met- o mono- | CH4, metano; CO, monóxido de carbono |
| 2 | et- o di- | CO2, dióxido de carbono |
| 3 | prop- o tri- | C3H8, propano CrBr3, tribromuro de cromo |
| 4 | but- o tetra- | C4H10, butano Cl4C, tetracloruro de carbono |
| 5 | penta- | C5H12, pentano N2O5, pentóxido de dinitrógeno |
| 6 | hexa- | C6H14, hexano |
| 7 | hepta- | C7H16, heptano Cl2O7, heptóxido de dicloro |
| 8 | octa- | C8H18, octano |
| 9 | non-, nona- o eneá- | C9H20, nonano |
| 10 | deca- | C10H22 , decano |
Sistema de nomenclatura Stock
En la actualidad, la IUPAC está promoviendo la estandarización de este método en lugar de los que usan sufijos, debido a que los estos resultan difíciles en algunas lenguas. El sistema elegido es el llamado Stock. Recibe su nombre de su creador, el químico alemán Alfred Stock (1876-1946).
El sistema Stock agrega al final del elemento números romanos que indican la valencia de los átomos. Es decir, los números romanos indican el estado de oxidación de alguno de los elementos que puedan estar presentes en la sustancia química. Se deben disponer al final del nombre de la sustancia y entre paréntesis.
Por ejemplo:
| N° valencias | Nomenclatura |
|---|---|
| 2 | H2S, Sulfuro (II) de hidrógeno |
| 2 | FeO, óxido de hierro (II) |
| 2 | Mg(Br)2: Bromuro de magnesio (II) |
| 4 | SO3, óxido de azufre (IV) |
CLASIFICACIÓN DE COMPUESTOS
Sustancias simples: constituidas por átomos de un solo elemento. En ellas las moléculas están formadas por átomos idénticos.
Para identificarlos de una manera sencilla podemos recordar la palabra:
Br O N Cl I F + H
Óxidos: combinación de metal / no metal + oxigeno con número de oxidación ( -2 ) para el oxigeno.
Para formularlos se escribe siempre a la izquierda el elemento más electropositivo (metal), y a la derecha el menos electropositivo (no metal)
Ejemplo:
- Li2O: óxido de litio
- Cu2O: Óxido de cobre (I)
- CaO: Oxido de calcio
|
# de oxidación IMPAR de columna PAR |
ÓXIDO |
|
# de oxidación PAR de columna IMPAR |
ÓXIDO |
- LiH: Hidruro de litio
- CsH: Hidruro de cesio
- MgH2:Hidruro de magnesio
|
H2O |
Agua |
NH3 |
Amoníaco |
|
PH3 |
Fosfina |
AsH3 |
Arsina |
|
SbH3 |
Estibina |
CH4 |
Metano |
|
SiH4 |
Silano |
NH4 |
Amonío |
Hidrácidos: No metal/Halógeno + Hidrógeno.
Debido a que tales compuestos, al disolverse en agua, dan soluciones ácidas.
*Importante recordar:
Cuando mi compuesto está indicado en SOLUCIÓN ACUOSA ( AC ) , será un ÁCIDO (nombre elemento ) HÍDRICO.
Cuando mi compuesto está indicado en estado GASEOSO ( g ) será un HALOGENURO.
Para nombrar en el sistema IUPAC utilizamos la terminación -URO.
Ejemplo:
- HF- Fluoruro de hidrogeno.
- HCl (ac)- Ácido Clorhídrico.
Combinaciones sin oxigeno ni hidrogeno: Metales + No metales
Para su formulación se escribe a la izquierda el metal (+ electropositivo) y a la derecha el no metal (- electropositivo) con el sufijo -uro.
Ejemplo:
CaF2: Fluoruro de calcio
Mg3N2: Nitruro de magnesio
Anhídridos: No metal/Metales de transición + Oxígeno
Será un anhídrido cuando:
|
# de oxidación IMPAR de columna IMPAR VA Y VII |
ANHÍDRIDO |
|
# de oxidación PAR de columna PAR IV Y VI |
ANHÍDRIDO |
Para formular su nombre utilizamos el nombre del no metal + prefijo/sufijo.
|
#. Oxidación de No metal |
Prefijo |
Sufijo |
|
1 o 2 |
Hipo- |
Oso |
|
3 o 4 |
--- |
Oso |
|
5 o 6 |
--- |
Ico |
|
7 |
Per |
Ico |
Ejemplo:
- CO2: Anhídrido Cárbonico
*Mis sufijos y prefijos me indicaran con que número de oxidación este trabajando mi elemento.
Para encontrar el número de oxidación que está trabajando mi elemento, podemos rápidamente realizar el calculo de número de oxidación:
Oxido o anhídrido?
Br2O?
- BaBr2: Bromuro de bario
- HBr: Bromuro de hidrógeno
Ha Xb Oc
Un oxoácido se compone de un anhídrido hidratado + (H2O)
Para nombrar al elemento:
1. Ácido + Nombre el elemento +PREFIJO O SUFIJO (DEPENDIENDO SU # DE OXIDACIÓN)
*Cuando nuestro elemento presenta un 2 número de oxidación será:
Número de oxidación mayor o único: Sufijo -ico
Número de oxidación Menor: Sufijo-oso
Ejemplo:
- HClO3: Ácido Clórico.
- H2SeO3: Ácido selenioso
- HNO2: Ácido nitroso
#. Oxidación de No metal | Prefijo | Sufijo |
1 o 2 | Hipo- | Oso |
3 o 4 | --- | Oso |
5 o 6 | --- | Ico |
7 | Per | Ico |
- ÁCIDO NITROSO:
- KCl: Cloruro de potasio.
- Na2S: Sulfuro de sodio.
|
Sufijo
del Ácido |
Sufijo
de sal |
|
-OSO |
-ito |
|
-ICO |
-ato |
- NaClO- Hipoclorito de sodio ClO
- NaClO3- Clorato de sodio ClO3-
H2SO4
à SO4 + METAL
ÁCIDO SULFURICO à SULFARATO DE + NOMBRE DEL METAL
Ejemplo:
HClO à ÁCIDO HIPOCLORO
ClO-1 à IÓN HIPOCLOROSO
Ca2 + ClO-1 (cruzar valencias)
Ca (ClO-1)2 à
HIPOCLORITO DE
CALCIO
Sales Dobles: 2 CATIONES + ANIÓN
*Al llevar 2 metales (cationes) se nombra primero el anión + DOBLE+ nombres de los cationes.
Ejemplo:
KNaSO4
K+1 + Na+1 = SO4-2
comprobación
- H2CO3 --> Ácido carbónico
- KHSO3--> Sulfito ácido de potasio
- K2HPO4-->Fosfato de potasio monohidrogenado
HNO3 + Ca
(OH)2 à Ca OH NO3 + H2O
Hidróxidos: Son compuestos formados por la combinación del anión Hidroxilo (OH-) con diversos cationes (metales). También llamados "base" o "alcali"
FÓRMULA:
OXIDO BÁSICO + H2O ---> Hidróxido
*Combinación del anión (OH-) + Cationes metálicos.
Ejemplo:
CaO + H2O à CaO2H2
= Ca (OH)2 à Hidróxido de calcio.
Peróxido: La formación de estos compuestos se debe a la posibilidad que tiene el oxígeno -1 de enlazarse consigo mismo para formar el grupo peróxido.
*Se trabaja con número de oxidación -1
- H2O2: Péroxido de hidrógeno
- Na2O2: Péroxido de sodio
- H+: Ión hidrogeno
- Cu+: Ión cobre (II)
- Fe+2: I+on hierro (II)
- NH4+: Ión amonio
- PH4+: Ión Fosfonio
- AsH4+:Ión arsonio
- H-: Ión hidruro
- Se-2: Ión seleniuro
- P-3: Ión fosfuro
- As-3: Ión arseniuro
HClO à ÁCIDO
HIPOCLOROSO ClO-
à IÓN HIPOCLORITO
*RECORDEMOS QUE PARA FORMULAR SU NOMBRE DEBEMOS SUSTITUIR LOS SUFIJOS DEL ÁCIDO POR ITO-ATO DEPENDE LA PROCEDENCIA DE SUS NÚMERO DE OXIDACIÓN.
|
SUFIJO
DEL ÁCIDO |
SUFIJO
DE SAL |
|
-OSO |
-ITO |
|
-ICO |
-ATO |
|
HClO |
Ácido Hipocloroso |
ClO- |
Ión Hipoclorito |
|
H2SO3 |
Ácido Sulfuroso |
SO3-2 |
Ión sulfito |
|
HClO4 |
Ácido Perclórico |
ClO4 |
Ión Sulfato |
Composición porcentual
La composición porcentual o centesimal indica el porcentaje en masa, de cada elemento que forma parte de un compuesto. Básicamente se puede definir como: una parte dividida entre todas las partes multiplicada por 100.
Se obtiene por análisis gravimétrico y conociendo los pesos atómicos de los compuestos puede determinarse su fórmula empírica o molecular.
También se obtiene a partir de la fórmula molecular del compuesto, ya que ésta nos indica el número de átomos de cada elemento presentes en el compuesto. Forma parte de los cálculos estequiométricos
Ejemplo:
Calcule la composición porcentual en masa del CO₂.
Solución: El porcentaje es una parte dividida entre todas las partes, multiplicado x 100 (o simplemente las partes por 100).
En el caso del CO₂ quedaría de la siguiente manera (en masa):
Se calcula la masa molar (M) para CO₂ sabiendo que está compuesto por 1 átomo C y 2 átomos O.
La masa molar (M) es la suma de de los masas atomicas (A) multiplicada por el número de veces que aparece en la fórmula.
Las masas atómicas (A) se ubican en la tabla periódica.
A C = 12 g/mol x 1 = 12 g/mol
A O = 16 g/mol x 2 = 32 g/mol +
M CO₂ es de 44 g/mol
La suma de los porcentajes de los átomos de Carbono, C y Oxígeno, O debe ser igual a 100 % o muy cercano al 100 %.
% C + % O = 100 %
Sustituyendo, tenemos:
27.3 % + 72.7 % = 100 %
Fórmulas empírica y molecular
La fórmula molecular es la fórmula química que indica el número y tipo de átomos distintos presentes en la molécula. La fórmula molecular es la cantidad real de átomos que conforman una molécula. Sólo tiene sentido hablar de fórmula molecular si el elemento o el compuesto están formados por moléculas; en el caso de que se trate de cristales, se habla de su fórmula empírica.
La fórmula empírica nos muestra la proporción entre los átomos de un compuesto químico. A veces puede coincidir con la fórmula molecular del compuesto. La fórmula empírica se puede usar tanto en compuestos formados por moléculas como en los que forman cristales y macromoléculas.
La fórmula molecular nos informa de los átomos que hay en una molécula. Ejemplo: |
El ácido ascórbico (Vitamina C) cura el escorbuto y puede ayudar a prevenir el resfriado común. Se compone de 40.92% de carbono (C), 4.58% de hidrógeno (H) y 54.50% de oxígeno (O) en masa. Determina la fórmula empírica.
Elemento | Porcentaje | Masa |
C | 40.92% | 40.92 g |
H | 4.58% | 4.58 g |
O | 54.50% | 54.50 g |
Marroquin, L. N. (19 de Marzo de 2021). Nomenclatura quimica.
(PDF, Ed.) Guatemala.
https://www.aulafacil.com/cursos/quimica/problemas-de-quimica-general-para-universitarios/formula-molecular-y-formula-empirica-l40221
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