UNIDAD IV "COMPUESTOS"
NUMEROS DE OXIDACIÓN
- Existe una relacion entre el numero de oxidación y la configuración electrónica de los elementos.
Relacion numero de oxidación y configuración electrónica positiva
GRUPO |
NUMERO
DE OXIDACION |
IA |
+1 |
IIA |
+2 |
IIIB |
+3 |
Relacion numero de oxidación y configuración electrónica negativa
GRUPO |
NUMERO
DE OXIDACION |
VIIA |
-1 |
VIA |
-2 |
V |
-3 |
El número de oxidación negativo corresponde a la cantidad de electrones que el elemento necesita para completar el octeto electrónico.
Reglas para asignar números de oxidación
-En los elementos libres (es decir, en estado no combinado), cada átomo tiene un número de oxidación de cero. Así, cada átomo de H2 , Br2 , Na, Be, K, O2 y P4 tiene el mismo número de oxidación: cero
-Para los iones constituidos por un solo átomo (es decir iones
monoatómicos), el número de oxidación es igual a la carga del
ion. Entonces el Ión Li+ tiene un número de oxidación de +1,
O2- el número e-2.
-El número de oxidación del oxígeno es -2 en la mayoría de los
compuestos, pero en le peróxido de hidrógeno (H2O2
) y en el
ion peróxido (O2-
2
) es -1.
-El número de oxidación del hidrógeno es +1, excepto cuando está enlazada con metales en compuestos binarios. En estos casos (por ejemplo LiH, NaH, CaH2), su número de oxidación es -1.
-El flúor tiene un número de oxidación -1 en todos sus
compuestos. Los halógenos (Cl, Br y I) tienen número de
oxidación negativos cuando se encuentran como iones
halogenuro en los compuestos. Cuando están combinados
con oxígeno, por ejemplo en los oxiácidos y oxianiones,
tienen número de oxidación positivos.
-En una molécula neutra, la suma de los números de
oxidación de todos los átomos debe ser cero. En un ion
poliatómico, la suma de los números de oxidación de todos
los elementos debe ser igual a la carga neta del ion.
7.
-Los números de oxidación no tienen que ser enteros. Por
ejemplo, el número de oxidación del O en el ion
superoxido, O2 es - ½.
Es hora de ejercitar!!
Determina el numero de oxidación de los elementos en los siguientes compuestos:
+3-3 =0 +7-8 = -1 S+4 ---------------- O-2
+3-1 +7 -2 S+6 ----------------
PF3 MnO4
S2O4 +6+6=0
S2O6 +6-2
Observa el siguiente video con informacion y ejercicios de números de oxidación
REGLAS DE NOMENCLATURA
La nomenclatura es un conjunto de reglas que se utilizan para nombrar todas aquellas combinaciones que se dan entre los elementos y los compuestos químicos, para ello se utiliza las reglas de IUPAC ( Unión internacional de química pura y aplicada, por sus reglas en ingles) es la máxima autoridad en nomenclatura la cual establece reglas correspondientes.
Compuestos: son el resultad de la combinación, en determinadas proporciones de elementos que guardan entre si en cierta afinidad. Dependen de la capacidad de combinación o valencia de los elementos segun su estructura electrónica de los atomos implicados.
NÚMEROS DE OXIDACIÓN
1.Elementos libres: numero de oxidación = 0 ( H2, Ar, Fe)
2.Un Ión monoatómico es igual a su carga = (Al+3 N.O=+3)
3.Enlaces iónicos se asignan el electrón al de mayor electronegatividad (Cl-1)
4.Numerp de oxidación para el oxigeno es (-2) Excepto cuando se combina con peróxido es (-1)
5.Numero de oxidación para el hidrogeno es igual a (+1) excepto en hidruros (-1)
6. Halógenos = F (-1) cuando se combina con hidruros es (+) ----> HIO 3-
7. La suma de los números de oxidación es igual a cero para un compuesto eléctricamente neutro (K2SO4)
8.La suma de los números de oxidación igual a la carga global para una especie Ión poli atómico (PO4) -3
Es hora de empezar!!
Sustancias simples: Son aquellas que están constituidas por átomos de un solo elemento. En ellas las moléculas están formadas por átomos idénticos, muchos elementos que son gases suelen encontrarse en forma diatómica y en agrupaciones de distinto número de átomos, estas agrupaciones se denominan formas alotrópicas.
Ejemplo:
Br2= Bromo, O3= Ozono, H2=Hidrogeno, O2=Oxigeno
Combinaciones binarias de oxígeno: óxidos tanto las combinaciones de oxígeno con metales como con no metales. Para formularlos se escribe siempre, a la izquierda, el elemento mas electropositivo, intercambiándose los números de oxidación del oxígeno (-2) y del otro elemento. Ejemplo:
MgO= oxido de magnesio, CI2O5 = oxido de cloro (V)
Combinaciones binarias con hidrogeno: Los compuestos derivados de la combinación del hidrógeno con los restantes elementos son muy dispares, dada la peculiaridad del hidrógeno (puede ceder fácilmente su único electrón, pero también captar un electrón de otro átomo para adquirir la estructura electrónica del helio).
- Las combinaciones del hidrógeno con metales se denominan hidruros (KH=Hidruro de potasio y SnH4=Hidruro de estaño)
- Las combinaciones binarias del hidrógeno con oxígeno, nitrógeno, fósforo, arsénico, antimonio, carbono y silicio tienen nombres comunes. (NH3=Amoniaco, NH4=Amonio)
- Las combinaciones del hidrógeno con F, Cl, Br, I, S,y Se y Te se denominan hidrácidos debido a que tales compuestos, al disolverse en agua, dan disoluciones ácidas (HBr= Bromuro de hidrogeno)
Otras combinaciones binarias: Las combinaciones binarias, que no sean ni óxidos ni hidruros, son las formadas por no metales con metales. Para formularlos se escribe a la izquierda el símbolo del metal, por ser el elemento más 4 electropositivo. Para nombrarlos se le añade al nombre del no metal el sufijo –uro. Ejemplo:
CrB= Boruro de cromo (III) y CuBr= Bromuro de cobre (I)
Anhídridos: Se forma por la combinación de Oxigeno y un elemento no metal. Observa la siguiente tabla con la siguiente informacion!! (BrO = oxido de bromo (II), Br2O= anhídrido hipobromoso)
# de |
Columna |
Forma |
Par |
Par |
Anhídrido |
Par |
Impar |
Oxido |
Impar |
Impar |
Anhídrido |
Impar |
Par |
Oxido |
# de oxidación del no
metal |
Prefijo |
Sufijo |
1 o 2 |
Hipo |
Oso |
3 o 4 |
------ |
oso |
5 o 6 |
------ |
Ico |
7 |
Per |
Ico |
Ácidos oxoácidos: Son compuestos capaces de ceder protones que contienen oxígeno en la molécula. Presentan la fórmula general H(a) X(b)O(c)
- Oxoácidos del grupo de halógenos: Los halógenos que forman oxoácidos son: cloro, bromo y yodo. En los tres casos los números de oxidación pueden ser +I, +III, +V y +VII. Al tener más de dos estados de oxidación junto a las terminaciones –oso e –ico, utilizaremos los prefijos hipo– (que quiere decir menos que) y per– (que significa superior)
HCIO3 =Acido clórico
- Oxoácidos del grupo VIA: De los oxoácidos de azufre, selenio y teluro, los más representativos son aquellos en los que el número de oxidación es +IV y +VI. Para estos ácidos se utilizan los sufijos –oso e –ico.
H2SeO4 = Acido selénico
- Oxoácidos del grupo VA: Los ácidos más comunes del nitrógeno son el ácido nitroso y el ácido nítrico en los que el nitrógeno presenta número de oxidación +III y +V, respectivamente. Los ácidos de fósforo más comunes son el fosfónico (antes llamado fosforoso, en el que el fósforo presenta número de oxidación +III) y el fosfórico (número de oxidación +V). Ambos ácidos son en realidad ortoácidos, es decir, contienen tres moléculas de agua en su formación.
HNO3 = Acido nítrico
- Oxoácidos del carbono y del silicio • El estado de oxidación, en ambos casos, es de +IV. Los más comunes son: acido carbónico H2CO3 y acido orto silícico H4SiO4
Sales: se puede considerar como sales los compuestos que son el resultado de la unión de una especie catiónica cualquiera con una especie aniónica distinta de H–, OH– y O2–.
- Algunas sales ya las hemos visto cuando tratamos de las combinaciones binarias no metal–metal. Por ejemplo, compuestos como el KCl (cloruro de potasio) y Na2S (sulfuro de sodio) son sales.
- Cuando el anión procede de un oxoácidos debemos recordar que, los aniones llevan el sufijo –ito o – ato según del ácido del que procedan.
- Para nombrar las sales basta tomar el nombre del anión y añadirle detrás el nombre del catión
NaCIO --- CIO ---- Hipoclorito de sodio
Cationes: Cuando un átomo pierde electrones (los electrones de sus orbitales más externos, también llamados
electrones de valencia) adquiere, como es lógico, una carga positiva neta. Hay bastantes compuestos –como, por ejemplo, el amoníaco– que disponen de electrones libres, no
compartidos. Estos compuestos se unen al catión hidrógeno, para dar una especie cargada
positivamente.
• Para nombrar estas “especies químicas” basta anteponer la palabra catión o Ión al nombre del
elemento.
• En los casos en que el átomo puede adoptar distintos estados de oxidación se indica entre paréntesis.
Aniones: Se llaman aniones a las “especies químicas” cargadas negativamente. Los aniones más simples son los
monoatómicos, que proceden de la ganancia de uno o más electrones por un elemento
electronegativo.
• Para nombrar los iones monoatómicos se utiliza la terminación –uro
Aniones poliatómicos: Los aniones poliatómicos se pueden considerar como provenientes de otras moléculas por pérdida de
uno o más iones hidrógeno. El ion de este tipo más usual y sencillo es el ion hidroxilo (OH–) que
procede de la pérdida de un ion hidrógeno del agua.
• la gran mayoría de los aniones poliatómicos proceden –o se puede considerar que
proceden– de un ácido que ha perdido o cedido sus hidrógenos.
• Para nombrar estos aniones se utilizan los sufijos –ito y –ato según que el ácido de procedencia
termine en –oso o en –ico, respectivamente.
•A menudo, para “construir” el nombre del anión, no se reemplazan simplemente las terminaciones
oso-ico por ito-ato, sino que la raíz del nombre se contrae. Por ejemplo, no se dice iones sulfurito y
sulfurato sino iones sulfito y sulfato. Ejemplos:
Peróxidos: La formación de estos compuestos se debe a la posibilidad que tiene el oxígeno de enlazarse consigo
mismo para formar el grupo peróxido Esta agrupación peroxo (–O–O–) se puede presentar también en ciertos ácidos que se denominan
peroxoácidos. Ejemplos:
MASA MOLAR
Es el cálculo de la masa de una fórmula. Para esto se usan los subíndices de las fórmulas y las masas individuales de los elementos. Los subíndices nos indican cuantos átomos de un elemento
están presentes en dicha fórmula y las masas de los elementos se encuentran en la tabla periódica. La dimensional para indicar la masa de un elemento son las uma (unidad de masa atómica).
Hagamos un ejercicio
La sacarosa C(12)H(22)O(11)
C: 12*12.01= 144.12 (144.12 + 22.22 + 176 = 342.34 umas)
H: 22*1.01=22.22
O: 11 * 16 = 176
Sulfato acido de sodio NaHSO4
Na: 1 * 22.99= 22.99 (22.99 + 1.01 + 32.06 + 64 = 120 . 06 umas)
H: 1 * 1.01 = 1.01
S: 1 * 32.06= 32.06
O: 4 * 16= 64
COMPOSICION PORCENTUAL DE UN COMPUESTO
Es el porcentaje por masa de cada elemento presente en el compuesto. Debes seguir los siguientes pasos:
Observa el ejemplo 1 :
AIOHSO4
AI: 1*26.48= 26.98/140.05 * 100 = 19.26% (26.98+80+1.01+32.06= 140.05)
O: 5*16= 80/140.05 * 100 = 57.12%
H: 1*1.01= 1.01/140.05 * 100 = 0.72 %
S: 1*32.06= 32.06/140.05 *100 = 22.89 %
Mira el ejemplo 2 :
Determinar la composición porcentual de la siguiente formula HCl(3)
C= 1*12.01=12.01
H= 1*1.01= 1.01
CI= 3*35.45= 106.35
Total suma= 119.37
%de carbono: 12.01/119.37*100:10.06%
%de Hidrogeno: 1.01/119.37*100: 0.85%
% de cloro: 106.35/119.37*100:89.09%
Total de suma: 100%
Observa ejemplo 3:
Formula: C17H19NO3
% de C:17*12.01:204.17/285.37*100 = 71.55%
% de H: 19*1.01:19.19/285.37*100 = 6.73 %
% de N:1 * 14.00:14.00/285.37*100 = 4.91%
% de O: 3*16:48/285.37*100 = 16.82%
Total de suma: 285.37 100 %
FORMULA EMPIRICA Y MOLECULAR
Formula química: sirven para representar la composición de las moléculas y los compuestos iónicos por medio de símbolos químicos. Composición no significa solo lo elementos presentes sino también las proporciones en la cual se combinan los átomos.
- Formula empírica
- Formula molecular
- Formula estructural
Formula empírica: Representa la fórmula más sencilla de u compuesto. Indica cuales elementos están presentes y la relación mínima en números enteros de los átomos de cada elemento que forman un compuesto pero no indica el número real de átomos de una molécula.
Formula molecular: Esta indica la cantidad exacta de átomos de cada elemento que está presente en la unidad más pequeña de una sustancia. Como siempre los subíndices indican el
número de átomos presentes de cada
elemento dentro de la molécula, representa la relación real entre os
átomos.
Hagamos un ejercicio: El ácido ascórbico (vitamina C) cura el escorbuto y ayuda a evitar el resfriado más común. Está compuesto por 40.92% de carbono (C) 4.58% de hidrógeno (H) y 54.50% de oxígeno (O) en masa. Determine su fórmula empírica y molecular.
- Si tenemos porcentajes asumimos que tenemos 100 g. Entonces se pasan los porcentajes a gramos así: • C 40.92% = 40.92 g • H 4.58% = 4.58 g • O 54.50% 54.50 g
- Pasar los gramos a moles:
nH= 4.58 g C = 1 mol H / 1.008 g H= 4.54 mol H
nO= 54.50 g O = 1 mol O/ 16.00 g O = 3.406 mol O
*Con esto obtenemos la fórmula C3.407H4.54O3.406 que proporciona
la relación de los átomos y su identidad pero el problema es
que las fórmulas químicas se deben escribir en números
enteros.
3.Convertir estos subíndices en números enteros y
para esto se dividen todos los subíndices entre el más
pequeño.
C = 3.4 07 / 3.406 = 1 H= 4.54/3.406 = 1.33 O= 3.406/3.406 = 1
4. Por ensayo y error se busca un número que
multiplicado por el decimal se convierta este en un número
entero y al encontrarlo TODOS los subíndices deben ser
multiplicados por este número.
1.33 * 2: 2.66 1.33*3: 4
(C1H1.33O1) * 3 = C(1*3=3) H(1.33*3 =4) O (1*3 = 3)
Formula empírica: C3H4O3
5.En el caso de la fórmula molecular SIEMPRE es necesario
previamente haber realizado el cálculo de la fórmula empírica
y contar con la masa molar real o aproximada del compuesto
al que se le calculara la fórmula molecular.
6.Se calcula la masa molar de la fórmula empírica
C = 12 x 3 = 36 H = 1 x 4 = 4 y O 16 x 3 = 48
La sumatoria: 88
7.Determina el número de unidades
de la fórmula empírica presentes en la fórmula molecular así:
Masa molar/ masa molar empírica = 175/ 88 = 1.99 ---- 2
* Lo que nos indica que la masa molar del compuesto es dos veces
la masa molar empírica o sea que hay que multiplicar los
subíndices de la fórmula empírica por numero que resulte de esta división.
FORMULA EMPIRICA C3H4O3
FORMULA MOLECULAR C6H8O6
Observa el ejemplo:
En una reacción química se combinan 6.75 gramos de S con 14 gramos de vanadio, determina la formula molecular y empírica. Masa de 187 gramos
S: 6.75
V: 14
S 6.75 g * 1mol /32.06: 0.2105 mol S / 0.2105: 1
V 14 g *1 mol/50.94: 0.2748 mol de V / 0.2105 : 1.30
1.30 * 3: 3.9--- 4
1*3: 3
Empírica: S3V4 S3*32.064: 96.192 V4*50.942: 203.768 = 300
187/300: 0.62 --- 1
Molecular: S3V4
Ejemplo 2:
Formula empírica molecular de antimonio con peso molecular 323.50 y el cual contiene 24.73% de oxigeno.
Sb: 75.27 * 1mol/121.75: 0.61 mol de sb/ 0.61: 1
O: 25.73 * 1 mol / 16: 1.54 mol de O / 0.61: 2.52
Empírica Sb2O5
121.75*2: 243.5
15*5:80
Total: 323.5 /323.5: 1
Molecular: Sb2O5
Observa el siguiente video con ejercicios de formula empírica y molecular
Referencias bibliograficas
- Lcda. Marroquín N. (2021) presentaciones de clase unidad IV "Compuestos"
- Folleto de nomenclatura química inorgánica (2021)
- Química inorgánica (2020) reacciones químicas, recuperado de: https://www.fullquimica.com/2013/10/tipos-de-reaccion-de-desplazamiento.html#:~:text=Desplazamiento%20de%20hal%C3%B3geno&text=La%20fuerza%20de%20estos%20elementos,ya%20que%20tiene%20mas%20reactividad).&text=Las%20reacciones%20de%20desplazamiento%20de%20hal%C3%B3geno%20tienen%20una%20aplicaci%C3%B3n%20industrial%20directa.
- Ing. Gonzales S. (2021) formula molecular y empírica, recuperado de: https://www.uned.ac.cr/ecen/images/catedras/IVTutoriaQuimicaGeneralI.pdf
- Ing. Rolón H (2020) nomenclatura, recuperado de: https://www.uaeh.edu.mx/docencia/P_Presentaciones/b_atotonilco_tula/2015/unidad_5_formulacion_quimica_inorganica.pdf
- Khan academy (2021) números de oxidación, recuperado de:https://es.khanacademy.org/science/ap-chemistry/chemical-reactions-ap/types-of-chemical-reactions-ap/a/oxidation-number
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ResponderBorrarEsta bien licenciada, gracias por la observación
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